2-Química Geral

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Indaial – 2020
Química Geral
Prof. José Edson Reinert
2a Edição
Copyright © UNIASSELVI 2020
Elaboração:
Prof. José Edson Reinert
Revisão, Diagramação e Produção:
Centro Universitário Leonardo da Vinci – UNIASSELVI
Ficha catalográfica elaborada na fonte pela Biblioteca Dante Alighieri 
UNIASSELVI – Indaial.
Impresso por:
R367q
 Reinert, José Edson
 Química geral. / José Edson Reinert. – Indaial: UNIASSELVI, 2020.
 268 p.; il.
 ISBN 978-65-5663-293-3
 ISBN Digital 978-65-5663-294-0
 1. Química. - Brasil. II. Centro Universitário Leonardo da Vinci.
CDD 540.7
apresentação
Caro acadêmico, seja muito bem-vindo à disciplina de Química 
Geral! Este livro didático auxiliará seus estudos para que você compreenda 
melhor os principais tópicos da química. As orientações têm como objetivo 
contribuir de forma positiva o direcionamento do seu processo de ensino e 
aprendizagem. 
Este livro tem como finalidade proporcionar a você embasamento 
teórico a respeito de conceitos base da Química para que possam no futuro 
estabelecer uma relação com as demais disciplinas do seu curso. Assim, o 
livro didático ordena os conteúdos e aspectos teóricos que auxiliarão no seu 
desenvolvimento integral, aprimorando seus conhecimentos e possibilitando, 
no final do curso, sua inserção no mercado de trabalho.
A fim de lhe familiarizar de forma breve com a disciplina, 
apresentamos a seguir cada uma das unidades que serão abordadas neste 
livro. Na Unidade 1, você compreenderá os aspectos que levaram à evolução 
dos modelos atômicos e como as interpretações de dados experimentais 
contribuíram com as características de cada modelo. Nesta unidade, você 
conhecerá a forma como a tabela periódica é organizada atualmente e as 
propriedades que são observadas através desta organização. Além do mais 
será capaz de diferenciar e identificar as ligações químicas que mantêm os 
átomos unidos. 
Na Unidade 2, trabalharemos com as funções inorgânicas, que são 
grupos de substâncias que apresentam algum tipo de semelhança, sendo 
elas, ácidos, bases, sais e óxidos. Além disso, será apresentada a forma como 
se realiza a nomenclatura dessas substâncias e suas características. Esta 
unidade apresentará também as reações inorgânicas.
Na Unidade 3, trataremos sobre alguns fundamentos da físico-
química, dentre eles as grandezas químicas e estequiometria das reações. 
Outro ponto a ser tratado serão as classificações e características das dispersões 
com ênfase nas soluções e seus processos de separação. A radioatividade 
será outro tópico a ser discutido nesta unidade. 
Nesse contexto, apresentamos assuntos de suma importância para 
sua formação e que devem ser conhecidos, portanto, convidamos você a se 
inteirar e assimilar todo esse conhecimento.
Desejamos uma ótima leitura! Bons estudos!
Prof. José Edson Reinert
Você já me conhece das outras disciplinas? Não? É calouro? Enfim, tanto para 
você que está chegando agora à UNIASSELVI quanto para você que já é veterano, há 
novidades em nosso material.
Na Educação a Distância, o livro impresso, entregue a todos os acadêmicos desde 2005, é 
o material base da disciplina. A partir de 2017, nossos livros estão de visual novo, com um 
formato mais prático, que cabe na bolsa e facilita a leitura. 
O conteúdo continua na íntegra, mas a estrutura interna foi aperfeiçoada com nova 
diagramação no texto, aproveitando ao máximo o espaço da página, o que também 
contribui para diminuir a extração de árvores para produção de folhas de papel, por exemplo.
Assim, a UNIASSELVI, preocupando-se com o impacto de nossas ações sobre o ambiente, 
apresenta também este livro no formato digital. Assim, você, acadêmico, tem a possibilidade 
de estudá-lo com versatilidade nas telas do celular, tablet ou computador. 
 
Eu mesmo, UNI, ganhei um novo layout, você me verá frequentemente e surgirei para 
apresentar dicas de vídeos e outras fontes de conhecimento que complementam o assunto 
em questão. 
Todos esses ajustes foram pensados a partir de relatos que recebemos nas pesquisas 
institucionais sobre os materiais impressos, para que você, nossa maior prioridade, possa 
continuar seus estudos com um material de qualidade.
Aproveito o momento para convidá-lo para um bate-papo sobre o Exame Nacional de 
Desempenho de Estudantes – ENADE. 
 
Bons estudos!
NOTA
Olá acadêmico! Para melhorar a qualidade dos 
materiais ofertados a você e dinamizar ainda mais 
os seus estudos, a Uniasselvi disponibiliza materiais 
que possuem o código QR Code, que é um código 
que permite que você acesse um conteúdo interativo 
relacionado ao tema que você está estudando. Para 
utilizar essa ferramenta, acesse as lojas de aplicativos 
e baixe um leitor de QR Code. Depois, é só aproveitar 
mais essa facilidade para aprimorar seus estudos!
UNI
Olá, acadêmico! Iniciamos agora mais uma disciplina e com ela 
um novo conhecimento. 
Com o objetivo de enriquecer seu conhecimento, construímos, além do livro 
que está em suas mãos, uma rica trilha de aprendizagem, por meio dela você 
terá contato com o vídeo da disciplina, o objeto de aprendizagem, materiais complemen-
tares, entre outros, todos pensados e construídos na intenção de auxiliar seu crescimento.
Acesse o QR Code, que levará ao AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
Conte conosco, estaremos juntos nesta caminhada!
LEMBRETE
sumário
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA .................................................................................. 1
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA ................................................................................ 3
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 3
2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA ....................................................................................... 3
2.1 MÉTODO CIENTÍFICO ................................................................................................................. 5
3 MODELOS ATÔMICOS .................................................................................................................... 6
3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA .................................................................. 6
3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON ............................................................................................... 8
3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON ........................................................................................... 9
3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD ................................................................................... 11
3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR ................................................................................................... 15
3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL .................................................................................................. 17
4 ESTRUTURA ATÔMICA ................................................................................................................. 18
4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA ATÔMICA ................................. 19
4.1.1 Elementos químicos e sua representação ......................................................................... 20
4.2 ÍONS................................................................................................................................................ 21
4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS .................................................................................................... 23
4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ................................................................................................. 24
4.5 NÚMERO QUÂNTICOS ............................................................................................................. 28
LEITURA COMPLEMENTAR ............................................................................................................ 32
RESUMO DO TÓPICO 1.....................................................................................................................34
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 36
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA .................................................................................................. 39
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 39
2 EVOLUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA ....................................................................................... 39
3 ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA .............................................................................. 44
3.1 GRUPOS ......................................................................................................................................... 44
3.2 PERÍODOS ..................................................................................................................................... 45
3.3 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS ...................................................................................... 46
3.3.1 Classificação quanto à estrutura eletrônica ...................................................................... 46
3.3.2 Classificação quanto às características e propriedades .................................................. 49
3.3.3 Classificações complementares .......................................................................................... 52
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS .................................................................................................... 53
4.1 RAIO ATÔMICO ........................................................................................................................... 53
4.2 ELETRONEGATIVIDADE .......................................................................................................... 55
4.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO ....................................................................................................... 57
4.4 AFINIDADE ELETRÔNICA ....................................................................................................... 58
RESUMO DO TÓPICO 2..................................................................................................................... 61
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 63
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ................. 65
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 65
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................................... 66
2.1 TEORIA DO OCTETO .................................................................................................................. 66
2.2 LIGAÇÕES IÔNICAS ................................................................................................................... 67
2.2.1 Fórmula unitária ou mínima .............................................................................................. 69
2.2.2 Fórmula de Lewis ou eletrônica ........................................................................................ 69
2.2.3 Características dos compostos iônicos .............................................................................. 70
2.3 LIGAÇÕES COVALENTES ......................................................................................................... 71
2.3.1 Fórmula de Lewis ou Eletrônica ........................................................................................ 72
2.3.2 Fórmula estrutural ............................................................................................................... 73
2.3.3 Fórmula molecular .............................................................................................................. 76
2.3.4 Ligações covalentes coordenadas ...................................................................................... 76
2.3.5 Características dos compostos moleculares/covalentes ................................................. 78
2.4 LIGAÇÕES METÁLICAS ............................................................................................................ 78
2.4.1 Características dos compostos metálicos ........................................................................ 79
2.4.2 Ligas metálicas ..................................................................................................................... 79
3 POLARIDADE E GEOMETRIA...................................................................................................... 80
3.1 GEOMETRIA MOLECULAR ...................................................................................................... 80
3.2 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES ................................................................................................ 84
3.3 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS ........................................................................................... 85
4 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ....................................................................................... 86
4.1 DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO ................................................................. 87
4.2 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUZIDO ................................................................... 88
4.3 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE ........................................................... 88
4.4 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO................................................................................................... 88
4.5 ÍON – DIPOLO .............................................................................................................................. 89
4.6 IMPLICAÇÕES DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES .............................................. 90
RESUMO DO TÓPICO 3..................................................................................................................... 91
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 93
REFERÊNCIAS ...................................................................................................................................... 95
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS ................................... 97
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES ....................................................................................................... 99
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 99
2 TEORIAS ÁCIDO-BASE .................................................................................................................. 99
2.1 TEORIA DE ARRHENIUS ......................................................................................................... 100
2.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY ........................................................................................... 101
2.3 TEORIA DE LEWIS .................................................................................................................... 102
3 POTENCIAL HIDROGÊNIÔNICO (pH) ................................................................................... 103
3.1 INDICADORES ÁCIDO-BASE ................................................................................................. 105
3.2 ÍONS COMUNS E SOLUÇÃO-TAMPÃO ............................................................................... 108
4 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) .............................................................................................. 111
5 ÁCIDOS ............................................................................................................................................. 113
5.1 CLASSIFICAÇÃO .......................................................................................................................114
5.1.1 Quanto ao número de elementos .................................................................................... 114
5.1.2 Quanto à presença de oxigênio ........................................................................................ 114
5.1.3 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis .............................................................. 115
5.1.4 Quanto à volatilidade ........................................................................................................ 116
5.1.5 Quanto à força .................................................................................................................... 116
5.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 121
5.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 123
6 BASES ................................................................................................................................................ 125
6.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 126
6.1.1 Quanto ao número de hidroxilas ..................................................................................... 126
6.1.2 Quanto à solubilidade ....................................................................................................... 126
6.1.3 Quanto à força .................................................................................................................... 127
6.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 128
6.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 130
RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 132
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 134
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS ................................................................................. 137
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 137
2 SAIS .................................................................................................................................................... 137
2.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 139
2.1.1 Quanto ao número de elementos químicos constituintes ............................................ 139
2.1.2 Quanto à solubilidade em água ....................................................................................... 140
2.1.3 Quanto à presença de água .............................................................................................. 141
2.1.4 Quanto à natureza dos íons .............................................................................................. 141
2.1.4.1 Sal neutro ......................................................................................................................... 142
2.1.4.2 Sal ácido ........................................................................................................................... 142
2.1.4.3 Sal básico .......................................................................................................................... 142
2.1.4.4 Sal misto ........................................................................................................................... 143
2.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 143
2.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 144
3 ÓXIDOS ............................................................................................................................................. 145
3.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 148
3.1.1 Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio ........................................................... 148
3.1.2 Quanto à propriedade ácido-base. .................................................................................. 149
3.1.3 Outros compostos derivados do oxigênio...................................................................... 150
3.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 151
3.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 152
4 HIDRETOS ........................................................................................................................................ 154
4.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 155
4.1.1 Hidretos iônicos ou salinos .............................................................................................. 155
4.1.2 Hidretos covalentes ou moleculares ............................................................................... 155
4.1.3 Hidretos metálicos ou intersticiais .................................................................................. 156
4.1.4 Hidretos intermediários .................................................................................................... 156
4.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 157
RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 158
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 159
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................. 161
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 161
2 CONCEITOS GERAIS SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS .......................................................... 161
3 INDICATIVOS DE REAÇÃO QUÍMICA ................................................................................... 163
4 LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................... 164
4.2 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS ............................................................................... 166
4.1 LEI DA COMBINAÇÃO DE VOLUMES ................................................................................ 166
4.3 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS ..................................................................................... 167
5 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES............................................................................................ 168
6 CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS .................................................................... 170
6.1 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO ...................................................................................... 171
6.2 REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO ................................................................... 171
6.3 REAÇÃO DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA .................................................... 173
6.4 REAÇÃO DE DUPLA-TROCA ................................................................................................. 174
RESUMO DO TÓPICO 3...................................................................................................................176
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 178
REFERÊNCIAS .................................................................................................................................... 180
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA ....................................................... 183
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE ................................................................................................. 185
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 185
2 HISTÓRICO DA RADIOATIVIDADE ....................................................................................... 186
3 EMISSÕES RADIOATIVAS .......................................................................................................... 189
3.1 PARTÍCULAS ALFA ................................................................................................................... 191
3.2 PARTÍCULAS BETA ................................................................................................................... 191
3.3 RADIAÇÃO GAMA ................................................................................................................... 192
3.4 COMPARATIVO DA EMISSÕES RADIOATIVAS ................................................................. 193
4 REAÇÕES NUCLEARES ................................................................................................................ 196
4.1 LEIS DA RADIOATIVIDADE ................................................................................................... 197
4.1.1 Primeira lei da radioatividade ......................................................................................... 197
4.1.2 Segunda lei da radioatividade ......................................................................................... 198
4.2 SÉRIES RADIOATIVAS .............................................................................................................. 199
5 CINÉTICA RADIOATIVA ............................................................................................................. 201
5.1 DECAIMENTO RADIOATIVO ................................................................................................ 201
5.2 ATIVIDADE ................................................................................................................................. 202
5.3 MEIA-VIDA ................................................................................................................................. 203
5.4 VIDA MÉDIA .............................................................................................................................. 207
6 FISSÃO E FUSÃO ............................................................................................................................ 208
7 APLICAÇÕES ................................................................................................................................... 210
RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 215
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 217
TÓPICO 2 — GRANDEZAS QUÍMICAS ...................................................................................... 219
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 219
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA ............................................................................................. 220
2.1 MASSA DE UM ELEMENTO ................................................................................................... 221
2.2 MASSA MOLECULAR E MASSA FÓRMULA ...................................................................... 221
3 MOL .................................................................................................................................................... 222
3.1 CONSTANTE DE AVOGADRO ............................................................................................... 222
3.2 MASSA MOLAR ......................................................................................................................... 223
3.3 VOLUME MOLAR ..................................................................................................................... 224
4 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ............................................................................................... 225
RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 229
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 230
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS ........................................................................................... 233
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 233
2 SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA .............................................................................................. 233
2.1 PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS .................................................................... 235
3 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES ....................................................................................... 241
3.1 SUSPENSÃO ................................................................................................................................ 241
3.2 COLOIDE ..................................................................................................................................... 242
3.3 SOLUÇÃO.................................................................................................................................... 244
4 ESTUDO DAS SOLUÇÕES ........................................................................................................... 244
4.1 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................................................... 245
4.1.1 De acordo com o estado físico da solução ...................................................................... 245
4.1.2 De Acordo com a natureza do soluto ............................................................................. 246
4.1.3 De acordo com a solubilidade do soluto ........................................................................ 247
4.2 UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................... 251
4.2.1 Título.................................................................................................................................... 251
4.2.2 Concentração comum ........................................................................................................ 252
4.2.3 Concentração em quantidade de matéria por volume ................................................. 253
4.2.4 Concentração em quantidade de matéria por massa ................................................... 253
4.2.5 Relacionando as concentrações ........................................................................................ 254
4.3 VARIAÇÃO NA CONCENTRAÇÃO ...................................................................................... 254
4.3.1 Diluição e concentração de soluções ............................................................................... 254
4.3.2 Mistura de soluções com o mesmo soluto ..................................................................... 255
4.3.3 Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem entre si ....................... 256
4.3.4 Mistura de soluções com solutos diferentes que reagem entre si............................... 257
LEITURA COMPLEMENTAR.......................................................................................................... 261
RESUMO DO TÓPICO 3................................................................................................................... 263
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 265
REFERÊNCIAS .................................................................................................................................... 267
1
UNIDADE 1 —
INTRODUÇÃO À QUÍMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de:
• identificar as unidades fundamentais da matéria;
• diferenciar os modelos atômicos e reconhecer as observações que levaram 
a sua evolução;
• realizar a distribuição eletrônica utilizando o Diagrama de Linus Pauling 
assim como identificar os quatro números quânticos;
• reconhecer a organização atual da tabela periódica e os elementos que a 
compõe; 
• compreender a estabilidade química dos elementos através da Regra do 
Octeto;
• identificar e diferenciar as ligações iônicas, covalentes e metálicas.
Esta unidade está dividida em três tópicos. No decorrer da unidade, você 
encontrará autoatividades com o objetivo de reforçar o conteúdo apresen-
tado.
TÓPICO 1 – CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
TÓPICO 2 – TABELA PERIÓDICA
TÓPICO 3 – LIGAÇÕES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULA-
RES
Preparado para ampliar seus conhecimentos? Respire e vamos 
em frente! Procure um ambiente que facilite a concentração, assim absorverá 
melhor as informações.
CHAMADA
2
3
TÓPICO 1 —UNIDADE 1
CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
1 INTRODUÇÃO
Olá, caro acadêmico! Iniciamos nossos estudos em Química Geral com a 
constituição da matéria, portanto, reflita sobre o que é apresentado a seguir.
Tudo que está a nossa volta, que podemos tocar, que possui massa e ocupa 
um lugar no espaço, ou seja, possui volume, é denominado matéria. A matéria foi 
algo que sempre intrigou pensadores e cientistas ao longo dos séculos. Nos dias 
atuais, sabemos que os átomos são responsáveis pela constituição da matéria, 
porém esta ideia pode ser considerada “recente”.
Neste tópico vamos abordar a evolução dos modelos atômicos e da ideia 
do que constitui a matéria, assim como características e classificações dela. Para 
isso iremos dos filósofos gregos até os maiores cientistas da história da Química e 
suas contribuições para esta área.
2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
Os seres humanos começaram a estabelecer seu conhecimento sobre a 
química das coisas na pré-história com o domínio do fogo. O domínio desse 
recurso permitiu a diversas civilizações a manipulação de metais e consequen-
temente o desenvolvimento de diversos utensílios, objetos e armas. Além disso, 
aprender a “produzir” fogo proporcionou a estas civilizações iluminação e pro-
teção contra o frio.
A GUERRA DO FOGO
Título: A Guerra do Fogo (La Guerre du Feu)
Direção: Jean-Jacques Annaud
Ano: 1981
Duração: 125 minutos
Sinopse: Esse filme franco-canadense, bastante premiado, conta a 
história de uma batalha entre duas tribos da Pré-História em torno da 
posse e da produção do fogo, tecnologia de grande importância na 
evolução humana.
DICAS
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
4
Com o avanço dos conhecimentos a respeito da natureza e mesmo antes 
da química se estabelecer como ciência, houve a alquimia. A alquimia surgiu por 
volta do século IV a.C. e foi a precursora da química. Ela era uma mistura de arte, 
ciência e magia, e apresentava uma forma mais mística e misteriosa de observar 
a natureza. Vários povos se destacaram pelos estudos alquímicos, como egípcios, 
gregos, chineses, árabes etc.
A alquimia possuía dois objetivos principais a serem alcançados, sendo 
eles:
•	 A	 pedra	 filosofal: ela seria capaz de realizar a transmutação de materiais 
comuns em ouro.
•	 O	 elixir	 da	 vida: material que teria a propriedade de garantir cura das 
enfermidades do corpo, assim como, juventude e vida eterna.
Apesar de nenhum dos dois objetivos terem sido alcançados, a alquimia, 
durante seu auge, permitiu a descoberta de diversos elementos e substâncias, 
a elaboração de várias técnicas e vidrarias de laboratórios que fazem parte da 
Química atual.
FIGURA 1 – LABORATÓRIO ALQUÍMICO
FONTE: <https://bit.ly/2yByxiY>. Acesso em: 8 abr. 2020
A química, como uma das áreas das ciências naturais, é recente e tem seu 
início datado por volta do final do século XVIII e marcado por trabalhos de dois 
estudiosos: Robert	Boyle (1627-1691) e Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794).
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
5
Tanto Robert Boyle quanto Antoine-Laurent de Lavoisier aplicaram o uso 
de experimentos planejados com o propósito de responder a um questionamento, 
para isso realizavam observações e medidas assim como elaboraram hipóteses e 
testaram-nas. Isso permitiu a generalização de muitos conceitos. A partir deste 
ponto a análise da matéria e suas transformações adquiriu um caráter mais 
científico e deixou de lado o misticismo da Alquimia.
2.1 MÉTODO CIENTÍFICO
A forma de trabalho de Boyle e Lavoisier são conhecidas atualmente como 
o método	científico. O método científico estabelece uma sequência a ser seguida a 
fim de se comprovar uma hipótese, para isso há uma estrutura bem definida que 
pode ser seguida em qualquer área das ciências e até mesmo no cotidiano. Veja a 
estrutura a seguir:
FIGURA 2 – ESTRUTURA DO MÉTODO CIENTÍFICO
FONTE: O autor
 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
6
Note que a química atual está embasada na experimentação, então após 
observar algum fenômeno, caracterizar um problema a ser solucionado e fazer um 
levantamento de dados deve-se elaborar uma hipótese que possa responder ao 
questionamento ligado ao problema. A verificação da hipótese se dá através de um 
experimento. Ao comparar os resultados obtidos com a hipótese formulada dois ca-
minhos podem ser seguidos, caso os dados indiquem que a hipótese é verdadeira en-
tão teremos uma lei ou teoria. Caso a experimentação refute a hipótese nós voltamos 
ao ponto de elaboração para uma nova hipótese até que a mesma seja verdadeira.
3 MODELOS ATÔMICOS
A química possui como objetivo estudar a matéria a suas transformações. 
No entanto, do que a matéria é constituída? Essa é uma pergunta que sempre 
intrigou muitos filósofos e cientistas ao longo dos anos. 
 
O conceito do que constitui a matéria é algo que evoluiu com o passar dos 
anos, principalmente pelo fato de que a ciência é algo em constante construção. 
A descoberta de novas tecnologias levou ao desenvolvimento dos conhecimentos 
ligados à interpretação da constituição da matéria.
 
Atualmente, muito se fala sobre os átomos e a pesquisa constante para 
desvendar cada mistério do seu interior, mas até chegarmos neste nível de conhe-
cimento a humanidade caminhou um longo caminho, iniciado com os filósofos 
gregos.
3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
Há pouco mais de 2500 anos, os filósofos gregos foram os primeiros a 
sugerir e discutir sobre qual seria a constituição da matéria. Podendo-se destacar 
as seguintes ideias:
•	 Tales	de	Mileto (c.624 a.C. – c.558 a.C.) – Propôs que todo o universo era com-
posto de água.
•	 Anaxímenes (c.585 a.C. – c.524 a.C.) – Acreditava que a base de tudo era o ar.
•	 Heráclito (c.540 a.C. – c.475 a.C.) – Este filósofo propôs que tudo era composto 
de fogo.
•	 Empédocles (c.490 a.C. – c.435 a.C.) – Unificou os elementos água, ar e fogo ao 
elemento terra, propondo a teoria dos quatro elementos, para ele essa teoria 
era regida por amor (união) e ódio (separação).
Todavia, entre todas as concepções gregas a que merece certo destaque é a 
proposta por Leucipo (c.480 a.C. – c.420 a.C.) e defendida por seu pupilo Demó-
crito (c.460 a.C. – c.370 a.C.). Para eles, por hipótese, ao fragmentar uma porção 
de matéria sucessivas vezes ao meio chegaríamos em uma unidade imaginária, 
invisível e indivisível, o átomo.TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
7
Posteriormente, a Leucipo e Demócrito tivemos a influência de 
Aristóteles	 (384 a.C. – 322 a.C.). Ele criticou a teoria atomística e retomou os 
conceitos da teoria dos quatro elementos, expandindo-a. Para Aristóteles, os 
quatro elementos mantinham uma relação entre si através de amor e ódio e essa 
relação seria responsável pelas características seco, quente, úmido e frio.
FIGURA 3 – TEORIA DOS QUATRO ELEMENTOS
FONTE: <https://bit.ly/2zlA0ur>. Acesso em: 9 abr. 2020.
A palavra átomo vem do grego ἄτομος, sendo a = não e tomos = partes, ou 
seja, sem partes, melhor traduzido como indivisível, uma forma de expressar o conceito 
abordado pelos filósofos Leucipo e Demócrito.
NOTA
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
8
É importante destacar que não se deve comparar os conhecimentos adqui-
ridos pelos filósofos gregos com os trabalhos sobre a constituição da matéria di-
fundidos a partir do Século XVIII, pois estes estavam embasado na experimenta-
ção, já as ideias dos filósofos gregos valorizavam as atividades mentais, visto que 
trabalhos manuais eram característicos de escravos (NOVAIS; ANTUNES, 2016).
3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON
O primeiro modelo atômico de destaque que surge após o século XVIII 
é o modelo proposto pela teoria atômica do químico inglês John	Dalton	(1766-
1844). Não se pode estabelecer ao certo quais foram os tópicos que levaram ao 
desenvolvimento desta teoria, visto que muitas eram as influências sobre ela, 
porém, segundo Melzer e Aires (2015), dois pontos podem ser destacados:
• Dalton baseou sua proposta em uma teoria ligada a seus estudos acerca da 
física proposta por Isaac Newton, ancorada no corpuscularismo newtoniano;
• E através de seus estudos sobre misturas gasosas, com todas as discussões e 
críticas feitas pelos seus contemporâneos que o fizeram analisar e conceber 
uma união entre a proposta Newtoniana de partícula com as propostas de 
afinidade química, ambas apresentadas em sua época.
O corpuscularismo é uma teoria física, estudada principalmente pelo cientista 
inglês Isaac Newton (1643-1727), que propõe que a matéria é composta por partículas 
minúsculas, denominadas corpúsculos. Essa teoria é similar à teoria atomística, porém, se 
difere no fato de que, no caso dos corpúsculos, eles poderiam, em princípio, ser divididos.
NOTA
Além disso, outra influência observada por Dalton para elaboração de 
sua teoria foram as leis ponderais de Lavoisier (Lei da Conservação das Massas) 
e Proust (Lei das Proporções Definidas). Por fim a teoria atômica de Dalton, 
apresentada através de publicações do cientista entre os anos de 1804 e 1827, 
apresenta as seguintes características:
• O átomo é formado por uma esfera corpuscular maciça e indivisível.
• Os elementos químicos são a junção de átomos com a mesma massa, tamanho 
e propriedades.
• Os elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais como 
tamanho e massa.
• A combinação de átomos de elementos diferentes forma “átomos compostos” 
(atualmente chamados de moléculas).
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
9
• Durante uma reação química os átomos não são criados, nem destruídos, são 
reorganizados, formando novas substâncias.
O modelo atômico de Dalton proveniente de sua teoria atômica era 
imaginado como sendo uma esfera maciça, indivisível e indestrutível, sendo que 
esta representação do átomo ficou conhecida como Modelo	da	Bola	de	Bilhar.
FIGURA 4 – MODELO ATÔMICO DE DALTON
FONTE: O autor
3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON
A evolução das teorias atômicas é algo natural, visto que o avanço da 
ciência permite chegar a conclusões que eram experimentalmente impossíveis no 
passado. Segundo Novais e Antunes (2016, p. 85):
Apesar de a teoria atômica de Dalton, divulgada no início do século 
XIX, ter sido importante para os avanços da Química e de ainda hoje 
valer para a compreensão de inúmeros fenômenos que estudamos, 
ela não permite explicar uma série de fatos experimentais, alguns dos 
quais passaram a ser conhecidos durante o século XIX.
Dentre os fenômenos não explicados pela teoria atômica de Dalton, 
podemos destacar o fato de ela não explicar a eletrização de corpos por atrito e as 
reações químicas provocadas por passagem de corrente elétrica, ou seja, a teoria 
de Dalton não explicava a natureza elétrica da matéria.
O responsável por introduzir a natureza elétrica da matéria foi Joseph 
John Thomson (1856-1940), mas para que possamos entender seu trabalho, 
precisamos falar sobre as pesquisas que ocorreram ao longo do século XIX.
Ao longo do século XIX, vários cientistas buscavam entender os fenômenos 
elétricos e para isso realizavam experimentos com tubos de descarga elétrica. 
Armazenados a baixas pressões, gases eram contidos nestes recipientes nos quais 
eram realizadas descargas elétricas. A diminuição da pressão era realizada com 
o uso de uma bomba de vácuo e o dentro dos tubos de vidro havia duas placas 
metálicas (cátodo e ânodo) ligadas por fios a fontes de alta tensão, conforme o 
esquema a seguir:
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
10
FIGURA 5 – TUBO DE DESCARGA ELÉTRICA
FONTE: <https://bit.ly/2VOd12I>. Acesso em: 9 abr. 2020.
Um dos cientistas que realizou estes estudos foi William	Crookes (1832-
1919). Ele realizou seus testes em baixíssimas pressões, e ao fazer isso, observou 
que certa luminosidade aparecia na parede do tubo em frente ao cátodo. Então, 
esses raios, que partiam em linha reta do cátodo na direção oposta a ele, foram 
denominados de raios catódicos.
Thomson, ao trabalhar com raios catódicos, realizou algumas observações 
importantes a respeito deles: 
• eles possuíam massa, pois ao inserir dentro do tubo de vidro uma pequena 
hélice se movia com a incidência dos raios catódicos;
• uma pequena cruz dentro do tubo de vidro era capaz de deter os raios catódicos, 
formando uma sombra sobre na parede de vidro;
• os raios catódicos mudavam de direção ao serem colocados entre duas placas 
carregadas, desviando-se em na direção da placa positiva;
• independentemente do gás utilizado no tubo de vidro a relação entre carga e 
massa era sempre a mesma.
Assim, Thomson concluiu que:
• os raios catódicos são formados por feixes de partículas carregadas negativa-
mente;
• todos os átomos da matéria possuem estas partículas (conhecidas como elé-
trons).
• como os corpos são neutros, Thomson propôs que o átomo deveria ser formado 
por uma massa de carga positiva de mesmo valor, porém de sinal contrário a 
soma das cargas dos elétrons (cargas negativas) que estavam incrustados nele.
O modelo atômico proposto por Thomson ficou conhecido como Modelo 
do Pudim de Passas e se assemelha ao que é apresentado na imagem a seguir:
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
11
FIGURA 6 – MODELO ATÔMICO DE THOMSON
FONTE: O autor
3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD
O modelo atômico de Thomson foi bem aceito por muitos anos, porém, 
depois do início do século XX, Ernest Rutherford (1871-1937) e alguns colaborado-
res, através de alguns experimentos realizados na Inglaterra, propuseram um novo 
modelo atômico que levaria à substituição do modelo de Thomson (RUSSEL, 2002).
A descoberta da radioatividade
Em 1890, descobriu-se que certos elementos são radioativos. Isto significa que eles emitem 
radiação de alta energia, da qual há três tipos: partículas alfa (α), partículas beta (β)e raios 
gama (γ). 
FONTE: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2002. v. 1.
ESTUDOS FU
TUROS
Rutherford, junto aos cientistas E. Marsden e H. Geiger, realizaram 
uma experiência em que um fluxo de partículas alfa, emitida por uma amostra 
de polônio radioativo, atingia folhas finas de diversos materiais. Os cientistas 
observaram, segundo Russel (2002, p.236), que
[...] embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha 
reta, algumas foram espalhadas ou desviadas da linha reta. Os três 
cientistas ficaram intrigados pelo espalhamento da partícula alfa (o 
que causou o desvio e por que somente algumas das partículasforam 
desviadas?) e projetaram um aparelho para medir o ângulo do desvio 
sofrido pelas partículas alfa, quando estas passavam através de uma 
folha extremamente fina de ouro.
O experimento descrito é apresentado na figura a seguir.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
12
FIGURA 7 – EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
FONTE: <https://bit.ly/3f4Gzlq>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Note que o experimento consiste em (1) uma amostra de polônio den-
tro de (2) um bloco de chumbo provido de uma abertura estreita e partindo da 
amostra dentro do bloco há (3) um feixe de partículas alfa que vão em direção (5) 
a uma finíssima lâmina de ouro (0,0001 mm de espessura). Ao atingir a lâmina 
no ponto 6, observa-se que (7) grande parte das partículas alfa atravessa a lâmina 
com pouco ou nenhum desvio e atinge (4) um anteparo revestido por uma cama-
da de sulfeto de zinco (ZnS) fosforescente onde é detectada com a formação de 
uma marcação. 
Os resultados eram interessantes, pois, mesmo como pouquíssimos 
desvios ocorridos, a amplitude dos ângulos ia de valores muito pequenos até 
valores acima de 90°. Fato que intrigou os cientistas, pois de acordo com o modelo 
de Thomson, as partículas alfa deveriam atravessar sem desvio (Figura 8).
FIGURA 8 – RESULTADO ESPERADO PARA O MODELO DE THOMSON
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2W6DCYS>. Acesso em: 11 abr. 2020.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
13
De acordo com o modelo de Thomson, Rutherford já esperava que as 
partículas alfa atravessassem sem sofrer desvio:
Ele raciocinou que isto ocorreria se a massa e carga elétricas positiva 
e negativa estivessem espalhadas mais ou menos ao acaso através de 
cada átomo na folha. Tal distribuição difusa de massa poderia significar 
que nada seria muito sólido para uma partícula alfa atravessar, e a 
carga positiva carregada pela partícula não seria influenciada por 
nenhuma concentração alta de carga positiva ou negativa localizada 
na folha (RUSSEL, 2002, p. 237).
A partir dos dados obtidos, em 1911, Rutherford propôs um novo modelo 
atômico baseado nas interpretações dos resultados observado na experiência, 
conforme a Tabela 1.
TABELA 1 – DADOS DA EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
OBSERVAÇÃO INTERPRETAÇÃO
A maioria das partículas alfa (α) 
atravessou a folha de ouro sem sofrer 
nenhuma deflexão.
O átomo é principalmente espaço vazio.
Algumas partículas alfa (α) foram 
defletidas com pequenos ângulos.
Há um núcleo carregado com carga 
positiva, assim como as partículas alfa 
(α)
Ocasionalmente, uma partícula alfa (α) 
retorna ao atingir a folha de ouro.
O núcleo do átomo concentra 
praticamente toda sua massa.
FONTE: O autor
Para Rutherford, o átomo então possuía duas regiões distintas, o núcleo 
que possuía carga positiva e concentrava praticamente toda massa do átomo 
e a região em volta dele, chamada de eletrosfera, em que os elétrons de carga 
negativa circulavam.
FIGURA 9 – MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
FONTE: O autor
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
14
Afinal de contas, do que é composto o núcleo atômico?
Em 1914, Rutherford demonstrou a existência de uma partícula que tem 
uma massa muito maior do que o elétron e tem a carga igual em gran-
deza à de um elétron, mas de sinal oposto, isto é, positivo ao invés de 
negativo. Rutherford sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômi-
co se deve à presença de um número destas partículas, que em 1920 ele 
denominou prótons (RUSSEL, 2002, p. 238-239, grifo do autor).
Rutherford observou que os prótons descreviam apenas cerca de metade 
da massa nuclear. Ele sugeriu a existência de outra partícula, também presente no 
núcleo, de massa aproximada ao dos prótons e sem carga. Todavia, essa partícula 
só foi descoberta em 1932 pelo físico britânico James	Chadwick (1891-1974) e 
denominada nêutron (BRADY; HUMISTON, 1986).
O modelo de Rutherford é ainda útil nos dias de hoje, de forma didática, 
porém, ele acabou apresentando uma contradição que levou a modificação deste 
modelo. Essa contradição consiste no fato de que, se elétrons de carga negativa 
circulam um núcleo de carga positiva, eles deveriam perder energia na forma 
de radiações eletromagnéticas e percorrer uma trajetória espiralada até atingir o 
núcleo, fato que não ocorre.
FIGURA 10 – CONTRADIÇÃO DO MODELO DE RUTHERFORD
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/35nXVoQ>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Para que você tenha uma ideia da relação entre o tamanho do átomo e o 
tamanho do núcleo, imagine o seguinte: se aproximássemos a visualização do átomo ao 
ponto de que o núcleo atômico possuísse o tamanho de uma bola de tênis, o diâmetro do 
total átomo seria de aproximadamente 6,4 km.
INTERESSANTE
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
15
3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR
Apesar de ser revolucionário, o modelo atômico de Rutherford não pôde 
explicar o comportamento dos elétrons que circulavam o núcleo atômico. Esse 
comportamento só foi explicado em 1913, pelo físico dinamarquês Niels	Henrik	
David Bohr (1885-1962).
 
Segundo Nahra (2018), Bohr propôs alguns postulados que fundamentavam 
seu modelo atômico, sendo eles apresentados a seguir:
• Os elétrons percorrem órbitas circulares ao redor do núcleo, denominadas 
órbitas estacionárias.
• Cada órbita circular apresenta uma energia constante. Logo, os elétrons não 
absorvem nem emitem energia ao descreverem uma órbita estacionária.
• Os elétrons são capazes de ocupar apenas os níveis que contêm uma certa 
quantidade bem definida de energia, levando em conta valores exatos de 
energia de acordo com a órbita estacionária na qual se encontram. Os elétrons 
não possuiriam, portanto, a capacidade de ocupar estados intermediários de 
energia.
• Os elétrons localizados em órbitas mais afastadas do núcleo possuiriam 
maiores valores de energia.
• Ao absorver certa quantidade de energia, o elétron deve saltar para uma órbita 
mais energética. Ao retornar à sua órbita original, o elétron libera o mesmo 
valor de energia que foi absorvido no salto quântico. A liberação de energia, 
conhecida como fóton, ocorre na forma de onda	eletromagnética. Essa energia 
apresenta um valor idêntico à diferença de energia entre as órbitas circulares 
em questão. 
Postulado é uma afirmação ou fato que se toma como ponto de partida de 
uma argumentação e que não possui necessidade de demonstração.
NOTA
Considerando os postulados, o modelo de Bohr pode ser representado 
pela Figura 11.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
16
FIGURA 11 – MODELO ATÔMICO DE BOHR
FONTE: <https://bit.ly/2KRDw21>. Acesso em: 11 abr. 2020.
Bohr introduziu o conceito de energia quantizada ao átomo, ou seja, 
os elétrons só poderiam ocupar determinados níveis de energia. Estes níveis, 
numerados de 1 a 7, são representados pelas letras, K, L, M, N, O, P e Q. Os níveis 
mais internos possuem menor energia e os mais externos, maior energia. Assim, 
ao saltar de um nível mais interno para um mais externo o elétron precisaria 
absorver energia, este estado é denominado de estado	 excitado. Quando este 
mesmo elétron retorna para seu nível de origem ele precisa liberar esta energia, 
na forma de radiação eletromagnética, sendo este estado denominado estado 
fundamental.
Os saltos quânticos realizados pelos elétrons explicam a coloração dos fogos 
de artifícios e das cores das luzes de letreiros luminosos. Cada elemento químico possui 
órbitas com diferentes valores de níveis de energia, consequentemente ao retornar para 
o estado fundamental, os elétrons irão liberar uma quantidade de energia na forma de 
luz visível que será característica do átomo. Você pode saber mais sobre este assunto 
acessando https://bit.ly/2KRDw21 e/ou https://bit.ly/2SLnCe0. 
DICAS
O modelo de Bohr, apesar de uma contribuição importante, também 
apresentou limitações. Segundo Tenfen e Tenfen (2017, p. 227) há:
[...] uma falha séria no poder descritivo do modelo atômico de Bohr: a 
incapacidade de descrição quantitativa dos espectros de emissão para 
átomos com mais de um elétron. Ainda que o modelo possua grande 
mérito na descrição dasenergias de estados fundamentais e energias de 
ionização para átomos com poucos elétrons, a referida falha surge de 
forma natural, pois a mecânica clássica, utilizada fortemente no modelo 
de Bohr, limita a descrição dos estados estacionários dos átomos.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
17
Didaticamente, os modelos de Rutherford e Bohr são comumente 
utilizados como modelo	Rutherford-Bohr em sala de aula, a fim de simplificar a 
compreensão do modelo atômico. Todavia, o modelo atual leva em consideração 
a contribuição de outros cientistas.
3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL
O modelo atômico atual é uma grande colaboração entre os cientistas 
Erwin	Schrödinger (1887-1961), Louis	Victor	de	Broglie (1892-1987) e Werner Hei-
senberg (1901-1976). A partir de uma nova visão, denominada de mecânica ondu-
latória, eles reuniram todos os conhecimentos já adquiridos por outros cientistas, 
como os citados até agora, e desenvolveram uma nova teoria do modelo atômico.
A mecânica quântica estabelece que só é possível estudar o comportamento de 
sistemas microscópicos em termos de “probabilidades”. Assim, não é permitido utilizarmos 
expressões, como a trajetória de um elétron, mas sim a região de maior probabilidade 
de se encontrar um elétron, que é o orbital atômico, passando esses sistemas a serem 
descritos por uma função de onda, representada pela letra grega Ψ (Psi).
FONTE: OLIVEIRA, Ótom Anselmo de; FERNANDES, Joana D’arc Gomes. Arquitetura 
Atômica e Molecular: o modelo atômico atual e os números quânticos. Natal: EDUFRN, 
2006. 280 p. Disponível em: https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/o-modelo-atomi-
co-atual. Acesso em: 8 maio 2020.
IMPORTANTE
Basicamente, este modelo leva em consideração o princípio da incerteza 
de Heisenberg e o princípio de dualidade de Broglie, onde qualquer corpúsculo 
atômico teria um comportamento de onda ou partícula. Enquanto isso,
[...] Schrödinger formulou uma equação de onda para descrever o com-
portamento de sistemas microscópicos, em que considerava o comporta-
mento dualístico de uma partícula se movimentando em três dimensões 
de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determina-
da região do espaço (OLIVEIRA; FERNANDES, 2006, p.2).
Assim, a ideia que se tinha sobre as órbitas acabou ficando incoerente e 
foi substituída pelo conceito de probabilidade, em que se podia determinar uma 
região provável para encontrar os elétrons. 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
18
FIGURA 12 – MODELO ATÔMICA ATUAL
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2A5ikU1>. Acesso em: 8 maio 2020.
A composição da matéria passou por diversas transformações, indo da 
teoria dos quatro elementos ao átomo indivisível, passando pela apresentação de 
um átomo carregado eletricamente e até mesmo se tornando descontínuo, mas to-
das as contribuições levaram ao que é o átomo atualmente, uma estrutura regida 
por mecânica quântica extremamente complexa. Lembre, acadêmico, as ciências 
estão em constante transformação e quanto mais avançamos em termos de conhe-
cimento e tecnologia, a concepção de átomo poderá acompanhar este avanço se 
transformar em algo diferente no futuro.
É importante saber que podemos ir além de prótons, nêutrons e elétrons 
na representação do átomo. Sabemos que existem estruturas ainda menores e 
mais elementares, chamadas de quarks e léptons, estudadas pela Física de Par-
tículas. Estas partículas elementares são responsáveis pela estrutura de prótons 
e nêutrons. Os elétrons são a mais conhecida representação dos léptons. Não se 
conhece algo além desse ponto em nível subatômico. Para saber mais sobre este 
assunto veja a leitura complementar ao final deste tópico.
4 ESTRUTURA ATÔMICA
O átomo de forma didática, como foi descrito anteriormente, é trabalhado 
com o modelo Rutherford-Bohr, portanto, é importante relembrar algumas 
informações:
TABELA 2 – COMPOSIÇÃO DO ÁTOMO
REGIÃO PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA ELÉTRICA 
RELATIVA
MASSA 
RELATIVA MASSA (kg)
Núcleo Próton p+ 1 1 1,6725.10-27
Nêutron n 0 1 1,6748.10-27
Eletrosfera Elétron e- -1 1/1836 9,1096.10-31
FONTE: O autor
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
19
Através destas informações, é possível de se obter outros dados impor-
tantes, como número atômico, número de massa e massa atômica.
4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA 
ATÔMICA
O número atômico, representado por Z, é igual à quantidade de prótons 
presentes num determinado átomo. Este número é uma espécie de “impressão 
digital” do átomo, sendo que cada um deles possuirá um número diferente. 
Dessa forma nunca existirá dois átomos de elementos diferentes que possuam o 
mesmo número atômico. 
Z = nº de prótons (p⁺)
O símbolo Z atribuído ao número atômico deve-se à palavra alemã “Zahl”, que 
significa “número”. Este número corresponde à ordem dos elementos químicos na Tabela 
Periódica.
NOTA
O número de massa, representado por A, indica a soma do número de 
prótons (p+) e nêutrons (n) presentes no núcleo atômico.
A = p++n
 
Considerando que o número atômico é igual ao número de prótons, a 
equação poderia ser reescrita assim:
A = Z + n
Note que isolando o n na equação é possível chegar ao número de nêutrons 
do átomo.
A massa atômica (MA), que representa a massa de um átomo, normalmente 
é “expressa pelo uso de uma unidade extremamente pequena, chamada de 
unidade de massa atômica, abreviada u [...]” (RUSSEL, 2002, p. 74), sendo que 
a unidade de massa atômica (u) equivale a 1/12 avos da massa do isótopo de 
carbono-12 (O conceito de isótopos será trabalhado mais a frente). A título de 
conhecimento, 1u equivale aproximadamente a 1,66.10-24g.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
20
A massa atômica apresentada na tabela periódica é obtida por uma 
média ponderal, considerando a abundância e as massas de todos os isótopos do 
elemento presentes na natureza, veja o exemplo a seguir:
TABELA 3 – ABUNDÂNCIA DOS ISÓTOPOS DE OXIGÊNIO
ISÓTOPO MASSA ATÔMICA (u) ABUNDÂNCIA (%)
Oxigênio – 16 15,9949 99,76
Oxigênio – 17 16,9991 0,03
Oxigênio – 18 17,9991 0,21
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/3dw3Xa2>. Acesso em: 8 maio 2020.
Considerando os dados, podemos calcular a média ponderal da seguinte 
forma: 
Para o nosso exemplo:
Cuidado para não confundir a massa atômica com o número de massa. 
Apesar de os números coincidirem, a massa atômica também considera a massa 
dos elétrons presentes no átomo. Lembre-se, porém, de que os elétrons possuem 
massa praticamente desprezível dessa forma não interferem significativamente 
no valor da massa atômica, o que justifica a coincidência de valores.
4.1.1 Elementos químicos e sua representação
Os elementos	químicos são definidos como grupos de átomo que pos-
suem no seu núcleo o mesmo número de prótons, ou seja, o mesmo número atô-
mico. Sob outra perspectiva, os átomos são a menor representação de um elemen-
to químico.
A União	Internacional	de	Química	Pura	e	Aplicada (IUPAC – Internatio-
nal Union of Pure and Applied Chemistry) determina a forma correta de representar 
um elemento químico, conforme é apresentado na imagem a seguir.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
21
FIGURA 13 – REPRESENTAÇÃO DOS ELEMENTOS
FONTE: O autor
 
O nome dos elementos tem várias origens, alguns derivam de palavras em 
latim, outro de nomes de planetas, cientistas ou até mesmo locais de descoberta. 
Consequentemente seus símbolos têm base nos seus nomes e são representados 
por uma ou duas letras, sendo que a primeira letra está sempre em maiúsculo e 
a segunda em minúsculo. Estes símbolos são encontrados na Tabela Periódica.
Para saber mais sobre a história dos elementos químicos, acesse os dois 
infográficos criados pelo site Compound Interest (www.compoundchem.com) que são 
disponibilizados a seguir:
Descoberta dos Elementos – https://bit.ly/3cb8tcL 
Origem dos Nomes dos Elementos – https://bit.ly/2XG5ofr 
DICAS
4.2 ÍONS
Naturalmente, os átomos tendem a ganhar ou perder elétrons devido à 
necessidade de adquirirem estabilidade. Esta estabilidade, no geral, está ligada 
a Teoria do Octeto,que será abordada ainda nesta unidade, mas que de forma 
resumida indica que para um átomo estar estável ele precisa possuir 8 elétrons na 
camada mais externa da sua eletrosfera, denominada Camada	de	Valência.
Quando átomos neutros ganham ou perdem elétrons eles são denominados 
íons, de forma mais específica, ao ganharem elétrons eles se tornam ânions e ao 
perderem se tornam cátions.
Ânions são frutos de átomos neutros que ganharam elétrons e são 
representados com a utilização de uma carga de sinal negativo, conforme é 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
22
apresentado na Figura 14. O que geralmente causa grande confusão é: se eles 
ganham elétrons porque o sinal da carga é negativo? Veja a figura a seguir:
FIGURA 14 – ÁTOMO DE OXIGÊNIO PERDENDO ELÉTRONS
FONTE: O autor
Note que no átomo neutro há uma igualdade de cargas positivas e 
negativas, ou seja, o número de prótons é igual ao número de elétrons. Quando 
este átomo ganha 2 elétrons o balanceamento de carga se torna diferente. A carga 
que se encontra em excesso é a negativa, mas especificamente 2-. Neste caso o 
átomo de oxigênio será representado como .
Para os cátions, onde há perda de elétrons, temos a representação como o 
sinal positivo, o que acaba gerando uma pergunta similar: se há perda de elétrons, 
qual o motivo do sinal positivo?
2-16
 8O 16
 8O
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
23
FIGURA 15 – ÁTOMO DE SÓDIO GANHANDO ELÉTRONS
FONTE: O autor
Assim como os ânions, os cátions apresentam uma diferença entre cargas 
positivas e negativas. Neste caso, há um excesso de cargas positivas. No nosso 
exemplo apresentado na Figura 15, o cátion de magnésio apresenta dois prótons 
a mais que elétrons, sendo assim, o átomo ao perder elétrons será represen-
tado como .
4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS
Ao apresentar a determinação da massa atômica a palavra isótopo 
apareceu, porém não foi definida. Portanto, antes de defini-la vamos abordar um 
pouco este tema.
Segundo Bustillos (2019, p. 42), “o primeiro cientista que descobriu 
a existência dos isótopos foi J. J. Thomson em 1912. Ele mesmo construiu um 
espectrômetro de massas e explorou os íons positivos de Neônio, ele descobre a 
existência de dois isótopos Ne-20 e Ne-22”. É importante destacar, porém, que 
a denominação isótopo só foi introduzida em 1913 por Frederick	Soddy (1877-
1956), químico inglês que ganhou o Nobel de química em 1921 por seus trabalhos 
envolvendo isótopos radioativos. Outro grande nome por trás do estudo dos 
isótopos foi o físico e químico britânico Francis	 William	 Aston (1877-1945), 
ganhador do Nobel de química de 1922, pela descoberta de isótopos de grande 
número de elementos não radioativos (MEDEIROS, 1999).
21
12Mg2+
21
12Mg
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
24
Afinal de contas, o que são isótopos? Isótopos são átomos que possuem o 
mesmo número de prótons, porém apresentam diferentes números de massa. A iso-
topia não é a única semelhança atômica que pode se apresentar entre dois ou mais 
átomos, além dela podemos falar sobre isóbaros, isótonos e isoeletrônicos. Na tabela 
a seguir, você pode verificar cada uma das semelhanças atômicas e suas definições.
TABELA 4 – SEMELHANÇAS ATÔMICAS
FONTE: O autor
4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Os elétrons são distribuídos na eletrosfera por níveis (K, L, M, N, O, P 
e Q) e subníveis (s, p, d e f), respeitando a ordem de aumento da energia, de 
acordo com um diagrama de distribuição proposto pelo químico estadunidense 
Linus	Carl	Pauling (1901-1994). Este diagrama é conhecido como Diagrama	de	
Linus	Pauling, ou simplesmente Diagrama	de	Pauling.
Para saber mais sobre a descoberta dos isótopos leia o artigo Aston e a 
descoberta dos Isótopos, escrito por Alexandre Medeiros e publicado pela revista Química 
Nova na Escola. Acesse pelo link https://bit.ly/3bpgM4b. 
DICAS
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
25
Antes de apresentar o diagrama proposto por Pauling, é importante 
destacar que este diagrama considera uma quantidade máxima de elétrons que 
cada nível e subnível comporta.
TABELA 5 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR NÍVEL
FONTE: O autor
TABELA 6 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR SUBNÍVEL 
FONTE: O autor
Considerando o aumento de energia de níveis e subníveis, o Diagrama de 
Pauling se organiza da seguinte maneira:
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
26
FIGURA 16 – DIAGRAMA DE LINUS PAULING
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2T2rhEd>. Acesso em: 10 maio 2020.
A distribuição eletrônica deve seguir a sequência apresentada pela seta 
do diagrama. Conforme os níveis e subníveis de menor energia são preenchidos 
a sequência segue para os de maior energia.
Ao fazer a distribuição	eletrônica	para	átomos	neutros devemos lembrar 
que o número de elétrons é igual ao número de prótons, e este é igual ao número 
atômico. Portanto, por exemplo, para o elemento níquel (28Ni) teríamos a seguinte 
distribuição:
FIGURA 17 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO NÍQUEL
FONTE: O autor
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
27
A partir desta distribuição podemos fazer algumas observações:
• Seguindo o Diagrama de Linus Pauling, deve-se preencher cada subnível até 
que se atinja a quantidade de elétrons desejada, porém, lembre-se que cada 
um dos subníveis possui um limite de elétrons que eles comportam (veja 
novamente a tabela 5). O subnível pode ser preenchido com uma quantidade 
inferior ao limite, mas nunca com uma quantidade superior.
• O maior nível de energia apresentado na distribuição representa a Camada de 
Valência. Ela se refere à camada mais externa de um átomo.
• O último subnível no qual foram distribuídos elétrons é chamado de subnível	
mais	energético.
Ao distribuir	elétrons	para	íons deve-se se tomar cuidado, pois, para os 
ânions há a adição de elétrons, consequentemente estes elétrons também deverão 
ser distribuídos, apenas continuando a sequência do diagrama. Já para os cátions, 
onde há perda de elétrons, devemos nos ater ao fato de que os elétrons devem ser 
retirados da camada de valência.
Vamos verificar um exemplo de cátion utilizando o elemento níquel, já 
apresentado anteriormente. O níquel perde elétrons e se torna um cátion com 
carga trivalente, ou seja, se torna 28Ni31 .
FIGURA 18 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO CÁTION DE NÍQUEL
FONTE: O autor
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
28
Note que, ao remover os 3 elétrons do átomo de níquel, primeiramente 
retiramos da camada de valência, porém, ela só possuía 2, consequentemente, a 
camada mais externa passou a ser a camada 3, sendo assim o elétron que ainda 
precisava ser retirado foi removido dela.
 
4.5 NÚMERO QUÂNTICOS
Segundo Brady e Humiston (1986, p. 91), “cada orbital em um átomo 
possui uma energia característica e é visto como uma descrição da região em 
torno do núcleo onde se espera poder encontrar os elétrons”. Lembre-se de que, 
conforme foi apresentado anteriormente, estes orbitais estão em consonância com 
o modelo atual, portanto, são representados por funções de onda. Já estas funções 
de onda que descrevem os orbitais são caracterizadas por três números quânticos 
com a adição de um outro número quântico decorrente do comportamento do 
elétron no orbital. 
TABELA 7 – NÚMEROS QUÂNTICOS
NÚMERO QUÂNTICO SÍMBOLO DEFINIÇÃO
Número Quântico Principal n Refere-se ao nível.
Número Quântico Secundário ou 
Azimutal Refere-se ao subnível.
Número Quântico Magnético m Refere-se ao orbital.
Número Quântico de Spin s
Refere-se ao 
comportamento de giro do 
elétron.
FONTE: Adaptado de Brady e Humiston (1986, p. 91)
O número	quântico	principal possui valor máximo igual a 7, já que os 
elementos conhecidos até o momento possuem no máximo essa quantidade de 
níveis de energia, que são representados pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, indo da 
camada mais próxima ao núcleo para a mais distante. Cada uma destas camada 
correspondem, respectivamente, aos números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.
O número	 quântico	 secundário está vinculado aos quatro subníveis 
conhecidos, sendo que cada umdeles é representado por um número, conforme 
a tabela a seguir.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
29
TABELA 8 – NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO
SUBNÍVEL NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO
s 0
p 1
d 2
f 3
FONTE: O autor
Já o número	 quântico	 magnético está relacionado ao orbital no qual 
o elétron se encontra. O número de orbitais está diretamente relacionado ao 
subnível, veja a tabela a seguir.
TABELA 9 – NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO
SUBNÍVEL NÚMERO DE 
ORBITAIS NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO
s 1
p 3
d 5
f 7
FONTE: O autor
 O número	quântico	de	 spin refere-se ao sentido de rotação do 
elétron dentro do orbital, sendo que cada orbital comporta no máximo dois 
elétrons. Lembre-se de que os elétrons possuem carga negativa, porém, como 
dois elétrons podem ficar confinados num orbital se possuem cargas de mesmo 
sinal? A explicação está no fato de cada um deles girarem em sentidos opostos, o 
que gera uma força de atração magnética. O que fundamenta o comportamento 
destes elétrons é o Princípio	da	Exclusão	de	Pauli. 
O Princípio da Exclusão de Pauli “estabelece que num mesmo átomo, 
dentro de um orbital, não há elétrons com mesmos números quânticos, ou seja, 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
30
que férmions idênticos não ocupam o mesmo estado quântico” (BARRETOS; 
BARROS, 2019, p.1). Assim, os elétrons podem ter os mesmos números de n, , e 
m, porém apresentarão s diferente quando ocuparem o mesmo orbital.
Os elétrons dentro dos orbitais são representados por setas. Por convenção 
adotaremos que o número	quântico	de	spin	para	cima	como	sendo	+½ e para 
baixo	–½.
FIGURA 19 – NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN
FONTE: <https://bit.ly/2Z4M6Tp>. Acesso em: 10 maio 2020. 
Quanto à ordem de preenchimento dos orbitais, devemos seguir a Regra	
de Hund, que diz o preenchimento dos orbitais de um subnível deve ser feito 
de uma forma que contenha o maior número possível de elétrons isolados 
(desemparelhados). Por este motivo, deve-se preencher primeiro os orbitais, 
colocando somente as setas para cima, e depois voltamos preenchendo as setas 
para baixo.
FIGURA 20 – APLICAÇÃO DA REGRA DE HUND
FONTE: O autor
 
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
31
Os números quânticos serão sempre utilizados para identificar o elétron 
mais energético da distribuição eletrônica, portanto, vamos aplicar estas 
informações em um exemplo: identificar os números quânticos do 26Fe.
• Primeiramente devemos fazer a distribuição eletrônica seguindo o Diagrama 
de Linus Pauling. Como o átomo de ferro está neutro, então o número de 
prótons é igual ao número de elétrons e o número atômico é igual ao número 
de prótons, portanto, Z – p+– e⁻ . Como o número atômico é 26, então, o 
número de elétrons a ser distribuídos é 26. Fazendo a distribuição temos: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Lembre-se de que o elétron mais energético é o último 
na sequência da distribuição, neste caso, é o que pertence ao 3d6.
• Sabendo onde está o elétron mais energético podemos identificar os números 
quânticos. Veja a figura a seguir.
FIGURA 21 – IDENTIFICAÇÃO DOS NÚMEROS QUÂNTICOS DO FERRO
 
FONTE: O autor
Utilizando a lógica contrária, ao saber os números quânticos você 
determina nível, subnível, número de elétrons e sentido de rotação do elétron 
e pode fazer a distribuição eletrônica até chegar aos valores obtidos, assim 
identificando o elemento ao qual estes números quânticos pertencem.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
32
O MODELO PADRÃO DA FÍSICA DE PARTÍCULAS
Marco Antonio Moreira
O chamado Modelo Padrão das partículas elementares não é propriamente 
um modelo, é uma teoria. E das melhores que temos. Aliás, na opinião de muitos 
físicos, a melhor de todas sobre a natureza da matéria. Por exemplo, segundo 
Gordon Kane (2003, p. 58), um físico teórico da Universidade de Michigan:
...o Modelo Padrão é, na história, a mais sofisticada teoria matemática 
sobre a natureza. Apesar da palavra "modelo" em seu nome, o Modelo 
Padrão é uma teoria compreensiva que identifica as partículas básicas 
e específica como interagem. Tudo o que acontece em nosso mundo 
(exceto os efeitos da gravidade) resulta das partículas do Modelo 
Padrão interagindo de acordo com suas regras e equações. 
De acordo com o Modelo Padrão, léptons e quarks são partículas 
verdadeiramente elementares, no sentido de não possuírem estrutura interna. 
Partículas que têm estrutura interna são chamadas de hádrons; são constituídas 
de quarks: bárions quando formadas por três quarks ou três antiquarks, 
ou mésons quando constituídas por um quark e um antiquark.
Há seis léptons (elétron, múon, tau, neutrino do elétron, neutrino do múon 
e neutrino do tau) e seis quarks [quark up (u) quark down (d), quark charme (c), 
quark estranho (s), quark bottom (b) e quark top (t)]. Todavia, os quarks têm uma 
propriedade chamada cor e podem, cada um, apresentar três cores (vermelho, 
verde e azul). Há, portanto, 18 quarks. Contudo, como a cada partícula corresponde 
uma antipartícula, existiriam no total 12 léptons e 36 quarks.
O elétron é o lépton mais conhecido e o próton e o nêutron os hádrons 
mais familiares. A estrutura interna do próton é uud, ou seja, dois quarks u e um 
d; a do nêutron é udd, isto é, dois quarks d e um u. O méson π+ é formado por 
um antiquark d e um quark u, o méson π- é constituído por um antiquark u e um 
quark d. E assim por diante, ou seja, a grande maioria das chamadas partículas 
elementares são hádrons e estes são formados por três quarks ou três antiquarks 
(bárions) ou por um quark e um antiquark (mésons).
Em princípio, a teoria dos quarks, a Cromodinâmica Quântica, não proíbe 
a existência de partículas com estrutura mais complexa do que três quarks, três 
antiquarks ou um par quark-antiquark. Todavia, apenas recentemente físicos 
experimentais têm apresentado evidências de partículas com cinco quarks, ou 
seja, pentaquarks, como o teta mais, formado por quatro quarks e um antiquark. 
Mas isso ainda depende de resultados experimentais adicionais.
LEITURA COMPLEMENTAR
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
33
Uma característica peculiar dos quarks é que eles têm carga elétrica 
fracionária, (+2/3e) para alguns tipos e (-1/3e) para outros. No entanto, quarks 
nunca foram detectados livres, estão sempre confinados em hádrons, de tal modo 
que a soma algébrica das cargas dos quarks que constituem um determinado 
hádron é sempre um múltiplo inteiro de e. O próton, por exemplo, é formado por 
dois quarks de carga (+2/3e) e um quark de carga (-1/3e) de modo que sua carga 
é (+2/3, +2/3, -1/3)e, ou, simplesmente, e. Quer dizer, o quantum da carga elétrica 
continua sendo e (1,6 x 10-19 0).
Resumindo, segundo o Modelo Padrão a grande quantidade de partículas 
elementares até hoje detectadas, cerca de 300, em aceleradores/colisores de 
partículas ou em raios cósmicos, pode ser agrupada em léptons, quarks e hádrons 
ou em léptons e hádrons, visto que os quarks são constituintes dos hádrons ou, 
ainda, em léptons, bárions e mésons, pois os hádrons podem ser divididos em 
bárions e mésons.
FONTE: MOREIRA, Marco Antonio. O modelo padrão da física de partículas. Rev. Bras. Ensino 
Fís., São Paulo, v. 31, n. 1, p. 1306.1-1306.11, abril 2009. Disponível em: https://bit.ly/302dke4. 
Acesso em: 29 maio 2020.
34
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• O estudo sobre a química das coisas inicia na pré-história com o domínio do 
fogo.
• A Alquimia foi precursora da Química e tinha como objetivos principais 
desenvolver a Pedra Filosofal e o Elixir da Longa Vida.
• De acordo com Aristóteles, se tinha a ideia inicial de que a matéria era 
constituída pelos elementos fogo, ar, terra e água e que estes elementos 
mantinham uma relação através das características quente, frio, seco e úmido.
• Dalton apresentou a matéria como sendo constituída por átomos que, na sua 
concepção, eram esferas maciças, indestrutíveis e indivisíveis.
• O modelo atômico de Thomson introduziu a natureza elétrica da matéria ao 
propor que os átomos são esferas de cargas positivas que possuemelétrons 
incrustados, semelhante a um pudim de passa, nome pelo qual o modelo 
ficou conhecido.
• Rutherford, em seu modelo atômico, propôs que os átomos possuíam duas 
regiões distintas, núcleo (de carga positiva e que concentrava praticamente 
toda massa do átomo) e eletrosfera (região onde se encontram os elétrons).
• Bohr apresentou postulados para um modelo atômico no qual a eletrosfera 
possuía níveis de energia quantizada, ou seja, apresentavam somente valores 
específicos de energia no qual os elétrons poderiam orbitar. Os elétrons 
poderiam saltar de um orbital para outro ao receber ou ceder energia.
• O modelo atômico atual é uma contribuição de diversos cientistas e apresenta 
conceitos de mecânica quântica, ondulatória e probabilidade.
• Átomos são representados utilizando o número atômico, que indica o número 
de prótons, e o número de massa, que é a soma de prótons e nêutrons.
• Átomos neutros podem se tornar íons quando sua quantidade de elétrons é 
modificada. Ao ganhar elétrons eles se tornam ânions (carga negativa) e ao 
perder elétrons se tornam cátions (carga positiva).
• Átomos podem apresentar semelhanças atômicas. Dentre estas semelhanças 
temos isótopos (mesmo número de prótons), isóbaros (mesmo número 
de massa), isótonos (mesmo número de nêutrons) e isoeletrônicos (mesmo 
número de elétrons).
RESUMO DO TÓPICO 1
35
• Os elétrons são distribuídos de acordo com o Diagrama de Linus Pauling que 
respeita a ordem energética dos níveis e subníveis, assim como, seus limites 
de elétrons. Nesta distribuição é possível identificar a camada de valência e o 
subnível mais energético.
• O último elétron distribuído pode ser representado através de quatro números 
quânticos, sendo eles: número quântico principal (nível), número quântico 
secundário (subnível), número quântico magnético (orbital) e número 
quântico de spin (sentido de rotação do elétron).
36
1 O método científico foi um dos marcos que representou a transição entre a 
alquimia e a química. Considerando a importância da aplicação do método 
científico e sua versatilidade para ser aplicado em diversas situações, 
proponha uma situação cotidiana na qual possa aplicá-lo e destaque cada um 
dos passos.
2 A Química faz parte de uma grande área, conhecida como Ciências da 
Natureza, assim como a Biologia e a Física. Todas essas áreas estão em 
constante evolução, visto que todos os dias novas descobertas são realizadas, 
e essas descobertas complementam algo que já conhecemos ou refutam ideias 
anteriores. Na Química, um grande exemplo de algo que a cada dia intriga 
mais os cientistas e que os instiga a realizar novas pesquisas é o átomo. 
Considerado a menor parte da matéria, ele já foi objeto de estudo de muitos 
químicos e físicos. Dessa forma, indique as principais contribuições ao modelo 
atômico propostas por Rutherford, assim como a forma como ele chegou a 
estas definições.
3 As semelhanças atômicas permitem aos cientistas descobrir cada vez mais 
informações sobre os elementos. Muitas vezes, em laboratório, podemos criar 
isótopos de elementos que anteriormente não existiam na natureza e buscar 
aplicações para ele. Considerando as semelhanças atômicas, determine o 
número atômico e o número de massa e identifique os átomos A e B, que são 
isóbaros e apresentam a seguinte representação:
 
4 Conhecer o número de elétrons de determinado elemento permite 
estabelecer algumas relações entre os tipos de ligação que este pode realizar 
e suas propriedades. É importante saber realizar a distribuição eletrônica, 
pois assim podemos identificar os elétrons de valência, responsáveis por 
estabelecer ligações. Portanto, realize a distribuição eletrônica das espécies 
químicas a seguir:
5 Ao informar seu endereço para qualquer pessoa, normalmente, quatro 
informações são essenciais para que você seja localizado: estado, cidade, rua 
e número. Imagine que para o último elétron de uma distribuição eletrônica 
isso também seja possível. Para isso, é comum o uso dos números quânticos, 
AUTOATIVIDADE
37
sendo eles: o principal, o secundário, o magnético e o spin. Considerando seus 
conhecimentos sobre este tema, indique os quatro números quânticos das 
espécies químicas apresentadas na questão anterior.
6 Os números quânticos surgiram inicialmente com Bohr, através de seus 
postulados, porém, só foram realmente compreendidos com advento da 
mecânica quântica e as contribuições de Schrödinger e Dirac. Enquanto os 
números principal, secundário e magnético são utilizados para descrever um 
orbital, o número spin serve para definir completamente o estado de energia do 
elétron no átomo. Conhecendo o valor desses números, é possível identificar 
certo elemento, fazendo a distribuição eletrônica até atingir a configuração 
desejada. Portanto, determine o elemento que possui os seguintes números 
quânticos,
38
39
TÓPICO 2 —UNIDADE 1
TABELA PERIÓDICA
1 INTRODUÇÃO
Caso você, acadêmico, tenha como passatempo colecionar algum tipo de 
objeto, provavelmente já se deparou com a necessidade de criar uma ordem para 
que sua coleção ficasse organizada, assim podendo encontrar qualquer item da 
coleção sem problemas.
Desde quando o ser humano começou a moldar matéria e buscou 
compreender a constituição dela, elementos foram descobertos. Muitos deles 
foram descobertos e isolados pela alquimia, e com a química atual, esse número 
só aumentou. Dessa forma, essa coleção de elementos, assim como qualquer 
outra coleção, precisava de uma organização. Portanto, várias foram as tentativas 
de organizar os elementos químicos até que se chegasse à organização atual. Essa 
organização dos elementos químicos foi nomeada como Tabela Periódica.
O uso da palavra “periódica” não é em vão, pois, ao organizar os elementos 
seguindo um determinado padrão, foi possível identificar propriedades que se 
repetiam periodicamente. Este conhecimento permite a qualquer cientista prever 
característica de compostos químicos e buscar a melhor aplicação para eles, 
baseado nestas características. Ao longo deste tópico iremos abordar cada uma 
dessas propriedades periódicas para que você possa compreender a importância 
da construção da tabela para a área da Química.
Vamos iniciar nossos estudos com a evolução da organização dos 
elementos. Assim, você pode compreender quais características foram essenciais 
para cada tentativa e qual a contribuição deixada por ela para o modelo atual. 
2 EVOLUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
Segundo Oliveira et al. (2015, p. 169), a Tabela Periódica,
[...] é um marco no desenvolvimento da capacidade humana em 
buscar arranjar de forma organizada, sistematizada, crítica, prática 
e concisa aquilo que é considerado relevante para todos, a fim de 
tornar mais acessível as informações consideradas indispensáveis 
ao entendimento de fatos, fenômenos ou acontecimentos. Esta é sem 
dúvida a principal fonte de pesquisa e informação quando se deseja 
buscar conhecer as características e propriedades dos elementos 
químicos, e a forma como estes estão organizados é um facilitador na 
obtenção destas informações.
40
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
No entanto, antes de se obter a organização atual da tabela periódica, 
ela passou por alguns modelos diferentes. As tentativas iniciais de organização 
dos elementos químicos surgiram no século XVIII e levavam em consideração 
características e propriedades destes elementos, foi neste período que Lavoisier, 
em seu livro intitulado Tratado Elementar de Química, apresentou uma tabela 
contendo 33 substâncias elementares, isto é que não podiam ser decompostas 
em reações químicas, e das quais muitas fazem parte da tabela atual. Lavoisier 
classificou tais elementos em quatro grupos: substâncias simples, metálicas, não 
metálicas e salificáveis ou terrosas (OLIVEIRA et al., 2015).
 
Posteriormente, Johann W. Döbereiner (1780-1849), em 1829, tentou 
organizar os elementos em grupos de três elementos, conhecidos como Tríades 
de Döbereiner, considerando os valores aproximadosde massa atômica dos 
elementos que já haviam sido determinados (BATISTA, 2019).
FIGURA 22 – TRÍADES DE DÖBEREINER
FONTE: O autor
Na organização de Döbereiner, a massa atômica do elemento central era 
a média das massas dos outros dois elementos. O problema desta organização 
estava no fato de que muitos elementos não podiam ser agrupados desta maneira.
Outra tentativa de organizar os elementos foi feita pelo geólogo francês 
Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois (1820-1886), em 1862. O modelo de 
Chancourtois ficou conhecido como Parafuso Telúrico e consistia em organizar 16 
elementos químicos por ordem crescente de massa atômica. Nesta organização os 
elementos verticalmente alinhados possuíam propriedades semelhantes.
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
41
FIGURA 23 – PARAFUSO TELÚRICO DE CHANCOURTOIS
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/3e4qomD>. Acesso em: 15 maio 2020.
Em 1863, John	Alexander	Reina	Newlands	(1837-1898) propôs uma nova 
classificação para os elementos conhecido como as Oitavas	de	Newlands. Esta 
classificação organizava os elementos em ordem crescente de massa atômica e a 
cada 8 elementos as propriedades se repetiam. Surge então uma relação periódica 
bem interessante. Mesmo apresentando certas restrições, a classificação de 
Newlands apresentou as ideias de grupos e períodos, e foi precursor do modelo 
de Mendeleiev (BATISTA, [201-]).
TABELA 10 – OITAVAS DE NEWLANDS
FONTE: O autor
OITAVAS
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª
H F Cl Co/Ni Br Pd I Pt/Ir
Li Na K Cu Rb Ag Cs Os
G Mg Ca Zn Sr Cd Ba/V Hg
Bo Al Cr Y Ce/La U Ta Tl
C Si Ti In Zr Sn W Pb
N P Mn As Di/Mo Sb Nb Bi
O S Fe Se Ro/Ru Te Au Th
42
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Perceba que a tabela proposta por Newlands apresenta alguns símbolos que, 
atualmente, não aparecem na Tabela Periódica. Como o passar dos anos alguns elemen-
tos tiveram alteração de seu símbolo, um exemplo é o Berílio (Be). Na tabela de Newlands 
ele é representado por “G”, pois compostos com Berílio costumam possuir sabor adocica-
do, e por esse motivo chegou a ser chamado de glucinum ou glucinium.
IMPORTANTE
Julius	 Lothar	 Meyer (1830-1895) foi um químico alemão que fez 
contribuições importantes para construção da tabela periódica. Segundo Batista 
(2019, n.p.), Meyer,
[...] baseando-se principalmente nas propriedades físicas dos 
elementos, fez uma nova distribuição segundo as massas atômicas. Ele 
observou que entre elementos consecutivos, a diferença das massas 
era constante e concluiu a existência de relação entre massa atômica e 
propriedades de um grupo. Através do estudo proposto por Meyer foi 
possível comprovar a existência de periodicidade, ou seja, ocorrência 
de propriedades semelhantes em intervalos regulares.
Dmitri	 Ivanovic	Mendeleiev (1834-1907) foi um químico e físico russo 
que, em 1869, apresentou uma nova organização da Tabela Periódica. Apesar 
de serem realizados em locais diferentes os trabalhos de Mendeleiev e Meyer 
apresentavam semelhanças na organização dos elementos químicos. O diferencial 
da organização da tabela de Mendeleiev estava nas lacunas que previram 
elementos químicos até então ainda desconhecidos.
Mendeleiev organizou 63 elementos químicos conhecidos em colunas com 
base em suas massas atômicas. Seu trabalho foi o mais completo, pois organizou 
os elementos de acordo com suas propriedades e pôde reunir várias informações 
de forma simples.
FIGURA 24 – TABELA PERIÓDICA DE MENDELEIEV
FONTE: Leite (2019, p. 704)
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
43
“Até então, nada se sabia a respeito da constituição dos átomos, mas a 
organização proposta por Meyer-Mendeleiev originou inúmeras investigações 
para justificar a periodicidade dos elementos e constitui a base da atual Tabela 
Periódica” (BATISTA, 2019, n. p.).
A organização atual da Tabela Periódica é fruto do trabalho do físico 
britânico Henry	Gwyn	Jeffreys	Moseley (1887-1915). Moseley, em 1913, atribuiu 
números inteiros aos elementos químicos, que, posteriormente, corresponderiam 
ao número de prótons no núcleo atômico. Assim, ele organizou a tabela de 
Mendeleiev de acordo com os números atômicos e com isso removeu algumas 
falhas que persistiam. Além disso, esta organização evidenciou a periodicidade 
de propriedades químicas e físicas dos elementos.
A Tabela Periódica é constantemente atualizada com novas informações e 
com acréscimo de novos elementos que são descobertos. Atualmente ela contém 
118 elementos químicos, organizados em grupos e períodos. As mais recentes 
adições a ela foram os elementos Nihonium (Nh), Moscovium (Mc), Tennessine 
(Ts) e Oganesson (Og), que completaram a sétima linha da tabela. 
FIGURA 25 – TABELA PERIÓDICA ATUAL
FONTE: <https://bit.ly/3bHeihL>. Acesso em: 15 maio 2020.
44
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
A construção da Tabela Periódica talvez nunca chegue a um final, porém, 
somente o futuro dirá qual será o elemento mais pesado que ser humano será capaz de 
criar. Para saber mais sobre os novos elementos e sobre o futuro da Tabela Periódica leia 
o artigo Quatro Novos Elementos na Tabela Periódica de Mendeleev: o que muda na prá-
tica?, escrito por Caroline Deckmann Nicoletti e publicado na Revista Virtual de Química, 
disponibilizado através do link: https://bit.ly/3bFIKJi.
DICAS
3 ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
Os elementos da Tabela Periódica podem ser organizados de acordo 
com seus grupos e períodos, e ainda podem ser classificados quanto a suas 
propriedades.
3.1 GRUPOS
A Tabela Periódica possui 18 colunas que são denominadas grupos, sendo 
eles numerados de 1 a 18 por recomendação da IUPAC, porém é possível ver em 
algumas publicações a utilização de subgrupo A e B que são acompanhados de 
números romanos. No entanto, esta terminologia está em desuso.
FIGURA 26 – IDENTIFICAÇÃO DOS GRUPOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: O autor
Alguns grupos recebem nomes especiais em virtude das características 
dos elementos que o compõem. Veja a tabela a seguir:
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
45
TABELA 11 – GRUPOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: O autor
Os elementos que pertencem a um mesmo grupo possuem propriedade 
semelhantes. 
3.2 PERÍODOS
A Tabela Periódica atual possui ao todo 7 linhas, cada uma destas linhas é 
chamada de período, ou seja, ela possui 7 períodos. Os períodos indicam o número 
de camadas que os átomos que os compõem possuem, ou seja, um elemento que 
esteja no 6º período possuirá elétrons até a 6ª camada (Camada P).
FIGURA 27 – PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: O autor
GRUPO NOME DO GRUPO
1 Metais Alcalinos
2 Metais Alcalino-Terrosos
13 Família do Boro
14 Família do Carbono
15 Família do Nitrogênio
16 Calcogênios
17 Halogênios
18 Gases Nobres
46
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Note que existem duas linhas deslocadas para a parte inferior da Tabela 
Periódica, esse deslocamento é realizado com o objetivo de encurtá-la. No 6º 
período temos os lantanídeos, grupo que engloba os elementos de números 
atômicos 57 a 71, e no 7º período os actinídeos com elementos de números atômico 
89 a 103.
3.3 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
Os 118 elementos da Tabela Periódica podem ser classificados de acordo 
com alguns quesitos e dentre as classificações possíveis temos:
• Quanto à estrutura atômica
• Quanto às características e propriedades
• Complementares
3.3.1 Classificação quanto à estrutura eletrônica
Os elementos químicos podem ser divididos em representativos e de 
transição. Os elementos representativos terminam sua distribuição eletrônica 
nos subníveis s ou p, já os de transição terminam em d (transição externa) ou f 
(transição interna). 
Os lantanídeos também são conhecidos como “terras-raras” devido ao fato 
deste grupo possuir elementos de grande importância em aplicações tecnológicas. Para 
saber mais leia o artigo Terras raras: aplicações industriais e biológicas, escrito por Tereza 
S. Martins e Paulo Celso Isolani e publicado pela revista Química Nova. Você pode acessar 
o artigo pelo link https://bit.ly/2LIy8Pe.
DICAS
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
47
FIGURA 28– ELEMENTOS REPRESENTATIVOS E DE TRANSIÇÃO
FONTE: O autor
Dentre estas duas grandes classificações, podemos destacar que os grupos 
de elementos representativos possuem o mesmo número de elétrons na sua 
camada de valência. Como exemplo, podemos avaliar a distribuição de alguns 
elementos do grupo 2:
Note que todos possuem dois elétrons na camada de valência e terminam 
sua distribuição com o subnível mais energético sendo s, como previsto pela 
Figura 28.
Na tabela a seguir, você pode verificar o número de elétrons na camada 
de valência de elementos representativos de acordo com o grupo em que se 
encontram.
48
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
TABELA 12 – NÚMERO DE ELÉTRONS NA CAMADA DE VALÊNCIA DOS ELEMENTOS REPRESEN-
TATIVOS
FONTE: O autor
Você pode localizar um elemento através da sua distribuição eletrônica, 
o primeiro passo é determinar se ele é representativo ou de transição. Para 
elementos de representativos você verifica o número de elétrons da última 
camada (que indica o grupo) e qual a camada de valência (que indica o período), 
veja o exemplo a seguir:
Como o elemento fósforo (P) termina sua distribuição em p então ele 
é representativo, sua camada mais externa é a 3, então está no 3º período, e o 
número de elétrons na camada de valência é 5 (3s², 3p³), então está no grupo 15.
Para elementos de transição externa, o grupo será indicado pela soma dos 
elétrons da camada de valência com os elétrons do subnível mais energético, já o 
período é indicado pela camada de valência. Veja o exemplo:
Somando os elétrons da camada de valência com o subnível mais energético 
(5s2, 4d9), temos 11, que indica o grupo da prata, e a camada de valência é 5, 
indicando o 5º período.
Para os elementos de transição interna, os quais a distribuição termina em 
f, identificamos o período pela camada de valência e a casa, que é a posição na fila 
de lantanídeos e actinídeos, pelo número de elétrons no subnível mais energético.
GRUPO Nº DE ELÉTRONS CAMADA DE VALÊNCIA
1 1
2 2
13 3
14 4
15 5
16 6
17 7
18 8 (Exceto He que possui 2)
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
49
FIGURA 29 – CASAS DOS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA
FONTE: O autor
Veja o exemplo:
A camada de valência do urânio é a 7, então o elemento está no 7º período, 
e como possui 4 elétrons no subnível mais energético então está na casa 4.
3.3.2 Classificação quanto às características e 
propriedades
Os elementos químicos se reúnem em grupos que apresentem 
características e propriedades bem semelhantes. Estes grupos são dividido em:
• Hidrogênio
• Metais
• Não Metais
• Semimetais
• Gases nobres
50
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 30 – DIVISÕES POR PROPRIEDADES E CARACTERÍSTICAS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: O autor
O hidrogênio, apesar de se localizar no grupo 1 por possuir 1 elétron 
na sua camada de valência, não faz parte do grupo dos metais. Ele possui 
características singulares e que se aplicam apenas a ele, assim, não se enquadra 
em nenhum outro grupo:
• Ponto de Fusão: -259,2°C;
• Ponto de Ebulição: -252,9°C;
• Pode formar cátion ou ânion monovalente;
• Pode realizar ligação covalente ou iônica;
• É um forte agente redutor;
• Em condições normais é pouco reativo, porém, sob condições favoráveis 
reagem com a maioria dos elementos.
Os metais compõem a maioria dos elementos da Tabela Periódica. Para 
que um elemento se enquadra na definição de metal ele deve apresentar algumas 
das seguintes características:
• São sólidos a temperatura ambiente (Exceção: Mercúrio [líquido]);
• Apresentem brilho metálico;
• Apresentam altos pontos de fusão e ebulição (Exceção: Mercúrio [PF: -38,8°C 
PE: 356,7°C]);
• Formam cátions;
• São maleáveis;
• São dúcteis;
• São bons condutores de calor e eletricidade.
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
51
Os não metais (ou ametais) representam uma parcela bem menor da Tabe-
la Periódica quando comparados aos metais. Apesar disso apresentam elementos 
de grande importância, como carbono (presente nos hidrocarbonetos) e oxigênio 
(na forma de gás oxigênio é essencial para vida). Eles apresentam características 
opostas aos metais, sendo elas:
• São opacos, ou seja, não apresentam brilho (Exceção: Iodo);
• Não são dúcteis nem maleáveis;
• São maus condutores de calor e eletricidade (Exceção: Carbono);
• Formam ânion;
• São encontrados nos três estados físicos;
• Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição.
Os semimetais representam um grupo intermediário entre metais e não 
metais, possuem características intermediárias entre os metais e os não metais. 
No geral, suas características são as seguintes:
• Apresentam pouco brilho;
• São semicondutores elétricos, ou seja, conduzem parcialmente a eletricidade;
• São semicondutores térmicos, ou seja, conduzem parcialmente o calor;
• Possuem a tendência de se fragmentar.
A maleabilidade e a ductibilidade são características interessantes dos metais 
e estão relacionadas à capacidade de deformação plásticas destes elementos. Ser maleá-
vel indica a possibilidade de transformar um metal em lâminas extremamente finas devido 
a sua capacidade de se deformar sem se romper quando submetido à compressão. Já ser 
dúctil indica a possibilidade de transformar um metal em fios extremamente finos e longos 
sem que se rompam ao serem submetidos à tração.
ATENCAO
Dos semimetais podemos dar atenção ao silício (Si), ele é um material semi-
condutor muito abundante, é amplamente utilizado na indústria tecnológica para a pro-
dução de transistores para chips, células solares e em diversas variedades de circuitos 
eletrônicos. Sua importância para esta área é tão grande que deu nome a uma região na 
Califórnia, Estados Unidos, conhecida como Vale do Silício. Esta região reúne as maiores 
empresas do ramo, como Google, Facebook, HP, Intel, Netflix, entre outras.
INTERESSANTE
52
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Por fim, temos os gases	nobres. O grupo recebe este nome devido ao fato de 
os elementos que o compõem apresentarem alta estabilidade e consequentemente 
baixa reatividade nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP). 
Devido a esta estabilidade, os gases nobres são encontrados de forma isolada na 
natureza, porém em condições muito específicas podem formar compostos. Seus 
elementos possuem 8 elétrons na camada de valência, com exceção do hélio (He) 
que possui 2.
3.3.3 Classificações complementares
Os elementos podem ser classificados ainda segundo a sua origem, assim 
temos elementos naturais e artificiais. Os elementos naturais são, como o próprio 
nome sugere, encontrados na natureza, sendo o urânio (U), elemento de número 
atômico 92, seu último representante na Tabela Periódica.
Já os elementos artificiais são sintetizados em laboratório através da 
colisão e junção de átomos num processo conhecido como fusão. Geralmente, 
estes elementos são extremamente instáveis e se desintegram em questão de 
milésimos de segundos.
Os elementos artificiais podem ser classificados ainda em cisurânicos e 
transurânicos. Os cisurânicos são os elementos artificiais que estão antes do urâ-
nio (último elemento natural da Tabela Periódica), sendo eles: tecnécio , 
promécio , astato e frâncio (SYNTHETIC... 
2017). Os transurânicos são todos os elementos após o urânio, sendo que todos 
são artificiais.
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS
A organização dos elementos através da Tabela Periódica permitiu 
observar que algumas de suas propriedades apresentam variações periódica em 
função de seus números atômicos (RUSSEL, 2002). Neste item, iremos tratar das 
seguintes propriedades periódicas:
• Raio atômico
• Eletronegatividade
• Energia de ionização
• Afinidade eletrônica
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
53
4.1 RAIO ATÔMICO
O raio atômico representa a medida média da distância de seu núcleo até 
o “final” da eletrosfera. Todavia, realizar esta medida considerando o “final” da 
eletrosfera seria complicado, sendo que ela é uma nuvem de probabilidade sem 
uma demarcação de fim. Dessaforma, a determinação do raio atômico é feita 
experimentalmente utilizando a	distância	de	ligação ou comprimento	de	ligação	
(indica a distância entre os núcleos de dois átomos ligados).
FIGURA 31 – DETERMINAÇÃO DO RAIO ATÔMICO
FONTE: O autor
Note que, através da figura, o raio atômico será obtido por:
O aumento do raio atômico é ilustrado pela figura a seguir:
54
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 32 – AUMENTO DO RAIO ATÔMICO
FONTE: O autor
O aumento do raio atômico de cima para baixo em um grupo ocorre 
devido ao fato de que quanto mais para baixo maior o número de camadas nos 
elementos e, consequentemente, maior o será raio atômico.
Já o aumento do raio atômico em um período não se relaciona ao número 
de camadas, já que, em um período, todos possuem a mesma quantidade de 
camadas. Ele aumenta da direita para esquerda, pois os elementos da direita 
possuem números atômicos maiores, ou seja, possuem um maior número de 
prótons em seu núcleo. Esse aumento de cargas no núcleo faz com que a atração 
eletrostática entre prótons e elétrons seja maior, e assim, fazendo com que o raio 
seja menor. Em comparação, num mesmo período, um elemento localizado a 
esquerda terá um número atômico menor e a atração entre núcleo e eletrosfera 
será menor.
Quando um elemento vira um íon, seu raio atômico é modificado e 
podemos tratar como raio iônico. Ao se transformar em um cátion (perda de 
elétrons), ocorre uma diminuição do raio, já que pode ocorrer diminuição do 
número de camadas e aumento da atração eletrostática, contrariamente ao se 
transformar em um ânion (ganho de elétrons) há um aumento do raio. Veja a 
comparação de alguns raios atômicos e iônicos, medidos em angstroms (1Â = 
1.10-10m), a seguir:
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
55
FIGURA 33 – RAIOS ATÔMICOS X RAIOS IÔNICOS
FONTE: <https://bit.ly/2ZsOSC9>. Acesso em: 19 maio 2020.
4.2 ELETRONEGATIVIDADE
A eletronegatividade é definida, segundo Usberco e Salvador (2002, p. 
87), como “a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação”. Na 
Tabela Periódica, o aumento da eletronegatividade ocorre de forma contrária ao 
aumento do raio atômico. Veja a figura a seguir:
FIGURA 34 – AUMENTO DA ELETRONEGATIVIDADE
FONTE: O autor
56
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
O aumento da eletronegatividade é oposto ao raio atômico, pois quanto 
menor o raio maior a força de atração eletrostática do núcleo sobre os elétrons. 
Essa propriedade é capaz de explicar alguns fatores que diferenciam as ligações 
químicas que veremos mais à frente.
Através de alguns experimentos, Linus Pauling, em 1931, buscou quantificar 
esta tendência de atrair elétrons e criou uma escala de eletronegatividade (SANTOS; 
SILVA; WARTHA, 2011, p. 1846). Essa escala normalmente é apresentada em 
muitas Tabelas Periódicas.
FIGURA 35 – VALORES DE ELETRONEGATIVIDADE
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/3gj7330>. Acesso em: 20 maio 2020.
Alguns valores de eletronegatividade são apresentados, porém, note 
que não são apresentados valores de eletronegatividade para os gases nobre. De 
acordo com Campos e Santos (2000, n. p.):
A configuração eletrônica característica do todos os gases nobres [...] 
e o fato que até 1961, nenhum composto estável de gases nobres era 
conhecido, dava a entender que os gases nobres não apresentavam 
eletronegatividade (EN). Por isso, as escalas de EN propostas até 1961 
não consideravam estes elementos. Alguns autores inclusive, chegaram 
a sugerir que a EN dos gases nobres fosse considerada como sendo 
‘zero’. No entanto, a síntese de compostos estáveis de gases nobres 
conduziu ao reconhecimento que estes elementos também possuem 
eletronegatividade. Diante do exposto, as EN’s dos gases nobres, têm 
sido intensamente pesquisadas, com o propósito de que, seus valores 
possam explicar e até prever fatos experimentais, além de elucidar a 
natureza das ligações envolvendo esses elementos.
Como as condições para se obter valores de eletronegatividade para gases 
nobres são muito específicas, iremos apenas ater nossos estudos para os demais 
elementos, considerando o flúor (F) o elemento mais eletronegativo. 
 
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
57
4.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO
A energia	de	ionização é a mínima energia necessária para remover um 
elétron de um átomo isolado, no seu estado fundamental.
Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve 
energia, o elétron pode se transferir de um nível energético quantizado 
para outro. Se a energia fornecida for suficiente, o elétron pode ser 
completamente removido do átomo [...] originando um íon positivo. 
(O elétron mais facilmente removível é aquele menos firmemente 
preso ao núcleo, e o de mais alta energia) (RUSSEL, 2002, p. 334).
A energia de ionização está diretamente ligada ao fato de o núcleo exercer 
uma força de atração sobre os elétrons, portanto, assim como a eletronegatividade, 
o aumento da energia de ionização é contrário ao aumento do raio atômico. Assim, 
para elementos que possuem raios maiores, o núcleo exerce uma força menor 
sobre o elétron que se encontra mais afastado e este pode ser mais facilmente 
removido.
FIGURA 36 – AUMENTO DA ENERGIA DE IONIZAÇÃO
FONTE: O autor
 
A primeira energia de ionização é a de menor valor, essa energia se refere à 
energia para remover o elétron mais afastado do núcleo e que sofre menor atração 
eletrostática, conforme os elétrons vão sendo retirados os valores de energia 
de ionização vão aumentando significativamente. Veja o exemplo do elemento 
cloro (C ) e compare as energias para remover o 1º elétron e o 17º elétron de 
um átomo isolado de cloro, o salto de energia é absurdamente alta. Note que o 
aumento dos valores não obedece a uma linearidade. De forma generalizada, esse 
comportamento também é visto nos demais elementos.
58
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 37 – ENERGIAS DE IONIZAÇÃO DO ELEMENTO CLORO
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2zr5Iql>. Acesso em: 20 maio 2020.
4.4 AFINIDADE ELETRÔNICA
A afinidade eletrônica (ou eletroafinidade) é definida como a quantidade 
de energia envolvida no processo em que um átomo isolado gasoso, no seu 
estado fundamental, recebe um elétron, formando um ânion, ou seja, é o oposto 
da energia de ionização.
Caso tenha interesse em verificar os valores de energia de ionização para os 
demais elementos, consulte no site do National Institute of Standards and Technology 
(NIST), digitando o símbolo do elemento, através do link: https://bit.ly/3lTeiBC.
DICAS
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
59
Este processo é normalmente acompanhado por uma liberação de 
energia, e tal quantidade mede o quão fortemente o elétron se liga 
ao átomo. [...] Quando um átomo tende a ganhar um elétron, energia 
é liberada e, assim, a quantidade ΔH [variação de energia] para o 
processo é negativa. Quanto mais negativo o valor da afinidade 
eletrônica, maior a tendência do átomo em receber elétrons (RUSSEL, 
2002, p. 339).
Esta propriedade aumenta de baixo para cima em um grupo e da esquerda 
para direita em um período, conforme é apresentado a seguir:
FIGURA 38 – AUMENTO DA AFINIDADE ELETRÔNICA
FONTE: O autor
Como a afinidade eletrônica representa a energia liberada quando um 
átomo gasoso, em seu estado fundamental, recebe um elétron, quanto maior a 
atração que o núcleo exerce sobre os elétrons maior será a energia liberada. Isso 
explica o comportamento do aumento dessa propriedade, já que, ao diminuir o 
raio atômico consequentemente há aumento da atração eletrostática.
FIGURA 39 – AFINIDADE ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
FONTE: <https://bit.ly/2X1zQBT>. Acesso em: 20 maio 2020.
60
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Na figura são apresentados alguns valores de afinidade eletrônica para 
os elementos representativos em kJ/mol, quanto mais negativo o valor, maior a 
energia liberada na formação de um ânion. Note que, pelo seu comportamento 
estável, não são apresentados valores de afinidade eletrônica para os gases nobres. 
“É importante entender as diferenças entreenergia de ionização e afinidade 
eletrônica: a energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perde um 
elétron, enquanto a afinidade eletrônica mede a facilidade com que um átomo 
ganha um elétron” (BROWN et al., 2005, p. 231).
61
RESUMO DO TÓPICO 2
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• O surgimento da Tabela Periódica se deu pela necessidade de organizar os 
elementos já conhecidos como forma facilitar o acesso a suas informações.
• Em 1829, Johann W. Döbereiner, tentou organizar os elementos em grupos 
de três elementos, conhecidos como Tríades de Döbereiner, considerando os 
valores aproximados de massa atômica dos elementos. O elemento central da 
tríade possuía um valor de massa próximo a média das massas dos outros 
dois elementos.
• Em 1862, Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois propôs uma organização 
conhecida como Parafuso Telúrico e consistia em organizar 16 elementos 
químicos por ordem crescente de massa atômica, sendo que os elementos que 
se alinhavam verticalmente possuíam propriedades semelhantes.
• Em 1863, John Alexander Reina Newlands propôs uma nova classificação 
para os elementos conhecido como as Oitavas de Newlands. Esta classificação 
organizava os elementos em ordem crescente de massa atômica e a cada 8 
elementos as propriedades se repetiam.
• Em 1869, Dmitri Ivanovic Mendeleiev apresentou uma nova organização da 
Tabela Periódica. Ele organizou 63 elementos em colunas e previu a descoberta 
de alguns elementos que representam lacunas na sua organização.
• A Tabela Atômica atual organiza os elementos em ordem crescente de seus 
números atômicos possui 18 linhas verticais (grupos) e 7 linhas horizontais 
(períodos).
• Elementos de um mesmo período possuem o mesmo número de camadas.
• Elementos de um mesmo grupo possuem um mesmo número de elétrons na 
camada de valência.
• Os elementos químicos podem ser classificados quanto a sua estrutura 
atômica em representativos (terminam a distribuição eletrônica em s ou p) ou 
de transição (terminam a distribuição eletrônica em d [transição externa] ou f 
[transição interna]).
• Os elementos químicos se reúnem em grupos que apresentam características 
e propriedades bem semelhantes. Estes grupos são divididos em: hidrogênio, 
metais, não metais, semimetais e gases nobres.
62
• Os elementos podem ser classificados em naturais, encontrados na natureza, e 
artificiais, sintetizados em laboratório. Os artificiais se dividem em cisurânicos, 
localizados antes do urânio (último elemento natural da Tabela Periódica) e 
transurânicos, localizados depois do urânio, sendo todos artificiais.
• O raio atômico é uma propriedade periódica que aumenta de cima para baixo 
em um grupo (pelo aumento de camadas), e da direita para esquerda em 
um período (pela diminuição da força de atração eletrostática entre núcleo e 
eletrosfera).
• A eletronegatividade é definida como a força de atração exercida sobre os 
elétrons de uma ligação. Ela aumenta contrariamente ao aumento do raio 
atômico.
• Energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron 
de um átomo isolado, no seu estado fundamental. Ela aumenta contrariamente 
ao aumento do raio atômico.
• Afinidade eletrônica representa o oposto da energia da ionização e definida 
como como a quantidade de energia, envolvida no processo em que um átomo 
isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um 
ânion. Assim como a eletronegatividade e a energia de ionização ela aumenta 
contrariamente ao aumento do raio atômico.
63
1 Leia o texto a seguir:
Sabe-se, por fatos experimentais que os elétrons se distribuem em níveis em 
torno do núcleo (os quais também podem ser chamados de camadas). Estes 
números são infinitos, mas só existem átomos na natureza que precisam de, 
no máximo, sete níveis para acomodar seus elétrons. Em cada nível há um 
número máximo de elétrons que podem ser acomodados.
Muito além de apenas identificar a quantidade de elétrons em cada nível (ou 
camada) e subnível, a distribuição eletrônica carrega com si as informações que 
indicam a posição dos elementos na Tabela Periódica. Dessa forma, determine 
a localização e símbolo dos elementos que tem subnível mais energético:
a) 5d4
b) 4f²
c) 5p²
FONTE: https://docplayer.com.br/4335589-Nivel-1-2-3-4-5-6-7-camada-k-l-m-n-o-p-q-nu-
mero-maximo-de-eletrons-2-8-18-32-32-18-2.html. Acesso em: 6 set. 2020.
2 Ao longo dos anos, a Tabela Periódica evoluiu tanto na busca por prever 
propriedades dos elementos quanto para comportar novos integrantes que 
surgiram com o avanço da área das ciências. Atualmente, ela conta com 
118 elementos distribuídos por 18 grupos e 7 períodos. Indicar um grupo 
e um período para um elemento na tabela é similar a indicar uma posição 
geográfica para uma pessoa ou lugar em um mapa. Considere um elemento 
que se encontra no grupo 13 e no 4º período e identifique-o com o auxílio da 
Tabela Periódica.
3 Várias são as classificações que podemos fazer através da observação dos 
elementos na Tabela Periódica, porém, uma das mais relevantes se trata da 
classificação através das características dos elementos. Portanto, relacione as 
colunas a seguir, indicando a respectiva classificação para as propriedades 
apresentadas:
4 Além de permitir uma melhor organização dos elementos, a Tabela Periódica 
atual conseguiu prever várias propriedades que se repetem, por esse motivo 
utiliza-se o termo “periódica”. Dentre essas propriedades está o raio atômico, 
AUTOATIVIDADE
I. Metais ( ) São opacos, maus condutores de calor e eletrici-
dade, e apresentam baixos pontos de fusão e ebulição.
II. Semimetais ( ) Possuem brilho característico, são maleáveis e 
dúcteis, são bons condutores de calor e eletricidade.
III. Não Metais ( ) São semicondutores, quebradiços e apresentam 
pouco brilho.
64
que de certa forma ajuda a compreender as demais propriedades e indica a 
medida média da distância de seu núcleo até o “final” da eletrosfera. Com 
relação ao raio atômico:
a) De que forma os tamanhos dos átomos variam ao longo de um período?
b) De que forma os tamanhos dos átomos variam ao longo de um grupo?
c) Coloque os seguintes átomos em ordem crescente de raio atômico: Na, F,
C , Co.
5 O raio atômico indica a medida média da distância de seu núcleo até o 
“final” da eletrosfera, porém, a eletrosfera pode sofrer modificações quando 
determinado átomo se torna um íon, ganhando ou perdendo elétrons. Essa 
modificação irá interferir diretamente nas demais propriedades periódicas da 
espécie química que se forma. Com relação à formação de íons e a alteração 
no raio atômico, explique:
a) Por que os cátions possuem raios iônicos menores que seus átomos neutros 
correspondentes?
b) Por que os ânions possuem raios iônicos maiores que seus átomos neutros?
6 Os elementos químicos apresentam diversas características que os definem, 
e isso é importante, por exemplo, numa análise qualitativa, quando se busca 
determinar uma espécie desconhecida em uma amostra. Suponha que em 
um quis, um aluno recebeu as seguintes dicas a respeito de um determinado 
elemento químico:
I. É produzido em laboratório.
II. É classificado como cisurânico.
III. É classificado como não metal.
A partir das caraterísticas apresentadas, qual dos elementos a seguir representa 
as características apresentadas pelas dicas?
a) ( ) U.
b) ( )Tc.
c) ( ) At.
d) ( ) Pm.
7 A formação de um cátion envolve um processo no qual elétrons devem ser 
retirados e, para isso, certa quantidade de energia deve ser fornecida ao átomo 
original. Essa energia é chamada de energia de ionização. Essa propriedade 
apresenta um valor crescente, pois conforme um elétron é retirado, mais 
energia é necessária para remover o próximo. Sendo assim, por que a segunda 
energia de ionização de um átomo é sempre maior que sua primeira energia 
de ionização?
65
TÓPICO 3 —UNIDADE 1
LIGAÇOES QUÍMICAS E 
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
1 INTRODUÇÃO
No Tópico anterior nos dedicamos a entender como oselementos se 
organizam na Tabela Periódica e quais as propriedades que podemos prever 
através deles. Todavia, um ponto muito importante é que são raros os casos em que 
um átomo de um elemento químico é encontrado de forma isolada na natureza. 
Geralmente, eles estão associados a outros elementos, formando substâncias 
compostas, ou até mesmo associados a átomos do mesmo elemento, formando 
substâncias simples. Essa interação entre átomos ocorre através das ligações 
químicas, além disso, elas justificam algumas características das substâncias 
formadas.
No Tópico 1 nos preocupamos em realizar a distribuição eletrônica dos 
átomos e analisar suas camadas de valência, e isso não foi em vão, pois quando 
átomos estabelecem uma ligação química, esta é feita através dos elétrons que se 
encontram nessa camada. A quantidade de elétrons que se mantem ali e certas 
propriedades periódicas são essenciais na determinação do tipo de ligação que 
ocorre.
Buscaremos ao longo deste Tópico compreender como cada ligação 
química ocorre e quais suas possíveis representações. Apesar de as ligações 
químicas indicarem a relação entre os átomos, precisamos falar também sobre 
interações intermoleculares. Elas são responsáveis pela interação entre os 
compostos químicos e explicam várias propriedades, como estado físico, pontos 
de fusão e ebulição, densidade, entre outras.
Na identificação do tipo de interação intermolecular, dois pontos são 
essenciais e serão objetos do nosso estudo, sendo eles: a polaridade das ligações 
e a geometria da molécula. Essas características nos ajudam na definição da 
polaridade da molécula, que, por fim, irá determinar o tipo de interação que 
ocorrerá. 
66
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Segundo Covre (2001, p. 109), “ligação química é o nome dado às formas 
de associação existentes entre os átomos”. Estas ligações ocorrem através da 
interação entre as eletrosferas dos átomos, ou seja, são determinadas pela relação 
entre os elétrons. As ligações químicas podem ser chamadas também de interações 
intramoleculares.
 
Brown et al. (2005, p. 252) traz como apresentação das ligações químicas a 
seguinte situação,
Sobre a mesa da maioria dos restaurantes você pode encontrar duas 
substâncias brancas cristalinas: sal de cozinha e açúcar refinado. 
Apesar de suas similaridades na aparência, sal e açúcar são espécies de 
substâncias bem diferentes. Sal de cozinha é cloreto de sódio, , que 
consiste em íons sódio, Na+, e íons cloreto, . A estrutura é mantida 
unida pelas atrações entre íons com cargas de sinais contrários, que 
podemos chamar de ligações iônicas. Por outro lado, o açúcar refinado 
não contém íons sob qualquer condição. Consiste em moléculas de 
sacarose, C12H22O11, nas quais as atrações chamadas ligações covalentes 
mantêm os átomos unidos. 
No entanto, quais são as condições para que uma ligação química 
mantenha estável determinada substância? A resposta está na Teoria do Octeto.
2.1 TEORIA DO OCTETO
Como citado anteriormente, são raros os casos de átomos de elementos que 
são encontrados de forma isolada na natureza, sendo estes casos representados 
pelos elementos do grupo 18, os gases nobres. Todos os demais se ligam a outros 
átomos, formando substâncias simples (substância formada por átomos de um 
mesmo elemento, como O2 [gás oxigênio]) ou substâncias compostas (substâncias 
formadas por átomos de elementos diferentes, como CO2 [dióxido de carbono]).
As ligações químicas fazem com que os átomos adquiram estabilidade, 
ou seja, sejam mais estáveis do que em seus estados fundamentais. Todavia, os 
gases nobres já apresentam esta estabilidade em seus estados fundamentais, o 
questionamento de o porquê isso ocorre levou o físico alemão Walther	Ludwig	
Julius	Kossel	(1888-1956) a analisar a relação entre a estabilidade e a configuração 
eletrônica destes elementos.
Kossel percebeu que os gases nobres apresentavam exatamente oito 
elétrons na sua camada de valência, tendo como única exceção o elemento hélio 
(He) que possui somente dois elétrons já que o seu nível mais externo é o primeiro.
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
67
FIGURA 40 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS GASES NOBRES
FONTE: O autor
Assim, Kossel relacionou a estabilidade dos gases nobres a suas 
configurações eletrônicas e consequentemente para que outro elemento também 
atingisse a estabilidade precisaria possuir a configuração de um gás nobre.
A dedução de Kossel foi aperfeiçoada posteriormente pelos físico-
químicos estadunidenses Gilbert	Newton	Lewis (1875-1946) e Irving	Langmuir	
(1881-1957). Langmuir nomeou esta relação entre a configuração eletrônica e a 
estabilidade de teoria do octeto (ou regra	do	octeto). 
Segundo Brown et al. (2005, p. 253), a teoria do octeto diz que “os 
átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam 
circundados por oito elétrons de valência”. É importante destacar, por fim, que 
“existem muitas exceções à regra do octeto, mas ela fornece uma estrutura útil 
para introduzir muitos conceitos importantes de ligação” (BROWN et al., 2005, 
p. 253).
2.2 LIGAÇÕES IÔNICAS
As ligações	iônicas são formadas pela atração eletrostática entre íons de 
cargas opostas. Neste tipo de ligação um elemento de baixa energia de ionização 
(possui grande tendência a perder elétron), neste caso, os metais, se ligam a 
elementos com alta afinidade eletrônica (possui uma grande tendência em ganhar 
elétron), neste caso, os não metais, formando os compostos iônicos. 
Em resumo, metais	tendem	a	formar	cátions (+) e perder elétrons e os não 
metais	tendem	a	formar	ânion	(-)	e ganhar elétrons. Veja, a seguir, o exemplo do 
composto iônico (Cloreto de Sódio):
68
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 41 – FORMAÇÃO DO COMPOSTO IÔNICO NaC
FONTE: O autor
Note que tanto o íon sódio quanto o íon cloro possuem, após a interação, 
oito elétrons na camada de valência.
“[...] um sólido iônico é constituído por um aglomerado de cátions e 
ânions organizados com formas geométricas bem definidas, chamadas de retícu-
los ou reticulados	cristalinos” (FOGAÇA, 2012, n. p.). Para o exemplo do 
devemos observar que ele é formado por uma “[...] transferência definitiva de um 
elétron do sódio para o cloro, originando o cátion sódio (Na+) e o ânion cloreto 
( )” (FOGAÇA, 2012, n. p.), porém, essa reação não envolve somente dois 
átomos, mas um número enorme e indeterminado de átomos que formam um 
retículo cristalino de forma cúbica.
FIGURA 42 – RETÍCULO CRISTALINO DO CLORETO DE SÓDIO
FONTE: <https://bit.ly/2X4juYZ>. Acesso em: 22 maio 2020.
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
69
Existem duas maneiras de representar um composto iônico:
• Fórmula	unitária	ou mínima
• Fórmula	de	Lewis ou eletrônica
2.2.1 Fórmula unitária ou mínima
A Fórmula	 unitária ou mínima representa a menor proporção entre 
cátions e ânions que compõem o retículo cristalino, sendo que, a carga total do 
composto deve ser nula e para que isso ocorra é necessário que o número de 
elétrons cedidos por um átomo seja igual ao número de elétrons recebidos pelo 
outro átomo. Para montar a fórmula unitária basta combinar os íons conforme é 
apresentado na imagem a seguir.
FIGURA 43 – FÓRMULA UNITÁRIA
FONTE: O autor
Note que o cátion deve ser na frente e o ânion atrás. Como exemplo, 
podemos aplicar a fórmula unitária para uma combinação entre os íons Mg2+ 
e , neste caso, obteríamos o composto iônico MgC 2 (Cloreto de Magnésio). 
A fórmula MgC 2 indica que são necessários dois átomos de cloro para um 
átomo de magnésio. Tenha em mente o seguinte, o íon cloro é representado 
por portanto, ele recebe apenas um elétron, no entanto,00 o íon magnésio, 
representado por Mg2+, doa dois, sendo assim, ao duplicar a quantidade de íons 
cloro o balanço de elétrons doados e recebido será nulo.
2.2.2 Fórmula de Lewis ou eletrônica
A Fórmula de Lewis ou eletrônica apresentao símbolo do elemento, 
chamado de tronco ou cerne, que representa o núcleo e todos os elétrons que 
não fazem parte da camada de valência, circundado por pontos (•) ou xises (x), 
70
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
que representam os elétrons da camada de valência, chamados de elétrons de 
valência. Estes elétrons de valência geralmente são representados em pares que são 
posicionados em volta do cerne. Considerando o composto iônico utilizado 
anteriormente, vamos fazer a representação dele através da fórmula de Lewis:
FIGURA 44 – FÓRMULA DE LEWIS CLORETO DE MAGNÉSIO
FONTE: O autor
Algumas informações importantes com relação aos íons são as 
denominações usadas em relação ao número de elétrons que eles ganham ou 
perdem, conforme é apresentado na tabela a seguir.
TABELA 13 – DENOMINAÇÃO DOS ÍONS EM FUNÇÃO DO NÚMERO DE ELÉTRONS CEDIDOS 
OU RECEBIDOS
FONTE: O autor
2.2.3 Características dos compostos iônicos
A formação de íons e do retículo cristalino determinam as principais 
características dos compostos iônicos, sendo elas:
VARIAÇÃO DE 
ELÉTRONS
REPRESENTAÇÃO 
GENÉRICA NOMENCLATURA
1 Monovalente
2 Bivalente ou Divalente
3 Trivalente
4 Tetravalente
5 Pentavalente
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
71
• Possuem aspecto cristalino (formam cristais);
• São quebradiços;
• Apresentam elevados pontos de fusão (PF) e ebulição (PE);
• São sólidos nas condições ambientais de temperatura e pressão (CATP, 25°C, 
1atm);
• Quando fundidos ou dissolvidos em água, conduzem corrente elétrica (são 
eletrólitos).
2.3 LIGAÇÕES COVALENTES
De acordo com Brown et al. (2005, p. 259, grifo nosso),
A grande maioria das substâncias químicas não tem as características 
de materiais iônicos. Muitas das substâncias com as quais temos 
contato em nosso dia-a-dia, como a água, tendem a ser gases, líquidos 
ou sólidos com baixos pontos de fusão. Muitas, como a gasolina, 
vaporizam-se rapidamente. Outras são maleáveis nas formas sólidas 
- por exemplo, sacolas plásticas e parafina.
Para a grande classe de substâncias químicas que não se comportam 
como substâncias iônicas, precisamos de um modelo diferente para 
a ligação química entre os átomos. [...] Lewis inferiu que os átomos 
poderiam adquirir uma configuração eletrônica de gás nobre pelo 
compartilhamento de elétrons com outros átomos. [...] uma ligação 
química formada desse modo é chamada	ligação	covalente.
Este tipo de ligação é a que ocorre entre os átomos de elementos que tendem 
a receber elétrons, em geral não metais e, em alguns casos, semimetais. Ela ocorre 
também entre não metais e hidrogênio na formação de ácidos. O exemplo mais 
simples de ligação covalente ocorre entre dois átomos de hidrogênio na formação 
do gás hidrogênio (H²).
As ligações covalentes podem ser representadas por três fórmulas 
diferentes, sendo elas:
“Compostos formados por ligações covalentes podem ser divididos em dois 
grupos: moleculares e covalentes. Quando átomos se ligam por meio de ligações cova-
lentes, originando moléculas de número determinado, tem-se um composto molecular. 
Entretanto, para um número muito grande e indeterminado de átomos, tem-se um com-
posto covalente ou sólido de rede covalente”. 
FONTE: BATISTA, Fábio Roberto. Química. Curitiba: Positivo, v. 2, 2015, p. 9. Livro do Pro-
fessor: Orientações Metodológicas.
IMPORTANTE
72
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
• Fórmula de Lewis ou eletrônica
• Fórmula estrutural
• Fórmula molecular
2.3.1 Fórmula de Lewis ou Eletrônica
A fórmula de Lewis segue a mesma ideia já apresentada para compostos 
iônicos. Lembre-se de que a representação de Lewis considera o símbolo do 
elemento como cerne ou tronco, que representa o núcleo atômico e os elétrons que 
não pertencem à camada de valência, e os elétrons de valência, que são aqueles 
pertencentes à camada de valência, que são representados por pontos (•) ou xises 
(x).
Para apresentar todas as fórmulas vamos trabalhar com o exemplo do gás 
cloro, portanto, vamos começar com a fórmula de Lewis:
FIGURA 45 – FÓRMULA DE LEWIS PARA O GÁS CLORO
FONTE: O autor
Note que após o compartilhamento ser estabelecido, ou seja, a ligação 
covalente ser formada, ambos os átomos de cloro possuem 8 elétrons na camada 
de valência.
É importante destacar que o hidrogênio (H) se assemelha ao hélio (He) em 
questão de estabilidade pelo fato de possuir somente a primeira camada da eletrosfera, ou 
seja, ele se estabiliza somente com 2 elétrons. Esta ressalva é importante visto que o hidro-
gênio reage com a maioria dos elementos da Tabela Periódica e geralmente é apresentado 
em exemplo e questões.
ATENCAO
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
73
FIGURA 46 – OUTROS EXEMPLOS DA FÓRMULA DE LEWIS
FONTE: <https://bit.ly/2Xz0tgp>. Acesso em: 22 maio 2020.
2.3.2 Fórmula estrutural
A fórmula estrutural substitui cada compartilhamento por um traço, que 
representa a ligação covalente, vejamos para o nosso exemplo do gás cloro:
FIGURA 47 – FÓRMULA ESTRUTURAL PARA O GÁS CLORO
FONTE: O autor
Cada compartilhamento é representado por um traço, assim, deve-se ter 
em mente que dois átomos podem estabelecer um, dois ou três compartilhamentos 
entre si.
TABELA 14 – LIGAÇÕES COVALENTES
FONTE: O autor
NÚMERO DE COMPARTILHA-
MENTOS TIPO DE LIGAÇÃO REPRESENTAÇÃO
1 Simples
2 Dupla
3 Tripla
74
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Analisando as ligações covalentes sob a perspectiva de orbitais atômicos, 
deve-se ressaltar que ocorre a interpenetração de dois orbitais atômicos, formando 
um orbital molecular. Essa interpenetração pode ocorrer no mesmo eixo, de forma 
linear, e ser chamada de ligação sigma (σ) ou através de eixos paralelos, de forma 
paralela, formando uma ligação pi (π).
FIGURA 48 – LIGAÇÕES σ E π ENTRE OS ORBITAIS p E ORBITAL HÍBRIDO sp
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2UWeCU3>. Acesso em: 19 maio 2020.
Note que a ligação frontal entre o orbital híbrido sp forma uma ligação 
sigma (ligação “A”), enquanto os dois orbitais de p se ligam paralelamente, 
formando duas ligações pi (OBS: A ligação “B” representa uma ligação pi e a 
ligação “C” outra).
A primeira ligação estabelecida entre dois átomos será sempre sigma e as 
demais serão ligações pi. Assim:
TABELA 15 – LIGAÇÕES SIGMA E PI
FONTE: O autor
Pode-se prever as ligações possíveis para determinado grupo considerando 
o número de elétrons de valência.
TIPO DE LIGAÇÃO REPRESENTAÇÃO SIGMA (σ) PI (π)
Simples 1 0
Dupla 1 1
Tripla 1 2
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
75
TABELA 16 – GRUPOS X LIGAÇÕES COVALENTES
FONTE: O autor
FIGURA 49 – OUTROS EXEMPLOS DE FÓRMULAS ESTRUTURAIS
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2Xz0tgp>. Acesso em: 22 maio 2020.
ELEMENTOS LIGAÇÕES FÓRMULA 
ESTRUTURAL
ELETRONS DE 
VALÊNCIA
Hidrogênio 1 simples 1 elétron
Grupo 14
4 simples
4 elétrons2 simples e 1 duplas
1 simples e 1 tripla
2 duplas
Grupo 15
3 simples
5 elétrons1 simples e 1 dupla
1 tripla
Grupo 16
2 simples
6 elétrons
1 dupla
Grupo 17 1 simples 7 elétrons
76
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
2.3.3 Fórmula molecular
A fórmula molecular indica o símbolo dos elementos acompanhado de 
um índice inferior que representa a quantidade deste elemento no composto. 
Para o exemplo do gás cloro, teremos:
FIGURA 50 – FÓRMULA MOLECULAR PARA O GÁS CLORO
FONTE: O autor
FIGURA 51 – OUTROS EXEMPLOS DE FÓRMULAS MOLECULARES
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2Xz0tgp>. Acesso em: 22 maio 2020.
2.3.4 Ligações covalentes coordenadas
As ligações covalentes normais não podiam explicar algumas moléculas 
e na tentativa de formular uma ideia que pudesse dar suporte a estrutura dessas 
moléculas, sugiram as ligações covalentes coordenadas (pode-se encontrar 
através do nome ligação covalente dativa). Diferentemente das ligações 
covalentes normais, onde cada átomo cede um elétron para estabelecer um 
compartilhamento, nas ligações	covalentes	coordenadas um único átomo cede 
um par de elétrons para ser compartilhadoentre ele e outro átomo. Este par de 
elétron é chamado de par	de	elétrons isolados.
A ligação covalente coordenada pode ser representada por um traço (–) ou 
uma seta (→). Para facilitar a diferenciação, neste material procuraremos utilizar a 
seta.
O dióxido de enxofre (SO 2) é um exemplo clássico de uma molécula onde 
há uma ligação covalente coordenada. Lembre-se, tanto o enxofre (S) quanto o 
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
77
oxigênio (O) são elementos que pertencem ao grupo 16 da tabela periódica e de 
acordo com a Tabela 16, cada um deles deve fazer duas ligações para adquirir 
estabilidade, ou seja, bastava uma ligação dupla entre eles, porém há um outro 
átomo de oxigênio para formação do dióxido de enxofre.
FIGURA 52 – DIÓXIDO DE ENXOFRE
FONTE: O autor
A tabela a seguir indica o número de ligações covalentes coordenadas 
possíveis para alguns grupos da Tabela Periódica.
TABELA 17– GRUPOS X LIGAÇÕES COVALENTES COORDENADAS
FONTE: O autor
GRUPO CAMADA DE 
VALÊNCIA
NÚMERO DE 
LIGAÇÕES 
COVALENTES 
SIMPLES
NÚMERO DE 
LIGAÇÕES 
COVALENTES 
COORDENADAS 
POSSÍVEIS
14
4 elétrons
4 Não faz coordenada
15
5 elétrons
3 1
18
6 elétrons
2 1 ou 2
17
7 elétrons
1 1, 2 ou 3
78
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
2.3.5 Características dos compostos moleculares/
covalentes
Apesar de receberem nomes diferentes, os compostos formados por 
ligações covalentes apresentam características semelhantes:
• São encontrados na natureza nos três estados físicos na CATP (Ex:	Sólido	– 
Açúcar e Diamante; Líquido – Água e Etanol; Gasoso – Gás Hidrogênio e Gás 
Cloro);
• Pontos de fusão e ebulição menores quando comparados aos compostos 
iônicos (compostos covalentes possuem PF e PE maiores que os compostos 
moleculares);
• Quando puros, não conduzem corrente elétrica;
• São quebradiços.
2.4 LIGAÇÕES METÁLICAS
As ligações	metálicas ocorrem, como o próprio nome sugere, entre os 
metais. Esse tipo de ligação é aplicado através do modelo chamada de mar de 
elétrons (ou nuvem	de	elétrons), em que os núcleos positivos dos metais formam 
uma rede e compartilham seus elétrons de valência. Esse mar de elétrons se forma 
devido ao fato de os metais possuírem baixas energias de ionização, ou seja, 
tendem a perder facilmente seus elétrons de valência (TRO, 2017). “Estes elétrons 
“livres” não estão mais localizados em um único átomo, mas deslocalizados 
sobre o metal inteiro. Os átomos do metal positivamente carregados são, então, 
atraídos para o mar de elétrons, mantendo o metal unido” (TRO, 2017, p. 385).
FIGURA 53 – LIGAÇÃO METÁLICA X MAR DE ELÉTRONS
FONTE: O autor
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
79
2.4.1 Características dos compostos metálicos 
As características dos compostos metálicos (ou metais) são explicadas 
pela formação do mar de elétrons. Assim, podemos destacar que:
• Eles são bons condutores de eletricidade, pois diferentemente dos compostos 
iônicos onde os elétrons estão confinados a um íon, nos compostos metálicos 
eles estão livres para circular.
• São bons condutores de calor, pelo mesmo motivo anterior, os elétrons ajudam 
a dispersar a energia térmica.
• Possuem pontos de fusão e ebulição extremamente altos, com exceção do 
mercúrio (Hg);
• São maleáveis e dúcteis, pois, como não há nenhuma “ligação” específica, 
“podemos deformá-lo com relativa facilidade forçando os íons do metal a 
passar um pelo outro. O mar de elétrons acomoda facilmente deformações 
fluindo para a nova forma” (TRO, 2017, p. 415-416).
2.4.2 Ligas metálicas
As ligas metálicas são misturas de pelo menos dois metais diferentes 
com o objetivo de obter um produto ofereça propriedades que os metais 
isoladamente não possuem, dessa forma as ligas metálicas possuem diversas 
finalidades. Geralmente, as propriedades melhoradas estão relacionadas a 
uma maior resistência mecânica, maior dureza, maior resistência a corrosão e 
melhor condutividade térmica e elétrica. Veja as principais ligas metálicas e suas 
aplicações na tabela a seguir.
80
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
LIGA METÁLICA COMPONENTES APLICAÇÕES
Latão Cobre (Cu) [67%] + Zinco (Zn) 
[33%]
Latões, parafusos, vál-
vulas, bijuterias, tubos
Bronze Cobre (Cu) [90%] + Estanho 
(Sn) [10%]
Moedas, instrumentos 
musicais, medalhas
Aço Comum Ferro (Fe) [98,5-99,9%] + 
Carbono (C) [0,1-1,5%] Peças, estruturas, fios
Aço Inox Aço [74%] + Níquel (Ni) [8%] + 
Crômio (Cr) [18%]
Talheres, utensílios 
domésticos
Amálgama Mercúrio (Hg) [50%] + Prata 
(Ag) [35%] + Estanho (Sn) [15%]
Obturações 
odontológicas, 
mineração de ouro
Ouro 18 Quilates Ouro (Au) [75%] + Prata (Ag) 
[12,5%] + Cobre (Cu) [12,5%] Joias, ornamentos
Solda Comum Chumbo (Pb) [67%] + Estanho 
(Sn) [33%] Solda elétrica
Níquel-Crômio Níquel	(Ni) [60%] + Crômio 
(Cr) [15%] + Ferro (Fe) [25%]
Fios de resistência 
elétrica
Duralumínio
Alumínio	 [95%] + Cobre 
(Cu) + Magnésio (Mg) + 
Manganês (Mn) [5%]
Peças de automóveis 
e aviões
FONTE: O autor
3 POLARIDADE E GEOMETRIA
Uma frase bem comum de se ouvir em um laboratório quando se fala de 
solubilidade das substâncias é: semelhante dissolve semelhante. Esta semelhança 
a qual a frase se refere está relacionada à polaridade das moléculas, ou seja, 
substâncias polares tendem a dissolver substâncias polares, e substâncias apolares 
tendem a dissolver substâncias apolares. Esta polaridade pode ser definida ao se 
analisar a polaridade e a geometria das moléculas.
3.1 GEOMETRIA MOLECULAR
A geometria	molecular define a forma espacial assumida pelos átomos 
de uma molécula a partido do momento em que eles se unem. Segundo Batista 
(2015, p. 45), “quando ocorre uma ligação química, os átomos formam ângulos 
entre si, adotando determinada geometria. Existem várias teorias que permitem 
fazer uma previsão sobre a geometria das moléculas [...]”, porém, a mais 
confiável é a Teoria	da	Repulsão	dos	Pares	de	Elétrons	da	Camada	de	Valência	
(VSEPR, sigla em inglês para Valence Shell Electron Pair Repulsion). “Esse modelo 
TABELA 17 – PRINCIPAIS LIGAS METÁLICAS E SUAS APLICAÇÕES
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
81
foi proposto, em 1940, por Nevil	Vincent	Sidgwick	(1873-1952) e desenvolvida 
por Ronald	Sydney	Nyholm (1917-1971), autor que publicou em 1957. O modelo 
foi aperfeiçoado e divulgado novamente, em 1970, por Ronald	James	Gillespie	
(1924)” (BATISTA, 2015, p. 45, grifo do autor).
Essa teoria considera os pares de elétrons ligantes e isolados que estão 
envoltos do átomo central da molécula. Estes pares de elétrons ocupam espaço 
e tendem a se distanciar o máximo possível, se arranjando numa geometria 
molecular que mantenha a molécula o mais estável possível. A tabela a seguir 
ajuda na predição das geometrias moleculares considerando os pares ligantes e 
isolados.
TABELA 18 – GEOMETRIA MOLECULAR (VSEPR)
NCT PL PNL GEOMETRIA ÂNGULO MODELO 
MOLECULAR EXEMPLO
2 2 0 Linear 180° CO2, BeH2
3
3 0 Trigonal 
Plana 120° BF3, 
2 1 Angular ~119° H2S, SO2
4
4 0 Tetraédrica 109,5° , CH4
3 1 Piramidal 
Trigonal ~107° NH3, H3O+
2 2 Angular ~104,5° H2O, 
82
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
5
5 0 Bipiramidal 
Trigonal 90°/120° PC 5, PBr3F2
4 1 Gangorra <90°/<120° SF4, SeC 4
3 2 Forma de T 90° C F3, C Br3
2 3 Linear 180° XeF2, I3
-
6
6 0 Octaédrica 90° SF6, PF6
5 1 Piramidal 
Quadrada ~90° BrF5, TeF5
4 2 Quadrática 
Plana 90° XeF4, BrF4
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
83
3 3 Forma de T 90° -
2 4 Linear 180° -
NCT = Número de Coordenação Total (número total de pares de elétrons)
PL = Pares Ligantes
PNL = Pares Não Ligantes (pares isolados)
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3gTyG1I>. Acesso em: 26 maio 2020.
OBSERVAÇÃO:	 somente os pares de elétrons das ligações sigma (σ) 
são contados como pares ligantes, assim, quando dois átomos estabelecem uma 
ligação dupla ou tripla, esta será considerada apenas um par de elétrons ligantes. 
Pares isolados ocupam mais espaço do que pares ligantes.Note que nos modelos das moléculas são apresentados três tipos de 
“ligações” que são representados pelos símbolos a seguir. Estas representações 
estão associadas à posição da ligação em relação ao plano no qual a molécula 
se encontra. A representação A indica que a ligação está alinhada ao plano, a 
representação B indica que a ligação está posicionada para frente do plano e a 
representação C para trás do plano.
FIGURA 54 – REPRESENTAÇÃO DAS LIGAÇÕES NA GEOMETRIA
FONTE: O autor
84
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
3.2 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Ao tratar sobre as propriedades periódicas foi apresentada a 
eletronegatividade, uma propriedade que está relacionada à força de atração 
exercida sobre os elétrons de uma ligação.
A diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes de 
uma ligação é essencial para definir qual tipo de ligação está estabelecida e 
poder identificar se o composto apresenta características iônicas ou covalentes, 
geralmente, temos que:
FIGURA 55 – ELETRONEGATIVIDADE X POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
FONTE: O autor
Quando dois átomos do mesmo elemento estabelecem uma ligação através 
do compartilhamento de elétrons, temos a formação de uma ligação	covalente	
apolar, pois ambos possuem a mesma eletronegatividade, ou seja, atraem o par 
de elétrons com a mesma intensidade.
Já quando átomos de elementos diferentes estabelecem esse 
compartilhamento, temos a formação de uma ligação	 covalente	 polar. Neste 
caso, o elemento mais eletronegativo atrai mais fortemente o par de elétrons 
para si, formando um polo negativo (δ -) enquanto o outro átomo, de menor 
eletronegatividade, apresenta-se como o polo positivo (δ +), deficiente de elétrons. 
Quanto maior a diferença de eletronegatividade mais polar é a ligação.
Quando a diferença de eletronegatividade extrapola o valor de 1,7, 
temos uma ligação	 iônica. Para este caso, a diferença entre os valores de 
eletronegatividade dos átomos é tão grande que os elétrons são arrancados de 
um átomo e transferidos para o outro, formando íons.
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
85
3.3 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
As moléculas podem ser polares ao apolares, porém, não se engane 
achando que se uma molécula apresenta ligações polares ela será polar. Em 
muitos casos uma molécula com ligações polares pode ser apolar, isso dependerá 
do momento	dipolar	resultante						. O momento dipolar resultante é um vetor 
obtido pela soma dos momentos dipolares das ligações.
Vetores são símbolos matemáticos utilizados na representação de 
grandezas vetoriais, estas grandezas são bem definidas quando são atribuídos 
a elas intensidade (módulo), direção e sentido. Os vetores são representados por 
setas. A intensidade é representada por um valor, no caso do momento dipolar, 
é a diferença de eletronegatividade entre os átomos. Em muitos casos o tamanho 
do vetor (seta) indica sua intensidade. A direção, indicada pela reta suporte, 
está associada a horizontal, vertical ou diagonal. Já o sentido, representado pela 
ponta da seta, está associado com alguns dos seguintes termos, para direita, para 
esquerda, para cima e para baixo.
FIGURA 56 – REPRESENTAÇÃO DE VETORES
FONTE: O autor
 
Moléculas formadas por apenas ligações apolares são moléculas apolares. 
E ainda, para moléculas diatômicas, ou seja, formada apenas por dois átomos, o 
tipo de ligação estabelecida entre os átomos indica a polaridade da molécula.
Já as moléculas que apresentam ligações polares podem ser polares ou 
apolares, e isso dependerá do momento dipolar resultante. Este momento por sua 
vez estará relacionado à orientação dos vetores de cada ligação e com a geometria 
da molécula. Quando a molécula é apolar e quando a molécula é 
polar. Veja alguns exemplos a seguir.
86
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 57 – MOLÉCULAS POLAR E APOLAR
FONTE: O autor
A molécula de dióxido de carbono possui ligações polares entre os átomos 
de carbono e oxigênio, como o oxigênio é mais eletronegativo o momento dipolar 
é apontado para ele, porém, note que a molécula é linear e temos dois momentos 
dipolares de mesma intensidade apontados para sentidos diferentes, assim, um 
anula o outro. Para facilitar, imagine essa situação como um cabo de guerra, se 
duas pessoas iguais puxassem a corda cada uma de um lado ninguém sairia do 
lugar, ou seja, não haveria polos, que é o que ocorre para esta molécula.
Já a molécula de água possui ligações polares entre hidrogênio e oxigênio, 
sendo este último mais eletronegativo, porém, note que ela tem geometria angular 
e os dois momentos dipolares estão voltados para cima, gerando um momento 
dipolar resultante diferente de zero. Isso faz com que a água seja uma substância 
polar, tendo seu polo negativo (δ –) próximo ao oxigênio e o polo positivo (δ +) 
próximo ao hidrogênio.
4 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Assim como os átomos, que interagem entre si através de ligações químicas, 
as substâncias químicas também estabelecem interações. Estas interações são 
chamadas de interações	intermoleculares (ou forças intermoleculares) apesar de 
haver algumas interações que ocorrem entre um íon e uma molécula. Segundo 
Tro (2017, p. 488),
A estrutura das partículas que constituem uma substância determina 
a intensidade das forças intermoleculares que mantêm a coesão da 
substância, o que, por sua vez, determina se a substância é um sólido, 
um líquido ou um gás a uma dada temperatura. À temperatura 
ambiente, forças intermoleculares moderadas a intensas tendem a 
formar líquidos e sólidos (altos pontos de fusão e ebulição) e forças 
intermoleculares fracas tendem a formar gases (baixos pontos de fusão 
e ebulição). As forças intermoleculares têm origem nas interações 
entre cargas, cargas parciais e cargas temporárias nas moléculas (ou 
nos átomos e íons) [...].
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
87
Muitas vezes, algumas das interações intermoleculares são agrupadas e 
chamadas de	 forças	de	Van	der	Waals, uma homenagem ao físico neerlandês 
Johannes	Diderik	Van	der	Waals (1837-1923) o primeiro a teorizar e descrever 
essas interações. As forças de Van der Waals são classificadas como:
• Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido
• Dipolo Permanente – Dipolo Induzido
• Dipolo Permanente – Dipolo Permanente
Além das forças de Van der Waals, podemos destacar ainda mais dois 
tipos de interações:
• Ligações de Hidrogênio
• Íon – Dipolo
4.1 DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO
Esse tipo de interação é conhecido também como	forças	de	London (ou 
força de dispersão). Esta interação foi explicada pelo físico alemão naturalizado 
norte-americano Fritz	Wolfgang	London (1900-1954), durante os seus estudos 
sobre a atração entre átomos de gases nobres. “As forças de London estão presentes 
em todas as interações moleculares, sendo as moléculas polares ou não. No caso 
das moléculas apolares, é a única força presente” (LIMA, 2014, s.p.). Além disso, 
este é o tipo de interação que ocorre entre átomo de gases nobres.
Essa interação é explicada pelo fato de os elétrons de um átomo ou 
uma molécula poderem, a qualquer instante, ficar desigualmente distribuídos. 
Essa distribuição desigual leva à formação de polos positivo e negativo, 
consequentemente essa formação de polos induz o átomo ou molécula próximo a 
formar polos também e assim estabelecer uma interação.
FIGURA 58 – FORÇA DE LONDON NO HÉLIO (He)
FONTE: Adaptado de: TRO, Nivaldo J. Química: uma abordagem molecular. 3. ed. Rio de Janei-
ro: LTC, 2017, p. 489-490.
88
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
4.2 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUZIDO
As interações de dipolo permanente-dipolo induzido podem ser chamadas 
de forças	de	Debye, em homenagem a Petrus	Josephus	Wilhelmus	Debye	(1884-
1966), um físico-químico estadunidense de origem neerlandesa, que com seus 
estudos fez descobertas e descreveu matematicamente a formação de dipolos.
Esta interação dá-se quando uma molécula polar se aproxima de uma 
molécula apolar. Uma extremidadecom excesso de carga da molécula 
polar pode fazer deslocar elétrons da molécula apolar para uma das 
extremidades, conduzindo à formação de um dipolo momentâneo 
(induzido), resultando assim uma atração entre os dois dipolos (LIMA, 
2014, s.p.).
4.3 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE
As interações dipolo permanente–dipolo permanente, ou simplesmente, 
dipolo–dipolo, também são conhecidas como forças	de	Keesom, em tributo ao 
físico holandês	Willem	Hendrik	Keesom (1876-1956), que desenvolveu o modelo 
matemático para explicar esse fenômeno.
As forças de Keesom ocorrem entre moléculas polares, ou seja, moléculas 
que possuem dipolos permanentes. O polo positivo de uma molécula polar atrai 
o polo negativo de outra molécula a assim sucessivamente.
FIGURA 59 – FORÇA DE KEESOM PARA NO HC
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2AqlbHi>. Acesso em: 28 maio 2020.
4.4 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
As ligações	 de	 hidrogênio, antigamente denominadas pontes de 
hidrogênio, são um tipo específico de interação dipolo – dipolo. Nessa interação 
um átomo de hidrogênio de determinada molécula polar interage com flúor (F), 
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
89
oxigênio (O) ou nitrogênio (N) de outas moléculas. Talvez a situação mais clássica 
em que a ligação de hidrogênio se estabelece é entre as moléculas de água (H2O).
FIGURA 60 – LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO ENTRE MOLÉCULAS DE ÁGUA
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/2AqlbHi>. Acesso em: 28 maio 2020.
4.5 ÍON – DIPOLO
Esse tipo de interação geralmente é estudado com as forças intermoleculares 
apesar de elas serem, na verdade, uma interação entre íon e molécula ao invés 
de molécula com molécula (BIOLOGIA TOTAL, 2019). Esse tipo de interação é 
extremamente forte e ela explicar a grande capacidade de solubilização de sais. 
Na figura a seguir é possível verificar a interação íon – dipolo quando o cloreto de 
sódio (NaC ), composto iônico, é dissolvido em água.
FIGURA 61 – INTERAÇÃO ÍON – DIPOLO ENTRE ÁGUA E CLORETO DE SÓDIO
FONTE: Adaptado de: <https://bit.ly/3gCJW3Q>. Acesso em: 29 maio 2020.
90
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Quando um composto iônico ou substância polar é dissolvido em uma 
substância polar sem formar uma nova substância chamamos esse fenômeno de 
solvatação. Nesta situação, moléculas do solvente envolvem moléculas ou íon do soluto.
IMPORTANTE
4.6 IMPLICAÇÕES DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Dependendo do tipo de interação que ocorra, seja entre moléculas ou entre 
íon e molécula, devemos saber que esta interação irá influenciar em propriedades 
das substâncias nas CNTP, por exemplo, estado físico, solubilidade, volatilidade, 
densidade, temperatura de ebulição etc. Assim, a primeira análise a ser feita é a 
respeito da intensidade de cada uma das interações.
FIGURA 62 – INTENSIDADE DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
FONTE: O autor
No geral, conclui-se que, ao aumentar a intensidade da interação, 
mais forte serão as ligações entre as moléculas ou entre as moléculas e íons, e, 
consequentemente, maior serão os pontos de ebulição e maior será a densidade. 
Quanto aos estados físicos, o aumento da intensidade da interação faz com que 
tenhamos estados mais condensados, ou seja, sólidos apresentam interações 
mais fortes enquanto gases apresentam interações mais fracas. Com relação à 
solubilidade, como já foi citado anteriormente, substâncias polares tendem a 
dissolver substâncias polares enquanto apolares tendem a dissolver apolares 
devido à interação que ocorre entre elas. Por último, mas não menos importante, 
temos a volatilidade, quanto mais fraca a interação maior é a volatilidade de 
determinada substância.
91
RESUMO DO TÓPICO 3
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• Para adquirir estabilidade os átomos estabelecem ligações químicas entre si.
• As ligações iônicas são ligações químicas que ocorrem através da transferência 
de elétrons, onde temos átomos doam elétrons e formam cátions e átomos que 
recebem elétrons e formam ânion.
• As ligações covalentes ocorrem através do compartilhamento de pares de 
elétrons. Na ligação covalente normal cada átomo cede um elétron para que a 
ligação seja estabelecida, já na ligação covalente coordenada um único átomo 
cede o par de elétrons.
• A diferença de eletronegatividade entre os átomos determina se a ligação é 
iônica, covalente polar ou covalente apolar.
• A fórmula de Lewis usada para representar os compostos é indicada pelo 
símbolo do elemento, que corresponde ao núcleo e os elétrons que não fazem 
parte da camada de valência, circundado por pontos (•) ou xises (x), que 
correspondem aos elétrons de valência.
• O número de pares de elétrons compartilhados entre dois átomos indica se 
eles estabelecem uma ligação simples, dupla ou tripla, sendo que, a primeira 
ligação estabelecida é a sigma (σ) e as demais são pi (π).
• Na ligação metálica há a formação de um “mar de elétrons”, onde os núcleos 
positivos ficam distribuídos em forma de rede enquanto os elétrons de 
valência circulam livremente entre esses núcleos.
• A criação de ligas metálicas tem como objetivo melhorar alguma propriedade 
apresentada pelo metal isolado.
• Considerando a Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de 
Valência (VSEPR) é possível determinar a geometria das moléculas.
• Considerando a geometria molecular a polaridade das ligações é possível 
caracterizar a substância como polar (quando o momento dipolar é diferente 
de zero) ou apolar (quando o momento dipolar é igual a zero).
92
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pensando em facilitar sua compreensão. Acesse o QR Code, que levará ao 
AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
CHAMADA
• As substâncias interagem através de interação intermoleculares, sendo elas: 
dipolo instantâneo – dipolo induzido, dipolo permanente – dipolo induzido, 
dipolo permanente – dipolo permanente, ligações de hidrogênio e interação 
íon – dipolo.
93
1 O elemento cloro ( ) é um dos mais conhecidos da Tabela Periódica. Na 
forma de substância simples ele se apresenta como um gás de coloração 
amarelo esverdeada, porém, ele também forma compostos com carbono, 
cálcio, hidrogênio e sódio. Monte as fórmulas de Lewis para os compostos 
formados entre cloro e os outros elementos e classifique-os como covalentes 
ou iônicos. Utilize a Tabela Periódica como apoio.
2 O gás nitrogênio (N2) ocupa cerca de 78% da composição da atmosfera 
terrestre. Além disso, ele é um gás incolor, inodoro e insípido. Monte 
as fórmulas de Lewis e estrutural do gás e indique que tipo de ligação se 
estabelece entre os átomos: simples, dupla ou tripla? Polar ou apolar?
3 A determinação de propriedades das substâncias, como pontos de fusão e 
ebulição, dureza, solubilidade, entre tantas outras, é resultado da estrutura 
interna da substância no momento em que os átomos estão se ligando. Essa 
estrutura, chamada de geometria da molécula, em junção com a polaridade 
da molécula, irá permitir analisar o comportamento da substância e prever 
as propriedades citadas anteriormente. Considerando a importância do 
conhecimento sobre este assunto, determine a geometria e a polaridade das 
seguintes substâncias:
a) ( ) NH₃
b) ( ) HCN
c) ( ) CC ₄
d) ( ) SF₆
4 As bases nitrogenadas são compostos químicos responsáveis pela composição 
do DNA e do RNA, sendo estes os ácidos nucleicos encontrados nas células. 
Essas bases nitrogenadas são moldes para as proteínas que proporcionaram 
as características do indivíduo. Considerando o exposto, observe a imagem a 
seguir:
FONTE: <https://bit.ly/2ApkDBN>. Acesso em: 29 maio 2020.
AUTOATIVIDADE
94
Na imagem são apresentadas as bases nitrogenadas que formam as duas fitas 
de dupla hélice que formam o DNA. Note que há uma interação que ocorre 
entre as duas fitas e que é destacada através da linha pontilhada. Assim, 
determine qual o tipo de interação intermolecular está ocorrendo. Justifique 
sua resposta.
5 Algumas propriedades como ponto de fusão, pontode ebulição e condução 
de corrente elétrica permitem determinar o tipo de ligação de prevalece entre 
os átomos de determinado composto. Essa avaliação é útil principalmente 
quando falamos de Química Analítica Qualitativa, um ramo da Química 
que tem como objetivo avaliar amostras e determinar seus constituintes. 
Considerando o exposto, imagine que em uma análise qualitativa foram 
encontradas as substâncias A, B e C em uma amostra e suas propriedades 
foram definidas de acordo com a tabela a seguir. Dessa forma, determine o 
tipo de ligação que prevalece para cada uma das substâncias e preencha na 
tabela.
SUBS-
TÂNCIA
PONTO 
DE 
FUSÃO
PONTO 
DE 
EBULIÇÃO
CONDUÇÃO 
DE CORRENTE 
ELÉTRICA
TIPO DE 
LIGAÇÃO 
QUÍMICASólido Líquido
A 1856°C 2550°C Sim Sim
B 80°C 203°C Não Não
C 1547°C 1992°C Não Sim
95
REFERÊNCIAS
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ticos e o princípio de exclusão de PAULI. Revista	do	Professor	de	Física, v. 3, n. 
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TRO, N. J. Química: uma abordagem molecular. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017. 
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USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química: volume único. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 
2002.
97
UNIDADE 2 — 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
E REAÇÕES QUÍMICAS
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de:
• identificar as funções inorgânicas;
• diferenciar as teorias ácido-base de Lewis, Bronsted-Lowry e Arrhenius;
• avaliar as características das funções inorgânicas;
• nomear as funções inorgânicas;
• verificar as principais aplicações de ácidos, bases, sais e óxidos;
• identificar e diferenciar as reações químicas.
Esta unidade está dividida em três tópicos. No decorrer da unidade 
você encontrará autoatividades com o objetivo de reforçar o conteúdo 
apresentado.
TÓPICO 1 – ÁCIDOS E BASES
TÓPICO 2 – SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
TÓPICO 3 – REAÇÕES QUÍMICAS
Preparado para ampliar seus conhecimentos? Respire e vamos 
em frente! Procure um ambiente que facilite a concentração, assim absorverá 
melhor as informações.
CHAMADA
98
99
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Caro acadêmico, chegamos a uma nova unidade do nosso livro didático, e 
nela pretendemos abordar grupos de substâncias que apresentam características 
semelhantes entre si, são as funções químicas. Mais especificamente trataremos 
das funções	inorgânicas, que comtemplam muitas das substâncias utilizadas no 
nosso cotidiano.
Começaremos abordando ácidos e bases, que são substâncias muito 
utilizadas em laboratório e geralmente estão envolvidos processos extremamente 
importantes. Segundo Zapp et al. (2015, p. 278),
O conhecimento de ácidos e bases faz parte de muitas situações 
cotidianas [...] como, por exemplo, a ingestão de um antiácido utilizado 
para amenizar a acidez estomacal, a ocorrência de chuvas ácidas ou 
ainda a partir de determinações políticas, econômicas e sociais que 
envolvem as indústrias e o seu consequente impacto ambiental.
Além disso, o aspecto primordial dessas funções químicas vai mais 
além, pois muitas reações químicas que ocorrem no nosso organismo envolvem 
ácidos e bases, e conhecer essas reações e todas as características dessas funções 
ajuda, de forma geral, na fundamentação de outros conceitos relacionados à 
Química (BRUNIG e SÁ, 2013). É válido ressaltar que o conhecimento sobre essas 
substâncias já data de muito tempo, sendo que “os termos ‘ácido’ e ‘sal’ datam da 
Antiguidade, ‘álcali’, da Idade Média e ‘base’ do século XVIII” (CHAGAS, 1999, 
p. 28).
2 TEORIAS ÁCIDO-BASE
Afinal de contas, o que define um ácido? E uma base? Quais são as 
características que fazem com que estas substâncias se definam como funções? É 
isso que pretendemos entender com as teorias ácido-base.
Com o intuito de compreender o comportamento destas substâncias 
ácidas e básicas (ou alcalinas) e as reações características dessas funções, muitos 
estudos foram realizados a fim de defini-los. Estes estudos levaram à elaboração 
das teorias ácido-base. “As teorias ácido-base, ou seja, as teorias que procuram 
explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio 
TÓPICO 1 — 
ÁCIDOS E BASES
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
100
mais geral, são [...] bastante antigas, porém vamos considerar apenas as do século 
XX” (CHAGAS, 1999, p. 28).
Dentre as teorias formuladas para explicar o comportamento de ácidos e 
bases, destacaremos as seguintes:
•Teoria de Arrhenius (1887)
• Teoria de Bronsted-Lowry (1923)
• Teoria de Lewis (1923)
É importante destacar que estas teorias não se anulam. Na realidade, cada 
uma delas aborda fenômenos e reações diferentes ampliando consideravelmente 
o conceito de ácidos e bases nas mais diversas situações (FOGAÇA, 2011).
2.1 TEORIA DE ARRHENIUS
Iniciamos nosso estudo sobre as teorias ácido-base com a teoria proposta 
pelo químico sueco Svante	August	Arrhenius	 (1859-1927). Esta teoria é a mais 
utilizada quando comparadas as demais, sendo o principal objeto de estudo, por 
exemplo, no ensino médio. Para Arrhenius:
• Ácido: toda substância que em solução aquosa libera como único cátion o íon 
H⁺(em alguns casos pode ser representado por pelo íon hidrônio (H³O⁺)).
• Base: toda substância que em solução aquosa libera como único ânion o íon 
OH– (hidroxila). 
É importante que você tenha em mente que dois processos distintos ocorrem 
com ácidos e bases quando em solução aquosa. Bases, quando dissolvidas em 
água, sofrem um processo denominado dissociação, processo no qual compostos 
iônicos têm seus íons separados. Já os ácidos passam por um processo diferente 
chamado de ionização. Esse processo permite que um composto molecular 
adquira uma carga negativa ou positiva ao ganhar ou perder elétrons. Inclusive, 
estes fenômenos foram formulados por Arrhenius em seus estudos que levaram 
a elaboração de sua teoria ácido-base.
Para saber mais sobre outras teorias ácido-base você pode fazer a leitura do 
artigo Teorias Ácido-Base do Século XX, escrito por Aécio Pereira Chagas e publicado pela 
revista Química Nova na Escola. Acesse através do link https://bit.ly/2AWLZPC.
DICAS
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
101
Veja a seguir os exemplos genéricos de ácido e base segundo Arrhenius:
FIGURA 1 – ÁCIDO E BASE DE ARRHENIUS
FONTE: O autor
“Esta teoria foi muito importante, pois além de dar conta de um grande 
número de fenômenos já conhecidos, provocou o desenvolvimento de várias 
linhas de pesquisa, inclusive contribuindo para estabelecer as bases científicas da 
química analítica” (CHAGAS, 1999, p. 28).
 
2.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Proposta em 1923, de forma independente, pelos cientistas Johannes 
Nicolaus	Brønsted	(1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874-1936), essa teoria 
ácido-base aumenta a definição de como determinar um ácido e uma base. 
Diferente da teoria de Arrhenius, estes cientistas definiram ácidos e bases na 
ausência de água. Assim, para eles:
Ácido:	é qualquer substância capaz de doar um próton.
Base: é qualquer substância capaz de receber um próton.
É importante destacar que se considera como próton o íon hidrogênio 
(H⁺). Ao doar um próton o ácido irá se transformar em sua base	conjugada e 
a base ao receber um próton se tornará seu ácido	conjugado. Veja o exemplo 
apresentado na Figura 2.
FIGURA 2 – ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED-LOWRY
FONTE: O autor
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
102
Note que as reações estão em equilíbrio ( ), assim, os pares conjugados 
podem fazer o caminho oposto e se tornarem os ácidos e bases que lhes deram 
origem.
2.3 TEORIA DE LEWIS
Em 1923, mesmo ano que a Teoria de Bronsted-Lowry foi publicada, o 
químico americano Gilbert	Newton	Lewis	(1875-1946) desenvolveu outra teoria 
para explicar o comportamento de ácidos e bases, e que leva o seu nome. Para ele:
Ácido: é toda espécie química capaz de receber um par de elétrons.
Base: é toda espécie capaz de doar um par de elétrons.
Segundo Fogaça (2011, s. p.),
Essa teoria introduz um conceito novo, é mais abrangente, mas não 
invalida a teoria de Bronsted-Lowry. Pois todo ácido de Lewis é um 
ácido de Bronsted, e consequentemente toda base de Lewis é uma base 
de Bronsted. Isto ocorre porque um próton recebe elétrons, ou seja, um 
ácido de Lewis pode unir-se a um par solitário de elétrons em uma 
base de Lewis.
Veja um exemplo da teoria ácido-base de Lewis na Figura 3.
A teoria ácido-base de Lewis é muito utilizada na Química Orgânica, princi-
palmente no que diz respeito às reações orgânicas. Nelas, o ácido de Lewis e a base de 
Lewis são chamados, respectivamente, de reagentes eletrófilos e reagentes nucleófilos.
• Reagentes eletrófilos: são grupos que necessitam de um par de elétrons e, durante 
uma reação orgânica, sempre atacam a parte negativa de uma molécula;
• Reagentes nucleófilos: são grupos capazes de doar um par de elétrons e, durante 
uma reação orgânica, sempre atacam a parte positiva de uma molécula.
FONTE: DIAS, Diogo Lopes. Teoria ácido-base de Lewis. 2016. Disponível em: <https://bit.
ly/2Z5yfKO>. Acesso em: 23 jun. 2020.
NOTA
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
103
FIGURA 3 – ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
FONTE: O autor
Esta teoria é extremamente abrangente, mas pode-se destacar sua 
aplicação no estudo de mecanismos de reações orgânicas e no campo da química 
de coordenação. Quanto à abrangência dos conceitos de ácidos e bases desta 
teoria podemos relacioná-la as demais teorias utilizando um diagrama de Venn.
FIGURA 4 – DIAGRAMA DE VENN DAS TEORIAS ÁCIDO-BASE
FONTE: O autor
Como citado anteriormente, uma teoria não exclui a outra, na realidade 
elas se complementam, ampliando os conceitos de ácidos e bases.
3 POTENCIAL HIDROGÊNIÔNICO (pH)
Cotidianamente, a identificação qualitativa e/ou quantitativa de um ácido 
ou uma base pode ser feita com o uso de uma escala numérica adimensional 
chamada de potencial hidrogeniônico ou simplesmente pH. O valor do pH 
de uma substância é definido com um logaritmo da concentração de íons H⁺, 
conforme é apresentado na fórmula a seguir.
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
104
FIGURA 5 – FÓRMULA PARA DEFINIÇÃO DO pH
FONTE: O autor
Caro acadêmico, as principais propriedades logarítmicas utilizadas para reso-
lução da fórmula do pH são apresentadas a seguir:
IMPORTANTE
A escala de pH varia de 0 a 14 a 25°C, através dela podemos observar três 
situações diferentes:
• pH < 7 o meio é ácido, sendo a [H+] > [OH–] 
• pH = 7 o meio é neutro, sendo a [H+] = [OH–]
• pH > 7 o meio é básico (ou alcalino), sendo a [H+] < [OH–]
A escala é apresentada na Figura 6, com algumas substâncias e seus 
respectivos valores de pH.
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
105
FIGURA 6 – ESCALA DE pH E EXEMPLOS
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3duv6cN>. Acesso em: 25 jun. 2020.
3.1 INDICADORES ÁCIDO-BASE
A natureza nos apresenta várias plantas, flores e frutas que possuem 
substâncias coloridas em sua formação e que podem sofrer modificação dessa 
coloração dependendo do pH do meio em que se encontram. Estes indicadores 
naturais de pH são, muitas vezes, utilizados como recurso didático nas escolas 
por sem de fácil acesso (CUCHINSKI; CAETANO; DRAGUNSKI, 2010). Veja 
alguns exemplos desses indicadores na Figura 7, apresentada a seguir:
A escala de pH varia em função da temperatura, porém, na maioria dos casos, 
trabalha-se com a escala a 25°C, como neste livro didático. Se quiser saber mais sobre o 
assunto, acesse o link bit.ly/2Z6PH1R, em que é apresentada uma comparação entre a 
escala a 25°C e a 45°C.
IMPORTANTE
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
106
FIGURA 7 – INDICADORES NATURAIS DE pH
FONTE: <https://bit.ly/2VifgeX>, <https://bit.ly/2YyhskL>. Acesso em: 26 jun. 2020.
Segundo Cuchinski, Caetano e Dragunski (2010, p.17),
[...] os indicadores são substâncias capazes de mudar de cor dependendo 
das características físico-químicas da solução na qual estão contidas. 
[...] Os indicadores ácido-base, ou indicadores de pH, são substâncias 
orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente 
básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para 
as suas formas protonadas e desprotonadas. A mudança de coloração 
ocorre numa estreita, porém, bem definida faixa de pH.
Dentre os diversos indicadores utilizados para determinação da faixa de 
pH das soluções, podemos destacar alguns, que são apresentados no Quadro 1.
A propriedade relacionada à mudança de coloração em função do pHdo 
meio recebe o nome de Halocromismo. Para saber mais sobre essa mudança de cor e 
o uso de flores como indicadores de pH, leia a publicação Indicadores de pH a partir das 
flores das espécies Macroptilium atropurpureum, Centrosema brasilianum e Ipomoea asa-
rifolia, disponível através do link: bit.ly/3g4zzVt.
NOTA
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
107
QUADRO 1 – INDICADORES ÁCIDO-BASE
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2ZeAFHc>. Acesso em: 26 jun. 2020.
É comum o uso da Tira Universal de pH (Figura 8) para determinação do 
pH em diversas situações.
Esse tipo de medição é a mais frequente em laboratórios, porém é 
aplicada ainda no campo da agronomia, medicina, biologia, química, 
nutrição, tratamento de água, entre outros. As tiras de pH não 
necessitam de nenhuma calibração, manutenção e são muito práticas 
para aplicar em qualquer rotina. As tiras de pH consistem num 
filtro de papel impregnado com um indicador ou uma mistura de 
indicadores, que aponta a escala de pH – do ácido ao básico – através 
de uma variedade de cores. Ou seja, existe uma cor diferente para 
cada número na escala do pH e através dessa diferenciação é possível 
classificar a solução em análise (KASVI, 2016, s. p.).
Indicador
Coloração 
abaixo da faixa 
de Viragem
Faixa de 
Viragem de 
pH
Coloração 
acima da faixa 
de Viragem
Azul de Tornassol vermelho 1,0 – 6,9 azul
Amarelo Metanil vermelho 1,2 – 2,4 amarelo
Azul de Timol (1ª transição) vermelho 1,2 – 2,8 amarelo
Azul de Bromofenol amarelo 3,0 – 4,6 violeta
Vermelho do Congo azul 3,0 – 5,2 vermelho
Laranja de Metilo vermelho 3,1 – 4,4 amarelo
Vermelho de Metila vermelho 4,4 – 6,2 amarelo
Azul de Bromotimol amarelo 6,0 – 7,6 azul
Vermelho de Fenol amarelo 6,6 – 8,0 vermelho
Azul de Timol (2ª transição) amarelo 8,0 – 9,6 azul
Fenolftaleína incolor 8,2 – 10,0 rosa-carmim
Amarelo de Alizarina R amarelo 10,1 – 12,0 vermelho
Carmim de Indigo azul 11,4 – 13,0 amarelo
Verde de Bromocresol amarelo 3,8 – 5,4 azul
Vermelho de Bromofenol amarelo 5,2 – 7,0 púrpura
Vermelho Neutro vermelho 6,8 – 8,0 amarelo
Vermelho de Cresol vermelho 7,2 – 8,8 amarelo
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
108
FIGURA 8 – TIRA UNIVERSAL DE pH
FONTE: <https://bit.ly/2H9ypM7>. Acesso em: 6 jul. 2020.
3.2 ÍONS COMUNS E SOLUÇÃO-TAMPÃO
No laboratório de Química é comum encontrar substâncias que atuam de 
forma a impedir a variação de pH de determinada solução. Estas são chamadas 
de soluções-tampão. Para que possamos verificar como uma solução-tampão 
funciona, precisamos compreender o efeito	do	íon	comum.
 
Tudo começa com o Princípio	 de	 Le	 Châtelier, desenvolvido pelo 
químico e metalurgista francês Henri	 Louis	 Le	Châtelier	 (1850-1936) durante 
seus estudos sobre equilíbrio químico. Segundo Skoog et al. (2005, p. G-11), este 
princípio afirma que “[...] a aplicação de uma perturbação a um sistema químico 
em equilíbrio resultará em uma mudança na posição do equilíbrio no sentido de 
minimizar o efeito da perturbação”.
Ao ser adicionado um íon comum em uma reação que já se encontra em 
equilíbrio, provocamos um deslocamento desse equilíbrio, isso fará com que o 
íon adicionado seja consumido, dando a esse fenômeno o nome de efeito do íon 
comum. Veja a figura 9.
FIGURA 9 – EFEITO DO ÍON COMUM SOBRE O EQUILÍBRIO
FONTE: O autor
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
109
“O efeito do íon comum é responsável pela capacidade que as soluções-
tampão possuem de quase não sofrer variação de pH [...] com a adição de pequenas 
quantidades de ácidos fortes ou bases fortes em seu meio” (PRIETO, 2019, s. p.).
Prieto (2019, s. p.) afirma que:
Uma solução tampão pode ser formada por um ácido de natureza 
fraca e por um sal formado da reação entre esse ácido e uma base forte 
(ou seja, um sal de base forte). A solução tampão também pode ser 
formada por base fraca e por um sal formado pela reação dessa base 
com um ácido forte (sal de ácido forte).
Esta solução é dita “tamponada” e pode ser preparada através da 
dissolução das substâncias em água. Para entender como funciona o efeito	
tampão, fenômeno no qual uma solução-tampão mantém praticamente inalterado 
o valor de pH da solução com adição de pequenas quantidades de ácido ou base 
fortes, vamos ver um exemplo.
Exemplo: Imagine uma solução-tampão formada por ácido cianídrico 
(HCN) [ácido fraco] e cianeto de sódio (NaCN) [sal solúvel], teremos duas reações 
em equilíbrio:
Note que o íon comum é o cianeto (CN–), assim, por ser um sal solúvel, o 
NaCN se dissocia facilmente e aumenta a disponibilidade desse íon em solução 
fazendo com que o equilíbrio representado em “a” seja deslocado ainda mais 
para esquerda, mantendo o ácido sob forma molecular.
Se a esta solução for adicionada uma pequena quantidade de uma base 
forte, como hidróxido de potássio (KOH), esta sofre a seguinte dissociação:
Os íons hidroxila (OH–) serão neutralizados pelos íons hidrogênio 
(H⁺) presentes no equilíbrio representado em “a”, dessa forma, novamente, o 
equilíbrio representado em “a” será deslocado, só que agora será para direita, a 
O efeito do íon comum pode ser utilizado para diminuir o grau de ionização 
de um ácido, o grau de dissociação de uma base ou a solubilidade de um sal.
NOTA
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
110
fim de produzir mais íons hidrogênio e compensar o que foi consumido. Assim, a 
variação do pH da solução será pequena, pois enquanto a reação expressa em “b” 
faz com que o H⁺ seja consumido com o íon comum, a reação expressa em “c” faz 
com que ele seja formado.
A adição sucessiva da base forte continuará deslocando o equilíbrio da 
reação expressa em “a” até que todo o ácido tenha sido ionizado, e neste momento 
se encerra o efeito tampão da solução.
Agora, se adicionarmos um ácido forte, com por exemplo, ácido clorídrico 
( ) a solução-tampão, observamos que este ácido se ioniza da seguinte maneira:
Como o ácido cianídrico é um ácido fraco, ele tende a se manter na forma 
molecular, sendo assim, os íons H+ liberados na pelo ácido forte na reação “d” 
reagem com o íon cianeto (CN–) liberado no equilíbrio representado por “b” 
formando ácido cianídrico (HCN) e mantendo a variação de pH pequena. O 
efeito tampão irá cessar quando todo o sal da reação “b” tiver sido dissociado.
A mesma lógica é aplicada quando temos uma solução tampão formada 
por uma base fraca e um sal que possua o mesmo cátion da base.
O sangue humano possui uma solução-tampão muito importante, pois ele 
deve se manter com um pH entre 7,35 e 7,45 mesmo com a ingestão de pequenas quan-
tidades de ácidos forte ou bases fortes.
A manutenção do pH do sangue em níveis normais é 
fundamental para a manutenção das células, que são recobertas 
por sangue. Quando há variação nesse índice, as células não 
se comportam como o esperado, podendo morrer mais cedo e 
causar diversas complicações de saúde (MEDPREV, 2020, s. p.).
A solução tampão do sangue é formada por ácido carbônico (H2CO3) e bicarbonato de 
sódio (NaHCO3) e quando o efeito tampão cessa dois fenômeno podem ser observados, 
a acidose, que faz com que o pH do sangue diminua, geralmente por problemas respira-
tórios que impedem a expiração de gás carbônico (CO2), ou a alcalose, que faz com que 
ocorra um aumento do pH provocado principalmente por hiperventilação pulmonar.
INTERESSANTE
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
111
4 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
Segundo Ribeiro (2014, s. p.),
O número de oxidação é um conceito convencional usado em química 
em variadas situações, inclusive na nomenclatura. O número de 
oxidação de um elemento em qualquer espécie química é a carga que 
ficaria no átomo desse elemento se os elétrons em cada ligação formada 
por esse átomo fossem atribuídos ao átomo mais eletronegativo.
 
Ou seja, o número de oxidação, ou simplesmente NOX, representa a carga 
elétrica adquirida por um elemento quando este faz parte de um íon ou de uma 
substância. Mas você deve se perguntar, qual é o objetivo de aprender este tema 
antes de falarmos deácidos e bases? 
Na realidade, conhecer o número de oxidação é algo importante para 
Química. Através dele podemos determinar a nomenclatura de compostos (como 
faremos mais a frente), balancear reações de oxirredução e determinar fórmulas 
químicas.
Antes de determinar o NOX de um elemento devemos conhecer algumas 
informações:
• Para uma substância simples (Ex: ), o NOX do elemento será sempre 
zero;
• Para íons monoatômicos (Ex: ) a carga do respectivo íon representa o 
valor do NOX;
• A soma dos NOXs dos elementos que compõem uma substância será sempre 
igual a zero.
• A soma dos NOXs dos elementos que compõem um íon poliatômico (Ex: 
SO₄2-) será sempre igual a carga do próprio íon.
Alguns elementos possuem valor de NOX fixo:
QUADRO 2 – ELEMENTOS COM NOX FIXO
FONTE: O autor
ELEMENTO NOX
Grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) +1
Grupo 2 (Be,	Mg,	Ca,	Sr,	Ba,	Ra) +2
Zinco (Zn) +2
Prata (Ag) +1
Alumínio +3
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
112
• Na maioria dos compostos o hidrogênio (H) possui NOX igual a +1 (Exceto 
em hidretos metálicos, que são compostos binários no qual o hidrogênio se 
liga a um metal, como o hidreto de sódio [NaH]). Nesses casos ele possui 
NOX -1);
• Na maioria dos compostos o oxigênio (O) possui NOX igual a -2 (Exceto nos 
peróxidos ( ), que é –1, nos superóxidos ( ), que é – ½, e no fluoreto de 
oxigênio (OF2), que é +2).
Conhecendo estas informações é possível determinar o NOX dos demais 
elementos quando estes fazem parte de uma substância ou de um íon, dessa 
forma, são apresentados quatro passos que podem auxiliar nesta determinação:
1º) Identifique os NOXs de elementos já conhecidos.
2º) Multiplique o valor do NOX de cada elemento pelo seu índice.
3º) Some os NOXS resultantes e iguale a zero (se for uma substância) ou a 
carga (se for um íon poliatômico).
4º) Calcule o valor do NOX do elemento a ser descoberto.
A seguir são apresentadas duas situações nas quais os passos descritos 
anteriormente são utilizados na determinação do NOX do elemento cloro ( ).
Os índices indicam a quantidade de átomos do elemento que compõem a 
substância ou íon, quando nenhum número é apresentado subentende-se que se trata do 
número 1.
NOTA
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
113
FIGURA 10 – EXEMPLOS DE DETERMINAÇÃO DO NOX
FONTE: O autor
5 ÁCIDOS
Ácidos são substâncias amplamente encontradas em nosso cotidiano, seja 
em medicamentos, produtos de limpeza ou alimentos. Como vimos anteriormente, 
eles podem ser identificados de acordo com algumas teorias, porém, para fins 
didáticos trabalharemos com o conceito de ácidos apresentados por Arrhenius:
“Toda	 substância	que	 em	solução	 aquosa	 libera	 como	único	 cátion	o	
íon 	(em	alguns	casos	pode	ser	representado	por	pelo	íon	hidrônio	(H₃O⁺))”.
Considerando o conceito de Arrhenius devemos estar atentos à forma 
como será montada a fórmula molecular desta ácido. Veja a Figura 11 apresentada 
a seguir.
FIGURA 11 – FÓRMULA MOLECULAR DOS ÁCIDOS
FONTE: O autor
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
114
Note que as cargas do cátion (que no caso dos ácidos de Arrhenius 
será sempre H+) e do ânion se tornam os índices um do outro. Com relação à 
representação dos ânions, você pode consultar o Quadro 3, disponível no item 5.2, 
e fique tranquilo, pois com o tempo, essas informações acabam sendo gravadas 
na memória e se tornam mais práticas de usar.
5.1 CLASSIFICAÇÃO
As características gerais dos ácidos, como sabor azedo, estado líquido e 
ionização em água são aspectos que estão relacionados com a sua classificação, 
sendo assim, é muito importante que possamos conhecê-la. Dessa forma é 
necessário saber que os ácidos podem ser classificados de acordo com alguns 
parâmetros sendo eles:
• Quanto	ao	número	de	elementos;
• Quanto	à	presença	de	oxigênio;
• Quanto	ao	número	de	hidrogênios	ionizáveis;
• Quanto	à	volatilidade;
• Quanto	à	força.
Portanto, vamos iniciar a classificação quanto ao número de elementos.
5.1.1 Quanto ao número de elementos
Como relação ao número de elementos constituintes do ácido, ele pode 
ser classificado como:
• Binário:	formado por dois elementos.
Ex.: Ácido Clorídrico (H ).
• Terciário: formado por três elementos.
Ex.:	Ácido Nítrico (HNO₃).
• Quaternário: formado por quatro elementos.
Ex.:	Ácido Tiocianoico (HSCN).
5.1.2 Quanto à presença de oxigênio
Com relação à presença de oxigênio, os ácidos podem ser classificados 
como:
• Oxiácido: possuem oxigênio em sua estrutura.
Ex.:	Ácido Perclórico (H O₄)
• Hidrácido: não possuem oxigênio em sua estrutura.
Ex.:	Ácido Fluorídrico (HF)
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
115
5.1.3 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Para realizar esta classificação, primeiramente precisamos definir 
“hidrogênio ionizável”. Todo hidrogênio ionizável é aquele, que em solução aquosa, 
é capaz de sofrer o processo de ionização e formar o cátion H+ (ou H₃O⁺). Assim, 
quanto ao número de hidrogênios ionizáveis, os ácidos podem ser classificados 
como:
• Monoácido	(ou	monoprótico): apresentam apenas um hidrogênio ionizável.
Ex.:	Ácido Bromídrico (HBr)
• Diácido	(ou	diprótico): apresentam dois hidrogênios ionizáveis.
Ex.:	Ácido Sulfúrico (H2SO₄)
• Triácido	(ou	triprótico):	apresentam três hidrogênios ionizáveis.
Ex.:	Ácido Fosfórico (H₃PO₄)
• Tetrácido	(ou	tetraprótico): apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
Ex.: Ácido Ortossilícico (H₄SiO₄)
Ao classificar um ácido considerando o número de hidrogênios ionizáveis, 
é importante considerar algumas informações: Para hidrácidos o número 
de hidrogênio na molécula é o próprio número de hidrogênios ionizáveis, já 
para oxiácidos o número de hidrogênios ionizáveis será igual ao número de 
hidrogênios ligados diretamente a átomos de oxigênio. Veja o exemplo do Ácido 
Fosforoso (H₃PO₃) na figura a seguir.
FIGURA 12 – HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS DO ÁCIDO FOSFOROSO (H₃PO₃)
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3g7mTwW>. Acesso em: 29 jun. 2020.
Note que apesar de o ácido fosforoso possuir 3 hidrogênios em sua 
molécula ele será classificado como um diácido, pois apenas os hidrogênios 
ligados diretamente aos átomos de oxigênios sofrerão processo de ionização. 
Dessa forma, no caso de oxiácidos, é importante verificar sua fórmula estrutural 
antes de definir sua classificação.
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
116
5.1.4 Quanto à volatilidade
Quando um frasco de vinagre é aberto, imediatamente sentimos seu 
cheiro, isso se deve a uma propriedade chamada de volatilidade. A volatilidade 
é uma grandeza relacionada à facilidade que um líquido tem para passa para 
o estado gasoso. Quanto a esta característica os ácidos podem ser classificados 
como:
• Voláteis: possuem baixos pontos de ebulição, portanto, passam facilmente 
para o estado gasoso.
Ex.: ácido Iodídrico (HI) [PE: -35,36 °C]
• Fixos: possuem elevados pontos de ebulição, portanto, apresentam dificuldade 
para transitar para o estado gasoso.
Ex.:	ácido Bórico (H₃BO₃) [PE: 300 °C]
De forma geral, todos os hidrácidos, ácido nítrico (HNO₃), ácido metanoico 
(HCOOH) e ácido acético (CH₃COOH) são voláteis, já os demais ácidos são fixos.
5.1.5 Quanto à força
A fim de identificar a força de um ácido, é necessário determinar o grau	
de ionização (α), para isso contamos com a seguinte fórmula:
 
O grau de ionização representa uma grandeza adimensional, ou seja, sem 
unidade de medida, porém é comum transformar este valor em porcentagem ao 
multiplicá-lo por 100. Imagine, por exemplo, que em um recipiente seja preparada 
uma solução 1 mol/L de ácido clorídrico ( ) e que a cada 1000 moléculas que 
se dissolvem somente 920 sofram o processo de ionização e o restante se mantém 
da forma molecular, dessa forma, poderíamos calcular o grau de ionização da 
seguinte forma:
Multiplicando este resultado por 100 teríamos um grau de ionização igual 
a 92%. Porém, o que este resultado representa para a força de um ácido? Veja as 
relações a seguir:
• Ácido	forte:possui grau de ionização maior que 50% (α > 50%).
• Ácido	Moderado: possui grau de ionização maior ou igual a 5% e menor ou 
igual a 50% (5% ≤ α ≤ 50%).
• Ácido	fraco: possui grau de ionização menor que 5% (α < 5%).
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
117
Para o nosso exemplo apresentado anteriormente, possuir α = 92% indica 
que o ácido clorídrico é um ácido forte.
Há uma regra prática para a determinação da força dos ácidos, sendo que, 
para hidrácidos:
• Ácidos	fortes: 
• Ácido	moderado:	HF.
• Ácidos	fracos:	demais hidrácidos.
Já para oxiácidos usamos a Regra de Pauling que nos diz que devemos 
analisar o resultado da seguinte subtração:
x = (nº de oxigênios da molécula) – (nº de hidrogênios ionizáveis)
Sendo,
• Ácido	forte:	aqueles em que a diferença for maior ou igual a 2 (x ≥ 2).
• Ácido	moderado: aqueles em que a diferença for igual a 1 (x	=	1).
• Ácido	fraco: aqueles em que a diferença for igual a zero (x	=	0).
A única exceção que merece destaque para esta regra é o Ácido Carbônico 
(H₂CO₃), no qual a diferença entre oxigênios e hidrogênios ionizáveis é 1, porém, 
este ácido é classificado como fraco.
Ao aplicar a regra de Pauling para oxiácidos, você pode se perguntar, numa 
comparação, qual oxiácido é mais forte. Para isso, há duas dicas a serem seguidas: (1) 
Quanto maior for o número de átomos de oxigênio ligados ao átomo central, mais forte 
será o ácido; (2) Nos casos onde o número de oxigênios ligados ao átomo central for o 
mesmo, verifique a eletronegatividade de átomo central, aquele que possuir maior eletro-
negatividade mais forte será.
FONTE: WALLAU, Wilhelm Martin. Química inorgânica I: aulas teóricas. Aulas Teóricas. 
2014. Universidade Federal de Pelotas (UFPel). Disponível em: https://bit.ly/3ghtWD9. 
Acesso em: 30 jun. 2020.
IMPORTANTE
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
118
Um dos assuntos que merece destaque ao se trabalhar com ácidos e bases 
(e também sais) é sua classificação quanto à força. Lembre-se que quanto maior o grau 
de ionização/dissociação, mais forte será a substância. No entanto, há outra propriedade 
ligada a essa força, o fato de esta substância ser ou não um eletrólito, o que, de forma 
direta, irá interferir em outra propriedade, a condutividade.
Buscando abordar este assunto, é apresentado a seguir um trecho da apresentação da 
disciplina de Fundamentos de Química Analítica da Universidade Federal de Minas Gerais 
(UFMG), escrita por Ione Maria F. de Oliveira, Maria José de S. F. da Silva, Simone de F. B. 
Tófani, sendo que, para fins didáticos, algumas alterações foram realizadas.
IMPORTANTE
ELETRÓLITOS
 Uma propriedade físico-química importante das soluções é a sua condutivi-
dade elétrica. Condutividade elétrica é a capacidade das soluções de conduzir uma 
corrente elétrica devido ao movimento relativo de íons presentes na solução.
 A água pura exibe uma pequena condutividade elétrica devido à baixa concen-
tração dos íons hidrogênio, H+, e hidróxido, OH–. As soluções aquosas, em geral, podem 
exibir condutividades maiores ou iguais à da água pura, dependendo da natureza do 
soluto.
 Substâncias que, em solução aquosa, não alteram a condutividade da água são 
denominadas de não eletrólitos. Os não-eletrólitos usualmente são solúveis em água, 
mas não formam íons em solução. Por exemplo, a sacarose (açúcar), C
12
H
22
O
11
, ou o 
etanol (álcool comum), C2H6O, comportam-se como não-eletrólitos ao serem dissolvi-
dos em água,
 Por outro lado, substâncias que, em solução aquosa, aumentam a condutivida-
de da água, são denominadas eletrólitos. Os eletrólitos são responsáveis pela condução 
de eletricidade em uma solução aquosa e essa condução é feita pelos íons formados. 
Por exemplo, o ácido clorídrico, , cloreto de sódio (sal de cozinha), Na e hidró-
xido de sódio, NaOH, são exemplos comuns de substâncias que se comportam como 
eletrólitos em água:
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
119
Numa análise microscópica verificaríamos que uma solução possui eletrólitos fracos ou 
fortes, conforme a figura a seguir, que apresenta dois ácidos, sendo o Ácido Cianídri-
co (HCN) fraco (condutividade menor) e o Ácido Clorídrico ( ) forte (condutividade 
maior).
ELETRÓLITOS FORTES E FRACOS
FONTE: <https://bit.ly/38qbXI7>. Acesso em: 30 jun. 2020.
Além de ser um indicador da condutividade elétrica, a presença de eletrólitos é de vital 
importância para o funcionamento do corpo humano. Dessa forma, é apresentado a 
seguir um texto escrito pelo médico nefrologista James L. Lewis e publicado no site 
Manual MSD.
 A medida da condutividade de uma solução reflete o grau de dissociação ou 
de ionização do soluto. No entanto, a condutividade também depende da concentra-
ção da solução. Baseado na condutividade das soluções, os eletrólitos são classificados 
como eletrólitos fortes e eletrólitos fracos.
ELETRÓLITOS FORTES E FRACOS 
 Independentemente do conhecimento das medidas de condutividade de uma 
solução, um analista deve ter a habilidade de reconhecer se uma dada substância é um 
eletrólito e, também, de reconhecer se um eletrólito é fraco ou forte. Esse conheci-
mento possibilita escrever corretamente as equações químicas das reações que esses 
eletrólitos podem sofrer em solução aquosa.
Eletrólitos fortes: são substâncias que se dissociam ou se ionizam totalmente em so-
lução aquosa.
Eletrólitos fracos: são substâncias que se dissociam ou se ionizam parcialmente em 
solução aquosa.
FONTE: Adaptado de SILVA, Maria José de S. F. da; TÓFANI, Simone de F. B.; OLIVEIRA, 
Ione Maria F. de. Fundamentos de Química Analítica: Aula 1. Belo Horizonte: Universi-
dade Federal de Minas Gerais (UFMG), 2009. Disponível em: <https://bit.ly/3dQ3LSF>. 
Acesso em: 30 jun. 2020.
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
120
CONSIDERAÇÕES GERAIS SOBRE ELETRÓLITOS
 Mais da metade do peso do corpo é composto por água. Os médicos consi-
deram que a água do corpo fica confinada em vários espaços, denominados comparti-
mentos de líquidos. Os três compartimentos principais são:
• Líquido no interior das células
• Líquido no espaço em torno das células
• Sangue
 Para funcionar normalmente, o corpo deve evitar que os níveis de líquido 
variem muito nessas áreas.
 Alguns minerais – principalmente os macrominerais (minerais de que o 
corpo precisa em quantidades relativamente grandes) – são importantes, tais como 
os eletrólitos. Eletrólitos são minerais que carregam uma carga elétrica quando estão 
dissolvidos em um líquido, como o sangue. Os eletrólitos do sangue – sódio, potássio, 
cloreto e bicarbonato – ajudam a regular as funções dos nervos e músculos e manter 
um equilíbrio ácido-base e um equilíbrio hídrico.
 Os eletrólitos, sobretudo o sódio, ajudam o corpo a manter os níveis de líqui-
do normais nesses compartimentos de líquidos, uma vez que a quantidade de líquido 
contida em um compartimento depende da quantidade (concentração) de eletrólitos 
contida nele. Se a concentração de eletrólitos for alta, o líquido se move para este 
compartimento (um processo chamado osmose). Do mesmo modo, se a concentra-
ção de eletrólitos for baixa, o líquido se move para fora deste compartimento. Para 
ajustar os níveis de líquidos, o corpo pode mover ativamente os eletrólitos para dentro 
ou para fora das células. Assim, ter eletrólitos nas concentrações corretas (um estado 
denominado equilíbrio eletrolítico) é importante para manter o equilíbrio líquido entre 
os compartimentos.
 Os rins ajudam a manter as concentrações de eletrólitos através da filtragem 
de eletrólitos e água do sangue, devolvendo alguns para o sangue e excretando qual-
quer excesso pela urina. Assim, os rins ajudam a manter um equilíbrio entre o consumo 
diário e a excreção de eletrólitos e água.
 Alguns distúrbios podem surgir se esse equilíbrio de eletrólitos for perturbado. 
Por exemplo, um desequilíbrio eletrolítico pode ser causado por:
• Ficar desidratado ou hiper-hidratado
• Tomar certos medicamentos
• Distúrbios específicos do coração,rim ou fígado
• Recebimento de hidratação ou alimentação por via intravenosa em quantidades 
inadequadas
FONTE: Adaptado de LEWIS, James L. Considerações gerais sobre eletrólitos. [S. l.]: 
Manual MSD, 2018. Disponível em: <https://msdmnls.co/3inRPL9>. Acesso em: 30 jun. 
2020.
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
121
5.2 NOMENCLATURA
A nomenclatura dos ácidos geralmente representa certa dificuldade 
aos acadêmicos, porém, com um pouco de prática e com as dicas a seguir esse 
processo pode ficar mais fácil. Assim, vamos começar com a forma geral de dar 
nome aos ácidos e para isso é importante ter em mãos uma tabela de ânions, igual 
a apresentada a seguir:
QUADRO 3 – ÂNIONS
FONTE: O autor
MONOVALENTE SbO₂– Metantimonito MnO₄2– Manganato
H+ Hidreto BiO₃– Bismutato FeO₄2– Ferrato
OH– Hidróxido BIVALENTE Zn₂²– Zincato
F– Fluoreto O²– Óxido MoO₄²– Molibdato
BF4
– Fluoborato O₂²– Peróxido SnO₂²– Estanito
Cloreto S²– Sulfeto SnO₃²– Estanato
Hipoclorito SO₃²– Sulfito WO₄²– Tungstato
Clorito SO₄²– Sulfato PbO₂²– Plumbito
Perclorato S2O₃²– Tiossulfato PbO₃²– Plumbato
Cloroaurato S₂O₇2– Pirossulfato TRIVALENTE
Brometo S₂O₈2– Persulfato N³– Nitreto
Hipobromito SO₅2– Monopersulfato p³– Fosfeto
Bromato S₂O₄2– Hipossulfito PO₄³– Fosfato
Iodeto S₂O₅2– Pirossulfito PO₃³– Fosfito
Hipoiodito Se²– Seleneto PO₂³– Hipofosfito
Iodato SeO₃2– Selenito AsO₃³– Arsenito
Periodato SeO₄2– Selenato AsO₄³– Arsenato
Metaborato Te2– Telureto SbO₃³+ Antimonito
H₃C	–	COO– Acetato TeO₃2– Telurito SbO₄³– Antimonato
CN– Cianeto B₄O₇2– Tetraborato BO₃³– Borato
OCN– Cianato CO₃2– Carbonato Fe(CN)₆³– Ferricianeto
SCN– Tiocianato C₂O₄2– Oxalato TETRAVALENTE
NO₂– Nitrito N₂O₂2– Hiponitrito P₂O₆⁴– Hipofosfato
NO3
– Nitrato SiF²– Fluossilicato P₂O₇⁴– Pirofosfato
Aluminato SiO₃2– Metassilicato As₂O₇⁴– Piroarsenato
PO₃– Metafosfato (Hexa)
cloroplatinato Sb₂O₇⁴– Piroantimonato
MnO₄– Permanganato CrO₄2– Cromato SiO₄⁴– Silicato
FeO₂– Ferrito Cr₂O₇2– Dicromato Fe(CN)₆⁴– Ferrocianeto
AsO₂– Metarsenito MnO₃2– Manganito -
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
122
Para nomear, basta utilizar a palavra “Ácido” seguida pelo radical do 
ânion e sua terminação apropriada. 
ÁCIDO	+	RADICAL	DO	ÂNION	+	TERMINAÇÃO
Para identificar o radical basta retirar as terminações “ito”, “ato” e “eto” 
do nome do ânion e adicionar a nova terminação, conforme é apresentado no 
Quadro 4.
QUADRO 4 – ALTERAÇÃO DA TERMINAÇÃO DO NOME DO ÂNION
FONTE: O autor
 
Por exemplo, se quiséssemos nomear o ácido HNO₃, o ânion que deu 
origem a ele é o NO₃–, chamado de nitrato, substituindo a final ato por ico ficaria, 
nítrico, portanto, o nome deste ácido será Ácido Nítrico. Como toda regra possui 
uma exceção, esta não seria diferente. Para ânions compostos com enxofre (S) e 
oxigênio (O), o radical utilizado não será “sulf”, mas sim “sulfur”.
Outras dicas que podem ajudá-lo na nomenclatura dos ácidos são:
• Para hidrácidos, a terminação será sempre “ídrico”, ou seja, de forma geral 
teremos sempre:
ÁCIDO	+	RADICAL	+	ÍDRICO
• Para os oxiácidos, pode-se considerar o NOX (número de oxidação) do 
átomo central e buscar as informações no Quadro 5. Perceba que eles terão a 
terminação “ico” e “oso”.
TERMINA EM... SUBSTITUI POR...
ITO OSO
ATO ICO
ETO ÍDRICO
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
123
POSSÍVEIS NOX DO 
ELEMENTO CENTRAL REGRA DE NOMENCLATURA
EXEMPLOSGrupo
Prefixo
Radical do Elemento 
Central
SufixoGrupo
17
( )
16
(S)
15
(N, P) 17 16 15
+7 - - per
F (Fluor)
 (Clor)
Br (Brom)
I (Iod)
S 
(Sulfur)
N (Nitr)
P (Fosfor)
ico
+5 +6 +5 - ico
+3 +4 +3 - oso
+1 +2 +1 hipo oso
QUADRO 5 – NOMENCLATURA DE OXIÁCIDOS
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2Bu5iki>. Acesso em: 1 jul. 2020.
5.3 APLICAÇÕES
Como citado anteriormente, os ácidos são extremamente utilizados no dia 
a dia para as mais diversas aplicações. Dessa forma, são apresentados a seguir os 
principais ácidos e suas aplicações.
QUADRO 6 – PRINCIPAIS ÁCIDOS E SUAS APLICAÇÕES
FÓRMULA 
MOLECULAR NOME APLICAÇÃO
H Ácido 
Clorídrico
É utilizado na limpeza de peças metálicas e 
como importante reagente laboratorial.
HF Ácido 
Fluorídrico
É utilizado para fazer marcações e gravações 
no vidro e no aço, já que causa corrosão 
nesses tipos de material.
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
124
H₂SO₄ Ácido 
Sulfúrico
Possui extrema importância, principalmente 
industrial, para a produção de diversos 
materiais, como baterias de automóvel, 
corantes, tintas, explosivos, papel e 
fertilizantes.
HNO₃ Ácido 
Nítrico
É bastante utilizado na fabricação de 
explosivos, principalmente o TNT e a 
nitroglicerina, fertilizantes agrícolas e salitre.
HCN Ácido 
Cianídrico
É um ácido utilizado na produção de 
plásticos, corantes, pesticidas e fertilizantes. 
Por ser encontrado na forma de um gás, foi 
usado para executar pessoas em câmaras 
de gás durante a Segunda Guerra Mundial, 
marcando a história pelo grande número 
de mortos, o que ficou conhecido como 
holocausto.
H₃PO₄ Ácido 
Fosfórico
Ácido presente na formação de alguns 
sais (fosfatos), os quais são utilizados 
na produção de fertilizantes, além de 
ser utilizado na indústria alimentícia e 
farmacêutica.
H₂CO₃ Ácido 
Carbônico
É utilizado na produção de água mineral 
gaseificada e dos refrigerantes, sendo 
fundamental no realce de sabor e aparência.
H₂S Ácido 
Sulfídrico
Ácido bastante utilizado em laboratórios 
de análises quantitativas, é fundamental na 
precipitação de metais, principalmente os 
denominados metais pesados.
H O₃ Ácido 
Clórico
Na forma de solução, esse ácido é capaz de 
oxidar madeira. Sua maior utilização, porém, 
é na produção de sais denominados cloratos, 
os quais são empregados na produção de 
fogos de artifício, fósforos de segurança, 
produção de gás oxigênio e pastilhas para 
garganta.
H₂CrO₄ Ácido 
Crômico
Ácido utilizado na limpeza de vidrarias de 
laboratório, na cromação de peças metálicas, 
na produção de vidros e cerâmicas e na 
formação de sais de cromo, muito utilizados 
como reagentes em laboratório.
H O₄ Ácido 
Perclórico
Ácido utilizado na fabricação de explosivos, 
herbicidas, na precipitação de mucoproteínas 
(presentes no sangue ou em líquidos 
sinoviais) e em análises clínicas laboratoriais.
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3iD6dPZ>. Acesso em: 5 jul. 2020.
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
125
6 BASES
 
Assim como os ácidos, as bases	 (ou	 hidróxidos)	 representam uma 
função química, ou seja, um grupo de substâncias que possuem características 
semelhantes. Considerando essa informação, para fins didáticos, trabalharemos 
com a Teoria Ácido-Base de Arrhenius, portanto, bases podem ser definidas como:
“Toda	substância	que	em	solução	aquosa	libera	como	único	ânion	o	
íon OH–(hidroxila)”.	
As bases (ou hidróxidos) apresentam pH básico (ou alcalino), ou seja, na 
escala irão apresentar valor superior a 7. Além disso, possuem sabor adstringente 
e tato escorregadio.
Diferente dos ácidos, as bases sofrem dissociação ao invés de ionização, 
pois são compostos iônicos, já que a maioria de seus cátions são metais (a única 
exceção é o hidróxido	de	amônio	[NH₄OH], uma base formada por um não metal 
e que sofre ionização).
Considerando o conceito de Arrhenius devemos estar atentos à forma 
como será montada a fórmula unitária das bases. 
FIGURA 13 – FÓRMULA UNITÁRIA BASES
FONTE: O autor
O hidróxido de amônio na realidade representa o borbulhamento e 
solubilização de gás amônia (NH
3
) em água (H
2
O), conforme é apresentado na equação 
química a seguir:
IMPORTANTE
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
126
6.1 CLASSIFICAÇÃO
As bases podem ser classificadas perante alguns quesitos sendo eles:
• Quanto	ao	número	de	hidroxilas;
• Quanto	à	solubilidade;
• Quanto	à	força.
6.1.1 Quanto ao número de hidroxilas
Quanto ao número de hidroxilas (OH–) presentas na substância podemos 
classificar as bases como:
6.1.2 Quanto à solubilidade
A solubilidade poder ser definida como a capacidade de uma substânciase dissolver em outra. Quanto a essa capacidade, as bases podem ser classificadas 
como:
Precipitado, corpo de fundo ou corpo de chão é o sólido insolúvel que se 
deposita no fundo do recipiente ao final de uma reação ou quando a solução já apresenta 
a quantidade máximo de soluto dissolvido.
NOTA
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
127
Esta classificação está vinculada ao cátion, que se liga à hidroxila, sendo:
• Solúveis: todas as bases formadas por metais alcalinos (Grupo 1) e hidróxido 
de amônio (NH₄OH). ).
• Pouco	solúveis: todas as bases formadas por metais alcalinos terroso (Grupo 
2), exceto as formadas por berílio (Be) e magnésio (Mg).
• Praticamente	insolúveis: todas as demais bases.
Veja no Quadro 7 a solubilidade algumas bases em água a 20 °C:
QUADRO 7 – SOLUBILIDADE DE BASES
FONTE: O autor
6.1.3 Quanto à força
Assim como os ácidos, a força das bases está associada ao seu grau	de	
dissociação (α). Dessa forma, podemos classificar as bases como:
• Base	forte:	são bases que possuem um grau de dissociação superior a 50% 
(α > 50%).
• Base	fraca: são bases que possuem um grau de dissociação igual ou menor 
que 5% (α≤ 5%).
FÓRMULA UNITÁRIA NOME SOLUBILIDADE	(g/L)
Fe	(OH)₂ Hidróxido de Ferro II 0,001
Hidróxido de Alumínio 0,008
Mg	(OH)₂ Hidróxido de Magnésio 0,009
Ca	(OH)₂ Hidróxido de Cálcio 1,7
Sr	(OH)₂ Hidróxido de Estrôncio 4,0
Ba	(OH)₂ Hidróxido de Bário 39,0
NaOH Hidróxido de Sódio 1090,0
KOH Hidróxido de Potássio 1120,0
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
128
Lembre-se de que ao falar de ácidos identificamos como sendo o grau 
de ionização, essa mudança de nomenclatura ocorre devido ao fato de ácidos serem 
compostos moleculares, que sofrem ionização, enquanto bases são compostos iônicos e 
sofrem dissociação, portanto, se fala em grau de dissociação.
NOTA
O grau de dissociação está associado à solubilidade. Portanto:
• Bases	 fortes: são todas formadas pelas pelos metais alcalinos (Grupo 1) 
e metais alcalinos terrosos (Grupo 2), exceto as formadas por berílio (Be) e 
magnésio (Mg).
• Bases	fracas: todas as demais e Hidróxido de Amônio.
Aqui é importante salientar que o hidróxido	 de	 amônio	 (NH₄OH), 
apesar de ser uma base solúvel, é considerada fraca, isso ocorre pois na reação 
entre amônia (NH₃) e água (H2O) o equilíbrio da reação está direcionada para 
esquerda, ou seja, há mais reagentes do que produtos, portanto, há uma pequena 
quantidade de hidroxilas (OH–) em solução. Lembre-se, o hidróxido de amônio 
só existirá em solução (amônia dissolvida em água). Reveja a reação:
6.2 NOMENCLATURA
Para nomear as bases devemos relembrar os nossos conhecimentos 
sobre NOXs. Portanto, nos quadros a seguir (Quadros 8 e 9) são apresentados 
os principais cátions e seus valores de carga (para íons monoatômicos o valor da 
carga é igual ao NOX).
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
129
ELEMENTO CARGA
A
lc
al
in
os
(G
ru
po
 1
)
Lítio Li+
Sódio Na+
Potássio K+
Rubídio Rb+
Césio Cs+
Frâncio Fr+
A
lc
al
in
os
	
Te
rr
os
os
(G
ru
po
 2
) Magnésio Mg²+
Cálcio Ca²+
Estrôncio Sr²+
Bário Ba²+
Rádio Ra²+
Prata Ag+
Zinco Zn²+
Alumínio
QUADRO 8 – CÁTIONS DE NOX FIXO
FONTE: O autor
QUADRO 9 – CÁTIONS DE NOX VARIÁVEL
FONTE: O autor
ELEMENTO CARGA	/	NOME
Cobre Cu⁺ Cu²⁺
Cuproso Cúprico
Mercúrio (Hg2)²⁺ Hg²⁺
Mercuroso Mercúrico
Ouro Au⁺ Au³⁺
Auroso Áurico
Ferro Fe²⁺ Fe³⁺
Ferroso Férrico
Cobalto Co²⁺ Co³⁺
Cobaltoso Cobáltico
Níquel Ni²⁺ Ni³⁺
Niqueloso Niquélico
Cromo Cr²⁺ Cr³⁺
Cromoso Crômico
Estanho Sn²⁺ Sn⁴⁺
Estanoso Estânico
Chumbo Pb²⁺ Pb⁴⁺
Plumboso Plúmbico
Manganês Mn²⁺ Mn⁴⁺
Manganoso Mangânico
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
130
Conhecendo os valores de NOX podemos nomear as bases considerando 
se o elemento possui NOX fixo ou variável.
Para bases de formadas por cátions de NOX fixo basta seguir a forma 
geral apresentada a seguir:
Hidróxido	de	+	Nome	do	Cátion
Por exemplo, para a base formada por estrôncio (Sr(OH)2), teríamos 
Hidróxido	de	Estrôncio.
Já para bases formadas por cátions com NOX variável podemos utilizar 
duas formas diferentes:
1ª)	Hidróxido	de	+	Nome	do	Cátion	+	Carga	em	Números	Romanos
Ex.: a base Mn(OH)₂ seria nomeada como Hidróxido	de	Manganês	II.
2ª)	Hidróxido	+	Nome	do	Cátion	+	Terminação	“oso”	(menor	carga)
Ex.: A base Mn(OH)₂ seria nomeada como Hidróxido	Manganoso.
ou
Hidróxido	+	Nome	do	Cátion	+	Terminação	“ico”	(maior	carga)
Ex.: A base Mn(OH)₄ seria nomeada como Hidróxido Mangânico.
No Quadro 9 são apresentados os nomes dos cátions com a terminação 
“oso”, para os de menor carga, e “ico”, para os de maior carga.
6.3 APLICAÇÕES
As bases possuem diversas aplicações no cotidiano, portanto, o Quadro 
10 apresenta algumas das mais importantes e seus principais usos e curiosidades.
QUADRO 10 – PRINCIPAIS BASES E SUAS APLICAÇÕES
FÓRMULA 
UNITÁRIA NOME APLICAÇÃO
NaOH Hidróxido 
de Sódio
Conhecida como soda cáustica, essa base é um 
sólido branco bastante solúvel em água. Ela é 
utilizada em limpezas pesadas e em produtos 
para desentupir pias e ralos. Também é utilizada 
em uma das etapas da fabricação de papel, no 
tratamento de efluentes e na indústria têxtil. Além 
do mais, esta base tem um alto poder corrosivo 
podendo destruir tecidos vivos.
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
131
FONTE: O autor
KOH Hidróxido 
de Potássio
Esta base pode ser encontrada como potassa 
cáustica sendo um sólido branco, cristalino e 
extremamente tóxico. É usada na fabricação de 
sabões, na produção de biodiesel e na produção 
pilhas alcalinas.
Ca(OH)₂ Hidróxido 
de Cálcio
O hidróxido de cálcio também leva o nome de cal 
hidratada, cal extinta ou cal apagada. Quando 
essa substância é misturada com água, ela é 
chamada de água de cal e na forma de suspensão, 
como leite de cal. Ela é aplicada principalmente 
em construções, na preparação de argamassa, 
no tratamento de água e esgotos, em inseticidas, 
fungicidas e na redução da acidez do solo.
Mg(OH)₂
Hidróxido 
de 
Magnésio
Esta base é um sólido branco, pouco solúvel em 
água. A sua principal aplicação se dá na forma 
de leite de magnésia, que é usado como laxante 
e antiácido. Além disso, pode ser utilizada na 
fabricação de papéis no refino de açúcar e na 
fabricação de retardantes de chamas.
Hidróxido 
de 
Alumínio
Geralmente, esta base pouco solúvel é utilizada 
para fabricação de desodorantes, no tratamento 
de água, e como antiácido estomacal.
NH₄OH Hidróxido 
de Amônio
Obtido da dissolução de amônia em água, 
esta base é um líquido incolor de forte odor. O 
hidróxido de amônio é conhecido comercialmente 
por amoníaco, sendo muito utilizado na produção 
de fertilizantes e explosivos, na saponificação 
de óleos e gorduras e na revelação de filmes 
fotográficos.
132
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• Segundo a Teoria de Arrhenius, ácidos são todas as substâncias que em solução 
aquosa liberam como único cátion o íon H+ e bases são todas as substâncias 
que em solução aquosa liberam como único ânion o íon OH–. 
• De acordo com a Teoria de Bronsted-Lowry, ácido é qualquer substância 
capaz de doar um próton, enquanto base é qualquer substância capaz de 
receber um próton (H⁺).
• Para a Teoria de Lewis, ácido é toda espécie química capaz de receber um par 
de elétrons e base é toda espécie capaz de doar um par de elétrons.
• A acidez e basicidade (ou alcalinidade) de uma solução é medida através da 
escala de pH. Substâncias ácidas terão pH inferior a 7, substâncias neutras 
terão pH igual a 7, e substâncias básicas terão pH acima de 7.
• É comum o uso de indicadores ácido-base tanto em laboratório quanto em 
algumas atividades cotidianas. Estes indicadores mudam de cor dependendo 
do meio em que se encontram.
• O número de oxidação, ou simplesmente NOX, indica a carga de um elemento 
quando este faz parte de um íon ou substância. É importante conhecer essa 
numeração ao realizar a nomenclatura dos compostos.
• Ácidos são substâncias que sofrem ionização, liberam H⁺ e possuem sabor 
azedo. Podemser classificados quanto ao número de hidrogênios ionizáveis, 
quanto ao número de elementos, quanto à força, quanto à volatilidade e 
quanto à presença de oxigênios.
• Para nomear um ácido usamos “Ácido + Nome do Ânion + Terminação”. 
Seguindo a regra de que cátions que terminem em “ito” tem a terminação 
substituída por “oso”, terminados em “ato” por “ico” e terminados em “eto” 
por “ídrico”.
• Bases são substâncias que sofrem dissociação, liberam OH– e possuem sabor 
adstringente. Podem ser classificadas quanto à força, a solubilidade e o 
número de hidroxilas.
• Para nomear uma base usamos “Hidróxido de + Nome do Cátion” para 
cátions de NOX fixo e “Hidróxido de + Nome do Cátion + Carga em Números 
Romanos” para cátions de NOX variável.
RESUMO DO TÓPICO 1
133
• Tanto os ácidos quanto as bases possuem diversas aplicações no nosso 
cotidiano.
• Eletrólitos são substâncias que, ao serem dissolvidos em água, sofrem ionizam 
ou dissociam com facilidade e aumentam a condutividade da solução. Podem 
ser classificados como fortes e fracos.
• Não eletrólitos são substâncias que ao serem dissolvidos em águam não 
sofrem ionização e permanecem na forma molecular, não aumentando a 
condutividade do sistema.
134
1 A amônia (NH₃) é amplamente utilizada nas mais diversas aplicações. Além 
de formar a base NH₄OH quando borbulhada em água, ela ainda é empregada 
em outras várias reações, como as apresentadas a seguir:
Considerando a Teoria Ácido-Base de Bronsted-Lowry, classifique a amônia 
em ácido ou base para as reações I e II.
2 A titulação ácido-base é uma técnica utilizada em química analítica a fim 
de determinar a concentração de determinada solução. Essa técnica envolve 
o uso de um indicador ácido-base pois ele tem a propriedade de mudar de 
cor dependendo do meio em que se encontra. Seguindo a mesma ideia da 
mudança de coloração, foi iniciada uma análise qualitativa com o objetivo 
de determinar a faixa de pH de uma solução desconhecida, para isso ela foi 
dividida em três béqueres e a cada um deles foi adicionado um indicador.
FONTE: O autor.
Considerando as colorações adquiridas pelas soluções, determine a faixa 
aproximada de pH.
3 Ao medir a concentração de íons H⁺ em uma solução obteve-se o valor de 
0,002mol/L. Calcule o valor de pH da solução e determine seu caráter. 
4 O Ácido Fluorídrico ( ) possui uma alta reatividade com vidro sendo, por 
esse motivo, usado em solução aquosa para fazer gravações nessas superfícies. 
Por esse motivo também, ele deve ser guardado em recipientes polietileno 
AUTOATIVIDADE
135
ou politetrafluoroetileno. Considerando seus conhecimentos acerca de 
ácidos, classifique o ácido fluorídrico, quanto ao número de elementos, de 
hidrogênios ionizáveis, presença de oxigênio, volatilidade e força.
5 Os ácidos são uma das funções químicas mais comuns do nosso cotidiano. 
Eles estão presentes em situações que, talvez, muitas pessoas não estão tão 
acostumadas a perceber, como nas baterias dos veículos, ou em situações 
corriqueiras, como no vinagre utilizado na salada. No entanto, para um 
químico, conhecer suas fórmulas moleculares e seus nomes é essencial para 
evitar acidentes em laboratório. Assim, dê nome aos seguintes ácidos:
6 Uma experiência comum no ensino médio é denominada “Sangue do Dia-
bo”, mas apesar do nome assustador ela é uma atividade interessante no es-
tudo de bases e indicadores, pois a solução é basicamente composta de hi-
dróxido de amônio (NH₄OH) e fenolftaleína. Por ser uma base, o hidróxido 
de amônio faz com que o indicador adquira uma coloração vermelha, daí a 
origem do nome. Ao jogar essa solução vermelha em um tecido branco logo 
a coloração desaparece. Considerando seus conhecimentos sobre bases, clas-
sifique o hidróxido de amônio e proponha uma explicação para o desapareci-
mento da coloração com o passar do tempo.
7 No dia a dia muitos vegetais funcionam como indicadores ácido-base na-
turais, como beterrabas, amoras, jabuticabas, além de flores com pétalas co-
loridas, como a hortênsia e a azaleia. No entanto, o vegetal mais comum é o 
repolho roxo. Dentre as funções químicas que reagem com esses indicadores 
temos as bases. Conhecer seu comportamento químico contribui na compre-
ensão de sua interação com esses indicadores. Considerando a importância 
de conhecer essa função química, dê nome as seguintes bases:
137
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Além de ácidos e bases, outras funções inorgânicas também fazem parte 
nosso cotidiano, são eles sais, óxidos e hidretos. Eles podem ser observados nas 
mais diversas situações, indo da presença em alimentos, passando pelo uso como 
conservantes, pela presença em poluentes até a formação de ferrugem sobre as 
superfícies de ferro.
FIGURA 14 – FERRUGEM
FONTE: <https://bit.ly/2WgVbqb>. Acesso em: 8 jul. 2020.
2 SAIS
Geralmente, ao se falar de sais, a principal referência se torna o cloreto de 
sódio ( ) conhecido como sal de cozinha (Figura 15), porém, este grupo de 
substâncias é muito mais amplo do que aparenta.
TÓPICO 2 — 
SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
138
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 15 – SAL DE COZINHA
FONTE: <https://bit.ly/2C2YB98>. Acesso em: 08 jul. 2020.
Os sais são compostos iônicos obtidos através de reações de neutralização 
entre um ácido e uma base.
ácido	+	base	→ sal	+	água
Essa reação também pode ser chamada de reação	de	salificação. Na figura 
16, por exemplo, é apresentada a reação que dá origem ao cloreto de sódio.
FIGURA 16 – REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO/SALIFICAÇÃO
FONTE: O autor
Perceba que através dessa reação é possível chegar à definição de sais 
formulada por Arrhenius:
Sais	são	substâncias	que	em	solução	aquosa	sofrem	dissociação	e	liberam	
pelo	menos	um	cátion	diferente	de	H⁺	(ou	H₃O⁺)	e	um	ânion	diferente	de	OH–. 
Lembrando	que	o	cátion	será	proveniente	da	base	e	o	ânion	proveniente	do	
ácido.
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
139
Da mesma forma como ocorre para os ácidos e as bases, a fórmula de um 
sal pode ser obtida, genericamente, da seguinte forma:
FIGURA 17 – FÓRMULA UNITÁRIA DOS SAIS
FONTE: O autor
2.1 CLASSIFICAÇÃO
Os sais apresentam uma grande variedade de representantes que podem 
ser classificados com relação a alguns fatores, sendo eles:
• Quanto ao número de elementos químicos constituintes;
• Quanto à solubilidade em água;
• Quanto à presença de água;
• Quanto à natureza dos íons.
2.1.1 Quanto ao número de elementos químicos 
constituintes
Com relação ao número de elementos que continuem um sal ele pode ser 
classificado como:
• Binário:	formado por apenas dois elementos.
Ex.:	Brometo de Potássio (KBr)
• Ternário:	formado por apenas três elementos.
Ex.: Sulfato de Cobre (CuSO₄)
• Quaternário: formado por apenas quatro elementos.
Ex.: Ferricianeto de Potássio (K₄[Fe(CN)₆])
140
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
2.1.2 Quanto à solubilidade em água
Segundo Batista (2015, p. 23), “A solubilidade de um sal depende da 
intensidade das interações entre os íons do sal e as moléculas de água a dada 
temperatura. Como são vários os fatores que influenciam esse critério, é 
praticamente impossível fazer previsões teóricas sobre a solubilidade desses 
compostos”.
Assim, a fim de verificar a solubilidade dos sais, foi elaborado o Quadro 
11, apresentada a seguir, de forma experimental nas condições ambientes (25°C 
e 1atm).
QUADRO 11 – SOLUBILIDADE DOS SAIS
FONTE: Adaptado de Batista (2016, p. 23)
SOLUBILIDADE SAIS EXCEÇÕES
SOLÚVEIS
-
-
Acetatos (H₃CCOO–) Ag⁺
Brometos (Br–)
Iodetos (I–)
Ca2+,Ba2+,Sr2+, Pb2+
PRATICAMENTE 
INSOLÚVEIS
Sulfetos (S2–) Metais do Grupo 1, 2 e Amônio
Metais do Grupo 1 e Amônio
Metais do Grupo 1 e Amônio
Metais do Grupo 1 e Amônio
* Todos os sais que contenham cátions do grupo 1 e o 
íon amônio são sempre solúveis.
Caro acadêmico, no caso dos sais, não é comum analisá-los quanto a sua 
força, mas quanto a sua solubilidade. Como nenhuma substância é totalmente insolúvel, 
utilizamos o termo “praticamente insolúvel”para nos referir a substâncias que possuem 
uma solubilidade extremamente pequena.
NOTA
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
141
2.1.3 Quanto à presença de água
Quanto à presença de água, os sais podem ser classificados em anidros ou 
hidratados. Quando o sal possui moléculas de água em sua estrutura cristalina ele 
é dito hidratado (Ex.: Sulfato de Cobre Penta-hidratado [CuSO₄.5H2O]), porém, 
quando não houver, ele é dito anidro (Ex.: Sulfato de Cobre [CuSO₄]).
2.1.4 Quanto à natureza dos íons
Dependendo do(s) cátion(s) e do(s) ânion(s) presente(s) em determinado 
sal, ele pode apresentar classificações diferentes. Geralmente pode-se verificar a 
classificação do sal ao analisar se sua reação de neutralização foi total ou parcial.
Um objeto bem curioso e que muitas vezes pode ser encontrado na casa dos 
brasileiros é o chamado “Galinho do Tempo”. Esse objeto surpreende pelo fato de mudar de 
cor e indicar o aumento da probabilidade de chuva, porém, o que muitos desconhecem é 
que há uma explicação química por trás de seu funcionamento.
GALINHO DO TEMPO
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2WnZKyJ>. Acesso em: 10 jul. 2020.
Esse bibelô é revestido por cloreto de cobalto II ( ), um sal anidro, que apresenta 
coloração azul e é muito higroscópico (absorve água com facilidade), porém, ao ficar 
exposto ao clima, como o aumento da umidade (um indicativo de chuva e frio) este sal 
absorve água e se torno cloreto de cobalto hexa-hidratado ( ), um sal rosa. Ob-
viamente, quando o clima fica seco e quente a água de hidratação sai do sal e ele volta a 
ser azul.
INTERESSANTE
142
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Como exemplo, podemos avaliar a reação entre ácido carbônico (H2CO₃)
e hidróxido de sódio (NaOh), começando por uma reação de neutralização	total:
H2CO₃ + 2NaOH → Na2CO₃ + 2H2O 
 
Note que para cada H⁺ há um OH–, resultando em carbonato de sódio 
(Na2CO₃), um sal neutro, porém essa reação pode ocorrer de forma parcial, como 
é apresentado a seguir:
H2CO₃ + NaOH → NaHCO₃ + H2O
Agora, enquanto o ácido possui dois H⁺ a base possui apenas um OH–, 
resultando em uma	 neutralização	 parcial	 e formando hidrogenocarbonato de 
sódio (ou bicarbonato de sódio) (NaHCO₃) um sal ácido.
Mas enfim, vamos definir esses tipos diferente sais.
2.1.4.1 Sal neutro
Sais neutros (ou normais) são provenientes de reações de neutralização 
total e são formados por um único cátion (exceto H⁺) e um único ânion (exceto 
OH–). Ex.: Cloreto de Sódio ( ), Sulfato de Potássio (K2SO₄), Fluoreto de Cálcio 
(CaF2).
2.1.4.2 Sal ácido
Os sais ácidos, também chamados de hidrogenossais, são provenientes 
de reações de neutralização parcial dos ácidos. Nestas reações, o sal formado, 
apresenta dois cátions, sendo um deles H⁺, e um único ânion (exceto OH–). Ex.: 
Hidrogenosulfatode Sódio (NaHSO₄), Di-hidrogenofosfato de Potássio (KH2PO₄).
2.1.4.3 Sal básico
Sais básicos ou hidroxissais, são formados após uma reação de 
neutralização parcial da base, portanto, eles possuem um único cátion (exceto H⁺) 
e dois ânions, sendo um deles OH–. Ex.: Hidroxicloreto de Alumínio ( ), 
Di-hidroxissulfato de Estanho IV (Sn(OH)2SO₄).
 
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
143
2.1.4.4 Sal misto
Os sais mistos ou duplos serão formados por dois cátions (exceto H⁺) e um 
ânion ou um cátion e dois ânions (exceto OH–). Ex.: Cloreto-Brometo de Cálcio 
(CaBr ), Sulfato de Sódio e Potássio (NaKSO₄).
2.2 NOMENCLATURA
A nomenclatura de um sal irá depender de sua classificação quanto à 
natureza dos íons, quanto à presença de água e, além disso, é importante que 
saibamos o nome do ânion, proveniente do ácido, e do cátion, proveniente da 
base.
Para sais anidros:
• Sal	Neutro (ou Normal)
nome do ânion + de + nome do cátion
Ex.: Fe2S₃ – Sulfeto de Ferro III (ou Sulfeto Férrico).
• Sal	Ácido (ou Hidrogenossal)
prefixo* + hidrogeno** + nome do ânion + de + nome do cátion
* Este prefixo se refere ao número de hidrogênios presentes na fórmula do 
sal, podendo ser mono-, di- ou tri-. Para sais com apenas um hidrogênio em sua 
fórmula é comum suprimir este prefixo iniciando o nome apenas por hidrogeno.
** Para sais que possuem apenas um H⁺ é comum a substituição no termo 
“mono-hidrogeno” por “bi” (veja o exemplo).
Ex.: Na2HPO₄ – Mono-hidrogeno Sulfato de Sódio (ou Bissulfato de Sódio).
Para nomenclatura dos sais também é válida a regra da terminação “ico” e 
“oso” para cátions que possuem carga variável. Você pode optar também pelo uso da 
representação da carga em números romanos ao invés de usar as terminações. Caso 
queira relembrar este assunto, consulte o Quadro 9, no Tópico 1 da Unidade 2.
IMPORTANTE
144
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
• Sal	Básico	(ou Hidroxissal)
prefixo* + hidroxi + nome do ânion + de + nome do cátion
* Este prefixo se refere ao número de hidroxilas presentes na fórmula do 
sal, podendo ser mono-, di- ou tri-. Para sais com apenas uma hidroxila em sua 
fórmula é comum suprimir este prefixo iniciando o nome apenas por hidroxi.
Ex.: Sn(OH)3I – Tri-hidroxi-iodeto de Estanho IV (ou Tri-hidroxi-iodeto 
Estânico).
• Sal	Misto (ou Duplo)
nome(s) do(s) cátion(s)* + de + nome(s) do(s) ânion(s)*
* Os nomes devem ser colocados em ordem alfabética.
Ex.: KagSO3 – Sulfito de Potássio e Prata.
Para sais hidratados:
Segue-se as mesmas regras apresentadas, porém, deve-se acrescentar 
no final do nome um prefixo (mono, di, tri, tetra...), que indique o número de 
moléculas de água presentes na estrutura cristalina acompanhado da palavra 
“hidratado”.
Ex.: Na2SO₄ . 10H2O – Sulfato de Sódio Deca-hidratado
2.3 APLICAÇÕES
Os sais são facilmente encontrados na natureza e por causa de sua 
diversidade acabam possuindo muitas aplicações cotidianas, dessa forma, a fim 
de sintetizar estes dados, é apresentado o quadro 12.
QUADRO 12 – PRINCIPAIS SAIS E SUAS APLICAÇÕES
FÓRMULA 
UNITÁRIA NOME APLICAÇÃO
Na Cloreto de 
Sódio
É o principal constituinte do sal de cozinha, é 
usado na produção de cloro e hipoclorito de 
sódio. Também é utilizado na conservação de 
alimentos e produção de sabões e corantes.
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
145
FONTE: O autor
3 ÓXIDOS
Os óxidos constituem outra função inorgânica que merece destaque, mas 
antes de adentrarmos a este assunto leia o texto apresentado a seguir.
CaCO₃ Carbonato 
de Cálcio
É encontrado no calcário, na calcita, em cascas 
de ovos, nas pérolas e nos recifes de corais. 
Nas siderúrgicas é utilizado como fundente, na 
indústria é utilizado na fabricação do cimento, 
vidro, da cal virgem e na agricultura para 
correção da acidez do solo.
NaCO₃ Carbonato 
de Sódio
Chamado também de “soda” ou “barrilha”, é 
utilizado na fabricação de papéis, detergentes, 
medicamentos, no tratamento de água de piscina 
e no tratamento têxtil.
NaHCO₃ Bicarbonato 
de Sódio
É utilizado no combate a acidez estomacal, 
na produção de cremes dentais, extintores, 
desodorantes e fermento para bolo.
NaF Fluoreto de 
Sódio
É utilizado na produção de cremes dentais e na 
fluoretação de água potável pois é fonte de íons 
fluoreto, que fortalecem o esmalte dos dentes.
KNO₃ Nitrato de 
Potássio
Tem aplicação na produção de ácido nítrico 
e pólvora negra, além de ser utilizado como 
conservante para embutidos.
NaNO₃ Nitrato de 
Sódio
Este sal, também conhecido como salitre do 
Chile, é utilizado na fabricação de pólvora negra 
e de fertilizantes. Possui aplicação também na 
conservação de alimentos.
Na₂SO₃ Sulfito de 
Sódio
É usado na conservação de alimentos, na 
refinação de açúcar e na indústria de celulose 
para clarificação do papel.
Li₂SO₄ Carbonato 
de Lítio
Na medicina é utilizado como um estabilizador 
do humor para o tratamento psiquiátrico de 
estados de mania e distúrbio bipolar, além de ser 
um antidepressivo.
BaSO₄ Sulfato de 
Bário
Ele é usado na fabricação de papéis fotográficos, 
pigmentos artificiais de marfim e celofane. Na 
forma de suspensãoé utilizado como contraste 
em radiografias do sistema digestório.
MgSO₄ Sulfato de 
Magnésio
Na agricultura é empregado como corretor da 
deficiência de magnésio no solo e na medicina é 
utilizado como laxante e repositor de eletrólitos.
146
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
ÓXIDO NITROSO: UM POLUENTE PERIGOSO
As emissões de óxido nitroso (N2O), um gás frequentemente esquecido e potente, podem 
quase dobrar até 2050 e, portanto, potencialmente minar os ganhos na recuperação da 
camada de ozônio e agravar as mudanças climáticas.
Drawing Down N2O to Protect Climate and the Ozone Layer, um novo relatório do Progra-
ma das Nações Unidas para o Meio Ambiente (PNUMA), alerta que o óxido nitroso é agora 
a emissão mais importante que destrói a camada de ozônio e o terceiro gás de efeito 
estufa mais potente liberado na atmosfera.
Enquanto o N2O existe naturalmente na atmosfera em pequenas quantidades, as ativida-
des humanas aumentaram suas concentrações desde a revolução industrial. [...].
"Precisamos de todas as mãos no convés para combater os aumentos sérios e signifi-
cativos dos níveis de N2O na atmosfera", disse o subsecretário-geral da ONU e o diretor 
executivo do PNUMA, Achim Steiner. "O PNUMA está trabalhando em várias frentes para 
apoiar os esforços internacionais sob a Convenção do Clima da ONU, desde catalisar a 
captação de energias renováveis e eficiência energética até projetos de adaptação em 
muitas partes do globo". [...].
"Embora não seja tão prevalente na atmosfera quanto o CO2 em termos de massa, o N2O 
– comumente conhecido por muitos como 'gás do riso' – está longe de ser motivo de riso 
no que diz respeito aos danos causados ao clima e a camada de ozônio, pois tem um im-
pacto desproporcional no aquecimento global por causa de suas propriedades radiativas 
e longa vida na atmosfera, que é em média de 120 anos. As ações sobre essas emissões 
oferecem mais uma oportunidade para manter o mundo sob um aumento de temperatura 
de 2°C", acrescentou.
A maior parte da depleção da camada estratosférica de ozônio até agora se deve aos in-
fames clorofluorocarbonetos (CFCs) e outros produtos químicos halogenados (contendo 
cloro e bromo). 
No entanto, esses produtos químicos – diferentemente do N2O – agora são amplamente 
controlados pelo Protocolo de Montreal, um tratado internacional projetado para proteger 
a camada de ozônio.
A agricultura é de longe a maior fonte de emissões de N2O induzidas pelo homem, re-
presentando dois terços dessas emissões. Enquanto isso, outras fontes importantes de 
N2O incluem indústria e combustão de combustíveis fósseis, queima de biomassa e águas 
residuais.
FONTE: UNITED NATIONS ENVIRONMENT PROGRAMME. Often-Overlooked yet Potent 
Pollutant Nitrous Oxide Poses Ozone and Climate Risks. Varsóvia, 21 nov. 2013. Tradução 
de José Edson Reinert. Disponível em: <https://bit.ly/2ZQRKsd>. Acesso em: 17 jul. 2020.
INTERESSANTE
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
147
O planeta vive uma constante batalha contra a poluição do ar. Esta polui-
ção traz danos tanto à saúde quanto ao meio ambiente. Nos infográficos a seguir são 
apresentadas as principais causas da poluição do ar e quais medidas podem ser tomadas 
a fim de diminuir esse problema.
PRINCIPAIS CAUSAS DA POLUIÇÃO DO AR
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/32PuUDv>. Acesso em: 18 jul. 2020.
SOLUÇÕES PARA POLUIÇÃO DO AR
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/32PuUDv>. Acesso em: 18 jul. 2020.
Se você quiser saber mais sobre o tema ou mesmo encontrar outros infográficos acesse 
o site oficial da Organização Mundial da Saúde (OMS) através do link https://bit.ly/2ZNF-
Qzu.
NOTA
148
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Além do óxido nitroso, diversos outros óxidos são responsáveis por 
problemas ambientais e consequente representam um perigo para nossa saúde 
(BATISTA, 2015). Assim, é importante que possamos conhecer um pouco mais 
sobre essas substâncias e como são classificadas. O primeiro passo é definir um 
óxido:
São compostos binários, ou seja, formados por apenas dois elementos, em 
que o oxigênio deve ser o elemento mais eletronegativo.
3.1 CLASSIFICAÇÃO
Quanto à classificação, os óxidos podem ser classificados de acordo com 
os seguintes critérios:
• Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio;
• Quanto à propriedade ácido-base;
• Outros compostos derivados do oxigênio.
3.1.1 Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio
Quanto a este critério de classificação os óxidos podem ser definidos como:
• Óxidos	iônicos:	são aqueles formados por oxigênio ligado a um metal.
Ex.:	Óxido de Cálcio (CaO).
• Óxidos	moleculares: são aqueles formados por oxigênio ligado a um não 
metal.
Ex.:	Dióxido de Carbono (CO2).
O oxigênio pode formar compostos binários com o flúor (OF2 e O2F2), porém, 
estes compostos não são classificados como óxidos, pois o flúor é o elemento mais 
eletronegativo. Outra curiosidade é que apesar de os gases nobres serem extremamente 
estáveis, em certas condições, é possível formar óxidos com o elemento xenônio (XeO
3 
e 
XeO
4
).
NOTA
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
149
3.1.2 Quanto à propriedade ácido-base.
ÓXIDOS ÁCIDOS
São formados por elementos metálicos de alta eletronegatividade, que 
possuem NOX superior a +4, e por não metais. Quando dissolvidos em água 
formam seu ácido correspondente, dando a solução caráter ácido. Podem reagir 
com bases formando sal e água. São chamados também de anidridos de ácidos.
 
ÓXIDOS BÁSICOS
São formados por elementos metálicos de baixa eletronegatividade, 
que possuem NOX +1, +2 e +3. Quando dissolvidos em água formam sua base 
correspondente, dando a solução caráter básico. Podem reagir com ácidos 
formando sal e água.
ÓXIDOS NEUTROS
Segundo Batista (2015, p. 31), esse tipo de óxido “não reage com água, 
nem com ácido ou base. Do tipo molecular, é conhecido também como óxido 
indiferente. Os mais importantes são: CO, NO e N2O”.
ÓXIDOS ANFÓTEROS
Diferente das demais classificações, estes óxidos não reagem com água, 
porém podem reagir com ácidos e bases. Dentre os óxidos anfóteros cabe destacar: 
150
3.1.3 Outros compostos derivados do oxigênio
ÓXIDOS DUPLOS OU MISTOS
Os óxidos duplos ou mistos são formados pela associação de dois óxidos 
diferentes formados pelo mesmo cátion. Um exemplo deste tipo de óxido é o 
tetróxido de chumbo (Pb₃O₄), popularmente conhecido como zarcão e utilizado 
para proteção de peças de ferro contra ferrugem, na fabricação de baterias e de 
vidro cristal. Este óxido é formado pela associada de óxido de chumbo IV (PbO2) 
e óxido de chumbo II (PbO).
Pb₃O₄ – PbO2 + 2PbO
Outro exemplo de óxido duplo ou misto é óxido de ferro II, III (Fe₃O₄), 
principal constituinte da magnetita. Ele é formado pela associação entre óxido de 
ferro II (FeO) e óxido de ferro III (Fe2O₃).
Fe₃O₄ = FeO + Fe2O₃
FIGURA 18 – MAGNETITA
FONTE: <https://bit.ly/3eLrVy4>. Acesso em: 18 jul. 2020.
151
PERÓXIDOS
Nestes compostos há a presença do grupo , onde o oxigênio apresenta 
carga -1. Na sua maioria são formados por elementos do grupo 1 e do grupo 
2, ou seja, são compostos iônicos. A única exceção é o peróxido formado por 
hidrogênio, conhecido popularmente como água oxigenada, que é um composto 
molecular.
Ex.: Peróxido de Cálcio (CaO2) e Peróxido de Hidrogênio (H2O2).
Outra informação a ser considerada é que, ao reagirem com água ou com 
ácidos diluídos os peróxidos produzem peróxido de hidrogênio.
Ex.: Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2 
 
SUPERÓXIDOS
Assim como os peróxidos, nos superóxidos o oxigênio apresenta uma 
carga diferente, pois o grupo que faz parte da composição dos compostos é o , 
onde o oxigênio possui carga -½. São formados por cátions do grupo 1 e do grupo 
2.
Ex.: Superóxido de Sódio (NaO2). 
3.2 NOMENCLATURA
Para que possamos dar nome aos óxidos é importante que realizemos as 
classificações, pois dependendo dela teremos uma estrutura de nomenclatura 
diferente.
Para óxidos iônicos:
Estes óxidos podem apresentarcátions que possuem carga fixa ou variável, 
portanto, começando com os de carga fixa temos:
óxido de + nome do cátion
Ex.: Óxido de Zinco (ZnO).
Para os de carga variável pode-se utilizar as terminações “ico” (para o 
cátion de maior carga) e “oso” (para o de menor carga) ou expressar a carga em 
números romanos, como já foi apresentado para as outras funções inorgânicas.
152
óxido de + nome do cátion + carga em números romanos
ou
óxido + nome do cátion + terminação “ico” ou “oso”
Ex.: Óxido de Cobre I ou Óxido Cuproso (Cu2O).
Para óxidos moleculares:
Para nomenclatura destes óxidos é importante a utilização de prefixos que 
indiquem a quantidade de átomos de oxigênios e a quantidade de átomos do 
elemento que está ligado a ele.
prefixo* + óxido de + prefixo* + nome do elemento
*Este prefixo se refere ao número de átomos de oxigênio/elemento 
presentes na fórmula do óxido, podendo ser mono-, di-, tri-, tetra- e etc. Para 
óxidos nos quais há a presença de apenas um átomo do elemento ligado ao 
oxigênio é comum suprimir prefixo mono.
Ex.: Dióxido de Carbono (CO2) e Pentóxido de Difósforo (P2O₅).
Para peróxidos e superóxidos:
O que difere esses compostos dos demais é a substituição do termo 
“óxido” por “peróxido” ou “superóxido”.
peróxido de + nome do cátion
e
superóxido de + nome do cátion
Ex.: Peróxido de Sódio (Na2O2) e Superóxido de Cálcio (CaO₄).
3.3 APLICAÇÕES
Como abordado no início deste item, os óxidos estão presentes no ar e 
representam poluentes responsáveis por vários impactos ambientais, porém 
existem outras aplicações que são apresentadas através do Quadro 13.
153
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2CVZD6U>. Acesso em: 18 jul. 2020.
QUADRO 13 – PRINCIPAIS ÓXIDOS E SUAS APLICAÇÕES
FÓRMULA NOME APLICAÇÃO
CaO Óxido de 
Cálcio
Obtido a partir da decomposição do calcário, 
é usado na agricultura para diminuir a acidez 
do solo e na preparação de argamassa na 
construção civil.
N2) Óxido 
Nitroso
Conhecido como gás hilariante, esse óxido 
inalado em pequena quantidade provoca 
euforia, mas pode causar sérios problemas de 
saúde; é utilizado como anestésico.
SO2 Dióxido de 
Enxofre
É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e 
no branqueamento de óleos alimentícios, entre 
outras aplicações. É um dos principais poluentes 
atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com o 
vapor de água da atmosfera e origina a chamada 
chuva ácida.
CO Monóxido 
de Carbono
Usado para obter certos produtos químicos e na 
metalurgia do aço. É normalmente o principal 
poluente da atmosfera das zonas urbanas; 
inalado combina com a hemoglobina das 
hemácias do sangue, neutralizando-as para o 
transporte de gás oxigênio no organismo.
CO2 Dióxido de 
Carbono
O gás carbônico é encontrado nos refrigerantes 
e na água mineral gaseificados. Ele reage com a 
água fazendo com que o meio fique ácido, daí o 
porquê de os refrigerantes serem ácidos.
H2O2 Peróxido de 
Hidrogênio
É um líquido incolor que pode explodir 
violentamente se for aquecido e, justamente por 
isso, é utilizado na projeção de foguetes.
Este composto também é conhecido como “água 
oxigenada”, aquela usada para clarear pelos e 
cabelos. A solução aquosa concentrada a 3 % de 
peróxido de hidrogênio é vendida em farmácias 
para uso antisséptico e alvejante. Soluções com 
concentração superior a 30 % são utilizadas na 
indústria como alvejante de madeira e fibras 
têxteis e na propulsão de foguetes.
154
4 HIDRETOS
A amônia representa uma das substâncias que fazem parte de outra 
importante função inorgânica, os hidretos. Basicamente, estes compostos são 
definidos como:
São	compostos	binários	no	qual	um	dos	elementos	é	o	hidrogênio	e	
apresentam	fórmula	geral	EHX, onde E	pode	representar	um	metal	ou	um	não	
metal.
AMÔNIA
A amônia é um gás incolor a temperatura ambiente, que possui um odor extremamente 
forte e é consideravelmente mais leve que o ar [...]. Apresenta pontos de fusão e ebulição 
de -77,7°C e -33,35°C, respectivamente, e é bastante solúvel em água, pois a 20°C e 1 
atmosfera, um volume de água dissolve 702 volumes de amônia, resultando em uma so-
lução alcalina. Apesar disso, pode ser facilmente removida da água levando-se à fervura. 
No estado líquido, é um dos solventes que mais tem sido usado para o estudo de reações 
químicas, sendo encontrada comercialmente disponível em solução aquosa [...], com a 
denominação de amoníaco.
Desde a antiguidade a amônia é conhecida. Plínio em sua Historie naturalis mencionou a 
existência de uma variedade de sal denominado hammoniacum. Robert Boyle, em 1661, 
escreveu na Sceptical Chymist que o sal de amoníaco é composto de ácido muriático e 
álcali volátil. J. Priestley (1774) isolou amônia gasosa, que chamou de ar alcalino, e mostrou 
que ela podia ser decomposta por faísca elétrica em um outro gás combustível. Berthollet 
encontrou, em 1785, que quando esse gás é decomposto em seus constituintes por meio 
de faísca elétrica, ele fornece aproximadamente 0,725 volume de hidrogênio e 0,275 volu-
me de nitrogênio. Esses dados foram confirmados por outros pesquisadores e permitiram 
estabelecer a composição do gás.
Devido às suas diversas propriedades, a amônia apresenta vasta aplicação, dentre as quais 
pode-se destacar seu uso como fonte de nitrogênio na fabricação de fertilizantes, agente 
neutralizador na indústria do petróleo e gás de refrigeração em sistemas industriais, pois 
seu alto poder refrigerante e baixo potencial de destruição do ozônio estratosférico tor-
nam este gás adequado para ser usado em grandes máquinas de refrigeração industrial, 
evitando assim os usuais compostos orgânicos clorofluorcarbonos (CFC).
FONTE: FELIX, Erika Pereira; CARDOSO, Arnaldo Alves. Amônia (NH3) atmosférica: fon-
tes, transformação, sorvedouros e métodos de análise. Química Nova, São Paulo, v.27, 
n.1, p.123, 2004. Disponível em: <https://bit.ly/2CDOvvp>. Acesso em: 19 jul. 2020.
INTERESSANTE
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
155
4.1 CLASSIFICAÇÃO
Dependendo do elemento ligado ao hidrogênio os hidretos podem ser 
classificados como:
• Hidretos	Iônicos	ou	Salino.
• Hidretos	Covalentes	ou	Moleculares.
• Hidretos	Metálicos	ou	Intersticiais.
• Hidretos Intermediários.
4.1.1 Hidretos iônicos ou salinos
Estes compostos são formados por metais alcalinos (Grupo 1) e metais 
alcalinos terrosos (Grupo 2) mais pesados (Ca, Sr, Ba, Ra) (Veja a Figura 20). Sob 
outra perspectiva, são formados por metais fortemente eletropositivos.
Ex.: Hidreto de Cálcio (CaH2)
Estes hidretos reagem com água liberando gás hidrogênio (H2) e formando 
sua base correspondente. Portanto, apesar de caras, os hidretos iônicos são fontes 
convenientes desse gás (BROWN et al., 2005).
HIDRETO IÔNICO + ÁGUA → BASE + GÁS HIDROGÊNIO
Ex.: CaH2 + H2O → Ca (OH)2 + H2
Nos hidretos iônicos o hidrogênio possui carga -1, porém, segundo 
Atkins e Jones (2012, p. 618), “[...] a carga positiva unitária do núcleo do átomo de 
hidrogênio é insuficiente para controlar os dois elétrons no íon H– que, por isso, 
são facilmente perdidos. A pequena energia necessária para que o íon hidreto 
perca um elétron torna os hidretos iônicos redutores muito poderosos [...]”.
4.1.2 Hidretos covalentes ou moleculares
Estes hidretos são formados por metais e semimetais presentes no bloco 
p da Tabela Periódica, ou seja, com os elementos dos grupos 13, 14, 15, 16 e 17 
(Veja a Figura 20). Sob condições padrão, se apresentam como gases ou líquidos 
(BROWN et al., 2005), além de apresentar o hidrogênio com carga +1.
Ex.: Metano (CH₄), Amônia (NH₃) e Água (H2O).
156
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
4.1.3 Hidretos metálicos ou intersticiais
“Os hidretos metálicos são formados quando o hidrogênio reage com os 
metais de transição. Esses compostos são assim chamados porque mantêm sua 
condutividade metálica e outras propriedades metálicas” (BROWN et al., 2005, p. 
812). Mais especificamente, são formados por metais de transição dos grupos 3, 4 
e 5, além do Cr, Ni e Pd (Veja a Figura20).
Em muitos hidretos metálicos, a razão entre hidrogênio e o elemento 
metálico não é fixa pois o hidrogênio pode se alocar em “buracos” presentes na 
estrutura cristalina. Estes buracos são conhecidos por interstícios (Figura 19), daí 
o nome hidretos intersticiais.
FIGURA 19 – INTERSTÍCIOS NA ESTRUTURA CRISTALINA
FONTE: O autor
Ex.: Hidreto de Titânio (TiH2-x).
4.1.4 Hidretos intermediários
Alguns hidretos possuem propriedades intermediárias em relação aos 
demais, portanto, não se enquadram em nenhuma das demais classificações. São 
formados por Be, Mg, Cu e Zn.
Ex.: Hidreto de Zinco (ZnH2).
A figura apresentada a seguir resume a classificação dos hidretos 
intermediários, assim como, as demais classificações já apresentadas.
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
157
FIGURA 20 – CLASSIFICAÇÃO DOS HIDRETOS
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3hqkf68>. Acesso em: 20 jul. 2020.
4.2 NOMENCLATURA
Para dar nome aos hidretos devemos analisar sua classificação. Para 
hidretos iônico, metálicos e intermediários utiliza-se a seguinte regra:
hidreto de + nome do elemento
Ex.: Hidreto de Potássio (KH) e Hidreto de Sódio (NaH).
Já hidretos moleculares podem seguir a mesma regra de nomenclatura em 
alguns casos, porém são mais conhecidos por seus nomes usuais.
Ex.: Fosfina (PH₃) e Arsina (AsH₃).
158
RESUMO DO TÓPICO 2
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• Sais são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação e liberam pelo 
menos um cátion diferente de H⁺ e um ânion diferente de OH–. Lembrando 
que o cátion será proveniente da base e o ânion proveniente do ácido.
• Os sais podem ser classificados quanto ao número de elementos químicos 
constituintes, quanto à solubilidade em água, quanto à presença de água, 
quanto à natureza dos íons.
• Quanto à natureza dos íons, os sais podem ser classificados como: sais neutros 
(ou normais), sais ácidos (ou hidrogenossais), sais básicos (ou hidroxissais) e 
sais mistos (ou duplos). 
• Os sais possuem diversas aplicações cotidianas, sendo seu principal 
representando o cloreto de sódio ( ), popularmente conhecido como sal 
de cozinha.
• Os óxidos representam compostos binários onde o oxigênio deve ser o 
elemento mais eletronegativo.
• Quanto a suas propriedades ácido-base, os óxidos podem ser classificados 
como neutros, ácidos, básicos ou anfóteros.
• Outros compostos derivados do oxigênio que representam grande importância 
são os óxidos duplos (ou mistos), os peróxidos e os superóxidos.
• Muitos dos óxidos encontrados na natureza se apresentam como vilões quando 
se trata de poluição do ar, sendo seus principais representantes CO, CO2, N2O 
e SO2.
• Os hidretos são compostos binários no qual um dos elementos é o hidrogênio 
e apresentam fórmula geral EHx, onde E pode representar um metal ou um 
não metal.
• São classificados como hidretos iônicos (ou salinos), hidretos covalentes (ou 
moleculares), hidretos metálicos (ou intersticiais) e hidretos intermediários.
159
1 (UCS/RS – Adaptada) Os antiperspirantes funcionam como inibidores da 
transpiração e mantêm o corpo relativamente seco. O componente ativo mais 
comum desses produtos é o penta-hidroxi-cloreto de alumínio. Esse sal libera 
os íons que coagulam as proteínas, formando estruturas bloqueadoras 
do canal de saída das glândulas sudoríparas. De a fórmula unitária deste sal e 
a classificação considerando todos os critérios.
FONTE: DIAS, Diogo Lopes. Exercícios Sobre O Caráter Dos Sais, 2018. Disponível em: ht-
tps://bit.ly/3kuPEpv. Acesso em: 18 set. 2020.
2 Os sais podem ser classificados quanto à natureza dos íons que os formam. 
Assim, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Sal Neutro.
II- Sal Ácido.
III- Sal Básico.
IV- Sal Misto.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
a) ( ) IV – II – III – II – I.
b) ( ) I – I – III – II – IV.
c) ( ) III – IV – II – I – I.
d) ( ) III – II – III – IV – I.
3 Ao conhecer as substâncias químicas, as funções as quais pertencem e 
suas propriedades, podemos, de forma segura, manipulá-las ao nosso favor, 
produzindo novas substâncias que podem não ser encontradas na natureza, 
mas que podem possuir uma grande importância comercial. Considerando o 
exposto, dê o nome dos seguintes compostos e classifique-os de acordo com 
suas funções inorgânicas:
a) FeSO₄
b) GaH₃
c) SO₃
d) Pb₃O₄
e) BeH2
f) (NH₄)2CO₃
4 O filme “Perdido em Marte” conta a história de um astronauta, vivido 
pelo ator Matt Damon, que tem que sobreviver nas condições adversas do 
planeta vermelho. Uma das ações pensadas por ele foi produzir água através 
de dióxido de nitrogênio (NO₂) e hidrazina (N₂H₄) para cultivar batatas. A 
AUTOATIVIDADE
160
hidrazina é um hidreto e possui como característica a presença do íon hidreto 
representado por H–. Considerando seus conhecimentos sobre esta função 
química, monte a fórmula unitária dos hidretos a seguir e equacione suas 
reações com água.
a) Hidreto de Sódio
b) Hidreto de Cálcio
5 Os óxidos possuem diversas classificações e uma delas são os chamados 
óxidos básicos. Estes óxidos quando dissolvido em água forma sua base 
correspondente deixando o meio alcalino. Dentre as alternativas a seguir, 
assinale a alternativa CORRETA que representa somente óxidos básicos:
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
6 Nos últimos tempos muito tem se falado sobre os impactos da poluição 
sobre o meio ambiente. Várias convenções, ONG’s, e instituições buscam 
maneira de retardar esse avanço da produção de poluentes, principalmente 
no que se refere a poluição do ar. Um efeito grave deste tipo de poluição é a 
chuva ácida, pois além de deteriorar monumentos e degradar plantas, solos 
e lagos, ela ainda pode ser um fator causador de doenças respiratórias. Nesse 
quesito, os óxidos são os principais responsáveis pelo surgimento da chuva 
ácida. Dessa forma, assinale a alternativa CORRETA que apresenta o óxido 
que adicionado à água pode lhe conferir caráter ácido:
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
161
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Ao nosso redor e mesmo dentro do nosso organismo tudo está em constante 
transformações. Essas transformações podem ser consideradas fenômenos	
físicos, quando envolvem mudanças de estado físico ou deformação, no qual não 
ocorrer mudança da constituição da matéria, ou fenômenos	químicos, quando 
novas substâncias são formadas.
Observamos as transformações físicas nas mais variadas situações, mas 
no dia a dia podemos usar para exemplificar este fenômeno quando gelo está 
derretendo dentro de um drinque, quando estamos fervendo água para o café ou 
quando rasgamos e amassamos uma folha.
Os químicos fazem muitas coisas; medem as propriedades físicas 
de substâncias, analisam misturas para descobrir do que elas são 
compostas e fazem novas substâncias. O processo de fazer compostos 
químicos é chamado de síntese. A síntese depende das reações 
químicas (MOORE, 2008, p. 119).
Essas reações químicas, ou transformações químicas, estão presentes em 
fenômenos que podem nos surpreender um pouco mais, como a mudança de cor 
de uma flor, a explosão de uma bomba ou mesmo a produção de energia para o 
nosso corpo. Elas podem ocorrer de forma espontânea na natureza ou podem ser 
realizadas pelo ser humano.
Neste tópico buscaremos conhecer as reações químicas e os fatores que 
indicam a ocorrência delas, além disso vamos aprender a equacionar e balancear 
uma reação química. 
2 CONCEITOS GERAIS SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS
Antes de classificarmos as reações químicas é importante que possamos 
conhecer algumas informações gerais sobre elas a fim de que suas representações 
sejam feitas da forma correta.
Primeiramente, toda reação química é representada por uma equação 
química, nesta equação são expressas as fórmulas moleculares/unitárias de 
cada substância participante. A equação possui dois lados separados por uma 
TÓPICO 3 — 
REAÇÕES QUÍMICAS
162
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
seta que indica o sentido da reação, comumente do lado esquerdo da seta é(são) 
representado(s)o(s) reagente(s) e do lado direito o(s) produto(s).
Acompanhado de cada espécie química participante da reação, de forma 
subscrita, pode-se representar os estados físicos, sólido	(s),	líquido	(		)	e	gasoso	
(g), além disso temos também o estado aquoso	(aq), utilizado para substâncias 
que estão dissociadas/ionizadas em água.
Outra simbologia que pode aparecer em alguns casos são setas que 
apontam para cima (↑) ou para baixo (↓). A seta para cima indica que a formação 
de uma substância no estado gasoso, já a seta para baixo, a formação de um 
precipitado (sólido).
Na Figura apresentada a seguir, temos a representação de uma equação 
química de uma reação genérica onde as letras maiúsculas representam as 
substâncias participantes. Note que, acompanhada delas, há letras minúsculas, 
estas letras representam os coeficientes estequiométricos que mantém a reação 
balanceada. Não se preocupe, falaremos sobre balanceamento mais a frente e 
entenderemos melhor o papel destes coeficientes. 
FIGURA 21 – REPRESENTAÇÃO DE UMA EQUAÇÃO QUÍMICA
FONTE: O autor
É importante salientar que a seta que separa os reagentes dos produtos 
pode também ser apresentada como uma seta dupla ( ). Mas qual 
é a diferença? A seta simples é utilizada para reações irreversíveis ou reversíveis, 
porém que o processo inverso (produto formando reagente) seja insignificante. 
Nesta situação, a reação caminha em um único sentido onde todos ou ao menos 
um dos reagentes é consumido por completo, imagine uma folha de papel que 
é queimada, a partir do momento que não houver mais folha a reação para. Já a 
seta dupla indica que a reação é reversível e um equilíbrio químico é atingido. 
Neste equilíbrio, a velocidade de formação	de	produtos (reação direta) se iguala 
a velocidade de	formação	dos	reagentes	(reação	inversa).
Alguns símbolos podem ser representados sobre a seta a fim de identificar 
algum fator para que a reação ocorra, dentre estes símbolos temos:
• Quando o delta	(∆)	é representado sobre a seta isso indica que a reação ocorre 
mediante aquecimento.
Ex.: 
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
163
• Quando o lambda	 (λ) é representado sobre a seta isso indica que a reação 
ocorre mediante	presença	de	luz.
Ex.: 
• Quando o raio ( ) é representado sobre a seta isso indica que a reação ocorre 
mediante passagem de corrente	elétrica.
Ex.: 
• Para reações catalisadas é comum a representação da fórmula da substância 
que representa o catalisador ou a escrita da palavra “catalisador”.
Ex.: 
Sabendo de todas essas informações há algo que precisamos discutir, 
quais fenômenos podem ser observados e que indicam a ocorrência de uma 
reação química? É isso que pretendemos responde no próximo item.
3 INDICATIVOS DE REAÇÃO QUÍMICA
“De maneira geral, o reconhecimento de uma reação química pode 
estar relacionado a evidências que permitam visualizar, de forma simples e 
direta, a ocorrência de uma transformação” (BATISTA, 2015, p. 46). Dentre estes 
fenômenos, temos:
• Liberação de gás (Figura 22A);
• Mudança de cor (Figura 22B);
• Formação ou dissolução de sólido (Figura 22C);
• Liberação ou absorção de calor (Figura 22D);
• Liberação de luz ou eletricidade (Figura 22E).
FIGURA 22 – FENÔMENOS QUE INDICAM A OCORRÊNCIA DE REAÇÕES QUÍMICAS
FONTE: O autor
164
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Deve-se ter em mente que a ocorrência de um destes fenômenos não 
impossibilita a ocorrência de outro deles, na figura 22D você pode observar uma 
vela queimando onde além de liberação de calor há liberação de luz.
4 LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
As leis das reações químicas são divididas em dois grupos, as Leis 
Ponderais e as Leis	Volumétricas. As Leis Ponderais levam em conta a relação 
das massas das substâncias participantes da reação, já as Leis Volumétricas 
consideram a relação com os volumes. 
Das Leis Volumétricas podemos destacar a Lei de Gay-Lussac, desenvol-
vida pelo químico e físico francês Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1850), em 1808. 
Esta lei também ficou conhecida como Lei	 da	Combinação	de	Volumes	 e foi 
resultado de experimentos no qual Gay-Lussac realizou a medida do volume de 
gases de reações químicas entre gás oxigênio e gás hidrogênio.
Quando se fala em reação que libera ou absorve calor é comum usar os 
termos reação exotérmica e reação endotérmica, respectivamente.
NOTA
Que tal experimentar? No laboratório você pode realizar experiências que tem 
como foco verificar estes fenômenos que indicam a ocorrência de reações químicas. A 
USP apresenta um roteiro intitulado Evidências de Reações Químicas, que pode ser aces-
sado através do link https://bit.ly/30XpBix.
DICAS
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
165
No final do século XVIII, os cientistas Antoine Laurent Lavoisier 
[1743-1794] e Joseph Louis Proust [1754-1826], através de estudos 
experimentais, concluíram que as reações químicas obedecem 
a determinadas leis. Essas leis são chamadas de leis ponderais 
e relacionam as massas das substâncias, reagentes e produtos 
participantes de uma reação química (PAULA, 2015, s. p., grifo nosso).
A Lei de Lavoisier também ficou conhecida como Lei da Conservação 
das Massas, enquanto a Lei de Proust foi nomeada como Lei	das	Proporções	
Definidas. 
Conhecendo estas informações podemos agora verificar como se 
comportam as leis das reações químicas.
Nos dias de hoje o nome de Gay-Lussac se tornou a unidade de medida °GL 
(lê-se “grau GL” ou “grau gay-lussac”), usada para medir a o teor de álcool. Essa unidade 
representa a quantidade de mililitros (mL) de álcool que há em 100mL de uma solução 
hidroalcoólica (água + álcool).
ÁLCOOL COMERCIAL DE 96°GL
FONTE: O autor
NOTA
166
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
4.1 LEI DA COMBINAÇÃO DE VOLUMES
Como já citado anteriormente, a Lei da Combinação de Volumes, ou 
Lei de Gay-Lussac, leva em conta o volume dos participantes da reação. Gay-
Lussac enunciou que: “Quando medidos nas mesmas condições de temperatura 
e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação têm entre si uma 
proporção fixa expressa por números inteiros e pequenos” (POSITIVO, 2017, p. 
48).
Se observarmos, por exemplo, a reação de formação de água, podemos 
verificar que existe uma relação de 2:1:2 entre os volumes dos participantes da 
reação.
FIGURA 23 – RELAÇÃO ENTRE OS VOLUMES DOS PARTICIPANTES DA REAÇÃO DE FORMAÇÃO 
DA ÁGUA
FONTE: O autor
Essa relação estabelece que o volume de gás hidrogênio será sempre o 
dobro do volume de gás oxigênio na reação, assim como o volume de água será 
sempre o dobro do volume de gás oxigênio.
4.2 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
A Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação das Massas, é uma lei ponderal, 
portanto, leva em consideração a massa dos participantes de uma reação, podendo 
ser enunciada como: “Em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes 
deve ser numericamente igual à soma das massas dos produtos” (POSITIVO, 
2017, p.47).
Popularmente, esta lei é expressa pela célebre frase de Lavoisier: “Na 
natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”, e pode ser verificada, 
por exemplo, na reação entre cloreto de cálcio ( ) e sulfato de sódio ( ).
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
167
FIGURA 24 – LEI DA CONSERVAÇÃO DE MASSAS SENDO OBSERVADA NA REAÇÃO ENTRE 
CLORETO DE CÁLCIO E SULFATO DE SÓDIO
FONTE: Adaptado de <https://shutr.bz/2DaWEYg>. Acesso em: 25 jul. 2020.
Note que a soma da massa dos reagentes é exatamente igual a soma da 
massa dos produtos, o que comprova a Lei de Lavoisier.
4.3 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS
Por volta de 1799 Proust enuncio a Lei das Proporções Definidas, também 
conhecida como Lei de Proust, que indica que “independente da procedência 
de uma substância composta, esta é sempre formada pelos mesmos elementos 
químicos, em uma mesma proporção em massa” (POSITIVO, 2017, p. 47).
Veja o exemplo da reação de decomposição da água apresentado no 
Quadro 14.
QUADRO 14 – ANÁLISE DAS PROPORÇÕES SEGUNDO A LEI DE PROUST
FONTE: O autor
Experimento 1 36g 4g32g
Experimento 2 18g 2g 16g
Experimento 3 9g 1g 8g
Proporção 9 1 8
168
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Portanto, de acordo com a tabela a relação entre as massas de hidrogênio 
e oxigênio é de 1:8 na composição da água. Note ainda que a Lei de Lavoisier 
também é respeitada nos três experimentos.
 
De forma geral esta lei pode ser aplicada para qualquer reação química, 
pois a proporção em massa das substâncias que participam de uma reação é fixa, 
constante e invariável.
5 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES
Seguindo a frase de Lavoisier de que, na natureza, nada se perde, nada se 
cria, tudo se transforma podemos avaliar as reações químicas. 
Em uma reação, a quantidade de átomos presentes nos produtos 
devem ser as mesmas do início da reação presentes nos reagentes. 
Por isso, as reações devem ser balanceadas: a mesma quantidade de 
átomos deve estar presente tanto nos reagentes como nos produtos. 
Isso significa que uma equação química balanceada deve mostrar que 
os átomos são conservados e todos os átomos dos regentes devem ter 
correspondentes nos produtos (BARP; SILVA, 2014, s. p.).
Veja o exemplo apresentado na figura a seguir:
FIGURA 25 – BALANCEAMENTO DE REAÇÕES QUÍMICAS
FONTE: O autor
Note que na frente de cada substância há um número em destaque, este é o 
coeficiente estequiométrico, conforme já foi apresentado anteriormente. Ao multi-
plicar o coeficiente pelo índice (número subscrito) de cada elemento pertencente as 
substâncias obtemos o número total de átomo nos reagentes e nos produtos. Para 
que a reação esteja balanceada, o número de átomos de cada elemento deve ser 
igual dos dois lados da equação.
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
169
Para realizar o balanceamento iremos utilizar o método de tentativas, para 
isso há alguns passos que podem facilitar o processo:
• 1º	Passo:	equacione a reação química.
• 2º	 Passo: considerando toda equação, identifique o elemento que aparece 
uma única vez em cada lado. Procure não começar pelo oxigênio (deixe-o por 
último).
• 3º	Passo: verifique em qual das substâncias o elemento possui maior índice e 
dê a esta substância o coeficiente 1.
• 4º	Passo:	faça o ajuste entre o coeficiente da substância escolhida e o coeficiente 
da substância do outro lado da equação que contém o elemento para que 
fiquem com o mesmo número de átomos.
• 5º	Passo:	identifique os coeficientes das demais substâncias.
• 6º	 Passo: busque apresentar os menores coeficiente inteiros para cada 
substância.
Vejamos o exemplo da reação de combustão de butano (C₄H1₀):
• 1º	Passo:	a reação equacionada é representada por C₄H1₀ + O2 → CO2 + H2O 
• 2º	Passo: selecionamos o carbono para trabalhar pois ele só está presente em 
um dos produtos e um dos reagentes.
• 3º	Passo:	observamos que o butano possui o maior índice de carbono, portanto, 
o coeficiente 1 será adicionado a ele, resultando em:
1C₄H1₀ + O2 → CO2 + H2O
• 4º	Passo: para balancear o carbono precisamos colocar o coeficiente 4 na frente 
do dióxido de carbono (CO2), assim o número de carbonos será o mesmo dos 
dois lados da equação.
1C₄H1₀ + O2 → 4CO2 + H2O
• 5º	Passo:	agora que já está estabelecido o coeficiente 1 para o butano podemos 
acertar o hidrogênio. Como há 10 átomos de hidrogênios nos reagentes 
devemos colocar o coeficiente 5 na água para que tenhamos a mesma 
quantidade de hidrogênios nos produtos.
1C₄H1₀ + O2 → 4CO2 + 5H2O
Por último balanceamos o oxigênio. Como nos produtos temos 13 
((4 x 2) + (5 x 1) = 13) átomos de oxigênio, precisamos colocar o coeficiente 7,5, na 
forma de fração (13/2) na frente do gás oxigênio presente nos reagentes, assim as 
quantidades de se igualam.
1C₄H1₀ + 13/2 O2 → 4CO2 + 5H2O
• 6º	Passo: para apresentar os menores coeficiente inteiros devemos remover a 
fração multiplicando toda equação por 2.
170
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
2C₄H1₀ + 13O2 → 8CO2 + 10H2O
Por fim, a reação se encontra balanceada, porém, é importante ressaltar 
que os coeficientes, quando não forem inteiros, devem ser representados na 
forma de fração.
6 CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS
O nosso cotidiano é repleto de reações químicas que ocorrem tanto dentro 
do nosso corpo quanto fora dele. Estas reações são responsáveis por manter a 
vida em curso ao prover energia para os mais diversos sistemas como também 
fazer a manutenção da morte ao realizarem a decomposição da matéria. “O 
conceito de reação química está associado à ideia de transformação química, ou 
seja, à produção de novas substâncias em decorrência do rearranjo dos átomos 
que formavam as substâncias que deixaram de existir” (BIANCO, 2016, p. 109).
Veja a situação a seguir:
Você já colocou vinagre em um recipiente com bicarbonato? Se sim, 
sabe que imediatamente surge uma cascata efervescente de bolhas. 
As bolhas são formadas pelo dióxido de carbono, que é produzido 
pela reação entre o bicarbonato de sódio e o ácido acético do vinagre 
(BROWN et al., 2005, p. 84).
Outra forma utilizada para realizar o balanceamento é através da análise da 
variação do número de oxidação (NOX) dos elementos, chamado de balanceamento por 
oxirredução ou balanceamento redox.
NOTA
Acadêmico, o site PhET Colorado disponibiliza diversas simulações que podem 
ajudar na compreensão de conteúdos de Química, Física, Biologia e Matemática. Uma delas 
é intitulada “Balanceamento de Equações Químicas” e ajuda a entender, de forma lúdica, 
como esse processo ocorre. Você pode acessá-la através do link https://bit.ly/3g8UVRO. 
Aproveite para explorar o site e encontrar outras simulações!
DICAS
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
171
A reação descrita, por exemplo, é uma experiência comum no ensino 
médio quando se deseja estudar este assunto, assim como, diversas outras 
possibilidades de reações que podem ser realizadas com materiais comuns.
De acordo com o rearranjo que ocorre com os átomos na reação, elas 
podem ser classificadas como:
• Reação de Síntese ou Adição;
• Reação de Análise ou Decomposição;
• Reação de Deslocamento ou Simples Troca;
• Reação de Dupla-Troca.
E são estas classificações que pretendemos abordar agora.
6.1 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO
As reações de síntese ou adição são reações nas quais dois ou mais reagentes 
forma um único produto. Caso a reação tenha como reagentes apenas substâncias 
simples teremos uma síntese total, porém, se ao menos um dos reagentes for uma 
substância composta teremos uma síntese parcial.
FIGURA 26 – REAÇÃO DE SÍNTESE
FONTE: O autor
Ex.:
6.2 REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO
Na reação de análise ou decomposição temos um único reagente que irá se 
decompor em dois ou mais produtos. Assim como ocorre nas reações de síntese, 
as reações de decomposição também podem ser totais, quando os produtos 
formados são apenas substâncias simples, ou parciais, quando ao menos um dos 
produtos é uma substância composta.
172
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 27 – REAÇÃO DE DECOMPOSIÇÃO
FONTE: O autor
As reações de decomposição podem receber nomes especiais dependendo 
da forma como a decomposição ocorre, sendo elas:
• Pirólise: decomposição pela presença de calor (∆).
• Fotólise:	decomposição pela presença de luz (λ).
• Eletrólise: decomposição pela passagem de corrente elétrica ( ).
E SE NÃO HOUVESSE DECOMPOSIÇÃO?
Do cheiro ruim de animais mortos à gasolina do seu carro, muita coisa não existiria. Mas 
a principal mudança é na alimentação. Comeríamos como astronautas
Só lembramos dela quando esquecemos uma maçã no fundo da geladeira. Mas a decom-
posição é um processo essencial do ciclo da vida. “Graças a ela, a matéria orgânica, aquela 
que forma os seres vivos, é degradada e retorna à natureza, tornando-se disponível para 
que outros organismos a utilizem novamente”, explica a bióloga da USP Ana Maria Gouw. 
A decomposição é um processo complexo em que, basicamente, matéria orgânica se 
transforma em minerais. É por meio dela que é possível reciclar a vida noplaneta. Sem 
esse processo, ela seria linear. Por exemplo, uma floresta usaria os nutrientes do solo para 
se desenvolver. Mas as árvores morreriam e, como não sofreriam decomposição, o solo 
não seria enriquecido por seus nutrientes e ficaria pobre para alimentar uma nova geração 
de árvores e outras formas de vida. “A vida na Terra existe porque há um fluxo de energia e 
nutrientes entre os seres vivos”, diz Gouw. “Se não houvesse a decomposição, os nutrien-
tes ficariam retidos nos cadáveres e nenhuma nova vida poderia ser produzida”.
O único jeito de a vida continuar seria fazer essa reciclagem de nutrientes em laboratório. 
Uma maneira um tanto mais elaborada do que já ocorre com os astronautas, que bebem 
a própria urina reciclada. Nada apetitoso. Por falar nisso, as refeições não seriam lá muito 
agradáveis. E a geladeira seria só um frigobar.
FONTE: SOEIRO, Raphael. E se não houvesse decomposição? 3 fev. 2013. Disponível em: 
<https://bit.ly/3hNYmhf>. Acesso em: 28 jul. 2020.
INTERESSANTE
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
173
6.3 REAÇÃO DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA
 
As reações de deslocamento ou simples troca ocorrem quando uma 
substância simples desloca (substitui) um elemento de uma substância composta, 
formando outra substância simples e outra substância composta.
FIGURA 28 – REAÇÃO DE DESLOCAMENTO
FONTE: O autor
Esse tipo de reação só ocorre quando a reatividade do elemento da 
substância simples for maior que a reatividade do elemento que está presente na 
substância composta. Para os metais essa propriedade é apresentada pela fila de 
reatividade a seguir:
FIGURA 29 – FILA DE REATIVIDADE DOS METAIS
FONTE: O autor
Vamos analisar duas reações distintas:
• Reação	I: 
• Reação	II: 
Observe que na reação I, o cobre (Cu) foi substituído pelo zinco (Zn), para 
que isso aconteça o zinco precisa ser mais reativo que o cobre, o que é comprovado 
ao observarmos a fila de reatividade, portanto, a reação I ocorre.
Já na reação II, note que o magnésio (Mg) é substituído pelo ferro (Fe), 
porém, segundo a fila de reatividade o magnésio é mais reativo que o ferro, dessa 
forma, a reação II não ocorre. Ela seria corretamente representada por
174
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
A mesma análise de reatividade é feita para os não metais nas reações de 
simples troca ou deslocamento, para isso os não metais também são organizados 
por uma fila de reatividade, conforme é apresentado na figura a seguir.
FIGURA 30 – FILA DE REATIVIDADE DOS NÃO METAIS
FONTE: O autor
6.4 REAÇÃO DE DUPLA-TROCA
As reações de dupla-troca ocorrem quando duas substâncias compostas 
dão origem a outras duas substâncias compostas. Neste tipo de reação há uma 
substituição mútua de cátions e ânions, conforme é apresentado na figura a seguir.
FIGURA 31 – REAÇÃO DE DUPLA TROCA
FONTE: O autor
As reações de neutralização abordadas no início desta unidade são 
exemplos de reações de dupla-troca. Na reação entre ácido clorídrico e hidróxido 
de sódio, por exemplo, o cloro do ácido se junta ao sódio da base para forma o sal, 
já o hidrogênio do ácido se junta a hidroxila da base para formar a água.
No entanto, para que as reações de dupla-troca ocorram é necessário que 
ao menos um dos produtos, quando comparado aos reagentes, seja:
• Menos	solúvel;
• Mais	volátil;
• Mais	fraco.
Quanto à formação de uma substância menos solúvel, visualmente 
conseguimos observar essa característica quando há o aparecimento de precipitado 
(sólido) ao longo da reação. Na reação entre nitrato de chumbo (Pb(NO₃)2) e 
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
175
cromato de potássio (K2CrO₄), por exemplo, há a formação de um precipitado 
amarelo característico do cromato de chumbo (PbCrO₄).
FIGURA 32 – FORMAÇÃO DE UM PRODUTO MENOS SOLÚVEL QUE OS REAGENTES
FONTE: O autor
Com relação à formação de uma substância mais volátil, consegue-se 
observar o aparecimento de uma substância gasosa (há o aparecimento de bolhas 
nas soluções). 
Quanto à formação de um produto mais fraco é necessário que avaliemos 
o grau de ionização/dissociação das substâncias. No caso da reação neutralização 
apresentada anteriormente, o ácido clorídrico possui um grau de ionização de 
92% e o hidróxido de sódio um grau de dissociação de 95%, porém a água (um 
dos produtos formados) se apresenta como uma substância pouco ionizada, ou 
seja, ela é mais fraca que os reagentes.
176
RESUMO DO TÓPICO 3
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• Fenômenos físicos envolvem apenas mudanças de estado físico e deformação 
da matéria, ou seja, não há a formação de novas substâncias.
• Fenômeno químicos representam reações químicas, nas quais os átomos são 
rearranjados dando origem a novas substâncias.
• A ocorrência de uma reação química pode ser observada quando há a 
liberação de gás, mudança de cor, formação ou dissolução de sólido, liberação 
ou absorção de calor, liberação de luz ou eletricidade.
• Inicialmente, numa reação química, há a presença de reagentes que com o 
passar do tempo se transformam em produtos.
• As reações químicas são representadas por equações químicas.
• As reações devem ser balanceadas para que a quantidade de átomos dos 
elementos nos reagentes seja igual a quantidade de átomos nos produtos. 
• Para realizar o balanceamento devemos acrescente os coeficientes 
estequiométricos na frente de cada substância da equação química.
• A Lei de Gay-Lussac indica que, quando medidos nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação têm 
entre si uma proporção fixa expressa por números inteiros e pequenos.
• A Lei de Lavoisier indica que a quantidade de massa numa reação é constante, 
ou seja, a soma das massas dos reagentes deve ser igual a soma das massas 
dos produtos.
• A Lei de Proust indica que independente da procedência de uma substância 
composta, esta é sempre formada pelos mesmos elementos químicos, em uma 
mesma proporção em massa.
• As reações de síntese ocorrem quando dois ou mais reagentes formam um 
único produto.
• As reações de decomposição ocorrem quando um único reagente forma dois 
ou mais produtos.
177
Ficou alguma dúvida? Construímos uma trilha de aprendizagem 
pensando em facilitar sua compreensão. Acesse o QR Code, que levará ao 
AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
CHAMADA
• As reações de simples troca ocorrem quando uma substância simples substitui 
um elemento em uma substância composta formando uma nova substância 
simples e uma nova substância composta.
• As reações de dupla-troca ocorrem quando há uma troca mútua entre cátions 
e ânions de duas substâncias compostas formando duas novas substâncias 
compostas.
178
1 A adição de sódio metálico em água faz com que ocorra uma interação entre 
estas duas espécies químicas. Essa interação é representada a seguir:
Classifique este fenômeno e indique o fator que indica a ocorrência deste 
fenômeno.
2 Ao nosso redor, diversas transformações estão acontecendo. Observe o 
orvalho se formando sobre as plantas pela manhã, a água para o café fervendo 
na chaleira, o pão sendo torrado ou as frutas apodrecendo em uma fruteira. 
Além dessas, diversas outras podem ocorrer sem que você se dê conta disso. 
Dentre essas transformações, temos as físicas e as químicas. Portanto, associe 
os itens, utilizando o código a seguir:
3 Balancear as equações químicas é parte do processo ao se analisar uma 
reação química. Dessa forma, faça o balanceamento das equações químicas a 
seguir:
a) 
b) 
c) 
4 De forma geral, reações químicas envolvem o rompimento de ligações 
que existem nos reagentes para formação de novas ligações nos produtos, 
porém, isso não expressa toda a magnitude desse tema. Reações podem ser 
classificadas de acordo com o tipo de reagentes envolvidos, o tipo de produto 
formado ou até mesmo a quantidade de reagente e produtos envolvidos. 
Dessa forma, classifique as reações a seguir de acordo com sua estrutura:
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
AUTOATIVIDADE
179
5 Utilizado naconstrução civil para preparação de argamassa e na agricultura 
para diminuição da acidez do solo, o óxido de cálcio é obtido através da 
decomposição do calcário. No processo o calcário é extraído de rochas e depois 
selecionado, moído e submetido a altas temperaturas em fornos industriais. 
Considere seus conhecimentos sobre as leis das reações químicas e reação de 
decomposição do calcário e descubra os valores de A, B e C.
180
REFERÊNCIAS
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meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
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Cotidiano: Trabalhando com Atividades Experimentais Investigativas na Edu-
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partir das flores das espécies Macroptilium atropurpureum, Centrosema brasilianum 
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CUCHINSKI, A. S.; CAETANO, J.; DRAGUNSKI, D. C. Extração do corante da 
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ZAPP, E. et al. Estudo de Ácidos e Bases e o Desenvolvimento de um Expe-
rimento sobre a “Força” dos Ácidos. Química Nova na Escola, v. 37, n. 4, p. 
278-284, 2015. Sociedade Brasileira de Quimica (SBQ). Disponível em: https://bit.
ly/3kw66FW. Acesso em: 18 set. 2020.
182
183
UNIDADE 3 — 
FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de:
• apresentar a descoberta da radioatividade;
• diferenciar os tipos de emissões radioativas;
• avaliar as aplicações da radioatividade;
• conhecer os processos de fissão e fusão;
• identificar as grandezas químicas;
• diferenciar os tipos de dispersões;
• avaliar os processos de separação de misturas;
• apresentar unidades de concentração para soluções;
• classificar as soluções.
Esta unidade está dividida em três tópicos. No decorrer da unidade 
você encontrará autoatividades com o objetivo de reforçar o conteúdo 
apresentado.
TÓPICO 1 – RADIOATIVIDADE
TÓPICO 2 – GRANDEZAS QUÍMICAS
TÓPICO 3 – SISTEMAS QUÍMICOS
Preparado para ampliar seus conhecimentos? Respire e vamos 
em frente! Procure um ambiente que facilite a concentração, assim absorverá 
melhor as informações.
CHAMADA
184
185
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Geralmente, quando se fala em radiação ou radioatividade em um círculo 
de pessoas leigas neste assunto, tem-se muitas concepções erradas. Esse tema 
geralmente é associado a desastres ambientais, causa de doenças e muitas vezes 
morte. No entanto, o estudo das radiações e da radioatividade vai além de fatores 
negativos e pode ser aplicado na produção de energia elétrica, em tratamentos 
médicos e na produção de alimentos.
 
Afinal de contas, de onde surge a radiação? Os átomos de alguns 
elementos apresentam instabilidade nuclear devido à grande quantidade de 
energia presente em seu núcleo. Com o intuito de diminuir essa energia, os átomos 
emitem espontaneamente radiações (BRADY, 1986). A esse fenômeno espontâneo 
foi dado o nome de radioatividade.
TÓPICO 1 — 
RADIOATIVIDADE
O símbolo internacional de radiação (também conhecido como trifólio ou 
trevo de três folhas) apareceu pela primeira vez em 1946, no Laboratório de Radiação da 
Universidade da Califórnia, em Berkeley. Na época, o símbolo era magenta sob um fundo 
azul (Símbolo A). Nos Estados Unidos a versão utilizada atualmente é magenta contra um 
fundo amarelo (Símbolo B). Já na versão internacional o símbolo é preto sob um fundo 
amarelo (Símbolo C).
SÍMBOLOS DE RADIAÇÃO
FONTE: O autor
NOTA
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
186
A importância da radioatividade está na essência da Química, pois o 
desenvolvimento desta área está ligado à evolução dos modelos atômicos, um 
dos conceitos centrais da Química, que já foi abordado na Unidade 1. Segundo 
Salgado et al. (2009, p. 3), “a evolução dos modelos atômicos, principalmente no 
final do século XIX e início do século XX, ocorreu de forma intimamente ligada ao 
avanço do conhecimento na área da radioatividade”. 
Com o intuito de verificar as contribuições que o estudo da radioatividade 
trouxe para a área das ciências, nosso próximo passo é compreender seu histórico.
2 HISTÓRICO DA RADIOATIVIDADE
Os primeiros passos em direção a descoberta da radioatividade foram 
dados em 1895 pelo físico e engenheiro mecânico alemão Wilhelm	 Conrad	
Röntgen (1845-1923). Segundo Xavier et al. (2007, p. 83):
[...] Röntgen trabalhava em uma sala totalmente escura, utilizando 
uma válvula com a qual estudava a condutividade dos gases. A 
certa distância da válvula, havia uma folha de papel tratada com 
platinocianeto de bário usada como tela. Röntgen viu com espanto 
a tela brilhar, emitindo luz. Achou que esta luz não poderia ser 
proveniente da válvula, pois a mesma estava coberta por uma 
cartolina negra e nada (luz ouraio catódico) poderia ter vindo dela. 
Surpreso, fez várias investigações. Virou a tela, expondo o lado sem 
o revestimento de platinocianeto de bário, e esta continuava a brilhar. 
Colocou diversos objetos entre a válvula e a tela e viu que todos 
pareciam transparentes, mas não demorou a ter uma surpresa maior, 
quando sua mão escorregou em frente à válvula e viu seus ossos na 
tela. Registrou em chapas fotográficas suas observações e só então teve 
certeza de que estava diante de algo novo.
Durante seus estudos, Röntgen imobilizou a mão de sua esposa durante 
alguns minutos em frente aos raios e sobre uma chapa fotográfica e após revelá-la 
obteve a primeira radiografia da história.
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
187
FIGURA 1 – RADIOGRAFIA DA MÃO DA ESPOSA DE RÖNTGEN
FONTE: <https://bit.ly/39YCmxv>. Acesso em: 5 ago. 2020.
Historicamente, muito se lê sobre o fato de que por ser algo desconhecido 
até então estes raios foram nomeados como raios X., No entanto,
Embora muitos tenham acreditado que x foi a letra empregada pelo 
seu significado matemático de "desconhecido", isto é improvável, 
uma vez que todo o texto original [que Röntgen escreveu sobre o 
assunto] foi escrito com X maiúsculo, inclusive no seu manuscrito. 
No texto, Röntgen afirma ter empregado esta letra somente para, de 
forma sucinta, dar uma denominação a essa nova forma de radiação 
(ARRUDA, 1996, p. 525).
Com relação ao nome dado a essa nova descoberta, pode até haver uma 
discordância, mas algo é certo, essa descoberta garantiu a Röntgen, em 1901, o 
Prêmio Nobel da Física.
A descoberta dos raios X desencadeou, quase que instantaneamente, 
diversos estudos, dentre eles houve um que levou à descoberta da radioatividade, 
os estudos desenvolvidos pelo físico francês Antoine-Henri	 Becquerel (1852-
1908), em 1896. Becquerel tinha “interesse pelas áreas de fosforescência e a 
fluorescência moleculares” (XAVIER et al., 2007, p. 83) e a descoberta de Röntgen 
o levou a questionar se essas substâncias também emitiam raios X.
Com experimentos adicionais utilizando urânio, Becquerel chegou 
à conclusão de que a radiação penetrante era originária do próprio 
elemento e não tinha relação com o fenômeno da fluorescência. Esta 
radiação, [...] inicialmente ficou conhecida como raios de Becquerel [...] 
(XAVIER et al., 2007, p. 83, grifo nosso).
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
188
Mais tarde, os raios de Becquerel foram renomeados como Radioatividade 
por Marie	 Skłodowska	 Curie (1867-1934), uma cientista e física polonesa 
naturalizada francesa. Marie era casada com o físico francês Pierre Curie (1859-
1906) e os dois formaram um dos casais mais importantes da história da ciência. 
Em conjunto, eles trabalharam com as radiações observadas por Becquerel no 
minério de urânio e após a utilização de diversos equipamentos, alguns até mesmo 
desenvolvidos por Pierre, determinaram que essa radiação era uma propriedade 
intrínseca do próprio elemento e que dependia da sua quantidade na substância 
e não de fatores externos, estado de agregação da matéria ou combinação química 
(XAVIER et al., 2007). Posteriormente, em 1903, Marie, Pierre e Becquerel foram 
laureados com o Prêmio Nobel de Física por seus estudos sobre a radioatividade.
 
O casal Curie foi além e observou que o urânio não era o único elemento 
que apresentava essa propriedade. Eles observaram que a pechblenda (Figura 2), 
um minério do qual é extraído o urânio, era muito mais radioativo que o próprio 
urânio isolado. Após conseguir uma grande quantidade desse minério, em julho 
de 1898, anunciaram a descoberta de um novo elemento isolado da pechblenda, 
que foi nomeado “polônio” em homenagem à terra natal de Marie. No final do 
mesmo ano, isolaram mais um novo elemento, o rádio. Marie levou quatro anos 
até conseguir isolar uma quantidade significativa de rádio e determinar sua 
massa atômica. Por essas descobertas Marie recebeu, em 1911, o Prêmio Nobel de 
Química (XAVIER et al., 2007).
FIGURA 2 – PECHBLENDA
FONTE: <https://bit.ly/31xO5iE>. Acesso em: 7 ago. 2020.
Outras contribuições importantes para a construção do estudo da 
Radioatividade vieram em 1900. Segundo Xavier et al. (2007, p. 85, grifo nosso), 
neste mesmo ano,
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
189
[...] pouco tempo após as descobertas de Becquerel, o físico neozelandês 
Ernest Rutherford e o físico francês Pierre Curie identificaram, de 
forma independente e quase simultaneamente, dois tipos distintos 
de emissões oriundas dos elementos radioativos. Essas radiações 
foram denominadas de partículas alfa (α) e beta (β). No mesmo ano, 
o físico francês Paul	U.	Villard identificou outra espécie de radiação 
eletromagnética, que também era emitida por esses elementos, que 
denominou radiação gama (γ).
Com seus estudos a respeito da Radioatividade, Rutherford propôs, 
em 1903, que o átomo possuía um núcleo, como foi abordado anteriormente 
na Unidade 1. Posteriormente, a essa descoberta, o cientista propôs ainda que 
era a instabilidade desse núcleo que permitia a ele liberar emissões radioativas 
transformando um núcleo atômico em outro através de um fenômeno que foi 
denominado decaimento radioativo.
Obviamente, a história da Radioatividade não para por aí, pois ela se 
estende até os dias de hoje. Neste primeiro momento, nós buscamos apresentar 
pontos primordiais para o início dessa área tão fantástica. Ao longo do tópico, 
outros eventos serão apresentados, mas para se aprofundar neste conteúdo tão 
rico e incrível veja a dica a seguir.
3 EMISSÕES RADIOATIVAS
O que torna um núcleo de um átomo estável? Essa é uma questão bem 
interessante e que talvez exija de você um pouco de atenção. Vamos começar 
pelo o que aprendemos na Unidade 1: o núcleo é composto por prótons (carga 
positiva) e nêutrons (carga neutra). Veja bem, se pensarmos em partículas de 
carga positiva confinadas em um espaço extremamente pequeno como o núcleo, 
eles deveriam se repelir já que são regidas por forças eletrostáticas e o núcleo 
deveria se desintegrar, porém isso não ocorre. 
Os avanços no estudo da matéria levaram à definição de uma forma de 
interação diferente das forças eletrostáticas, a chamada força	forte. A força forte 
só existe em distâncias extremamente pequenas, na ordem 10-15 m, ou seja, na 
mesma ordem do tamanho de um núcleo. Essa é uma força atrativa que supera a 
repulsão eletrostática. Diferente da força eletrostática, a força forte ocorre também 
entre prótons e nêutrons, ou seja, é independente das cargas.
Para saber mais sobre a Radioatividade e as descobertas que mudaram os 
rumos das ciências, acesse o artigo “Marcos da História da Radioatividade e Tendências 
Atuais”, uma colaboração de vários autores que pode ser acessada através do link: https://
bit.ly/2PyCl9X.
DICAS
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
190
O alcance limitado da força forte exerce um papel primordial na 
estabilidade do núcleo. Para manter a estabilidade nuclear, é necessário que a 
repulsão eletrostática entre os prótons seja contrabalançada pela atração entre 
os prótons e os nêutrons através da força forte. No entanto, devemos destacar 
que temos duas realidades, a primeira é que um próton repele todos os demais 
prótons do núcleo, pois a força eletrostática é de longo alcance e a segunda é que 
através da força forte um próton ou um nêutron só irá atrais seus vizinhos, já que 
ela tem um alcance extremamente pequeno (USP, 2016).
Concluindo, a estabilidade nuclear dependerá da relação entre as 
quantidades de prótons e nêutrons presentes no núcleo do átomo. Se houver uma 
grande quantidade de prótons e uma pequena quantidade de nêutrons, a força 
eletrostática irá prevalecer e o núcleo sofrerá um decaimento radioativo. Através 
dessa relação foi construído um gráfico chamado de cinturão de estabilidade, 
que é representado pelos pontos escuro desse gráfico e que pode ser observado 
na Figura 3.
FIGURA 3 – CINTURÃO DE ESTABILIDADE NUCLEAR
FONTE: Brown et al. (2016, p. 954).
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE191
Note que o aumento do número de prótons do núcleo cresce até o ponto 
no qual o aumento do número de nêutrons não é suficiente para compensar a 
repulsão elétrica, ainda que a razão entre o número de nêutrons e prótons (n/p) 
não cresce linearmente. O elemento que possui o maior número atômico a ainda 
é estável é o bismuto (z = 83), depois dele todos os outros elementos emitem 
partículas, ou seja, são instáveis, o que faz com que eles sofram decaimento até 
atingir a estabilidade.
Durante o processo de decaimento, existem três tipos de emissões 
radioativas muito comuns que podemos analisar, sendo elas:
• Partículas Alfa (α)
• Partículas Beta (β)
• Radiação Gama (γ)
Note que usamos os termos partículas e radiação. Essa distinção ocorre, 
pois alfa e beta possuem massa, enquanto a emissão gama é representada por 
uma onda eletromagnética. Veremos mais detalhes a seguir.
3.1 PARTÍCULAS ALFA
A partícula alfa (α) é geralmente associada a um núcleo de hélio (He) 
devido ao fato de também ser formada por 2 prótons e 2 nêutrons, sendo assim, 
estas partículas possuem carga +2 e massa de 4u, podendo ser representadas da 
seguinte maneira .
3.2 PARTÍCULAS BETA
A partícula beta (β) é formada por um elétron, mas lembre-se de que essas 
emissões radioativas são provenientes do núcleo atômico, portanto, de onde 
surge este elétron? A resposta é simples: da decomposição de um nêutron!
Na Unidade 1, nós falamos sobre semelhanças atômicas e você se familiari-
zou com os isótopos. Na natureza, é comum verificar que um elemento apresenta diver-
sos isótopos e alguns deles podem ser radioativos, devido a essa razão entre o número de 
nêutrons e o número de prótons. Estes isótopos radioativos são chamados de radioisóto-
pos ou radionuclídeos.
NOTA
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
192
FIGURA 4 – DECOMPOSIÇÃO DO NÊUTRON
FONTE: O autor
Note que ao se decompor, o nêutron forma um próton ( ), um neutrino 
( ) e um elétron ( ), sendo que o neutrino e o elétron são ejetados do núcleo. 
Este elétron é denominado como partícula beta, que assim como o elétron pode 
ser representada por . Aqui vale ressaltar alguns pontos: lembre-se de que o 
elétron possui carga negativa e sua massa é praticamente desprezível, sendo por 
esse motivo que a massa da partícula beta é 0 e sua carga -1.
3.3 RADIAÇÃO GAMA
Diferentemente das outras emissões radioativas, a emissão gama (γ) recebe 
o nome de radiação ao invés de partícula, pois ela é uma onda eletromagnética de 
alta frequência que carrega uma grande quantidade de energia.
Segundo Brown et al. (2016), a emissão de radiação gama (ou raios gama) 
não provoca alteração alguma no número atômico ou no número de massa do 
radioisótopo, pois ela é apenas uma onda eletromagnética, dessa forma, não pos-
sui nem massa e nem carga, sendo representada por . “Geralmente, a radiação 
gama acompanha outra emissão radioativa, pois representa a energia perdida 
quando, em uma reação nuclear, os núcleons se reorganizam em arranjos mais 
estáveis” (BROWN et al., 2016, p.952, grifo nosso). Por não possuir nem massa, 
nem carga e não interferir no número atômico ou de massa, é comum não repre-
sentarmos a radiação gama nas equações nucleares.
Outra partícula radioativa que pode ser emitida pelo núcleo atômico durante 
um decaimento é o pósitron, a antipartícula do elétron. Essa partícula possui a mesma 
massa de um elétron, porém é carregada positivamente, portanto, é representada como 
 . Ela surge quando um próton é convertido em um nêutron dentro do núcleo de um 
radionuclídeo. A existência do pósitron foi proposta em 1928 físico britânico Paul Dirac 
(1902-1984), mas ele só foi observado em 1932 pelo físico estadunidense Carl David An-
derson (1905-1991), o que conferiu a este último o Prêmio Nobel de Física em 1936.
NOTA
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
193
3.4 COMPARATIVO DA EMISSÕES RADIOATIVAS
Agora que temos conhecimento sobre algumas características das emissões 
radioativas, podemos compará-las quanto a algumas propriedades:
• Poder de Penetração
• Poder Ionizante
O poder de penetração de cada uma das emissões é diferente, assim, cada 
uma delas pode ou não atravessar determinada superfície, veja a Figura 5.
FIGURA 5 – PODER DE PENETRAÇÃO DAS EMISSÕES RADIOATIVAS
FONTE: Adaptado de <https://www.deviante.com.br/noticias/a-radiacao-das-profundezas/>. 
Acesso em: 29 maio 2020.
Perceba que ao comparar os poderes de penetração, a partícula alfa possui 
baixo poder, a partícula beta possui poder médio, enquanto a radiação gama 
possui alto poder, conseguindo atravessar a maioria das superfícies por se tratar 
de uma onda eletromagnética.
Você deve ter percebido que na citação anterior destacamos a palavra 
núcleons, ela representa partícula presentes no núcleo atômico, ou seja, prótons e nêutrons.
NOTA
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
194
A relação entre uma emissão radioativa e seu poder de penetração é algo 
complexo, mas em resumo, se trata de uma relação entre a energia e a carga dessas emis-
sões. Caso queira se aprofundar neste assunto sugerimos a você o material desenvolvido 
pela International Nuclear Information System (INIS) intitulado INTERAÇÃO DA RADIAÇÃO 
COM A MATÉRIA, que está disponível através do link: https://bit.ly/2PVcnO9.
DICAS
Dessa forma, ao analisar o impacto dessas emissões radioativas sobre o 
corpo humano, Brown et al. (2016, p. 977, grifo nosso) afirmam que: 
O estrago produzido pela radiação depende da: atividade e da energia 
da radiação, tempo de exposição e se a fonte está dentro ou fora do 
corpo. Os raios gama são particularmente prejudiciais fora do corpo, 
porque penetram o tecido humano com facilidade, exatamente como 
os raios X. Assim, seus danos não estão limitados à pele. Por outro lado, 
muitos raios Alfa são bloqueados pela pele, e os raios beta são capazes 
de penetrar apenas cerca de 1 cm além da superfície da pele. Nenhum 
deles é tão perigoso quanto os raios gama, a menos que, de alguma 
forma, a fonte de radiação penetre no corpo. Dentro do corpo, os raios 
Alfa são especialmente perigosos, porque transferem facilmente suas 
energias aos tecidos vizinhos, provocando dano considerável.
FIGURA 6 – PENETRAÇÃO DAS EMISSÕES RADIOATIVAS NO CORPO HUMANO
FONTE: Brown et al. (2016, p. 977).
Dependendo da quantidade de energia, que pode ser classificada como 
ionizante, quando possui grande quantidade de energia, ou não ionizante 
quando possuem baixa quantidade de energia, as radiações ionizantes, ao serem 
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
195
emitidas, passam por átomos ou moléculas e são capazes de remover elétrons 
dessas espécies químicas e transformá-las em íons.
As radiações ionizantes podem ser classificadas como diretamente 
ionizantes ou indiretamente ionizantes. As diretamente ionizantes “atuam 
principalmente por meio de seu campo elétrico e transferem sua energia para 
muitos átomos ao mesmo tempo” (INTERNATIONAL ATOMIC ENERGY 
AGENCY, 2018, p. 78) são aquelas que possuem carga, como partículas alfa e 
beta. Já as indiretamente ionizantes “interagem individualmente transferindo sua 
energia para elétrons, que irão provocar novas ionizações” (INTERNATIONAL 
ATOMIC ENERGY AGENCY, 2018, p. 78), são aquelas sem cargas, como a 
radiação gama.
O poder de ionização das emissões radioativas está relacionado as suas 
cargas elétricas, portanto, por possuir maior carga as partículas Alfa possuem alto 
poder ionizante, enquanto as partículas Beta possuem poder médio e a radiação 
gama possui baixo poder ionizante.
Além de analisarmos o impacto das emissões radioativas sobre o corpo 
humano com relação ao poder de penetração, podemos verificar como o poder de 
ionização também interfere nas funções normais do organismo. Segundo Brown 
et al. (2016, p. 977),
Quando a radiação ionizante passa pelos tecidos vivos, os elétrons 
são removidos das moléculas de água, formando íons H2O⁺ altamente 
reativos. Um íon H2O⁺ pode reagir com outra molécula de água paraformar um íon H₃O⁺ e urna molécula neutra OH:
H2O⁺ + H2O → H₃O⁺ + OH
A molécula de OH é instável e altamente reativa, sendo classificada 
como um radical livre, uma substância com um ou mais elétrons 
desemparelhados [...]. A molécula de OH também é chamada de 
radical hidroxil, e a presença do elétron desemparelhado costuma 
ser enfatizada ao escrever as espécies com um único ponto, .	OH. 
Em células e tecidos, esses radicais podem atacar biomoléculas para 
produzir novos radicais livres, os quais, por sua vez, ainda atacam 
outras biomoléculas. Portanto, a formação de um único radical hidroxil 
[...] pode iniciar um grande número de reações químicas que, no fim, 
são capazes de romper as operações normais das células.
Dessa forma, conhecendo as principais emissões radioativas, suas 
características e propriedades, podemos sintetizar todas as informações de acordo 
com o Quadro 1.
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
196
QUADRO 1 – EMISSÕES RADIOATIVAS E SUAS CARACTERÍSTICAS
EMISSÃO Partícula	Alfa Partícula	
Beta Radiação Gama
COMPOSIÇÃO 2 prótons + 2 
nêutrons 1 elétron Onda 
Eletromagnética*
MASSA (u) 4 0** 0
MASSA	(g) 6,64 x 10-24 9,11 x 10-28 0
CARGA 2 -1 0
REPRESENTAÇÃO
PODER DE 
PENETRAÇÃO Baixo Médio Alto
PODER DE 
PENETRAÇÃO 
RELATIVO
1 100 10.000
PODER DE 
IONIZAÇÃO Alto Médio Baixo
* De forma mais precisa, a radiação gama é composta por fótons (pacotes de 
energia) de alta energia.
** A massa da partícula beta é representada como zero, pois ela é formada por 
um elétron que possui massa praticamente desprezível.
FONTE: O autor
4 REAÇÕES NUCLEARES
Quando um átomo libera alguma emissão radioativa, o núcleo atômico 
sofre uma modificação. Essas modificações são chamadas de reações	nucleares. 
As reações nucleares se diferem das reações químicas, pois enquanto a primeira 
altera o núcleo atômico a segunda faz alterações na eletrosfera. Nestas reações 
nucleares, o átomo mais instável é chamado de átomo-pai enquanto o átomo 
formado, que é mais estável, é chamado de átomo-filho.
Segundo Scarpellini e Andreatta (2011, p. 324-325, grifo nosso),
As emissões alfa e beta promovem o fenômeno da transmutação, 
isto é, alteram a carga nuclear do átomo e, portanto, transformam 
um elemento químico em outro. As emissões gama não promovem 
transmutações. Quando as transmutações ocorrem por emissão 
de partículas, são denominadas transmutações	 naturais; quando 
ocorrem por bombardeamento de núcleos estáveis, são denominadas 
transmutações	artificiais.
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
197
O estudo das transmutações artificiais teve seu início com a descoberta 
da radioatividade	 artificial, em janeiro de 1934. Essa descoberta foi realizada 
pela química francesa, filha de Marie e Pierre Curie, Irène	 Joliot-Curie (1897-
1956) e seu marido, o físico francês Frédéric	 Joliot-Curie (1900-1958). Durante 
um experimento onde bombardearam uma folha de alumínio-27 com partículas 
alfa ( ) eles observaram a criação do fósforo-30, um radioisótopo até então 
inexistente na natureza. Esta experiência abriu o caminho rumo à criação de 
isótopos radioativos que não existiam na natureza através do bombardeamento 
de núcleos estáveis. Devido a essa descoberta o casal Joliot-Curie foi agraciado 
com o Prêmio Nobel de Química em 1935 (XAVIER et al., 2007).
Considerando as transmutações, as leis da radioatividade, apresentadas a 
seguir, trazem um panorama mais específico sofre a emissão de partículas alfa e 
beta nas reações nucleares.
4.1 LEIS DA RADIOATIVIDADE
As leis da radioatividade expressam o comportamento de um átomo ao 
emitir partículas alfa e partículas beta. A primeira lei, que trata da emissão de 
partículas alfa, foi desenvolvida em 1911 pelo químico inglês Frederick	Soddy 
(1877-1956), já a segunda lei, que trata da emissão de partículas beta, foi proposta 
em 1913 por Soddy e também pelos físico-químicos Kasimir Fajans (1887-1975) e 
Alexander	Smith	Russell (1888-1972). 
4.1.1 Primeira lei da radioatividade
A primeira lei da radioatividade diz que:
Quando	um	átomo	radioativo	emite	uma	partícula	alfa	(α)	ele	sofre	um	
decaimento e seu número atômico (Z) diminui em 2 unidades e o seu número 
de massa (A) diminui em 4 unidades.
De forma genérica, a primeira lei é representada da seguinte maneira:
“O Prêmio Nobel de Química de 1921 foi concedido a Frederick Soddy ‘por 
suas contribuições para o nosso conhecimento da química de substâncias radioativas e 
suas investigações sobre a origem e natureza dos isótopos’” (NOBEL PRIZE, 2017, s. p.).
INTERESSANTE
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
198
FIGURA 7 – 1ª LEI DA RADIOATIVIDADE
FONTE: O autor
Ex.: 
4.1.2 Segunda lei da radioatividade
A segunda lei da radioatividade diz que:
Quando	um	átomo	radioativo	emite	uma	partícula	beta	(β)	ele	sofre	
decaimento	e	o	seu	número	atômico	(Z)	aumenta	em	uma	unidade	enquanto	
seu número de massa (A) permanece o mesmo.
De forma genérica, a segunda lei é representada da seguinte maneira:
Muitas situações que são apresentadas com relação a esse tema solicitam 
ao leitor descobrir qual a emissão radioativa realizada por determinado elemento. Veja o 
exemplo a seguir:
[Questão Adaptada] (UNESP) Detectores de incêndio são dispositivos que disparam um 
alarme no início de um incêndio. Um tipo de detector contém uma quantidade mínima do 
elemento radioativo amerício-241. A radiação emitida ioniza o ar dentro e ao redor do de-
tector, tornando-o condutor de eletricidade. Quando a fumaça entra no detector, o fluxo 
de corrente elétrica é bloqueado, disparando o alarme. Este elemento sofre decaimento 
de acordo com a equação a seguir:
De acordo com a equação de decaimento do amerício-241 determine e emissão X.
Resolução: Para resolver essa questão é simples, basta analisar todos os números superio-
res como uma equação matemática, sendo que a seta representa a igualdade. Faremos o 
mesmo para os números inferiores.
Número Superiores → 241 = A + 237, isolando A temos, A = 241 – 237, portanto, A = 4.
Números Inferiores → 95 = Z + 93, isolando Z temos, Z = 95 - 93, portanto, Z – 2.
Dessa forma, nossa partícula X possui a seguinte representação , ou seja, se trata de 
uma partícula alfa ( ).
NOTA
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
199
FIGURA 8 – 2ª LEI DA RADIOATIVIDADE
FONTE: O autor
Ex: 
Lembre-se de que a partícula beta é emitida do núcleo atômico e provém 
de um nêutron instável que se desintegra formando 1 elétron (partícula beta), 1 
próton e 1 neutrino. Assim, quando o nêutron se desintegra a massa do núcleo 
deveria diminuir, porém há a formação de um próton, que fica no núcleo, por 
esse motivo não há alteração da massa (prótons e nêutrons possuem massa 
semelhantes) e também por esse motivo há o aumento do número atômico em 
uma unidade.
4.2 SÉRIES RADIOATIVAS
“As séries radioativas são conjuntos de elementos originados na emissão 
de partículas alfa e beta, tendo como produto final um isótopo estável de chumbo” 
(SCARPELLINI; ANDREATTA, 2011, p. 324). 
Existem três séries radioativas naturais, são elas:
• Série	do	Urânio: esta série se inicia com urânio-238 ( ) e após emissões 
consecutivas de partículas alfa e beta ela termina com o chumbo-206 ( ), 
um átomo de núcleo estável.
• Série	 do	Actínio: acreditava-se que essa série iniciava com o actínio-227 
( ) por isso este nome, porém, na realidade, esta série se inicia com 
urânio-235 ( ) e após emissões consecutivas de partículas alfa e beta ela 
termina com o chumbo-207 ( ), um átomo de núcleo estável.
• Série	 do	 Tório: esta série se inicia com tório-232 ( ) e após emissões 
consecutivas de partículas alfa e beta ela termina com o chumbo-208 ( ), 
um átomo de núcleo estável.
Veja a representação das séries radioativas na Figura 9.
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
200
FIGURA 9 – SÉRIES RADIOATIVAS NATURAIS
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3kVop8e>. Acesso em: 19 ago. 2020.
Segundo Cardoso (2015, p. 22, grifo nosso),
Com odesenvolvimento de reatores nucleares e máquinas aceleradoras 
de partículas, muitos radioisótopos puderam ser “fabricados” 
(produzidos), utilizando-se isótopos estáveis como matéria prima. 
Com isso, surgiram as Séries	 Radioativas	 Artificiais, algumas de 
curta duração.
Assim, uma dessas séries radioativas artificiais é a Série do Netúnio. 
Apesar de ter este nome, devido ao fato de o netúnio-237 ( ) possuir a maior 
meia-vida dentre os átomos da série (veremos o conceito de meia-vida no item 
Cinética Radioativa), esta série possui como átomo-pai o plutônio-241 ( ) e 
diferente das séries naturais, ela termina com o átomo estável de bismuto-209 
( ). 
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
201
5 CINÉTICA RADIOATIVA
Com o passar do tempo e as emissões radioativas acontecendo, 
radioisótopos vão se transformando em átomos com núcleos cada vez mais 
estáveis. A análise da velocidade e consequentemente do tempo envolvidos 
neste processo de decaimento é realizada pela cinética radioativa. Dessa forma, 
veremos quatro itens muito importantes, sendo eles:
• Decaimento radioativo
• Atividade
• Meia-vida
• Vida média
5.1 DECAIMENTO RADIOATIVO
Como citado anteriormente, o decaimento radioativo é um processo no 
qual um núcleo instável se transforma em um núcleo estável. Assim é possível 
calcular a quantidade de núcleos instáveis remanescentes numa amostra 
radioativa após determinado intervalo de tempo através da seguinte expressão:
Onde:
• N = número de núcleos radioativos remanescentes após um tempo t;
• N₀ = número de núcleos radioativos na amostra num tempo t – 0;
• λ = constante radioativa;
• t = tempo.
Na fórmula descrita é apresentado o “e”, uma constante matemática que é 
a base dos logaritmos naturais, ele é comumente chamado de número de Euler e é um 
número irracional. É muito comum encontrá-lo em funções logarítmicas ou exponenciais. 
O número de Euler tem a seguinte equivalência e = 2,718281 ... . .
NOTA
A constante radioativa (λ) ou constante de decaimento indica a 
probabilidade de um átomo sofre decaimento no intervalo de tempo de 1 segundo, 
por esse motivo possui como unidade de medida s–1. Ela é característica de cada 
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
202
núcleo e no item que trataremos sobre meia-vida será apresentada a você uma 
forma de encontrar o valor desta constante.
A equação do decaimento é uma função exponencial, portanto, 
graficamente, de forma genérica, pode ser representada pela Figura 10.
FIGURA 10 – GRÁFICO GENÉRICO DO DECAIMENTO RADIOATIVO
FONTE: O autor
5.2 ATIVIDADE
A atividade ou taxa de decaimento representa o número de decaimentos 
nucleares que ocorrem por unidade de tempo para uma determinada quantidade 
de substância radioativa. Antigamente, possuía como unidade de medida o curie 
(Ci), mas atualmente, de acordo com Sistema Internacional de Unidade (SI), tem 
como unidade padrão o becquerel (Bq). O becquerel representa desintegrações 
por segundo. A unidade antiga e a nova possuem a seguinte equivalência 
1Ci = 3,7 x 1010 Bq, pois a unidade curie levou em conta a atividade de 1g de 
rádio-226 na sua criação.
Imagine que temos uma amostra com 1000 átomos radioativos e destes, 50 
sofrem desintegração num intervalo de 5 segundos, dessa forma, ao dividirmos 
o número de desintegrações pelo intervalo de tempo, teremos 10 desintegrações 
por segundo, ou seja, 10 Bq. Podemos representar este cálculo através da seguinte 
fórmula:
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
203
Onde:
• A = atividade;
• ∆N = número de desintegrações (ou a variação do número de núcleos 
radioativos);
• ∆t = intervalo de tempo;
• λ = constante radioativa;
• N = número total de núcleos radioativos. 
Através de algumas deduções matemáticas, utilizando as fórmulas 
apresentadas anteriormente, chegamos a uma nova fórmula, onde conhecendo 
atividade inicial de uma amostra podemos prever sua atividade para qualquer 
intervalo de tempo:
A = A0.e–λ.t
 
Onde:
• A = atividade no tempo t;
• A0 = atividade no tempo t = 0;
• λ = constante radioativa;
• t = tempo.
Note que esta última fórmula também é exponencial, portanto, 
graficamente irá ser semelhante ao gráfico apresentado na figura 10.
5.3 MEIA-VIDA
Durante o processo de decaimento, um radioisótopo de uma amostra irá 
se transformar em átomo de núcleo estável e com o passar do tempo a quantidade 
desse radioisótopo na amostra irá diminuir. A meia-vida, semivida ou ainda o 
período	de	semidesintegração, representado por , indica o tempo necessário 
para que uma amostra radioativa diminua pela metade sua quantidade de massa. 
“Quando a massa de um radioisótopo se reduz à metade, também se reduzem 
à metade o número de átomos, a quantidade em mols e a atividade radioativa 
(desintegrações por segundo) desse radioisótopo” (DIAS, 2018, s.p.).
Segundo Dias (2018, s. p.), “o tempo de meia-vida é uma característica de 
cada radionuclídeo e não depende da quantidade inicial do radionuclídeo nem 
de fatores como pressão, temperatura e composição química do material [...]”. 
O número de meias-vidas transcorridas para uma amostra pode ser 
calculado por:
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
204
Onde:
• m = massa final da amostra;
• m₀ = massa inicial da amostra;
• x = número de meias-vidas transcorridas.
Vamos ver um exemplo de aplicação da fórmula a seguir.
FIGURA 11 – DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE MEIAS-VIDAS TRANSCORRIDAS
FONTE: O autor
Agora, para calcular o tempo de meia-vida de uma amostra, podemos 
utilizar a seguinte fórmula:
Na forma anterior utilizamos para representar a massa da amostra radioativa, 
no entanto, podemos substituir o valor de massa por número de mol, atividade ou ainda 
porcentagem da amostra.
NOTA
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
205
Veja que novamente a constante radioativa aparece nesta fórmula. 
Assim, sabendo essa informação podemos determinar a meia-vida, ou ainda, 
se soubermos o valor da meia-vida de um radioisótopo poderemos calcular a 
constante radioativa isolando-a e posteriormente aplicá-la nas demais fórmulas 
apresentadas.
Como uma continuação da situação apresentada na Figura 11, veja agora 
a Figura 12, que aplica e fórmula da meia-vida na determinação da constante 
radioativa.
FIGURA 12 – DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE RADIOATIVA
FONTE: O autor
Graficamente, nós podemos representar a passagem de meias-vidas 
conforme a Figura 13. 
A constante radioativa representa uma informação bem importante e em 
muitos casos o tempo de meia-vida acaba sendo deduzido por lógica o que permite 
posteriormente calcular esta constante.
NOTA
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
206
FIGURA 13 – REPRESENTAÇÃO GRÁFICA DA MEIA-VIDA
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3gp2GT6>. Acesso em: 26 ago. 2020.
Perceba que conforme os números de meias-vidas vão passando, os 
átomos pais vão se transformando em átomos filhos e o percentual de átomos 
pais vai se reduzindo sempre pela metade (100% → 50% → 25% → 12,5% → 6,25% 
→ ... ).
Além disso, para o seu conhecimento, no Quadro 2, você encontra alguns 
radioisótopos e seus tempos de meia-vida.
QUADRO 2 – TEMPO DE MEIA-VIDA DE RADIOISÓTOPOS
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
207
FONTE: O autor
5.4 VIDA MÉDIA
A vida média, simbolizada pela letra grega tau (τ), indica a média arit-
mética do tempo de vida dos átomos radioativos de uma amostra. Imagine uma 
situação em que um átomo de uma amostra sofre decaimento, após 20 minutos 
outro, após 1 dia outro, após 1 semana outro e assim sucessivamente, fazendo a 
média aritmética destes valores obtemos a vida média de um radioisótopo. Para 
calcular a vida média utilizamos a seguinte fórmula:
Onde:
τ = vida média
λ = constante radioativa
Podemos relacionar a vida média e a meia-vida fazendo algumas 
substituições:
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
208
FIGURA 14 – RELAÇÃO ENTRE VIDA MÉDIA E MEIA-VIDA
FONTE: O autor
6 FISSÃO E FUSÃO
Por volta de 1934, o físico italiano Enrico Fermi (1901-1954) percebeu 
que ao bombardear o núcleo dealguns átomos com nêutrons a certa velocidade 
moderada fazia com que esse nêutron fosse capturado pelo núcleo. Dessa forma, 
Fermi concluiu que ao bombardear urânio (92U) (último elemento natural da Tabela 
Periódica) com nêutrons seria possível produzir elementos transurânicos, ou seja, 
elementos que possuem o número atômico maior que 92. Várias experiências 
foram feitas por Fermi e sua equipe, porém nenhum novo elemento foi isolado 
(XAVIER et al., 2007). 
Realizando experiências similares, os químicos Otto	Hahn	[1879-1968] 
e Fritz	Stassmann	[1902-1980], em 1938, detectaram a presença de bário 
(Z = 56), após o bombardeamento do urânio com nêutrons moderados. 
A explicação para o fato foi dada por uma cientista da equipe, a física 
austríaca Lise Meitner [1878-1968], e por seu sobrinho, o físico Otto	
R. Frisch [1904-1979]: “O núcleo do átomo de urânio é instável e, ao 
ser bombardeado com nêutrons moderados, rompe-se praticamente 
ao meio, originando dois núcleos de massa média e liberando 2 ou 3 
nêutrons, além de mais energia”. A esse fenômeno foi dado o nome de 
fissão	nuclear	(XAVIER et al., 2007, p.84, grifo nosso).
Portanto, a fissão	nuclear é um processo que consiste na quebra de um 
átomo de grande massa ao atingi-lo com um nêutron. Nessa quebra são liberados 
átomos de menor massa, nêutrons e certa quantidade de energia. Além disso, 
os nêutrons liberados no processo de fissão podem desencadear uma reação em 
cadeia, onde atingiram outros núcleos provocando um novo processo de fissão. 
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
209
FIGURA 15 – FISSÃO NUCLEAR E A REAÇÃO EM CADEIA
FONTE: <https://bit.ly/3dp2TF0>. Acesso em: 28 ago. 2020.
Outro processo que envolve reações nucleares é a fusão	 nuclear, um 
processo no qual dois núcleos atômicos pequenos são colididos para formar 
um núcleo de maior massa, esse processo ocorre nas estrelas onde átomo de 
hidrogênio colidem para formar átomo de hélio. Durante esse processo, uma 
enorme quantidade de energia é liberada, uma energia muito superior à energia 
liberada no processo de fissão nuclear.
FIGURA 16 – FUSÃO NUCLEAR
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2XTa5D3>. Acesso em: 28 ago. 2020.
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
210
As origens dos estudos da fusão nuclear são encontradas por volta de 
1929, quando o físico e astrônomo britânico Robert	d'Escourt	Atkinson	 (1898-
1982) e o físico atômico e nuclear holandês-austríaco-alemão Friedrich	Georg	
"Fritz"	Houtermans (1903-1966) descobriram qual é a fonte de energia do Sol e 
começaram a analisar esse tipo de reação. Todavia, os conceitos mais importantes 
relacionados à fusão nuclear e sua aplicação real foram desenvolvidos a partir 
de 1942, com os trabalhos de Hans Bethe (1906-2005), Enrico Fermi (1901-1954), 
Robert Oppenheimer (1904-1967) e Edward	 Teller (1908-2003), entre outros 
(PLANAS, 2009).
7 APLICAÇÕES
Diversas são as utilizações da radioatividade, seja no cotidiano ou em 
processos mais complexos, assim, vamos discutir algumas destas aplicações a 
seguir.
Na medicina, a radioatividade é utilizada em radiodiagnóstico, o principal 
exemplo é o uso de iodo-131 na determinação de problemas associados à tireoide. 
Esse radioisótopo é absorvido pela tireoide e posteriormente pode ser observado 
através de um mapeamento (Figura 17) num processo chamado de cintilografia. 
Ao comparar esse mapeamento com o de uma tireoide normal é possível verificar 
problemas associados a essa glândula. O radiodiagnóstico também é aplicado no 
mapeamento de fígado e pulmão.
FIGURA 17 – MAPEAMENTO DE TIREOIDE
FONTE: <https://bit.ly/34OPmoX>. Acesso em: 31 ago. 2020.
Para saber mais sobre a história da energia nuclear, acesse o material 
desenvolvido pelo Conselho Nacional de Energia Nuclear (CNEN) através do link: https://
bit.ly/3oValy0.
DICAS
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
211
Além do uso em radiodiagnósticos, a radioatividade é utilizada na 
radioterapia, onde radiação é utilizada para destruição de células de tumores. 
Nesse processo, os principais elementos utilizados como fonte de emissões 
radioativas são césio-137 e cobalto-60.
Na agricultura “É possível acompanhar, com o uso de traçadores 
radioativos, o metabolismo das plantas, verificando o que elas precisam para 
crescer, o que é absorvido pelas raízes e pelas folhas e onde um determinado 
elemento químico fica retido” (CARDOSO, 2014, p. 9).
Na agricultura, o uso de marcadores radioativos pode ajudar também no 
estudo sobre insetos. Uma vez que eles ingerem os marcadores presentes nas 
plantas, passam a emitir radiação, dessa forma é possível verificar seus hábitos 
e encontrar seus habitats. Com relação a insetos que destroem as lavouras, é 
possível verificar quais são predadores, pois eles irão emitira radiação.
FIGURA 18 – MARCAÇÃO DE INSETOS
Um traçador radioativo ou marcador radioativo é um composto químico 
no qual um ou mais átomos foram substituídos por radioisótopos. Assim, através do de-
caimento dessas espécies químicas é possível explorar o mecanismo de reações.
NOTA
FONTE: O autor
É possível fazer o controle de insetos com o uso de radiação. Segundo 
Patrício et al. (2012, p.256),
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
212
O método usado é o da esterilização dos machos, e consiste no seguinte: 
insetos são criados em massa e, antes que cheguem à maturidade, são esterilizados 
por meio de radiação controlada. Em seguida são libertados na região infestada. O 
acasalamento improdutivo dos machos com as fêmeas que estavam em liberdade 
acaba por levar a extinção da espécie.
Na indústria	 de	 alimentos, a principal utilização é na irradiação de 
alimentos. O processo de irradiação ajuda a evitar que vegetais apodreçam ou 
germinem por longos períodos. De acordo com Junior e Vital (2016, s.p.), “na 
preservação de alimentos, a irradiação tem se mostrado como uma ferramenta 
eficaz para aumentar significativamente a vida útil dos alimentos, reduzir perdas, 
garantir a segurança alimentar e aumentar a oferta do alimento ao consumidor”.
Na indústria e na construção	 civil, é comum o uso da radiação gama 
num processo conhecido como gamagrafia. Esse processo permite a impressão 
da radiação gama em filmes fotográficos a fim de verificar possíveis rachaduras e 
defeitos em peças e construções.
A radiação possui aplicação na produção	 de	 energia	 elétrica	 através 
de usina	 termonucleares. Nessas usinas, o processo de fissão, principalmente 
de urânio-235, libera uma grande quantidade de energia na forma de calor que 
aquece a água e a transforma em vapor. Esse vapor movimenta uma turbina que 
está ligada a um gerador elétrico. Posteriormente, esse vapor é resfriado até a 
forma líquida e volta para o sistema para ser novamente aquecido mantendo um 
ciclo. Veja o esquema de uma usina termonuclear a seguir.
FIGURA 19 – USINA TERMONUCLEAR
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/32a1pek>. Acesso em: 31 ago. 2020.
TÓPICO 1 — RADIOATIVIDADE
213
Por fim, outra aplicação importante da radioatividade está na 
geocronologia e paleontologia, onde se faz datação radioativa. De acordo com 
Patrício et al. (2012, p. 256),
[...] para determinação de idade e formação e modificação de elementos 
geológicos como rochas, cristalização, idade de fósseis e formação de 
petróleo a utilização de radioisótopos é eficaz na datação, os principais 
isótopos utilizados em geocronologia e paleontologia são: Urânio-238, 
Tório-232, Rubídio-87, Carbono-14 e Potássio-40.
O principal elemento utilizado na datação radioativa é o carbono-14 e na 
Figura 20 é possível verificar como ele é absorvido pelas plantas e animais.
FIGURA 20 – ABSORÇÃO DE CARBONO-14 POR PLANTAS E ANIMAIS
FONTE: <https://bit.ly/2DjJSao>. Acesso em: 31 ago. 2020.
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
214
Dessa forma, a quantidade de carbono-14 é constante num organismo até 
que ele morra. Sabendo essa quantidade, que deveria haver num organismo vivo, 
é possível compará-la com a quantidade medida num fóssil e determinar sua 
idade atravésdo tempo de meia-vida do elemento.
215
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• A descoberta da radioatividade teve seus primeiros passos com a descoberta 
dos Raios X por Wilhelm Conrad Röntgen em 1895.
• O termo “Radioatividade” foi proposto pela física polonesa Marie Skłodowska 
Curie.
• Átomos que possuem núcleos instáveis emitem radiação através de um 
processo chamado de decaimento radioativo.
• As principais emissões radioativas são: partículas alfa (α) e beta (β) e radiação 
gama (γ).
• Partículas alfa são compostas pode dois prótons e dois nêutrons, dessa forma, 
possuem massa igual a 4 e carga igual a 2. Possuem alto poder de ionização e 
baixo poder de penetração.
• Partículas beta são compostas por um elétron proveniente da decomposição 
de um nêutron, possuem poder de ionização e penetração intermediários. 
Possuem massa insignificante e carga -1.
• Radiação gama se trata apenas de energia representada por uma onda 
eletromagnética, dessa forma, não possui nem massa e nem carga. Possui 
baixo poder de ionização e alto poder de penetração.
• A 1º Lei da Radioatividade indica que ao emitir uma partícula alfa um átomo 
diminui sua massa em 4 unidade e seu número atômico em 1 unidade.
• A 2º Lei da Radioatividade indica que ao emitir uma partícula beta um átomo 
não tem sua massa alterada, porém seu número atômico aumenta em 1 
unidade.
• As séries radioativas são conjuntos de átomos que emitem partículas alfa 
e beta sofrendo decaimento até chegar em um átomo de núcleo estável, 
normalmente chumbo.
• A atividade ou taxa de decaimento representa o número de decaimentos 
nucleares que ocorrem por unidade de tempo para uma determinada 
quantidade de substância radioativa.
• A meia-vida indica o tempo necessário para reduzir pela metade a atividade 
RESUMO DO TÓPICO 1
216
ou quantidade de um radioisótopo.
• A vida média indica a média aritmética do tempo de vida dos átomos 
radioativos de uma amostra.
• A fissão nuclear ocorre quando um átomo de massa elevada é bombardeado 
com nêutrons e se divide formando átomos mais leves.
• A fusão nuclear ocorre quando dois átomos de massa leve são unidos 
para formar um átomo de massa mais elevada, geralmente esse processo é 
analisado através da fusão de hidrogênio para formação de hélio.
• A radioatividade tem aplicação na medicina, na agricultura, na indústria 
de alimentos, na construção civil, na produção de energia elétrica, na 
geocronologia e na paleontologia.
217
1 A fissão nuclear é um processo muito importante quando se fala da produção 
de energia elétrica. A seguir é representada uma das principais reações de 
fissão nuclear que ocorre em usinas termoelétricas:
Considerando a reação apresentada, determine os valores de Z e A.
2 Numa série radioativa, o elemento urânio-238 sofre sucessivos decaimentos, 
no total são 8 emissões alfa ( ) e 6 emissões beta ( ). Dessa forma, monte a 
equação nuclear que representa essas emissões e determine o elemento estável 
que se forma indicando seu número atômico, número de massa e símbolo.
3 (Mackenzie-SP – Adaptada) A irradiação é uma técnica eficiente na 
conservação e esterilização dos alimentos, pois reduz as perdas naturais 
causadas por processos fisiológicos (brotamento e maturação), além de 
eliminar ou reduzir microrganismos, parasitas e pragas, sem causar qualquer 
prejuízo ao alimento. Assim, cebolas, batatas e morangos são submetidos à 
irradiação, utilizando-se, como fonte, isótopos radioativos, emissores de 
radiação gama, como elemento químico cobalto-60, que destroem bactérias e 
fungos responsáveis pela deterioração desses alimentos.
O cobalto ( ) pode também sofrer transmutação para manganês ( ), 
que por sua vez transforma-se em átomos de ferro ( ). Baseado nessas 
informações determine a sequência de partículas emitidas durante essa 
transmutação.
FONTE: https://bit.ly/35Zu5Ia. Acesso em: 3 nov. 2020.
4 A radioatividade está presente no nosso cotidiano, mesmo que de forma 
indireta. Você pode encontrar elementos radioativos até mesmo no corpo 
humano, um exemplo clássico é o carbono-14, usado na datação radioativa. 
Esses elementos estão constantemente sofrendo decaimento e se transformando 
em outros átomos. Imagine que uma amostra de um radioisótopo de 68g tem 
sua atividade reduzida à 25% num período de 12 horas. Assim, determine:
a) O tempo de meia-vida do radioisótopo;
b) O número de meias-vidas que passaram;
c) A vida média do radioisótopo;
d) A quantidade restante da amostra em gramas.
AUTOATIVIDADE
219
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Grandezas são relacionadas a atributos que podem ser medidos, e 
“qualquer medida do valor de uma grandeza consiste sempre numa comparação 
da magnitude da grandeza com uma usada como unidade de medida” (ROCHA-
FILHO; SILVA, 1991, p. 300).
Diversas são as unidades de medidas utilizadas, porém, a fim de 
sistematizar o uso dessas unidades, em 1960, a 11ª Conferência Geral de Pesos e 
Medidas (CGPM) criou o Sistema	Internacional	de	Unidades	(SI). Esse sistema 
permitiu a padronização das unidades de medida e, dessa forma, facilitou o uso 
tornando-as acessíveis a qualquer pessoa.
Na Química, o conhecimento das grandezas e suas unidades leva à 
compreensão de diversos temas, mas de forma específica, podemos destacar 
os cálculos estequiométricos. A compreensão desse tema ajuda na previsão da 
quantidade de reagentes necessários para obtenção de determinada quantidade 
de produto. Além disso permite planejar a produção em larga escala com o menor 
gasto possível.
Por esse motivo, é importante que conheçamos as grandezas químicas, 
suas unidades e os cálculos relacionados a elas.
TÓPICO 2 — 
GRANDEZAS QUÍMICAS
Em 2019, o Sistema Internacional de Unidade sofreu algumas atualizações, 
para saber mais sobre esse assunto acessa a cartilha “O Novo Sistema Internacional de 
Unidades (SI)”, desenvolvido pela Sociedade Brasileira de Física e a pela Sociedade Brasi-
leira de Metrologia, através do link: https://bit.ly/3biekya. 
DICAS
220
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
O NOVO SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES SI
FONTE: <https://bit.ly/3biekya>. Acesso em: 9 set. 2020.
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
A unidade de massa atômica representada pela letra u, indica a medida 
utilizada para expressar a massa de partículas atômicas, assim permite expressar 
a massa de um átomo, de um elemento ou de uma substância. Essa unidade 
representa 1/12 (lê-se um doze avos) da massa de um átomo do carbono-12 ( ) 
em seu estado fundamental.
FIGURA 21 – UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
FONTE: O autor
TÓPICO 2 — GRANDEZAS QUÍMICAS
221
Dessa forma, ao expressar que determinado átomo possui 15u, estamos 
indicando que ele é 15 vezes mais pesado que 1/12 de carbono-12.
 
2.1 MASSA DE UM ELEMENTO
Conforme foi apresentado na Unidade 1, a massa atômica (MA) de 
determinado elemento é calculada com base na média ponderal da sua abundância 
isotópica. De forma geral podemos calcular a massa atômica de um elemento da 
seguinte forma:
Veja o exemplo a seguir:
QUADRO 3 – ABUNDÂNCIA DOS ISÓTOPOS DE COBRE
ISÓTOPO MASSA ATÔMICA (u) ABUNDÂNCIA (%)
Cobre-63 62,96 70,5
Cobre-65 64,96 29,5
FONTE: O autor
Considerando os dados podemos calcular a massa do cobre como:
Portanto, a massa atômica do elemento cobre é de 63,55u.
2.2 MASSA MOLECULAR E MASSA FÓRMULA
A massa	molecular	(MM) representa a soma das massas atômicas de todos 
os elementos que constituem determinado composto molecular multiplicados 
por seus respectivos índices. Por exemplo, se analisarmos a molécula de 
glicose (C₆H12O₆), ela possui 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 
átomos de oxigênio, conhecendo as massas atômicas de cada um dos elementos 
( ) podemos determinar a massa molecular 
da glicose.
222
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Portando, a massa molecular da glicose será 180,15u ou se fizermos alguns 
arredondamentos180u.
Para compostos iônicos é comum o uso do termo massa	fórmula	(MF), 
porém a lógica utilizada na sua determinação é a mesma da massa molecular.
3 MOL
O mol, segundo o Sistema Internacional de Unidades (SI), representa a 
unidade de medida para a grandeza quantidade de matéria, ele é simbolizado 
apenas por mol. De acordo com Marquardt et al. (2018), 1 mol equivale à 
exatamente 6,022 140 76 . 1023 entidades elementares, sendo estas entidades: 
átomos, moléculas, íons, elétrons, qualquer outra partícula ou grupo de partículas 
especificado.
 
3.1 CONSTANTE DE AVOGADRO
O número apresentado anteriormente como equivalente ao mol é chamado 
de constante	de	Avogadro	(NA) e possui unidade de medida inversa ao mol, ou 
seja, NA = 6,022 140 76 . 1023 mol–1. Esse número leva o nome em homenagem 
ao físico italiano Lorenzo	Romano	Amedeo	Carlo	Avogadro (1776-1856), que 
durante seus estudos com gases em 1811 determinou que “volumes iguais de dois 
gases diferentes, desde que eles estejam nas mesmas condições de temperatura 
e pressão, têm a mesma quantidade de moléculas” (GUIA DO ENSINO, 2020, 
s.p.), o que levou à dedução do Princípio de Avogadro, que nada mais é do que 
o número apresentado anteriormente como constante de Avogadro, que indica a 
quantidade de qualquer entidade em 1 mol.
FIGURA 22 – LORENZO ROMANO AMEDEO CARLO AVOGADRO
FONTE: <https://bit.ly/3bMyhgH>. Acesso em: 09 set. 2020.
TÓPICO 2 — GRANDEZAS QUÍMICAS
223
Para entender a importância e a relação íntima entre o mol e a constante 
de Avogadro, vamos ver um exemplo:
• Imagine que tenhamos 1 mol de água (H₂O), dessa forma, temos no total 
quantas moléculas de água? E quantos átomos de hidrogênio e oxigênio? E o 
total de átomos?
FIGURA 23 – O QUE HÁ EM 1 MOL DE ÁGUA?
FONTE: O autor
A resposta é simples, veja: se 1 mol equivale a 6,022 140 75 . 1023 entidades 
elementares, então em 1 mol de H₂O teremos 6,002 140 76 . 1023 moléculas de água. 
Quanto aos elementos, numa molécula de água temos 2 átomos de hidrogênio e 
1 átomo de oxigênio, portanto, basta multiplicar essas quantidades pelo número 
de moléculas, ou seja, a constante de Avogadro. Assim, no total temos 6,022 140 
76 . 1023 átomos de oxigênio e 12,044 281 52 . 1023 átomos de hidrogênio. O total 
de átomos é dado pela soma dos átomos de hidrogênio e os átomos de oxigênio, 
portanto, temos 18,066 422 28 . 1023 átomos.
 
3.2 MASSA MOLAR
A massa	molar	(M) indica a massa em gramas de um mol de qualquer 
entidade elementar, portanto, é expressa em g/mol. Sob outra ponto de vista, a 
massa molar se relaciona à constante de Avogadro, dessa forma, indica a massa 
em gramas de 6,022 140 76 . 1023 entidades elementares.
224
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
A massa molar de um elemento (ou de um composto molecular ou de um 
composto iônico) será numericamente igual a massa atômica do elemento (ou 
massa molecular ou massa fórmula), sendo que há a troca da unidade de medida 
de u para g/mol.
3.3 VOLUME MOLAR
O volume	molar	(Vm) indica o volume ocupado por um mol de qualquer 
substância. Quando a substância se enquadra como um gás ideal, podemos 
calcular o volume ocupado por ela através da seguinte expressão matemática:
Onde:
• V = Volume (L)
• n = número de mols (mol)
• R = Constante unidversal dos gases (0,082 atm . L/mol . K)
• P = Pressão (atm)
Substituindo cada uma das variáveis por seus valores nas Condições	
Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) que equivalem a 0°C (273,15K) e 1 
atm, obtemos que o volume ocupado por 1 mol equivale a 22,4L.
FIGURA 24 – VOLUME MOLAR
FONTE: O autor
Nas Condições	 Ambientais	 de	 Temperatura	 e	 Pressão	 (CATP), que 
equivalem a 25 ºC (298,15K) e 1 atm, o volume ocupado por 1 mol sobe para 24,4L.
TÓPICO 2 — GRANDEZAS QUÍMICAS
225
4 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Já vimos na Unidade 2 que uma reação química é expressa através de 
uma equação química e para que ela esteja corretamente representada devemos 
realizar o balanceamento e indicar os coeficientes estequiométricos. Segundo 
Bianco (2016, p. 130), “Estequiometria é a parte da química que trata da relação 
quantitativa dos constituintes de uma espécie química (átomo ou molécula) e da 
relação quantitativa entre duas ou mais espécies químicas (átomos ou moléculas) 
presentes numa transformação química”.
A estequiometria está fundamentada na Lei de Conservação de Massas e 
na Lei das Proporções Definidas. 
Numa reação química, a quantidade de determinado(s) produto(s), seja 
em massa, volume, número de mols, número de moléculas etc., está vinculada à 
quantidade de reagente(s) disponível(is) no início da reação. Em escala industrial, 
o aproveitamento máximo dos reagentes para obtenção de produtos está 
relacionado, principalmente, aos lucros que serão obtidos pela empresa, portanto, 
é fundamental evitar desperdícios e prever corretamente as quantidades que 
devem ser utilizadas numa reação química através de cálculos estequiométricos.
Os cálculos estequiométricos levam em conta os coeficientes apresentados 
numa equação química, considerando que eles estabelecem uma relação, em mols, 
entre as espécies químicas que reagem e as que são produzidas. Segundo Batista 
(2015, p. 22, grifo nosso), para realizar estes cálculos comumente há alguns passos 
a serem seguidos:
I. Escreva a equação	química, balanceando, quando necessário.
II. Verifique a proporção	 em	 quantidade	 de	 matéria entre os 
participantes da reação de acordo com os coeficientes estequiométricos 
obtidos pelo balanceamento da equação.
III. Relacione a quantidade de matéria com as grandezas	 químicas	
indicadas no enunciado (massa, volume, número de moléculas etc.).
IV. Estabeleça uma relação entre as informações apresentadas na 
questão.
 Vamos ver alguns exemplos de aplicação dos cálculos 
estequiométricos:
Exemplo	1:	(FUVEST) Pela sequência de reações:
C + O₂ → CO₂
CO₂ + NaOH → NaHCO₃
Qual a massa de hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO₃) que se pode 
obter a partir de 1,00 g de carbono? (Dadas as massas molares em g/mol: H=1; 
C=12; O=16; Na=23)
226
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Para responder a esta questão, primeiramente precisamos estabelecer 
a relação entre a massa de C e a massa de CO₂ que será produzida para 
posteriormente estabelecer a relação entre a massa de CO₂ calculada e a massa de 
NaHCO₃ produzida. Para isso, vamos utilizar os passos propostos anteriormente:
FIGURA 25 – CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO DA RELAÇÃO ENTRE C E CO₂
FONTE: O autor
Portanto, a partir de 1 g de C iremos obter 3,67g de CO₂. Agora podemos 
calcular a relação entre essa massa de CO₂ calculada e a massa de NaHCO₃ que 
será produzida.
FIGURA 26 – CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO DA RELAÇÃO ENTRE CO₂ E NaHCO₃
FONTE: O autor
TÓPICO 2 — GRANDEZAS QUÍMICAS
227
Assim, estabelecidas as relações estequiométricas entre os participantes 
de cada reação e fazendo uso dos cálculos estequiométricos, determinamos que 1 
g de C acarretará a produção de 7 g de NaHCO₃.
No cotidiano de um laboratório, podemos nos deparar com reagentes 
químicos que não são P.A. (sigla que significa “Para Análise” e indica reagentes 
com alto grau de pureza), portanto, através de cálculos estequiométricos podemos 
calcular a pureza de determinado reagente e considerá-la nas reações nas quais 
este reagente será usado. 
Exemplo	2: (PUC-MG – Adaptado) O medicamento “Leite de Magnésia” 
é uma suspensão de hidróxido de magnésio (Mg(OH)₂). Esse medicamento é 
utilizado para combater a acidez estomacal provocada pelo ácido clorídrico 
(H ), encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 g desse 
medicamento, neutraliza-se certa quantidade do ácido clorídrico, produzindo 
16,0 gramas de cloreto de magnésio ( ). Determine o grau de pureza desse 
medicamento, em termos do hidróxido de magnésio. (Dadas as massas molares: 
 )
Primeiramente, para responder a esta questão devemos montar a equação 
química balanceada da reação descrita no enunciado.
Agora, podemos aplicaros passos envolvidos nos cálculos estequiométricos 
e que já utilizamos antes para descobrir qual a real quantidade de hidróxido 
de magnésio que reage com o ácido clorídrico e produz os 16 g de cloreto de 
magnésio.
FIGURA 27 – CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO DA RELAÇÃO ENTRE Mg(OH)₂ E 
FONTE: O autor
228
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Assim, na realidade, para que fossem produzidos 16 g de cloreto de 
magnésio, só havia 9,77g de hidróxido de magnésio nos 12,2 g de medicamento 
utilizados, portanto, para calcular o grau de pureza, podemos utilizar uma regra 
de três onde os 12,2 g de medicamento equivalem a 100% e os 9,77 g equivaleram 
ao grau de pureza .
Dessa forma, o “Leite de Magnésia” possui um grau de pureza de 80% em 
relação ao hidróxido de magnésio. 
Além dos exemplos apresentados, os cálculos estequiométricos podem 
ser aplicados em diversas outras situações, basta seguir os passos que foram 
evidenciados ao longo deste tópico.
229
RESUMO DO TÓPICO 2
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• Grandezas químicas são atributos que podem ser medidos e expressos em 
comparação a uma unidade de medida.
• As unidades de medida padrão são reguladas pelo Sistema Internacional de 
Unidade (SI).
• A unidade de massa atômica, representada pela letra u, indica a medida 
utilizada para expressar a massa de partículas atômicas e ela equivale a 1/12 
de carbono-12.
• A massa atômica (MA) de determinado elemento é calculada com base na 
média ponderal da sua abundância isotópica.
• A massa molecular (MM) representa a soma das massas atômicas de todos os 
elementos que constituem determinado composto molecular multiplicados 
por seus respectivos índices. Para compostos iônicos utiliza-se o termo massa 
fórmula (MF).
• O mol é a unidade de medida para quantidade de matéria, ele equivale a 
6,022 140 76 . 1023 entidades.
• A massa molar (M) indica a massa em gramas de determinada espécie química 
presente em 1 mol de matéria, ou seja, é expressa em g/mol.
• O volume molar indica o volume ocupado por 1 mol de matéria. Na CNTP 
(0°C e 1 atm) esse valor é de 22,4L e na CATP (25°C e 1 atm) é de 24,4L.
• Os cálculos estequiométricos contribuem na determinação das quantidades, 
da pureza ou do rendimento dos participantes de uma reação química. Para 
desenvolvê-los há quatro passos a serem seguidos: 1) Montar a equação 
química e realizar o balanceamento se necessário; 2) Estabelecer a relação em 
quantidade de matéria; 3) Relacionar a quantidade de matéria com a grandeza 
apresentada no enunciado; 4) Estabelecer uma relação com as informações 
apresentadas.
230
1 “A nitração do fenol é um procedimento bastante utilizado em química 
orgânica experimental, principalmente pelo fato de demonstrar com relativa 
simplicidade as forças dirigentes em uma reação de substituição eletrofílica 
de anéis aromáticos [...]” (TENÓRIO et al., 2009, p. 1).
A reação de nitração do fenol, descrita anteriormente, está representada a 
seguir:
Calcule a massa de fenol, em gramas, necessária para reagir completamente 
com 37,8 g de ácido nítrico. (Massas Molares: 
 )
FONTE: TENÓRIO, John Aldson Bezerra et al. Nitração do fenol, procedimento em escala 
semimicro, e purificação dos componentes através de cromatografia em coluna, utilizando 
areia como adsorvente. XI Encontro de Iniciação à Docência, João Pessoa, 2009. Disponí-
vel em: https://bit.ly/3k6AWVy. Acesso em: 11 set. 2020.
2 (UFCG – Adaptada) Alguns gases como o gás mostarda, o fosgênio etc. são 
utilizados como arma de guerra devido ao alto grau de toxidez e de letalidade. 
A ação desses gases se deve à produção do ácido clorídrico, que é responsável 
pela irritação da pele, dos olhos e do sistema respiratório. No caso do gás 
mostarda ( ), a produção do ácido clorídrico ( ) ocorre conforme 
a equação química a seguir:
Admitindo que a dose letal deste gás seja de 0,01 mg de por kg de massa 
corporal, qual seria a quantidade de gás mostarda suficiente para matar uma 
pessoa com 80 kg, em mg? (Massas Molares:
 ).
FONTE: https://bit.ly/2GtJB6m. Acesso em: 3 nov. 2020.
3 Leia o texto a seguir:
Fontes minerais são essenciais para a construção civil, na manufatura de 
diversos produtos, para a agricultura, ou mesmo como fontes energéticas. Em 
outras palavras, a disponibilidade, o beneficiamento e o emprego de recursos 
minerais afetam direta e indiretamente no desenvolvimento sustentável da 
economia moderna [...].
Dentre os mais diversos produtos advindos de fontes minerais, a cal é, sem 
dúvida, um dos de maior expressão no mercado, em termos de volume 
AUTOATIVIDADE
231
consumido e aplicabilidade. A cal é produzida a partir da decomposição 
térmica dos carbonatos de cálcio e de magnésio obtidos de depósitos de 
calcário. Sua composição depende da origem da rocha calcária empregada, 
tendo, como característica geral, o óxido de cálcio (CaO) como componente 
majoritário.
FONTE: SOARES, Bruno Daniel. Estudo da produção de óxido de cálcio por calcinação 
do calcário: Caracterização dos sólidos, decomposição térmica e otimização paramétrica. 
Orientador: Humberto Molinar Henrique. 2007, p. 1. Dissertação (Mestrado em Engenharia 
Química) – Universidade Federal de Uberlândia, Uberlândia, 2007. Disponível em: https://bit.
ly/3kiJDvW. Acesso em: 14 set. 2020.
A reação de decomposição térmica do carbonato de cálcio (CaCO₃) [calcário] 
para produção de óxido de cálcio (CaO) [cal] citada no texto é representada a 
seguir:
Considerando todas as informações apresentadas, determine o grau de pureza 
do calcário, sabendo que em certa reação 500,0 g de carbonato de cálcio 
produziram 238,0 g de óxido de cálcio. (Massas Molares: 
 )
232
233
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
A Química é uma ciência em constante transformação, e talvez isso tenha 
ficado claro para você ao longo deste livro didático, mas para que ela esteja 
sempre se renovando precisamos pesquisar, nos questionar e buscar soluções 
para problemas que se apresentem no cotidiano.
Sempre que selecionamos determinada porção de matéria para analisar, 
temos um Sistema Químico. Descobrir suas características, qualificando e 
quantificando seus componentes, nos ajuda a resolver questões que muitas vezes 
merecem atenção. No final das contas, esse é o foco da Química, estudar a matéria 
e suas transformações.
Quando falamos de sistemas químicos podemos nos deparar com 
substâncias, sejam elas simples ou compostas, ou misturas, homogêneas ou 
heterogêneas. Neste sentido é essencial darmos destaque a necessidade de 
determinar a concentração dos participantes de um sistema assim como, encontrar 
o melhor jeito de separá-los.
Muitas vezes, você já põe em prática vários desses conhecimentos no seu 
dia a dia, porém não se deu conta do perfil científico que eles possuem. Dessa 
forma, vamos investigar esse assunto tão interessante e primordial para Química 
iniciando com as definições de substâncias puras e misturas.
2 SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA
“Desde a Grécia antiga os homens se perguntam do que são feitos 
os objetos que nos rodeiam, ou seja, do que é feita a matéria. A construção do 
conceito de substância está profundamente ligada à compreensão do que seja 
matéria” (PANE, 2015, p. 24). A substância pura ou simplesmente substância já foi 
representada por algumas definições, porém, atualmente, segundo a IUPAC (2014, 
p. 265), sua definição é “Matéria de composição constante mais bem caracterizada 
pelas entidades (moléculas, unidades de fórmula, átomos) de que é composta. 
Propriedades físicas como densidade, índice de refração, condutividade elétrica, 
ponto de fusão etc. caracterizam a substância química”.
TÓPICO 3 — 
SISTEMAS QUÍMICOS
234
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
De forma resumida, podemos definir a substância pura (sendo ela 
simples ou composta) como um conjunto de espécies químicas iguais, sendo estas 
espécies, moléculas (Ex.: H ), unidades de fórmulas (Ex.: Na₂CO₄) ou átomos 
(Ex.: Ne).
Quando falamos demisturas, como o próprio nome sugere, temos a 
mistura de duas ou mais substâncias. Estas misturas podem ser classificadas de 
acordo com o número de fases, sendo que uma fase é definida como uma porção 
de matéria que apresenta propriedades físicas uniformes.
Quando uma mistura apresenta uma única fase ela é classificada como 
mistura	homogênea (Ex.: Água + Sal), no entanto, quando ela possui mais de 
uma fase ela é classificada como mistura	heterogênea (Ex.: Água + Óleo).
“Fase é o nome dado a cada parte homogênea de um sistema heterogê-
neo. No caso de um sistema homogêneo, ele será necessariamente monofásico” (MAIA; 
BIANCHI, 2007, grifo nosso).
NOTA
FIGURA 28 – SUBSTÂNCIA PURA E MISTURAS
FONTE: O autor
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
235
2.1 PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
É muito comum encontrarmos na natureza substâncias combinadas 
formando misturas, é comum também na rotina de um laboratório a obtenção de 
misturas, mas, geralmente, em ambas as situações, o que se busca é a substância 
pura, portanto, para que possamos obter essas substâncias de forma isolada 
podemos utilizar os processos de separação de misturas.
Estes processos podem ser químicos ou físicos e se baseiam nas 
propriedades dos componentes da mistura. Dentre as propriedades que podem 
ser consideradas nessas separações temos o ponto de fusão, o ponto de ebulição, 
a densidade, a polaridade, o magnetismo etc. Veja os processos de separação a 
seguir:
• Ventilação: a ventilação leva em conta a diferença de densidade entre os 
componentes de uma mistura heterogênea. Ao aplicar uma corrente de ar 
sobre a mistura, o componente de menor densidade é arrastado. Na imagem 
a seguir é apresentada a ventilação da casca de arroz, enquanto o grão, de 
maior densidade, desce no equipamento.
FIGURA 29 – VENTILAÇÃO
FONTE: <https://bit.ly/3454c8X>. Acesso em: 22 set. 2020.
• Catação:	 este processo é manual e é utilizado para separar partículas de 
tamanho considerável em misturas heterogêneas. Podemos citar como 
exemplo a seleção de grão de feijão, onde são catados os grãos estragados e 
separado dos grãos saudáveis.
• Levigação: este método é utilizado na separação de misturas heterogêneas de 
sólidos. Para isso, é utilizada uma corrente de água onde os componentes de 
menor densidade são arrastados, enquanto os de maior densidade se mantém 
dentro do recipiente. Esse método é comumente utilizado por garimpeiros na 
separação de ouro de outros sólidos.
236
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
FIGURA 30 – GARIMPEIRO APLICANDO A LEVIGAÇÃO NA BUSCA POR OURO
FONTE: <https://bit.ly/3kIq9kv>. Acesso em: 22 set. 2020.
• Peneiração: esta é uma separação de misturas heterogêneas do tipo sólido-sólido 
baseada no tamanho das partículas. A mistura é passada por uma peneira e as 
partículas maiores são retidas pela malha enquanto as menores atravessarão.
• Flotação:	é utilizada na separação de misturas heterogêneas e se baseia na 
propriedade de flutuação dos componentes. Podemos avaliar essa técnica 
de duas formas, a primeira seria adicionar água a uma mistura sólido-sólido 
onde o de menor densidade iria flutuar e poderia ser removido, e a segunda 
é a “[...] introdução de bolhas de ar a uma suspensão de partículas. Com isso, 
verifica-se que as partículas aderem às bolhas, formando uma espuma que 
pode ser removida da solução e separando seus componentes de maneira 
efetiva” (MASSI et al., 2008, p. 20).
FIGURA 31 – FLOTAÇÃO COM BOLHAS DE AR
FONTE: <https://bit.ly/35XXQL2> (Adaptado). Acesso em: 22 set. 2020.
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
237
• Filtração: este processo é utilizado na separação de misturas heterogêneas do 
tipo sólido-líquido ou gás-sólido ao passar tal mistura por um filtro. Durante 
a execução, as partículas sólidas são retidas pelo filtro. Em um laboratório, 
em muitos casos, não possuímos muito tempo para aguardar uma filtração 
simples ocorrer, portanto, podemos executar a filtração a vácuo. Veja o 
comparativo dos equipamentos na imagem a seguir:
FIGURA 32 – FILTRAÇÃO SIMPLES E FILTRAÇÃO A VÁCUO
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3mLmsfN>. Acesso em: 22 set. 2020.
• Decantação: este processo se baseia na densidade dos constituintes de uma 
mistura heterogênea do tipo sólido-líquido ou líquido-líquido. Na decantação, 
deixa-se a mistura em repouso para que as fases se separem e posteriormente 
elas são separadas. Por exemplo, em uma mistura de areia e água, espera-se 
a areia sedimentar e depois, com auxílio de um bastão de vidro, transfere-se 
a água para outro recipiente. Na mistura de dois líquidos é comum o uso do 
funil de separação.
FIGURA 33 – DECANTAÇÃO SÓLIDO-LÍQUIDO E LÍQUIDO-LÍQUIDO
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2Enw1Ae> e <https://bit.ly/3i1sJkc>. Acesso em: 22 set. 2020.
238
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
• Separação	 magnética: a separação magnética utiliza as propriedades 
magnéticas da matéria para separar misturas heterogêneas do tipo sólido-
sólido. Geralmente, aproxima-se um imã de uma mistura e as substâncias 
metálicas são atraídas por ele. Um exemplo clássico dessa aplicação é a 
separação de minério de ferro dos demais minérios.
FIGURA 34 – SEPARAÇÃO MAGNÉTICA DO MINÉRIO DE FERRO
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/35Ygja9>. Acesso em: 22 set. 2020.
• Dissolução	fracionada: esse processo é utilizado na separação de misturas 
do tipo sólido-sólido, em que um destes sólidos é solúvel em determinado 
solvente enquanto o outro não. Um exemplo seria separar areia e sal, pois o 
sal é solúvel em água e a areia não. Posteriormente, outros métodos podem 
ser utilizados para isolar a areia e o sal, como a decantação, a evaporação e a 
destilação simples. 
• Evaporação:	essa técnica é utilizada para separar misturas homogêneas do 
tipo sólido-líquido, em que o sólido possua uma alta temperatura de ebulição. 
Geralmente, é o processo utilizada para separar o sal presente na água do 
mar nas salinas. Ao reservar água do mar em grandes áreas, a temperatura 
ambiente, a água começa a evaporar restando apenas o sal, que possui alta 
temperatura de fusão.
• Destilação	 simples: a destilação simples, assim como a evaporação, se 
baseia nos pontos de ebulição das substâncias de uma mistura homogênea. 
Geralmente, esse processo é utilizado na separação de misturas do tipo 
sólido-líquido ou líquido-líquido, onde os pontos de ebulição das substâncias 
diferem em mais de 80ºC.
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
239
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3hWESGQ>. Acesso em: 23 set. 2020.
Neste processo, a mistura é adicionada dentro do balão, que é aquecido 
até que esta mistura entre em ebulição. O componente mais volátil, ou seja, o 
que possui menor ponto de ebulição, se torna gasoso e começa a passar pelo 
condensador, que é resfriado com um fluxo de água constante. Então, esse 
componente volta ao estado líquido e é coletado no béquer. A passagem dos 
componentes pelo sistema é controlada pelo termômetro. Enquanto um dos 
componentes está passado a temperatura se mantém constante. A partir do 
momento que a temperatura começa a subir, isso indica a passagem de outro 
componente.
• Destilação	fracionada: este processo é utilizado para misturas homogêneas 
do tipo líquido-líquido, onde a diferença dos pontos de ebulição dos 
componentes é menor que 80 °C. Quanto ao aparato, a diferença está na 
presença da coluna de fracionamento, que possui e seu interior bolinhas de 
vidro ou uma superfície irregular que dificulta a passagem dos compostos 
no estado gasoso, dessa forma, ela permite que apenas o mais volátil chegue 
primeiro ao condensador e faz com que os demais condensem na coluna de 
fracionamento, voltando para o balão. Novamente, o processo é controlado 
pelo termômetro, ou seja, assim que a temperatura sobe, um novo composto 
começa a passagem pelo condensador.
FIGURA 35 – DESTILAÇÃO SIMPLES
240
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
FIGURA 36 – DESTILAÇÃO FRACIONADA
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3hWESGQ>. Acesso em: 23 set.2020.
O petróleo é “um líquido combustível natural composto de centenas de hi-
drocarbonetos e outros compostos orgânicos” (BROWN et al., 2016, p. 1150). No entanto, 
esse material cru não apresenta muita serventia. Assim, ele passa pelo processo de destila-
ção fracionada e através deste processo se obtém diversas frações com alto valor econô-
mico, podemos destacar a gasolina e o óleo diesel. 
DESTILAÇÃO FRACIONADA DO PETRÓLEO
IMPORTANTE
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
241
3 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
Anteriormente falamos sobre misturas homogêneas e heterogêneas, 
porém, segundo Batista (2015, p. 5), “independentemente do tipo de mistura, 
qualquer sistema em que determinada substância está espalhada em outra na 
forma de pequenas partículas é conhecido como dispersão. A substância que se 
encontra disseminada chama-se disperso e a outra é o dispersante”. É importante 
destacar que tanto o disperso quanto o dispersante podem ser sólidos, líquidos 
ou gasosos.
O estudo das dispersões nos leva à análise dos extremos, em que temos 
misturas homogêneas (solução) e heterogêneas (suspensão), assim como de um 
ponto intermediário (coloide), e essa definição está relacionada ao tamanho das 
partículas de disperso.
FIGURA 37 – CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
FONTE: O autor
3.1 SUSPENSÃO
As suspensões são aglomerados de átomos, íons ou moléculas que podem 
ser observados a olho nu ou com microscópios simples. Estes aglomerados 
possuem diâmetro superior a 1000 nm e podem ser sedimentados pela ação da 
gravidade ou em uma centrífuga simples. Geralmente, esse tipo de dispersão 
possui como disperso um sólido e como dispersante um fluido (líquido ou gás). 
As suspensões se caracterizam como misturas heterogêneas e podem ter suas 
partículas retidas em um filtro comum.
242
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Muitos medicamentos são apresentados na forma de suspensões orais. Eles 
podem trazer o frasco com o pó e o líquido separadamente para que seja feita a mistura 
pelo usuário ou apenas o pó, neste caso utiliza-se água para preparar a suspensão. Se a 
suspensão já vem pronta é comum ler na embalagem a frase “Agite antes de usar”. As 
suspensões ajudam a veicular fármacos insolúveis na forma líquida e mascaram o sabor 
desagradável de fármacos.
O químico escocês Thomas Graham (1805-1869) é conhecido por suas pes-
quisas envolvendo a difusão de líquidos e gases em coloides e foi o responsável por pro-
por o termo coloide, que é proveniente do grego kólla (cola) + eîdos (forma).
INTERESSANTE
INTERESSANTE
3.2 COLOIDE
Segundo Batista (2015, p. 6), “a olho nu, muitos materiais são 
classificados como homogêneos. No entanto, se forem observados com auxílio 
de um instrumento óptico mais avançado, é possível enxergar os aglomerados de 
partículas”. Estas dispersões são classificadas como coloides.
Os coloides se caracterizam por uma mistura heterogênea formada por 
aglomerados de átomos, moléculas e íons, porém, diferentemente das suspensões, 
esses aglomerados possuem diâmetro de 1 nm a 1000 nm, sendo que só podem 
ser visualizados com equipamentos ópticos avançados. Devido ao seu tamanho, 
os aglomerados não sedimentam com a gravidade. Para realizar a filtração de um 
coloide são necessários filtros especiais. 
Esse tipo de dispersão espalha a luz por ação de um fenômeno conhecido 
como efeito	Tyndall. Esse fenômeno óptico é observado pelo espalhamento da 
luz causado pelos aglomerados presentes nos coloides, o que não ocorre nas 
soluções. Ele permite, por exemplo, visualizar um raio de luz que entra pela 
janela em um quarto com partículas de poeira no ar.
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
243
FIGURA 38 – EFEITO TYNDALL
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/330n61i>. Acesso em: 25 set. 2020.
Que tal realizar uma experiência para verificar a ocorrência do efeito Tyndall?
INTERESSANTE
OBSERVAÇÕES DO EFEITO DA LUZ NAS DISPERSÕES
MATERIAIS
• 5 béqueres
• 1 colher de café
• Xampu
• Sal de cozinha
• Areia
• Álcool
• Água destilada (ou filtrada)
• Laser pointer
MÉTODO
1. Numere os béqueres.
2. Adicione água destilada até 1/3 do volume em cada béquer.
3. Ao béquer nº 2, adicione uma colher de café de álcool.
4. Ao béquer nº 3, adicione uma colher de café de sal de cozinha.
5. Ao béquer nº 4, adicione uma colher de café de xampu.
6. Ao béquer nº5, adicione uma colher de café de areia.
7. Agite bem as misturas e, depois, deixe-as em repouso por cerca de 10 
minutos.
8. Observe os béqueres de 2 a 5, comparando-os com o béquer que contém 
apenas água.
9. Com o laser pointer direcione feixe de luz para cada material líquido.
10. Observe o comportamento do feixe de luz ao atravessar o material.
RESULTADOS E CONCLUSÃO
a) O que foi observado no experimento?
b) Classifique os sistemas testados em homogêneos ou heterogêneos.
FONTE: BATISTA, F. R. Química: Ensino Médio. Curitiba: Positivo, 2015. v. 5, p. 8.
244
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Os coloides possuem diversas aplicações no cotidiano e podem ser 
classificados de acordo com a fase do disperso e a fase do dispersante. Veja o 
quadro a seguir:
QUADRO 4 – TIPOS DE COLOIDES
TIPO DE 
COLOIDE DISPERSO DISPERSANTE EXEMPLOS
Aerossol	
Líquido Líquido Gás Nuvens e Nevoeiro
Aerossol	Sólido Sólido Gás Fumaça e Poeira
Espuma	Sólida Gás Sólido Pedra-Pomes e Isopor
Espuma	Líquida Gás Líquido Espuma de Cerveja e 
Espuma de Sabão
Emulsão Líquido Líquido Leite e Maionese
Gel Líquido Sólido Margarina e Manteiga
Sol Sólido Líquido Pasta de Dente e Geleias
Sol	Sólido Sólido Sólido Pedras Preciosas e Vidro
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/30aeoLX>. Acesso em: 25 set. 2020.
3.3 SOLUÇÃO
As soluções, diferentemente das demais dispersões, são caracterizadas 
por misturas homogêneas formadas por moléculas ou íons comuns. Elas 
apresentam partículas de dispersão com diâmetros de até 1 nm. Por formarem 
mistura homogêneas, as soluções não sedimentam pela ação da gravidade e nem 
pelo uso de centrífugas.
4 ESTUDO DAS SOLUÇÕES
As soluções são tão comuns e importantes para a Química que resolvemos 
estudá-las de forma individual. Elas são dispersões nas quais uma substância 
se dispersa uniformemente em outra. Consequentemente por serem dispersões, 
são formadas por um disperso e um dispersante, no entanto, quando falamos 
de soluções é mais comum utilizarmos os termos soluto (disperso) e solvente 
(dispersante).
SOLUÇÃO	=	SOLUTO	+	SOLVENTE
A água é conhecida como solvente universal, por esse motivo, quando 
o solvente não é identificado ou quando utilizamos o termo solução aquosa, 
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
245
subtende-se que temos como solvente a água. No entanto, é válido ressaltar que 
possuímos soluções nos outros estados físicos, além do estado líquido.
4.1 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES
As soluções podem ser classificadas considerando alguns critérios, sendo 
eles:
• Estado Físico
• Natureza do Soluto
• Quantidade de Soluto Dissolvido
4.1.1 De acordo com o estado físico da solução
“Quando pensamos em soluções, geralmente imaginamos líquidos [...]. 
No entanto, soluções também podem ser sólidas ou gasosas” (BROWN et al., 
2016, p. 558). Nas soluções	sólidas, o solvente deve ser um componente sólido e 
as principais representantes desta classificação de soluções são as ligas metálicas. 
“Por exemplo, a prata esterlina é uma mistura homogênea com cerca de 7% de 
cobre em prata, portanto, é uma solução sólida” (BROWN et al., 2016, p. 558).
Nas soluções	 líquidas, ao menos um dos componentes se encontra no 
estado líquido. Elas são as mais comuns, estando presentes nos laboratórios, no 
corpo humano, na indústria e em situações do cotidiano. A água mineral que 
bebemos, por exemplo, é uma solução líquida onde temos dissolvidos na água 
(solvente) diversos sais, veja na figura a seguir a composição característica de 
uma água mineral.
FIGURA 39 – COMPOSIÇÃO QUÍMICA DA ÁGUA MINERAL
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/2ExvLyH> e <https://bit.ly/3j7sntm> (Adaptado). 
Acesso em: 25 set. 2020.
246
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOSDA FÍSICO-QUÍMICA
Qualquer proporção entre gases e vapores que não reagem entre si for-
mam uma solução	gasosa. “O ar que respiramos [...] é uma mistura homogênea 
de vários gases, que fazem dele uma solução gasosa” (BROWN et al., 2016, p. 
558). No quadro a seguir, você pode verificar alguns exemplos das soluções clas-
sificadas de acordo com o estado físico.
QUADRO 5 – EXEMPLOS DE SOLUÇÕES DE ACORDO COM O ESTADO FÍSICO
FONTE: Maia e Bianchi (2007, p. 204)
4.1.2 De Acordo com a natureza do soluto
A natureza do soluto pode gerar dois tipos de soluções diferentes. As 
soluções	moleculares	possuem como soluto moléculas e são conhecidas como 
soluções	não	eletrolíticas (lembre-se de que discutimos este assunto em um UNI 
na Unidade 2), que são soluções que não conduzem corrente elétrica.
Além das soluções moleculares, temos as soluções iônicas, que possuem 
como soluto íons e são conhecidas como soluções eletrolíticas, ou seja, conduzem 
corrente elétrica. 
TIPOS DE SOLUÇÕES EXEMPLO
Gasosa
Gás dissolvido em gás Qualquer mistura gasosa (por exemplo, 
acetileno e oxigênio)
Líquida
Gás dissolvido em líquido Qualquer gás dissolvido em água (por 
exemplo, gás carbônico em água)
Líquido dissolvido em líquido Etanol dissolvido em água
Sólido dissolvido em sólido Sal dissolvido em água
Sólida
Gás dissolvido em sólido Hidrogênio dissolvido em platina
Líquido dissolvido em sólido Mercúrio dissolvido em ouro
Sólido dissolvido em sólido Qualquer liga metálica monofásica (por 
exemplo, carbono dissolvido em ferro – aço)
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
247
FIGURA 40 – SOLUÇÃO MOLECULAR E SOLUÇÃO IÔNICA
FONTE: Adaptado de <https://bit.ly/3mT2jEF>. Acesso em: 27 set. 2020.
Note que nas soluções moleculares não há a formação de cargas, pois as 
moléculas estão neutras e, ao serem dissolvidas no solvente, se mantém na forma 
molecular, dessa forma não há um fluxo de cargas na solução, o que indica a não 
ocorrência de uma corrente elétrica. Quanto à solução iônica, a formação de uma 
corrente elétrica é evidenciada pela movimentação de cátions e ânions formados 
pela dissociação/ionização do composto.
4.1.3 De acordo com a solubilidade do soluto
Para que possamos classificar uma solução de acordo com este critério, é 
necessário verificar qual a capacidade de soluto que o solvente consegue dissolver. 
Esta propriedade é chamada de solubilidade.
A solubilidade, ou ainda o coeficiente de solubilidade, de determinada 
substância indica qual é o máximo de soluto que poderá ser dissolvido em certa 
quantidade de solvente. Aqui é importante salientar que esse dado está direta-
mente ligado a temperatura e a pressão. Dependendo da substância, a solubilida-
de pode aumentar ou diminuir com o aumento da temperatura, de forma geral, 
podemos tratar que a solubilidade de gases diminui com o aumento da tempe-
ratura enquanto a solubilidade de sólidos aumenta. Observe algumas curvas de 
solubilidade a seguir:
248
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
FIGURA 41 – CURVAS DE SOLUBILIDADE
FONTE: <https://bit.ly/3bYN5J9>. Acesso em: 14 set. 2020.
Note no gráfico que, normalmente, a solubilidade de determinado soluto 
é expressa em g/100 g de H₂O, porém, podemos encontrar o valor sendo expresso 
em g/100 mL de H₂O, pois como a densidade da água é de 1g/mL, isso indica 
que 1g = 1mL, ainda que tenham substâncias que sofrem grandes variações de 
solubilidade com o aumento da temperatura, enquanto outras nem tanto. No 
quadro a seguir você encontra a solubilidade em g/100g de H2O de algumas 
substâncias entre 0°C e 100°C.
QUADRO 6 – SOLUBILIDADE DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS EM g/100g DE H₂O
FONTE: Maia e Bianchi (2007, p. 206)
Substância Cloreto 
de Sódio
Sulfato de 
Potássio
Nitrato de 
Potássio
Sulfato 
de Prata
Óxido 
Nítrico
Dióxido de 
Enxofre
Fórmula K₂SO₂ KNO₃ Ag₂SO₄ NO SO₂
0°C 35,7 7,35 13,3 0,573 0,0098 22,83
10°C 35,8 9,22 20,9 0,695 0,0076 16,21
20°C 36,0 11,11 31,6 0,796 0,0062 11,29
30°C 36,3 12,97 45,8 0,888 0,0052 7,81
40°C 36,6 14,76 63,9 0,979 0,0044 5,41
50°C 37,0 16,50 86,3 1,08 0,0038 4,5
60°C 37,3 18,17 110 1,15 0,0032 -
70°C 37,8 19,75 138 1,22 0,0027 -
80°C 38,4 21,4 169 1,30 0,002 -
90°C 39,0 22,8 202 1,36 0,0011 -
100°C 39,8 24,1 246 1,41 - -
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
249
Agora que compreendermos o que significa o coeficiente de solubilidade, 
podemos classificar as soluções de acordo com a solubilidade do soluto, para 
isso vamos considerar o cloreto de potássio ( ) que possui solubilidade de 35,5 
g/100 g de H2O a 25°C.
Imagine um béquer com 100g de água a 25°C, se adicionarmos a ele 30 
g de , estaremos colocando uma quantidade inferior ao valor máximo que o 
solvente pode dissolver, portanto, teremos uma solução	insaturada. No entanto, 
se adicionarmos o valor máximo termos uma solução	saturada. Qualquer valor 
acima do valor máximo que for adicionado à solução saturada irá precipitar e 
formar o corpo de fundo, formando uma solução	saturada	com	corpo	de	fundo.
FIGURA 42 – SOLUÇÃO INSATURADA E SATURADA
FONTE: O autor
No entanto, se modificarmos a temperatura de uma solução saturada 
com corpo de fundo e aumentarmos o coeficiente de solubilidade, isso permitirá 
que o excesso se dissolva. Ao deixar essa solução em repouso para que retorne 
à temperatura inicial sem que o excesso precipite, teremos uma solução	
supersaturada.
250
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
FIGURA 43 – SOLUÇÃO SUPERSATURADA
FONTE: O autor
Perceba que, no exemplo apresentado na imagem, ao aumentar a 
temperatura da solução de 25°C para 100 °C, aumentamos a solubilidade de 
de 35,5 g/100 g de H2O para 56,7 g/100 g de H2O, portanto, a solução se torna 
insaturada. Ao deixar essa solução em repouso retornar para a temperatura de 25 
°C, o corpo de fundo que estava presente antes se mantém dissolvido, formando 
a solução supersaturada. É importante destacar que as soluções supersaturadas 
são extremamente instáveis e qualquer perturbação no sistema (grão de soluto, 
sujidade, impacto etc.) pode provocar a precipitação do excesso de soluto.
Conhecendo os valores de solubilidade (ou coeficiente de solubilidade) de 
certa substância em diversas temperaturas é possível obter a curva de solubilidade (veja a 
imagem a seguir). Qualquer valor acima da curva representa uma solução saturada com 
corpo de fundo, sob a curva teremos uma solução saturada e abaixo dela teremos uma 
solução insaturada.
INTERESSANTE
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
251
4.2 UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Segundo Batista (2015, p. 14, grifo nosso), “a relação entre a quantidade de 
soluto e a quantidade de solução (ou solvente) é conhecida como concentração de 
uma solução. Essas quantidades podem ser expressas por diferentes grandezas, 
como massa, volume e quantidade de matéria [...]”. Assim, podemos apresentar 
diversas maneiras de relacionar essas quantidades. Para que fique claro, neste 
material, nós iremos adotar algumas representações a fim de identificar a quem a 
quantidade apresentada se refere, sendo que:
• (s) – soluto
• (sv) – solvente
• (sem símbolo) – solução
4.2.1 Título
O	título	(τ) expressa a concentração de uma solução relacionando a massa 
do soluto (ms) e da solução (m) ou o volume do soluto (Vs) e da solução (V). O 
título é adimensional, ou seja, não possui unidade de medida uma vez que ao 
CURVA DE SOLUBILIDADE DO SAL X
FONTE: O autor
252
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
dividir massa por massa ou volume por volume temos as unidades de medida se 
anulando. Matematicamente, obtemos o título a partir da seguinte fórmula:
Geralmente, o título é expresso em porcentagem (τ%), para isso basta 
multiplicar o valor obtido na fórmula anterior por cem.
A química analítica geralmente trabalha com quantidades tão pequenas 
de soluto que o uso do título ou da porcentagem para expressar a concentração 
não são adequadas. De acordo com Batista (2015, p 15, grifo nosso),
Nesse caso, a relação entre as quantidades pode ser expressaem 
partes por milhão (ppm), que indica quantas partes (em massa ou em 
volume) de soluto existem em um milhão de partes de solução. Para 
concentrações extremamente baixas, utilizam-se também ppb (partes 
por bilhão) e ppt (partes por trilhão).
4.2.2 Concentração comum
Como o próprio nome sugere, a concentração comum (C) é a forma mais 
comum de expressar a concentração de uma solução. Ela relaciona a massa de 
soluto (ms) como o volume da solução (V). Matematicamente temos:
Você já deve ter se deparado com as seguintes unidades de medida: °INPM 
ou °GL. Você sabe o que eles representam? Essas unidades são utilizadas na representação 
do título em porcentagem do título em massa (°INPM) ou do título em volume (°GL). No 
ano de 2020, o mundo foi assolado pela pandemia de COVID-19 e uma das principais 
recomendações era o uso de álcool 70 para desinfecção. O álcool 70 é o nome comercial 
do álcool etílico 70°INPM, que indica que ele possui 70% m/m de álcool etílico em água. 
Este mesmo álcool pode ser representado como 77°GL, que indica que ele possui 77% v/v 
de álcool etílico em água.
IMPORTANTE
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
253
Geralmente, a concentração comum é expressa em g/L, porém, qualquer 
relação de unidade de medida de massa de soluto por unidade de medida de 
volume de solução também é válida (mg/L, kg/m3, g/mL, mg/mL etc.).
4.2.3 Concentração em quantidade de matéria por 
volume
A concentração	 em	 quantidade	 de	 matéria	 por	 volume também é 
conhecida como concentração	mol/L	 ([	 	 ]). Esse tipo de concentração é muitas 
vezes utilizado nos cálculos estequiométricos que estudamos no Tópico 2 desta 
unidade. Essa concentração relaciona o número de mols de soluto (ns) com o 
volume da solução (V), tendo como principal unidade o mol/L.
4.2.4 Concentração em quantidade de matéria por 
massa
Além de expressar a concentração em quantidade de matéria por volume, 
podemos expressar por massa. “Essa forma de concentração é especialmente útil 
ao se trabalhar com soluções que possam sofrer variações de temperatura, o que 
dificulta a determinação do seu volume” (BATISTA, 2015, p. 16). 
A concentração em quantidade de matéria por massa (W) relaciona a 
quantidade de matéria de soluto (ns) com a massa de solvente (msv) e possui como 
principal unidade de medida o mol/kg.
É comum ainda ler em alguns materiais o uso de “concentração molar” ou 
“molaridade” para se referir à concentração em quantidade de matéria por volume, porém, 
a IUPAC não recomenda estas terminologias.
IMPORTANTE
254
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
4.2.5 Relacionando as concentrações
Através de algumas deduções matemáticas podemos relacionar as formas 
de expressar a concentração de uma solução, isso nos permite facilmente converter 
de uma unidade para outra. Veja a expressão geral a seguir:
C = τ x d x 1000 = x M
Onde:
• 
• 
• 
• 
• 
4.3 VARIAÇÃO NA CONCENTRAÇÃO
Quando trabalhamos em um laboratório, dificilmente encontraremos 
soluções de diversas concentrações de um mesmo soluto. Por esse motivo, é 
comum fazer o preparo de soluções utilizando uma solução padrão (concentração 
conhecida), geralmente de concentração elevada, misturando-a com solvente.
Fabricantes de reagentes produzem grandes quantidades de soluções 
para comercializar, porém com um número restrito de variações 
de concentração. Cabe ao comprador preparar as soluções com as 
concentrações adequadas à sua necessidade, a partir da(s) solução(ões) 
fornecida(s) pelo fabricante (MAIA; BIANCHI, 2007, p. 217).
.
4.3.1 Diluição e concentração de soluções
Vamos começar analisando uma diluição, nela há a adição de solvente à 
solução, fazendo com que haja uma diminuição da concentração, porém, lembre-
se que ao fazer isso a quantidade de soluto se mantém constante.
Imagine que tenhamos uma solução de concentração inicial Ci e desejamos 
preparar uma solução de concentração final Cf. Como relacionar essas duas 
concentrações? Veja a figura a seguir.
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
255
FIGURA 44 – RELAÇÃO ENTRE AS CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES
FONTE: O autor
É importante destacar que o volume final é obtido pela soma do volume 
inicial (Vi) como o volume de solvente adicionado (Vad).
Vf = Vi + Vad
Utilizando a mesma lógica apresentada na Figura 44, só que para 
quantidade de matéria, podemos relacionar a concentração mol/L da solução 
inicial e da solução final através da seguinte fórmula:
[ ]i x Vi = [ ]f x Vf
Com relação a concentrar uma solução, ou seja, aumentar a concentração, 
a única diferença apresentada é o fato de que ao invés de ser adicionado 
solvente, este é retirado, geralmente por evaporação. As fórmulas apresentadas 
anteriormente também são válidas neste processo, mas fique atento ao volume 
final (Vf) pois agora ele é obtido pela subtração do volume evaporado (Vev) do 
volume inicial (Vi).
Vf = Vi – Vev
4.3.2 Mistura de soluções com o mesmo soluto
Outra forma de se obter uma solução com certa concentração é através da 
mistura de soluções de concentração conhecida. Quando misturamos soluções que 
possuem o mesmo soluto, devemos ter em mente que as massas (ms1, ms2, ms3...) 
ou as quantidades de matéria (ns1, ns2, ns3...) do soluto das soluções irão se somar 
256
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
na produção de uma solução final (mf ou nf). Na figura a seguir é apresentada a 
lógica para obtenção da fórmula para mistura de soluções de mesmo soluto.
FIGURA 45 – RELAÇÃO ENTRE AS CONCENTRAÇÕES DA SOLUÇÃO
FONTE: O autor
Aplicando a mesma lógica, porém para a concentração mol/L obtemos:
[ ]1 x V1 + [ ]2 x V2 = [ ]f x Vf
OBS.: Note que estamos misturando apenas duas soluções, porém, 
podemos aplicar as fórmulas para qualquer número de soluções que são 
misturadas.
Perceba que o volume final (Vf) será obtido pela soma dos volumes das 
soluções que foram misturadas (V1, V2, V3...).
Vf = V1 + V2 + ...
4.3.3 Mistura de soluções com solutos diferentes que não 
reagem entre si
Ao misturar soluções que possuem solutos diferentes, porém que não 
reagem entre si, devemos tratar esse processo como uma diluição, pois cada 
soluto deverá ser analisado individualmente. Assim, as fórmulas utilizadas são 
as mesmas da diluição:
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
257
Apesar de cada soluto ser analisado individualmente, o volume final 
(Vf) será obtido pela soma dos volumes das soluções (V1, V2, V3 ...) que estão sendo 
misturadas.
Vf = V1 + V2 + ...
4.3.4 Mistura de soluções com solutos diferentes que 
reagem entre si
Quando misturamos soluções que possuem solutos que reagem entre 
si, devemos recorrer à estequiometria da reação para conseguir determinar 
a concentração de certo soluto na solução final. Além disso, o conhecimento 
de estequiometria da reação deve ser aliado a uma técnica de análise química 
conhecida como titulação.
Segundo Batista (2015, p. 23, grifo nosso), “a titulação é uma operação 
básica de análise do volume de uma solução de concentração conhecida (solução-
padrão) que é adicionada lentamente a uma solução-problema, até que os solutos 
reajam completamente”. O término dessa reação é observado pela adição de um 
indicador, geralmente colorimétrico. Ao mudar de cor, o indicador indica o ponto 
final da reação.
FIGURA 46 – TITULAÇÃO
FONTE: <https://bit.ly/344NjuU>. Acesso em: 29 set. 2020.
258
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Sobre a titulação, é importante distinguirmos ponto final de ponto de 
equivalência. O ponto final é o ponto no qual podemos observar, no primeiro excesso de 
solução-padrão, a mudança de cor. O ponto de equivalência é o ponto teórico que indica 
a quantidade exata de solução-padrão para reagir com a solução-problema. A escolha do 
indicador deve levar em consideração esse ponto de equivalência. Neste material, nós 
vamos considerar que o ponto final é tão preciso que se iguala ao ponto de equivalência.
NOTA
Vamos conhecer o aparato utilizado para o processo de titulação:
FIGURA 47 – APARATO UTILIZADO PARA TITULAÇÃOFONTE: Adaptado de <https://bit.ly/36jMyRy>. Acesso em: 29 set. 2020.
Perceba que nesse aparato temos a bureta, que contém a solução-padrão, 
(ou titulante) e o Erlenmeyer, que contém um volume conhecido da solução-
problema (ou titulado). Dentro deste Erlenmeyer também é adicionado o 
indicador. Conforme a torneira da bureta é aberta, o titulante começa a gotejar 
sobre o titulado. Na primeira mudança persistente de cor do titulado a torneira 
é fechada e o volume de titulante gasto é anotado. Essa mudança de coloração 
indica o nosso ponto final.
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
259
Para que possamos entender os cálculos envolvidos na titulação, vamos 
abordar um exemplo:
Ao	 titular	 20	mL	de	 solução	de	 ácido	 sulfúrico	 (H₂SO₄)	 foram	gastos	
24	mL	de	uma	solução	de	hidróxido	de	sódio	(NaOH)	0,5	mol/L	até	que	fosse	
observada	uma	mudança	de	coloração.	Qual	a	concentração	em	mol/L	da	solução	
de	ácido	sulfúrico?	E	em	g/L?
1º Passo) Identificar a equação química balanceada da reação que ocorre 
na titulação.
2º Passo) Identificar a quantidade de matéria de NaOH que reagiu.
3º Passo) Por estequiometria, identificar a quantidade de mols de H₂SO₄ 
no titulado.
4º Passo) Conhecendo o volume de titulado e o número de mols de soluto 
do titulado é possível calcular a concentração em mol/L. (OBS: 20mL – 0,02L)
5º Passo) Conhecendo a concentração mol/L é possível converter para a 
concentração em g/L, para isso basta saber a massa molar do H₂SO₄. (Dados: 
 ).
260
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Dessa forma, finalizamos a disciplina de Química Geral. Não se esqueça 
de exercitar seus conhecimentos através das autoatividades. Desejo a você bons 
estudos!
TÓPICO 3 — SISTEMAS QUÍMICOS
261
FUNGOS QUE COMEM RADIAÇÃO ESTÃO A PROSPERAR NAS 
PAREDES DOS REATORES DE CHERNOBYL
As paredes abandonadas de Chernobyl não estão assim tão abandonadas. 
Várias espécies de fungos habitam o ambiente extremamente radioativo que emer-
giu do desastre nuclear de 1986.
Os cientistas documentaram cerca de 200 espécies de 98 gêneros de fungos 
– alguns mais resistentes do que outros – que vivem nas ruínas da antiga central 
nuclear de Chernobyl.
Alguns fungos, não só conseguem suportar os altos níveis de radiação, 
como também se alimentam dessa radiação. Conhecidas como “fungos negros” ou 
fungos radiotróficos, estas poucas espécies estão armadas com melanina – o mesmo 
pigmento existente na pele humana que ajuda a proteger da radiação ultravioleta 
–, o que lhes permite converter a radiação gama em energia química para o cresci-
mento. Além disso, também pode ajudar a protegerem-se da radiação prejudicial.
“Após o acidente, os fungos foram os primeiros organismos a aparecer e 
os cientistas queriam entender como conseguiam prosperar num ambiente como 
este”, disse, em declarações à Motherboard, Kasthuri Venkateswaran, investigado-
ra no Laboratório de Propulsão a Jato da NASA que estudou de perto os fungos, 
em 2016.
“Em muitos reatores nucleares comerciais, a água radioativa fica contami-
nada com organismos melanóticos [com pigmentação negra]. Ninguém sabe real-
mente o que diabos estão lá a fazer”, disse, em declarações à Scientific American, 
Arturo Casadevall, microbiologista da Faculdade de Medicina Albert Einstein, em 
Nova Iorque, em 2007.
LEITURA COMPLEMENTAR
262
UNIDADE 3 — FUNDAMENTOS DA FÍSICO-QUÍMICA
Uma investigação conduzida por Casadevall revelou que as espécies de 
fungos que consomem radiação encontrados em Chernobyl – como Cladosporium 
sphaerospermum, Cryptococcus neoformans e Wangiella dermatitidis – 
conseguem suportar radiação ionizante aproximadamente 500 vezes mais alta do 
que os níveis de fundo. Além disso, os fungos parecem crescer mais rapidamente 
na presença da radiação.
Outros estudos observaram ainda a forma como os fungos apontam os 
seus esporos e hifas para a fonte de radiação como se estivessem à procura de 
comida.
“Os fungos colhidos no local do acidente tinham mais melanina do que os 
colhidos fora da zona de exclusão”, acrescentou Venkateswaran. “Isso significa 
que os fungos se adaptaram à atividade de radiação e até 20% eram considerados 
radiotróficos – o que significa que cresceram em direção à radiação”.
Os fungos pretos também são “viajantes”. Em 2016, de acordo com o 
IFLScience, oito espécies de fungos colhidos de Chernobyl viajaram para a 
Estação Espacial Internacional a bordo de um foguete SpaceX. A missão pretendia 
entender a forma como os fungos negros conseguem tolerar níveis tão incríveis 
de radiação.
A perspectiva de fungos que prosperam na presença de radiação levanta a 
ideia de usá-los como fonte de alimento para os astronautas durante longos voos 
espaciais ou quando colonizarmos outros planetas.
FONTE: Adaptado de ZAP. Fungos que comem radiação estão a prosperar 
nas paredes dos reatores de Chernobyl. 8 fev. 2020. Disponível em: <https://bit.
ly/33EYLyx>. Acesso em: 30 set. 2020.
Quer saber mais sobre o desenvolvimento da vida em locais expostos a 
radiação proveniente de acidentes nucleares? Acesse a matéria desenvolvida pela DW 
Brasil, intitulada "Toda liberação de radioatividade gera mutações", disponível através do 
link: https://bit.ly/33AVyQd.
DICAS
263
RESUMO DO TÓPICO 3
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• Um sistema químico é uma porção de matéria selecionada para análise.
• Substâncias puras, ou simplesmente substâncias, são formadas pela aglomeração 
de espécies químicas que possuem a mesma composição.
• Misturas são formadas pela mistura de duas ou mais substâncias.
• Misturas homogêneas apresentam uma única fase.
• Misturas heterogêneas apresentam duas ou mais fases.
• Existem diversos processos de separação de misturas, sendo os de maior 
destaque: filtração, destilação simples e destilação fracionada.
• As dispersões, formadas por um disperso e um dispersante podem ser 
classificados como suspensões, coloides e soluções.
• As soluções são misturas homogêneas, enquanto as suspensões são misturas 
heterogêneas.
• A solubilidade ou coeficiente de solubilidade indica a quantidade máxima de 
soluto que pode ser dissolvido em certo solvente.
• As soluções podem ser classificadas, quanto ao estado físico, em sólidas, 
líquidas e gasosas.
• As soluções podem ser classificadas, quanto a natureza do soluto, em 
moleculares e iônicas.
• As soluções podem ser classificadas quanto à quantidade de soluto dissolvido, 
em insaturadas, saturadas, saturadas com corpo de fundo e supersaturadas.
• Podemos expressar a concentração de uma solução através do título, da 
concentração comum, da concentração em quantidade de matéria por volume 
e da concentração em quantidade de matéria por massa.
• Ao realizar uma diluição, a concentração da solução diminui.
264
Ficou alguma dúvida? Construímos uma trilha de aprendizagem 
pensando em facilitar sua compreensão. Acesse o QR Code, que levará ao 
AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
CHAMADA
• Ao realizar uma evaporação, a concentração da solução aumenta.
• A titulação é utilizada na determinação da concentração de solutos em 
soluções que reagem entre si.
265
1 A gasolina representa uma fração muito importante do petróleo, 
comercialmente falando. Para sua obtenção é realizada a destilação fracionada 
onde o petróleo é aquecido e passa pela torre de fracionamento, esse processo 
também produz outras frações importantes como o diesel e a querosene.
FONTE: <https://bit.ly/34hbSVq>. Acesso em: 30 set. 2020.
Num laboratório, a torre de fracionamento é representada pela coluna de 
fracionamento, uma versão em menor escala. Tendo em vista a importância 
desse processo e seus conhecimentos a respeito da destilação fracionada, 
disserte sobre a função e o funcionamento da coluna de fracionamento.
2 O uso de soluções no laboratório é muito comum, porém, muitas vezes 
não nos damos conta que preparamos soluções no nosso cotidiano também 
quando preparamos um refresco, um café ou um leite com achocolatado. 
Muitas vezes percebemosque ao adicionar soluto a um solvente há um ponto 
onde o solvente não consegue mais dissolver o soluto. Ao atingir este ponto, 
obtemos qual solução?
a) ( ) Diluída
b) ( ) Fraca
c) ( ) Insaturada
d) ( ) Supersaturada
e) ( ) Saturada
3 Ao preparar uma solução, devemos estar atentos à temperatura ambiente 
e ao coeficiente de solubilidade, pois esses dados serão primordiais para 
identificar a quantidade de soluto que o solvente será capaz de dissolver. 
AUTOATIVIDADE
266
Considerando que a solubilidade do sulfato de potássio (K₂SO₄) a 20°C é de 
11,1g / 100g de H₂O , determine a massa necessária deste sal em gramas para 
preparar uma solução saturada com 245 mL de água. (Lembre-se 1g de água 
equivalem a 1mL).
4 O consumo de bebidas alcoólicas pode causar desde uma leve euforia, 
passando pela perda de julgamento crítico até coma e morte, isso tudo 
depende de organismo para organismo, mas principalmente quanto de álcool 
foi ingerido. Comparando bebidas fermentadas e destiladas é constatado que 
o teor alcoólico das bebidas destiladas é mais elevado. Podemos comparar, 
por exemplo, a cerveja (bebida fermentada) que possui cerca de 4°GL e a 
vodca (bebida destilada) que possui cerca de 37,5ºGL. Considere o exposto 
e analise a situação: Dois amigos vão a uma festa, um deles bebe somente 
cerveja, enquanto o outro bebe apenas vodca. Com base nos valores de teores 
alcoólicos apresentados, calcule o volume de cerveja em litros que o indivíduo 
que está bebendo essa bebida deverá ingerir para alcançar o mesmo volume 
de álcool ingerido por seu amigo que consumiu 300 mL de vodca.
5 O sistema respiratório pode sofrer por várias patologias que causam 
infecções e acarretam o comprometimento das vias aéreas. Geralmente, nestes 
casos é recomendado o uso de expectorantes, como o iodeto de potássio (KI). 
Ao preparar um xarope expectorante são utilizadas duas soluções de iodeto 
de potássio (BATISTA, 2015)). São misturados 25 mL de uma solução 21 g/L e 
40 mL de uma solução 60 g/L. Considerando a massa molar do KI como sendo 
MKI = 166 g/mol e os dados apresentados na questão, determine:
a) A concentração em g/L da solução final.
b) A concentração em mol/L da solução final.
FONTE: BATISTA, Fábio Roberto. Química: Ensino Médio. Curitiba: Positi-
vo, 2015. v. 5.
6 O processo de titular é uma prática comum em laboratório, além de ajudar 
na determinação da concentração de soluções, ela ajuda na confirmação das 
concentrações descritas nos rótulos. Conhecer a concentração correta de uma 
solução influi diretamente nos resultados obtidos em uma análise quantitativa. 
Imagine que ao titular 10 mL de solução de ácido bórico (H₃BO₃) foram gastos 
40 mL de uma solução de hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂) 0,6 mol/L até que 
fosse observada uma mudança de coloração. Considere o exposto e calcule a 
concentração em mol/L da solução de ácido bórico.
267
REFERÊNCIAS
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