Química Básica

Prévia do material em texto

Apostila organizada por: 
Professor Dr. Lucas Spessato de Souza
QUÍMICA BÁSICAQUÍMICA BÁSICA
AUTOR
 
Possui graduação em Química (Bacharelado e Licenciatura Plena) pela Universidade 
Estadual de Maringá (2016), mestrado (2018) e doutorado (2022) em química pela mesma 
instituição. É membro da Sociedade Brasileira de Química nas divisões de catálise, materiais 
e físico-química. 
Tem experiência nas áreas de química inorgânica, físico-química e química de 
materiais, com foco de estudo direcionado a síntese, caracterização e reutilização de 
materiais, destacando-se óxidos nanoestruturados, pontos quânticos e materiais a base de 
carbono para aplicação em estudos de adsorção, fotocatálise e eletrocatálise heterogêneas. 
Tem sólida formação e experiência em planejamento de experimentos, mecânica quântica 
computacional aplicada à química, e em diversas técnicas químicas instrumentais. 
É professor de Química Geral, Química Analítica, Química Orgânica, Bioquímica 
teórica e Bioquímica experimental do Centro Universitário UniFatecie. É revisor de 19 
periódicos internacionais, possui 28 artigos publicados em revistas internacionais e já foi 
consultor em indústrias de produção de amido modificado.
Para mais informações acesse o currículo lattes:http://lattes.cnpq.br/7483471428401522
http://lattes.cnpq.br/7483471428401522 
3
APRESENTAÇÃO DO MATERIAL
Seja bem-vindo(a)!
 
Este material de nivelamento em química integra quatro unidades destinadas ao 
ensino de Química Básica. A obra pretende auxiliar o aluno a compreender os conceitos 
mais fundamentais da química para que possa desenvolver de forma mais simples, as 
competências científicas desejáveis às disciplinas avançadas.
Cada uma das quatro unidades se inicia com uma foto relacionada ao tema, seguida 
de uma lista dos principais conteúdos abordados. Após o desenvolvimento de cada unidade, 
o aluno encontrará as principais conclusões da unidade abordada, de suma importância 
para fixação do conhecimento aprendido. 
 Na Unidade I, abordaremos os conceitos de átomos, moléculas e íons, e veremos 
como o desenvolvimento da teoria atômica foi importante para que a química moderna se 
desenvolvesse. Nesta unidade nos aprofundaremos na história do desenvolvimento da teoria 
atômica, e veremos como átomos de diferentes elementos são diferentes. 
Na Unidade II, veremos como as propriedades dos átomos estão diretamente 
relacionadas com o tipo de ligação química estabelecida entre eles. Nesta unidade 
estudaremos os três principais tipos de ligações químicas, denominadas de iônica, 
covalente e metálica. Além disso, veremos os princípios da tão famosa Regra do Octeto e 
as interações intermoleculares.
Na Unidade III, focaremos a atenção em um assunto de suma importância na 
química: estequiometria. Nesta unidade aprenderemos a realizar um balanceamento de 
reações químicas, cálculo de massa molecular e a identificação de reagentes químicos 
limitantes e em excesso. 
 Por fim, na Unidade IV, estudaremos soluções aquosas simples. Verificaremos 
com mais detalhes, que sólidos podem ser dissolvidos até diferentes pontos de solubilidade, 
formando soluções saturadas, super saturadas e insaturadas. Também verificaremos que 
muitas propriedades físicas, como temperatura, influenciam diretamente nas propriedades 
químicas de muitas soluções. 
 Agora você deve estar se perguntando qual a importância de se estudar todos 
esses tópicos como nivelamento em química. A química é considerada uma Ciência Central. 
Por quê? A ciência da natureza é fundamentada na matemática. 
4
A matemática é a linguagem da ciência. Qualquer estudo da verdadeira ciência 
deve usar a matemática como uma ferramenta inescapável. A ciência mais fundamental 
é a física, o estudo da matéria e da energia. Em seguida, avançamos para o estudo da 
descrição da matéria e como ela pode mudar - isso é química. A partir desse ponto, muitas 
direções são possíveis. 
Você quer se aprofundar no estudo da química dos seres vivos? Isso é bioquímica. 
Na química das rochas e solo? Isso é geologia. A química de como os compostos funcionam 
em nosso corpo? Isso é farmacologia e toxicologia. Existem conexões entre ciências mais 
fundamentais e outras, por exemplo, geofísica, astroquímica, biomedicina e assim por 
diante. Porém, um mapa das ciências e suas interconexões mostra os ramos mais óbvios 
depois da química. É por isso que nós químicos consideramos a química como uma ciência 
central. Portanto, um curso de nivelamento, com o objetivo de revisar alguns dos conceitos 
mais simples dessa ciência central, é de suma importância. 
Bons estudos!
Plano de Estudo:
Tópico 1: Átomos, moléculas e íons: introdução a atomística (teoria atômica da matéria 
e a descoberta da visão moderna da estrutura eletrônica do átomo), visão geral da tabela 
periódica;
Tópico 2: Conceitos básicos de ligação química: simbologia de Lewis, ligação iônica, 
regra do octeto, ligação covalente, exceções à regra do octeto e ligação metálica;
Tópico 3: Estequiometria: balanceamento de reações químicas, massa molecular, 
reagentes limitantes e reagentes em excesso;
Tópico 4: Soluções aquosas: o processo de dissolução, soluções saturadas, solubilidade 
e fatores que a afetam.
SUMÁRIO
. . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . 
. . . . . 
. 
6TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍOSTÓPICO
Introdução
Bem-vindo (a) à “Unidade 1: Átomos, moléculas e íons”. Começaremos nossa 
abordagem fornecendo uma breve história de como surgiu a noção de que os átomos 
são as menores partes da matéria e o desenvolvimento da teoria atômica. Em seguida, 
veremos alguns dos experimentos mais importantes da ciência que levaram ao modelo 
nuclear do átomo. Então, abordaremos a teoria atômica moderna, com maiores detalhes 
relacionados ao número atômico, número de massa e isótopos. A abordagem dos átomos 
culminará na organização dos elementos na Tabela Periódica, uma importante ferramenta 
dos químicos. Além disso, aprenderemos que os átomos podem ganhar ou perder elétrons 
para formar íons. 
1.1 Átomos: o mundo quântico
No começo do século XX, os cientistas esperavam compreender detalhadamente 
a estrutura do átomo a partir dos conceitos da mecânica clássica, isto é, as leis de 
movimento propostas por Newton, no século XVII. Entretanto, a partir do final do século 
XIX, acumularam-se indícios experimentais que mostraram as falhas da mecânica clássica 
quando aplicada, para descrever o movimento de partículas tão pequenas quanto um elétron. 
As inconsistências físicas e matemáticas da mecânica clássica ao tentar explicar o modelo 
atômico, tornaram-se a força motriz que impulsionou diversos cientistas a desenvolverem 
novas leis, que passaram a ser conhecidas como mecânica quântica. 
7TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Essa unidade é focada no desenvolvimento da compreensão da estrutura atômica 
dos átomos em três etapas. A primeira etapa busca mostrar os experimentos que levaram 
ao modelo nuclear do átomo. A segunda etapa busca mostrar os principais experimentos 
responsáveis por levarem à substituição da mecânica clássica pela mecânica quântica na 
compreensão dos átomos. E por fim, na terceira etapa, estenderemos todos esses conceitos 
aos átomos de todos os elementos, e veremos os fundamentos da tabela periódica. 
1.2 Estrutura eletrônica dos átomos
Os primeiros indícios importantes relativos à natureza da eletricidade e à estrutura 
elétrica dos átomos foram obtidos em 1833, como resultado dos experimentos do químico 
britânico Michael Faraday sobre a eletrólise. Faraday demonstrou que seus resultados 
podem ser resumidos a partir de duas leis:
 ● 1ª Lei) Uma dada quantidade de eletricidade sempre depositará uma mesma 
massa de uma dada substância no eletrodo;
 ● 2ª Lei) As massas de várias substânciasdepositadas, dissolvidas ou formadas 
no eletrodo com uma quantidade definida de eletricidade são proporcionais aos 
pesos equivalentes das mesmas. 
A partir de seus resultados experimentais, Faraday afirmou: “Eu tenho convicção 
de que a força que controla a eletrodeposição e a atração entre os átomos é a mesma”. 
Percebendo, então, a relação entre eletricidade e ligação química. Em 1874, o físico irlandês 
George J. Stoney denominou o termo “Elétron”, à partícula elétrica fundamental. 
A informação decisiva da existência de Elétrons surgiu como resultado das 
investigações sobre a condutividade elétrica dos gases a baixa pressão. Geralmente, os 
gases são isolantes elétricos. Porém, quando submetidos a uma diferença de potencial 
suficientemente alta (5000 – 10000V), suas moléculas se quebram, provocando o 
aparecimento de uma corrente elétrica acompanhada da emissão de luz. 
Até 1890, vários pesquisadores haviam demonstrado que a emissão de luz aparecia, 
devido ao bombardeamento do vidro por algum tipo de “raio”. Tais raios se originam no 
cátodo (eletrodo negativo) e caminham em linha reta até se chocarem com um eletrodo 
positivo (ânodo) ou as paredes do tubo. Em outros experimentos, constatou-se que estes 
raios catódicos podiam ser desviados por um campo magnético, e tais observações 
levaram Joseph Jhon Thomson afirmar, que a partícula elétrica fundamental apresenta 
carga negativa. 
8TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
 A primeira evidência experimental da estrutura interna dos átomos foi a desco-
berta, em 1897, da primeira partícula subatômica, o elétron. O físico britânico J. J. Thomson 
investigava os raios catódicos, os raios emitidos quando uma grande diferença de potencial 
(uma voltagem alta) é aplicada entre dois contatos de metal, chamados de eletrodos, em 
um tubo de vidro sob vácuo. Uma representação esquemática do aparto experimental é 
mostrada na figura abaixo. 
FIGURA 1: TUDO DOS RAIOS CATÓDICOS DE THOMSON
 
Thomson demonstrou, que quando os raios catódicos são desviados de modo a 
se chocarem com o eletrodo de um eletrômetro, o instrumento acusa uma carga negativa. 
Logo, ficou evidente que os raios catódicos são fluxos de partículas negativas. 
Thomson também foi o primeiro cientista a demonstrar que tais raios catódicos são 
desviados pela ação de um campo elétrico: constatou-se que são repelidos pelo eletrodo 
negativo. Além disso, os mesmos resultados foram observados independentemente da 
natureza do gás ou do material utilizado na confecção do tubo de descarga elétrica. A 
Independência dos resultados frente a diferentes gases e diferentes eletrodos, sugeriu que 
os raios catódicos não são um tipo particular de átomo carregado eletricamente, mas um 
fragmento encontrado em todos os átomos.
Thomson percebeu que a determinação da relação carga-massa (e/m) das 
partículas que constituem os raios catódicos seria muito útil para identificá-las, como íon 
ou algum outro tipo de fragmento eletricamente carregado. Assim, Thomson determinou a 
relação e/m, por dois métodos diferentes.
9TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Primeiro método: Thomson bombardeou um eletrodo com raios catódicos e mediu 
a corrente elétrica que passava pelo eletrodo e o aumento de temperatura provocado pelo 
bombardeamento. O resultado encontrado de e/m foi igual a 1,2 1013 C kg-1. Para comprovar 
a validade do método, Thomson utilizou um segundo método.
Segundo método: Thomson desviou a trajetória dos raios catódicos através de uma 
região sujeita à ação de um campo elétrico e um campo magnético. O resultado encontrado 
de e/m foi igual a 1,0 1011 C kg-1. O valor atualmente obtido, com aparelhos sofisticados, é 
de 1,7588 1011 C kg-1.
Enquanto a relação e/m dos diversos íons (átomos carregados) eram diferentes, a 
relação e/m para os raios catódico era sempre uma constante, independente da natureza 
do gás usado no tubo de descarga elétrica. Estes fatos levaram Thomson à conclusão, de 
que os raios catódicos não eram formados por átomos eletricamente carregados, mas por 
fragmentos corpusculares de átomos, atualmente denominados de elétrons.
Thomson forneceu uma explicação sucinta e um comentário sobre a importância 
de seus resultados: 
“Visto que os raios catódicos transportam uma quantidade de eletricidade, 
são desviados por uma força eletrostática como se fossem negativamente 
carregados, e sofrem a ação de uma força magnética, exatamente como 
se fossem carregados negativamente, movendo-se ao longo do caminho 
seguido pelos raios, não vejo como fugir a explicação de que eles são cargas 
de eletricidade negativa transportadas por partículas de matéria” – Joseph 
Jhon Thomson.
 Embora os elétrons tenham carga negativa, a carga total dos átomos é zero, 
isso significa que o átomo deve conter carga positiva suficiente para neutralizar a carga 
negativa. Onde, porém, estaria essa carga positiva? Thomson sugeriu que os elétrons 
estavam embebidos em um fluido que continha a maior parte da massa do átomo e possuía 
cargas positivas suficientes para torná-lo eletricamente neutro. 
Um dos problemas do modelo de Thomson é que as forças eletrostáticas não eram 
capazes de manter o sistema em equilíbrio estável; assim, as cargas atômicas tinham que 
estar em movimento, e esse movimento tinha que ser acelerado para que não escapassem 
do átomo. Ora, de acordo com a teoria eletromagnética, cargas aceleradas emitem radiação 
e, portanto, o átomo teria que irradiar energia continuamente, o que não era observado na 
prática. Mesmo deixando de lado essa dificuldade, a verdade é que Thomson não conseguiu 
encontrar uma configuração de cargas cujos modos normais de vibração reproduzem as 
frequências dos espectros atômicos e moleculares observados.
10TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
No final do século XIX, os cientistas sabiam que o átomo tinha um diâmetro da or-
dem de 10−10 m, era eletricamente neutro e continha elétrons, partículas muito mais leves 
que o átomo como um todo; o problema era encontrar um modelo que, além de satisfazer 
todos esses requisitos, fosse compatível com as observações espectroscópicas da época. 
Então, em 1908, o modelo atômico de J. J. Thomson foi descartado por outra observação 
experimental, realizada pelo físico e químico neozelandês Ernest Rutherford (1871 – 1937), 
considerado o pai da Física Nuclear, e seus alunos Hans Geiger e Ernest Marsden. 
Rutherford estava investigando a radioatividade e havia descoberto, que sais de 
urânio emitiam pelo menos dois tipos de partículas, chamadas de α e β. Através de um 
experimento semelhante ao de Thomson, ele verificou que a razão e/m para as partículas α, 
tinha metade do valor do mesmo parâmetro para o próton. Suspeitando que as partículas α 
não passassem de átomos de hélio duplamente ionizados, Rutherford e seus colaboradores, 
em um experimento que se tornou clássico, deixaram uma amostra de uma substância 
radioativa (o rádio) se desintegrar, emitindo partículas α, em uma câmara previamente 
evacuada; em seguida, submeteram o conteúdo da câmara a uma descarga elétrica e 
observaram as linhas do espectro do hélio. Percebendo que as partículas α, por possuírem 
alta energia e massa relativamente elevada, seriam um ótimo instrumento para “sondar” o 
interior de outros átomos, Rutherford iniciou uma série de experimentos com esse objetivo.
Nos novos experimentos, um feixe fino de partículas α incidia em uma tela de sulfeto 
de zinco, que emitia cintilações luminosas ao ser atingida pelas partículas, a figura abaixo 
demonstra o aparato experimental utilizado por Rutherford e seus alunos para elucidação 
do modelo atômico.
FIGURA 2: DIAGRAMA ESQUEMÁTICO DO EQUIPAMENTO USADO POR RUTHERFORD E SEUS 
ALUNOS PARA TESTAR O MODELO ATÔMICO NUCLEAR
 
11TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
R = fonte de emissão de partículas alfa contida em um reservatório de Pb. B= 
container a vácuo. D = pequeno orifício no reservatório de Pb para passagem deum feixe 
colimado de partículas α. F = lâmina de metal muito fina. S = tela fluorescente de ZnS. M = 
microscópio óptico. T= tubo ao qual F e R estão permanentemente presos. P = placa fosca, 
tampa da caixa B. O ar da câmara é retiro a através do tubo T.
Fonte: RUTHERFORD, E.; CHADWICK, J. ELLIS, C.D. Radiations from radioactive substances 
(Cambridge: Inglaterra) (Cambridge University Press, 1930, cap I, II e VIII).
A distribuição de cintilações na tela era observada quando várias folhas finas de 
metal eram colocadas entre a fonte e a tela. A maioria das partículas α, não sofria nenhu-
ma deflexão ou era defletida de um ângulo muito pequeno, da ordem de 1o (um grau). 
Inesperadamente, porém, o ângulo de deflexão para umas poucas partículas α era bem 
grande, chegando a mais de 90o e, eventualmente, 180°. Se o átomo fosse uma esfera 
positivamente carregada, com 10−10 m de raio, na qual os elétrons estavam embebidos, 
como no modelo de Thomson, o choque de uma partícula α com um átomo poderia resultar 
apenas em uma pequena deflexão, mesmo que a partícula α penetrasse profundamente no 
átomo. Na verdade, os cálculos mostraram que o modelo de Thomson para o átomo não 
podia explicar as grandes deflexões observadas por Rutherford. Rutherford descreveu a 
situação nas seguintes palavras:
 
“Foi a coisa mais incrível que aconteceu em toda a minha vida. Era tão incrível 
como se você disparasse um projétil de 15 polegadas contra um pedaço de 
papel e o projétil ricocheteasse de volta” – Ernest Rutherford.
 O fato de apenas algumas partículas α, serem bastante desviadas de sua 
trajetória, Rutherford sugeriu que a carga elétrica deveria estar confinada numa região muito 
pequena do espaço: a maioria das partículas não sofriam desvio pois não acertavam o “alvo”.
Havia um problema sério com o modelo atômico de Rutherford: de acordo com 
todos os princípios físicos conhecidos na época, um átomo contendo um núcleo pequeno 
positivamente carregado deveria ser instável. Se os elétrons estivessem parados, nada os 
impediria de serem atraídos para o núcleo. Se estivessem em movimento circular ao redor 
do núcleo, as leis do eletromagnetismo (na época bem estabelecidas) prediziam, que o 
átomo deveria emitir luz dissipando energia continuamente, até que todo o movimento dos 
elétrons cessasse. Dois anos depois de Rutherford ter lançado sua proposta, Niel Bohr 
tentou resolver o paradoxo analisando a estrutura atômica utilizando a teoria quântica da 
energia, desenvolvida por Max Planck. 
12TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
 O modelo de Rutherford proposto, apesar de esclarecer satisfatoriamente os 
resultados da experiência sobre a dispersão de partículas alfa, possuía algumas deficiências, 
como, por exemplo, não explicar os espectros atômicos. Em 1913, Niels Bohr propôs um 
outro modelo mais completo, que era suficiente para explicar o espectro de linhas. Em seu 
modelo, Bohr incluiu uma série de postulados (postulado é uma afirmação aceita como 
verdadeira, sem demonstração):
 ● Os elétrons, nos átomos, movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias 
circulares, chamadas de camadas ou níveis. A camada, ou nível, mais próxima do 
núcleo é designada pela letra K, a segunda pela letra L, a terceira pela letra M, e 
assim sucessivamente;
 ● Cada um desses níveis tem um valor determinado de energia;
 ● Não é permitido a um elétron permanecer entre dois desses níveis;
 ● Um elétron pode passar de um nível para outro de maior energia, desde 
que absorva energia externa (ultravioleta, luz visível etc.). Quando isso acontece, 
dizemos que o elétron foi excitado e que ocorreu uma transição eletrônica, veja a 
ilustração abaixo:
 
 ● O retorno do elétron ao nível inicial é acompanhado pela liberação de energia 
na forma de ondas eletromagnéticas (veja a ilustração abaixo), por exemplo, como 
luz visível ou ultravioleta:
 
13TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Uma novidade relevante da teoria de Bohr está na afirmação de a energia dos 
elétrons ser quantizada, isto é, ter apenas alguns determinados valores. O movimento 
dos elétrons de um nível atômico menor para um maior, ou vice-versa, é chamado de salto 
quântico, a representação é apresentada na figura abaixo.
FIGURA 3: DIAGRAMA ESQUEMÁTICO DO SALTO QUÂNTICO
 
Utilizando o modelo de Bohr, podem-se explicar os espectros atômicos. 
Primeiramente, os elétrons são excitados na lâmpada de gás e, em seguida, ao retornarem 
aos níveis de menor energia, liberam a energia excedente na forma de luz. Como a cor 
da luz emitida depende da diferença de energia entre os níveis envolvidos na transição, e 
como essa diferença varia de elemento para elemento, a luz apresentará cor característica 
para cada elemento químico. O modelo atômico de Rutherford, modificado por Bohr, é 
também conhecido como modelo de Rutherford-Bohr.
FIGURA 4: REPRESENTAÇÃO ESQUEMÁTICA DO SALTO QUÂNTICO COM OS ESPECTROS 
ATÔMICOS COM CORES DIFERENTES
 
Fonte: (PERUZZO & CANTO, química na abordagem do cotidiano, volume 1, página 100, 2006).
14TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
1.3 A visão geral do átomo: elétrons, prótons e nêutrons
A teoria atômica moderna afirma que os átomos de um elemento são os mesmos, 
enquanto os átomos de diferentes elementos são diferentes. 
O que torna os átomos de diferentes elementos diferentes? 
A característica fundamental que todos os átomos do mesmo elemento compartilham 
é o número de prótons. Todos os átomos de hidrogênio têm um e apenas um próton no 
núcleo; todos os átomos de ferro têm 26 prótons no núcleo. Esse número de prótons é 
tão importante para a identidade de um átomo, que é chamado de número atômico (Z) 
do elemento. Assim, o hidrogênio tem um número atômico de 1, enquanto o ferro tem um 
número atômico de 26. Cada elemento tem seu próprio número atômico característico.
No entanto, átomos do mesmo elemento podem ter diferentes números de 
nêutrons. Átomos do mesmo elemento (ou seja, átomos com o mesmo número de prótons) 
com diferentes números de nêutrons são chamados de isótopos. A maioria dos elementos 
que ocorrem naturalmente existem como isótopos. Por exemplo, a maioria dos átomos de 
hidrogênio tem um único próton em seu núcleo. No entanto, um pequeno número (cerca 
de um em um milhão) de átomos de hidrogênio têm um próton e um nêutron em seus 
núcleos. Este isótopo particular de hidrogênio é chamado deutério. Uma forma muito rara de 
hidrogênio tem um próton e dois nêutrons no núcleo; este isótopo de hidrogênio é chamado 
trítio. A massa total do átomo é a soma do número de prótons com o número de nêutrons.
A soma do número de prótons (p) e nêutrons (n) no núcleo é chamada de 
número de massa (A) do isótopo. Portanto:
A = p + n
 
15TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
É importante destacar que: átomos neutros têm o mesmo número de elétrons e 
prótons (e = p), então sua carga total é zero. No entanto, nem sempre será assim. Os 
elétrons podem se mover de um átomo para outro; quando o fazem, espécies com cargas 
elétricas efetivas são formadas. Essas espécies são chamadas de íons. 
Os íons podem estar carregados negativamente ou positivamente. Quando os íons 
estão carregados negativamente, significa que o número de elétrons é maior que o número 
de prótons (e > p), e são chamados de ânions. Por outro lado, quando estão carregados 
positivamente, o número de elétrons é menor que o número de prótons (e < p), e são 
chamados de cátions. 
Lembre-se de que os íons são formados apenas quando os elétrons se movem 
de um átomo para outro; um próton nunca se move de um átomo para outro. Compostos 
formados a partir de íons positivos e negativos são chamados de compostos iônicos.
“Os ânions são formados quando o átomo ganha elétrons, enquanto os cá-
tions são formados quando o átomo perde elétrons, veja a figura a seguir.”
FIGURA 4: ÍONS POSITIVOS OU NEGATIVOS SÃO FORMADOS PELA PERDA OU PELO GANHO 
DE ELÉTRONS, RESPECTIVAMENTE.
 
16TÓPICO1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Quando os átomos ganham ou perdem elétrons, eles geralmente ganham ou perdem 
um número característico de elétrons, portanto, assumem uma carga geral característica. 
A Tabela “Íons monoatômicos de várias cargas”, lista alguns íons comuns em termos de 
quantos elétrons eles perdem (formando cátions) ou ganham (formando ânions). 
TABELA 1: ÍONS MONOATÔMICOS DE VÁRIAS CARGAS
Fonte: O autor (2022).
Há três coisas a serem observadas sobre os íons:
1°) Cada elemento que forma cátions é um metal, exceto um (hidrogênio), enquanto 
cada elemento que forma ânions é um não-metal. Esta é, na verdade, uma das propriedades 
químicas dos metais e não-metais: os metais tendem a formar cátions, enquanto os não-
metais tendem a formar ânions;
17TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
2°) A maioria dos átomos forma íons de uma única carga característica. Quando os 
átomos de sódio formam íons, eles sempre formam uma carga 1+, nunca uma carga 2+ ou 
3+ ou mesmo 1-; 
3°) Alguns elementos metálicos podem apresentar mais de uma possibilidade de 
carga. Por exemplo, íons metálicos de cobalto (Co) podem apresentar cátions 2+ (Co2+) ou 
3+ (Co3+). Similarmente, íons metálicos de ferro (Fe) podem apresentar cátions 2+ (Fe2+) 
ou 3+ (Fe3+).
Como escrever o símbolo químico de íons?
Observe a convenção para indicar um íon. A magnitude da carga é listada como 
um sobrescrito à direita próximo ao símbolo do elemento. Se a carga for uma única carga 
positiva ou negativa, o número 1 não é escrito; se a magnitude da carga for maior que 1, o 
número é escrito antes do sinal + ou -. Um símbolo de elemento sem uma carga escrita ao 
lado é considerado o átomo sem carga.
Como nomear um íon simples?
1) Para um cátion, basta usar o nome do elemento e adicionar a palavra íon (ou 
se quiser ser mais específico, adicione cátion) após o nome do elemento. Então Na+ é o 
íon sódio; Ca2+ é o íon cálcio. Se o elemento tiver mais de uma carga possível, o valor da 
carga, em algarismos romanos, depois do nome do elemento. Assim, Fe2+ é o íon de ferro 
(II), enquanto Fe3+ é o íon de ferro (III); 
2) Para um ânion monoatômico, adicione íon e em seguida use a raiz do nome 
do elemento e acrescente o sufixo -eto a ele. Isso é semelhante a como nomeamos os 
compostos moleculares. Assim, Cl− é o íon cloreto e N3− é o íon nitreto.
1.4 A tabela periódica
Quando nos referimos a um átomo, usamos simplesmente o nome do elemento: 
o termo sódio refere-se tanto ao elemento quanto a um átomo de sódio. Mas pode ser 
complicado usar o nome dos elementos o tempo todo. Em vez disso, a química define 
um símbolo para cada elemento. O símbolo atômico é uma abreviação de uma ou duas 
letras do nome do elemento. Por convenção, a primeira letra do símbolo de um elemento é 
sempre maiúscula, enquanto a segunda letra (se presente) é minúscula. Assim, o símbolo do 
hidrogênio é H, o símbolo do sódio é Na e o símbolo do níquel é Ni. A maioria dos símbolos 
18TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
vem do nome inglês do elemento, embora alguns símbolos venham do nome latino de um 
elemento. Por exemplo, o símbolo do sódio, Na, vem de seu nome latino, Natrium. A passo 
que o símbolo do enxofre, S, vem da palavra britânica, Sulphur. O nome dos elementos 
e seus símbolos atômicos não deve ser memorizado, mas sim consultado em uma 
tabela, conhecida como tabela periódica dos elementos químicos. 
Como o corpo das observações químicas cresceu exponencialmente no início do 
século XIX, foram feitas tentativas para encontrar padrões regulares no comportamento 
químico dos átomos. Esses esforços culminaram no desenvolvimento da tabela periódica em 
1869. Você aprenderá rapidamente que a tabela periódica é a mais importante ferramenta 
que os químicos utilizam para organizar e lembrar fatos químicos.
Uma tabela periódica simples é mostrada a seguir. Os elementos da tabela periódica 
estão listados em ordem crescente de número atômico. A tabela periódica tem uma 
forma especial que se tornará importante para nós quando considerarmos a organização 
dos elétrons nos átomos. Um uso imediato da tabela periódica nos ajuda a identificar metais 
e não-metais. Os não-metais estão no canto superior direito da tabela periódica. Todos os 
outros elementos são metais.
Existe uma maneira fácil de representar isótopos usando os símbolos atômicos. 
Usamos a construção: 
onde X é o símbolo do elemento, A é o número de massa e Z é o número atômico. 
Assim, para o isótopo do carbono que possui 6 prótons e 6 nêutrons, o símbolo é 612C 
(onde C é o símbolo do elemento, 6 representa o número atômico e 12 representa o número 
de massa). Lembre-se que o número de massa é igual ao número atômico mais o número 
de nêutrons. 
 Não existem diferenças fundamentais entre diferentes tabelas periódicas 
encontradas no mercado. Entretanto, você poderá notar variações muito pequenas nas 
tabelas periódicas de um livro para outro. Essas diferenças são apenas uma questão de 
estilo, ou com relação à informação em particular incluída na tabela. 
 Os elementos em uma coluna da tabela periódica são conhecidos como um 
grupo ou família. A maneira como os grupos são chamados é de certa forma arbitrário. 
Porém, a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), padronizou a numeração 
dos grupos seguindo a numeração de 1 a 18, da esquerda para direita. 
19TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
 Elementos que pertencem ao mesmo grupo geralmente apresentam algumas 
similaridades em suas propriedades físicas e químicas. Por exemplo, os metais de cunhagem 
(processo pelo qual as moedas passam para serem gravadas). – Cobre (Cu), prata (Ag) e 
ouro (Au) – pertencem ao grupo 11. Existem vários outros grupos da tabela periódica que 
também possuem nomes característicos, como mostrado na tabela a seguir.
TABELA 2: NOMES ESPECÍFICOS DE ALGUNS GRUPOS DA TABELA PERIÓDICA
Fonte: O autor (2022).
Todos os elementos do lado esquerdo e do meio da tabela com exceção ao 
hidrogênio são elementos metálicos, ou metais. Portanto, é fácil verificar que a maioria dos 
elementos possuem caráter metálico. 
Os metais compartilham várias propriedades características como brilho e altas 
condutividades elétricas e térmicas, todos os metais, com exceção do Mercúrio (Hg), são 
sólidos à temperatura ambiente. Os metais estão separados dos elementos não metálicos 
por uma linha diagonal semelhante a uma escala que vai do Boro (B) ao Astato (At). O 
hidrogênio, apesar de estar do lado esquerdo da tabela periódica, é um não-metal. À 
temperatura ambiente, alguns dos não-metais são gasosos, outros são líquidos e outros 
sólidos, eles geralmente diferem dos metais na aparência e em outras propriedades físicas. 
Muitos dos elementos que estão na borda que separa os metais dos não-metais, como o 
antimônio (Sb), tem propriedades que estão entre a dos metais e a dos não-metais, esses 
elementos são em geral chamados de metalóides.
A tabela periódica é um sumário muito útil das propriedades dos elementos. Mesmo 
se nunca tivéssemos ouvido falar do ósmio (Os), poderíamos olhar a tabela periódica e ver 
que ele é um metal, porque fica à esquerda dos metalóides. Semelhantemente, mesmo 
se os químicos não tivessem investigado as reações do radônio (Rn) – que é um gás 
radioativo perigoso –, poderíamos antecipar que ele se parece com os demais Gases 
Nobres, particularmente com o seu vizinho imediato do Grupo 18, o xenônio (Xe), e forma 
muito poucos compostos. 
20TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
À medida que você trabalhar com esse material e encontrar um novo elemento, 
é uma boa ideia ir buscá-lo na tabela periódica, identificar seus vizinhos e tentar predizer 
suas propriedades.
FIGURA 5: TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
 
1.5 Moléculas 
Existem muitas substâncias que se apresentam como dois ou mais átomos 
conectados tão fortemente, que se comportam como uma única partícula. Essas combinações 
de múltiplosátomos são chamadas de moléculas. Uma molécula é a menor parte de uma 
substância que possui as propriedades físicas e químicas dessa substância. 
Alguns elementos existem naturalmente como moléculas diatômicas. Por 
exemplo, hidrogênio, oxigênio, flúor, nitrogênio e cloro existem como moléculas de dois 
átomos, sendo chamadas de moléculas diatômicas, que podem ser escritas de acordo com 
suas fórmulas moleculares: H2, O2, F2, N2 e Cl2, respectivamente. A fórmula molecular do 
hidrogênio elementar é H2, com H sendo o símbolo do hidrogênio e o subscrito 2, implicando 
que existem dois átomos desse elemento em uma molécula. 
Outros elementos existem como moléculas poliatômicas. Por exemplo, o enxofre 
normalmente existe como uma molécula de oito átomos, S8, enquanto o fósforo existe 
como uma molécula de quatro átomos, P4. 
21TÓPICO 1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS E ÍONS
Há, ainda, elementos que existem como átomos individuais (espécies monoatô-
micas), em vez de moléculas. Exemplos são os gases nobres, hélio (He), neônio (Ne), 
argônio (Ar), kriptônio (Kr) e Xenônio (Xe). Nesses casos, supõe-se que haja apenas um 
átomo em uma fórmula molecular, uma vez que não há subscrito numérico no lado direito 
do símbolo químicos dos elementos.
Principais conclusões:
 ● A química é uma ciência baseada na teoria atômica moderna, que afirma que 
toda matéria é composta de átomos;
 ● Os próprios átomos são formados por prótons, nêutrons e elétrons;
 ● Cada elemento tem seu próprio número atômico, que é igual ao número de 
prótons em seu núcleo;
 ● Os isótopos de um elemento contém diferentes números de nêutrons;
 ● Os elementos são representados por um símbolo atômico;
 ● A tabela periódica é uma tabela que organiza todos os elementos em ordem 
crescente de número atômico;
 ● Moléculas são grupos de átomos;
 ● Alguns elementos existem como moléculas diatômicas.
. . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . 
. . . . . 
. 
22TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICASTÓPICO
INTRODUÇÃO
Olá aluno, na “Unidade 1: Átomos, moléculas e íons”, você foi apresentado ao 
desenvolvimento histórico do modelo atômico e todas as suas consequências à química. Hoje, 
vamos aprender sobre os conceitos básicos de ligações químicas, isto é, como os átomos, ou 
íons, são organizados para formar moléculas e compostos. Começaremos com uma breve 
abordagem dos tipos de ligações químicas e introduziremos os símbolos de Lewis, uma forma 
de se mostrar os elétrons de valência em átomos e íons. Inicialmente, veremos a diferença 
entre ligação iônica, ligação covalente e ligação metálica. Além disso, a eletronegatividade 
será definida, bem como sua importância nas ligações covalentes polares. 
Vamos começar então? Mãos à obra!
2.1 Ligações químicas, símbolos de lewis e regra do octeto
Quando átomos ou íons estão muito ligados uns aos outros, dizemos que existe 
uma ligação química entre eles. Existem três tipos principais de ligações químicas: 
 ● Ligação química iônica: refere-se às forças eletrostáticas que existem entre 
íons de cargas opostas. Os íons são formados quando átomos perdem ou recebem elétrons. 
Ocorre entre um elemento metálico e outro elemento não-metálico, exemplos: NaCl, KBr, 
LiCl2 e outros;
23TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
 ● Ligação química covalente: é o tipo de ligação química que envolve o 
compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Ocorre entre elementos não-metálicos. 
Exemplos: HCl, HF, HI, CH4, H2O, Cl2, Br2 e outros;
 ● Ligação química metálica: encontrada em metais como cobre, ferro, 
alumínio, prata, ouro e outros. Os elétrons envolvidos estão relativamente livres para 
mover-se pela estrutura tridimensional do metal, por isso metais são bons condutores de 
calor e eletricidade.
Podemos compreender melhor as ligações químicas envolvidas entre átomos, a partir 
da análise dos símbolos de Lewis das espécies envolvidas. Os elétrons envolvidos em ligações 
químicas são os elétrons de valência, localizados no nível mais externo de um átomo.
O símbolo de Lewis de um elemento consiste no símbolo químico do elemento 
mais um ponto para cada elétron de valência. Por exemplo, o gás nobre neônio, Ne, tem 
configuração eletrônica 1s² 2s² 2p6; logo, seu símbolo de Lewis mostra 8 elétrons de valência:
 
Os pontos, representando os elétrons de valência, podem ser colocados nos quatro lados 
do símbolo atômico: acima, abaixo e dos lados esquerdo e direito. Cada lado pode acomodar até 
2 elétrons de valência; a escolha de qual lado “acomodar” primeiro os elétrons é arbitrária. 
Como observado, para determinar o símbolo de Lewis você deve:
1°) Escolher o elemento a qual queira descobrir o símbolo de Lewis;
2°) Verificar o número atômico do elemento;
3°) Realizar a distribuição eletrônica do elemento;
4°) Identificar os elétrons de valência;
5°) Escrever o símbolo químico do elemento;
6°) Acomodar os elétrons ao redor do símbolo. 
Exemplo: Determine o símbolo de Lewis do oxigênio:
O primeiro passo é saber que o símbolo químico do oxigênio é O, e que seu número 
atômico é igual a 8. Logo, sua distribuição eletrônica é: 1s² 2s² 2p4. Então, sabendo que a 
camada de valência apresenta o maior valor do número quântico principal, nesse caso 2, 
24TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
teremos que a quantidade total de elétrons de valência é igual a 2+4 = 6. Desta forma, o 
símbolo de Lewis para o átomo de oxigênio é dado como:
 
 
Os átomos podem ganhar, perder ou compartilhar seus elétrons de valência para 
atingir a configuração eletrônica do seu gás nobre mais próximo na tabela periódica. Os 
gases nobres têm distribuições eletrônicas muito estáveis, isso é observado pelas elevadas 
energias de ionização, baixas afinidades eletrônicas e baixas reatividades químicas. Como 
todos os gases nobres possuem 8 elétrons de valência (com exceção do hélio, He, que 
possui 2), os químicos estabeleceram uma regra baseada em observações experimentais, 
conhecida como regra do octeto. 
 
Existem muitas exceções à regra do octeto, porém ela fornece uma estrutura útil 
para introduzir muitos conceitos importantes de ligação química. 
É importante lembrar, pelo que foi visto, que: 
 
Com exceção a isso, é o elemento hélio (Z=2). Seus átomos apresentam 2 elétrons 
na última camada, mas ele não é colocado no grupo 2. Pois, suas propriedades não se 
assemelham às dos elementos daquele grupo (Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra), mas sim às dos 
gases nobres (Ne, Ar, Kr, Xe e Rn). Por essa razão, o hélio é considerado gás nobre e é 
incluído no grupo 18 da tabela periódica. 
A tabela periódica é um importante instrumento de pesquisa e consulta, ela nos 
informa, entre outras coisas, o número de elétrons de valência. A simbologia de Lewis para 
os elementos representativos é mostrada a seguir com correlação à tabela periódica.
25TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 1: DIAGRAMA DE LEWIS PARA OS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
 
2.2 Substâncias iônicas, moleculares e metálicas
Existem três importantes grupos de substâncias: iônicas, moleculares e metálicas.
 
 
 
 De forma geral, todas as substâncias químicas podem ser classificadas em 
iônicas, em que há ligação iônica entre seus átomos; moleculares, em que há ligação 
covalente entre seus átomos; e metálicas, em que há ligação metálica entre seus átomos.
26TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
2.3 Ligação iônica
Os químicos perceberam que os átomos dos elementos dos grupos 1, 2 e 13 
apresentam uma tendência acentuada a perder os elétrons da camada de valência. Sem 
os elétrons de valência, a última camada eletrônica passa a ser a anterior, que satisfaz a 
regra do octeto. Assim, por exemplo, átomos de Na, sob determinadas condições, podem 
perder o elétron de valência, átomosde Mg podem perder os dois elétrons de valência e 
átomos de Al, podem perder os três. 
Os químicos também verificaram que os átomos dos elementos dos grupos 15, 16 e 
17 apresentam, de modo geral, tendência a receber elétrons para ficar com oito elétrons na 
última camada. Assim, átomos de F e de Cl, sob determinadas condições, podem receber um 
elétron, átomos de O e S podem receber dois e átomos de N e P podem receber três elétrons.
 
 
Vejamos como pode acontecer a união de metal e não-metal do ponto de vista da 
regra do octeto. Consideremos átomos neutros dos elementos sódio e cloro:
Nenhum deles está estável, de acordo com a regra do octeto. Contudo, se houver 
uma transferência de 1 elétron do sódio para o cloro, ambos atingirão a estabilidade:
Esse processo pode ser esquematizado simplificadamente, representando-se por 
bolinhas os elétrons da última camada (a camada de valência) ao redor do símbolo do elemento:
 
Os íons Na+ e Cl- possuem cargas elétricas opostas; portanto se atraem mutuamente. 
Essa atração mantém os íons unidos, formando uma substância muito conhecida, o 
cloreto de sódio (comercializado como sal de cozinha), representado pela fórmula NaCl. 
27TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
Tal união é chamada de ligação iônica (alguns a denominam ligação eletrovalente). Se 
conseguíssemos ampliar um daqueles cristaizinhos de sal presentes num saleiro, veríamos 
um arranjo regular de cátions Na+ e de ânions Cl-, conhecido como retículo cristalino iônico, 
ilustrado esquematicamente na figura abaixo. O cloreto de sódio é apenas um exemplo de 
composto iônico, ou seja, um composto formado por íons. De modo geral, sempre que um 
elemento, que necessite doar elétrons para se estabilizar, se unir a outro, que necessite 
recebê-los, a união se dará por ligação iônica.
 
FIGURA 2: REPRESENTAÇÃO ESQUEMÁTICA DO RETÍCULO CRISTALINO IÔNICO DO CLORETO 
DE SÓDIO.
 
Os íons estão representados, sem escala, por esferas, em cores fantasiosas. 
2.4 Ligação covalente
O átomo de cloro (Z 5 17) precisa de mais 1 elétron para adquirir eletrosfera 
semelhante à do gás nobre argônio (Z 5 18).
 
 Foi proposto que, na substância Cl2, os átomos se mantêm unidos porque 
suas eletrosferas compartilham alguns elétrons da última camada. Compartilhar, nesse 
caso, significa que alguns elétrons passam a fazer parte da camada de valência dos dois 
átomos ligados. Compartilhando elétrons, eles passam a ter eletrosfera semelhante à de 
um gás nobre. Na representação seguinte, as bolinhas pretas representam os elétrons da 
camada de valência.
28TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
 
 Quando átomos se unem por compartilhamento de elétrons, dizemos que entre 
eles se estabelece ligação covalente. Os grupos de átomos unidos por ligação covalente 
são denominados moléculas. As substâncias formadas por moléculas são denominadas 
substâncias moleculares. 
 Três maneiras distintas de representar uma molécula são: a fórmula molecular, 
a fórmula eletrônica (ou fórmula de Lewis) e a fórmula estrutural, na qual cada par de 
elétrons compartilhado é representado por meio de um tracinho:
QUADRO 1: FÓRMULAS MOLECULARES, ELETRÔNICAS E ESTRUTURAIS E MOLÉCULAS 
DIATÔMICAS
 
Fonte: O autor (2022).
2.5 Algumas exceções à regra do octeto
Atualmente, os químicos têm conhecimento da existência de muitas moléculas que 
não obedecem à regra do octeto. Berílio (Be) e boro (B) aparecem, em algumas moléculas, 
com o octeto incompleto. Apesar de pertencerem a grupos nos quais outros elementos tendem 
a formar cátions em ligações iônicas, esses dois elementos fazem ligação covalente. O berílio 
é frequentemente encontrado com 4 elétrons na camada de valência, e o boro, com 6.
29TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Duas outras exceções ao octeto são alguns compostos de enxofre e de fósfo-
ro, nos quais eles aparecem com mais de 8 elétrons na camada de valência. Note que são 
dez elétrons na camada de valência dos fósforos (P) e doze na do enxofre (S).
 
 Três exceções ainda mais interessantes à regra do octeto são os compostos 
NO, NO2 e CO2, em cujas moléculas aparecem átomos com número ímpar de elétrons na 
camada de valência. Esses três compostos apresentam alta tendência a reagir quimicamente, 
transformando-se em compostos mais estáveis.
 
 Note que, nestas estruturas, nitrogênio e cloro estão com um elétron 
desemparelhado, isto é, um elétron sem outro com o qual componha um par.
 Outros modelos mais modernos já foram criados para tentar explicar os casos 
em que a regra do octeto falha. Entretanto, devido à sua complexidade, eles não serão 
comentados neste material de nivelamento em química. 
2.6 Ligação metálica
 Uma vez que os metais são bons condutores de corrente elétrica, é de esperar 
que eles possuam em sua estrutura elétrons livres para se movimentarem. Essa é uma das 
evidências que conduziram à elaboração do modelo da ligação química existente nos metais. 
 Os núcleos dos elementos classificados como metais não exercem uma 
atração muito grande sobre os elétrons da sua última camada. Por isso, possuem alta 
tendência a perder elétrons. Dessa forma, os cientistas admitem que um metal sólido é 
constituído por átomos metálicos em posições ordenadas com seus elétrons de valência 
livres, para se movimentarem por todo o metal. Assim, temos um “amontoado” organizado 
de íons metálicos positivos mergulhados em um “mar de elétrons” livres. Esse é o chamado 
30TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
modelo do mar de elétrons, que explica a condutividade elétrica dos metais. Ele está 
representado no esquema da figura abaixo.
FIGURA 3: REPRESENTAÇÃO ESQUEMÁTICA DO MAR DE ELÉTRONS NA LIGAÇÃO METÁLICA
 
 
 Assim como a presença dos elétrons entre dois átomos os mantêm unidos 
numa ligação covalente, é a presença do mar de elétrons que mantém os átomos metálicos 
unidos, em um tipo de ligação química denominada ligação metálica. Contudo, num 
pedaço de metal, os átomos não se encontram com o octeto completo. A regra do octeto 
não é satisfatória para explicar a ligação metálica. 
 As substâncias metálicas, como ferro (Fe), prata (Ag), alumínio (Al), ouro (Au), 
platina (Pt), e outros apresentam propriedades características como:
 ● Brilho característico: se polidos, os metais refletem muito bem a luz. Essa 
propriedade é fácil de ver, por exemplo, em bandejas e espelhos de prata;
 ● Alta condutividade térmica e elétrica: são propriedades que se devem aos 
elétrons livres. Seu movimento ordenado constitui a corrente elétrica e sua agitação 
permite a rápida propagação do calor através dos metais;
 ● Altos pontos de fusão e de ebulição: em geral, são características dos 
metais (embora haja exceções, como mercúrio, PF = -39 °C; gálio, PF = 30 °C; e 
potássio, PF = 63 °C). Devido a essa propriedade e à boa condutividade térmica, 
alguns metais são usados em panelas e em radiadores de automóveis;
31TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
 ● Maleabilidade: metais são muito maleáveis, ou seja, fáceis de transformar 
em lâminas. O metal mais maleável é o ouro, que permite obter as lâminas mais 
finas (com espessuras da ordem de até 0,00001 cm!);
 ● Ductibilidade: metais também são muito dúcteis, isto é, fáceis de transformar 
em fios. O ouro é também o mais dúctil dos metais, permitindo que se obtenham 
fios finíssimos (1 g fornece 2.000 m de fio!);
 ● Resistência à tração: o ferro, sob a forma de aço, é um exemplo de metal 
que apresenta grande resistência à tração. Isso significa que, quando se tenta 
esticar um cabo ou uma barra de ferro, eles suportam uma força muito grande, e 
só arrebentam se a força ultrapassar determinado valor. Essa propriedade permite 
sua utilização em cabos de elevadores e em construção civil, na mistura com o 
concreto, formando o chamado concreto armado.
2.7 Ligações químicas intermoleculares
 O que mantém as moléculas unidasnos estados sólido e líquido são as 
chamadas forças ou interações intermoleculares. São fundamentalmente de três tipos: 
Forças de Keesom, Forças de Debye e Forças de London.
 As forças de Keesom são conhecidas como interações de orientação do tipo 
íon-dipolo permanente e dipolo permanente-dipolo permanente. A grande maioria 
dos compostos moleculares, isto é, que possuem ligações covalentes entre seus átomos, 
não possuem centro de cargas positiva e negativa coincidentes, gerando, desta maneira, 
substâncias polares – A exceção são as moléculas diatômicas homonucleares ou então 
compostos polinucleares simétricos onde o momento de dipolo é igual a zero. 
 
32TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
Quando moléculas polares se aproximam uma da outra, o polo positivo de uma 
atrai o polo negativo da outra e as mesmas tendem a orientar-se convenientemente. A 
figura abaixo mostra como a atração entre moléculas polares pode variar com a orientação. 
FIGURA 4: INTERAÇÕES DE KEESOM, AS SETAS EM VERMELHO REPRESENTA A REPULSÃO E AS 
SETAS EM PRETO REPRESENTAM ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA 
 
As forças de Debye são conhecidas como interações de orientação do tipo dipolo 
permanente-dipolo induzido. Neste caso, uma molécula polar ou um íon, pode induzir o 
aparecimento de um dipolo sobre um átomo ou molécula apolar, causando o aparecimento 
de uma força de atração entre as duas entidades. As forças de Debye são mais evidentes 
em átomos e moléculas com altas polarizabilidades. Por polarizabilidade de um átomo ou 
molécula, entende-se a capacidade de deformação da nuvem eletrônica dos mesmos. Quanto 
maior o átomo ou molécula, maior a possibilidade de deformação da nuvem eletrônica, pois 
se encontra menos influenciada pelas forças de atração de seu próprio núcleo.
33TÓPICO 2 CONCEITOS BÁSICOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 5: REPRESENTAÇÃO ESQUEMÁTICA DA FORMAÇÃO DE UM DIPOLO INDUZIDO EM 
UMA MOLÉCULA OU ÁTOMO.
 
 As forças de London são conhecidas como interações do tipo dipolo 
instantâneo-dipolo instantâneo. Neste caso, a formação de dipolos momentâneos 
é o resultado exclusivamente da deformação das nuvens eletrônicas. Para explicar 
detalhadamente a origem das interações de London, é necessário recorrer aos conceitos 
da mecânica quântica, uma vez que se tem que considerar o fato de que a nuvem eletrônica 
dos átomos e moléculas estão em constante vibração. São os modos normais de vibração 
uma das causas que favorecem a polarizabilidade dos átomos e moléculas. 
 Todas as três forças de interação intermolecular (Keesom, Debye e London), 
são hoje conhecidas como forças de van der Waals, em homenagem ao físico Johannes 
Diderik van der Waals que utilizou as teorias de orientações de dipolos para desenvolver o 
formalismo matemático da equação dos gases reais.
Principais conclusões:
 ● A ligação química é estabelecida quando átomos estão muito próximos;
 ● Ligação iônica é formada quando íons positivos e negativos se aproximam;
 ● A ligação iônica é mantida entre um metal e um não-metal;
 ● Ligação covalente é formada quando não-metais estão compartilhando elé-
trons;
 ● Ligação metálica é estabelecida apenas com átomos metálicos;
 ● Os elétrons de valência são representados pela estrutura de Lewis;
 ● O tipo de ligação química pode ser melhor compreendido pela regra do octeto.
. . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . 
. . . . . 
. 
 3 ESTEQUIOMETRIATÓPICO
TÓPICO 3 ESTEQUIOMETRIA 34
3.1 Equações químicas
Os processos químicos que acontecem em nosso cotidiano podem ser representados 
pelas equações químicas. À esquerda dessas equações químicas são representados os 
reagentes, ou seja, as substâncias utilizadas como partida da reação. À direita é observada 
as substâncias formadas, chamados de produtos. Vejamos a formação da água ( ): 
A leitura da equação química apresentada descreve o hidrogênio reagindo com 
o oxigênio para a formação da água. O número apresentado antes do H2, é o chamado 
coeficiente estequiométrico. 
3.2 Balanceamento de equações
Agora que a equação química já é conhecida, podemos então obter reações 
quantitativas. Para isso devemos levar em consideração, a lei de conservação das massas 
postulada por Antoine Lavoisier, que nos diz:
 
Nas entrelinhas, os átomos não são criados e nem destruídos na reação química, 
ou seja, a equação química deve ter as mesmas quantidades de átomos de cada elemento 
de ambos os lados. A expressão resultante é a equação balanceada.
35TÓPICO 3 ESTEQUIOMETRIA
Para o balanceamento das equações químicas é importante frisar, que apenas o 
coeficiente estequiométrico é alterado, os indicies inferiores não devem ser mudados para 
não alterar a identidade química. Vejamos a reação química que ocorre quando o metano 
(CH4 ) é exposto ao oxigênio (O2).
 
Para balancear essa equação, inicialmente começamos pelo elemento que aparece 
em menor quantidade, nesse caso o carbono (C). Em ambos os lados ele aparece em 
quantidades iguais, deste modo, podemos ir para o hidrogênio que completa a molécula 
de metano. Podemos observar que do lado dos reagentes a quantidade de H é 4 e nos 
produtos 2, dessa forma devemos colocar um coeficiente estequiométrico que satisfaça 
a mesma quantidade de ambos os lados. Se colocarmos o 2 na frente da água H_2 O, a 
mesma quantidade de H é satisfeita.
 O próximo passo é observar a quantidade de oxigênio de ambos os lados. É 
nítido, que os produtos possuem uma quantidade superior aos reagentes. Ao colocarmos o 
coeficiente 2 na frente de O2 é completado o balanceamento
3.3 Massa molecular
 A massa molecular (MM) é a soma da massa dos átomos que formam a molécula, 
usando as massas atômicas (MA) já constantes na tabela periódica. Como exemplo podemos 
usar o metano já apresentado nesse tópico que possui massa molar de 16 u:
Vejamos a massa molecular do nitrato de Ca(NO_3 )_2: 
Observe que neste caso, que todos os elementos dentro dos parênteses são multi-
plicados pelo índice inferior 2.
36TÓPICO 3 ESTEQUIOMETRIA
3.4 Mol
 O mol foi criado pelos químicos como uma unidade que descreve a quantidade 
de matéria microscópica, ou seja, número de átomos, íons ou moléculas em uma amostra. Para 
chegar ao valor de átomos presentes em 1 mol, os cientistas inicialmente partiram da massa de 
1 átomo de C-12, que é . Desta forma, em 12 g de C-12 o número de átomos é:
Esse valor recebeu o nome de constante de Avogadro, em homenagem ao cientista 
Amoedo Avogadro. A constante de Avogadro então ficou definida como 1 mol de qualquer 
objeto, ou seja: 
Partindo-se disso, 1 mol de qualquer substância tem em gramas é chamada de 
massa molar. A massa molar com unidade em g/mol de uma substância é igual numerica-
mente a massa molecular. 
3.5 Reagente limitante e excesso
Nas reações químicas existem reagentes que são usados completamente antes 
dos outros, fazendo com que a reação pare quando este é consumido totalmente. Esse 
reagente que é denominado reagente limitante. Como exemplo, podemos partir da equação 
química balanceada da água já apresentada:
Partindo de 10 mol iniciais de H2 e 7 mols de O2 e fazendo a relação estequiométrica 
em que:
Podemos observar, que para a reação completa partindo-se de 10 mol de H2 serão 
necessários 5 mol de O2. Assim, quando os 10 mol de H2 reagirem por completo ainda 
teremos um excesso de 2 mol de O2. Nesse caso o O2 é designado como o reagente em 
excesso, pois sobra na reação, e o H2 o reagente limitante, uma vez que, a continuidade 
da formação de produtos cessa com o seu consumo total. 
37TÓPICO 3 ESTEQUIOMETRIA
3.6 Estequiometria
 A estequiometria examina as quantidades das substâncias consumidas e 
produzidas nas reações químicas. Baseia-se nos conceitos de: massas atômicas, fórmulas 
químicas e na lei da conservação das massas. 
A partir dos conceitos de balanceamentode equação, mol e massa molar, é possível 
determinar as quantidades de reagentes e produtos envolvidos na reação. Vejamos a reação 
a seguir, sabendo que a massa inicial de C4 H10 é de 1 g, e que gostaríamos de saber a 
massa de CO2 produzida, sabendo que a reação de consumo de C4H10 para formação de 
CO2 segue a seguinte reação de combustão:
O número de mol para C4 H10 pode ser calculado usando a massa molar e a massa 
já conhecida:
Inicialmente, para a resolução do exercício, necessitamos observar a relação 
estequiométrica entre ambos:
Portanto,
E finalmente é possível encontrar a massa de CO2 em gramas
. . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . 
. . . . . 
. 
 4 SOLUÇÕES AQUOSASTÓPICO
TÓPICO 4 SOLUÇÕES AQUOSAS 38
Introdução
Nesta unidade, iremos estudar a química de soluções. Todos nós provavelmente 
pensamos que sabemos o que é uma solução. Podemos estar segurando uma lata de 
refrigerante ou um copo de café enquanto estudamos e pensar... ei, isso é uma solução. 
Bem, você está certo. Mas você pode não perceber que o ar atmosférico é um exemplo 
de solução gasosa, na qual predominam o gás nitrogênio (cerca de 78%) e o gás oxigênio 
(cerca de 21%), ou também que um anel de ouro 18k é um exemplo de solução sólida (liga 
contendo 75% de ouro e 25% de outro metal como o cobre). Entretanto, como soluções 
líquidas são as mais comuns, daremos maior atenção a elas.
4.1 Definições de solução
Uma solução é uma mistura homogênea - uma mistura de duas ou mais substâncias 
que estão intimamente ligadas. Quando você considera que o prefixo “homo” significa 
“mesmo”, essa definição faz todo o sentido. As soluções carregam as mesmas propriedades 
por toda parte. Tomemos, por exemplo, o vinagre, que é usado na culinária, e é feito de 
aproximadamente 5% de ácido acético em água. Isso significa que cada colher de chá de 
vinagre retirado do recipiente contém 5% de ácido acético e 95% de água. Essa proporção 
de mistura é a mesma em todo o recipiente de vinagre.
Quando uma substância é capaz de dissolver outra, costumamos chamá-la de 
solvente. Assim, por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal, para o 
álcool e para várias outras substâncias. A substância que é dissolvida num solvente, a fim 
39TÓPICO 4 SOLUÇÕES AQUOSAS
de fazer uma solução, é denominada soluto. No caso do vinagre, o ácido acético, presente 
em menor quantidade é o soluto, e a água, presente em maior quantidade, é o solvente. 
Quando, no preparo de soluções, utilizamos a água como solvente, temos uma solução 
aquosa.
4.2 Expressando a concentração
Um conceito importante de soluções é definir quanto soluto é dissolvido em uma 
determinada quantidade de solvente. Este conceito é chamado de concentração. Várias 
palavras são usadas para descrever as quantidades relativas de soluto. Diluído descreve 
uma solução que tem muito pouco soluto, enquanto concentrado descreve uma solução 
que tem muito soluto. Um problema é que esses termos são qualitativos; eles descrevem 
mais ou menos, mas não exatamente quanto. Quando dizemos que o vinagre é 5% de 
ácido acético em água, estamos dando a concentração. Se disséssemos que a mistura era 
de ácido acético a 10%, isso poderia ser mais concentrado do que a solução de vinagre. A 
concentração pode ser expressa de diversas formas, as mais comuns são: concentração 
mássica e concentração molar.
Concentração mássica:
Uma das maneiras mais usadas para expressar a concentração (C) de uma solução 
é por meio da massa de soluto (msoluto), dissolvida em certo volume dessa solução (vsolução):
A unidade da concentração comum será composta por uma unidade de massa 
qualquer (mg, g, kg etc.), dividida por uma unidade de volume qualquer (cm3, mL, dm3, L, 
m3 etc.). Observe que o volume que se leva em conta nessa definição não é o volume de 
solvente usado para fazer a solução, mas sim o volume da solução.
Outra forma de se expressar a concentração é em termos de percentual em massa 
de um soluto em uma solução:
Em nosso exemplo do vinagre 5%, temos 5 g de ácido acético em 100 g de solu-
ção. Quando trabalhamos com soluções muito diluídas, expressamos a concentração em 
partes por milhão (ppm) ou partes por bilhão (ppb), que são semelhantes ao percentual 
40TÓPICO 4 SOLUÇÕES AQUOSAS
em massa, porém com o multiplicador 106 (um milhão) e 109 (um bilhão). Uma solução cuja 
quantidade de soluto é de 50 ppm possui 50 mg de soluto por quilograma de solução, isto 
é, uma parte por milhão.
Concentração molar:
A concentração molar, ou concentração em quantidade de matéria, expressa a 
quantidade de soluto, em mol, dividido pelo volume total da solução. Como segue:
Essa concentração molar pode ser expressa por colchetes. Por exemplo, uma 
solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L pode ser expressa como:
4.3 O processo de dissolução
Como vimos, o processo de dissolução ocorre quando uma substância se dispersa 
uniformemente em outra, formando uma mistura homogênea. É notório que alguns solutos 
se dissolvem em certos solventes, mas não em outros. O NaCl, por exemplo, se dissolve 
em água, mas não em óleo vegetal. A cera de abelha se dissolve em hexano líquido, mas 
não em água. O que determina que uma substância irá se dissolver em um solvente, mas 
não em outro?
Dois fatores definem a capacidade das substâncias de formarem soluções:
1 A tendência natural das substâncias de se misturarem e se espalharem em 
volumes maiores, quando estas não são restringidas de alguma maneira, como é 
o caso dos gases;
2 Os tipos de interações intramoleculares envolvidas no processo de dissolução.
As interações intermoleculares incluem forças de London, de Keesom e de Debye. 
A partir de estudos experimentais, foi determinado que, se as moléculas de um soluto ex-
perimentam as mesmas forças intermoleculares que o solvente, o soluto provavelmente 
se dissolverá naquele solvente. Assim, o NaCl (um composto iônico) dissolve-se na água, 
41TÓPICO 4 SOLUÇÕES AQUOSAS
que é muito polar, mas não no óleo, que é apolar. A cera de abelha apolar se dissolve em 
hexano apolar, mas não em água polar.
Esse conceito leva à regra geral de que “semelhante dissolve semelhante”, para 
prever se um soluto é solúvel em um determinado solvente. No entanto, esta é uma regra 
geral, não uma afirmação absoluta, por isso deve ser aplicada com cuidado.
4.4 Solubilidade e fatores que a afetam
Na maioria dos casos, apenas uma certa quantidade máxima de soluto pode 
ser dissolvida em uma determinada quantidade de solvente. Esta quantidade máxima é 
chamada de solubilidade do soluto. Geralmente é expresso em termos da quantidade de 
soluto que pode se dissolver em 100 g de solvente a uma dada temperatura, como podemos 
observar na tabela a seguir:
TABELA 1: SOLUBILIDADE DE ALGUNS COMPOSTOS IÔNICOS
Fonte: O autor (2022).
Quando a quantidade máxima de soluto foi dissolvida em uma determinada 
quantidade de solvente, dizemos que a solução está saturada com soluto. Quando menos 
do que a quantidade máxima de soluto é dissolvida em uma determinada quantidade de 
soluto, a solução é insaturada. Esses são termos qualitativos, porque cada soluto tem 
sua própria solubilidade. Uma solução de 0,00019 g de AgCl por 100 g de H2O pode ser 
saturada, mas com tão pouco soluto dissolvido, também é bastante diluída. Uma solução 
de 36,1 g de NaCl em 100 g de H2O também está saturada, mas concentrada.
Em algumas circunstâncias, é possível dissolver mais do que a quantidade máxima 
de um soluto em uma solução. Geralmente, isso acontece aquecendo o solvente, dissol-
42TÓPICO 4 SOLUÇÕES AQUOSAS
vendo mais soluto do que normalmente dissolveria em temperaturas normais e deixando 
a solução esfriar lenta e cuidadosamente. Essas soluções são chamadas de soluções 
supersaturadas e não são estáveis; dada uma oportunidade (como deixar cair um cristalde soluto na solução ou agitação externa), o excesso de soluto precipitará da solução.
Como vimos, a capacidade de uma substância se dissolver em outra depende da 
natureza do soluto e do solvente. Porém, a solubilidade de uma substância pode ser afetada 
por fatores como a temperatura e, no caso dos gases, a pressão do sistema.
Ao aumentar a temperatura do solvente, a solubilidade da maioria dos solutos 
sólidos também aumenta, como observado na figura abaixo. Substâncias sólidas ou 
líquidas pouco solúveis podem ser dissolvidas completamente aumentando a temperatura 
em que a dissolução é realizada. Porém, no caso de substâncias gasosas, a temperatura 
influencia negativamente a solubilidade, ou seja, à medida que a temperatura aumenta, os 
gases se expandem e escapam de seu solvente.
FIGURA 1: SOLUBILIDADE DE COMPOSTOS IÔNICOS(ESQUERDA) E GASES (DIREITA) EM 
ÁGUA EM FUNÇÃO DA TEMPERATURA.
 
Fonte: (BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 
ed. Prentice-Hall, 2005).
Em relação à pressão do sistema, a solubilidade de sólidos e líquidos praticamente 
não são afetadas por variações na pressão, porém em se tratando de gases, a solubilidade 
é aumentada ao se elevar a sua pressão parcial. O refrigerante é um exemplo em que o CO2 
é engarrafado sob alta pressão e baixas temperaturas, em torno de 4°C, para aumentar a 
sua solubilidade na bebida.
43TÓPICO 4 SOLUÇÕES AQUOSAS
Principais conclusões
 ● Soluções são misturas homogêneas formadas pela dissolução de um soluto 
(componente em menor quantidade) em um solvente (componente em maior 
quantidade), respeitando a solubilidade do soluto;
 ● A concentração é a expressão da quantidade de soluto em uma determinada 
quantidade de solvente e pode ser descrita por vários termos qualitativos;
 ● A solubilidade é uma quantidade específica de soluto que pode se dissolver 
em uma determinada quantidade de solvente;
 ● “Semelhante dissolve semelhante” é uma regra útil para decidir se um soluto 
será solúvel em um solvente;
 ● A solubilidade também é afetada pela temperatura em que a dissolução é 
realizada e, no caso dos gases, pela sua pressão parcial.
 
44
SUGESTÕES PARA LEITURA 
CARLOS A. L. FILGUEIRAS. Duzentos anos da teoria atômica de Dalton. Química Nova 
na Escola, N° 20, páginas 38-44, 2004.
OSVALDO PESSOA. A representação pictórica de entidades quânticas da química. 
Química Nova na Escola. N° 7, páginas 25-33, 2007.
WALDMIR N. A. NETO. A noção clássica de valência e o limiar da representação estrutu-
ral. Química Nova na Escola. N° 7, páginas 13-24, 2007.
PAULING, L. The Nature of the Chemical Bond, Journal of the American Chemical Society, 
53, 1367-1400, 1931
HÉLIO A. DUARTE. Ligação iônica, covalente e metálica. Química Nova na Escola. N° 4, 
páginas 14-23, 2001
45
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; TREICHEL, David A. Quími-
ca Geral e Reações Químicas - Volume 1 - Tradução da 9ª edição norte-americana. [São 
Paulo]: Cengage Learning Brasil, 2016. E-book. ISBN 9788522118281. Disponível em: 
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522118281/. Acesso em: 24 nov. 
2022.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de química: ques-
tionando a vida moderna e o meio ambiente. [Porto Alegre]: Grupo A, 2018. E-book. 
ISBN 9788582604625. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/
books/9788582604625/. Acesso em: 24 nov. 2022.
MAHAN, Bruce M. Química um curso universitário. [São Paulo]: Editora Blucher, 1995. 
E-book. ISBN 9788521217374. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/
books/9788521217374/. Acesso em: 24 nov. 2022.
HOUSECROFT, Catherine E.; SHARPE, Alan G. Química Inorgânica - Vol. 2, 4ª edição. [Rio 
de Janeiro]: Grupo GEN, 2013. E-book. ISBN 978-85-216-2733-3. Disponível em: https://
integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/978-85-216-2733-3/. Acesso em: 24 nov. 2022.
BETTELHEIM, Frederick A.; BROWN, William H.; CAMPBELL, Mary K.; FARRELL, Shawn 
O. Introdução à química geral: Tradução da 9ª edição norte-americana. [São Paulo]: 
Cengage Learning Brasil, 2016. E-book. ISBN 9788522126354. Disponível em: https://
integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522126354/. Acesso em: 24 nov. 2022.
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; TOWNSEND, John R.; TREICHEL, David A. Quími-
ca Geral e Reações Químicas - Volume 2 - Tradução da 9ª edição norte-americana. [São 
Paulo]: Cengage Learning Brasil, 2016. E-book. ISBN 9788522118304. Disponível em: 
https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522118304/. Acesso em: 24 nov. 
2022.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
46
ROZENBERG, Izrael M. Química geral. [São Paulo]: Editora Blucher, 2002. E-book. 
ISBN 9788521215646. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/
books/9788521215646/. Acesso em: 24 nov. 2022.
BROWN, Lawrence S.; HOLME, Thomas A. Química geral aplicada à engenharia. [São Pau-
lo]: Cengage Learning Brasil, 2021. E-book. ISBN 9788522128679. Disponível em: https://
integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522128679/. Acesso em: 24 nov. 2022.
ENDEREÇO MEGAPOLO SEDE
 Praça Brasil , 250 - Centro
 CEP 87702 - 320
 Paranavaí - PR - Brasil 
TELEFONE (44) 3045 - 9898
	Botão 11: 
	Botão 8: 
	Botão 9: 
	Botão 10: