Ebook _Química Aplicada a Engenharia_Ser (versão digital)

Prévia do material em texto

QUÍMICA APLICADA A 
ENGENHARIA
Autores: Natália de Souza Pelinson e Luana dos Santos 
Andrade
 
Organizador: Iury Sousa e Silva
Capa para impressão_2022.indd 3Capa para impressão_2022.indd 3 12/12/2022 14:30:5212/12/2022 14:30:52
Química Aplicada à 
Engenharia
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 1Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 1 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
© by Ser Educacional
Todos os direitos reservados. Nenhuma parte desta publicação poderá ser 
reproduzida ou transmitida de qualquer modo ou por qualquer outro meio, 
eletrônico ou mecânico, incluindo fotocópia, gravação ou qualquer outro 
tipo de sistema de armazenamento e transmissão de informação, sem prévia 
autorização, por escrito, do Grupo Ser Educacional.
Imagens e Ícones: ©Shutterstock, ©Freepik, ©Unsplash.
Diretor de EAD: Enzo Moreira.
Gerente de design instrucional: Paulo Kazuo Kato.
Coordenadora de projetos EAD: Jennifer dos Santos Sousa.
Equipe de Designers Instrucionais: Gabriela Falcão; José Carlos Mello; Lara 
Salviano; Leide Rúbia; Márcia Gouveia; Mariana Fernandes; Mônica Oliveira 
e Talita Bruto.
Equipe de Revisores: Camila Taís da Silva; Isis de Paula Oliveira; José Felipe 
Soares; Nomager Fabiolo Nunes.
Equipe de Designers gráficos: Bruna Helena Ferreira; Danielle Almeida; 
Jonas Fragoso; Lucas Amaral, Sabrina Guimarães, Sérgio Ramos e Rafael 
Carvalho.
Ilustrador: João Henrique Martins.
Pelinson, Natália de Souza. Andrade, Luana dos Santos.
Organizador(a): Silva, Iury Sousa e.
Química Aplicada à Engenharia:
Recife: Editora - 2022.
233 p.: pdf
ISBN: 978-65-5487-007-8
1. Química 2. Engenharia 3. Experimental.
Grupo Ser Educacional
Rua Treze de Maio, 254 - Santo Amaro
CEP: 50100-160, Recife - PE
PABX: (81) 3413-4611
E-mail: sereducacional@sereducacional.com
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 2Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 2 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
Iconografia
Estes ícones irão aparecer ao longo de sua leitura:
ACESSE
Links que 
complementam o 
contéudo.
OBJETIVO
Descrição do conteúdo 
abordado.
IMPORTANTE
Informações importantes 
que merecem atenção.
OBSERVAÇÃO
Nota sobre uma 
informação.
PALAVRAS DO 
PROFESSOR/AUTOR
Nota pessoal e particular 
do autor.
PODCAST
Recomendação de 
podcasts.
REFLITA
Convite a reflexão sobre 
um determinado texto.
RESUMINDO
Um resumo sobre o que 
foi visto no conteúdo.
SAIBA MAIS
Informações extras sobre 
o conteúdo.
SINTETIZANDO
Uma síntese sobre o 
conteúdo estudado.
VOCÊ SABIA?
Informações 
complementares.
ASSISTA
Recomendação de vídeos 
e videoaulas.
ATENÇÃO
Informações importantes 
que merecem maior 
atenção.
CURIOSIDADES
Informações 
interessantes e 
relevantes.
CONTEXTUALIZANDO
Contextualização sobre o 
tema abordado.
DEFINIÇÃO
Definição sobre o tema 
abordado.
DICA
Dicas interessantes sobre 
o tema abordado.
EXEMPLIFICANDO
Exemplos e explicações 
para melhor absorção do 
tema.
EXEMPLO
Exemplos sobre o tema 
abordado.
FIQUE DE OLHO
Informações que 
merecem relevância.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 3Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 3 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
SUMÁRIO
O Átomo � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 11
A origem dos átomos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 11
Definição e Modelos Atômicos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 12
Partículas elementares: prótons, nêutrons e elétrons � � � � � � � � � � � � � � �14
Isótopos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �17
Teoria Quântica e o Estudo da Estrutura Eletrônica � � � � � � � � � � � � � � 18
Características da radiação eletromagnética � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �18
Radiação, quanta e fótons � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �21
Dualidade onda-partícula da matéria � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 23
O princípio da incerteza � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 24
Espectros atômicos e níveis de energia � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 25
Número quântico principal � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 27
Orbitais atômicos e distribuição eletrônica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 28
Tabela Periódica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 31
Raio atômico � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 32
Raio iônico � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �33
Energia de ionização � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 35
Afinidade Eletrônica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 36
Tabela Periódica Moderna � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 37
Tendências gerais das propriedades químicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 39
Planejamento e Organização em Laboratórios � � � � � � � � � � � � � � � � � 40
Noções de segurança no laboratório � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �41
Como proceder em acidentes � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 43
Equipamentos e vidrarias de laboratório � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 44
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 4Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 4 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
Ligações Químicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �50
Os símbolos de Lewis e a regra do octeto � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �51
Formação das ligações iônicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 53
A ligação covalente e a estrutura de Lewis � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 54
Estrutura de Lewis de espécies poliatômicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 57
Carga formal � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 60
Exceções à regra do octeto � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 62
Estruturas de ressonância � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 64
Funções Inorgânicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �68
Conceitos e dissociação das funções inorgânicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � 68
O equilíbrio de transferência de prótons � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 74
A troca de prótons entre moléculas de água � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 80
A escala de pH e o pOH de soluções � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 82
As constantes de acidez e basicidade � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 85
Reações Químicas em Soluções Aquosas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �93
Cálculos básicos da solução � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 107
Procedimentos Experimentais: Técnicas de Separação de Misturas
� � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 111
Classificação das misturas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 112
Tipos de Técnicas de Separação � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 113
Separação por destilação � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �� � � � � � � � �114
Separação por filtração � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �116
Cálculos em Química � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 123
Fórmula molecular � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 124
Fórmula mínima � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 129
Fórmula centesimal � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 132
Cálculos Estequiométricos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 137
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 5Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 5 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
Conceitos de mol, massa molar e fração molar � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �137
Conceito de molaridade � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 140
Balanceamento de equações químicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 142
Cálculos estequiométricos a partir de equações balanceadas � � � � � � 146
Cálculos estequiométricos envolvendo volume de gases � � � � � � � � � � 150
Reagente limitante � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 152
Rendimento da reação química � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �153
Introdução à Química Orgânica � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �159
Ligação e estrutura molecular � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �161
Teoria estrutural � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 162
Estruturas de Lewis � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 163
Fórmulas estruturais � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 165
Carga formal � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 167
Orbitais atômicos e moleculares � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 169
Hibridização � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 175
Projeções de Newman � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 178
Teoria da ressonância � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �181
Geometria molecular � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 183
Moléculas polares e apolares � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 187
Hidrocarbonetos: alcanos, alcenos, alcadienos, alcinos, ciclanos, 
ciclenos e aromáticos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � �189
Nomenclatura IUPAC e propriedades físicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 190
Conformações de cicloexano � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 199
Propriedades dos derivados benzênicos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 200
Outros compostos aromáticos: nanotubos e fulerenos � � � � � � � � � � � � 203
Funções orgânicas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 205
Haletos orgânicos � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 205
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 6Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 6 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
Funções oxigenadas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 207
Funções nitrogenadas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 212
Funções sulfuradas � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 216
Funções ou compostos organometálicos: compostos de Grignard e de 
Frankland � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 218
Cromatografia � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 219
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 7Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 7 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
Apresentação
Olá, aluno(a)!
A Química representa um dos pilares sólidos de quase todas 
as ciências aplicadas. A partir de conceitos teóricos, caminharemos 
juntos para a compreensão das funções e cálculos aplicados à for-
mação e interação de compostos nos diferentes compartimentos 
ambientais. A Química possui papel fundamental no desenvolvi-
mento tecnológico, pois a utilização dos conceitos e técnicas dessa 
ciência permite a obtenção de novas substâncias. Além disso, preo-
cupa-se com a prevenção de danos e a exploração sustentável do 
meio ambiente. Por isso, estudar e aplicá-la na Engenharia é tão 
importante.
Muitas situações investigativas históricas deixavam os cien-
tistas expostos, sem proteção alguma, e, por anos, mesmo quando 
manipulando compostos reativos e radioativos, não havia conhe-
cimento sobre toxicidade, reatividade e riscos apresentados. Nesse 
contexto, é necessário compreendermos as noções básicas de prá-
ticas laboratoriais, visando a aumentar a segurança dos trabalhos a 
serem realizados nos laboratórios.
Além disso, a realização experimental nos aproxima do en-
tendimento dos cálculos para replicação de pesquisas, nos ensinan-
do princípios que diminuem os erros e aumentam nossa percepção 
da evolução realizada pelos investigadores, com experimentos por 
vezes muito complexos, ao longo de nossa história. Desta forma, a 
nossa disciplina de Química Aplicada à Engenharia tem como intui-
to central introduzir diferentes conceitos da química, colaborando 
para uma base de estudo simplificado, mas não simplista.
Vamos começar o nosso caminho rumo às descobertas fan-
tásticas da Química? 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 8Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 8 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
Autoria
Natália de Souza Pelinson
É doutora (2018) e mestra (2013) em Ciências pela Escola de Enge-
nharia de São Carlos da Universidade de São Paulo (EESC-USP), além 
de ser formada em Engenharia Am- biental pela Universidade Fe-
deral de Viçosa - Minas Gerais (2010). Tem experiência em Química 
Ambiental, tendo realizado estágio no Laboratório de Contaminan-
tes de Preocupação Emergente na Universida- de do Arizona (EUA) 
e em Química ambiental na Vrije Universiteit Brussel (Bélgica).
http://lattes.cnpq.br/7546156506679687
Luana dos Santos Andrade
É doutora em Energia pela Universidade Federal do ABC, mestre em 
Ciências pelo Instituto de Pesquisas Energeticas e Nucleares (IPEN/
USP) e graduada em Química, com atribuições tecnologicas, pela 
Universidade Presbiteriana Mackenzie. Trabalha com frações pesa-
das do petróleo, fotocalise e síntese de catalisadores para oxidação 
de compostos orgânicos.
http://lattes.cnpq.br/2211299884467001
Currículo Lattes
Currículo Lattes
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 9Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 9 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
Organizador
Iury Sousa e Silva
Me chamo Iury Sousa e Silva, sou Doutor (2019) e mestre (2014) 
em Engenharia Química pela Universidade Federal de Pernambuco 
(UFPE), sendo formado em Engenharia Química e em Engenharia 
Mecânica. Fui bolsista de Iniciação Científica do Laboratório de Po-
límeros do Departamento de Química Fundamental e do Laborató-
rio de Combustíveis do Departamento de Engenharia Química, além 
de bolsista no programa de intercâmbio ISAC/Erasmus da Univer-
sidade Técnica de Luleå na Suécia. Atuei na área como estagiário de 
Engenharia Química e Engenheiro de Processosdo Gruppo Mos-
si e Ghisolfi (MG Fibras Brasil) Unidade Cabo de Santo Agostinho 
(2010-2012), como Coordenador de Qualidade da Frevo Brasil In-
dustria de Bebidas (2013), além de Analista Ambiental - Engenha-
ria Química da Secretaria de Meio Ambiente da cidade do Paulista 
(2017). Fui Coordenador dos cursos de Engenharia - Ciclo Básico e 
de Engenharia Química da UNINASSAU Recife com experiência em 
regulação de cursos (2015-2017). Atualmente atuo como docente 
dos cursos presenciais de Engenharia Química, Engenharia de Pro-
dução e Engenharia Mecânica da UNINASSAU Recife, Engenharia 
Mecânica, Engenharia de Produção e Engenharia Elétrica da UNI-
NASSAU Paulista e professor executor dos cursos a distância (EAD) 
de Engenharia de Produção, Engenharia Civil, Engenharia Mecânica 
e Engenharia Elétrica do grupo Ser Educacional. Currículo Lattes: 
http://lattes.cnpq.br/6571509041457361
Currículo Lattes
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 10Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 10 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
UN
ID
AD
E
1
Objetivos
1. Conhecer a evolução dos modelos atômicos;
2. Compreender as características da radiação eletromagnética; 
3. Entender o princípio da incerteza para o cálculo de posição do 
elétron;
4. Diferenciar o número quântico principal do secundário;
5. Correlacionar a tabela periódica com os conceitos de estrutu-
ra eletrônica, raios atômicos e iônicos, energia de ionização e 
afinidade eletrônica;
6. Compreender a formação das ligações iônicas;
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 11Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 11 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
7. Reconhecer a configuração, simbologia e estrutura de Lewis; 
8. Compreender a regra do octeto e os casos em que ela não é 
cumprida;
9. Entender a natureza da ligação covalente em compostos sim-
ples, em espécies poliatômicas e nos híbridos de ressonância;
10. Conhecer as funções inorgânicas principais;
11. Interpretar conceitos de transferências de prótons em solu-
ções aquosas;
12. Diferenciar as escalas de potencial hidrogeniônico e hidroxi-
liônico, comparando-os às condições de acidez e basicidade 
do meio.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 12Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 12 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
13
Introdução
Olá, aluno(a)!
Neste material, iremos abordar os temas de estrutura eletrô-
nica e tabela periódica, noções de segurança no laboratório, equipa-
mento e vidrarias de laboratório. 
Além disso, falaremos sobre as ligações iônicas, as ligações 
covalentes, a estrutura de Lewis e a regra do octeto. Abordaremos, 
também, as funções inorgânicas principais e as constantes de acidez 
e basicidade.
Com certeza esta será uma aventura e tanto ao universo mi-
croscópico da química! Vamos juntos?
O Átomo 
Toda matéria é composta por átomos, e sua estrutura pode ser 
compreendida quando levamos em consideração as propriedades 
das partículas e ondas que existem nesse sistema, simultaneamen-
te. Assim, pode-se afirmar que as variações das propriedades dos 
átomos explicam diversos fenômenos químicos e, para compreen-
dermos as bases da mecânica quântica aplicada a essas estruturas, 
vamos estudar, neste material, tanto conceitos teóricos quanto ex-
perimentais. Vamos lá?
A origem dos átomos
A palavra átomo tem origem na palavra grega átomos, que signifi-
ca que algo não pode ser cortado e é, portanto, indivisível. Devido à 
complexidade da estrutura interna dos átomos, e por não corres-
ponder aos princípios da física clássica, a área de Mecânica Quântica 
foi criada.
Esta área envolve o estudo das propriedades químicas dos 
elementos e busca compreender a estrutura eletrônica desse mesmo 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 13Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 13 30/03/2023 08:36:4430/03/2023 08:36:44
14
átomo, além do arranjo dos elétrons do núcleo e os movimentos 
mais prováveis dos modelos de configuração eletrônica, buscando 
entender amplamente a natureza da matéria e da radiação.
Definição e Modelos Atômicos 
Os modelos atômicos evoluíram e continuam sendo aprimorados 
desde a Grécia Antiga. Posto isso, é importante ressaltar que as in-
vestigações se intensificaram na década de 1850 e se estenderam até 
o século XX, evidenciando que os átomos possuem estrutura inter-
na, ou seja: são constituídos por partículas ainda menores, deno-
minadas partículas subatômicas. Observe a Figura 1, que apresenta 
alguns desses modelos.
Figura 1. Alguns dos principais modelos atômicos.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
No século V a.C., o filósofo grego Demócrito concebeu a hi-
pótese de que toda a matéria consistiria em partículas indivisíveis 
muito pequenas, as quais ele chamou de átomos, cujo significado 
indica algo que é irrompível ou indivisível.
Burdge (2020) enfatiza que, ainda que a ideia de Demócri-
to não tenha tido adesão de seus contemporâneos (filósofos como 
Platão e Aristóteles), muitos anos depois as evidências experimen-
tais científicas começaram a suportar a suposição de “atomismo”, e 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 14Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 14 30/03/2023 08:36:4530/03/2023 08:36:45
15
gradualmente deram origem às definições modernas de elementos 
e compostos.
O primeiro modelo que ganhou notoriedade e maior aceita-
ção científica foi desenvolvido por John Dalton, o qual estabeleceu 
uma definição dos blocos de construção indivisíveis da matéria que 
chamamos de átomos. As hipóteses sobre a natureza da matéria na 
qual a teoria atômica de Dalton foi baseada podem ser resumidas da 
seguinte forma, segundo afirma Russell em seu livro Química geral, 
de 1994:
1. Elementos são formados por partículas extremamente pe-
quenas cha- madas de átomos, e todos os átomos de um 
mesmo elemento são idênticos, possuindo tamanho, massa e 
propriedades químicas iguais. Todavia, os átomos de deter-
minado elemento são diferentes dos átomos que compõem 
outro elemento;
2. Os compostos são formados por átomos de mais de um ele-
mento. Porém, em qualquer composto, os mesmos tipos 
de átomos estão sempre presentes nos mesmos números 
relativos;
3. Uma reação química pode rearranjar os átomos, mas não criá-
los ou destruí-los. 
A partir disso, podemos perceber que Dalton não descreveu a 
estrutura ou compo- sição dos átomos. Para Dalton, os átomos eram 
partículas indivisíveis, esféricas e indestrutíveis, como uma bola de 
bilhar, por exemplo. Já Thomson propôs um modelo de átomo que 
pudesse ser pensado como uma esfera de átomo com carga positiva, 
na qual elétrons com carga negativa eram incorporados uniforme-
mente, teoria também denominada de modelo pudim de passas.
Ernest Rutherford, por sua vez, utilizou partículas alfa (α) 
para provar seu modelo de estrutura atômica. Atkins e Loretta (2012) 
explicam que Rutherford executou os experimentos usando folhas 
muito finas de ouro e outros metais como alvos para partículas α de 
uma fonte radioativa. A maioria das partículas α penetrou na folha 
completamente sem ser afetada ou com apenas um pequeno ângulo 
de deflexão. Todavia, eventualmente uma partícula α era desviada 
em um grande ângulo e, em alguns casos, retornava na direção da 
fonte radioativa.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 15Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 15 30/03/2023 08:36:4530/03/2023 08:36:45
16
Rutherford, a partir de seus resultados, propôs um novo mo-
delo, em que a maior parte do átomo seria um espaço vazio e suas 
cargas positivas estariam todas concentradas no núcleo, que no caso 
seria um núcleo central extremamente denso dentro do átomo, res-
ponsável pela repulsão e deflexão observada. Com esse experimen-
to, ficou provada a existência do elétron e do próton. Assim sendo, 
James Chadwick, em 1932, realizou experimentos que confirmavam 
a presença da estrutura subatômica que colabora para a aglomera-
ção dos prótons: o nêutron.
O modelo atômico de Rutherford deixou umagrande lacuna, 
que foi respondida por Bohr: os elétrons continuam fazendo parte 
do átomo apesar dos vazios porque giram em torno do núcleo, em 
órbitas quantizadas estacionárias, fixas e constantes. Por fim, o fí-
sico austríaco Erwin Schrödinger, em 1926, definiu a teoria sobre o 
movimento do elétron, exibindo-o não apenas em níveis bem sepa-
rados, como também de forma mais complexa.
Partículas elementares: prótons, nêutrons e 
elétrons
Muitos cientistas estudaram a radiação, a emissão e a transferência 
de energia em forma de ondas, e tais contribuições aperfeiçoaram 
também o entendimento da estrutura atômica. Após ensaios com 
raios catódicos por meio de experimentos com tubos de Crookes, 
cientistas determinaram que os átomos continham elétrons, mas 
eram eletricamente neutros em geral e, para isso, um átomo deveria 
conter quantidades iguais de carga positiva e negativa.
A partir da definição de um átomo nuclear, descobriu-se que os 
prótons e nêutrons de um átomo estão contidos no pequeno volume 
do núcleo e os elétrons são distribuídos em um volume esférico ao 
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 16Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 16 30/03/2023 08:36:4530/03/2023 08:36:45
17
redor do núcleo. Veja, na Figura 2, a representação da proporção de 
tamanho entre as partículas subatômicas.
Figura 2. Localização e proporção das partículas elementares. 
Fonte: BURDGE, 2020, p. 43. (Adaptado).
Em 1908, Millikan realizou experimentos com o intuito de 
definir as características básicas do elétron. E, mesmo que outras 
partículas subatômicas já sejam conhecidas, os prótons, elétrons 
e nêutrons são ainda os três elementos fundamentais para a quí-
mica. Observe no Quadro 1 as massa e cargas dessas três partículas 
elementares.
Quadro 1. Propriedades das partículas elementares
Fonte: BURDGE, 2020, p. 44. (Adaptado).
Partícula Massa (G) Carga (C)
Carga 
Unitária
Elétron 9,10938x10-28 -1,6022x10-19 -1
Próton 1,67262x10-24 +1,6022x10-19 +1
Nêutron 1,67262x10-24 0 0
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 17Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 17 30/03/2023 08:36:4530/03/2023 08:36:45
18
Ademais, a identidade química de um átomo pode ser deter-
minada a partir de seu número atômico; sendo assim, cada átomo 
possui um número específico de prótons. O número atômico (Z) é o 
número de prótons no núcleo de cada átomo de um elemento, valor 
que também corresponde ao número de elétrons no átomo, uma vez 
que os átomos são considerados neutros e, portanto, contêm o mes-
mo número de prótons e elétrons.
De forma similar, o número de massa (A) é o número total de 
nêutrons e prótons presentes no núcleo de um átomo de um ele-
mento. Coletivamente, prótons e nêutrons são chamados de nú-
cleons e, dessa forma, um núcleon é uma partícula dentro do núcleo. 
Em geral, o número de massa é dado por:
Número de Massa (A) = Número de Prótons (Z) + Número de 
Nêutrons
Podemos concluir, então, que o número de nêutrons em um 
átomo é igual à diferença entre o número de massa e o número atô-
mico, ou (A - Z). Vale destacar que o número atômico, o número de 
nêutrons e o número de massa devem ser números inteiros positi-
vos. A maneira mais comum para denotar o número atômico (Z) e o 
número de massa (A) de um átomo de um elemento (X) é como você 
pode observar na Figura 3.
Figura 3. Denotação do número atômico (Z) e do número de massa (A) de um elemento 
(X).
Fonte: BURDGE, 2020, p. 44 (Adaptado).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 18Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 18 30/03/2023 08:36:4530/03/2023 08:36:45
19
Isótopos
Os átomos de um determinado elemento nem sempre têm a mes-
ma massa. Na verdade, a maioria dos elementos possui dois ou mais 
isótopos. Isso posto, isótopos são átomos que possuem o mesmo 
número atômico (Z), mas números de massa (A) diferentes.
Existem três isótopos de hidrogênio, chamados hidrogênio (ou pró-
tio), deutério e trítio, como podemos ver na Figura 4. Dessa forma, 
o hidrogênio tem um próton e nenhum nêutron em seu núcleo, o 
deutério possui um próton e um nêutron, e o trítio possui um próton 
e dois nêutrons.
Figura 4. Representação da ocorrência de isótopos. 
Fonte: BURDGE, 2020, p. 44. (Adaptado).
Sendo assim, pode-se afirmar que as propriedades químicas 
de um elemento são determinadas, principalmente, pelos prótons e 
elétrons que constituem seus átomos, uma vez que os nêutrons não 
participam de alterações químicas em con- dições normais. Portan-
to, os isótopos do mesmo elemento exibem propriedades químicas e 
reatividades semelhantes, formando tipos similares de compostos.
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 19Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 19 30/03/2023 08:36:4530/03/2023 08:36:45
20
A tese de doutorado desenvolvida por Camila Marcon de Carvalho 
Leite evidencia seu estudo sobre uma das aplicações práticas de 
isótopos. O capítulo 2, intitulado “Traçadores naturais - Elemen-
tos terras raras e isótopos estáveis da água utilizados para avaliar a 
origem das águas subterrâneas de São Carlos”, merece atenção es-
pecial. Acesse a tese no link: 
https://www.teses.usp.br/teses/disponiveis/18/18138/tde-13022020-171557/pt-br.php
Teoria Quântica e o Estudo da Estrutura 
Eletrônica 
Atkins (2013) considera que há um número considerável de concei-
tos que são essenciais para o entendimento da química moderna, 
sendo uma base relevante a aplicação de conceitos interfaciais da 
química com a física. Um desses conceitos em que a integralidade 
das áreas de estudo primárias pode e deve ser levada em considera-
ção, a fim de que os conceitos sejam bem assimilados, é a radiação. 
Vamos entendê-la melhor nos próximos tópicos!
Características da radiação eletromagnética
Ao abordar a radiação eletromagnética, produzida por campos elé-
tricos e magnéticos, sabemos que o feixe atravessa o vácuo no que 
hoje é considerada a velocidade da luz, algo próximo de 3 x 108 m/s. 
Temos inúmeros exemplos da radiação eletromagnética, e alguns 
dos mais clássicos são as ondas de rádios e a luz visível.
Assim, vale destacar que a radiação eletromagnética se tor-
na uma excelente ferramenta para estudar os átomos, uma vez 
SAIBA MAIS
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 20Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 20 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
21
que permite que percebamos como partículas carregadas, como 
os elétrons, podem interferir nos campos elétricos, atuando como 
ativadores e geradores de oscilações. Podemos ver a atividade de 
uma partícula carregada agindo em um campo elétrico na Figura 5, 
a seguir.
Figura 5. O campo elétrico de uma radiação eletromagnética oscilando no espaço e no 
tempo. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 4. (Adaptado).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 21Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 21 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
22
O desenho esquemático representa um momento específico 
no qual a onda eletromagnética apresenta seus elementos básicos: 
é possível observar que a seta em qualquer ponto representa o va-
lor da intensidade do campo elétrico sobre a partícula carregada, e 
que a amplitude da onda é definida pela distância entre os dois picos 
do gráfico. O número de ciclos realizados em um tempo específico é 
chamado de frequência (ou ν) da radiação.
A unidade de frequência de 1 hertz (1 Hz) pode ser definida 
como um ciclo por segundo (1 Hz = 1 s-1) e, de forma simplificada, 
esse conceito representa que a radiação eletromagnética de fre-
quência de 1 Hz empurra uma carga em determinada direção, pos-
teriormente na direção oposta e, por fim, retorna à direção original, 
uma vez a cada segundo.
Diferentes comprimentos de onda correspondem a diferentes 
regiões do espectro eletromagnético, como podemos ver na Figu-
ra 6, a seguir. A luz visível possui comprimentos de onda entre 700 
nm (luz vermelha) e 400 nm (violeta), sendo o arco-íris a decom-
posiçãoda luz branca e a representação mais utilizada para expli-
car as cores possíveis do espectro visível. A cor da luz dependerá da 
frequência ou comprimento de onda, sempre lembrando que uma 
menor radiação possui maior comprimento de onda quando com-
parada a uma radiação mais intensa.
Isso posto, pode-se afirmar que as cores da luz emitida e a 
intensidade de brilho do fenômeno em diferentes condições de pro-
pagação da onda acabam, muitas vezes, sendo consideradas apenas 
como observações qualitativas.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 22Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 22 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
23
Figura 6. Representação esquemática do espectro eletromagnético e o comprimento de 
onda associado a cada frequência. 
Fonte: COSTA, 2019. 
Radiação, quanta e fótons
Visando a aprimorar a quantificação dos efeitos de propagação de 
onda, as investigações de medição de comprimento de onda foram 
realizadas em diferentes condições e temperaturas. Assim, experi-
mentos evidenciaram um exemplo muito conhecido: o corpo negro. 
Isso se dá porque o corpo quente não tem preferência por emitir ou 
absorver a energia em determinado comprimento de onda (ou fre-
quência) e emite, portanto, uma luz visível branca devido ao calor 
atingido.
Diante dessa observação, Atkins e Loretta (2012) relatam 
ainda que foi possível quantificar como a variação da intensidade 
da radiação era alterada pela temperatura do sistema. Esse resul-
tado quantitativo, obtido por Josef Stefan em 1879, ficou conhecido 
como lei de Stefan-Boltzmann, a qual pode ser descrita pela se-
guinte equação:
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 23Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 23 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
24
1. 
em que T é a temperatura absoluta, indicada na escala Kelvin 
e a constante é o valor experimental de 5,67 x 10-8 W m-2 K-4 , 
representado em watts (W = 1 J s-1).
Em 1893, ao investigar a mudança da cor da radiação do corpo 
negro com o aumento da temperatura, Wilhelm Wien determinou 
que o comprimento de onda que corresponde ao máximo de inten-
sidade, ou λmax, é inversamente proporcional à temperatura, o que 
pode ser descrito por:
2. 
em que c2 é a segunda constante de radiação e seu valor ex-
perimental é de 1,44 x 10-2 Km.
Na sequência, o físico alemão Max Planck propõe que a troca 
de energia entre a matéria e a radiação ocorre em quanta, isto é, em 
pacotes de energia, conforme evidencia a equação a seguir:
3. E = h ν 
em que h é uma constante conhecida como constante de 
Planck que corresponde a 6,626 x 10-34 J.s.
Dessa forma, se durante a oscilação o átomo transferir uma 
energia E, a frequência será expressa por E/h. Isso posto, a hipótese 
de Planck considera que a radiação de frequência ν pode ser gera-
da apenas se um oscilador com essa frequência possuir a energia 
mínima suficiente para começar a oscilar. Ademais, Planck não 
restringe a quantidade de energia a ser transferida entre objetos, 
adotando a supracitada transferência em pacotes discretos ou quan-
ta. Pode-se afirmar que Einstein alterou por completo a concepção 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 24Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 24 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
25
de campo magnético: a radiação eletromagnética possuía relação 
com partículas específicas, posteriormente denominadas fótons. 
Um fóton pode ser entendido como um pacote de energia e, nesse 
caso, a energia do fóton também respeita a formulação de Planck, 
e sua frequência de radiação também pode ser definida por E = h 
ν. Vale ressaltar que a energia (E = h ν) é referente a cada fóton, e, 
portanto, a intensidade da radiação também varia com o número de 
fótons existentes naquele sistema.
Já no efeito fotoelétrico, um fóton com energia hν, ao atin-
gir uma superfície metálica, tem sua energia absorvida por um elé-
tron. Quando a energia do fóton for superior à função de trabalho do 
metal, Φ, então o elétron pode absorver energia suficiente para ser 
expelido do metal.
Dualidade onda-partícula da matéria
Enquanto os resultados de experimentos relacionados ao efeito 
fotoelétrico indicam que a radiação eletromagnética se compor-
ta de forma semelhante às partículas, os experimentos de difração 
apontam que há um comportamento próximo ao das ondas. Essa 
constatação descreve um conceito importante da física moderna: 
a dualidade onda-partícula da radiação eletromagnética. Vale ob-
servar que no modelo de ondas a intensidade da radiação se torna 
proporcional ao quadrado da amplitude da onda, ao passo que no 
modelo de partículas a intensidade é tida como proporcional ao nú-
mero de fótons presentes em cada instante.
Foi sugerido por Louis de Broglie que:
a. todas as partículas podem ser consideradas portadoras das pro-
priedades de ondas;
DEFINIÇÃO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 25Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 25 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
26
b. o comprimento de onda a ser relacionado à onda da partícula 
tem uma proporção inversa à massa (m) e à velocidade (v).
Dessa forma, o comprimento de onda (λ) poderia ser descrito 
por:
4. 
em que h é a constante de Planck e corresponde a 6,626 x 10-
34 J.s.
O resultado do produto da massa de uma partícula pela ve-
locidade que ela assume é conhecido como momento linear (p), e, 
portanto, substituindo o momento linear na equação apresentada, 
podemos obter uma forma simplificada do comprimento de onda 
pela relação de Broglie:
5. 
É importante enfatizar que as propriedades de onda das par-
tículas são dificilmente detectadas, uma vez que o comprimento de 
onda é muito pequeno e difícil de ser notado, como confirma a re-
lação de Broglie.
O princípio da incerteza
A dualidade onda-partícula modificou a compreensão sobre a ra-
diação eletromagnética e da matéria, causando alterações diretas 
nos fundamentos da física clássica; sempre lembrando que a mecâ-
nica clássica é frequentemente chamada de mecânica newtoniana, e 
é basicamente regida pelas leis de movimento. Todavia, com o prin-
cípio da dualidade onda-partícula, a leitura se alterou.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 26Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 26 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
27
Dessa forma, percebeu-se que uma partícula poderia se com-
portar como onda, possuindo momento linear e comprimento de 
onda definido, embora não haja uma localização exata dessa partí-
cula em um instante posterior. Assim, determinou-se também um 
princípio de incerteza, estabelecido pela impossibilidade de preci-
sar a posição mesmo quando o momento linear é conhecido. Des-
tacamos que o princípio da incerteza não apresenta consequências 
práticas para os objetos macroscópicos, mas é essencial para com-
preender o comportamento de partículas como os elétrons.
O princípio da incerteza de Heisenberg expressa quantita-
tivamente essa complementaridade (momento linear e posição) ao 
estabelecer a localização de uma partícula considerando a incerteza 
x. Então, o momento linear paralelo ao eixo x somente pode ser co-
nhecido com a incerteza p:
6. 
em que ħ é uma versão reduzida da constante de Planck. 
Vale lembrar que a relação ħ = h/2π é muito utilizada na Mecânica 
Quântica e que, quando a incerteza na posição é pequena (x peque-
no), então a incerteza no momento linear será muito grande.
Espectros atômicos e níveis de energia
Agora, para entender os movimentos dos elétrons, analisaremos 
um experimento em que uma corrente elétrica passa através de uma 
amostra de gás hidrogênio em baixa pressão, produzindo a emissão 
de luz na amostra.
Quando há decomposição da luz branca que atravessa um 
prisma, um espectro contínuo de luz é gerado. No entanto, quando 
a luz emitida pelos átomos de hidrogênio excitados atravessa um 
prisma, a radiação não se configura como um espectro contínuo de 
luz, mas sim como a formação de linhas espectrais (Figura 7).
Novo layout 2022 _Ebookcompleto_SER.indd 27Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 27 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
28
Figura 7. Linhas espectrais distribuídas comparando o espectro visível (a) com o 
espectro completo do hidrogênio, evidenciando essa distribuição em dois grupos 
nomeados (b). 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 6. (Adaptado)
Na transição de um elétron, ou seja, quando ele muda de es-
tado, há variação no nível de energia, que vai de um nível mais alto 
para outro mais baixo (Equação 7). Além disso, a energia é emitida, 
em geral, por um fóton.
7. 
Considerando que a energia do fóton pode ser representada 
com hν, lembrando que h é a constante de Planck e ν a frequência de 
uma linha de um espectro, temos que:
8. 
9. 
Algum tempo depois, Johann Rydberg refinou a descrição das 
linhas como:
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 28Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 28 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
29
10. 
em que R é uma constante empírica (experimental), hoje 
chamada de constante de Rydberg, e cujo valor é de aproximada-
mente 3,29 x 1015 Hz.
A quantização faz com que o átomo só absorva radiação em 
uma determinada frequência; sendo assim, a energia do fóton que 
se aproxima do sistema pode causar excitação dos elétrons de um 
nível quântico para outro. A luz branca, quando passa pelos átomos 
vaporizados, tem sua radiação absorvida nas frequências que cor-
respondem às energias de excitação daqueles átomos, formando os 
espectros de absorção. Uma observação interessante é que as linhas 
do espectro de absorção têm as mesmas frequências das linhas do 
espectro emissor.
Número quântico principal
Chang (2013) descreve que, para determinar os níveis de energia de 
um elétron em um átomo de hidrogênio, é preciso resolver a equa-
ção de Schrödinger. Para tal cálculo, a energia potencial (V) pode 
ser descrita como uma expressão que varia conforme a distância r, 
obedecendo a lei de Coulomb:
(11)
Assim, para determinar quais seriam os níveis permitidos 
para um elétron em um átomo de hidrogênio:
(12)
Onde
(13)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 29Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 29 30/03/2023 08:36:4630/03/2023 08:36:46
30
em que R é uma constante empírica (experimental) de 
Rydberg com valor de 3,29 x 1015 Hz.
Uma expressão diferente se aplica a outros íons com um 
elétron:
(14)
Sendo assim, quanto maior o número atômico, mais forte-
mente o elétron estará conectado ao núcleo. Paralelamente, o nú-
mero quântico principal, n, indica os níveis de energia (n = 1 para o 
primeiro e mais negativo nível; n = 2 para o segundo, e assim su-
cessivamente). O nível de energia mais baixo de um elétron em um 
átomo de hidrogênio corresponde a n = 1, por exemplo. Este estado 
de energia mais baixo possível é chamado de estado fundamental 
do átomo, com a variação entre a energia fundamental e o estado 
ionizado sendo equivalente à energia necessária para remover um 
elétron de um átomo neutro.
Orbitais atômicos e distribuição eletrônica
Os orbitais atômicos são as funções de onda de elétrons em átomos. 
Chang (2013) destaca que o número quântico do momento angular, 
ou ℓ, pode expressar a “forma” dos orbitais e que o valor do mo-
mento angular, por sua vez, depende do número quântico principal, 
ou n. O valor que ℓ pode assumir será designado com as letras s, p, 
d, f, g e h como pode ser visto no Quadro 2 conforme a distribuição 
descrita por Linus Pauling:
Quadro 2. Organização do orbital de acordo com momento angular
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Então, se ℓ = 0, o orbital será o s; para ℓ = 1, o orbital será o p, 
e assim sucessivamente.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 30Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 30 30/03/2023 08:36:4730/03/2023 08:36:47
31
De forma simplificada, os orbitais podem ser definidos 
como regiões do átomo nas quais a probabilidade de se encontrar 
os elétrons é máxima. Tais regiões são frequentemente denomina-
das nuvens de elétrons.
Figura 8. Representação gráfica dos três primeiros orbitais (s, p e d). 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 29. (Adaptado).
É interessante observar a complexidade que os orbitais vão 
assumindo, e é possível indicar o arranjo de elétrons nos orbitais 
atômicos identificando cada orbital e o número de elétrons nele. 
Assim, poderíamos descrever um átomo de hidrogênio no estado 
fundamental utilizando 1s1. Na Figura 9, podemos visualizar a ex-
plicação dessa denotação mais comum:
Figura 9. Denotação mais comum para um átomo em sua distribuição eletrônica.
Fonte: BURDGE, 2020, p. 44. (Adaptado).
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 31Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 31 30/03/2023 08:36:4730/03/2023 08:36:47
32
Assim, Burdge (2020) formula as seguintes regras gerais para de-
terminação da configuração eletrônica de um elemento no estado 
fundamental:
1. Os elétrons se situarão nos orbitais disponíveis com a menor 
energia possível;
2. Cada orbital pode acomodar no máximo dois elétrons, pelo 
princípio de exclusão de Pauli;
3. Os elétrons não emparelham orbitais degenerados se um or-
bital vazio estiver disponível. Vale lembrar que um orbital de-
generado é um orbital de igual energia;
4. Os orbitais serão preenchidos na ordem indicada na Figura 
10a, ao passo que a Figura 10b fornece uma maneira simples 
de lembrar a ordem correta dos orbitais.
Figura 10. Representação gráfica da energia dos orbitais (a) e ordem de preenchimento 
definida por Linus Pauling (b). 
Fonte: BURDGE, 2020, [n.p.]. (Adaptado).
a. b. 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 32Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 32 30/03/2023 08:36:4730/03/2023 08:36:47
33
Assim, há uma forma simples de escrever as configurações 
eletrônicas para elementos com base na ordem das energias orbitais 
e no princípio de exclusão de Pauli: o princípio de Aufbau, que per-
mite construir a tabela periódica e determinar suas configurações 
eletrônicas por etapas.
Cada etapa envolve adicionar um próton ao núcleo e um elé-
tron ao orbital atômico apropriado. Por meio desse processo, obte-
mos um conhecimento detalhado das configurações eletrônicas dos 
elementos. Ademais, devido às restrições impostas pelo princípio de 
exclusão de Pauli, um orbital pode acomodar não mais que dois elé-
trons. Assim, o terceiro elétron não pode residir no orbital 1s. Em vez 
disso, ele deve residir no próximo orbital disponível com a menor 
energia possível; o orbital 2s, neste caso. Portanto, a configuração 
eletrônica do lítio é 1s22s1 e o seu diagrama orbital é dado por:
Enquanto que para o oxigênio (6 elétrons) se configura como:
Tabela Periódica
Mais da metade dos elementos conhecidos hoje foram descobertos 
de 1800 a 1900 e, durante esse período, os químicos puderam ob-
servar que as propriedades físicas e químicas de certos grupos de 
elementos eram semelhantes entre si. Essas semelhanças e a ne-
cessidade de organizar o grande volume de informações disponíveis 
sobre a estrutura e propriedades dos elementos levaram ao desen-
volvi- mento da tabela periódica, que nada mais é do que um gráfico 
no qual elementos com propriedades químicas e físicas semelhantes 
encontram-se agrupados.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 33Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 33 30/03/2023 08:36:4730/03/2023 08:36:47
34
O princípio de Avogadro, apresentado em um Congresso de 
Karlsruhe em 1960, possuía o intuito de colaborar com respostas 
às lacunas sobre os átomos e suas massas atômicas. Esse princí-
pio, então, estabeleceu uma relação entre o número de moléculas 
em amostras de gases diferentes nas mesmas condições de pressão, 
volume e temperatura.
Dois cientistas presentes nesse congresso também ofere-
ceram contribuições nessa área: Meyer e Mendeleev descobriram, 
de forma paralela e independente, que havia similaridade entre os 
elementos que poderiam ser arranjados em uma ordem crescente 
de massas atômicas.A esse arranjo, Mendeleev deu o nome de lei 
Periódica. A proposta de Mendeleev se mostrou adequada na maior 
parte dos casos, mas posteriormente foi determinado que a forma 
de organização deveria se dar pelo número atômico dos elementos, 
não da massa atômica.
Raio atômico
As nuvens de elétrons não possuem condições de contorno bem 
definidas e, por esse motivo, a medição do raio exato de um áto-
mo seria inviável. No entanto, a organização dos átomos em sólidos 
e moléculas permite que se realize a medição da distância até seu 
centro.
Assim, o raio atômico de um elemento pode ser definido como a 
metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos, no caso 
dos metais. No caso de um elemento não-metal ou um metaloide, 
pode utilizar-se a distância entre os núcleos de átomos unidos por 
uma ligação química, também conhecida como raio covalente do 
elemento.
DEFINIÇÃO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 34Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 34 30/03/2023 08:36:4730/03/2023 08:36:47
35
Uma observação interessante é que se o elemento que terá 
seu raio mensurado for um gás nobre, podemos utilizar o raio de 
Van der Waals, que representa metade da distância dos centros en-
tre dois átomos vizinhos em uma amostra do gás sólido. 
Na Figura 11, a seguir, podemos observar que o raio atômico geral-
mente cresce da direita para a esquerda ao longo de um período.
Figura 11. Representação dos raios atômicos (em picômetros) na tabela periódica. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 40. (Adaptado).
Russell (1994) exemplifica que o tamanho de um átomo é ar-
bitrariamente definido como o tamanho da superfície-limite que 
contém a maior parte da carga eletrônica total. Todavia, apesar de 
uma medição experimental segura do tamanho atômico ser conve-
niente, ainda há dificuldade na interpretação dos resultados.
Raio iônico 
O raio iônico (Figura 12) de um elemento corresponde à distância 
entre íons vizinhos em um sólido iônico. Na prática, o raio do íon 
óxido é definido como sendo 140 pm e, a partir deste valor, realiza-
-se o cálculo do raio dos outros íons.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 35Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 35 30/03/2023 08:36:4730/03/2023 08:36:47
36
Figura 12. Representação dos raios iônicos. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 40.
Podemos observar, na Figura 13, as tendências de periodicida-
de dos raios iônicos. Similar aos raios atômicos, os raios dos cátions 
podem crescer em cada grupo, considerando que os elétrons ocupam 
camadas com números quânticos principais sucessivamente maiores; 
assim como a variação dos raios dos ânions mostra a mesma tendência 
diagonal observada nos átomos e cátions.
Figura 13. Representação dos raios iônicos. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 40.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 36Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 36 30/03/2023 08:36:4730/03/2023 08:36:47
37
Vale destacar que os átomos e íons que possuem o mesmo 
número de elétrons são conhecidos como isoeletrônicos. Note ain-
da que o elétron mais externo ocupa uma camada mais afastada do 
núcleo e, portanto, a ligação com o núcleo é, em geral, mais fraca.
Energia de ionização
Energia de ionização é a energia mínima necessária para remover 
um elétron de um átomo na fase gasosa. Deve-se ressaltar que a 
energia necessária para remover elétrons de um átomo é de im-
portância fundamental para a compreensão de suas propriedades 
químicas. Normalmente, a energia de ionização é expressa em qui-
lojoules necessários para remover um mol de elétrons de um mol de 
átomos gasosos (kJ/mol) ou em elétron-volts (eV) para um átomo 
isolado.
Em geral, a primeira energia de ionização (I1) se refere à 
energia necessária para a remoção de um elétron de um átomo neu-
tro, ao passo que a segunda energia de ionização (I2) seria a energia 
aplicada na remoção de um elétron de um cátion com carga unitária; 
sendo ambos na fase gasosa.
Com poucas exceções, a primeira energia de ionização au-
menta da esquerda para a direita e diminui quando considera valo-
res mais baixos no início do período seguinte (Figura 14). De forma 
geral, os elementos com energias de ionização altas não formam cá-
tions facilmente, além de não conduzirem bem a eletricidade.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 37Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 37 30/03/2023 08:36:4730/03/2023 08:36:47
38
Figura 14. Representação das tendências de crescimento da energia de ionização. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 43
Afinidade Eletrônica
A afinidade eletrônica (EA) é a energia liberada, ou entalpia -ΔH, 
quando um átomo na fase gasosa consente com a inserção de um 
elétron. Essa alteração da energia do sistema pode ser interessante 
para predizer algumas propriedades químicas.
Vale ressaltar que um valor negativo de ΔH indica um pro-
cesso exotérmico e, de forma geral, a afinidade eletrônica positiva 
pode indicar que um processo é energeticamente favorável. Sendo 
assim, quanto maior e mais positivo o valor de EA, maior a proba-
bilidade de um processo acontecer. Similarmente à energia de ioni-
zação, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita ao 
longo de um período.
A tendência de aumento da afinidade está relacionada ao au-
mento da carga nuclear efetiva da esquerda para a direita, tornando 
progressivamente mais fácil a adição de um elétron com carga ne-
gativa à medida que a carga positiva do núcleo do elemento é maior.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 38Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 38 30/03/2023 08:36:4830/03/2023 08:36:48
39
Embora esta tendência seja muito menos periódica do que a 
variação do raio e da energia de ionização, podemos perceber que 
os valores de afinidade eletrônica são maiores na parte superior à 
direita. Ademais, os gases nobres possuem afinidades eletrônicas 
negativas, uma vez que os elétrons adicionados devem ocupar um 
orbital no exterior completo e distante do núcleo. Como esse pro-
cesso requer energia, a energia liberada seria, de qualquer forma, 
negativa. Por fim, cabe ressaltar que a variação da afinidade ele-
trônica é expressa em quilojoules por mol dos elementos do grupo 
principal.
Figura 15. Representação das tendências da afinidade eletrônica nos diferentes 
elementos da Tabela Periódica. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 43 (Adaptado).
Tabela Periódica Moderna
Na tabela periódica moderna, os elementos são organizados por 
número atômico, sendo as linhas horizontais definidas como pe-
ríodos e as colunas verticais denominadas grupos ou famílias. As-
sim, os elementos de um mesmo grupo tendem a ter propriedades 
físicas e químicas semelhantes.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 39Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 39 30/03/2023 08:36:4830/03/2023 08:36:48
40
Em geral, os elementos podem ser categorizados como me-
tais, não metais ou metaloides. Burdge (2020) traz uma breve 
diferenciação: 
 ◼ Metal: é um bom condutor de calor e eletricidade, 
 ◼ Não metal: geralmente é um mau condutor de calor e 
eletricidade 
 ◼ Metaloide: tem propriedades intermediárias entre metais e 
não metais. 
Na tabela, da esquerda para a direita em qualquer período, 
as propriedades físicas e químicas dos elementos mudam gradual-
mente de metálicas para não metálicas.
Figura 16. Representação gráfica da tabela periódica. 
Fonte: https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Tabela_Peri%C3%B3dica_
de_2020.jpg 
Vale destacar que há duas linhas horizontais fora do corpo 
principal da tabela periódica: são elementos da família IIIB ou grupo 
3 e ocupam o sexto e o sétimo período. Os lantanídeos e os actinídeos 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 40Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 40 30/03/2023 08:36:4830/03/2023 08:36:48
41
são numerosos e apresentam seis e sete níveis eletrônicos, respec-
tivamente. Na série de lantanídeos, o promécio (Pm) é um elemento 
artificial e radioativo, e na série de actinídeos todos elementossão 
radioativos, sendo todos os elementos após o Urânio (U) artificiais, 
ou seja, sintéticos.
Figura 17. Organização da tabela periódica. 
Fonte: BURDGE, 2020, p. 262. (Adaptado).
Tendências gerais das propriedades químicas
É possível identificar algumas tendências gerais dos elementos, 
como no caso dos primeiros membros de cada grupo (Li, Be, B, C, 
N, O e F), que apresentam propriedades diferentes daquelas do res-
tante dos membros do grupo, talvez devido ao seu tamanho me-
nor. Outra tendência no comportamento químico dos elementos é 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 41Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 41 30/03/2023 08:36:4830/03/2023 08:36:48
42
a relação diagonal: há semelhanças entre pares de elementos em 
diferentes grupos e períodos da tabela periódica e, especificamente, 
os três primeiros elementos do segundo período (Li, Be e B) exibem 
semelhanças com os elementos localizados na diagonal abaixo deles 
(Mg, Al e Si).
A razão para esse fenômeno é a similaridade das densidades de car-
ga de seus cátions; lembrando que a densidade de carga de um íon é 
a carga do íon dividida pelo seu volume. Cátions com densidades de 
carga similares reagem de maneira semelhante aos ânions e, por-
tanto, formam também os mesmos tipos de compostos. Assim, a 
química do lítio se assemelha à do magnésio em alguns aspectos; o 
mesmo vale para o berílio e o alumínio e para o boro e o silício. Diz-
-se que cada um desses pares exibe uma relação diagonal. Por fim, 
comparar as propriedades de elementos no mesmo grupo é mais 
válido se os elementos em questão tiverem um caráter metálico (ou 
não metálico) semelhante.
Planejamento e Organização em 
Laboratórios
Ao longo da sua trajetória de estudos e da sua atividade profissional, 
é preciso que você saiba trabalhar de forma organizada em labora-
tórios, seja em escolas, indústrias ou instituições de pesquisa.
A infraestrutura de um laboratório dependerá da área de 
atuação e da finalidade para qual o ambiente é utilizado. Em um la-
boratório, podem existir equipamentos elétricos, sistemas a vácuo, 
incubadoras, espectrofotômetros, espectrômetros e peagâmetros, 
além de vidrarias específicas e produtos químicos.
Portanto, há cuidados gerais na prática experimental da quí-
mica, mas o nível de restrição e rigor leva em conta aspectos de risco 
à saúde dos usuários do laboratório. Silva et al. (2014) enfatizam que 
acidentes com vidrarias ou equipa- mentos podem causar lesões de 
intensidade diferente, por exemplo.
Neste tópico, nosso intuito é fornecer dicas de seguran-
ça e conduta que podem minimizar riscos químicos (por exemplo: 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 42Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 42 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
43
toxicidade, inflamabilidade e explosividade). Além disso, você po-
derá conhecer materiais da química experimental, o que certamente 
irá colaborar para o sucesso de suas experiências práticas.
Noções de segurança no laboratório
Toda e qualquer atividade a ser realizada em um laboratório precisa 
ser planejada, organizada e executada com atenção, a fim de que os 
objetivos possam ser atingidos de forma a maximizar o aproveita-
mento de recursos humanos e financeiros; e conhecer materiais e 
equipamentos do ambiente de trabalho é essencial para minimizar 
os erros e evitar riscos de acidentes. Como recomendações iniciais, 
podemos citar:
 ◼ Evite trabalhar sozinho no laboratório;
 ◼ Não fume no laboratório;
 ◼ Não faça brincadeiras no laboratório;
 ◼ Realize as atividades sem pressa;
 ◼ Não utilize celulares e/ou fones de ouvido enquanto trabalha;
 ◼ Não ingira ou beba qualquer alimento no laboratório;
 ◼ Não prove ou engula drogas ou reagentes do laboratório;
 ◼ Saiba a rota mais rápida de evacuação do local de trabalho;
 ◼ Anote os números de segurança e/ou telefones emergenciais 
que precisam ser contatados em casos de acidentes;
 ◼ Consulte o professor quando tiver dúvidas e avise-o de qual-
quer acidente que ocorra.
Assim, o bom funcionamento de um ambiente de química ex-
perimental depende da conduta e respeito às regras de segurança. 
Algumas instruções mais detalhadas dadas por Silva et al. (2014) 
são:
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 43Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 43 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
44
 ◼ Determinar o roteiro da prática laboratorial e ler os materiais 
necessários para que se compreendam as etapas dos procedi-
mentos a serem efetuados;
 ◼ Conhecer os materiais e substâncias, de forma a saber deter-
minar os riscos existentes;
 ◼ Para aumentar a eficiência do procedimento prático, leia pre-
viamente e com cautela as instruções para efetuar as etapas e, 
se possível, separe os materiais necessários;
 ◼ Uma forma de se evitar surpresas ao manusear uma substân-
cia química é ler atentamente o rótulo do produto, uma vez 
que os fabricantes precisam divulgar in- formações de perigo 
relativas à segurança, armazenamento e descarte de resíduos;
 ◼ Avalie a vidraria que será utilizada e evite materiais que este-
jam danificados para que não causem ferimentos (estes de-
vem ser descartados);
 ◼ Uma instrução prática interessante é não sobrecarregar pon-
tos de energia elétrica com adaptadores que aumentam o risco 
de problemas elétricos prediais;
 ◼ Nunca aqueça materiais sem checar sua resistência a altas 
temperaturas;
 ◼ Materiais que precisem ser aquecidos não devem ser coloca-
dos diretamente na chama, a não ser que seja estritamente 
necessário e você tenha sido treinado para isso;
 ◼ Não utilize substâncias cujos frascos não possuem rótulos 
(produtos químicos desconhecidos ou sem identificação);
 ◼ Utilize capelas com a exaustão ligada para manipular solven-
tes voláteis, ácidos e bases fortes que podem gerar gases;
 ◼ Nunca utilize capelas para guardar reagentes e vidrarias;
 ◼ Não utilize a boca para pipetar;
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 44Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 44 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
45
 ◼ Utilizar Equipamentos de Proteção Individual (EPI) sempre de 
acordo com os procedimentos que irá realizar (o mínimo re-
comendado: jalecos, calças, sapatos fechados, luvas e óculos 
de segurança; evitar o uso de lentes de contato, pois em caso 
de acidentes elas podem agravar as lesões no globo ocular);
 ◼ Procure se informar sobre os Equipamentos de Proteção Cole-
tiva (EPC) e como funcionam. Exemplos de EPC são: chuveiros 
de segurança, lava-olhos, extintores de incêndio, caixas de 
primeiros-socorros e baldes com materiais porosos para con-
tenção de vazamentos de produtos (areia ou similares);
 ◼ Verifique a forma de descarte dos resíduos e se você precisará 
de vasilhames específicos para armazená-los para uma pos-
sível destinação mais adequada;
 ◼ Ao término do seu trabalho, limpe as superfícies de bancadas 
e capelas utilizadas e, por último, lave as mãos com água e 
sabão;
 ◼ Retire os EPIs e jogue fora materiais descartáveis de uso único 
(como é o caso da maioria das luvas).
Como proceder em acidentes
Todo acidente deve ser relatado ao responsável pelo laboratório, 
por menor que pareça. Antes de manusear qualquer produto quí-
mico, você também precisará se informar sobre as propriedades 
químicas específicas daquele material. As princi- pais vias de con-
taminação são: inalação, absorção dérmica e ingestão. No caso de 
contaminações específicas, lembre-se que os laboratórios podem e 
devem conter manuais voltados para a atuação pretendida no local, 
a fim de que a especificidade daquele local seja conhecida pelos seus 
usuários.
Algumas recomendações em casos de acidentes são:
 ◼ Se o acidente for na área dos olhos: lave a parte afetada com 
baixa pressão por aproximadamente 15 minutos, e depois 
procure atendimento oftalmológico;
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 45Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 45 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
46
 ◼ Quando em contatocom a pele: lave a área afetada com sabão 
e bastante água e, em seguida, busque atendimento médico 
emergencial;
 ◼ Riscos de inalação: remova a vítima para um ambiente mais 
ventilado e imediatamente a encaminhe para atendimento 
médico adequado;
 ◼ Ingestão: encaminhe o usuário imediatamente para serviço 
médico. A ingestão é considerada uma via secundária de con-
taminação, e ocorre justamente devido ao não cumprimento 
das normas de segurança;
 ◼ Em caso de derramamento: utilize materiais neutralizantes 
que removam e contenham o espalhamento, evitando que o 
usuário tenha sua saúde prejudicada.
Equipamentos e vidrarias de laboratório
Os cuidados e procedimentos a serem tomados no uso dos equipa-
mentos dependem da prática em questão. Definições como quanti-
dades de vidraria necessárias, necessidade de lavar/secar o material 
imediatamente antes do uso, vidraria específica para cada tipo de 
análise e os procedimentos adequados de higienização (por exem-
plo: produtos específicos, deixar de molho ou não, esterilizar em 
autoclave, levar ou não na mufla) dependem do tipo de vidraria e 
do uso aplicado e, portanto, todos esses elementos devem ser ve-
rificados em materiais específicos para sua área de atuação. Agora, 
observe a seguir alguns equipamentos muito utilizados em labora-
tórios e seu principal uso recomendado:
Um almofariz e um pistilo são materiais utilizados para tritu-
ração (maceração) e homogeneização de sólidos:
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 46Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 46 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
47
Figura 18. Almofariz e pistilo de porcelana. 
Fonte: Shutterstock. 
Um funil de separação é destinado à decantação e separação 
de líquidos imiscíveis:
Figura 19. Funil de separação. 
Fonte: Shutterstock. 
Um balão volumétrico pode ser utilizado no preparo e dilui-
ção de soluções com volumes precisos e prefixados. Já um béquer, 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 47Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 47 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
48
em geral, é indicado para aquecimento de líquidos, dissolução 
de sólidos (utilizando-se bastão de vidro) e preparo de soluções 
exotérmicas:
Figura 20. Preparo de soluções: balão volumétrico (a) e béquer (b) sobre um aquecedor. 
Fonte: Shutterstock. 
Um frasco de Erlenmeyer convencional é utilizado para lí-
quidos mais voláteis e em processos de titulação; ao passo que um 
frasco de Kitasato é um Erlenmeyer utilizado sob pressão e em rea-
ções com a coleta de gases:
Figura 21. Frasco de Erlenmeyer: convencional (a) e para filtração com bombas à vácuo 
(b). 
Fonte: Shutterstock
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 48Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 48 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
49
Uma bureta é utilizada para medições volumétricas precisas 
e, em especial, nos procedimentos titulométricos, enquanto pro-
vetas são utilizadas para medidas precisas de volumes com e sem 
tampas (para ensaios específicos):
Figura 22. Medição de volumes em ensaios: bureta destinada à titulação de volumes 
precisos (a) e provetas graduadas (b). 
Fonte: Shutterstock. 
Pipetas graduadas e volumétricas são materiais para 
medidas precisas de volumes fracionados (23a) ou volumes fixos 
(23b). Ademais, um tipo de pipeta sem a mesma precisão, mas mui-
to utilizada, é a pipeta tipo conta-gotas (23c):
Figura 23. Pipetas: graduada (a), volumétrica (b) e plástica de Pasteur (c). 
Fonte: Shutterstock. 
Um pipetador possibilita a medição de volumes líquidos 
precisos:
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 49Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 49 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
50
Figura 24. Pera de borracha para sucção de líquidos utilizada com pipetas volumétricas 
ou graduadas (a) e pipetadores automáticos, usualmente utilizados com ponteiras 
plásticas (b). 
Fonte: Shutterstock. 
Cápsulas de porcelana são utilizadas para evaporação de 
soluções e/ou amostras líquidas e secagem de sólidos:
Figura 25. Cadinho de porcelana com fundo chato. 
Fonte: Shutterstock
Uma pisseta é um frasco plástico utilizado, em geral, com água 
destilada para lavagem de frascos e precipitados, podendo também 
ser utilizada para completar volumes. Em algumas situações pode 
ser usada para fins de limpeza, como com álcool, por exemplo. Seu 
uso propicia maior controle do jato de líquido utilizado:
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 50Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 50 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
51
Figura 26. Frasco lavador plástico (pisseta) com água destilada. 
Fonte: Shutterstock. 
Para a pesagem de materiais, utilizamos o dessecador para 
que sólidos esfriem após seu aquecimento sem umedecer, para pos-
teriormente medir a massa na balança analítica de alta precisão:
Figura 27. Dessecador de vidro com placa de porcelana (a) e equipamento para 
medição de massas de alta precisão (b). 
Fonte: Shutterstock
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 51Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 51 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
52
Ligações Químicas
No meio ambiente, podemos observar substâncias simples (um só 
elemento) ou substâncias compostas (uma combinação de elemen-
tos). Percebemos exemplos de substâncias muito parecidas fisica-
mente, porém que diferem enormemente quanto à sua composição 
e propriedades. O sal e o açúcar refinados, por exemplo, são duas 
substâncias muito similares na aparência, porém são espécies quí-
micas bem diferentes entre si.
O sal de cozinha é uma estrutura mantida pelas ligações quí-
micas entre os íons sódio (Na+) e os íons cloreto (Cl-), o que cha-
mamos de ligação iônica (BURDGE, 2020). Já o açúcar não contém 
íons sob qualquer condição, sendo mantido por ligações covalentes 
entre as moléculas de sacarose (BROWN et al., 2016), cuja fórmula 
química é C12H22O11. O sal, quando dissolvido em água, produz íons 
em solução (Na+ e Cl-), enquanto o açúcar forma moléculas aquo-
sas de C12H22O11.
As ligações químicas que mantém átomos unidos podem 
determinar algumas propriedades principais das substâncias. Uma 
ligação química pode ser definida pela ligação entre dois átomos, 
sendo que existem três tipos gerais de ligações químicas: as liga-
ções iônicas, metálicas e covalentes.
Ligação iônica: é resultante das forças eletrostáticas entre os 
íons de cargas de sinais contrários, por exemplo Na+ (cátion) e Cl- 
(ânion). A formação dos íons ocorre a partir da transferência de um 
ou mais elétrons de um átomo para o outro.
Ligação metálica: consiste na ligação de vários cátions que 
são mantidos juntos em um mar de elétrons, que estão relativamen-
te livres para moverem-se pela estrutura tridimensional do metal. 
As ligações metálicas são encontradas em metais como cobre, ferro 
e alumínio.
Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons 
entre dois átomos (BURDGE, 2020). Os exemplos mais familiares 
de ligação covalente ocorrem nas interações entre elementos não 
metálicos, como os átomos de hidrogênio e nitrogênio que se ligam 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 52Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 52 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
53
para formar amônia (NH3). Para representar as ligações das muitas 
espécies químicas, são utilizadas estruturas gráficas simbolizando a 
formação da ligação a partir de seus elétrons, como por exemplo, os 
símbolos de Lewis, que conheceremos no próximo tópico.
Os símbolos de Lewis e a regra do octeto
Os elétrons envolvidos nas ligações químicas são os chamados elé-
trons de valência, aqueles localizados no nível mais externo de um 
átomo (ATKINS; JONES, 2012). Lewis propôs uma forma simplifica-
da de mostrar esses elétrons quando os átomos formam as ligações 
químicas, usando os símbolos de pontos de elétrons ou, de maneira 
simplificada, símbolos de Lewis. Cada elemento químico tem seus 
elétrons de valência representados como um ponto e arranjadosao 
redor do elemento. Na Figura 28, a seguir, estão representados os 
símbolos de Lewis para os elementos dos principais grupos da ta-
bela periódica. Complementarmente, a configuração eletrônica de 
cada elemento é dada pela ordem de preenchimento dos orbitais, 
conforme podemos ver na Figura 29.
Figura 28. Representação de símbolos de Lewis para diversos elementos da tabela 
periódica. 
Fonte: BURDGE, 2020, p. 327 (Adaptado)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 53Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 53 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
54
Figura 29. Ordem de preenchimento dos orbitais. 
Fonte: ATKINS; JONES, 2012, p. 45 (Adaptado).
Observe o átomo de enxofre (S): o elemento S possui número atô-
mico igual a 16 e a seguinte configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p6 
3s2 3p4, ou seja, existem seis elétrons na camada de valência (neste 
caso, a terceira camada). Por isso, o símbolo de Lewis para o enxofre 
é representado com 6 pontos ao redor do elemento, como pode ser 
visto na coluna da Família 6A, ou 16, da Tabela Periódica.
Os átomos geralmente perdem, ganham ou compartilham 
seus elétrons para atingir o número de elétrons do gás nobre mais 
próximo deles na tabela periódica. Os gases nobres possuem dis-
tribuições eletrônicas muito estáveis, o que é evidenciado por suas 
altas energias de ionização, baixa afinidade por elétrons adicionais 
e deficiência geral de reatividade química (ATKINS; JONES, 2012). 
Todos os gases nobres, com exceção do Hélio (He), possuem oito 
elétrons na camada de valência. Como os átomos, ao sofrerem as 
EXEMPLIFICANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 54Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 54 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
55
reações químicas, acabam terminando com oito elétrons de valên-
cia, surgiu a regra do octeto, que diz que os átomos tendem a ga-
nhar, perder ou compartilhar elétrons até que estejam circundados 
por oito elétrons de valência.
No caso do lítio e berílio, por estarem mais próximos ao He, 
eles perdem seus elétrons formando um dupleto, um par de elétrons 
com a configuração 1s2
Formação das ligações iônicas
O composto iônico se dá pela ligação entre um elemento metáli-
co e um não metálico. Um sólido iônico é um conjunto de cátions e 
ânions que se mantém unidos em um arranjo regular. 
No exemplo anterior, vimos que o sal de cozinha é composto pela 
junção de cátions sódio (Na+) e ânions cloreto (Cl-). Na Figura 30, 
temos a representação da reação usando os símbolos de Lewis, sen-
do que o sólido iônico resultante NaCl(s) fica arranjado em uma rede 
tridimensional regular:
Figura 30. Representação da reação de formação do cloreto de sódio, e sua estrutura 
tridimensional. 
EXEMPLIFICANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 55Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 55 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
56
Fonte: BURDGE, 2020, p. 57. (Adaptado).
A seta da reação indica a transferência de elétrons de um áto-
mo de sódio para um átomo de cloro, sendo que cada íon apresenta 
um octeto de elétrons. O cátion Na+ perdeu um elétron, ficando com 
a camada de valência em 2s2 2p6, enquanto o cloro recebeu um elé-
tron, ficando com a camada de valência 3s2 3p6. O colchete ao redor 
do ânion cloreto enfatiza que os oito elétrons estão exclusivamente 
nele.
Analogamente, os compostos iônicos dos metais repre-
sentativos dos grupos 1A, 2A e 3A, que apresentam um, dois e três 
elétrons na camada de valência, tendem a perder esses elétrons for-
mando cátions estáveis com cargas 1+, 2+ e 3+, respectivamente. Já 
os não metais dos grupos 5A, 6A e 7A tendem a receber o número de 
elétrons que falta para completar o octeto, formando ânions com 
cargas 3-, 2- e 1-, respectivamente.
A ligação covalente e a estrutura de Lewis
Uma vez que os não-metais não formam cátions, isto é, não apre-
sentam tendência a doar elétrons, Lewis propôs que as ligações en-
tre eles se dão pelo compartilhamento de elétrons de forma a obter 
uma configuração eletrônica igual à dos gases nobres, ou seja, com-
pletando oito elétrons na camada de valência. Essa ligação entre os 
átomos que possuem tendência a receber elétrons foi chamada de 
ligação covalente ou molecular.
Temos o caso clássico da água, em que o átomo de oxigênio, que 
possui seis elétrons na camada de valência, necessita receber dois 
elétrons para atingir a estabilidade, enquanto o hidrogênio requer 
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 56Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 56 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
57
apenas um elétron para ter sua configuração eletrônica igual à do 
gás hélio, formando um dupleto. Assim, a ligação entre eles ocorre 
pelo compartilhamento de seus elétrons disponíveis entre si, e, no 
caso da água, o oxigênio se liga a dois átomos de hidrogênio para 
completar os oito elétrons na camada de valência, como pode ser 
observado na Figura 31. Outro exemplo é a molécula de amônia, em 
que ocorre um compartilhamento de elétrons entre um átomo de 
nitrogênio e três átomos de hidrogênio.
Ao contrário da ligação iônica, os elétrons pertencem aos dois 
átomos simultaneamente. Podemos usar os símbolos de Lewis para 
descrever as ligações covalentes com uma linha (—) referente ao 
par de elétrons compartilhado. Dessa forma, têm-se as estrutu-
ras de Lewis, como podemos observar na Figura 31, para os casos 
da água e da amônia. Além dos pares compartilhados de elétrons, o 
átomo de oxigênio na molécula de água possui dois pares isolados 
que não participam diretamente das ligações, enquanto o átomo de 
nitrogênio, na molécula de amônia, possui um par isolado:
Figura 31 - Representação do compartilhamento de elétrons na molécula de água e de 
amônia, e da estrutura de Lewis resultante em cada uma delas. 
Fonte: Science Struck. Acesso em: 09/06/2020. (Adaptado).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 57Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 57 30/03/2023 08:36:4930/03/2023 08:36:49
58
Vale destacar que as ligações de compartilhamento de elé-
trons podem formar ligações simples, duplas e triplas, conforme 
podemos ver na Figura 32:
Figura 32. O compartilhamento de elétrons nas moléculas de água, gás carbônico e gás 
nitrogênio representando as ligações covalentes simples, duplas e triplas. 
Fonte: Shutterstock
Atkins e Jones (2012) pontuam que a estrutura de Lewis sim-
plesmente indica quais átomos se ligam e quais têm pares isolados, 
não retratando necessariamente a forma da molécula. Em alguns 
casos, ocorre o que chamamos de ligação covalente coordenada, em 
que um dos átomos empresta seu par de elétrons a outro átomo para 
estabilizar seu octeto, como podemos ver na molécula de ácido sul-
fúrico, por exemplo, na Figura 33, em que o átomo de enxofre, que 
já está com oito elétrons de valência, empresta seus pares isolados 
de elétrons para dois átomos de oxigênio.
Figura 33. Representação da estrutura de Lewis na molécula de ácido sulfúrico.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
A ligação covalente simples constitui o compartilhamento de 
um par de elétrons entre dois átomos. Em várias moléculas ocorre o 
compartilhamento de mais de um par de elétrons entre os átomos, 
levando à existência de ligações covalentes duplas (=) e triplas (≡), 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 58Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 58 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
59
como no caso do gás carbônico (CO2) e do gás nitrogênio (Figura 
34), em que ocorre o compartilhamento de dois e três pares de elé-
trons, respectivamente. As ligações duplas e triplas são coletiva-
mente chamadas de ligações múltiplas.
Figura 34. Representação da estrutura de Lewis nas moléculas de CO2 e N2. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Como podemos perceber, em alguns exemplos apresentados 
as moléculas são poliatômicas. É importante estudar algumas ca-
racterísticas básicas das estruturas de Lewis para tais condições.
Estrutura de Lewis de espéciespoliatômicas
As moléculas poliatômicas, ou os íons poliatômicos (como o cátion 
amônio NH4+ ou o ânion sulfato SO42-), são mantidos por ligações 
covalentes (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018). A molécula do hi-
drocarboneto metano possui um átomo de carbono (C – 4 elétrons 
na camada de valência) e quatro átomos de hidrogênio (H), cada um 
com um elétron de valência e necessitando de um elétron para esta-
bilizar-se como um dupleto.
Assim, têm-se oito elétrons de valência na molécula de me-
tano, e arranjando os átomos tem-se a estrutura de Lewis, con-
forme a Figura 35, em que os hidrogênios são átomos terminais e 
o carbono é o átomo central, sendo definido como aquele que se 
liga a pelo menos dois outros átomos. A escolha do átomo central se 
dá, geralmente, pelo átomo de menor eletronegatividade, ou seja, 
sua habilidade de atrair elétrons, sendo que o hidrogênio não pode 
ser átomo central, uma vez que estabelece somente uma ligação. 
Olhando na tabela periódica, podemos ver que o flúor é o elemento 
mais eletronegativo e o césio o menos eletronegativo.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 59Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 59 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
60
Figura 35. Representação da estrutura de Lewis na molécula de metano.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Atkins e Jones (2012) afirmam que a medida de eletronegatividade 
dos elementos químicos foi proposta por Linus Pauling, em 1932, 
como uma medida do poder de atração dos elétrons, exercido por 
um átomo que participa de uma ligação. 
Na Figura 36, as cargas positivas dos cátions atuam atraindo 
os elétrons dos íons negativos e, dessa forma, haverá distorção es-
férica da nuvem eletrônica (área sombreada). Quanto maior é a dis-
torção na nuvem, maior o caráter covalente da ligação em questão 
(ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018):
 Figura 36. Átomos e íons com nuvens de elétrons com fortes distorções são mais 
polarizáveis.
Fonte: ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018 (Adaptado).
DEFINIÇÃO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 60Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 60 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
61
Quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos 
é muito grande, como no caso no cloreto de sódio (NaCl) ou fluoreto 
de potássio (KF), a contribuição iônica domina sobre a distribuição 
covalente, e é melhor considerar iônica a ligação. Não existe uma 
divisão clara entre as ligações covalentes e iônicas, porém quando 
a diferença é superior a duas unidades, o caráter iônico da ligação é 
mais pronunciado. Quando a diferença é menor que 1,5, a descrição 
da ligação como covalente é razoavelmente segura. Por exemplo, a 
ligação covalente entre carbono e oxigênio (C – O) apresenta dife-
rença de eletronegatividade de 0,8, enquanto a ligação iônica entre 
cálcio e oxigênio (Ca – O) apresenta diferença de eletronegatividade 
de 2,1.
Segundo Brown et al. (2016), quando a diferença de eletrone-
gatividade entre dois átomos é nula, diz-se que a ligação covalente 
é apolar, como no caso da molécula de gás flúor (F2). Já quando o 
compartilhamento de elétrons é desigual, a ligação covalente é dita 
polar, como no caso da molécula de ácido fluorídrico (HF). No caso 
de íons, cátions ou ânions, deve-se levar em consideração a quan-
tidade de elétrons doados ou perdidos para desenhar a estrutura de 
Lewis do composto. 
Vamos considerar o ânion poliatômico BrO3-. Considerando que o 
bromo é menos eletronegativo que o oxigênio, podemos entender 
que o elemento Br fica sendo o átomo central, e, os oxigênios, os 
átomos terminais. O bromo, que está localizado na coluna 17 (famí-
lia 7A: Halogênios), apresenta sete elétrons na camada de valência, 
enquanto o oxigênio da coluna 16 (Família 6A: Calcogênios) possui 
seis elétrons de valência.
Como a carga do íon é 1-, um elétron extra é adicionado, o que 
resulta em um total de elétrons de valência de: 7 + (3 x 6) + 1 = 26, 
ou seja, 13 pares de elétrons. Assim, montando a estrutura de Lewis 
EXEMPLIFICANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 61Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 61 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
62
pelo compartilhamento de elétrons e pelas ligações covalentes entre 
os átomos de Br e O, temos a Figura 37A.
Já no caso de um cátion, deve-se subtrair o número de elé-
trons perdidos. Tomemos, por exemplo, o íon amônio (NH4+), em 
que o nitrogênio possui cinco elétrons de valência e o hidrogênio, 
um elétron de valência, o que totaliza oito elétrons de valência (5 + 
4 x 1 – 1) e quatro pares de elétrons. Sabendo-se que o hidrogênio 
só pode fazer uma ligação para se tornar estável eletronicamente, o 
nitrogênio fica sendo o átomo central, o que resulta na estrutura de 
Lewis representada na Figura 37B:
Figura 37. Representação da estrutura de Lewis no íon bromato (A) e no íon amônio 
(B).
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Carga formal
Em alguns casos, é possível desenhar várias estruturas de 
Lewis diferentes para a mesma molécula, e que ainda obedecem à 
regra do octeto. Uma das formas de decidir qual é a mais razoável 
é fazer a contabilidade dos elétrons de valência para determinar a 
carga formal de cada átomo, em cada estrutura possível. 
Essa carga formal é definida como a carga que um átomo teria em 
uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletro-
negatividade, isto é, se todos os pares de elétrons ligantes estives-
sem igualmente compartilhados entre os átomos.
DEFINIÇÃO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 62Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 62 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
63
Para determinação da carga formal de qualquer átomo, cal-
cula-se o número de elétrons de valência no átomo isolado menos 
o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis, 
ou seja, o seu número de pares de elétrons isolados somado à me-
tade de cada par compartilhado (ATKINS; JONES, 2012; BROWN et 
al., 2016).
Vamos tomar o exemplo da molécula de gás carbônico. A regra do 
octeto é obedecida em duas estruturas possíveis, uma com duas li-
gações duplas, e outra com uma ligação simples e uma tripla entre 
os átomos de C e O, conforme representado na Tabela 1.
Uma vez que o CO2 é uma molécula neutra, a soma das cargas 
formais nas duas possibilidades é zero. Como regra geral, a estru-
tura de Lewis mais estável é aquela em que os átomos apresentam 
cargas formais mais próximas de zero, e que qualquer carga ne-
gativa esteja presente nos átomos mais eletronegativos. Seguindo 
essa regra, portanto, tem-se que a melhor estrutura de Lewis para o 
gás carbônico é a Possibilidade 1 (Tabela 1). Segundo Atkins e Jones 
(2012), uma carga formal mais baixa indica que um átomo sofreu a 
menor redistribuição de elétrons possível em relação ao átomo livre. 
A estrutura com cargas formais próximas a zero tem, geralmente, a 
energia mais baixa entre todas as estruturas possíveis.
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 63Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 63 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
64
Tabela 1. Cálculo da carga formal para duas possibilidades de estrutura de Lewis na 
molécula de gás carbônico 
Fonte: BROWN et al., 2016. (Adaptado).
Exceções à regra do octeto
A regra do octeto possui algumas limitações e nem sempre é obe-
decida. Essas exceções à regra ocorrem basicamente em três casos: 
1. moléculas com número ímpar de elétrons; 
2. moléculas em que um átomo tem menos de um octeto, ou seja, 
são deficientes de elétrons; 
3. moléculas em que um átomo tem mais de oito elétrons de va-
lência, ou seja, com expansão do octeto (BROWN et al., 2016).
Vejamos, agora, um exemplo de cada um desses casos.
1. Tomemos como exemplo do primeiro caso a molécula de mo-
nóxido de nitrogênio (NO). A molécula contém 11 elétrons de 
valência, sendo as duas estruturas de Lewis mais importantes 
para a molécula mostrada na Figura 11. Em ambos os casos, a 
regra do octeto não é obedecida, pois o nitrogênio eo oxigênio 
possuem 7 elétrons de valência na primeira e na segunda es-
trutura, respectivamente:
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 64Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 64 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
65
Figura 38. Representação das estruturas de Lewis para a molécula de monóxido de 
nitrogênio.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
2. Para o segundo caso, temos o exemplo do trifluoreto de boro 
(BF3). Como o boro é menos eletronegativo que o flúor, ele 
é o átomo central, e os átomos de flúor são terminais. To-
mando as estruturas de Lewis para a molécula e tentando 
obedecer à regra do octeto, chegaríamos nas três possibili-
dades (1, 2 e 3) de estruturas contidas na Figura 39, a seguir. 
Entretanto, calculando-se a carga formal de cada átomo, tem-
-se que a melhor representação da estrutura é a possibilidade 
4, em que as cargas formais são nulas. Além disso, as cargas 
formais negativas em 1, 2 e 3 estão no átomo de boro, que é me-
nos eletronegativo que o flúor, o que também é inconsistente. 
Dessa forma, tomando a estrutura de Lewis número 4, tem-se 
que o boro possui apenas seis elétrons de valência, não obe-
decendo à regra do octeto e apresentando uma deficiência de 
elétrons:
Figura 39. Representação das estruturas de Lewis para a molécula de trifluoreto de 
boro.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 65Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 65 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
66
3. No caso de expansão do octeto, quando tomamos a molécu-
la de pentacloreto de fósforo (PCl5), chegamos na estrutura 
de Lewis representada na Figura 40, em que o átomo central 
de fósforo é forçado a expandir seu nível de valência, com dez 
elétrons, usando um de seus orbitais 3d. Os níveis de valên-
cia expandidos ocorrem geralmente quando o átomo central 
está ligado a átomos menores e mais eletronegativos, como o 
flúor, o cloro e o oxigênio.
Figura 40. Representação da estrutura de Lewis para a molécula de pentacloreto de 
fósforo.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020) 
Estruturas de ressonância
Em alguns casos, ocorrem moléculas e íons em que o arranjo dos 
átomos admite mais do que uma estrutura de Lewis. Por exemplo, 
vamos considerar a molécula de ozônio (O3): sabendo-se que cada 
átomo de oxigênio possui seis elétrons de valência, a molécula con-
tém 18 elétrons de valência. Ao representar a estrutura de Lewis do 
ozônio, percebemos que é necessário haver uma dupla ligação na 
molécula para cumprir a regra do octeto. Além disso, constatamos 
que é possível desenhar a estrutura com a ligação dupla à direita ou 
à esquerda, o que faz com que haja variação na distribuição dos elé-
trons, o que chamamos de estruturas de ressonância (BROWN et al., 
2016).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 66Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 66 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
67
Dessa forma, para representar adequadamente a estrutura de 
Lewis da molécula de ozônio, deve-se indicar que esta é uma mé-
dia das duas estruturas de ressonância ligadas por uma seta de duas 
cabeças, o que é denominado por Atkins e Jones (2012) como um hí-
brido de ressonância, conforme apresentado na Figura 41. A resso-
nância é definida como uma fusão de estruturas que têm o mesmo 
arranjo de átomos, porém arranjos diferentes de elétrons.
Figura 41. Representação do híbrido de ressonância da molécula de ozônio.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Vamos praticar um pouco o que vimos até aqui? Veja os 
exemplos a seguir!
 ◼ Vamos tomar o exemplo do composto iônico poliatômico 
sulfato de amônio (NH4)2SO4. No cátion amônio NH4+, o 
composto central é o nitrogênio. Já no ânion sulfato, o com-
posto central é o enxofre, que é menos eletronegativo que o 
oxigênio. Levando em consideração a carga de cada íon (1+ no 
amônio e 2- no sulfato) e fazendo a distribuição dos elétrons, 
chega-se à estrutura de Lewis da espécie poliatômica (NH4)-
2SO4 representada na Figura 42:
Figura 42. Representação da estrutura de Lewis no íon poliatômico sulfato de amônio.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 67Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 67 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
68
 ◼ Tomemos como exemplo, agora, o composto molecular do 
ácido acético (CH3COOH), que é o ácido carboxílico do vi-
nagre. Os átomos centrais são os átomos de carbono que são 
menos eletronegativos que os de oxigênio, sendo os átomos 
de hidrogênio mais terminais, uma vez que só podem fazer 
uma ligação covalente. A estrutura molecular possui 24 elé-
trons de valência, pois possui dois carbonos (oito elétrons 
de valência), dois oxigênios (12 elétrons de valência) e qua-
tro hidrogênios (quatro elétrons de valência), totalizando, 
portanto, 12 pares de elétrons. A partir dessa constatação, 
devem-se dispor os átomos e os pares de elétrons de liga-
ção, completando os octetos (ou dupletos para o hidrogênio). 
Então, desenham-se as ligações covalentes e os pares de elé-
trons isolados, que totalizarão em conjunto os 12 pares de elé-
trons, como podemos observar na Figura 43. Como podemos 
ver, o ácido acético também admite um híbrido de ressonância 
no grupo carboxílico da molécula:
Figura 43. Representação da estrutura de Lewis para a molécula de ácido acético e seu 
híbrido de ressonância.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
 ◼ Agora, usando o conceito de carga formal, vamos deci-
dir qual a estrutura de Lewis mais provável para o ânion 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 68Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 68 30/03/2023 08:36:5030/03/2023 08:36:50
69
poliatômico tiocianato, na molécula de tiocianato de po-
tássio (KSCN). Contabilizando o total de elétrons de va-
lência, chegamos no valor de 16 (seis do enxofre, quatro 
do carbono, cinco do nitrogênio e um referente a carga -1 
do íon), ou seja, temos oito pares de elétrons na estrutura. 
Na Tabela 2, a seguir, temos três possíveis estruturas de Le-
wis para o ânion. Na primeira possibilidade, as cargas formais 
dos átomos são mais próximas de zero. Assim, o arranjo NCS- 
é o mais provável para o íon tiocianato. Essa conclusão está 
de acordo com o fato de que o carbono é o elemento menos 
eletronegativo entre os três átomos, devendo ser posicionado 
como elemento central no composto:
Tabela 2. Cálculo da carga formal para três possibilidades de estrutura de Lewis na 
molécula do íon tiocianato
 Fonte: ATKINS; JONES, 2012 (Adaptado)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 69Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 69 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
70
Funções Inorgânicas 
Hoje existe uma gama muito grande de compostos químicos sendo 
utilizados, e outros tantos sendo descobertos ou sintetizados. Dian-
te dessa dinâmica, passou a ser impossível memorizar todos os seus 
nomes; mas, felizmente, isso não é necessário, porque foram cria-
dos sistemas convenientes para nomear e classificar as substâncias 
químicas (BURDGE, 2020).
As substâncias passaram a ser agrupadas com base em suas 
propriedades em co- mum, que ao longo do tempo foram considera-
das propriedades funcionais. A classificação das substâncias corres-
ponde, então, às propriedades presentes em grupos de compostos, e 
tais funções passaram a ser chamadas de funções inorgânicas.
Um composto iônico é nomeado simplesmente usando o 
nome do cátion seguido pelo nome do ânion, eliminando a pala-
vra íon de cada um (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018; BURDGE, 
2020). As cargas de íons são conhecidas e por isso não é necessário 
incluí-las nos nomes, podendo fazê-lo quando se trata de cátions 
metálicos (que apresentam mais de uma carga possível). Lembre-se 
de que a carga é indicada no nome do íon com um número romano 
entre parênteses. Assim, compostos como FeCl2 e FeCl3 recebem o 
nome de cloreto de ferro (II) (cloreto de ferro-dois) e cloreto de fer-
ro (III) (cloreto de ferro-três), respectivamente.
Conceitose dissociação das funções inorgânicas
Abordaremos, agora, quatro funções inorgânicas importantes e 
amplamente encontradas na natureza: os ácidos, as bases, os sais 
e os óxidos. Para que os conceitos das funções possam ser melhor 
entendidos, e seus processos distinguidos, é necessário que sejam 
revisados os fenômenos de ionização e dissociação.
Russell (1994) descreve que nem todas as espécies químicas 
em solução aquosa passam por ionização ou dissociação, e a por-
centagem de espécies que sofrem esses fenômenos é dada pelo grau 
de ionização ou dissociação, representado por α na equação (15):
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 70Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 70 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
71
(15)
Em geral, um eletrólito é uma substância que se dissolve na 
água para produzir uma solução que conduz eletricidade (PETRUCCI 
et al., 2017). Por outro lado, uma substância que não é um eletrólito 
pode se dissolver na água, apesar de apenas produzir uma solução 
que não conduz eletricidade. No geral, as substâncias solúveis em 
água se encaixam em uma dessas duas categorias. Sendo assim, a 
diferença entre uma solução aquosa que conduz eletricidade e outra 
que não conduz é a presença ou ausência de íons (ATKINS; JONES; 
LAVERMAN, 2018).
Vamos considerar, novamente, soluções de açúcar e sal. Os proces-
sos físicos de açúcar (sacarose, C12H22O11) e sal (cloreto de sódio, 
NaCl) sendo dissolvidos em água podem ser representados com as 
equações (16) e (17):
(16)
 (17)
Observe que, enquanto as moléculas de sacarose permanecem in-
tactas após a dissolução, tornando-se moléculas aquosas de sa-
carose, o cloreto de sódio se dissocia, produzindo íons aquosos de 
sódio e íons cloretos aquosos (BURDGE, 2020).
EXEMPLIFICANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 71Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 71 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
72
Dissociação é o processo pelo qual um composto iônico, após 
dissolução, se separa em seus íons constituintes. É a presença de 
íons que permite que a solução de cloreto de sódio conduza eletrici-
dade. Assim, o cloreto de sódio é um eletrólito e a sacarose é um não 
eletrólito. Como a sacarose, que é um composto molecular, muitos 
compostos moleculares solúveis em água são não-eletrólitos. No 
entanto, alguns compostos moleculares são eletrólitos, pois eles 
ionizam na dissolução.
De maneira geral, a ionização é o processo pelo qual um 
composto molecular forma íons quando se dissolve. A maioria dos 
compostos moleculares, que são eletrólitos, são eletrólitos fracos. 
Um eletrólito fraco é um composto que produz íons após a disso-
lução, mas existe em solução predominantemente como moléculas 
que não são ionizadas.
Por outro lado, um eletrólito que se dissocia completamente 
é considerado um eletrólito forte. Todos os compostos iônicos so-
lúveis em água se dissociam completamente após a dissolução, por-
tanto, todos os compostos iônicos solúveis em água são eletrólitos 
fortes. A lista de compostos moleculares que são eletrólitos fortes 
não é muito extensa; na verdade, são sete ácidos fortes (BURDGE, 
2020):
Um ácido forte ioniza completamente, resultando em uma 
solução que contém íons hidrogênio e os ânions correspondentes, 
mas essencialmente sem moléculas de ácido.
Os ácidos compõem uma classe importante de compostos 
moleculares. O ácido é uma substância que produz íons hidrogê-
nio quando dissolvida em água. Sendo os ácidos compostos que se 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 72Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 72 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
73
dissolvem na água para produzir íons hidrogênio (H+), o HCl, por 
exemplo, ioniza para produzir íons H+ e íons Cl− (ATKINS; JONES, 
2012).
Atribui-se a Arrhenius uma constatação de que todo o pro-
duto em solução aquosa sofre ionização, resultando em uma solução 
apenas com o íon H+, um ácido (RUSSELL, 1994). Vários compostos 
moleculares produzem íons hidrogênio quando dissolvidos em água 
e são, portanto, ácidos.
Nesses casos, dois nomes diferentes podem ser atribuídos à 
mesma fórmula química. Quando é dissolvido em água, no entanto, 
chamamos de ácido clorídrico. Veja, na Figura 44, a representação 
da reação do ácido clorídrico com a água: 
Figura 44. Representação de reação de um ácido de Arrhenius.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 73Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 73 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
74
Svante August Arrhenius (1859 - 1927) foi um químico sueco, ga-
nhador do Nobel de Química de 1903. Foi o autor da teoria eletrolí-
tica da dissociação.
Dentro do grupo dos ácidos, pode haver classificações diver-
sas, levando em conta: 
 ◼ o número de hidrogênios ionizáveis, por exemplo, se são 
mono, bi/di, tri ou tetrácidos, ilustrados genericamente pelos 
ácidos HCl, H2CO3, H3PO4 e H4P2O7, respectivamente; 
 ◼ a ausência de oxigênio, que representa os chamados hidráci-
dos, por exemplo: HCl, HBr e HCN; 
 ◼ o número de elementos, podendo ser binários (com dois ele-
mentos, como os ácidos HBr e H2S), ternários (com três ele-
mentos como é o caso de H2NO3 e HCN) e quaternários (com 
quatro elementos como ocorre com o HSCN).
Considerando o grau de ionização (α), ácidos fracos possuem 
α < 5%, ácidos intermediários possuem 5% ≤ α ≤ 50% e ácidos for-
tes apresentam α > 50%. Isso significa dizer que, no caso dos ácidos 
fracos, 5% das moléculas de ácido se dissociam, enquanto em áci-
dos fortes esse percentual atinge pelo menos 50% do total possível 
(ATKINS; JONES, 2012).
De forma análoga, para Arrhenius, a base ou hidróxido é todo 
composto ou substância que, em solução aquosa, sofre dissociação 
iônica liberando o íon OH–, denominado hidroxila (ATKINS; JONES, 
2012; BURDGE, 2020), ou seja, são equações de dissociação de ba-
ses, que formam soluções alcalinas (pH maior que 7), como exem-
plificado na Figura 45:
VOCÊ SABIA?
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 74Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 74 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
75
Figura 45. Representação de reação de uma base de Arrhenius.
Fonte: Editorial Digital Pages
As bases podem ser classificadas de acordo com: 
 ◼ o número de hidroxilas (monobases, dibases, tribases e 
tetrabases); 
 ◼ a força (bases fortes ou fracas); 
 ◼ a solubilidade em água, entre outros. 
Vale observar que a nomenclatura de bases tem relação com a va-
lência do cátion: se o cátion possui uma única valência, coloca-se a 
palavra hidróxido seguida do nome elemento que originou o cátion 
(por exemplo, o hidróxido de sódio – NaOH).
Há ocorrência de minerais hidróxidos, que são materiais 
geológicos definidos pela presença da hidroxila (OH−) ligada a me-
tais, metaloides e outros ânions. Temos exemplos clássicos dessa 
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 75Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 75 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
76
classe, como a goetita (hidróxido de ferro) e a gibbsita (hidróxido 
de alumínio).
Uma reação de neutralização pode ser explicada, na prática, 
por uma reação entre um ácido e uma base (PETRUCCI et al., 2017). 
Em geral, uma reação ácido-base aquosa produz água e um sal, 
que é um composto iônico formado pelo cátion de uma base e pelo 
ânion de um ácido. Um composto no qual o ânion é óxido (O2−) ou 
hidróxido (OH−) não é considerado um sal (BURDGE, 2020).
Assim, terceira categoria de eletrólitos proposta por Ar-
rhenius, o sal, é um composto que possui os íons mesmo após a 
neutralização de um ácido por uma base e, no caso específicos de 
sais com baixa solubilidade, os íons podem se combinar e precipitar 
(RUSSELL, 1994). Entretanto, quando a reação ocorre entre bases e 
ácidos fortes (como por exemplo de NaOH neutralizando o HCl) o sal 
(NaCl) será formado e a precipitação dificilmente ocorreria (apenas 
em condição de evaporação), uma vez que se trata de um eletrólito 
fortee solúvel que usualmente não se combina em solução.
Na natureza, os minerais de óxido são compostos em que o 
oxigênio é ligado a átomos ou cátions de outros elementos, geral-
mente cátions metálicos como o ferro (Fe+2 ou Fe+3). Óxidos são 
compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletro-
negativo. Nos óxidos moleculares, o elemento ligado ao oxigênio é 
ametal (por exemplo, CO2, SO3 e CO), enquanto nos óxidos iônicos 
o elemento ligado ao oxigênio é um metal (por exemplo, Fe2O3 e 
Al2O3).
Ainda sobre sua ocorrência, Grotzinger e Jordan (2013) des-
tacam que essa classe de minerais tem grande importância econô-
mica, uma vez que inclui os minérios que contêm metais, como o 
cromo e o titânio. Outro exemplo é a a hematita (Fe2O3), que é um 
dos principais minerais de ferro.
O equilíbrio de transferência de prótons
Um sistema em equilíbrio tende à estabilidade em suas reações. Ma- 
croscopicamente, a composição do sistema é inalterada, enquanto, 
no nível microscópico, a mudança continua.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 76Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 76 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
77
A composição geral do sistema não muda porque foi alcança-
do um equilíbrio entre dois processos opostos (formação de produ-
tos e reação entre os reagentes ini- ciais), conforme esquematizado 
na Figura 46. Independentemente de a reação ter início com os rea-
gentes puros ou com os produtos puros, haverá uma mistura de rea-
ção que tenderá para uma mistura de reagentes e produtos definida 
pela cons- tante de equilíbrio da reação na temperatura específica 
do experimento.
Figura 43. Desenho esquemático do equilíbrio químico em uma solução aquosa.
Fonte: ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018, p. 402. (Adaptado).
Vamos observar como ocorre a troca de prótons durante as reações. 
Burdge (2020) exemplificou essa transferência de prótons utilizan-
do um ácido e uma base com a representação da ionização do ácido 
clorídrico e da amônia (Figura 44):
Figura 44. Ionização de um ácido (a) e de uma base (b), com representação das trocas 
de prótons e dos produtos conjugados. 
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 77Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 77 30/03/2023 08:36:5130/03/2023 08:36:51
78
Fonte: BURDGE, 2020, p. 720.
Atkins e Jones (2012) explicam que a conversão de pequenas 
quantidades de reagentes em produtos é compensada pela con-
versão de produtos em reagentes. Esse equilíbrio mantém o menor 
valor possível para a energia de Gibbs (G) do sis- tema e o valor má-
ximo possível para a entropia combinada (S) do sistema e seus ar-
redores. A menos que seja perturbado por uma influência externa, o 
sistema permanece indefinidamente nesse estado de equilíbrio.
Considerando a reação hipotética da equação (18), diversos 
fatores relacionados ao equilíbrio químico podem ser discutidos:
(18)
Nessa equação, as letras maiúsculas A, B, C e D referem-se a 
substâncias quí- micas, e as letras minúsculas a, b, c e d represen-
tam os coeficientes necessários para equilibrar a equação.
Atkins, Jones e Laverman (2018) destacam o uso da seta dupla 
neste tipo de equação, pois isso denota uma reação que ocorre em 
ambas as direções e não resulta em todos os reagentes (por exem-
plo, ácido acético) sendo convertidos per- manentemente em pro-
dutos (por exemplo, íons hidrogênio e íons acetato). Em vez disso, 
as reações direta e reversa podem ocorrer, e um estado de equilíbrio 
químico dinâmico é estabelecido.
Para facilitar o entendimento da dinâmica das reações, são 
consideradas atividades (a) para expressar simplificadamente a re-
lação entre reagentes e produtos. A constante de equilíbrio (K) de 
qualquer reação corresponde à equação 19:
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 78Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 78 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
79
(19)
A expressão para o quociente de reação (Q) é vista na equação 
(20):
(20)
No equilíbrio, podemos substituir os valores de equilíbrio das 
atividades e definir a expressão resultante igual a K, conforme a 
equação (21):
(21)
Em uma condição fechada e com a temperatura constante, 
uma reação prossegue espontaneamente em direção ao equilíbrio. 
No equilíbrio, o quociente de reação Q atinge o mesmo valor cons-
tante K, independentemente da quantidade inicial de reagentes 
e produtos. Portanto, em condições de equilíbrio, a constante de 
equilíbrio K é expressa de forma análoga ao quociente Q, conforme 
a equação (22):
(22)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 79Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 79 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
80
Quando uma reação envolve compostos iônicos completa-
mente dissociados em solução, a constante de equilíbrio deve ser 
escrita para a equação iônica simplificada, usando a atividade de 
cada tipo de íon. Vale destacar que a atividade dos sólidos ou dos 
líquidos puros pode ser considerada 1.
Infelizmente, a simplificação da expressão constante de 
equilíbrio oculta o verdadeiro significado do que se pretende, e pode 
ser facilmente mal interpretada. Lembre-se que à esquerda do sinal 
de igual temos K, a constante de equilíbrio, enquanto à direita do 
sinal de igual temos o quociente de reação Q, expresso em termos 
das atividades.
Quando se considera o equilíbrio em termos de concentra-
ções, a constante de equilíbrio Kc é expressa pela equação (23):
(23)
A condição de equilíbrio é um resultado termodinâmico obtido pela 
aplicação das leis da termodinâmica. A condição de equilíbrio é di-
nâmica, com as reações direta e reversa ocorrendo não apenas in-
definidamente, mas também exatamente na mesma taxa (Q = K).
Uma forma de provar que o equilíbrio é dinâmico seria adicio-
nar à mistura de equilíbrio um pouco de iodo-131 radioativo, como 
o íon iodeto. A reação pode ser representada pela equação: AgI(s) ⇌ 
Ag+(aq) + I–(aq).
Se os processos de formação e consumo entrassem em equi-
líbrio, a radioatividade seria confinada à solução. Porém, é identifi-
cado que a radioatividade também aparece no sólido. Com o tempo, 
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 80Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 80 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
81
os íons iodeto radioativo são distribuídos por toda a solução e sólido 
não dissolvido. A única maneira de explicar isso é se os processos de 
dissolução e cristalização continuarem indefinidamente.
Um exemplo de uma cinética de reação (equação (24)) ocor-
re quando nitrogênio e hidrogênio são aquecidos sob determinada 
pressão na presença de ferro:
(24)
No momento inicial, a reação produz amônia rapidamente, 
apesar de apresentar baixa formação após um curto período (na Fi-
gura 45A). Quando a formação da amônia parece ter cessado é que 
a velocidade da reação inverte (equação (25) e Figura 45B), aumen-
tando à medida que mais amônia se forma:
(25)
Por fim, o equilíbrio é atingido quando a formação e a decom-
posição da amônia possuem a mesma velocidade, conforme indica-
do pela equação (26):
(26)
Os gráficos da Figura 45, a seguir, são de experimentos feitos 
em temperaturas diferentes, logo, possuem composições diferentes 
no equilíbrio.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 81Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 81 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
82
Figura 45. Curvas da cinética das reações envolvendo a produção do nitrogênio 
amoniacal. 
Fonte: ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018.
Na Figura 45, em (A) as concentrações molares de N2 e de H2 
decrescem, e as de NH3 aumentam com o tempo, atingindo valo-
res correspondentes a uma mistura sem mudanças aparentes. Em 
(B), refazendo o experimento com amônia pura, há decomposição 
até atingir a composição de uma mistura de amônia, nitrogênio e 
hidrogênio.
A troca de prótons entre moléculas de água
A água é frequentemente chamada de solvente universal, porque, 
além de ser uma solução muito comum e importante para a vida na 
Terra, grande partedas reações químicas ácido-base ocorrem em 
solução aquosa.
Burdge (2020) explica que a água possui capacidade de agir 
como um ácido de Brønsted (como na ionização do NH3) ou uma 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 82Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 82 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
83
base de Brønsted (como na ionização do HCl). Uma espécie que pode 
se comportar como um ácido de Brønsted ou uma base de Brønsted 
é denominada anfotérica, por ter, justamente, os dois comporta-
mentos possíveis. Apesar de a água ser um eletrólito muito fraco, ela 
pode sofrer ionização em pequena escala, conforme a equação 27:
(27)
Essa reação é conhecida como autoionização da água. O pró-
ton aquoso, como H+ ou H3O+, é chamado de hidrônio ou hidroxô-
nio como na equação (28):
(28)
Como indicado pela seta dupla na equação (28), percebemos 
que a reação está em equilíbrio, e a expressão que pode representar 
tal autoionização pode ser observada na equação (29):
(29)
Note que a atividade da água foi considerada 1, e que o equi-
líbrio é apresentado pela constante de água (Kw). A Figura 46 apre-
senta a equação de ionização da água e um esquema simplificado, de 
acordo com a teoria de Brønsted:
Figura 46. Reação de ionização da água.
Fonte: Editorial Digital Pages
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 83Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 83 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
84
A água possui caráter anfotérico e anfiprótico, o que signifi-
ca que pode reagir com ácidos e com bases, e adicionalmente pode 
doar átomos de hidrogênio para efetivar a doação de prótons. A par-
tir desses conceitos de ionização e equilíbrio, é importante destacar 
que as condições do meio, por exemplo devido ao potencial hidro-
geniônico (pH), podem influenciar a cinética das reações e determi-
nar as espécies químicas que serão predominantes (BURDGE, 2020).
A escala de pH e o pOH de soluções
Qualquer reação que descrevemos usando a teoria ácido-base 
(Brønsted) envolve um ácido e uma base, em que o ácido doa o pró-
ton e a base o aceita (BURDGE, 2020). Além disso, os produtos dessa 
reação são sempre uma base conjugada e um ácido conjugado.
Confrontando as definições de bases e ácidos das teorias de 
Lewis e de Brønsted, realizamos observações distintas (Figura 47): 
Para Lewis: um ácido é um aceitador de par de elétrons e uma 
base é um doador de par de elétrons. 
Para Brønsted: um ácido ou base podem ser considerados 
fortes ou fracos conforme a sua desprotonação em solução (quanto 
mais moléculas desprotonadas, mais forte o ácido ou a base) (AT-
KINS; JONES; LAVERMAN, 2018).
Figura 47. Ionização de um ácido e de uma base, com representação das trocas de 
prótons. 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 84Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 84 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
85
Fonte: ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018, p. 448 (Adaptado).
A concentração de íons pode variar grandemente. Foi consi-
derada uma forma que diminuísse a amplitude dessas variações. Em 
termos representativos, para definir a concentração de íon hidrô-
nio, deve-se utilizar o pH da solução, ou seja, efetuando os cálculos 
a partir do logaritmo negativo (na base 10) da atividade do íon do 
hidrônio, conforme as equações (30) e (31):
 (30)
(31)
O sinal negativo da expressão indica que quanto maior a con-
centração molar, menor será o pH. A maior parte das soluções pos-
suem pH entre 0 e 14, apesar de ser possível que ocorram pHs fora 
desta faixa.
O pH de uma solução básica é maior do que sete, quando pró-
xima ao pH sete (água pura) é neutra e ácida para valores menores 
do que sete. Complementarmente, simplificando a quantidade pX 
pelo uso de logaritmos, temos a generalização do pH pela equação 
(32):
(32)
Analisando a quantidade OH- no meio, pode-se, de forma 
análoga, calcular o potencial hidroxiliônico (pOH) de uma solução. 
O pOH pode ser definido de modo similar ao pH. Observe nas equa-
ções (33) e (34):
(33)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 85Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 85 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
86
(34)
De uma forma geral, a expressão de pOH é conveniente para 
expressar as concentrações dos íons OH- em solução, e isso pode 
ser estendido para qualquer outra concentração no meio como, por 
exemplo, para o cálculo de pKw pela equação: pKw = -log Kw.
Para definir a relação entre pH e pOH, e expressar a constan-
te de autoprotólise da água (Kw), temos que pKW = [H3O+][OH-]. 
Considerando a propriedade logarítmica ab= log a +log b, então te-
mos a equação (35):
(35)
Em termos práticos, consideramos a relação pH + pOH = 14. 
Utilizando a escala de zero a 14, tanto para pH quanto para pOH, a 
divisão entre bases e ácidos pode ser visualizada conforme a Figura 
48:
Figura 48. Representação esquemática da identificação de compostos entre ácidos e 
bases a partir do pH e do pOH. 
Fonte: PETRUCCI et al., 2017, p. 741. (Adaptado).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 86Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 86 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
87
As constantes de acidez e basicidade
Em um meio qualquer, há uma dinâmica sendo estabeleci-
da entre muitos diferentes componentes da solução. Atkins, Jones 
e Laverman (2018) explicitam que a composição molecular de uma 
solução de um ácido fraco em água corresponde a uma solução con-
tendo moléculas e íons de ácidos; baixas concentrações de H3O+ e 
da base conjugada do ácido formados a partir da transferência de 
prótons para as moléculas de água; e uma concentração relativa-
mente pequena de íons de OH-, garantindo o equilíbrio da protólise.
De forma geral, para que ocorra a reação de transferência de 
uma base como a amônia em água, o equilíbrio seria representado 
pela equação (36):
(36)
A constante de equilíbrio pode ser obtida pela equação (37):
(37)
O valor do coeficiente de basicidade pode ser obtido por Kb, 
conforme a equação expressa na Figura 49:
Figura 49. Equação Kb 
Fonte: Editorial Digital Pages (2020)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 87Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 87 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
88
Atkins, Jones e Laverman (2018) indicam que o valor experi-
mental de Kb, da amônia em água em 25 °C, é 1,8 ∙ 10- 5. Esse peque-
no valor corrobora para que só uma pequena fração das moléculas 
de NH3 esteja presente como íon amônio.
Em geral, a reação de uma base sendo dissolvida e a constan-
te de basicidade de uma base B em água podem ser expressas pelas 
equações (38) e (39):
(38)
(39)
O valor de Kb indica o quanto uma reação avança para a direi-
ta, sendo que o quanto menor é o valor calculado, menor é a capaci-
dade da base de aceitar um próton.
De maneira análoga, existe um coeficiente de acidez corres-
pondente ao de basicidade. As equações (40) e (41) representam 
uma reação genérica, e a re- presentação da constante de acidez:
(40)
(41)
Assim como o pH e o pOH, as constantes de acidez e de basici-
dade são usualmente registradas a partir de seus logaritmos nega-
tivos, como explicitado nas equações (42) e (43), respectivamente:
(42)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 88Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 88 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
89
(43)
Lembre-se que quanto mais fraco for um ácido, menor será 
o valor de Ka e maior o valor de pKa. De maneira análoga, quanto 
mais fraca uma base, menor o valor de Kb e maior o valor de pKb. 
No Quadro 3, estão representados diversos ácidos, bases e algumas 
disponibilidades acerca de suas constantes de acidez e basicidade:
Quadro 3. Representação da ordem de força de ácidos e bases
pke Nome do Ácido
Fórmula do 
Ácido
Fórmula 
da Base
Nome da Base pkb
Ácido Forte Base muito fraca
Ácido iodídrico HI I- Íon iodeto
Ácido 
perclórico
HICLO4 CLO4
- Íon perclorato
Ácido 
bromídrico
HBR BR- Íon brometo
Ácido clorídrico HCL CL- Íon cloreto
Ácido sulfúrico H2SO4 HSO4
-Íon 
hidrogenossulfato
Ácido clórico HCLO3 CLO3
- Íon clorato
Ácido nítrico HNO2 N03
- Íon nitrato
Íon hidrônio H3O
+ H2O Água
1,92 Ácido hidroge-
nossulfúrico
HSO4
- SO4
2- Íon sulfato 12,08
3,37 Ácido nitroso HNO2 NO3
- Íon nitrico 10,63
3,45 Ácido 
fluorídrico
HF F- Íon fluoreto 10,55
4,75 Ácido acético CH3COOOH CH3CH2
- Íon acetato 9,25
6,37 Ácido 
carbônico
H2CO HCO Íon hidrogeno-
carbonato
7,63
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 89Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 89 30/03/2023 08:36:5230/03/2023 08:36:52
90
 Fonte: ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018, p. 464 (Adaptado).
Dessa forma, podemos afirmar que a capacidade de doar pró-
tons por ácidos pode ser mensurada por meio da constante de aci-
dez, enquanto a capacidade de uma base aceitar prótons é definida 
pela sua constante de basicidade.
Caro(a) aluno(a),
Neste material, verificamos como os modelos atômicos evoluíram 
e, apesar de outros existirem, vimos brevemente os conceitos apre-
sentados por Demócrito (não científico), Dalton, Rutherford, Bohr e 
Schrödinger. Assim, sabemos que a organização dos átomos conta 
com três partículas elementares (prótons, elétrons e nêutrons), mas 
6,89 Ácido 
hidrossulfúrico
H2S HS Íon 
hidrogenossulfeto
7,11
9,25 Íon amônio NH NH Amônia 4,75
9,31 Ácido 
cianídrico
HCN CN Íon Cianeto 4,69
10,25 Íon hidrogeno-
carbonato
HCO CO Íon Carbonato 3,75
10,56 Íon 
metilamônio
ch3nh3
+ ch3nh2 Metilanina 3,44
Água H2O OH- Íon hidróxido
Amônia NH NH2
- Íon amida
Hidrogênio H H- Íon hidreto
Metano CH CH3
- Íon metila
Íon hidróxido OH- O2- Íon óxido
Ácido muito 
fraco
Base forte
SINTETIZANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 90Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 90 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
91
também possui a atuação de uma estrutura em nuvens de elétrons 
que forma diferentes níveis de energia, tornando possível entender 
amplamente a natureza da matéria e da radiação.
Sabendo que há uma dualidade onda-partícula na formação da ma-
téria, exploramos a compreensão da estrutura eletrônica, como os 
elétrons estabelecem os níveis de energia e a troca de energia entre 
matéria e radiação (conceito quanta). Ainda nas regiões de nuvens 
de elétrons, pudemos concluir que os níveis de energia são conhe-
cidos por orbitais e influenciam nas interações com outros átomos.
Vimos que a energia de ionização e a afinidade de elétrons favore-
cem algumas reações, além de ver quais são os tipos de compostos 
preferencialmente formados. Assim, aprendemos que a energia de 
ionização se configura como uma medida da ligação de um átomo 
com seus próprios elétrons, enquanto a afinidade eletrônica é uma 
medida de como um átomo atrai elétrons de outras fontes.
Também estudamos como a Tabela Periódica é organizada atual-
mente. Vimos que os elementos são organizados por seus números 
atômicos: as linhas horizontais são períodos e as colunas verticais 
são grupos ou famílias. Além disso, verificamos que um grupo de 
elementos tende a possuir propriedades físicas e químicas seme-
lhantes, ainda que haja outras tendências de interação das proprie-
dades químicas que regem as reações e atividades químicas.
Além disso, analisamos brevemente os conceitos introdutórios das 
práticas experimentais, algumas recomendações de segurança em 
laboratório e fizemos uma curta descrição e aplicação dos materiais 
mais utilizados na experimentação química.
Aprendemos, também, que as ligações químicas são classificadas 
em três grandes grupos: iônicas, covalentes e metálicas. Vimos que 
a formação das ligações envolve a interação dos elétrons mais afas-
tados do núcleo de cada átomo, ou seja, os elétrons de valência, que 
podem ser representados pelos símbolos de Lewis.
Sabemos que os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar 
elétrons de forma a atingir a estabilidade de acordo com a configu-
ração eletrônica do gás nobre mais próximo, seguindo a chamada 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 91Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 91 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
92
regra do octeto. Enquanto a ligação iônica se dá pela transferência 
de elétrons de um átomo (geralmente um metal) para outro (geral-
mente um não metal), na ligação covalente (ou molecular) ocorre o 
compartilhamento de elétrons entre dois não metais. Verificamos 
que os compostos moleculares podem ser representados por meio 
das estruturas de Lewis, evidenciados pelas ligações simples, du-
plas ou triplas.
Apresentamos, ainda os conceitos de eletronegatividade e carga 
formal, que são utilizados para decidir qual a estrutura de Lewis 
mais provável para cada molécula. Em alguns casos, a regra do octe-
to não é obedecida, em que os compostos podem apresentar núme-
ro ímpar de elétrons de valência, contração ou expansão do octeto. 
Existem também moléculas que admitem mais de uma representa-
ção de sua estrutura de Lewis, resultando nos chamados híbridos de 
ressonância. As funções químicas de uma molécula conferem-lhe 
propriedades e tendências comportamentais, relacionadas às liga-
ções, ionização ou dissociação. Como vimos, toda espécie química 
em solução pode ser ionizada ou dissociada, em maior ou menor in-
tensidade, e um eletrólito que se dissocia completamente em meio 
aquoso é considerado forte, sendo ele ácido, base, óxido ou sal.
Observamos, assim, que compostos iônicos solúveis em água apre-
sentam maior interação e colaboram mais diretamente para o esta-
belecimento do equilíbrio químico. Em uma solução aquosa, o meio 
propicia a formação de reagentes e/ou produtos, possibilitando o 
que é conhecido como equilíbrio dinâmico. Na condição de equilí-
brio, haverá uma mistura, portanto, de reagentes e produtos. 
Aprendemos que, para entender as ocorrências internas, constantes 
de equilíbrio de inúmeras reações são calculadas e estudadas. Além 
disso, a liberação de íons H+ e OH- no meio aquoso em que ocorrem 
as reações acabam por determinar o pH ou o pOH das soluções. O 
mais incrível é que as constantes de acidez e basicidade mostram 
que suas presenças conseguem, inclusive, possibilitar a aceleração 
de uma reação, a dissociação de íons específicos e se estabelecer o 
equilíbrio químico.
Bons estudos e até a próxima!
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 92Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 92 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
UN
ID
AD
E
2
Objetivos
1. Compreender os principais tipos de reações químicas; 
2. Estudar os cálculos básicos referentes às reações;
3. Reconhecer tendências e dinâmicas em reações em soluções 
aquosas; 
4. Conhecer as técnicas de separação de misturas;
5. Entender o procedimento experimental da destilação e suas 
aplicações; 
6. Compreender o procedimento experimental da filtração e 
suas aplicações.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 93Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 93 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
94
Introdução
Neste material da disciplina de Química aplicada à Engenha-
ria aprofundaremos conceitos que você já conhece, agora com apli-
cações práticas no cotidiano. Conheceremos as reações químicas em 
soluções aquosas e os procedimentos experimentais para técnicas 
de separação de misturas, além dos tipos de técnicas de separação.
Pronto(a) para mais essa jornada? Vamos juntos!
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 94Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 94 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
95
Reações Químicas em Soluções Aquosas
Uma reação química pode ser definida como sendo o processo em 
que reagentes (uma ou mais substâncias) são convertidos e/ou pas-
sam por mudanças em sua composição química, resultando em um 
ou mais produtos (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018).
As reações químicas podem ser classificadas de várias 
maneiras:
 ◼ Pelos tipos de produtos formados;
 ◼ Pelos tipos de reagentes envolvidos;
 ◼ Pelo resultado da reação;
 ◼ Pelo mecanismo da reação.
Como leitura complementar, recomendo o texto“Reações quími-
cas: fenômeno, transformação e representação”, da revista Química 
Nova na Escola, que trata das reações químicas com discussões crí-
ticas dos fenômenos e de suas representações cotidianas. Acesse o 
link: http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc02/conceito.pdf 
Frequentemente, uma dada reação pode ser colocada em 
duas, ou até três, categorias. Neste material, conhecermos algumas 
classificações, porém, é importante saber que podem existir outras e 
lembrar que uma reação pode ser analisada sob diferentes aspectos.
Primeiro, conheceremos a classificação que permite que o 
observador reconheça e classifique os mecanismos envolvidos em 
sua ocorrência. São elas: síntese ou adição, decomposição, deslo-
camento ou substituição.
DICA
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 95Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 95 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
96
As alterações químicas de formação de uma nova substância 
a partir de outras substâncias são chamadas de reação de síntese ou 
de adição. Os reagentes são convertidos em produtos e o processo 
é simbolizado por uma equação química. Por exemplo, os elemen-
tos A e B, sólidos, se combinam em um solvente (meio) para formar 
uma nova substância AB, conforme a equação (1):
(1)
O sinal de adição indica que o elemento A reage com o ele-
mento B. Adicionalmente, a seta significa que a reação forma, ou 
produz, um produto diferente, o composto AB (RUSSELL, 1994). Um 
exemplo bem simples da síntese pode ser a formação de água a par-
tir das moléculas de oxigênio e hidrogênio, conforme podemos ver 
na Figura 1:
Figura 1. Reação de síntese da água. 
Fonte: Shutterstock. 
Na Figura 1, temos duas formas de apresentar uma reação 
química, sendo a segunda a mais convencional, com a equação quí-
mica, pela sua praticidade. O estado da matéria dos reagentes e pro-
dutos é designado com símbolos: (s) para sólidos, (l) para líquidos e 
(g) para gasosos.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 96Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 96 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
97
Confira a seguir alguns símbolos que são essenciais para explicar 
uma reação química a partir de notações específicas:
Uma regra que é razoavelmente regular se deve à solubilidade 
das substâncias. Compostos que contêm íons com raios muito dife-
rentes são solúveis em água, enquanto os sais, menos solúveis em 
água, contém íons com raios semelhantes. Isso quer dizer que, em 
geral, a diferença de tamanho entre os átomos favorece sua solubi-
lidade na água.
Verifica-se empiricamente que um composto iônico MX ten-
de a ser muito solúvel quando o raio de M é menor do que o de X. 
Antes de tentar racionalizar as observações, devemos observar que 
a solubilidade de um composto iônico depende da reação padrão da 
energia de Gibbs para uma reação de decomposição, como podemos 
ver na equação (2):
(2)
Nesse processo de decomposição, as interações responsáveis 
pela entalpia da ligação do composto MX podem ser substituídas 
pela hidratação (e pela solvatação) dos íons. Dessa forma, uma rea-
ção de decomposição é aquela em que um composto químico pode 
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 97Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 97 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
98
ser fracionado em duas outras substâncias ou compostos mais sim-
ples (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018).
Uma reação de solvólise é aquela em que o solvente também 
é um reagente. As reações de solvólise geralmente carregam o nome 
de um solvente específico (WELLER et al., 2017), como por exemplo 
na hidrólise, quando a água está envolvida, ou na alcoólise, quando 
um álcool está envolvido.
Se um composto é representado pela fórmula AB (na qual A e 
B são átomos ou grupos de átomos), a reação de hidrólise pode ser 
representada pela reação química reversível da equação (3):
(3)
As reações de hidrólise desempenham um papel importante 
nos processos químicos que ocorrem nos seres vivos. As proteínas 
são hidrolisadas em aminoácidos; gorduras, em ácidos graxos e gli-
cerol; e amidos e açúcares complexos, em açúcares simples (WEL-
LER et al., 2017). Na maioria dos casos, as taxas desses processos 
são aceleradas pela presença de enzimas que se comportam como 
catalisadores biológicos.
Vale destacar que a equação (3) também poderia ser identi-
ficada como sendo uma reação de dupla substituição, uma vez que 
os elementos do composto AB se combinam separadamente com o 
íon H+ e OH-. Em geral, no deslocamento duplo de compostos iô-
nicos, os íons positivos e negativos de cada reagente são invertidos 
nos produtos.
As reações de deslocamento ou substituição podem ser sim-
ples ou duplas. Nas reações de deslocamento simples, o elemento 
mais reativo substitui o elemento menos reativo em um composto. 
Um exemplo é o que ocorre na equação (4) na reação parcial de for-
mação de hidróxido de sódio):
 (4)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 98Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 98 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
99
No entanto, nas reações de duplo deslocamento, em geral, a 
solução iônica é produzida com uma precipitação de um sal menos 
solúvel, conforme podemos observar na equação (5), durante a for-
mação do cloreto de prata (ROSENBERG; EPSTEIN; KRIEGER, 2013):
(5)
Um último tipo de reação, cujo mecanismo é facilmente de-
tectado, é a combustão. Apesar de ser mais comum sua ocorrência 
com sólidos e gases, tal reação pode ocorrer em meios aquosos in-
flamáveis, tais como álcoois ou óleos combustíveis. Uma reação de 
combustão é uma reação na qual uma substância reage com o gás 
oxigênio, liberando energia na forma de luz e calor (BURDGE, 2020).
As reações de combustão envolvem o oxigênio como um 
reagente. A combustão do gás metano, por exemplo, produz vapor 
de água e gás carbônico, enquanto a do hidrogênio produz apenas 
água. Vale destacar que nem todas as reações de combustão se dão 
de forma completa e, por isso, em algumas situações com limitação 
de oxigênio, ao invés de CO2, é formado apenas o gás CO (monóxido 
de carbono, consideravelmente mais tóxico).
Veja, na Figura 2, um compilado com os tipos de reações, 
apresentadas pelo seu mecanismo, e um exemplo de cada ocorrên-
cia abordada:
Figura 2. Exemplos de reações químicas de síntese, substituição, combustão e 
decomposição.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 99Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 99 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
100
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Uma observação interessante é que algumas reações não são 
espontâneas e acontecem quando há alterações no meio, tais como 
aumento de pressão ou temperatura (que alteram a solubilidade dos 
compostos), eletricidade e inserção de gases. Na Figura 2, isso pode 
ser percebido na equação de decomposição da água, por exemplo. As 
condições do meio mudam a ocorrência e dinâmica das reações quí-
micas, pois podem alterar seus mecanismos básicos (ROSENBERG; 
EPSTEIN; KRIEGER, 2013).
Peruzzo e Canto (2009) ponderam que a massa final dos pro-
dutos, após uma reação química que ocorre em um recipiente fe-
chado, será equivalente à massa inicial dos reagentes, conforme 
podemos ver na Figura 3:
Figura 3. Exemplo de equivalência de massa inicial e final em reações.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Sendo assim, as reações em sistemas fechados compõem um 
balanço de massa que pode ser calculado.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 100Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 100 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
101
A energia envolvida na ligação (entalpia) desempenha um papel nas 
solubilidades, pois a dissolução envolve a ruptura e formação de li-
gações químicas. Entretanto, a tendência é mais facilmente anali-
sada pela energia relacionada nesses processos. Se há geração, ou 
utilização de energia, como quando há aumento (geração de calor 
torna a solução mais quente) ou diminuição do calor (utilização de 
energia torna a soluçãomais fria), ela pode ser percebida tocando-
-se externamente o frasco.
As reações podem ser classificadas quanto aos produtos que 
geram. Duas situações clássicas se referem à produção de gases e à 
geração de precipitados.
Uma solução aquosa pode ser condutora de eletricidade ou 
não, dependendo da natureza do(s) soluto(s), conforme apresen-
tado no Diagrama 1, a seguir. A água natural, em geral, contém íons 
em baixas concentrações e, por isso, não conduz corrente elétrica.
Petrucci et al. (2017) explicitam que alguns solutos produzem 
íons em solução aquosa. Eles são chamados de eletrólitos. Os solutos 
que não fornecem íons na água são os compostos não-eletrólitos.
Os eletrólitos, por sua vez, fornecem íons na água de variadas 
formas e quantidades. Um eletrólito forte é uma substância que é 
essencialmente ionizada em solução aquosa, enquanto um eletróli-
to fraco é apenas parcialmente ionizado em solução aquosa.
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 101Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 101 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
102
DIAGRAMA 1. CLASSIFICAÇÃO DE SOLUTOS DE UMA SOLUÇÃO
 Fonte: PETRUCCI et al., 2017.
Dinâmica das reações: desprendimento de gases e formação 
de precipitados (st)
Uma reação qualquer pode ser relacionada com uma reação 
de equilíbrio, uma vez que, ao mesmo tempo que um composto pode 
ser desassociado, ele pode também estar sendo formado (BURDGE, 
2020). Para tanto, note que o símbolo da seta única (→) é substituído 
por uma seta dupla (⇌).
O equilíbrio ocorre quando a velocidade da reação de formação de 
produtos é similar à velocidade da reação de desassociação dos pro-
dutos dependendo dos quocientes de solubilidade e das constantes 
de produto de solubilidade (Figura 4). Em suma, em soluções em 
que a concentração de um produto começa a exceder a sua solubi-
lidade, qualquer inserção no sistema pode causar precipitação do 
excedente:
DEFINIÇÃO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 102Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 102 30/03/2023 08:36:5330/03/2023 08:36:53
103
Figura 4. As grandezas relacionadas ao quociente de solubilidade (Qps) e à cons-
tante do produto de solubilidade (Kps) indicam se um sal será dissolvido ou se ele 
precipitará.
Fonte: ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018, p. 530.
Na Figura 4, é possível perceber que o recipiente à esquerda 
possui uma concentração mais baixa, e o quociente de solubilidade 
é menor que a constante do produto de solubilidade.
A precipitação de sólidos pode ser derivada não de uma adição 
direta de sólido, que não pode ser dissolvido, mas do resultado da 
reação entre reagentes que geram um produto insolúvel, ou com so-
lubilidade reduzida, conforme podemos observar na Figura 5 junto 
da equação (6). As reações de precipitação ocorrem quando certos 
cátions e ânions se combinam para produzir um sólido iônico inso-
lúvel chamado precipitado (PETRUCCI et al., 2017):
(6)
Figura 5. Exemplo, com cores fictícias, do esquemático de uma reação com geração de 
precipitação. 
Fonte: Shutterstock. 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 103Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 103 30/03/2023 08:36:5430/03/2023 08:36:54
104
Na Figura 5, uma reação de dupla troca pode representar 
essa precipitação com a combinação entre nitrato de prata e o sal 
cloreto de sódio, que gera o nitrato de sódio com o cloreto de prata 
(insolúvel).
As entalpias de solução, em soluções diluídas, podem ser ex-
pressas como sendo o somatório da entalpia de rede e da entalpia de 
hidratação do composto. A dissolução passa a depender do balanço 
entre a variação de entropia da solução e a variação de entropia da 
vizinhança, conforme mostrado no Gráfico 1, a seguir. Portanto, o 
ΔG da dissolução de um soluto depende da concentração do soluto, 
que mesmo apresentando um valor negativo em concentrações bai-
xas pode ser convertido a um valor positivo em concentrações altas.
GRÁFICO 1. ENERGIA LIVRE DE GIBBS E CONCENTRAÇÃO DO SOLUTO
Fonte: ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018, p. 380.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 104Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 104 30/03/2023 08:36:5430/03/2023 08:36:54
105
No Gráfico 1, vemos que concentrações mais baixas de soluto 
se relacionam a uma menor energia de Gibbs do sistema (a reação 
de dissolução é espontânea), e concentrações mais elevadas se rela-
cionam a um aumento da energia livre de Gibbs (a reação de preci-
pitação é espontânea).
O ponto de equilíbrio pode apresentar as formas do soluto 
dissolvido em equilíbrio com o soluto que não é mais passível de ser 
dissolvido, uma vez que a solução se encontra saturada (a concen-
tração máxima de dissolução foi atingida). O ponto destacado no 
Gráfico 1 como sendo o encontro das reações de dissolução e preci-
pitação corresponde à concentração máxima de solubilidade daque-
le soluto específico.
Russell (1994) lista uma série de compostos como sendo so-
lúveis ou insolúveis em soluções aquosas:
 ◼ São solúveis: os compostos de amônio (NH4+); metais alcali-
nos; nitratos (NO3-); a maioria dos haletos (cloretos, iodetos 
e brometos, exceto quando combinados com Ag(I), Pb(II) e 
Hg(I)); sulfatos (SO4-2, exceto alguns como os combina- dos 
com Ca, Sr, Ba, Pb, Ag e Hg); e acetatos (C2H3O2-, exceto os 
de Ag e Hg);
 ◼ São insolúveis: a maioria dos hidróxidos (OH-, exceto os de 
Sr e Ba que são moderadamente solúveis); carbonatos (CO32-
); cromatos (CrO42-), oxalatos (C2O42- ); fluoretos de Mg, 
Ca, Sr, Ba, e Pb(II); fosfatos (PO43-); sulfetos (S2-); sulfitos 
(SO32-).
Vale observar que essa lista não está completa, principal-
mente porque o conceito de solubilidade não é binário. Não exis-
tem apenas duas categorias (solúveis e insolúveis), mas entender o 
comportamento individual dos compostos colabora para o entendi-
mento acerca da possibilidade de uma reação ocorrer.
O processo de precipitação pode ser utilizado na separação 
de íons de uma solução. Atkins, Jones e Laverman (2018) enfatizam 
que a esta seleção estão igualmente associadas as dinâmicas entre 
quociente de solubilidade (Qps) e da constante do produto da solu-
bilidade (Kps).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 105Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 105 30/03/2023 08:36:5430/03/2023 08:36:54
106
Na Figura 6, está representado um processo seriado hipotéti-
co para realização da precipitação seriada de forma a separar os íons 
presentes em uma solução complexa. A formação de precipitados é 
um dos fatores que facilita a identificação de reações de dupla troca, 
em geral:
Figura 6. Desenho esquemático de uma série de separação por precipitação. 
Fonte: ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018, p. 531.
Mesmo em casos em que as camadas hidratadas de água 
apresentam a tendência de manter os íons separados, há vezes em 
que esses processos de combinação entre íons são intensificados.
Uma reação curiosa, descrita por Russell (1994), gera como 
produto um íon complexo solúvel: a complexação. Enquanto na 
precipitação o produto sedimenta na fase sólida ou líquida, na com-
plexação o íon complexado solúvel pode, por exemplo, causar alte-
ração das cores das soluções após a reação.
Dentre as múltiplas reações possíveis, vale ressaltar uma 
categoria que pode ser facilmente identificada, uma vez que é ge-
radora de produtos gasosos, a reação de desprendimento de gases. 
Mesmo que não haja nenhuma evidência visual da ocorrência de 
reação química, isso pode ser identificado utilizando mensurações 
de condutividade elétrica. De maneira similar à velocidade da rea-
ção química (mais facilmente ionizada) com ácidos fortes, a medida 
de condutividade elétrica também é menor com ácidos mais fracos, 
uma vez que conduzem eletricidade com menor eficiência.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 106Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 106 30/03/2023 08:36:5430/03/2023 08:36:54
107
Com a adição de ácidos a uma solução aquosa, inicia-se ime-
diatamente a liberação de gás.Ao misturar as soluções, os íons H+ 
combinam-se com os ânions liberados e, na maioria das vezes, os 
principais produtos são H2O e CO2 (PERUZZO; CANTO, 2009).
Na Figura 7, podemos visualizar uma reação que ilustra o 
desprendimento de espécies voláteis em uma reação:
Figura 7. Reação entre o ácido sulfúrico e o sal de carbonato de sódio, comum em 
antiácidos estomacais. 
Fonte: PERUZZO; CANTO, 2009, p. 268. (Adaptado).
Peruzzo e Canto (2009) descrevem as principais etapas que 
ocorrem em uma reação desse tipo. Primeiramente, ocorre uma 
reação de substituição dupla, mostrada na Figura 8:
Figura 8. Reação de substituição dupla.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Porém, como o ácido formado é um ácido instável (ácido acé-
tico - H2CO3), ocorre a conversão quase imediatamente para água e 
dióxido de carbono, conforme a equação (7):
(7)
Dessa forma, como o gás carbônico é uma espécie volátil, 
quando liberado em meio aquoso, sua saída possibilita a observação 
de bolhas, conforme a equação (8):
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 107Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 107 30/03/2023 08:36:5430/03/2023 08:36:54
108
 (8)
O CO2 é um produto volátil, o que quer dizer que ele sai do 
sistema no estado gasoso.
Por fim, substituindo os símbolos para obtenção de uma 
reação que incorpore os processos que ocorrem na reação do áci-
do sulfúrico com o carbonato de sódio, a equação pode ser descrita 
conforme:
 (9)
Note que as reações envolvendo ácidos e bases podem ser en-
tendidas quando analisadas as reações de neutralização (BURDGE, 
2020). Quando um ácido é adicionado em uma base, os reagentes 
são consumidos e, da mesma forma, novos produtos são formados, 
não necessariamente com caráter neutro (RUSSELL, 1994).
Sabemos que, a partir da teoria ácido-base de Arrhenius, áci-
dos são as substâncias que liberam íons positivos de hidrogênio em 
meio aquoso, e bases são as substâncias que liberam íons negativos 
de hidroxila no meio. Em uma reação de neutralização (total ou par-
cial), ocorre a formação de moléculas de água líquida, e nas reações 
completas são gerados sais correspondentes aos reagentes.
Uma reação de neutralização total pode ser representada pela 
reação genérica descrita pela equação (10):
(10)
Desconsiderando algumas questões de solubilidade dos rea-
gentes e/ou produtos envolvidos nas velocidades das reações, al-
guns exemplos são as equações (11), (12) e (13):
(11)
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 108Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 108 30/03/2023 08:36:5430/03/2023 08:36:54
109
(12)
(13)
Assim, podemos observar que os sais gerados (Na2SO4(aq), 
LiNO3(aq) e FeCl3(aq)) a partir das reações de neutralização entre 
ácidos e bases apresentam caráter neutro quando ácidos e bases de 
forças similares reagem.
No entanto, nem sempre as reações ácido-base são de neu-
tralização total. Quando a neutralização é parcial, o sal resultante 
apresenta caráter ácido ou básico, a depender do íon que esteja ain-
da presente (H+ ou OH-).
Diante dos conceitos, dinâmicas e atividades analisadas, um 
próximo passo para entendimento completo das reações químicas é 
compreender os cálculos relacionados às moléculas reagentes e/ou 
produzidas. Sendo assim, nos próximos subtópicos, conceitos ini-
ciais essenciais serão apresentados.
Cálculos básicos da solução
As moléculas formadas por dois átomos ou mais possuem 
fórmula molecular correspondente ao número de átomos total que 
as compõem. Um exemplo básico é o da água, cuja molécula é for-
mada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio (H2O), 
e que possui a massa molecular de 18 u (dois u de hidrogênio e 16 u 
de oxigênio).
As unidades de massa atômica (u) correspondem às unidades 
em uma escala relativa das massas dos elementos, pois uma vez que 
os átomos possuem massas muito pequenas, não é possível mensu-
rá-los por meio de uma balança, a partir da gravimetria.
Considera-se que haja um mole de unidades de massa atô-
mica em um grama. Sendo assim, a massa molar (em gramas) de 
qualquer composto é numericamente correspondente à sua massa 
molecular, ou de fórmula, relativa à unidade de massa atômica (u).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 109Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 109 30/03/2023 08:36:5430/03/2023 08:36:54
110
A principal unidade utilizada é o mol, que corresponde à cons-
tante de Avogadro e sua massa molar (PERUZZO; CANTO, 2009). O 
valor da constante de Avogadro (NA) corresponde a 6,0221415 · 1023 
mol-1 da substância em questão.
Dessa forma, para efeitos de cálculos, a massa atômica (mas-
sa de um átomo) comumente é expressa em unidades de massa atô-
mica (u) pela proximidade dos valores e pela praticidade de cálculos.
Usando as massas atômicas da tabela periódica e uma fór-
mula molecular, podemos então determinar a massa molecular, 
que é a massa em unidades de massa atômica (u) de uma molécula 
individual. A massa molecular é simplesmente a soma das massas 
atômicas dos átomos que compõem a molécula. Na tabela periódica, 
os elementos listados podem apresentar a configuração explicitada 
na Figura 9:
Figura 9. Representação de um elemento químico X, em uma tabela periódica.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Nesse caso, a massa atômica (A), ou peso atômico, corres-
ponde à quantidade de unidades de massa daquele elemento. Sen-
do assim, por exemplo, um mol de He possui 4,003 g de hélio. Na 
Tabela 1, podemos visualizar alguns exemplos de átomos com suas 
respectivas massas atômicas (em u):
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 110Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 110 30/03/2023 08:36:5430/03/2023 08:36:54
111
TABELA 1. MASSAS ATÔMICAS E SEUS ÁTOMOS CORRESPONDENTES
Fonte: PERUZZO; CANTO, 2009. (Adaptado)
Para facilitar as conversões entre massa de uma substância 
envolvida em uma reação, número de moles presentes nessa solu-
ção e número de partículas, podemos utilizar o esquema simplifica-
do apresentado na Figura 10:
Figura 10. Esquema para conversões entre massa, moles e número de partículas. 
Fonte: BURDGE, 2020. (Adaptado).
Átomo Massa atômica Átomo Massa atômica
9,012182 92,906378
18,998403 102,905504
22,989770 126,905117
26981538 132,905117
30,973762 140,907648
44,955910 158,92343
54,93850 164,930319
58,933200 168,934211
74,921596 196,966552
88,905848 208,980383
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 111Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 111 30/03/2023 08:36:5530/03/2023 08:36:55
112
Para calcular a massa relacionada à molécula química, bas-
ta multiplicar a massa atômica de cada elemento pelo número de 
átomos desse elemento na molécula e, então, somar as massas para 
cada elemento presente. 
Um átomo de S tem uma massa de 32,1 u, assim, 1 mol de S tem 32,1 
g. Se temos 10 g de enxofre, podemos calcular o número de mols (n) 
e de partículas (x) presentes por meio das equações (14) e (15):
(14)
(15)
De maneira análoga, os moles e o número de átomos de uma 
molécula podem ser calculados de maneira simples. Esse é um cál-
culo essencial para que seja possível a realização de outros cálculos 
mais complexos para se compreender a composição estequiométri-
ca, ou seja, a fórmula dos compostos e as proporções de seus ele-
mentos constituintes.
Nesse sentido, sabemos que a concentração molar (c) de um 
soluto presente em uma solução, usualmente, é chamada de mola-
ridade. Basicamente, a molaridade é a quantidade de moléculas de 
solutos (em moles) presente em uma determinada quantidade de 
solvente ou solução em litros, conforme a equação (16):
(16)
Vale destacar que a unidade da molaridade é mol/L. Porém, 
note que usualmente um mol/L é chamado de Molar (representado 
0,312 mol de átomos de S
átomos de S
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 112Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 112 30/03/2023 08:36:5530/03/2023 08:36:55
113
pelo símbolo M), então, se dizemos que uma solução possui con-
centração de 1,15 M, significariadizer 1,15 mol/L.
Os cálculos básicos primordiais ao entendimento de reações 
e estequiometria são: 
 ◼ a massa molar;
 ◼ a quantidade de moles em uma solução;
 ◼ a concentração dessas substâncias passíveis de diluição.
Procedimentos Experimentais: Técnicas de 
Separação de Misturas
A matéria é definida como tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar 
no espaço, incluindo substâncias, misturas, elementos e compostos 
químicos, além de átomos e moléculas (CHANG; GOLDSBY, 2013).
Os materiais, em sua grande parte, não são feitos de ele-
mentos nem compostos puros, sendo definidos como misturas de 
substâncias mais simples. Podemos citar alguns exemplos dessas 
misturas como o ar, o sangue, a água do mar, os medicamentos, e 
assim por diante. Algumas das principais diferenças entre misturas 
e compostos químicos são (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018):
 ◼ Mistura: 
 • os componentes podem ser separados por técnicas físicas; 
 • a composição é variável;
 • as propriedades de seus componentes são conservadas.
 ◼ Composto: 
 • os componentes não podem ser separados por técnicas físicas;
 • a composição é fixa;
 • as propriedades de seus componentes não são conservadas.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 113Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 113 30/03/2023 08:36:5530/03/2023 08:36:55
114
Classificação das misturas
As misturas podem ser classificadas em homogêneas ou he-
terogêneas. Nas misturas heterogêneas, os seus componentes se 
mantêm separados, sendo que sua composição não é uniforme. Já 
nas misturas homogêneas, não é possível identificar regiões ou par-
tículas separadas, sendo a composição uniforme em toda a amostra.
Alguns exemplos de misturas heterogêneas são as rochas que 
apresentam vários cristais de diferentes minerais em sua estrutura, 
ou o leite, que apesar de parecer uma substância pura, ao se obser-
var no microscópio, é possível constatar a presença dos glóbulos de 
gordura do leite flutuando em um líquido que é praticamente água.
Em contrapartida, quando se dissolve o açúcar na água se ob-
tém uma mistura homogênea com a mesma composição em toda a 
amostra, e mesmo com o auxílio de um microscópio não é possível 
distinguir cada componente da mistura.
As misturas homogêneas também podem ser chamadas de 
soluções. Quando dissolvemos uma substância em água, estamos 
produzindo uma solução, aquosa neste caso. O componente da so-
lução em maior quantidade é chamado de solvente, enquanto as 
substâncias dissolvidas são os solutos.
O solvente normalmente determina o estado físico da solução 
(sólido, líquido ou gasoso). O refrigerante de guaraná, por exemplo, 
consiste em uma solução líquida, em que o solvente é a água e os 
solutos são o açúcar, os extratos de plantas e os vários aditivos. Um 
exemplo de solução gasosa é a atmosfera, composta de vários gases. 
Já o bronze é um exemplo de uma solução sólida, em que o cobre é o 
soluto e o zinco é o solvente (ATKINS; JONES, 2012).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 114Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 114 30/03/2023 08:36:5530/03/2023 08:36:55
115
Tipos de Técnicas de Separação
A separação de misturas muitas vezes se faz necessária. As 
técnicas empregadas para isso são utilizadas nos mais variados 
processos químicos e industriais. 
Filtros de mangas são utilizados em muitas indústrias que precisam 
separar o material particulado de uma corrente gasosa, passando-
-a por tecidos porosos que promovem a retenção dessas partículas, 
e possibilitando a corrente ser liberada para a atmosfera (MARRA 
JUNIOR, 2019).
No tratamento de esgotos sanitários por processos biológicos ae-
róbios, como lodos ativados, após o tempo de reação no tanque de 
aeração, a mistura entre a biomassa e o efluente tratado passa por 
uma unidade de decantação a fim de separar o efluente líquido da 
biomassa, que por diferença de densidade sedimenta no fundo do 
tanque por um processo inteiramente físico. 
As técnicas físicas mais comuns de separação de misturas são 
a filtração, a decantação, a destilação e a cromatografia. Discutire-
mos com mais detalhes duas dessas técnicas de separação: a desti-
lação e a filtração.
EXEMPLO
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 115Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 115 30/03/2023 08:36:5630/03/2023 08:36:56
116
Separação por destilação
Segundo Atkins e Jones (2012), o processo de destilação usa 
as diferenças entre os pontos de ebulição das substâncias para sepa-
rar as misturas. Os componentes da mistura presentes no frasco de 
destilação se vaporizam em temperaturas diferentes e se conden-
sam em um tubo resfriado chamado de condensador, sendo coleta-
dos em um frasco de recebimento de destilado, conforme podemos 
observar na Figura 11:
Figura 11. Representação esquemática do aparato de destilação. 
Fonte: Shutterstock. 
A troca de temperatura da água fria com os vapores resultan-
tes do aquecimento provoca a condensação deles no tubo.
Um exemplo clássico de destilação, e bastante utilizado para ob-
tenção de água potável em muitos países ao redor do mundo, é o 
processo de dessalinização da água do mar. A água dos oceanos pos-
sui aproximadamente 3,5% em massa de sais dissolvidos, dentre os 
quais está o cloreto de sódio.
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 116Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 116 30/03/2023 08:36:5630/03/2023 08:36:56
117
O processo de destilação da água salina se constitui no aque-
cimento dela, promovendo a vaporização da água, que apresenta 
ponto de ebulição de 100ºC (nas condições normais de temperatura 
e pressão), restando somente o NaCl sólido, que possui seu ponto de 
fusão somente em 801ºC, e não evapora. O processo demanda uma 
alta quantidade de energia para o aquecimento da água, sendo o uso 
da radiação solar um meio para reduzir os custos, sobretudo em re-
giões de aridez, onde a necessidade de água potável é maior.
Um método de destilação bastante utilizado na indústria 
para separar misturas de líquidos que apresentam pontos de ebu-
lição próximos é chamado de destilação fracionada. Vamos tomar o 
exemplo de uma mistura binária de benzeno e tolueno, compostos 
relativamente voláteis, porém com pontos de ebulição muito dife-
rentes: 80,1 ºC e 110,6 ºC, respectivamente (ATKINS; JONES, 2012). 
À medida que vamos fervendo a solução de benzeno-tolueno, o va-
por formado fica mais rico no componente mais volátil, o benzeno. 
Se o vapor se condensa em um recipiente distinto e se fervemos a 
mistura novamente, a fase de vapor obterá uma maior concentração 
de benzeno.
Repetindo esse processo muitas vezes, torna-se possível se-
parar completamente (ou quase) o benzeno do tolueno. Na prática, 
utiliza-se uma coluna de fracionamento com pequenas pérolas de 
vidro que se aquecem, permitindo que o vapor suba lentamente e 
a mistura passe por várias etapas de evaporação-condensação na 
coluna. Cada vez mais, o vapor, à medida que sobe, enriquece-se em 
benzeno que será recuperado como destilado, enquanto o líquido 
no recipiente de destilação se enriquece em tolueno, menos volátil 
(CHANG; GOLDSBY, 2013).
Um processo industrial bastante conhecido na aplicação da destila-
ção fracionada é aquele utilizado no refinamento do petróleo para 
obtenção de suas diversas frações. O petróleo possui duas gran-
des aplicações: como fonte de combustíveis e de matérias-primas 
SAIBA MAIS
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 117Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 117 30/03/2023 08:36:5630/03/2023 08:36:56
118
industriais. Para obtenção desses insumos, o petróleo bruto deve 
passar por uma separação de seus componentes, que apresentam 
pontos de ebulição relativamente próximos (PERUZZO; CANTO, 
2009).
O aquecimento do petróleo bruto, a aproximadamente 400ºC, 
converte-o de um líquido viscoso para um vapor quente e fluido, 
que entra na torre de fracionamento. À medida que o vapor se eleva, 
ele se condensa em diferentes recipientes coletores, de acordocom 
as temperaturas nas quais os distintos componentes do vapor se li-
quefazem. Alguns gases são coletados na parte superior da coluna e 
o resíduo cru não vaporizado é recolhido na parte inferior, podendo 
ser utilizado na fabricação de piche e asfalto (CHANG; GOLDSBY, 
2013).
Outro processo que emprega a destilação fracionada é a se-
paração de nitrogênio e oxigênio molecular do ar, dado pelas dife-
renças entre os pontos de ebulição entre eles, -196ºC e -183ºC, para 
o nitrogênio e oxigênio líquido, respectivamente (BURDGE, 2020).
Separação por filtração
Segundo Atkins e Jones (2012), a filtração é frequentemen-
te utilizada para separar substâncias quando existem diferenças 
de solubilidade entre elas, que é a capacidade de uma substância se 
dissolver em um determinado solvente. O ato de coar um café, por 
exemplo, consiste em um processo de filtração. Os grãos de café fi-
cam retidos em um filtro de papel ou de pano, e a bebida passa atra-
vés dos poros desse filtro.
Segundo Arboleda (2000), a filtração de uma mistura sóli-
do-líquido se dá pela passagem do líquido pelo meio poroso e pela 
retenção das partículas suspensas no filtro. No tratamento de água 
para abastecimento público, utiliza-se o processo de filtração para 
retenção das partículas suspensas, garantindo o mínimo de turbi-
dez na água tratada, em conformidade com o padrão de potabilidade 
exigido.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 118Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 118 30/03/2023 08:36:5630/03/2023 08:36:56
119
Durante o tratamento de água, as partículas coloidais se de-
sestabilizam para formar os flocos durante as etapas de coagulação 
química e floculação, que são removidos por sedimentação ou flo-
tação, sendo que as partículas suspensas não removidas, ou que não 
formaram flocos, podem ser removidas nos interstícios dos filtros 
de areia.
Muitos microrganismos, como bactérias, algas e proto-
zoários, são removidos junto aos flocos. Já partículas dissolvidas 
só podem ser removidas por processos avançados de filtração em 
membranas, osmose reversa ou carvão ativado.
A análise de sólidos suspensos e dissolvidos em uma amostra 
envolve a filtração dela em filtro membrana, usualmente empre-
gando porosidade de 0,45 µm, conforme destacado na Figura 12:
Figura 12. Filtração de uma solução contendo um precipitado. 
Fonte: Shutterstock. 
Nessa porosidade, garante-se que todos os sólidos suspensos 
fiquem retidos no filtro e todos os sólidos dissolvidos sejam cole-
tados na solução filtrada. Várias aplicações industriais utilizam o 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 119Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 119 30/03/2023 08:36:5630/03/2023 08:36:56
120
conceito de filtração para a separação (ou recuperação) de compos-
tos precipitados em solução.
Em alguns casos, pode-se utilizar a filtração a vácuo para 
acelerar o processo por meio de uma bomba de vácuo que reduz a 
pressão no interior do kitassato, tornando a passagem do líquido 
pelo filtro mais rápida.
Um exemplo importante de aplicação da filtração no setor industrial 
refere-se ao processo de obtenção do alumínio. Em geral, o alumí-
nio é obtido a partir da bauxita, presente na forma de óxido de alu-
mínio (Al2O3·2H2O) e frequentemente contaminada com óxidos de 
silício, ferro e titânio.
Primeiramente, o mineral é aquecido em solução de hidró-
xido de sódio (NaOH) para converter o silício em silicatos solúveis, 
conforme a equação (17). Concomitantemente, o óxido de alumínio 
se converte no íon aluminato, conforme a equação (18). Esse tra-
tamento não afeta os óxidos de ferro e titânio, que, por serem in-
solúveis, são separados por filtração. Em seguida, procede-se um 
tratamento ácido para precipitar o hidróxido de alumínio, conforme 
a equação (19), que após filtrado é aquecido para obter o óxido de 
alumínio puro, conforme a equação (20), que passará ainda por um 
processo eletroquímico para obtenção do alumínio puro (CHANG; 
GOLDSBY, 2013):
 (17)
(18)
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 120Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 120 30/03/2023 08:36:5730/03/2023 08:36:57
121
(19)
(20)
A filtração também é muito empregada na análise gravimé-
trica, na química analítica, quando se quer determinar a massa de 
uma substância insolúvel presente em uma solução. Essa análise 
pode ser usada, por exemplo, na determinação de metais pesados 
como chumbo ou mercúrio presentes na água na forma de precipi-
tados (ATKINS; JONES, 2012).
Na análise gravimétrica ocorre a formação, a separação (em que 
geralmente se utiliza a filtração) e a determinação da massa de um 
precipitado. Geralmente, esse procedimento se aplica a compostos 
iônicos.
Tomemos, por exemplo, a reação entre nitrato de prata e clo-
reto de sódio, conforme a equação (21). Na reação, o cátion de prata 
(Ag+) reage com o ânion de cloro (Cl-) para formar o precipitado de 
cloreto de prata (AgCl), que se separa da solução por filtração em 
papel de filtro quantitativo. Uma vez que se conhece a massa do fil-
tro, após a secagem do filtro com o precipitado de cloreto de prata e 
a pesagem do conjunto, pode-se obter a massa de precipitado for-
mada na reação (CHANG; GOLDSBY, 2013):
(21)
SAIBA MAIS
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 121Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 121 30/03/2023 08:36:5730/03/2023 08:36:57
122
Caro(a) aluno(a),
Conhecemos, neste material, alguns dos inúmeros procedimentos e 
técnicas de química que podem ser destacados para que os materiais 
sejam separados, analisados e mais bem aproveitados. A partir de 
conceitos abordados, novas construções de conhecimento se tor-
nam possíveis, com entendimento geral do extenso campo da quí-
mica e das suas múltiplas abordagens e aplicações.
Em um primeiro momento, reconhecer e classificar as reações quí-
micas nos permite compreender alguns processos que apresentam 
maior probabilidade de ocorrerem em dadas situações na presença 
de compostos químicos específicos.
Conhecemos as reações químicas e algumas formas de categorizá-
-las, como a síntese, a decomposição, a substituição e a combustão.
Estudamos os cálculos iniciais envolvendo quantificação de massa, 
concentração molar e número de átomos presentes, que são essen-
ciais para que o avanço do estudo de química seja bem embasado e 
passível de construções sólidas de conceitos.
Vimos, ainda, que a maior parte da matéria consiste em uma mistu-
ra de substâncias e que, nesse sentido, a diferenciação entre mistura 
e composto se faz necessária. Verificamos que, em uma substância 
pura, a composição elementar é sempre a mesma, enquanto as as 
misturas possuem composições variáveis, podendo ser classificadas 
como heterogêneas ou homogêneas.
Conhecemos também as técnicas de separação de misturas, que 
consistem em processos físicos, podendo ser destacados na química 
os processos de destilação e de filtração. Entendemos que, enquan-
to na destilação a separação das substâncias na mistura ocorre por 
meio da diferença de volatilidade entre os componentes, na filtração 
a separação ocorre por diferença de solubilidade. Observamos, ain-
da, que vários processos industriais utilizam essas técnicas físicas 
de separação para obtenção de produtos ou tratamento de resíduos.
Bons estudos e até mais!
SINTETIZANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 122Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 122 30/03/2023 08:36:5730/03/2023 08:36:57
UN
ID
AD
E
3
Objetivos
1. Interpretar os cálculos envolvidos na definição das fórmulas 
centesimais.
2. Reconhecer as fórmulas mínimas e o cálculo básico do seu 
estabelecimento.
3. Distinguir os conceitos e os cálculos envolvidos na obtenção 
das fórmulas moleculares.
4. Reconhecer os conceitos e os cálculos relativos ao mol.
5. Balancear equações químicas para realizar cálculos 
estequiométricos.
6. Obter informações quantitativas a partir de equações 
balanceadas.
7. Determinar o reagente limitante e o reagente em excessode 
cada reação química.
8. Calcular o rendimento da reação química.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 123Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 123 30/03/2023 08:36:5730/03/2023 08:36:57
124
Introdução
Querido(a) estudante,
Vamos, agora, aprender cálculos em química (fórmula mole-
cular, mínima e centesimal) e os cálculos estequiométricos, conse-
guindo, assim, avançar e aplicá-los a mais casos na Engenharia. A 
Química, de fato, se aplica em tudo!
Vamos em frente com nosso estudo e aprofundamento na 
Química aplicada à Engenharia!
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 124Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 124 30/03/2023 08:36:5730/03/2023 08:36:57
125
Cálculos em Química
A química é uma ciência que estuda a natureza, mais especifi-
camente as propriedades, composição e transformações da matéria. 
Desse modo, é interessante observar que, em muitas substâncias, os 
átomos se organizam em agregados unidos por ligações químicas, 
formando moléculas.
Russell (1994) pondera que as moléculas podem estar afasta-
das umas das outras (como ocorre nos gases), porém, de uma forma 
geral, os átomos se mantêm ligados devido às ligações estabelecidas 
no interior dessas moléculas.
Quando as transformações que ocorrem na matéria são ape-
nas físicas, não há mudança na identidade das substâncias. No 
entanto, nas transformações químicas, ao menos uma substância 
(reagente) é transformada em uma nova substância (produto).
Durante as transformações químicas (reações), alguns in-
dicadores podem ser observados, como a formação de gases, mu-
dança de energia (geração de calor e/ou luz), alteração no estado de 
oxidação ou formação de precipitados. Podemos observar exemplos 
dessas transformações na figura 1.
Figura 1 - Mudanças visuais que podem ser observadas durante uma reação química
Fonte: adaptado do Shutterstock.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 125Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 125 30/03/2023 08:36:5830/03/2023 08:36:58
126
Para que seja possível compreender como as reações ocor-
rem e, em especial, como determinados compostos e substâncias se 
comportam, faz-se necessária a identificação dos reagentes e pro-
dutos envolvidos na reação, assim como a forma como estes com-
ponentes são representados nestes processos. Vale destacar que 
duas leis básicas regem as transformações químicas. A primeira tra-
ta da conservação da massa e a segunda da composição definida. A 
conservação da massa define que, em uma reação química, a massa 
dos reagentes é equivalente à massa dos produtos (RUSSELL, 1994; 
CHANG, 2010). A lei de composição definida determina que cada 
composto tem sua característica própria e a composição de massa 
conhecida.
Sendo assim, o uso de fórmulas químicas se tornou essen-
cial para representar elementos ou os átomos que fazem parte de 
uma molécula ou composto que participa de uma transformação. As 
fórmulas podem ser empíricas ou mínimas, centesimais ou percen-
tuais, estruturais e/ou moleculares.
Fórmula molecular
A composição de uma fórmula química indica os elementos 
que a compõem e a proporção na qual seus átomos estão combina-
dos. Dois tipos de fórmulas são as mais consideradas para tal repre-
sentação: fórmulas moleculares e fórmulas empíricas.
A fórmula molecular é, como o nome sugere, a fórmula de uma mo-
lécula, definida com a utilização de um símbolo e um subíndice para 
especificar cada tipo de átomo na molécula. Uma fórmula molecu-
lar serve para indicar o número exato de átomos de cada elemento 
que está presente na menor unidade de uma substância. Em alguns 
casos, dois compostos podem ter fórmulas e estruturas químicas 
idênticas, mas orientações tridimensionais ligeiramente diferentes 
DEFINIÇÃO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 126Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 126 30/03/2023 08:36:5830/03/2023 08:36:58
127
de átomos no composto, o que resulta em comportamentos diferen-
tes (MCMURRY et al., 2017).
Na análise de moléculas, cada espécie é apresentada com sua 
fórmula molecular entre parênteses. O índice numérico indica o nú-
mero de átomos de cada elemento presente na fórmula. No caso da 
água (H2O), não há índice subscrito para O porque existe apenas um 
átomo de oxigênio em uma molécula de água, e o índice subscrito 1 
é omitido das fórmulas moleculares.
No entanto, o grande número de compostos moleculares 
existentes requer uma abordagem sistemática para sua nomea-
ção (TRO, 2018). A ordem dos elementos na fórmula molecular, em 
suma, é crescente de acordo com a sua eletronegatividade. Pode-
mos conferir as valências de algumas famílias da tabela periódica 
no quadro 1.
Quadro 1 - apresentação do número de elétrons na última camada de distribuição 
equivalente à carga que elemento apresenta
Fonte: BIANCO; SILVA JUNIOR; TORRES (2015, p. 40).
Famílias do Grupo A
N‘ de Elétrons na 
camada de valência
Eletrovalência
Família 1A 1 Elétron +1
Família 2A 2 Elétrons +2
Família 3A 3 Elétrons +3
Família 4A 4 Elétrons +4/-4
Família 5A 5 Elétrons -3
Família 6A 6 Elétrons -2
Família 7A 7 Elétrons -1
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 127Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 127 30/03/2023 08:36:5830/03/2023 08:36:58
128
Geralmente, escrevemos o nome do elemento com o menor 
número de grupo em primeiro. Se os dois elementos estiverem no 
mesmo grupo, escrevemos primeiro o elemento com o maior pe-
ríodo. Na figura 2, podemos ver alguns dos íons em suas respectivas 
posições na tabela periódica, para facilitar o entendimento da ob-
tenção das fórmulas:
Figura 2 - Íons monoatômicos dispostos em suas posições na tabela periódica
Fonte: CHANG (2010, p. 39).
Bianco, Silva Junior e Torres (2015) enfatizam que quando as 
valências ou cargas não possuem o mesmo valor, a valência de um 
elemento indica a quantidade de átomos necessária do outro ele-
mento, conforme a figura 3.
Figura 3 - Exemplo das valências indicando a quantidade de átomos envolvidos na 
estrutura da molécula de amônia
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Perceba, na figura 3, que foram necessários três átomos de 
hidrogênio (H) para estabilizar um átomo de nitrogênio (N).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 128Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 128 30/03/2023 08:36:5830/03/2023 08:36:58
129
Quando um mesmo elemento apresenta duas ou mais formas 
diferentes, elas são denominadas alotrópicas. Observe que o oxigê-
nio (O2) e o ozônio (O3) são alótropos de oxigênio.
Outros exemplos de formas alotrópicas são as do elemen-
to carbono. O diamante e o grafite são completamente diferentes, 
não apenas em suas propriedades químicas, mas também em sua 
resistência física e em seu custo relativo. Devido ao tamanho dema-
siadamente reduzido das moléculas, não é possível que elas sejam 
observadas diretamente. Entretanto, para melhor compreendê-las, 
são utilizados modelos moleculares, que simulam as suas formas 
mais prováveis (modelos de esferas e bastões e/ou modelos espa-
ciais), conforme ilustrado na figura 4.
Figura 4 - Exemplo de fórmulas moleculares e estruturais, além de modelos 
tridimensionais
Fonte: CHANG; GOLDSBY (2013, p. 52).
Note que para que o modelo molecular possa ser obtido, pri-
meiramente, a fórmula estrutural é escrita destacando as ligações 
que ocorrem entre os átomos que compõem a molécula. Entretan-
to, ela não deixa explícito o arranjo tridimensional. Na figura 4, 
cada linha representa uma ligação química entre os átomos e cada 
símbolo o próprio átomo. As fórmulas estruturais oferecem mais 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 129Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 129 30/03/2023 08:36:5830/03/2023 08:36:58
130
informações do que as fórmulas químicas, apesar da maior dificul-
dade em obtê-las.
As fórmulas moleculares podem ser interpretadas como sendo as 
fórmulas reais das moléculas. Assim, a massa molecular relaciona-
-se à fórmula molecular diretamente. Para obtê-la, basta realizara 
somatória das massas de cada elemento.
Uma fórmula molecular pode ser apresentada em sua versão con-
densada. Isso significa juntar grupos que se repetem ao longo da 
molécula e tornar evidentes as funções químicas presentes.
Figura 5 - Exemplo de fórmula química condensada
Fonte: adaptado de MCMURRY et al. (2017, p. 752).
Substâncias moleculares são, geralmente, representadas por 
fórmulas moleculares (caso o número de átomos de seus elementos 
seja conhecido), porém, para substâncias não formadas por molé-
culas, é necessária a utilização da fórmula empírica, que conhece-
remos a seguir.
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 130Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 130 30/03/2023 08:36:5930/03/2023 08:36:59
131
Fórmula mínima
As fórmulas empíricas são as fórmulas químicas mais simples. Es-
sas expressões são escritas para que os subscritos das fórmulas mo-
leculares sejam reduzidos aos menores números inteiros possíveis, 
não mais representando todos os átomos que compõem a molécula.
Sendo assim, as fórmulas moleculares podem ser simplifica-
das para representar principalmente os elementos que a compõem, 
com seus números relativos de átomos.
Para Atkins, Jones e Laverman (2018), as fórmulas molecula-
res seriam as consideradas fórmulas reais das moléculas. Uma vez 
que a fórmula molecular se torne conhecida, a fórmula empírica 
também pode ser, mas o contrário não é verdadeiro.
A análise de compostos desconhecidos pode permitir a ob-
tenção, primeiro, das fórmulas empíricas das moléculas. Porém, 
somente com a inserção de novos detalhamentos, torna-se possível 
definir a fórmula molecular do composto.
As informações disponíveis muitas vezes são derivadas da 
composição percentual determinada experimentalmente e/ou de 
uma determinação do peso molecular. No entanto, mesmo que ape-
nas a fórmula molecular esteja disponível, com o auxílio de algumas 
evidências químicas, que sugerem que grupos funcionais podem es-
tar presentes, características, tendências e comportamento quími-
co podem ser identificados.
Para se definir uma estrutura possível, Petrucci et al. (2017) 
ponderam a utilidade em se determinar quantos elementos de in-
saturação existem em uma molécula, uma vez que um elemento de 
insaturação é uma característica estrutural. Esse elemento de in-
saturação pode ser uma ligação dupla ou tripla carbono-carbono 
DEFINIÇÃO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 131Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 131 30/03/2023 08:36:5930/03/2023 08:36:59
132
ou uma estrutura em anel, que faz com que o número de átomos 
de hidrogênio em uma molécula seja menor que o número máximo 
possível.
Se uma molécula orgânica com n átomos de carbono possui menos 
de 2n+2 átomos de hidrogênio, então ela contém elementos de insa-
turação, como ligações duplas ou triplas ou estruturas benzênicas.
Como vimos, uma fórmula molecular indica o número de 
átomos diferentes presentes em uma molécula, sendo que em al-
guns casos a fórmula molecular é a mesma que a fórmula empírica, 
porém em outros trata-se de múltiplo integral dessa fórmula. En-
tão, como definir uma fórmula mínima?
Observe, no Quadro 2, que as fórmulas moleculares são uti-
lizadas apenas para substâncias moleculares, enquanto as fórmulas 
empíricas podem ser escritas para qualquer composto.
Quadro 2 - Fórmulas moleculares e empíricas
Subistância Fórmula Molecular Fórmula Empírica
Água H2O H2O
Amônia NH3 NH3
Dióxido de Carbono CO2 CO2
Sacarose C2H22O11 C2H22O11
Frutose C6H12O6 CH2O
Oxigênio O2 O
CURIOSIDADE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 132Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 132 30/03/2023 08:36:5930/03/2023 08:36:59
133
Fonte: adaptado de RUSSELL (1994, p. 56).
Note que para algumas substâncias moleculares, a fórmula 
molecular e a fórmula empírica são idênticas. Exemplos são: a água 
(H2O), a amônia (NH3), o dióxido de carbono (CO2), o metano (CH4) 
e a sacarose (C12H22O11). Os subscritos, em uma fórmula empírica, 
são reduzidos à sua proporção mais simples de número inteiro.
Geralmente, a fórmula empírica não nos diz muito sobre um 
composto, mas apresenta os constituintes básicos da espécie quí-
mica. Perceba que uma fórmula empírica é a fórmula química mais 
simples que pode ser escrita para um composto, ou seja, possui os 
menores subscritos integrais possíveis. O menor valor que um índi-
ce poderia assumir é um átomo (n = 1), ou números divisíveis por ele 
mesmo (não redutíveis).
As fórmulas empírica e molecular podem diferir para com-
postos moleculares. Por outro lado, como não existe uma fórmula 
molecular para um composto iônico, para esse caso, tudo o que pode 
ser registrado é a fórmula empírica (RUSSELL, 1994). Vale destacar 
que para determinar a fórmula molecular a partir da fórmula em-
pírica, é necessário que a massa molar do composto seja conhecida.
Enxofre S8 S
Acetileno C2H2 CH
Benzeno C6H6 CH
Carbeto de Silício - SiC
Cloreto de Sódio - NaCl
Cloreto de Cálcio - CaCl2
Nitrato de Sódio - NaNO3
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 133Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 133 30/03/2023 08:36:5930/03/2023 08:36:59
134
Fórmula centesimal
A última fórmula comumente utilizada é a centesimal ou 
percentual. A composição percentual em massa pode ser facilmente 
determinada, uma vez que as informações da fórmula química (tan-
to a fórmula molecular quanto a empírica) estejam disponíveis. Essa 
análise, usualmente, funciona como uma análise elementar de um 
composto.
Os dados experimentais, disponíveis para encontrar uma fór-
mula, podem gerar dados na forma de composição percentual, ou 
nas massas de elementos combinados em alguma massa de com-
posto (CHANG, 2013). Não importa qual o ponto de partida, o pri-
meiro passo é sempre converter massas de elementos em mol. Para 
um resultado mais confiável, o ideal é que se utilize pelo menos três 
números significativos ao calcular fórmulas empíricas.
Determinar a fórmula molecular de um composto, após o cál-
culo da fórmula empírica, requer conhecer a massa molar.
Quantitativamente, podemos realizar a análise elementar de 
qualquer composto.
Considerando um mol de ácido acético, por exemplo, existem dois 
mols de carbono, quatro mols de hidrogênio e dois mols de oxigênio. 
Para calcular a massa de cada um dos átomos presentes, podemos 
adotar que a massa do hidrogênio é de aproximadamente 1,0079 g/
mol, do oxigênio é 15,999 g/mol e do carbono é 12,011 g/mol.
A fórmula molecular do ácido acético é C2H4O2. Com base nestas in-
formações, a massa molecular do ácido acético pode ser determina-
da e, em seguida, a quantidade de massa de cada elemento. Observe!
mH= 4 . 1,0079 = 4,0316 g
mO= 2 . 15,999 = 31,998 g
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 134Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 134 30/03/2023 08:37:0030/03/2023 08:37:00
135
Após obter a massa de cada átomo componente, os cálculos de de-
terminação de percentagem de cada um dos compostos podem ser 
realizados da seguinte forma:
Sendo assim, em um mol de ácido acético, 53,3% é oxigênio, 40% é 
carbono e apenas 6,7% é hidrogênio.
Essas análises de componentes elementares podem ser rea-
lizadas para qualquer substância e/ou molécula, não apenas para 
substâncias moleculares.
Quando a composição percentual e a massa molar são conhe-
cidas, para um composto, um método alternativo para obtenção da 
fórmula empírica pode ser utilizado, conforme veremos no fluxo-
grama 1.
= 6,7%
= 40%
= 53,3%
= 24,022g
mC= 2 . 12,011 = 24,022 g
mÁcido acético= mH + mO + mC 
mÁcido acético= 4,0316 + 31,998 + 24,022
mÁcido acético= 60,0516 g
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 135Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 135 30/03/2023 08:37:0030/03/2023 08:37:00
136
Fluxograma 1 - Obtenção da empírica do composto a partir de sua fórmula centesimal
Fonte: adaptado de CHANG; GOLDSBY (2013; p. 86).
Assim, é possível perceber que os conceitos de fórmulas e os 
meiosde obtenção de dados complementares aos dados iniciais se 
tornam ferramentas muito importantes para que os elementos e o 
comportamento de uma estrutura sejam definidos. Sendo assim, 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 136Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 136 30/03/2023 08:37:0030/03/2023 08:37:00
137
esses aprendizados são essenciais para outros aprofundamentos 
envolvendo cálculos, em especial, de molaridade, proporções e con-
centrações, que serão apresentados na segunda parte deste material.
A nomenclatura, de forma genérica, pode ser sumarizada pela figu-
ra 6. Os prefixos dados a cada elemento indicam o número de áto-
mos presentes, conforme mostrado no quadro 3.
Figura 6 - Nomenclatura de uma molécula química
Fonte: adaptado de TRO (2018).
Quadro 3 - prefixos relacionados aos números de átomos dos elementos
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Note que o sufixo dependerá do tipo de molécula formada. A nomen-
clatura apresentada funciona plenamente para os óxidos. No caso 
do gás carbônico (CO2), sua fórmula molecular pode ser lida como 
dióxido de carbono. Já no caso de alguns sais, em português, não há 
uma referência direta ao número do átomo (cloretos, brometos, io-
detos, entre outros), nem das fórmulas moleculares. Uma fórmula a 
ser observada é, por exemplo, a do cloreto de cálcio (CaCl2), que não 
é convencionalmente chamado de dicloreto de cálcio.
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 137Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 137 30/03/2023 08:37:0030/03/2023 08:37:00
138
Figura 7 - Compostos com átomos de mesma valência (1) e de diferentes valências (2)
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Observe, ainda, que a nomenclatura de compostos orgânicos segue a 
lógica das funções e do número de carbonos que o composto possui.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 138Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 138 30/03/2023 08:37:0030/03/2023 08:37:00
139
Cálculos Estequiométricos
Vários processos envolvem a conversão de uma ou mais substân-
cias em outras, como, por exemplo, o fracionamento do petróleo em 
vários componentes, a digestão da comida no nosso organismo, o 
crescimento das plantas. Ou seja, processos que envolvem mudan-
ças químicas, ou mais especificamente reações químicas.
Nas reações, sempre teremos os reagentes como os mate-
riais iniciais e os produtos como as substâncias formadas. A com-
preensão das relações quantitativas entres os reagentes e produtos 
de uma reação química se faz extremamente necessária em vários 
processos químicos, sendo essas relações denominadas como este-
quiometria (BURDGE, 2020).
A estequiometria é derivada das palavras gregas stoicheion 
(elemento) e metron (medida), sendo baseada, portanto, na medida 
das massas atômicas dos elementos. Ela está fundamentada na lei 
da conservação da massa, ou princípio de Lavoisier, que dita que a 
massa total de uma substância, presente ao final de uma reação quí-
mica, é a mesma massa total do início da reação.
Com o avanço da teoria atômica, os químicos passaram a 
compreender melhor a lei da conservação das massas. Os átomos 
não são criados, nem destruídos durante qualquer reação química, 
sendo a soma das massas dos produtos igual a soma das massas dos 
reagentes (BROWN et al., 2016).
Conceitos de mol, massa molar e fração molar
Tanto as fórmulas quanto as reações químicas possuem sig-
nificado quantitativo. Por exemplo, sabe-se que em uma molécula 
de H2O há sempre dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigê-
nio. Da mesma forma, durante a combustão do propano, dada pela 
equação química C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O, observa-se que uma 
molécula de C3H8 necessita de cinco moléculas de O2, produz exata-
mente três moléculas de CO2 e quatro de H2O.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 139Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 139 30/03/2023 08:37:0030/03/2023 08:37:00
140
Antes de entrarmos nos assuntos envolvendo os cálculos 
estequiométricos, necessitamos entender como são calculadas as 
massas dos átomos e moléculas, nas reações químicas.
A massa molar de uma substância é a soma das massas atô-
micas da molécula ou do composto iônico. Tomemos como exemplo 
a molécula de água, H2O.
De acordo com a tabela periódica, a massa de um átomo de 
hidrogênio é 1,01 u, enquanto o oxigênio possui massa atômica 
de 16,00 u. Portanto, a molécula de água possui 18,02 u (1,01 ∙ 2 + 
16,00). A unidade u denota unidades de massa atômica (CHANG; 
GOLDSBY, 2013).
Os números de átomos, íons e moléculas são descritos em 
termos de uma unidade chamada mol. O termo vem da palavra lati-
na para “pilha muito grande”. Para definir um mol, podemos pesar 
uma amostra de 12 gramas de carbono-12 (12 u). Já que se torna im-
possível contar todos os átomos de carbono na amostra, determina-
-se a massa de um átomo de carbono por espectrometria de massas, 
chegando-se ao resultado de 1,99265 ∙ 10-23 gramas. Assim, em 12 
gramas de carbono-12, tem-se a seguinte quantidade de átomos 
(ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018).
Esse número, frequentemente abreviado como 6,02 ∙ 1023, é 
o chamado número de Avogadro (NA), em homenagem ao cientis-
ta italiano Amadeo Avogadro, que ajudou a estabelecer a existência 
dos átomos.
Assim, pode-se dizer que um mol de átomos, um mol de mo-
léculas ou um mol de qualquer coisa contém o número de Avogadro 
desses objetos. Exemplificando com a água, dizemos que um mol de 
moléculas de água, contém 6,02 ∙ 1023 moléculas de água. Uma vez 
que uma molécula de água possui 18,02 u, podemos dizer, também, 
que um mol de água contém 18,02 gramas, ou seja, a massa molar da 
água é aproximadamente 18 gramas por mol (BROWN et al., 2016).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 140Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 140 30/03/2023 08:37:0030/03/2023 08:37:00
141
A massa molar de uma substância é a soma das massas mo-
lares dos elementos químicos que constituem a molécula ou o com-
posto iônico, levando-se em consideração o número de vezes que 
cada átomo aparece. Tomemos como exemplo o composto iônico 
sulfato de alumínio Al2(SO4)3, que contém dois átomos de alumí-
nio, três átomos de enxofre e 12 átomos de oxigênio, o que resultará 
na seguinte massa molar:
Diante do exposto até aqui, pode-se estabelecer uma clara 
relação entre massa e mols de átomos ou moléculas, bem como en-
tre mols e número de átomos ou moléculas, conforme representado 
na figura 8.
Figura 8 - Relação entre massa e mols de átomos ou moléculas, e entre mols e número 
de átomos ou moléculas
Fonte: adaptado de CHANG; GOLDSBY (2013).
Vamos calcular, como exemplo, o número de mols e o número de 
átomos contidos em 10 gramas de zinco, sólido e puro. Sabe-se que 
o metal zinco possui massa atômica de 65,39 u, ou seja 65,39 g mol-
1. Dessa forma, os números de mols e de átomos de zinco contido em 
10 gramas são calculados pela fórmula:
= 9,21 
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 141Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 141 30/03/2023 08:37:0130/03/2023 08:37:01
142
Em alguns casos, faz-se necessário o cálculo da fração molar, defi-
nida como a quantidade adimensional que expressa a relação entre 
o número de mols de um componente, com o número de mols de 
todos os componentes presentes na mistura. Ela é representada pela 
equação (1), em que Xi representa a fração molar do componente i 
da mistura, ni é o número de mols do componente i na mistura e nT 
é o número de mols de todos os componentes da mistura:
(1)
Conceito de molaridade
Para o estudo da estequiometria em soluções, é necessário 
conhecer a quantidade dos reagentes presentes na solução e como 
controlar a quantidade deles para obter os produtos desejados. A 
concentração de uma solução é a quantidade de soluto presente em 
uma dada quantidade de solvente.
Vamos considerar, para essa análise, o soluto como sólido ou 
líquido, dissolvido em um solvente líquido. Essa concentração pode 
ser expressa de várias formas, porém,aqui, vamos considerar uma 
das mais usadas na química: a molaridade ou a concentração molar. 
Ela é definida pela equação (2), ou seja, pela razão entre o número 
de mols do soluto e o volume da solução em litros, simplificada-
mente n/V. Observe!
(2)
= 9,21 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 142Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 142 30/03/2023 08:37:0130/03/2023 08:37:01
143
Uma solução de glicose 1,5 M contém 1,5 mol de glicose em um litro 
de solução, ou se considerarmos 0,5 L de solução, teríamos 0,75 mol 
de glicose, e assim por diante.
Vamos calcular a massa de sacarose (C12H22O11) necessária para 
preparar 200 mL de uma solução aquosa 0,45 M de sacarose. Pri-
meiramente, vamos calcular a massa molar da molécula de sacarose.
Agora, vamos aplicar o conceito de molaridade para determinar a 
massa de sacarose requerida.
Portanto, a quantidade necessária de sacarose para preparar uma 
solução de 200 mL 0,45 M é de 30,8 gramas. Na prática experimen-
tal, um método preciso para o preparo dessa solução é pesar uma 
massa exata de 30,8 gramas em balança analítica calibrada e ver-
ter essa quantidade em um balão volumétrico calibrado de 200 mL, 
dissolvendo o soluto com água ultrapura, até completar o volume 
correspondente.
12 . MM [C] + 22 . MM[H] + 11 . MM [O]
=12 . (12,011) + 22 . (1,008) + 11 . (15,999)
=342,30 g
= = 
= M . . V = 0,45 
= 30,8 g de sacarose
EXPLICANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 143Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 143 30/03/2023 08:37:0130/03/2023 08:37:01
144
Balanceamento de equações químicas
Como já vimos anteriormente, uma reação química pode ser repre-
sentada por meio de uma flecha apontada da esquerda para a direita. 
À esquerda temos os reagentes e à direita os produtos formados.
Retomando a lei da conservação das massas, tem-se que os 
átomos não são criados nem destruídos em uma reação química.
Dessa forma, nas reações químicas deve haver o mesmo nú-
mero de átomos de cada elemento químico tanto no lado dos pro-
dutos quanto no lado dos reagentes, fazendo com que a reação seja 
balanceada. É isso que chamamos de equação química.
Os números que multiplicam todas as fórmulas químicas em 
uma equação química são chamados de coeficientes estequiométri-
cos. Eles indicam o número relativo de mols de reagentes e produtos 
que tomam parte na reação (ATKINS; JONES, 2012).
Vamos tomar como exemplo a reação do metal sódio com a água, 
para formar o gás hidrogênio e o hidróxido de sódio, segundo a se-
guinte reação química:
Na(s) + H2O(l) ⟶ NaOH(aq) + H2(g)
Para essa reação, a equação química balanceada e completa resulta 
em:
2Na(s) + 2H2O(l) ⟶ 2NaOH(aq) + H2(g)
Temos, portanto, dois átomos de sódio, quatro átomos de hidrogê-
nio e dois átomos de oxigênio em cada lado da equação, sendo que 
os coeficientes estequiométricos resultantes foram 2 : 2 : 2 : 1, este 
último de forma implícita. Poderíamos dizer, também, que quando 
dois mols de sódio reagem com dois mols de água, formam-se dois 
mols de hidróxido de sódio e um mol de gás hidrogênio.
EXPLICANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 144Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 144 30/03/2023 08:37:0230/03/2023 08:37:02
145
Segundo Chang e Goldsby (2013), para proceder ao balancea-
mento de equações químicas. Veja, agora, quais etapas podem ser 
utilizadas.
1. Identificar todos os reagentes e produtos da reação, escreven-
do corretamente suas fórmulas do lado esquerdo e direito.
2. Buscar os elementos que aparecem uma só vez, em cada lado 
da equação, e com igual número de átomos. As fórmulas que 
contêm esses elementos devem conter o mesmo coeficiente 
estequiométrico.
3. Buscar balancear os elementos que aparecem uma só vez em 
cada lado da equação, mas que tenham um número de átomos 
diferente.
4. Balancear os elementos que aparecem em duas ou mais fór-
mulas do mesmo lado da equação.
5. Verificar o balanceamento, verificando se há o mesmo núme-
ro de átomos em cada lado da equação.
Vamos tomar como exemplo uma reação típica de combustão. Para 
isso, vamos examinar a combustão do etanol (ou álcool etílico), que 
possui fórmula molecular C2H6O. Numa reação típica de combustão 
completa, ocorre a oxidação do composto na presença de oxigênio 
molecular para formar gás carbônico e água, o que resulta na se-
guinte reação para o etanol:
C2 H6 O(l) + O2(g) ⟶ CO2(g) + H2O(l)
Pode-se observar que a reação não está balanceada. Primeiramente, 
tentamos balancear os compostos que aparecem somente uma vez 
em cada lado da equação, e depois pensamos nos demais. Assim, ao 
se atribuir o coeficiente 2 para o CO2 e 3 para a H2O, tem-se balan-
ceado os átomos de C e H, faltando balancear o oxigênio. Na parte 
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 145Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 145 30/03/2023 08:37:0230/03/2023 08:37:02
146
dos produtos, temos sete oxigênios (quatro da molécula de CO2 e 
três da molécula de H2O).
Como o etanol já está balanceado em termos de carbono e hidro-
gênio, não vamos mexer no seu coeficiente estequiométrico. Resta 
atribuir o coeficiente do O2. O único coeficiente que pode ser aplica-
do para resultar em sete átomos de oxigênio, na parte dos reagen-
tes, é três. Portanto, temos a seguinte equação balanceada para a 
combustão do etanol:
C2H6O(l) + 3O2(g) ⟶ 2 CO2(g) + 3H2O(l)
Outra técnica bastante útil para o balanceamento de reações é 
o método redox, aplicado nos casos de reações em que um composto 
sofre oxidação e o outro sofre redução.
As reações redox são de transferência de elétrons, em que 
uma espécie se oxida (ou perde elétrons), enquanto outra se reduz 
(ou ganha elétrons). Essas reações são observadas pelo aumento ou 
diminuição do número de oxidação dos átomos nas espécies que 
compõem a reação.
O número de oxidação, ou Nox, sofre um aumento durante a 
oxidação, enquanto na redução ele diminui. O Nox de um íon mo-
noatômico corresponde à sua carga. Por exemplo, o cátion Na+ e o 
ânion S-2 possuem Nox de +1 e -2, respectivamente. Elementos não 
combinados com outros elementos possuem Nox = 0. O Nox em uma 
espécie poliatômica é igual a carga total da espécie.
Tomemos como exemplo as reações entre os gases hidrogênio e 
oxigênio para formar água e a reação de combustão do gás butano 
(C4H10):
2 H2(g) + O2(g) ⟶ 2H2O(l)
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 146Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 146 30/03/2023 08:37:0230/03/2023 08:37:02
147
2C4H10(g) + 13O2(g) ⟶ 8CO2(g) + 10H2O(l)
Na primeira reação, temos que os Nox de H e O, nos gases H2 e O2, 
são zero, enquanto na molécula de água eles correspondem a +1 e 
-2, respectivamente. Isso resulta na carga total nula na espécie mo-
lecular: (dois átomos de H ∙ +1) + (um átomo de oxigênio ∙ -2) = 0.
Assim, ocorreu que o hidrogênio oxidou, aumentando seu Nox, en-
quanto o oxigênio reduziu, diminuindo seu Nox. Analogamente, na 
segunda reação o Nox do carbono aumentou de -2,5 (no butano) 
para +4 (no CO2), enquanto o oxigênio diminuiu o Nox de 0 para -2 
(no CO2) e o H não sofreu alteração de Nox.
De acordo com Atkins e Jones (2012), a espécie que provo-
ca oxidação em uma reação redox é chamada de agente oxidante, 
aceitando os elétrons liberados pelas espécies que se oxidam, redu-
zindo-se e diminuindo, assim, o seu Nox. Já a espécie que promove 
a redução é chamada de agente redutor, fornecendo elétrons para a 
espécie que está sendo reduzida e, portanto, oxidando-se, aumen-
tando o seu Nox. Nos exemplos anteriores, portanto, dizemos que 
o oxigênio é o agente oxidante, enquanto o gás hidrogênio e o gás 
butano foram os agentes redutores em cada reação.
Vamos tomar mais um exemplo, de forma a estabelecer quem 
é o agente redutor e o agente oxidante da reação não balanceada. 
Observe!
Vamos atribuir os números de oxidação para cada elemento, 
observando quem reduz e quem oxida na reação, conforme a figura 
9.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 147Novo layout2022 _Ebook completo_SER.indd 147 30/03/2023 08:37:0230/03/2023 08:37:02
148
Figura 9 - Demonstração de verificação do balanço de uma reação redox
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Vê-se, portanto, que o agente oxidante corresponde ao íon 
dicromato (Cr2O72-) e o agente redutor é o ferro (Fe2+).
Desse modo, podemos observar que a equação não está ba-
lanceada. Vamos balanceá-la, utilizando o conceito de Nox. Ob-
servamos que os elementos que apresentam variação de Nox são o 
cromo e o ferro. Logo, pode-se calcular da seguinte forma:
ΔCr = (+6) - (+3) = +3
ΔFe = (+2) - (+3) = -1
Como são dois elementos cromo na molécula de Cr2O72-, va-
mos considerar o ΔCr = +6. Fazendo a inversão dos valores de Δ, 
atribuímos o valor seis (6) para o ferro e o valor um (1) para o cromo. 
Os demais elementos são balanceados pelo método algébrico, que 
explicamos anteriormente, fazendo com que haja o mesmo número 
de elementos em cada lado, o que resulta na equação balanceada. 
Observe!
Cálculos estequiométricos a partir de equações 
balanceadas
Na química, sempre nos deparamos com problemas nos quais 
precisamos determinar a quantidade de produto que se obterá a partir 
de uma dada quantidade de reagentes, ou ainda, que quantidade de 
matéria-prima é necessária para se obter determinada quantidade 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 148Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 148 30/03/2023 08:37:0230/03/2023 08:37:02
149
de produtos. Independentemente das unidades dos reagentes ou 
produtos (mols, gramas ou litros), sempre usamos a relação molar 
da reação balanceada para proceder os cálculos estequiométricos.
Por exemplo, na reação de síntese da amônia, dizemos que 
um mol de gás N2 se combina com três mols de gás H2 para formar 
dois mols de NH3, ou que na reação três mols de gás H2 equivalem 
estequiometricamente a dois mols de NH3. Observe!
N2(g) + 3 H2(g) ⟶ 2 NH3(g)
Vejamos agora o exemplo da oxidação do monóxido de carbono para 
produzir dióxido de carbono.
2 CO(g) + O2(g) ⟶ 2 CO2(g)
Para essa equação balanceada, e considerando uma reação de 5,8 
mols de CO, quantos mols de CO2 seriam produzidos e quantos mols 
de O2 seriam necessários para oxidação completa de CO? Para saber 
a resposta, usando as relações estequiométricas, podemos calcular 
da seguinte forma:
No entanto, há casos em que, a partir de uma determinada 
massa de reagente, necessitamos encontrar a massa corresponden-
te de produto na reação balanceada, ou vice-versa.
= 5,9
= 5,9
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 149Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 149 30/03/2023 08:37:0230/03/2023 08:37:02
150
Tomemos o exemplo da oxidação da glicose, segundo a reação 
balanceada:
C6H12O6(S)+6O2(g) ⟶ 6CO2(g)+6H2O(l)
Quantos gramas de água serão produzidos na reação a partir de 20 
gramas de glicose? Nesse caso, temos a massa de glicose e quere-
mos determinar a massa de água resultante. Logo, considerando a 
relação molar de 6 : 1 (água : glicose), podemos calcular da seguinte 
forma:
Em alguns casos, também teremos que relacionar os volumes com 
a massa ou os mols de determinada substância para predizer as 
quantidades estequiométricas relacionadas na reação química. Um 
exemplo clássico é o da titulação ácido-base, ou titulação redox, na 
qual se conhece o volume de uma solução e mede-se o volume, de 
uma outra solução, necessário para a reação completa.
A solução a ser analisada é o analito, que é transferido para 
um erlenmeyer. Em uma bureta é colocado o volume conhecido de 
uma solução titulante, de molaridade conhecida. O volume de ti-
tulante consumido na bureta até o ponto estequiométrico indica a 
concentração do analito na solução. Esse ponto corresponde à si-
tuação em que o volume de titulante adicionado é exatamente igual 
ao requerido pela relação estequiométrica entre analito e titulante.
Uma solução de ácido clorídrico com indicador fenolftaleína é 
inicialmente incolor. Ao se titular essa solução com uma base forte, 
por exemplo, o hidróxido de sódio, o ponto estequiométrico é atin-
gido quando a solução muda de cor para rosa, conforme observamos 
na figura 10.
O= 20 g
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 150Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 150 30/03/2023 08:37:0330/03/2023 08:37:03
151
Figura 10 - Titulação ácido-base em que o analito é o ácido com indicador de 
fenolftaleína e o titulante é a base
Fonte: Shutterstock.
Para exemplificar a aplicação do conceito de molaridade, vamos to-
mar como exemplo a reação de titulação entre o permanganato de 
potássio em uma solução de sulfato de ferro II, em meio ácido.
Qual a molaridade da solução de 25 mL de FeSO4, utilizando uma 
solução de KMnO4 de 0,15 M, sabendo que o volume de titulante 
gasto foi de 16,5 mL até o ponto estequiométrico, representado pela 
mudança da cor alaranjada para rosa?
+ + ⟶ +
EXPLICANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 151Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 151 30/03/2023 08:37:0330/03/2023 08:37:03
152
Inicialmente, calculamos quantos mols de KMnO4 se tem em 16,5 
mL do titulante. Então, calculamos quantos mols de FeSO4 corres-
pondem a esse valor, aplicando a relação estequiométrica. Final-
mente, podemos calcular a molaridade do FeSO4. Os cálculos são:
Nesse caso, se quisermos calcular a massa de sulfato de ferro que foi 
oxidada na reação, podemos proceder da seguinte forma:
Cálculos estequiométricos envolvendo volume de 
gases
Em uma reação química envolvendo o volume de gases, é necessá-
rio, muitas vezes, usar a lei dos gases ideais em combinação com 
as razões molares, para proceder aos cálculos estequiométricos da 
equação balanceada. Por exemplo, em uma reação de combustão 
completa, se necessitamos saber o volume de gás carbônico produ-
zido, devemos fazer a conversão volumétrica aplicando a equação 
dos gases ideais, ou seja, calcular o volume que determinado núme-
ro de mols de moléculas de gás ocupa, o volume molar do gás.
= 0,15 . L = 2,475.
2,475. = 0,0124
= 0,05
= 0,5 . L .151,9
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 152Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 152 30/03/2023 08:37:0330/03/2023 08:37:03
153
A equação dos gases ideais expressa a relação entre as variáveis 
pressão (P), volume (V), temperatura (T) e número de mols (n) de 
um gás. Todo gás cujo comportamento em termos de pressão, volu-
me e temperatura segue essa equação é dito ideal:
(3)
 P V = n R T
R corresponde à constante universal dos gases ideais, pois não de-
pende da natureza do gás e vale 0,082 L atm mol-1 K-1. Ao utilizar 
esse valor de R, deve-se tomar cuidado para que as unidades de P, V, 
n e T estejam em atm, L, mol e Kelvin (K), respectivamente.
Em muitos casos, utilizamos dados referentes às condições normais 
de temperatura e pressão (CNTP), ou seja, 0 ºC (273, 15 K) e 1 atm, 
resultando em um volume molar de 22,4 L mol-1. 
Para aplicar a equação dos gases ideais nos cálculos estequio-
métricos, vamos tomar como exemplo a reação de decomposição de 
60 g de azida sódica (NaN3), conforme a equação balanceada que 
ocorre no airbag durante o impacto da colisão de um automóvel, 
produzindo rapidamente nitrogênio gasoso, considerando a tem-
peratura de 80 ºC e pressão de 823 mmHg. Nessas condições, qual é 
o volume de N2 produzido na reação?
2NaN3(s) ⟶ 2Na(s) + 3 N2(g)
Primeiramente, devemos nos atentar que a temperatura e a 
pressão não estão nas unidades da constante universal dos gases (L 
atm mol-1 K-1). Sabendo-se que a pressão de 1 atm equivale a 760 
mmHg e que a conversão da temperatura de ºC para K é dada por 
T(K) = T (ºC) + 273, procede-se a conversão de unidades. Observe!
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 153Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 153 30/03/2023 08:37:0430/03/2023 08:37:04
154
Como a reação química já se encontra balanceada, podemos 
calcular a massa de nitrogênio gasoso produzida na reação, aplican-
do a relação molarestequiométrica, bem como seu número de mols:
Aplicando a lei dos gases ideais, podemos chegar, portanto, 
ao volume de gás nitrogênio produzido na reação. Observe!
Quando uma reação é realizada, geralmente, os reagentes 
não estão presentes nas quantidades estequiométricas exatas indi-
cadas pela relação molar da equação balanceada.
Reagente limitante
Usualmente, em uma reação química, deseja-se produzir a 
quantidade máxima de um produto a partir dos reagentes. Eles são 
administrados de forma que um deles esteja em excesso, adequa-
damente o mais barato, e o reagente mais caro seja o limitante da 
reação.
O reagente que se consome primeiro na reação é chamado de 
reagente limitante, já que a quantidade de produto que se forma 
depende da quantidade original desse reagente. Os reagentes em 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 154Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 154 30/03/2023 08:37:0430/03/2023 08:37:04
155
excesso estão presentes em maior quantidade do que a relação este-
quiométrica com o reagente limitante pressupõe.
O primeiro passo para resolver um cálculo estequiométrico 
envolvendo um reagente limitante é identificá-lo na reação (BURD-
GE, 2020).
Vamos tomar como exemplo uma mistura de 10 mols de H2 e sete 
mols de O2, que reagem para formar água, segundo a equação 
balanceada:
2 H2(g) + O2(g) ⟶ 2 H2O(g)
Considerando a relação molar 2 : 1 entre H2 e O2, observa-
-se que a partir de dez mols de H2 seriam consumidos, estequio-
metricamente, cinco mols de O2, o que nos leva a inferir que o gás 
oxigênio está em excesso na reação e o gás hidrogênio é o reagente 
limitante, já que a mistura gasosa inicial contém sete mols de O2.
Analogamente, poderíamos partir inicialmente do oxigênio. 
Observa-se que sete mols de O2 equivalem, estequiometricamente, 
a 14 mols de H2, o que conduz ao mesmo resultado: H2 é o limitan-
te, e O2 está em excesso. Dessa forma, considerando que o reagen-
te limitante se consome primeiro na reação, constatamos que são 
produzidos, no máximo, dez mols de água na reação, pois a relação 
molar entre H2 e H2O é de 2 : 2 ou 1 : 1 (BROWN et al., 2016).
Rendimento da reação química
A quantidade de reagente limitante presente no início de uma 
reação química irá determinar o rendimento teórico ou máximo da 
reação, ou seja, a quantidade que se obterá do produto quando todo 
o reagente limitante reage, considerando a equação balanceada.
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 155Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 155 30/03/2023 08:37:0430/03/2023 08:37:04
156
Na prática, quase sempre o rendimento real é menor do que 
o teórico, por diversas razões. Por exemplo, isso acontece para rea-
ções reversíveis; quando não é possível recuperar todo o produto da 
reação; quando os produtos formados continuam reagindo entre si 
ou com os reagentes; ou quando os reagentes não reagem comple-
tamente, tudo isso reduz o rendimento máximo da reação.
Por isso, para determinar a eficiência de uma reação especí-
fica, utiliza-se o termo rendimento percentual, que é a fração em 
porcentagem do rendimento teórico que é realmente obtida. Pode-
mos ver o cálculo na equação (4). Observe!
(4)
Para exemplificar o conceito de rendimento percentual, vamos to-
mar o exemplo da reação entre o ciclo-hexano e o oxigênio, para 
produzir o ácido adípico, usado na produção de náilon. Consideran-
do a reação de 25 g de C6H12, que é o reagente limitante, e que obte-
ve 35,5g de ácido adípico, qual é o rendimento percentual da reação?
2C6H12(l) + 5O2(g) ⟶ 2 H2 C6 H8 O4(l) + 2 H2O(g)
Primeiramente, calculamos o rendimento teórico máximo de ácido 
adípico na reação, em gramas, baseado na relação molar estequio-
métrica entre o produto e o reagente limitante. Então, considerando 
o rendimento real da reação, calculamos o rendimento percentual. 
Observe!
. .
=
Rendimento percentual(%) = . 100 = . 100 = 81,7%
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 156Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 156 30/03/2023 08:37:0430/03/2023 08:37:04
157
Durante as reações, os reagentes e produtos envolvidos ten-
dem a se combinar na busca por um equilíbrio.
Inicialmente, conceitos como dissolução e diluição precisam 
ser levados em consideração. Indiretamente, isso está relacionado 
aos reagentes limitantes da reação, de forma que se torna possível 
calcular a quantidade máxima de produto originado. Dessa forma, 
além de compreender as dinâmicas e comportamentos químicos, 
torna-se possível estudar o rendimento dessas reações.
Caro(a) aluno(a),
Aprendemos, neste material, que as fórmulas químicas são uti-
lizadas para representar espécies químicas, e que algumas destas 
fórmulas explicitam características das espécies envolvidas nas 
reações.
Vimos que uma fórmula molecular é uma representação de uma 
molécula que, por meio de símbolos químicos, indica os tipos de 
átomos que a constituem, seguidos por subscritos que mostram o 
número exato de átomos de cada tipo na molécula.
Compreendemos, também, que, em determinadas situações, para 
que sejam entendidas as peculiaridades envolvidas, o mais impor-
tante é entender o comportamento dos reagentes e não sua exata 
quantidade. Nesses casos, podem ser utilizadas fórmulas químicas 
mais gerais. Uma fórmula empírica, por exemplo, consiste em sím-
bolos que representam elementos e sua proporção em um compos-
to, indicando, por exemplo, quais funções químicas são atuantes.
Vimos que há outras fórmulas que podem ser úteis, como é o caso 
da fórmula centesimal ou percentual. Com tal utilização, torna-se 
possível definirmos a fórmula molecular ou compreender melhor a 
estequiometria envolvida.
Conhecemos a estequiometria, que envolve o estudo das relações 
quantitativas entre os reagentes e produtos, bem como entre as 
SINTETIZANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 157Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 157 30/03/2023 08:37:0430/03/2023 08:37:04
158
fórmulas químicas dos componentes da reação com seus coefi-
cientes estequiométricos, na equação química. Vimos que esses 
coeficientes devem ser determinados de forma a deixar a reação 
balanceada, possibilitando que os cálculos estequiométricos sejam 
realizados adequadamente.
Aprendemos que, para determinar os coeficientes estequiométri-
cos, podemos lançar mão, por exemplo, do método algébrico ou 
redox, fazendo com que o número de átomos de cada elemento quí-
mico seja o mesmo, tanto no lado dos reagentes quanto no lado dos 
produtos, obedecendo, assim, a lei da conservação das massas.
Para efetuar os cálculos, vimos que sempre se deve levar em con-
sideração a razão molar entre as duas substâncias relacionadas ao 
problema, baseando-se na equação balanceada.
Entendemos, também, que, em problemas envolvendo a quantida-
de de mais de um reagente para formar um produto (ou mais), de-
ve-se, inicialmente, determinar o reagente limitante da reação, de 
forma a calcular a quantidade de produto máxima possível na rea-
ção, o chamado rendimento teórico. Além disso, verificamos que o 
rendimento real de formação de um produto em uma reação quími-
ca dificilmente atinge o rendimento teórico, devendo-se, portanto, 
calcular o rendimento percentual obtido como uma fração do ren-
dimento máximo.
Para finalizar, é importante lembrarmos que pode ser possível que 
os mesmos átomos sejam arranjados de maneiras diferentes, for-
mando compostos com a mesma fórmula molecular, e que apre-
sentam ligações átomo a átomo diferentes e, portanto, estruturas 
diferentes.
Esperamos que tenha aprendido bastante! Até a próxima!
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 158Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 158 30/03/2023 08:37:0430/03/2023 08:37:04
UN
ID
AD
E
4
Objetivos
1. Apresentar um breve histórico da química orgânica e sua pre-
sença no cotidiano.
2. Aprender conceitos fundamentais sobre átomos e suas partí-
culas, tipos de ligação, e as diversas formas de representar as 
fórmulas estruturais.
3. Compreendercomo as ligações químicas se relacionam com a 
geometria molecular e a polaridade.
4. Estudar os hidrocarbonetos de cadeia aberta e fechada, bem 
como suas propriedades e nomenclatura.
5. Abordar funções orgânicas oxigenadas, nitrogenadas e 
sulfuradas.
6. Apresentar alguns conceitos fundamentais da cromatografia 
e propor uma prática de separação de compostos orgânicos.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 159Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 159 30/03/2023 08:37:0530/03/2023 08:37:05
160
Introdução
Olá, aluno(a)!
Neste material de Química Aplicada à Engenharia, aprofun-
daremos os conceitos de química orgânica com aplicações práticas 
no cotidiano, por meio de exemplos descritivos relacionados ao co-
tidiano e com uma linguagem acessível. Assim, visamos motivar 
você, aluno(a), a observar o mundo através de outra perspectiva e 
com pensamento crítico, além de prepará-lo(a) para outros desa-
fios da química e do mundo. Apresentaremos o conceito de átomo 
e como as ligações ocorrem no mundo da química orgânica, como 
também estudaremos a nomenclatura e as funções de compostos 
orgânicos.
Pronto(a) para mais essa jornada? Vamos juntos(as)!
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 160Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 160 30/03/2023 08:37:0530/03/2023 08:37:05
161
Introdução à Química Orgânica
O ser humano tem utilizado a química orgânica, desde a época das 
grandes civilizações egípcia e romana, para pigmentar tecidos, pro-
duzir medicamentos fitoterápicos e venenos, assim como processos 
mais complexos, como a fermentação da uva para produzir vinhos. 
No entanto, não se sabia qual era a composição química das subs-
tâncias utilizadas.
Historicamente, a química orgânica recebeu essa denomi-
nação por estudar compostos extraídos de organismos dos reinos 
animal e vegetal. Acreditava-se que as substâncias extraídas eram 
compostas por uma força vital e que, portanto, não poderiam ser 
sintetizadas em laboratório. Porém, em 1828, o cientista Friedrich 
Wöhler descobriu que era possível produzir ureia ao aquecer o cia-
nato de amônio (figura 1).
Figura 1 – Produção de ureia a partir do cianato de amônio
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Esta descoberta encorajou outros cientistas a buscar meto-
dologias para sintetizar compostos orgânicos, levando-os a obser-
var que o carbono era o elemento químico comum entre as diversas 
substâncias que eles obtiveram (COMASSETO; SANTOS, 2008). De-
vido a isso, a química orgânica é conhecida principalmente por es-
tudar o carbono.
Com o advento de tais pesquisas, identificou-se que o car-
bono, ao se ligar a outros elementos químicos, pode adquirir di-
ferentes propriedades e funções, permitindo que diversas reações 
orgânicas fossem desenvolvidas. Consequentemente, os métodos 
analíticos para a caracterização dos compostos orgânicos tiveram 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 161Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 161 30/03/2023 08:37:0530/03/2023 08:37:05
162
que ser definidos. Inúmeras técnicas foram desenvolvidas, dentre 
elas a cromatografia (figura 2), que é capaz de separar uma mistura 
líquida de compostos orgânicos pela diferença de solubilidade, por 
exemplo, passando a mistura por uma fase estacionária, geralmen-
te uma resina (SADEK, 2004).
Figura 2 – Separação de uma mistura de compostos orgânicos (proteínas) utilizando 
coluna cromatográfica
 Fonte: Acikara, 2013 (Adaptado).
Atualmente, a química orgânica está presente tanto na as-
pirina, para cuidar de uma dor de cabeça, quanto no combustível 
de automóveis. No entanto, é a partir da junção de conhecimentos 
presentes na química orgânica e na engenharia que novos materiais 
compósitos, medicamentos, defensivos agrícolas, produtos de be-
leza, polímeros biodegradáveis, biocombustíveis e os mais diversos 
materiais podem ser produzidos (WILLIAM, 2014).
As áreas de pesquisa e desenvolvimento em química orgâni-
ca, e consequentemente a indústria química, têm passado por uma 
revolução ao longo dos últimos anos. Isso porque cada vez mais 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 162Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 162 30/03/2023 08:37:0530/03/2023 08:37:05
163
instituições e a sociedade entendem a necessidade de buscar pro-
cessos amigáveis ao meio ambiente, a fim de mitigar os impactos 
gerados pela ação do homem. Por exemplo, em uma aplicação da 
química orgânica, a dopagem de um material inerte permitiu a ad-
sorção de poluentes presentes no meio aquoso (CASTANHEIRA et 
al., 2017). Na prática, com a ampliação da fronteira do conhecimen-
to e com o desenvolvimento de novas tecnologias envolvendo a quí-
mica orgânica, a compreensão sobre o comportamento do carbono, 
bem como suas propriedades, funções orgânicas e principais formas 
de interação se tornaram indispensáveis, uma vez que permitem 
uma abordagem inovadora para a solução de diferentes problemas.
Ligação e estrutura molecular
Para compreender como os átomos se ligam, a fim de formar mo-
léculas mais complexas, vamos relembrar a sua composição, isto é, 
suas partículas subatômicas. Um átomo é composto por três par-
tículas fundamentais: os prótons (p) que são partículas carregadas 
positivamente, sendo sua quantidade no núcleo denominada nú-
mero atômico (Z); os nêutrons (n), por sua vez, não possuem carga 
e têm como principal função diminuir a energia de repulsão cou-
lombiana entre os prótons, que tendem a se repelir. Essas duas par-
tículas, prótons e nêutrons, somadas, formam o núcleo do átomo e 
concentram a maior parte da massa atômica, que é representada por 
A (A = N + Z).
A terceira partícula é o elétron, que possui massa infinita-
mente menor em comparação às duas anteriores. Os elétrons estão 
presentes no átomo na mesma proporção que os prótons, e estão 
distribuídos ao redor do núcleo em camadas. Cada camada contém 
um número determinado de elétrons, sendo que os elétrons da úl-
tima camada, conhecida como camada de valência, são os respon-
sáveis por realizar as ligações com outros átomos. Além disso, os 
elétrons são carregados negativamente, fazendo com que as cargas 
presentes no átomo se igualem, resultando em um átomo neutro.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 163Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 163 30/03/2023 08:37:0530/03/2023 08:37:05
164
As moléculas orgânicas são majoritariamente compostas por áto-
mos de carbono (C) e hidrogênio (H), mas é comum encontrar hete-
roátomos, como oxigênio (O), nitrogênio (N), enxofre (S) e fósforo 
(P), além de halogênios, como o flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br) e 
iodo (I). Desse modo, veremos como estes átomos se ligam, produ-
zindo uma molécula, e as formas de representação das estruturas 
atômicas.
Teoria estrutural
A teoria estrutural é importante, pois explica como os átomos inte-
ragem para formar ligações. De acordo com essa teoria, cada átomo 
pode formar um número máximo de ligações, utilizando os elétrons 
dispostos na camada de valência. O carbono, por exemplo, possui 
quatro elétrons nessa camada, logo, pode realizar quatro ligações, 
sendo então classificado como tetravalente. Hidrogênio e halogê-
nios, por sua vez, são monovalentes, ou seja, realizam apenas uma 
ligação. Já o oxigênio e o enxofre são bivalentes e o nitrogênio é 
trivalente.
É comum encontrar, na química orgânica, moléculas que possuem 
a mesma fórmula molecular, mas diferentes fórmulas estruturais, 
ou seja, a forma em que os átomos da molécula estão ligados é di-
ferente. A teoria estrutural permitiu resolver essa questão, uma vez 
que isômeros geralmente possuem propriedades físicas e químicas 
diferentes, e essa diferença era uma incógnita para os cientistas.
SAIBA MAIS
IMPORTANTE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 164Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 164 30/03/2023 08:37:0530/03/2023 08:37:05
165
Outra premissa apontada pela teoria estrutural que é impor-
tante relembrarmos relaciona-se aos tipos de ligações que o carbo-
noé capaz de formar utilizando os elétrons da camada de valência. 
Assim, o carbono pode fazer ligações simples, representadas por um 
traço (C – C), ligações duplas, demonstradas por dois traços (C = C) 
e ligações triplas, ilustradas por três traços (C ≡ C).
Estruturas de Lewis
A união entre átomos produz as moléculas, por meio de ligações 
químicas. Os primeiros estudos acerca dessas ligações foram rea-
lizados em 1916, pelos cientistas Lewis e Kossel. Como resultado da 
pesquisa de ambos, foi proposto que os átomos podem se ligar por 
meio de ligações iônicas ou ligações covalentes. Vamos relembrar 
esses conceitos a seguir:
 ◼ Ligações iônicas: ocorrem quando um átomo ganha ou perde 
elétrons; logo, quando há transferência de elétrons aconte-
cendo entre um metal e um ametal, o metal perde e o ametal 
ganha elétrons.Uma forma de avaliar a tendência dos átomos 
fazerem ligação iônica é pela diferença de eletronegatividade, 
que pode ser verificada na tabela periódica. Basicamente, essa 
característica aumenta da esquerda para direita e de baixo para 
cima, na tabela periódica. Uma das características mais mar-
cantes de compostos que realizam ligação iônica é o seu alto 
ponto de fusão, que geralmente ultrapassa os 1000 ºC. Além 
disso, esses compostos são comumente sólidos. Um exemplo 
de composto iônico presente no nosso dia a dia é o cloreto de 
sódio (NaCl), também conhecido como sal de cozinha. Neste 
exemplo, o sódio (Na) é um metal com um elétron na camada 
de valência e grande tendência de perder elétrons, enquanto o 
cloro corresponde a um ametal com sete elétrons na camada 
de valência, por isso ganha mais facilmente elétrons.
 ◼ Ligações covalentes: ocorrem entre ametais que possuem 
cerca de quatro a sete elétrons na camada mais externa. 
Nesse caso, para que a ligação ocorra, há o compartilha-
mento de elétrons, que, portanto, pertencem a dois átomos 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 165Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 165 30/03/2023 08:37:0530/03/2023 08:37:05
166
simultaneamente. Embora as moléculas orgânicas sejam 
constituídas por ligação covalente, nem todos os elétrons são 
compartilhados. O carbono, por exemplo, possui quatro elé-
trons na camada de valência e pode compartilhar todos eles, 
para realizar ligações com outros átomos, como pode ser ob-
servado no metano (CH4). O cloro, por outro lado, possui sete 
elétrons em sua camada de valência, no entanto, compartilha 
apenas um elétron, como ocorre no tetracloreto de carbono 
(CCl4). De uma maneira simplificada, diz-se que estes átomos 
seguem a regra do octeto, para atingir a estabilidade (SOLO-
MONS; FRYHLE, 2012).
Os átomos se ligam tanto por meio de ligações iônicas, quanto por 
ligações covalentes, para atingir a estabilidade. De acordo com a 
regra do octeto, a estabilidade é atingida quando um átomo apre-
senta oito elétrons na camada de valência, semelhante à configu-
ração eletrônica de gases nobres. Outra possibilidade ocorre quando 
o átomo, por meio de ligações, alcança dois elétrons na camada de 
valência, semelhante ao hélio, um gás nobre. Existem também ex-
ceções à regra do octeto, alguns compostos, como PCl4 e SF6, podem 
conter átomos com mais de oito elétrons na camada de valência.
Tanto as ligações iônicas, quanto as ligações covalentes entre 
átomos podem ser representadas por meio de pontos e/ou estrelas, 
que simbolizam a quantidade de elétrons disponíveis na camada de 
valência. Esse tipo de representação é conhecido como estrutura de 
Lewis (figura 3). Contudo, existem também diversas formas mais 
simplificadas de representar as ligações dos compostos orgânicos 
além da estrutura proposta por Lewis.
VOCÊ SABIA?
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 166Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 166 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
167
Figura 3 - Representação da estrutura de Lewis
Fonte: Solomons; Fryhle, 2012. (Adaptado).
Fórmulas estruturais
As fórmulas estruturais de traço, condensadas e de linhas são mais 
fáceis para ilustrar os compostos orgânicos, principalmente quando 
a estrutura é grande e/ou complexa.
A fórmula estrutural de traço representa, de maneira inte-
gral, como os átomos de hidrogênio se ligam ao carbono. Os traços 
podem ser dispostos em zigue-zague e, neste caso, demonstram 
com maior similaridade a disposição real dos átomos em uma mo-
lécula orgânica, pois as ligações usualmente possuem um ângulo. 
Contudo, é muito comum ilustrar a fórmula estrutural de traços uti-
lizando ângulos de ligação de 90º, a fim de simplificar sua escrita 
(figura 4).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 167Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 167 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
168
Figura 4 - Fórmulas estruturais do pentano do tipo traço, condensada e linhas
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
As fórmulas condensadas (figura 4) são a simplificação do 
modo de anotação das fórmulas estruturais de traços. Na represen-
tação de uma molécula orgânica, os átomos ligados ao carbono são 
escritos em uma sequência, ocupando a mesma linha. Os índices que 
aparecem em subscrito na fórmula indicam a quantidade do ele-
mento ligado ao carbono.
Também é muito comum a utilização de colchetes para indi-
car a repetição de parte do constituinte da molécula, sendo que, do 
lado de fora dos colchetes, é adicionado um índice para representar 
a quantidade de repetições. Em uma notação ainda mais simples, 
pode-se apenas escrever quais são os átomos, seguidos de seus ín-
dices, representando, portanto, a quantidade de moléculas de car-
bono, hidrogênio e heteroátomos.
Outra forma de representar a estrutura de moléculas orgâni-
cas é pela estrutura de linhas ou bastão (figura 4), na qual se assume 
que as conexões entre as linhas são feitas pelo carbono, raramente 
sendo representada por uma molécula de hidrogênio. Os heteroá-
tomos, quando presentes, são escritos por suas fórmulas quími-
cas. Essa fórmula estrutural é amplamente difundida na química 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 168Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 168 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
169
orgânica, por isso é comum encontrar, tanto em livros quanto em 
artigos acadêmicos, moléculas orgânicas reproduzidas desta forma.
Carga formal
Quando tratamos da estrutura de Lewis, devemos lembrar que nem 
todos os átomos se comportam de acordo com a regra do octeto ao 
realizar ligações químicas, fato que pode ocasionar inúmeras dúvi-
das. Com o intuito de resolver tal questão, podemos calcular a carga 
formal dos átomos e verificar qual é a estrutura mais próxima da 
realidade.
Para tal, inicialmente, devemos verificar qual a quantidade 
de elétrons na camada de valência do átomo de interesse. Essa tare-
fa pode ser facilmente realizada consultando a tabela periódica. Ao 
localizar o elemento químico na tabela, basta verificar a qual famí-
lia ele pertence. O número da família corresponde à quantidade de 
elétrons na camada de valência, cujos grupos variam de 1A até 7A e 
de 1B até 8B.
Como exemplo, considere uma molécula de óxido nitroso 
(N2O). Sabemos que o átomo de oxigênio possui seis elétrons na 
camada de valência e o nitrogênio possui cinco. Assim, a próxima 
etapa consiste em escrever as prováveis estruturas de Lewis e, em 
seguida, calcular a carga formal destas estruturas, que é dada por:
Carga formal = V - (L + 1/2S)
Nessa equação, V é o número de elétrons na camada de valên-
cia do átomo livre; L é o número de pares de elétrons livres após a 
ligação; e S é o número de elétrons compartilhados entre os átomos.
A figura 5 apresenta as possibilidades de ligações entre o ni-
trogênio e o oxigênio, e o cálculo da carga formal para as prováveis 
estruturas de Lewis do átomo de N2O.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 169Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 169 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
170
Figura 5 - Possíveis estruturas de Lewis e cálculo da carga formal do átomo de N2OFonte: OpenStax, 2016 (Adaptado).
Uma das formas de analisar qual a estrutura correta é ob-
servando os dados obtidos a partir do valor da carga formal. Quan-
to mais próximo de zero for este valor, maior a possibilidade de a 
molécula existir naquela conformação. Portanto, observando o 
exemplo do N2O (figura 5), a estrutura de Lewis representada na 
possibilidade 1 é a mais provável, pois suas cargas formais, consi-
derando os dois nitrogênios e o oxigênio, é mais próxima de zero.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 170Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 170 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
171
Orbitais atômicos e moleculares
De acordo com o princípio da incerteza, estabelecido pelo fí-
sico Werner Heisenberg, não é possível saber com precisão a exata 
localização e energia de uma partícula, princípio este que se estende 
aos elétrons. A mecânica quântica também considera que partícu-
las podem ter o comportamento dual, denominado dualidade on-
da-partícula, que compreende o comportamento de uma partícula, 
como se ela possuísse massa em um dado momento, e como se ela 
fosse uma onda em outro instante.
A função de onda, descrita por Erwin Schrödinger e represen-
tada por ψ (psi), descreve o comportamento de onda de um elétron 
em um nível de energia quântica. Já o quadrado da função de onda 
ψ2 considera um local específico do eixo cartesiano (x, y, z) em que 
há maior probabilidade, ou densidade de probabilidade eletrônica, 
de se encontrar um elétron. Quando o valor de ψ2 é elevado, sig-
nifica que a probabilidade de se ter um elétron naquela localiza-
ção também é grande e, se ψ2 for pequeno, então a probabilidade é 
menor. A região do átomo em que há probabilidade de se encontrar 
um elétron é denominada de orbital atômico. Basicamente, existem 
quatro tipos de orbitais (figura 6), retratados em três dimensões:
Figura 6 - Representação estrutural dos orbitais atômicos s, p, d e f.
Fonte: Marra, 2015.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 171Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 171 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
172
 ◼ Orbital s: é representado por uma esfera e é o de menor energia.
 ◼ Orbital p: é representado por duas esferas muito próximas e 
pode estar no eixo x, y e z (estas esferas também podem rece-
ber o nome de lóbulos).
 ◼ Orbitais d: podem assumir configurações e orientações dife-
rentes, de acordo com seu nível de energia. Sua configuração 
resulta em uma estrutura, na forma de um trevo, cujas folhas 
se encaixam em diferentes planos, ou ainda pode ter a forma 
de dois lóbulos no eixo z, somado a um orbital em forma de 
rosca, ocupando os eixos x e y.
 ◼ Orbitais f: possuem configurações muito mais complexas, 
com mais lóbulos e roscas nos diferentes eixos cartesianos, 
sendo mais relevantes para os metais de transição interna, 
actinídeos e lantanídeos.
Os elétrons podem também ser representados pela utilização 
de números quânticos, n = 1, l = 0, ml = 0 e ms = +1/2. Os primeiros 
três relacionam-se à região com maior probabilidade de encontrar 
um elétron, enquanto o último relaciona-se ao spin. A forma com a 
qual os elétrons nos orbitais se organizam é determinada pela ener-
gia de seus subníveis, de modo que cada subnível é capaz de acomo-
dar uma determinada quantidade de elétrons. Assim:
 ◼ Subnível “s”: tem apenas um orbital, que acomoda no máxi-
mo dois elétrons.
 ◼ Subnível “p”: possui três orbitais e pode conter até seis 
elétrons.
 ◼ Subnível “d”: contém cinco orbitais, que podem receber até 
10 elétrons.
 ◼ Subnível “f”: conta com sete orbitais, podendo manter no 
máximo 14 elétrons.
A distribuição eletrônica desses subníveis pode ser realizada 
utilizando a distribuição de Linus Pauling (figura 7). Adicionalmen-
te, os subníveis são inseridos em sete camadas, que se iniciam no K e 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 172Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 172 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
173
terminam no Q. Cada camada também admite apenas uma determi-
nada quantidade de elétrons. Portanto, a camada K tem no máximo 
dois elétrons; as camadas L e Q, oito; a M e a P, 18; a N e a O, 32.
Figura 7 - Camadas eletrônicas e distribuição de Linus Pauling
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Note que a distribuição deve seguir as setas. Por exemplo, 
um átomo de carbono possui seis elétrons, logo, sua distribui-
ção eletrônica, de acordo com Linus Pauling, será de 1s2, 2s2, 2p2. 
Adicionalmente, é possível determinar a configuração eletrônica 
dos primeiros dois períodos da tabela periódica, seguindo algumas 
regras:
 ◼ Princípio de Aufbau: indica que subníveis, dos orbitais de me-
nor energia, são inicialmente preenchidos e qual é o mais pró-
ximo do núcleo;
 ◼ Princípio de exclusão de Pauli: afirma que os elétrons reali-
zam um movimento de rotação ao redor do seu próprio eixo, 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 173Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 173 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
174
designado de spin. O spin possui duas orientações opostas, 
para cima e para baixo, sendo que nesta configuração apenas 
dois elétrons podem ocupar o mesmo orbital, pois elétrons 
com o mesmo spin se repelem;
 ◼ Regra de Hund: explica como os orbitais são preenchidos efe-
tivamente. Basicamente, os elétrons de mesmo spin ocupam 
individualmente os orbitais de menor e igual energia (orbitais 
de energia semelhante são designados de orbitais degenera-
dos). Em seguida, elétrons com spin oposto são distribuídos 
nesses orbitais, de modo que a menor quantidade possível de 
orbital com baixa energia permanece desemparelhado.
A compreensão dos orbitais atômicos permite entender como 
as ligações covalentes são formadas. Para exemplificar, considere o 
gráfico da figura 8, que apresenta a síntese de uma molécula de hi-
drogênio H2. Para tal, são necessários dois átomos de H, que possui 
apenas um elétron em seu orbital 1s, portanto:
Figura 8 - Gráfico da formação da ligação covalente entre átomos de hidrogênio e 
diagrama de energia da molécula de hidrogênio
Fonte: Solomons; Fryhle, 2012 (Adaptado).
 ◼ inicialmente, os átomos estão distantes um do outro;
 ◼ ao se aproximarem, os núcleos começam a se atrair;
 ◼ as funções de onda dos orbitais envolvidos podem se somar 
ou subtrair. Quando as funções de onda são somadas, ocorre 
o reforço da densidade eletrônica entre os núcleos dos átomos 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 174Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 174 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
175
e, consequentemente, ocorre a diminuição da energia de re-
pulsão coulombiana, produzindo uma ligação;
 ◼ se a energia aumentar novamente, os átomos tendem a se 
repelir.
A junção dos dois orbitais atômicos, um de cada hidrogênio, 
produzirá dois orbitais moleculares: um de alta energia, denomina-
do de orbital molecular antiligante; e outro com baixa energia, que 
corresponde ao orbital molecular ligante. As energias dos orbitais 
moleculares são diferentes da energia dos orbitais atômicos iniciais. 
Esta junção resulta em uma ligação covalente.
Cabe ressaltar que existe uma certa distância entre os núcleos 
dos átomos, quando estão ligados covalentemente. Essa distância 
internuclear permite que os elétrons emparelhados pertençam, ao 
mesmo tempo, aos dois átomos, além de evitar a repulsão, que pode 
ocorrer devido à proximidade de dois núcleos, o comprimento desta 
distância estando associado à energia de ligação.
Agora que compreendemos as etapas que resultam na liga-
ção, podemos definir o termo orbital molecular (OM), que é a região 
da molécula em que há o aumento da probabilidade de densidade 
eletrônica, logo, é o local mais provável de se encontrar os elétrons. 
Além disso, cada orbital pode conter no máximo dois elétrons em-
parelhados, seguindo, portanto, o princípio de exclusão de Pauli. 
Por fim, a quantidade de orbitais moleculares resultantes da ligação 
entre átomos é sempre igual à quantidadede orbitais atômicos pre-
sentes neles. A figura 8 também apresenta um diagrama de energia, 
resultante da formação da molécula de hidrogênio com seus respec-
tivos orbitais atômicos e moleculares.
Com a soma dos orbitais atômicos produz-se apenas um 
orbital molecular preenchido por elétrons, o orbital ligante, que é 
comumente denominado de σ (sigma) e representa também a for-
mação de uma ligação simples. O orbital antiligante, por outro lado, 
é denominado de σ* (sigma estrela). Em moléculas diatômicas, 
como o óxido de nitrogênio, que possui uma dupla ligação, além dos 
orbitais σ e σ*, também estão presentes as ligações π (pi), portanto, 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 175Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 175 30/03/2023 08:37:0630/03/2023 08:37:06
176
o orbital molecular ligante é representado por π e o antiligante por 
π*.
O preenchimento dos orbitais moleculares com elétrons se-
gue o mesmo padrão aplicado no preenchimento dos orbitais atô-
micos. Desta forma, são preenchidos os orbitais de menor energia, 
presentes na região inferior do diagrama, seguidos dos de maior 
energia, localizados na região superior. Com relação às energias dos 
orbitais moleculares, que podem ser determinadas experimental-
mente, existem basicamente três regras:
 ◼ a energia dos orbitais moleculares relaciona-se diretamente à 
energia dos orbitais atômicos;
 ◼ quando os orbitais atômicos estão muito próximos de seus 
núcleos, a junção de dois átomos não produzirá orbitais ligan-
tes ou antiligantes;
 ◼ o orbital ligante tem menor energia que o orbital atômico e o 
antiligante possui maior energia.
A quantidade de ligações químicas covalentes presentes na 
junção de dois átomos e sua estabilidade pode ser determinada pela 
ordem de ligação, calculada por:
Os valores da ordem de ligação variam de 0 a 3, sendo que 0 
significa que a ligação não tem possibilidade de ocorrer; 1 é refe-
rente a uma ligação simples; 2, ligações duplas; e 3, ligações triplas. 
Considere como exemplos uma molécula de hélio (He2) e as ligações 
entre o oxigênio e o nitrogênio de uma molécula de óxido nitroso 
(N=O). O átomo de He possui apenas dois elétrons no orbital 1s, de 
modo que a união entre dois átomos resultaria em um diagrama do 
orbital molecular com um orbital ligante e um antiligante, ambos 
completamente preenchidos, logo, a ordem de ligação seria igual a 
zero, fazendo com que a molécula de hélio não seja possível.
No caso do óxido nitroso, apenas os elétrons da cama-
da de valência são utilizados para construir o diagrama do orbital 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 176Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 176 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
177
molecular. O oxigênio possui seis elétrons na camada de valência, 
enquanto o nitrogênio possui apenas cinco. Na distribuição dos elé-
trons no OM, os orbitais ligante e antiligante 2s são preenchidos na 
íntegra. Quanto aos orbitais referentes a 2p, três orbitais ligantes 
são preenchidos e um antiligante é preenchido com apenas um elé-
tron. É importante ressaltar que a ordem de ligação não necessa-
riamente precisa ser um número inteiro. Assim, a ordem de ligação 
neste caso é de 2,5.
Hibridização
Além da teoria do orbital molecular, as ligações covalentes podem 
ser explicadas pela hibridização. Desse modo, as ligações são resul-
tantes da sobreposição dos orbitais atômicos que são rearranjados 
no espaço. Matematicamente, os orbitais híbridos ocorrem devido à 
combinação das funções de onda.
Uma forma de visualizar esta combinação é imaginando que a nu-
vem de elétrons se comporta de modo semelhante a uma onda em 
um lago, causada por uma perturbação qualquer. Quando duas on-
das se juntam, tem-se a formação de uma única onda, que possui 
características diferentes das ondas iniciais.
Logo, diferentes funções de onda resultam em diferentes 
combinações de orbitais, sendo que a quantidade de orbitais híbri-
dos é proporcional à quantidade de funções de onda. Por exemplo, 
a combinação entre um orbital 2s e um 2px resulta em dois orbitais 
híbridos, ou seja, duas funções de onda. A combinação entre os or-
bitais 2s e 2px pode ser simplesmente denominada de sp.
Então, seguindo a mesma lógica, a combinação entre um 
orbital 2s e dois orbitais 2p, que são referentes aos orbitais 2px e 
2py – lembrando que os orbitais do tipo p podem possuir diferentes 
DICA
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 177Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 177 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
178
orientações no espaço, nos eixos x, y e z – formam o orbital hibri-
dizado sp2. A combinação dos orbitais determina também a forma 
com a qual a molécula irá se orientar espacialmente. Portanto, com 
a formação de ligações covalentes, tem-se a diminuição da repulsão 
eletrônica em torno do átomo central.
Considere como exemplo o carbono e sua distribuição ele-
trônica de 1s2, 2s2, 2p2. De acordo com essa distribuição, o carbo-
no possui apenas dois elétrons desemparelhados nos orbitais 2px e 
2py, logo, poderia realizar apenas duas ligações, e não quatro, como 
estudamos anteriormente. No entanto, esta configuração se refere 
ao carbono em seu estado fundamental. Ao fornecer uma pequena 
quantidade de energia, o carbono passa para o estado excitado, em 
que um dos elétrons do orbital 2s2 é transferido para o orbital 2pz. 
Como resultado desta transferência, o carbono passa a possuir qua-
tro orbitais semipreenchidos que se unem, formando um novo or-
bital hibridizado.
Portanto, o carbono se torna capaz de realizar quatro ligações 
simples, também chamadas de ligação σ, e seu orbital híbrido é de-
nominado de sp3, que espacialmente é um tetraedro. A ligação entre 
o carbono e um hidrogênio, que possui apenas um elétron no orbital 
1s, resulta na sobreposição dos orbitais sp3 e s, formando efetiva-
mente uma ligação σ.
Orbitais do tipo sp3 são comuns na química orgânica. Contu-
do, estudamos que o carbono também pode realizar ligações duplas 
C=C, ou seja, o compartilhamento de dois pares de elétrons entre 
carbonos, o que produz o orbital hibridizado sp2. Nesse caso, assim 
como anteriormente, o carbono vai do estado fundamental para o 
excitado, e o orbital s transfere um elétron para o orbital p. Entre-
tanto, a hibridização ocorre entre os orbitais 2s, 2px e 2py, sendo que 
o orbital 2pz não realiza a hibridização. Os orbitais sp2 se organizam 
espacialmente na forma de um triângulo, e o orbital p não hibri-
dizado se arranja perpendicularmente ao triângulo. Assim, a so-
breposição entre dois carbonos com orbitais hibridizados sp2 gera 
uma ligação σ, e os orbitais p realizam uma ligação π que ocorre 
lateralmente.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 178Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 178 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
179
A interação entre carbono com orbital hibridizado sp gera 
uma ligação tripla. Nesse caso, o orbital 2s hibridiza com um 2px, 
produzindo dois orbitais lineares do tipo sp. Os outros orbitais, 2py 
e 2pz, não sofrem hibridização e se mantêm em seus respectivos 
eixos. A interação entre dois carbonos hibridizados sp ocorre pela 
sobreposição frontal, que forma uma ligação σ. Os outros orbitais p 
não hibridizados realizam, cada um, uma ligação do tipo π. Na fi-
gura 9, podemos ver a transferência de elétrons do orbital 2s2 do 
carbono em seu estado fundamental para o orbital 2pz, resultando 
no carbono em seu estado excitado, além dos orbitais do carbono 
hibridizados sp3, sp2 e sp.
Figura 9 - Transferência do orbital 2s para orbital 2pz do carbono
Fonte: Barbosa, 2011 (Adaptado).
O carbono também pode interagir com outros átomos, como 
o oxigênio e o nitrogênio, que realizam dupla ligação, logo, possuem 
orbitais hibridizados do tipo sp2. O nitrogênio também é capaz de 
realizar ligação tripla, assumindo a configuração do orbital hibridi-
zado do tipo sp.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 179Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd179 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
180
Projeções de Newman
Até aqui, analisamos as ligações entre átomos para formar molécu-
las. Estudamos que a ligação mais comum entre átomos de carbo-
nos é a ligação simples, também denominada de ligação sigma (σ). 
Basicamente, essa ligação ocorre devido ao compartilhamento de 
elétrons entre dois átomos, resultando na ligação covalente. Ainda 
de acordo com a teoria dos orbitais moleculares, essa ligação ocorre 
devido à sobreposição de orbitais.
Uma das características da ligação sigma está relacionada à 
sua densidade eletrônica, localizada especificamente no eixo em 
que ocorre a ligação entre os átomos, (situação essa diferente da 
observada em ligações duplas do tipo pi (π), nas quais a densidade 
eletrônica se localiza acima ou abaixo, em relação ao eixo da liga-
ção entre dois átomos). Logo, em uma ligação σ, a sobreposição de 
orbitais ao longo do eixo permite que a ligação possa girar ao redor 
do próprio eixo. No caso das ligações π, em que a sobreposição dos 
orbitais ocorre lateralmente, o movimento de rotação não é possí-
vel, pois isto quebraria a ligação. Portanto, as ligações π não podem 
girar livremente. 
Para que estas rotações ocorram, faz-se necessário a uti-
lização de energia que é denominada de barreira de rotação. Por 
exemplo, em uma molécula de etano (H3C-CH3), há uma barreira de 
rotação de 2,9 kcal/mol. Nesse caso, a energia necessária é pequena 
e, por isso, dizemos que a rotação ocorre livremente. A molécula de 
etano é constituída, espacialmente, por dois carbonos, ligados por 
meio de uma ligação simples, e três hidrogênios, ligados em cada 
carbono em direções distintas.
A rotação dessa molécula (figura 10a), em um ângulo de 60º, 
pode resultar na conformação em oposição e em coincidência. Na 
conformação em oposição, os átomos de hidrogênio, localizados 
nas extremidades, assumem ângulos opostos entre si; em outras 
palavras, assumem as bissetrizes dos ângulos. Na conformação em 
coincidência, a posição dos hidrogênios coincide, sendo que, se a 
molécula for observada sob outra perspectiva, é possível visualizar 
apenas três dos seis hidrogênios presentes na molécula.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 180Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 180 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
181
Figura 10 - (a) Rotação do etano em A e C para conformação de oposição, e em B 
para conformação de coincidência; (b) Representação de uma molécula do etano 
sendo convertida a uma projeção de Newman; (c) Diagrama de energia potencial das 
estruturas de Newman
Fonte: Vollhardt; Schore, 2013 (Adaptado).
Em uma molécula em que os átomos de hidrogênio são subs-
tituídos por outros átomos, as conformações podem resultar em 
diferentes arranjos. A representação destes arranjos pode ser reali-
zada pelas projeções de Newman (figura 10b), a fim de simplificar a 
visualização. A projeção deve ser representada como se o espectador 
observasse a molécula com a ligação C-C perpendicular ao eixo da 
folha. Basicamente, a representação consiste em um átomo central, 
que é simbolizado pelo encontro de três linhas, duas das quais estão 
dispostas na vertical e uma está apontada para cima. Um círculo é 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 181Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 181 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
182
adicionado para representar o carbono de trás, e mais três linhas 
referentes aos átomos ligados a este carbono são adicionadas.
As conformações assumidas pela molécula de etano, por 
exemplo, possuem diferentes energias potenciais. A conformação 
em oposição tem menor energia e, portanto, é mais estável, pois 
as ligações C-H da frente estão mais distantes entre os carbonos e, 
consequentemente, há a diminuição da repulsão. A conformação em 
coincidência, em contrapartida, é menos estável, devido à redução 
da distância entre as ligações C-H dos dois carbonos, logo, tem-se 
o aumento da repulsão.
A rotação ao redor do eixo, que resulta na conformação em 
coincidência, tem energia de rotação de 2,9 kcal/mol. Em adição, 
essa configuração reduz a energia de ligação entre os átomos de 
carbono, apesar de ocorrer ao longo do eixo, pois a sobreposição dos 
orbitais sofre pequenas alterações, e a repulsão também aumenta. 
A variação da energia, devido à rotação da ligação de uma molécula, 
pode ser observada em um diagrama de energia potencial (figura 
10c), em que a energia mínima corresponde a 0º da conformação em 
oposição e aumenta conforme a rotação da ligação (VOLLHARDT; 
SCHORE, 2013).
Contudo, existem exceções quanto à rotação da ligação sig-
ma. Por exemplo, em uma molécula cujas ligações são conjugadas, 
na qual ligações duplas e simples ocorrem intercaladas, como o 
1,3-butadieno (H2C=CH—CH=CH2), as ligações entre os carbonos 
teoricamente poderiam rotacionar livremente. Entretanto, ex-
perimentalmente, a rotação da ligação simples entre os carbonos 
centrais não é observada, pois, neste caso, a ligação σ é mais curta, 
possuindo cerca de 148 nm, em comparação com uma ligação σ co-
mum, que possui 154 nm. Além disso, existe uma barreira energéti-
ca para que a rotação ocorra.
A presença de um grupo substituinte, como a metila (-CH3), 
pode elevar a barreira de rotação devido ao impedimento estérico, 
que ocorre quando o espaço ocupado pelo átomo substituinte é rela-
tivamente maior do que o dos outros átomos, sendo necessária mais 
energia para que a ligação σ ocorra.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 182Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 182 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
183
Teoria da ressonância
Uma estrutura química, molécula ou íon, pode ser representada por 
mais de uma forma, de acordo com a teoria da ressonância. Como 
base, utiliza-se as estruturas de Lewis, sendo que as moléculas ape-
nas se diferem com relação à posição dos elétrons que se deslocam 
pela molécula e, eventualmente, a posição da ligação também é al-
terada. As estruturas de ressonância são demonstradas dentro de 
colchetes, sua equivalência podendo ser demonstrada pela utiliza-
ção de uma seta com duplo sentido.
Para retratar as estruturas de ressonância (figura 11a), ini-
cialmente escreve-se a estrutura de Lewis, respeitando a regra do 
octeto. A troca do par de elétrons é, então, indicada por setas cur-
vas, e os átomos constituintes da molécula permanecem na mesma 
posição. A utilização das setas curvas, para indicar a movimentação 
dos elétrons, é imprescindível para que erros sejam evitados. Além 
disso, elas podem ser aplicadas para escrever mecanismos de rea-
ções químicas.
Figura 11 - (A) Íon carbonato com estrutura do híbrido de ressonância e suas 
respectivas estruturas de ressonância; (B) Estrutura do formaldeído cujas 
ressonâncias podem ou não seguir a regra do octeto; (C) Estrutura do ácido fórmico, 
demonstrando a distância entre as cargas positivas e negativas
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 183Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 183 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
184
Também é possível representar a estrutura de ressonância 
pela utilização de apenas uma estrutura, na qual a deslocalização do 
par de elétrons é desenhada com traços acima das ligações simples, 
que são linhas contínuas, produzindo assim uma média das molé-
culas, que é denominada de híbrido de ressonância.
É importante ressaltar que as estruturas de ressonância não 
são reais, ou seja, elas não simbolizam a mesma estrutura. Na rea-
lidade, a representação da molécula híbrida de ressonância é mais 
adequada. Desse modo, considere três estruturas de ressonância. 
Elas são diferentes entre si, mas são equivalentes, o que significa 
que cada uma das estruturas contribui, na mesma proporção, para 
formar a molécula híbrida de ressonância (figura 11a). Se avaliarmos 
a estrutura de ressonância de uma molécula que, em sua constitui-
ção, possui uma ligação entre o carbono e o oxigênio,a estrutura é 
representada, em um determinado momento, como uma dupla li-
gação (C=O), e em outro, como uma ligação simples, pois o par de 
elétrons é deslocado para outra região da molécula.
Então, na estrutura híbrido de ressonância, a ligação entre 
o carbono e o oxigênio será constituída como uma ligação parcial-
mente dupla, uma vez que ora a ligação é simples, ora ela é dupla 
(VOLLHARDT; SCHORE, 2013). Portanto, para escrever as estrutu-
ras de ressonância e a estrutura do híbrido de ressonância, devemos 
lembrar que:
 ◼ as estruturas de ressonância não condizem com a forma da 
molécula na realidade;
 ◼ apenas os elétrons devem ser movimentados, os átomos per-
manecem em suas posições iniciais;
 ◼ todas as estruturas devem obedecer à regra de Lewis;
 ◼ as estruturas de ressonância possuem maior energia em com-
paração com o híbrido de ressonância;
 ◼ a estabilidade de uma estrutura é proporcional à quantida-
de de ligações covalentes, logo, essa estrutura colabora mais 
para a formação do híbrido;
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 184Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 184 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
185
 ◼ a separação entre cargas positivas e negativas reduz a estabi-
lidade da molécula;
 ◼ se a camada de valência de um átomo estiver completa, então 
a estabilidade da estrutura será maior.
Contudo, nem sempre as estruturas de ressonância são equi-
valentes, pois a deslocalização do par de elétrons pode gerar uma 
molécula diferente. É importante enfatizar que uma das estruturas 
de ressonância certamente irá contribuir mais para a formação do 
híbrido de ressonância. Assim, a fim de ampliar a discussão, vamos 
incluir moléculas cujas estruturas de ressonância não seguem a re-
gra do octeto. Considerando as afirmações anteriores, regras foram 
estabelecidas para verificar qual estrutura colabora mais na forma-
ção do híbrido de ressonância, sendo elas:
 ◼ uma estrutura que possui mais octetos em relação a outra é 
mais relevante no panorama geral (figura 11b);
 ◼ cargas positivas ou negativas devem ser representadas nos 
átomos cuja eletronegatividade é pertinente;
 ◼ a estrutura com a menor distância entre as cargas positiva e 
negativa contribui mais para o híbrido de ressonância (figura 
11c).
Geometria molecular
O modelo de repulsão do par de elétrons é aplicado aos elétrons 
presentes na camada de valência, ou seja, aqueles que são utiliza-
dos para realizar as ligações químicas. Este modelo ajuda a explicar 
como os átomos das moléculas podem se arranjar espacialmente. 
Contudo, para a aplicação deste modelo, algumas premissas devem 
ser consideradas:
 ◼ o átomo central de uma molécula se liga a outros átomos por 
meio de ligações covalentes;
 ◼ todos os pares de elétrons presentes na camada de valência do 
átomo central, tanto os que realizam a ligação covalente com 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 185Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 185 30/03/2023 08:37:0730/03/2023 08:37:07
186
outros átomos, denominados de pares ligantes; quanto os que 
não realizam ligação, classificados como pares não comparti-
lhados ou isolados, devem ser considerados;
 ◼ sabendo que cargas iguais se repelem, aplica-se o mesmo 
conceito aos elétrons, que também se repelem, sendo que pa-
res de elétrons disponíveis na camada de valência mantêm a 
maior distância possível, mesmo durante a ligação covalen-
te. Os pares de elétrons não compartilhados, por outro lado, 
têm maior repulsão, em comparação com os pares de elétrons 
compartilhados, e a repulsão entre pares de elétrons ligados e 
não ligados é intermediária;
 ◼ a geometria molecular deve considerar tanto os pares de elé-
trons ligados, quanto os pares de elétrons não ligados. No 
entanto, sua posição junto ao átomo é irrelevante, sendo, por-
tanto, considerada a posição final do átomo na molécula.
Outra forma de saber a geometria dos compostos químicos é pelo 
cálculo do número de coordenação (NC), que pode variar de 2 a 12, 
e é dado pela soma do número de pares de elétrons ligantes (PL) e 
pares de elétrons não ligantes (PNL) ao redor do átomo central. Com 
todos os dados disponíveis, é possível então prever a geometria, 
consultando uma tabela. Por exemplo, o tetracloreto de carbono 
(CCl4) tem o NC= 4, o PL= 4 e o PNL=0, correspondendo à geome-
tria tetraédrica.
Para compreender melhor a teoria da repulsão do par de 
elétrons e sua relação com a estrutura molecular, vamos observar 
alguns exemplos e a geometria molecular dos compostos neles des-
critos, no quadro 1:
DICA
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 186Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 186 30/03/2023 08:37:0830/03/2023 08:37:08
187
Quadro 1 - Geometria molecular de acordo o modelo de repulsão do par de elétrons
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
 ◼ o metano é constituído por um carbono, com quatro elétrons 
na camada de valência, e quatro hidrogênios, cada um com 
um elétron na camada de valência. O arranjo espacial que pro-
porciona a máxima distância entre os pares de elétrons, de 
modo que os hidrogênios estejam equidistantes, é a estrutura 
tetraédrica. Os ângulos que correspondem à distância entre os 
hidrogênios são de precisamente 109,5º, sendo que qualquer 
outra forma espacial poderia resultar em distâncias menores 
entre os hidrogênios, aumentando assim sua repulsão;
 ◼ a molécula de amônia é formada por um nitrogênio, que con-
tém cinco elétrons na camada mais externa e é ligada a três 
hidrogênios. A distância angular que proporciona a maior 
distância entre os pares de elétrons é de 107º, o que resulta 
em uma molécula com a forma de pirâmide trigonal. Note 
que existe apenas uma pequena diferença entre os ângulos da 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 187Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 187 30/03/2023 08:37:0830/03/2023 08:37:08
188
amônia e do metano, que possui um arranjo de tetraedro. No 
entanto, se os pares não ligados da amônia forem colocados 
em um dos vértices do tetraedro, é possível observar que eles 
ocupam mais espaço do que os elétrons que participam da li-
gação, o que justifica o menor ângulo;
 ◼ a água é formada por um átomo de oxigênio, que contém em 
sua última camada seis elétrons, e realiza apenas duas liga-
ções com átomos de hidrogênio. Poderíamos imaginar que 
a estrutura que proporciona a maior distância é a linear, no 
entanto, deve-se lembrar que dois pares de elétrons não rea-
lizam ligação, e ocupam uma área maior. Isto faz com que 
as ligações tenham um ângulo de 104,5º, sendo opostas aos 
pares de elétrons não ligados, resultando em uma geometria 
angular;
 ◼ o trifluoreto de boro é constituído por um átomo de boro, que 
possui três elétrons na última camada, e se liga a três átomos 
de flúor, com sete elétrons na camada de valência. A maior 
distância entre os átomos de flúor ocorre com ângulos de 
120º, que corresponde a um triângulo equilátero e gera uma 
estrutura trigonal plana;
 ◼ a molécula de hidreto de berílio é resultado da ligação entre 
um berílio, que possui dois elétrons na camada mais externa, 
e dois hidrogênios. A ausência de elétrons não ligados permi-
te que, neste átomo, ocorra um maior ângulo de distância, de 
180º, resultando em uma geometria linear; o dióxido de car-
bono é formado por um átomo de carbono ligado a dois áto-
mos de oxigênio, por meio de ligações π, ou seja, duplas. A 
maior distância possível, nesse caso, também resulta em uma 
estrutura linear, ou seja, com ângulo máximo de 180º. De ma-
neira geral, para a geometria molecular, considera-se que os 
elétrons das ligações duplas são semelhantes aos de uma li-
gação simples;
 ◼ o íon tetracloreto de iodo é um átomo que não segue a regra 
do octeto, já que o iodo possui sete elétrons na camada mais 
externa. Por ser um íon, mais um elétron é acrescentado à 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 188Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 188 30/03/2023 08:37:0830/03/2023 08:37:08
189
camada,resultando, portanto, em oito elétrons, sendo que 
dois destes pares não se ligam. O cloro possui também sete 
elétrons na última camada. A estrutura resultante da ligação 
entre esses dois átomos é um quadrado planar, sendo o ângulo 
de maior distância entre os elétrons de 90º;
 ◼ o pentacloreto de fósforo apresenta uma geometria molecular 
bipirâmide trigonal, sendo que os ângulos destas moléculas 
são de 90º e 120º. Note que esta molécula também não segue 
a regra do octeto;
 ◼ o hexafluoreto de enxofre apresenta os seis átomos de flúor, 
ligados ao enxofre e separados em ângulos de 90º, produzin-
do a estrutura octaédrica.
Moléculas polares e apolares
A polaridade das moléculas orgânicas deve ser analisada por meio 
de seus constituintes, que possuem diferentes eletronegatividades. 
De maneira simplificada, um átomo mais eletronegativo é natural-
mente um aceptor de elétrons, enquanto um átomo eletropositivo 
é um doador de elétrons. Então, em uma molécula, o átomo mais 
eletronegativo tende a deslocar a densidade eletrônica para si.
Se um átomo de carbono se ligar a outros átomos, como o oxigênio 
e o nitrogênio, os elétrons são deslocados para essas moléculas que 
são mais eletronegativas e, como resultado, tem-se uma molécula 
polar. Em contrapartida, uma molécula constituída apenas de car-
bono e hidrogênio, cuja eletronegatividade é insignificante, produz 
uma molécula apolar (VOLLHARDT; SCHORE, 2013).
Outra forma de avaliar a polaridade (figura 12) é pela geo-
metria dos compostos, já que átomos eletronegativos tendem a 
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 189Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 189 30/03/2023 08:37:0830/03/2023 08:37:08
190
deslocar a densidade eletrônica para si, tornando uma parte da 
molécula parcialmente positiva e outra parcialmente negativa. Ao 
avaliar a geometria molecular, se houver um átomo que está des-
locando a densidade eletrônica, então o composto é polar. Se não 
houver deslocamento de cargas, por outro lado, ou se as forças com 
as quais os elétrons são deslocados forem opostas e iguais, então 
o deslocamento é anulado e a molécula é considerada como sendo 
apolar.
Figura 12 - Diferença de polaridade entre moléculas
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Observe que, na figura 12, as setas indicam quais átomos es-
tão deslocando a densidade eletrônica. Coincidentemente, tanto no 
dióxido de carbono como na água, o oxigênio é responsável pelo 
deslocamento. Esse deslocamento, simbolizado por setas, é refe-
rente ao vetor do momento dipolo. Considerando os vetores, setas 
opostas resultam em momento dipolo igual a zero, logo, em mo-
léculas apolares. Caso contrário, vetores que se somam resultam 
em um momento dipolo maior que zero, portanto, em moléculas 
polares.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 190Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 190 30/03/2023 08:37:0830/03/2023 08:37:08
191
Hidrocarbonetos: alcanos, alcenos, 
alcadienos, alcinos, ciclanos, ciclenos e 
aromáticos
Os hidrocarbonetos são, basicamente, compostos por átomos de 
carbono e hidrogênio. De início, sua classificação é realizada de 
acordo com o tipo de ligação que o carbono realiza, podendo resultar 
em um hidrocarboneto saturado ou insaturado. Os hidrocarbonetos 
saturados são caracterizados pela presença de ligações simples en-
tre seus carbonos, como o butano, classificado como alcano. 
Figura 13 - Classes de hidrocarbonetos alifáticos, cíclicos e aromáticos
Fonte: Editorial Digital Pages.
SATURADO INSATURADO
CÍCLICOS POLICÍCLICOS
AROMÁTICOS
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 191Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 191 30/03/2023 08:37:0830/03/2023 08:37:08
192
As moléculas de hidrocarbonetos insaturados podem se 
constituir em ligações simples, duplas e triplas. Assim, o hidrocar-
boneto que possui apenas uma ligação dupla é denominado de alce-
no, o que possui duas ligações duplas é designado de alcadieno e o 
que possui ligações triplas é chamado de alcino. Outra classificação 
dos hidrocarbonetos se relaciona com a disposição dos átomos de 
carbono, ou seja, os alcanos, alcenos, alcadienos e alcinos podem 
ser também classificados como hidrocarbonetos alifáticos, que, em 
outras palavras, possuem cadeia aberta.
Contudo, se um átomo de carbono da extremidade de uma 
cadeia alifática saturada se ligar a outro na extremidade oposta, 
então, fecha-se a cadeia carbônica produzindo um ciclano ou ci-
cloalcano. Hidrocarbonetos insaturados, como os alcenos, também 
podem realizar o fechamento da cadeia e produzir um cicloalceno. 
Os cicloalcanos e cicloalcenos estão inseridos na classificação de 
hidrocarbonetos cíclicos. Quando um hidrocarboneto cíclico é con-
densado, ou seja, ligado a outro anel, passa a ser denominado hi-
drocarboneto policíclico. 
Os aromáticos são hidrocarbonetos formados por seis átomos 
de carbono em uma cadeia fechada e contêm três ligações duplas 
e duas simples que são dispostas alternadamente. Os compostos 
aromáticos também podem ser condensados, isto é, podem possuir 
mais de um anel aromático, que produzem os hidrocarbonetos aro-
máticos policíclicos.
Nomenclatura IUPAC e propriedades físicas
Os alcanos, também conhecidos como hidrocarbonetos parafínicos, 
são compostos saturados, alifáticos e apolares. Sua fórmula geral é 
CnH2n+2 (na qual n representa a quantidade de carbono e é um nú-
mero inteiro). Os átomos de carbono dos alcanos possuem hibridi-
zação do tipo sp3.
Em geral, esses hidrocarbonetos são obtidos a partir do pe-
tróleo, sendo que o estado físico no qual um alcano pode ser en-
contrado à temperatura ambiente se relaciona com a quantidade 
de carbonos presente na molécula. Desse modo, os alcanos que 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 192Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 192 30/03/2023 08:37:0830/03/2023 08:37:08
193
possuem no máximo quatro átomos de carbono são gases, como 
o butano (C4H10), encontrado no gás de cozinha. Já os alcanos que 
possuem entre, aproximadamente, 5 e 17 átomos de carbono são 
líquidos, como o octano (C8H18), encontrado na gasolina. Acima de 
17 átomos de carbono o alcano é encontrado no estado sólido, por 
exemplo, o tetracontano (C40H82), presente nas velas e cosméticos, 
como batons. Outras propriedades se relacionam ao ponto de ebuli-
ção e viscosidade dos alcanos, que tendem a crescer com o aumento 
do número de carbonos na cadeia carbônica.
Por serem apolares, os alcanos são insolúveis em água, que é 
polar. Assim, uma mistura contendo alcano e água visualmente re-
sulta em duas fases separadas, sendo que, por possuir menor densi-
dade, os alcanos tendem a flutuar sob a superfície da água.
A nomenclatura dos alcanos segue as regras impostas pela 
União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), que tam-
bém pode ser aplicada para diversos outros hidrocarbonetos. Obser-
ve as normas a seguir.
1. Inicialmente, deve-se determinar qual a cadeia principal de 
carbono, isso porque os hidrocarbonetos podem ser ramifica-
dos; logo, a cadeia principal é a que possui o maior número de 
hidrocarbonetos.
2. Em seguida, determina-se qual o prefixo que deverá ser utili-
zado, esse prefixo se relaciona à quantidade de átomos de car-
bono, sendo que met- é utilizado quando se tem apenas um 
carbono (1C), como no metano (CH3); et- (2C); prop- (3C); 
but- (4C); pent- (5C); hex- (6C); hept- (7C); oct- (8C); non- 
(9C); dec- (10C), e assim por diante.
3. O intermediário ou infixo se relaciona ao tipo de ligação, que 
quando é do tipo sigma, ou seja, ligação simples, será -an-.
4. O sufixo indica a qual classe pertence a molécula; nesse caso, 
hidrocarboneto utiliza como sufixo a letra -o.
Para simplificar o conceito da nomenclatura, entende-se que 
é composta por prefixo + infixo + sufixo.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 193Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 193 30/03/2023 08:37:0830/03/2023 08:37:08
194
Considere um alcano com seis carbonos: seu prefixo éo hex-, o in-
fixo é o -an-, portanto, a molécula possui apenas ligações simples, 
e seu sufixo é a letra -o, então, trata-se de uma molécula de hexano.
Conforme foi mencionado, os hidrocarbonetos podem ser 
constituídos apenas de uma cadeia linear, nesse caso, são deno-
minados de alcanos normais, sendo aconselhável utilizar a letra n 
antes de nomear o hidrocarboneto. Além disso, os hidrocarbonetos 
podem ser ramificados, em outras palavras, podem possuir substi-
tuintes orgânicos no lugar do átomo de hidrogênio.
A nomenclatura do hidrocarboneto com ramificação inicia 
pela determinação da posição da ramificação, que é numerada de 
modo que irá receber o menor número possível. Após o número, 
insere-se um traço e verifica-se a quantidade de carbonos na ra-
mificação, que deve ser nomeada utilizando os mesmos prefixos 
indicados na formação da nomenclatura (met-, et-, prop- etc.) e, 
como sufixo da ramificação, utiliza-se -il. Insere-se novamente um 
traço, e o restante da cadeia é nomeada normalmente de acordo com 
as regras anteriores. Por exemplo, uma molécula de alcano ramifi-
cada, cuja cadeia principal contém cinco carbonos e uma ramifica-
ção no carbono de número três, com dois carbonos, é denominada 
de 3-etil-pentano.
Caso haja mais de uma ramificação idêntica no mesmo hidro-
carboneto, além de numerar suas posições, utilizando a separação 
por vírgula, os prefixos di-, tri-, tetra- são empregados para indicar 
a quantidade de repetições da ramificação. Em seguida, adiciona-se 
os infixos (-met-, -et-, -prop- etc.) que indicam a quantidade de 
carbono na ramificação, seguidos do sufixo -il. O restante da no-
menclatura do hidrocarboneto é realizado seguindo as mesmas re-
gras anteriores. Assim, a ligação de um alcano ramificado contendo 
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 194Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 194 30/03/2023 08:37:0930/03/2023 08:37:09
195
cinco carbonos em sua maior cadeia e duas ramificações idênticas 
com um carbono cada, nas posições dois e quatro da cadeia, é no-
meada de 2,4-dimetil-pentano.
Quando as ramificações são diferentes, a ordem alfabética 
deve ser seguida. Logo, a ligação de um alcano ramificado com cinco 
carbonos em sua maior cadeia e uma ramificação com dois carbo-
nos na posição 3 e um carbono na posição 2 é nomeada de 3-etil-
-2-metil-pentano. Portanto, as cadeias ramificadas são nomeadas 
seguindo o número da posição da ramificação + nome da ramifica-
ção + prefixo + infixo + sufixo.
Os alcenos, também conhecidos como olefinas, têm como 
fórmula geral CnH2n, em que n é a quantidade de carbonos e um 
número inteiro. Alcenos são hidrocarbonetos insaturados de cadeia 
aberta, ou seja, possuem uma dupla ligação, sendo que o carbono 
da dupla ligação possui orbital de hibridização sp2. Em comparação 
com os alcanos, os alcenos possuem pontos de ebulição e fusão mais 
elevados, são insolúveis em solventes polares, como a água, e solú-
veis em solventes apolares, além de serem mais reativos quimica-
mente se comparados com os alcanos, isso porque sua dupla ligação 
pode ser quebrada com mais facilidade.
Geralmente, os alcenos são encontrados em óleos essenciais 
naturais e em alguns pigmentos de origem vegetal, como no licope-
no, responsável pela cor vermelha dos tomates, por exemplo, sendo 
produzidos no processo de amadurecimento das frutas. Além disso, 
diversos alcenos são sintetizados em laboratório e utilizados como 
precursores de polímeros, como o polietileno, usado na fabricação 
de embalagens plásticas e para induzir artificialmente o amadure-
cimento das frutas.
A nomenclatura dos alcenos, como os demais hidrocarbone-
tos, segue as regras da IUPAC, portanto, de modo geral, pode utili-
zar o mesmo princípio aplicado aos alcanos, ou seja, prefixo + infixo 
+ sufixo, com uma modificação no infixo de -an- para -en-, que 
indica que a molécula possui uma dupla ligação. Adicionalmente, 
a posição da dupla ligação deve ser identificada, a numeração deve 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 195Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 195 30/03/2023 08:37:0930/03/2023 08:37:09
196
ser iniciada pela extremidade da molécula mais próxima à dupla 
ligação, de modo que a indicação da dupla tenha o menor número 
possível. A nomenclatura do alceno indicando a posição da dupla li-
gação pode ser realizada de duas formas: na primeira, o número é 
indicado entre o prefixo e infixo, separado por traços; na segunda, 
o número antecede o nome do alceno. Por exemplo, um alceno con-
tendo quatro átomos de carbono, cuja dupla ligação está no segundo 
carbono, pode ser nomeado como but-2-eno ou 2-buteno.
De maneira análoga à descrição para as moléculas de alcanos, 
se o alceno apresentar ramificação, deve preceder o nome do alceno. 
Então, considere um aceno com sete carbonos, com a dupla ligação 
no segundo carbono e com duas metilas nos carbonos cinco e seis, 
logo, seu nome será 5,6-dimetil-hept-2-eno.
Os alcenos podem apresentar isômeros espaciais, produzin-
do os isômeros cis e trans. Os isômeros ocorrem quando os átomos 
ligados aos carbonos, que possuem a dupla ligação, são distintos.
Considere um etano com dois substituintes como o bromo, a quan-
tidade do substituinte também deve ser indicada por di-, tri-, entre 
outros. Ao representar o etano, os bromos podem estar apenas de 
um lado do plano da molécula, assim, o isômero será o cis, logo a no-
menclatura da molécula será cis-dibromoeteno. Se os bromos esti-
verem em lados opostos do plano da molécula, o isômero produzido 
é o trans e a nomenclatura da molécula será trans-dibromoeteno.
Caso o hidrocarboneto seja um alcadieno, que possui duas 
duplas ligações, deve-se adicionar ao prefixo a letra -a- e o infixo é, 
então, alterado para -dieno-. A nomenclatura deve indicar a posi-
ção das ligações, sendo que a numeração da cadeia deve ser sempre 
a menor possível. Por exemplo, um alcadieno com seis carbonos e 
EXEMPLIFICANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 196Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 196 30/03/2023 08:37:0930/03/2023 08:37:09
197
com as duplas ligações na posição um e três tem como nomencla-
tura hexa-1,3-dieno ou 1,3-hexadieno. Ainda, se o alcadieno for 
ramificado, a nomenclatura deve conter as posições e nomes das 
ramificações de maneira análoga aos demais hidrocarbonetos des-
critos anteriormente, ou seja, a posição e as ramificações devem ser 
indicadas em ordem alfabética, utilizando traços para separá-las.
Os alcinos são hidrocarbonetos insaturados de cadeia aberta, 
cuja fórmula geral é CnH2n-2, eles possuem uma tripla ligação e 
o carbono relaciona essa ligação ao orbital hibridizado do tipo sp. 
Seus pontos de ebulição e fusão são maiores em relação aos alcanos 
e alcenos com mesmo número de carbono. São incolores, inodoros, 
insolúveis em solvente polar e solúveis em solventes apolares. Com 
relação ao aroma e solubilidade, a única exceção é o etino, que é uti-
lizado na produção de borracha sintética, aplicada em pneus.
A nomenclatura dos alcinos segue a ordem prefixo + infixo + 
sufixo, sendo que o infixo, nesse caso, será o -in-. Ademais, de ma-
neira análoga à nomenclatura descrita para os alcenos, a posição da 
ligação tripla também deve ser indicada nos alcinos. Portanto, um 
alcino com seis átomos de carbono e com a tripla ligação no carbono 
dois será designado de pent-2-ino ou 2-pentino.
Os alcinos ramificados também devem seguir as regras des-
critas para hidrocarbonetos ramificados, portanto, sua nomen-
clatura se baseia no número da posição da ramificação + nome da 
ramificação + prefixo + infixo + sufixo. Desse modo, a ligação de 
um alcino, cuja cadeia principal contém sete carbonos, tripla li-
gação no terceiro carbono, e ramificações no carbono dois e cinco, 
contendo um e dois carbonos respectivamente, será nomeada de 
5-etil-2-metil-hept-3-ino.
O quadro 2 apresenta exemplos de hidrocarbonetos, bem 
como sua nomenclatura.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 197Novolayout 2022 _Ebook completo_SER.indd 197 30/03/2023 08:37:0930/03/2023 08:37:09
198
Quadro 2 - Nomenclatura de hidrocarbonetos de cadeia aberta
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 198Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 198 30/03/2023 08:37:0930/03/2023 08:37:09
199
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Os cicloalcanos são hidrocarbonetos de cadeia fechada con-
tendo apenas ligações simples, sua fórmula geral é CnH2n e pos-
suem propriedades físicas como ponto de fusão, ponto de ebulição e 
densidade mais altas em comparação com os alcanos. São compos-
tos apolares, portanto, insolúveis em água.
A nomenclatura do cicloalcano segue os conceitos descritos 
anteriormente para os alcanos, no entanto, o nome do composto é 
precedido pela palavra ciclo. Assim, um cicloalcano com três átomos 
de carbono é denominado de ciclopropano. De modo simplificado, 
segue o padrão ciclo + prefixo + infixo + sufixo. Cicloalcanos tam-
bém podem apresentar ramificação, quando apenas uma ramifica-
ção está presente, não é preciso que seja indicada. No entanto, se 
houver mais de uma ramificação, deve-se indicar as suas respec-
tivas posições em ordem alfabética, assim, a nomenclatura segue o 
padrão de número da posição da ramificação + nome da ramificação 
+ ciclo + prefixo + infixo + sufixo. Cabe ressaltar que os cicloalcenos 
seguem a mesma regra, sendo alterado o infixo -na- para -en-.
Os cicloalcanos podem ter anéis condensados entre si ou 
anéis ligados por meio de pontes, denominados de alcanos bicícli-
cos ou bicicloalcanos. Se mais anéis compartilharem seus carbonos, 
a molécula passa a ser denominada de policíclica. Em um composto 
bicíclico, os átomos de carbono compartilhados pelos anéis são de-
signados de cabeça de ponte e as ligações que se conectam aos car-
bonos cabeça de ponte são denominadas de ponte de carbono.
Os bicicloalcanos possuem em sua nomenclatura a descrição 
da quantidade de ciclos, seguida da indicação, entre colchetes, da 
quantidade, em ordem decrescente, de átomos em cada ponte de 
carbono, e, por fim, o nome do hidrocarboneto. Por exemplo, a li-
gação de um bicíclico com o total de sete carbonos, contendo três 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 199Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 199 30/03/2023 08:37:0930/03/2023 08:37:09
200
pontes de carbono, sendo que duas contêm dois carbonos e uma 
contém apenas um carbono, terá como nomenclatura biciclo[2,2,1]
heptano. Os bicicloalcanos podem presentar ramificações, sendo 
que deve ser indicada em sua nomenclatura. Para tal, a numera-
ção tem início na cabeça de ponte e segue a contagem pela ponte 
com maior quantidade de carbonos, até chegar na outra cabeça de 
ponte, onde continua pela ponte com menor número de carbonos. 
Usualmente, a ponte de carbono mais curta é enumerada por últi-
mo, como pode ser observado na figura 14.
Figura 14 - Nomenclatura de cicloalcanos, bicicloalcano e policíclicos
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Em compostos policíclicos, além das cabeças de ponte e 
quantidade de carbono na ponte, deve-se considerar o biciclo prin-
cipal, que é o de maior número e adiciona-se o prefixo indicando 
a quantidade de ciclos (triciclo, tetraciclo etc.). Adiciona-se a série 
de números referente às pontes entre colchetes. Se houver pontes 
secundárias aos carbonos, então, serão indicadas no colchete por 
meio da respectiva numeração e, em sobrescrito, deve-se indicar 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 200Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 200 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
201
em quais carbonos se ligam, separados por vírgula, como demons-
trado na figura 14.
Conformações de cicloexano
Os ângulos entre as ligações do carbono nos cicloalcanos são forma-
dos na tentativa de reduzir a energia excedente devido à tensão do 
anel. Nas moléculas de cicloexano, o desvio da planaridade pode ser 
claramente observado por meio das estruturas de conformação, que 
podem assumir a forma de cadeira ou a forma de barco.
A conformação em cadeira permite que a ligação entre os car-
bonos ocorra em um ângulo de 109,5º, o que resulta na ausência da 
tensão angular e tensão de torção, consequentemente, é a confor-
mação mais estável e de menor energia para o cicloexano. Obser-
vando uma projeção de Newman para o cicloexano, é possível notar 
que as ligações nessa conformação são alternadas, logo, a repulsão 
entre os hidrogênios também é menor.
Ao fornecer uma energia de aproximadamente 45 kJ, as liga-
ções entre os carbonos começam a rotacionar, chegando à confor-
mação de meia cadeira e, em seguida, começam a perder energia até 
atingirem a conformação em barco, que não possui tensão angular, 
mas que apresenta o aumento da tensão de torção. Adicionalmente, 
os átomos de hidrogênio dos carbonos aproximam-se, o que gera 
repulsão. Essa conformação permite que a molécula seja mais fle-
xível. Um intermediário entre as conformações também ocorre, a 
conformação torcida, que possui menor energia, cerca de 23 kJ, e 
estabilidade ligeiramente maior em comparação à de barco, que tem 
30 kJ de energia. A figura 15 apresenta as principais conformações 
em cadeira e barco, as projeções de Newman e um gráfico das dife-
renças de energia entre as conformações.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 201Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 201 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
202
Figura 15 - (A) Projeções de Newman nas conformações em cadeira e barco; (B) 
Alteração da energia com a mudança da conformação do cicloexano
Fonte: Solomons; Fryhle, 2012 (Adaptado).
Propriedades dos derivados benzênicos
O benzeno é a molécula mais simples entre os compostos aromá-
ticos, sendo constituída por seis carbonos ligados entre si por li-
gações simples e duplas alternadas, formando um anel e tendo um 
hidrogênio ligado a cada carbono, sendo classificado como mono-
nuclear. Esse hidrocarboneto aromático é altamente estável devido 
à presença de seis elétrons π deslocalizados, além de ser a origem 
de diversos outros compostos aromáticos, os chamados derivados 
de benzênicos.
Os derivados mais simples do benzeno são resultado da con-
densação de anéis aromáticos que, de acordo com a quantidade, são 
classificados como:
 ◼ Dinucleares - quando contêm dois anéis aromáticos fundidos, 
como o naftaleno.
 ◼ Trinucleares - como o antraceno.
 ◼ Polinucleares - como o coroneno, que é também classificado 
como hidrocarboneto aromático policíclico.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 202Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 202 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
203
Além disso, o benzeno pode ser utilizado em reações de subs-
tituição eletrofílica, na qual um hidrogênio do anel aromático é tro-
cado por outro átomo, produzindo benzenos com outras funções 
orgânicas. As substituições mais comuns são as de nitração (NO2), 
halogenação (F, Cl, Br, I), sulfonação (SO3), alquilação (por exem-
plo, -CH3), acilação (RC=O, onde R é um alquil).
A nomenclatura dos benzenos substituídos segue as re-
gras da IUPAC, em que cada função possui uma especificação. Por 
exemplo, benzenos monossubstituídos com halogênios utilizam 
o prefixo indicando o átomo ou grupo funcional seguido do sufixo 
benzeno, como clorobenzeno. Se a substituição é pela função ácido 
carboxílico, então a nomenclatura do benzeno será ácido benzoico. 
O benzeno pode ser dissubstituído e, nesse caso, a posição das subs-
tituições deve ser indicada na nomenclatura por meio da utilização 
de números ou dos prefixos orto, meta ou para, simplificadamen-
te, o, m e p, respectivamente. Caso o benzeno seja trissubstituído, 
apenas a numeração deve ser utilizada para indicar a posição da 
substituição. Além disso, o benzeno pode sofrer reação de adição, 
em que as ligações duplas são quebradas, permitindo que outros 
átomos sejam adicionados à molécula, que se torna cíclica, como o 
hexaclorociclohexano.
As propriedades dos derivados de benzeno se relacionamcom 
as funções dos seus substituintes. Uma característica importante 
para se avaliar é a eletronegatividade do substituinte e sua influên-
cia sobre o anel aromático. Por exemplo, uma acilação produz carga 
parcialmente ou totalmente positiva no átomo de carbono ligado 
ao anel aromático, isso porque o oxigênio é mais eletronegativo 
que o carbono, o mesmo ocorre quando é feita a substituição por 
halogênios.
Adicionalmente, a presença de um substituinte afeta a posi-
ção em que outros grupos funcionais se ligam, podendo ser ortopara 
ou metadirigentes, além da velocidade com a qual um grupo secun-
dário se liga. Se a velocidade da ligação do segundo substituinte for 
maior, tem-se um grupo ativador que eleva a taxa de substituição 
eletrolítica; se for menor, o grupo funcional é desativador, pois re-
duz a taxa de substituição eletrolítica. 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 203Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 203 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
204
Vejamos, na figura 16, o efeito dos substituintes na adição dos 
grupos secundários.
Figura 16 - Efeito dos substituintes na adição dos grupos secundários
Fonte: Brown; Poon, 2016 (Adaptado).
• A halogenação com bromo (Br) de um metoxibenzeno faz com 
que 96% do Br se ligue ao benzeno na posição para e apenas 4% 
na posição orto. Ainda mais, devido à presença do grupo funcio-
nal éter, a bromação ocorre com mais velocidade se comparada 
à bromação de um benzeno.
• A nitração de um nitrobenzeno ocorre, preferencialmente, na 
posição meta. Portanto, o grupo NO2 é meta-dirigente e sua 
velocidade é muito menor do que a nitração do benzeno, isso 
porque o grupo NO2 é desativador. 
De modo geral, pode-se dizer que quando grupos alquil e fe-
nil se ligam ao benzeno, tem-se uma ativação moderada e o dire-
cionamento dos substituintes ocorre para as posições orto- e para-. 
EXEMPLO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 204Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 204 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
205
Halogênios são desativadores moderados e induzem as ligações de 
outros substituintes para que ocorram, preferencialmente, nas po-
sições orto- e para-. Os grupos funcionais que direcionam outras 
substituições na posição meta- possuem carga total ou parcial posi-
tiva. Como exemplo, considerando-se a síntese do bromonitroben-
zeno, se for iniciada pela nitração, então, o bromo se ligará à posição 
meta-, entretanto, se for iniciada pela bromação, o grupo nitro- se 
ligará nas posições orto- e para-.
Outro modo de avaliar a capacidade de ativação e desativa-
ção dos grupos funcionais ligados ao benzeno é por ressonância e 
efeito indutivo. Por exemplo, ressonâncias em grupos -NH2, -OH e 
-OR deslocalizam a carga positiva do íon intermediário, o que eleva 
a taxa de substituição da molécula em comparação com o benzeno 
sozinho. O efeito indutivo e de ressonância de grupos -NO2, -C=O, 
-SO3H, -NR3+, -CCl3 e -CF3, ligados ao anel aromático, diminuem 
a sua densidade eletrônica, o que causa redução na taxa de substi-
tuição aromática em comparação com o benzeno. Os grupos alquil 
não reduzem a densidade eletrônica do anel aromático, ou seja, são 
ativadores.
Outros compostos aromáticos: nanotubos e 
fulerenos
Os nanomateriais de carbono ganharam destaque ao longo dos últi-
mos anos devido as suas propriedades óticas, eletrônicas e mecâni-
cas, que se diferem de compostos de carbono macroscópicos. Dentre 
os nanomateriais de carbono mais estudados estão os nanotubos e 
os fulerenos.
Os nanotubos foram descobertos na década de 1990 e vêm 
sendo estudados em áreas de pesquisa da física, química, biologia, 
ciências médicas e dos materiais. Basicamente, são formados a par-
tir de uma folha de grafeno enrolada para se obter um cilindro ou 
tubo e que, dependendo da forma como é feito, pode influenciar na 
estrutura dos nanotubos.
Podem ser classificados de acordo com a quantidade de ca-
madas, simples ou múltiplas, nas quais as folhas de carbono se 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 205Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 205 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
206
enrolam concentricamente. Dentre suas principais proprieda-
des estão sua alta flexibilidade e resistência, que são mais eleva-
das quando comparadas com fibras de carbono, sua característica 
metálica ou semicondutora e alta condutividade térmica. As extre-
midades dos nanotubos possuem ligações incompletas e permitem 
que sejam funcionalizados pela adsorção de compostos com grupos 
funcionais de interesse, que resulta um novo material, com outras 
propriedades e, consequentemente, outras aplicações.
Sua versatilidade permite que sejam utilizados em disposi-
tivos emissores de elétrons, em sensores de gás e biosensores, na 
remoção de poluentes, no armazenamento de energia, na catálise e 
na produção de compósitos, por meio da mistura de nanotubos com 
polímeros e fibras. A figura 17 (A) apresenta nanotubos de carbono.
Figura 17 - Representação esquemática de nanotubos de carbono (A); e fulerenos (B)
Fonte: Zarbin; Oliveira, 2013. (Adaptado).
Os fulerenos foram descritos pela primeira vez em meados da 
década de 1980, e são moléculas constituídas por 60 carbonos ou 
mais, com hibridização sp2, com aspecto de esférico, sendo com-
postos por hexágonos e pentágonos intercalados, semelhante a uma 
bola, como apresentado na figura 17 (B). Os fulerenos constituídos 
por menos de 300 carbonos são denominados de endoédricos.
São considerados altamente simétricos e sua estabilidade fica 
atrás apenas do diamante. O fato de poderem ser produzidos com 
diferentes quantidades de carbono permite que suas propriedades 
possam ser adaptadas de acordo com a aplicação desejada. Pos-
suem interessantes propriedades fotofísicas e fotoquímicas, que 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 206Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 206 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
207
possibilitam sua utilização em processos de transferência de carga 
em células solares orgânicas, na obtenção de cristais líquidos, devi-
do à organização da sua estrutura, e na construção de peças de com-
putadores. Aplicações na área médica têm sido estudadas, como a 
atividade antimicrobiana e antiviral, terapia fotodinâmica e trans-
porte de medicamentos. Devido a sua estrutura oca, os fulerenos 
podem ser funcionalizados com átomos de interesse, como metais, 
que fornecem propriedades magnéticas.
Funções orgânicas
O carbono pode se ligar a outros átomos, como o oxigênio, nitrogê-
nio, enxofre e metais, por meio de diferentes combinações, dando 
origem a milhares de compostos orgânicos que são utilizados em 
diversos processos químicos que ocorrem no nosso corpo e, tam-
bém, são aplicados industrialmente na produção de produtos de di-
ferentes setores, como o farmacêutico, cosmético e petroquímico.
Nesse contexto, vamos conhecer, agora, os diferentes grupos 
funcionais do carbono, bem como suas principais características e 
nomenclatura.
Haletos orgânicos
Haletos orgânicos, também conhecidos como haloalcanos ou ha-
letos de alquila, são compostos que contêm um halogênio, como 
o flúor, cloro, bromo e/ou iodo, ligado a um átomo de carbono de 
uma molécula orgânica. Genericamente, a fórmula dos haletos pode 
ser representada como R-X, onde R representa a parte orgânica da 
substância e X o halogênio.
Os halogênios podem se ligar a carbonos hibridizados sp³ e 
sp², e, nesse último caso, ele passa a ser denominado de haleto vi-
nílico ou haleto de arila. A ligação entre um haleto e um carbono com 
ligação tripla, ou seja, hibridização sp, não é verificada na química. 
Esses compostos podem ser classificados de diversos modos, po-
dendo ser de acordo com a quantidade de halogênios ligados à ca-
deia de hidrocarboneto (mono-haleto, di-haleto etc.), com relação 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 207Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 207 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
208
ao halogênio (brometo,fluoreto etc.) e devido ao carbono no qual 
está ligado (primário, secundário e terciário). Sua nomenclatura 
deve ser realizada inicialmente informando o número do carbono 
no qual o halogênio está ligado, nome do halogênio e o nome do 
hidrocarboneto.
Os haletos orgânicos podem ser utilizados como solven-
tes, como o tetracloreto de carbono (CCl4), refrigerantes, como o 
diclorodifluorometano (CCl2F2), e pesticidas, como o diclorodife-
niltricloroetano (C14H9Cl5). Veja, na figura 18, alguns exemplos de 
haletos orgânicos e suas respectivas nomenclaturas.
Figura 18 - Exemplos de haletos orgânicos
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Os haletos orgânicos são comumente utilizados na síntese de 
compostos orgânicos, principalmente em reações de substituição e 
eliminação, sendo que nessas reações o halogênio é convertido a um 
ânion, ou seja, um íon com carga negativa.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 208Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 208 30/03/2023 08:37:1030/03/2023 08:37:10
209
Funções oxigenadas
As funções oxigenadas correspondem a uma das maiores classes de 
compostos orgânicos, sendo os mais relevantes os álcoois, enóis, 
fenóis, aldeídos, cetonas, éteres, éter etílico, ácidos carboxílicos, 
ésteres, sais orgânicos, cloretos ácidos e anidridos. Diversos com-
postos oxigenados são utilizados em processos de síntese de outros 
compostos orgânicos ou como solventes; ainda, algumas funções 
orgânicas oxigenadas estão presentes em moléculas biologicamen-
te importantes, como os lipídios. O quadro 3 apresenta de modo 
simplificado as funções oxigenadas, respectivas nomenclaturas e 
exemplos.
Quadro 3 - Funções oxigenadas
Onde R e R’ são os radicais orgânicos e -Me são cátions.
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 209Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 209 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
210
Os álcoois são caracterizados pela presença do grupamento 
hidroxila (-OH) ligado a um átomo de carbono hibridizado sp3, ou 
seja, realiza ligação simples. Se a hidroxila estiver ligada a um car-
bono hibridizado sp2, então a molécula passa a ser denominada de 
enol, e se a ligação do -OH ocorrer em um anel aromático, então a 
substância é designada de fenol.
Um dos álcoois mais conhecidos e amplamente difundido é o 
álcool etílico, ou etanol, que é utilizado como solvente, combustí-
vel e agente desnaturante. Além disso, o grupo -OH é quimicamente 
ativo, podendo ser oxidado, por exemplo, em reações que conver-
tem o álcool do vinho (etanol) em vinagre (ácido etanoico). 
Os enóis são utilizados como aromatizantes de alimentos e 
medicamentos. Um dos enóis mais conhecidos é o ácido ascórbico, 
ou vitamina C, que contém quatro hidroxilas, sendo duas ligadas a 
carbonos sp2. Os fenóis também possuem diversas aplicações in-
dustriais, como na preparação de polímeros, síntese de aspirina, e 
em produtos dermatológicos como o benzeno-1,4-diol, também 
conhecido como hidroquinona, que é utilizada para o clareamento 
de manchas presentes no tecido cutâneo.
Os álcoois podem ser classificados em primários, secundá-
rios e terciários, de acordo com o carbono no qual o OH se liga. Sua 
nomenclatura é semelhante à dos hidrocarbonetos, contudo, utili-
za-se como sufixo o ol. Por exemplo, um álcool com três carbonos 
será denominado de 1-propanol. Para a nomenclatura dos enóis, 
devem ser informadas as posições da dupla ligação e da hidroxila; 
por exemplo, a ligação de um enol com seis carbonos, contendo uma 
insaturação e -OH no carbono três, será denominada de hex3en3ol. 
A nomenclatura dos fenóis pode ser realizada de modo simplificado 
iniciando pelo número do carbono ao qual o grupo OH está ligado, 
seguido do infixo hidroxi e, como sufixo, o nome do anel aromáti-
co; por exemplo, um benzeno com duas hidroxilas é denominado de 
1,2-dihidroxibenzeno.
Aldeídos são geralmente produtos da oxidação de álcoois 
primários, sendo caracterizados pela presença de uma carbonila 
(-C=O) na extremidade da cadeia carbônica. Sua nomenclatura é 
iniciada pela quantidade de carbonos, seguida da identificação do 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 210Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 210 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
211
tipo de ligação, simples, dupla ou tripla e como sufixo utiliza-se o 
-al. Por exemplo, um aldeído com dois carbonos é chamado de eta-
nal. Caso a molécula apresente duas carbonilas, o infixo -di- deve 
preceder o sufixo -al. Um aldeído com cinco átomos de carbono e 
duas carbonilas será intitulado de pentanodial.
Os aldeídos podem ser aplicados na conservação de tecidos 
vivos e, por serem facilmente oxidados, também são utilizados 
como agentes redutores e como aromatizantes na indústria alimen-
tícia e farmacêutica, sendo o mais conhecido a vanilina ou baunilha.
As cetonas também possuem uma carbonila, no entanto, di-
ferente do aldeído, sua C=O se encontra no meio da cadeia carbônica, 
ou seja, ligada a um carbono secundário. A ausência do hidrogênio 
ligado à carbonila torna as cetonas menos reativas em comparação 
com os aldeídos, devido a isso, muitas cetonas são utilizadas como 
solventes. Sua nomenclatura se baseia no mesmo princípio aplica-
do aos aldeídos, contudo, o sufixo utilizado é o -ona, assim, uma 
cetona com três carbonos é denominada de propanona. Em ceto-
nas simples, com até quatro carbonos, não é necessário especificar 
a posição da carbonila, mas o cenário é diferente se a cetona apre-
sentar mais carbonos, por exemplo, uma cetona com seis carbonos 
e uma dupla ligação no primeiro carbono terá como nomenclatura o 
hex-1-en-3-ona.
A cetona mais conhecida é a propanona, também chamada 
de acetona, utilizada como removedor de esmaltes, solvente, para 
a extração de óleos vegetais e síntese de medicamentos. As cetonas 
são também responsáveis por aromas, como a jasmona, extraída de 
flores de jasmim, e podem ser encontradas na forma de acetofenona 
em frutas como a banana.
Os éteres são compostos orgânicos oxigenados caracterizados 
pela presença do oxigênio entre grupos alquila, definidos por sua 
baixa polaridade e reatividade. Sua nomenclatura deve sempre ser 
iniciada pelo nome do menor radical, infixo oxi, seguido da adição 
de um traço e nome do maior radical. Um éter com um radical metil 
e outro propril será denominado de metoxipropano. Outro modo de 
nomear os éteres é adicionando no início do nome a palavra éter, 
seguido dos nomes dos radicais, menor e maior, respectivamente, e 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 211Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 211 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
212
do sufixo ico, assim, um éter com um radical metil e ou etil recebe o 
nome de éter metil-etílico.
O etoxietano, comumente denominado de éter etílico, é um 
importante solvente de óleos, podendo ser utilizado na fabricação 
de pólvora e seda artificial, entretanto, seu uso é controlado, uma 
vez que pode ser aplicado para a síntese de produtos ilícitos. Na área 
médica, o éter etílico é utilizado como anestésico.
Ainda mais, os éteres também podem ter compostos cíclicos 
que recebem o nome de epóxidos. Um dos éteres cíclicos mais co-
nhecidos é o óxido de etileno ou epóxietano, empregado industrial-
mente nos processos de produção de fibras, resinas, tintas, entre 
outros. A nomenclatura dos éteres cíclicos se inicia com a nume-
ração da posição do oxigênio ligado aos carbonos, seguido do pre-
fixo epóxi, nomeando em ordem alfabética os substituintes e, por 
fim, a cadeia de carbonos. Considere uma molécula com cinco áto-
mos de carbono, na qual o oxigênio fecha o ciclo se ligando simul-
taneamente no carbono um e quatro, a estrutura será nomeada de 
1,4-epoxipentano.
Os ácidos carboxílicos possuem em sua estrutura um grupo 
carboxila, ou seja, uma cadeia carbônica, onde o carbono da extre-
midade realiza uma ligação dupla com um oxigênio, e uma simples, 
com uma hidroxila. A nomenclatura desses compostos é realizadaadicionando a palavra ácido, seguida do nome da cadeia carbônica e 
do sufixo -oico, ou -dioico, se a cadeia apresentar em ambas as ex-
tremidades a função ácido carboxílico. Assim, uma cadeia carbônica 
com três átomos de carbono é chamada de ácido propanoico e, se a 
mesma cadeia apresentar a função do ácido carboxílico em ambas as 
extremidades, terá como nome ácido propanodioico. Alguns ácidos 
têm importante aplicação industrial como o ácido metanoico, co-
nhecido como ácido fórmico, é utilizado como fixador de corantes, 
já o ácido etanoico é um dos principais constituintes do vinagre.
Os ésteres podem ser obtidos por meio de reações de ácidos 
carboxílicos com álcoois, sendo caracterizados por possuírem um 
átomo de carbono, no meio de uma cadeia carbônica, ligado a dois 
oxigênios, por meio de uma ligação simples e outra dupla. Em outras 
palavras, um radical se liga ao oxigênio, substituindo o hidrogênio 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 212Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 212 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
213
do ácido carboxílico. A nomenclatura dos ésteres é realizada utili-
zando o prefixo que se relaciona à quantidade de hidrocarboneto, 
até o carbono contendo o grupo funcional, sendo o sufixo utilizado 
na primeira parte o -ato, seguido da preposição de e do nome do ra-
dical com sufixo -ila. Portanto, um éster com quatro carbonos, com 
a função orgânica no terceiro carbono, é designado de propanoato 
de metila.
Os ésteres possuem geralmente aroma de frutas e, portan-
to, são amplamente utilizados na indústria alimentícia, também 
podem ser biologicamente ativos, como os lipídios. Outra aplicação 
importante se relaciona à síntese de polímeros pela utilização de 
ésteres, sendo um dos mais conhecidos o poliéster, manuseado na 
produção de garrafas e tecidos.
Os lipídios, ou simplesmente moléculas de gordura, têm uma im-
portante função no organismo humano: fornecer energia. Podem 
ser saturados, sendo encontrados no queijo, leite e ovos, ou insatu-
rados, presentes em óleos de girassol e coco. O consumo de lipídios 
deve ser moderado, pois em alta quantidade acabam se armazenan-
do como tecido adiposo na forma de gordura.
Os sais orgânicos são outra classe de compostos derivados da 
interação entre ácidos carboxílicos e uma base, muito semelhante 
ao que ocorre em uma reação de neutralização. De forma análoga à 
descrita para os ésteres, o hidrogênio da hidroxila é substituído pelo 
cátion proveniente da base. Os sais orgânicos possuem estrutura 
cristalina, além de altos pontos de fusão e ebulição. Sua nomencla-
tura é dada pelo prefixo relacionado ao número de carbonos, infixo 
oato, conector de e nome do cátion. Por exemplo, um sal orgânico 
contendo cinco átomos de carbono e um sódio tem como nomencla-
tura pentanoato de sódio. Se houver mais um cátion na outra extre-
midade do sal orgânico, a nomenclatura do infixo deve ser dioato, 
CURIOSIDADE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 213Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 213 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
214
logo, considerando uma molécula com quatro carbonos, um sódio e 
um potássio, o sal será denominado de butanodioato de potássio e 
sódio. Os sais orgânicos são muito utilizados na produção de sabão 
e sabonete.
O cloreto ácido é resultado da interação entre um ácido car-
boxílico e um cloro, sendo que o Cl é proveniente de substâncias 
como pentacloreto de fósforo e cloreto de tionila, em meio básico. 
De forma análoga à descrita para os sais orgânicos, o cloreto ácido 
é resultado da substituição do hidrogênio da hidroxila presente em 
um ácido carboxílico pelo cloro. Sua nomenclatura é dada pela asso-
ciação da palavra cloreto, seguida da preposição de, além do nome 
do radical ácido com o sufixo ico ou ila. Por exemplo, um ácido ben-
zoico que é convertido em cloreto ácido passa a ser denominado de 
cloreto de benzoíla.
Ainda pela interação entre ácidos carboxílicos ou entre um 
ácido carboxílico e um cloreto ácido, tem-se como produtos os ani-
dridos. Esta reação ocorre basicamente devido à desidratação do 
ácido carboxílico. A nomenclatura do anidrido é realizada pela pa-
lavra anidrido, seguida do prefixo relacionado aos carbonos, infixo 
contendo tipo de ligação e sufixo -oico. Na interação entre dois áci-
dos etanoicos, por exemplo, se produz o anidrido.
Funções nitrogenadas
O nitrogênio está presente em diversos compostos orgânicos e o 
modo como se liga ao carbono gera diversas funções nitrogenadas, 
sendo as principais: aminas, iminas, amidas, imidas, nitrilos e ni-
trocompostos. Alguns compostos nitrogenados têm grandes aplica-
ções industriais e outros são importantes em processos biológicos, 
como na síntese de proteínas. No quadro 4, podemos ver as princi-
pais funções nitrogenadas e suas respectivas nomenclaturas.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 214Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 214 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
215
Quadro 4 - Funções nitrogenadas
Onde R representa os radicais orgânicos. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Aminas são caracterizadas pela presença de um nitrogênio 
ligado a, no máximo, três grupos orgânicos, podendo ser classi-
ficadas como primárias, secundárias e terciárias, de acordo com 
a quantidade de grupos orgânicos. As aminas podem ser alifáticas 
ou aromáticas, de acordo com o grupo ligada ao nitrogênio. A no-
menclatura das aminas baseia-se na utilização do nome do grupo 
ligado ao nitrogênio, seguido do sufixo -amina, por exemplo, uma 
amina primária com apenas um carbono é designada de metilamina. 
No caso de uma amina secundária ou terciária os prefixos di e tri, 
respectivamente, devem preceder o nome dos grupos alquil, como 
por exemplo a dimetilamina, que possui duas metilas ligadas ao 
nitrogênio.
Entretanto, se a molécula possuir mais de uma função amina, 
então deve-se indicar a posição das aminas utilizando números e os 
infixo -di- e -tri-, por exemplo no butano-1,2,4triamina, que pos-
sui três funções aminas na cadeia contendo quatro carbonos.
Uma amina biologicamente importante é a adrenalina, que 
é liberada em situações de perigo pelas glândulas suprarrenais. As 
plantas também podem possuir moléculas de amina, como nicotina 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 215Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 215 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
216
e a cocaína. Cheiros desagradáveis, como o de putrefação, também 
estão relacionados à amina, a putrescina.
As iminas, também conhecidas como base de Schiff, podem 
ser sintetizadas a partir de uma reação entre uma amina primária 
e uma cetona ou aldeído em meio ácido. Basicamente, são carac-
terizadas pela presença de um carbono ligado a um nitrogênio por 
uma ligação dupla. As iminas seguem a nomenclatura baseada no 
nome da cadeia carbônica seguido do sufixo -imina, desse modo, 
uma cadeia com seis carbonos e uma função imina é denominada 
de hexan-1-imina. Caso a função imina esteja presente no meio da 
cadeia, o sufixo -imina deve acompanhar a cadeia mais longa ou a 
cadeia na qual a imina se encontra, assim, uma cadeia H3C-CH=N-
-CH3 é denominada de N-metiletanimina.
As iminas possuem um comportamento interessante de cris-
tal líquido devido a sua planaridade, e são utilizadas em química ana-
lítica, na área de polímeros e possuem propriedades antifúngicas.
As amidas são caracterizadas pela presença de um grupo car-
bonila (C=O) ligado a um nitrogênio. Podem ser classificadas como 
primárias, secundárias e terciárias de acordo com a quantidade de 
carbonila ligada ao nitrogênio. A nomenclatura das amidas utiliza 
como prefixo a determinação da quantidade de hidrocarbonetos e 
como sufixo -amida.
Uma amida primária com apenas três carbonos é deno-
minada de propanamida. Em uma amida secundária e terciária, o 
sufixo -amida permanece junto à cadeia principal, ou seja, que 
possui maior número de carbonos, como por exemplo, a N-me-
til-propanamida. Contudo, caso aamida esteja ligada uma cadeia 
cíclica, o sufixo amida é substituído pelo -carboxiamida, desse 
modo, um ciclo hexano com função amida será designado de ciclo 
hexanocarboxiamida.
Uma amida muito conhecida é a ureia, excretada na urina hu-
mana. Industrialmente, a ureia é utilizada como matéria-prima de 
fertilizantes, plásticos e na indústria farmacêutica.
As imidas possuem duas carbonilas ligadas ao átomo de ni-
trogênio, podendo ser alifáticas ou aromáticas. A nomenclatura 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 216Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 216 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
217
utiliza o mesmo princípio aplicado para hidrocarbonetos, indican-
do a posição dos carbonos com a carbonila, seguido do sufixo -imi-
da ou -carboximida, como o cicloexano-1,2-dicarboximida e o 
1,4,5,8-naftalenodiimida. As imidas alifáticas como a maleimida 
e succinimida possuem atividade antimicrobiana e analgésica. As 
imidas aromáticas podem ser utilizadas em condutores orgânicos e 
possuem atividade fotofísica, podendo ser utilizadas em processos 
de catálise.
Nas nitrilas o nitrogênio é ligado ao carbono por uma tripla 
ligação, os compostos com este grupo funcional são polares, podem 
estar presentes nos estados gasoso, líquido e sólido, dependendo da 
quantidade de carbonos ligados ao grupo nitrila, além disso as ni-
trilas possuem altos pontos de fusão e ebulição. Sua nomenclatura 
deve indicar a quantidade de hidrocarbonetos no prefixo e o infixo 
deve indicar o tipo de ligação existente na cadeia, seguido dos sufi-
xos -o- e -nitrila, portanto, uma cadeia contendo cinco carbonos, 
apenas ligações simples e uma nitrila é designada de pentanonitrila.
Uma nitrila muito conhecida é a metanonitrila, que possui 
aroma de amêndoas e é altamente tóxica, tendo sido utilizada em 
câmaras de gás. Outra nitrila importante é a acrilonitrila, aplicada 
na síntese de materiais acrílicos e lãs.
Os nitrocompostos são caracterizados pela presença do gru-
pamento nitro NO2 ligado aos hidrocarbonetos, podem estar pre-
sentes em cadeias alifáticas ou ligados a compostos aromáticos. Os 
nitrocompostos são polares, suas características relacionam-se ao 
tipo de cadeia, os nitrocompostos alifáticos possuem aroma agra-
dável e não são tóxicos, em contrapartida os nitrocompostos aro-
máticos possuem odor ruim e são tóxicos. A nomenclatura destes 
compostos utiliza como prefixo nitro-, seguido no nome do hidro-
carboneto, logo, um metano que possui em sua molécula a função 
nitro será nomeado de nitrometano. Se houver, na molécula, a pre-
sença de mais de um grupo nitro, a quantidade deve ser indicada 
utilizando di- e -tri antes do prefixo -nitro-.
Nitrocompostos aromáticos são amplamente utilizados 
como solventes. Entretanto, o 2,4,6-trinitrotolueno, TNT, é um dos 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 217Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 217 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
218
nitrocompostos mais conhecidos e, por ser reativo, costuma ser uti-
lizado como explosivo.
Funções sulfuradas
As funções sulfuradas mais relevantes são os tióis, tioéteres e ácidos 
sulfônicos, hidrocarbonetos orgânicos sulfurados em que o enxo-
fre (S) se liga ao carbono de diferentes formas e, além do carbono, 
também pode se ligar ao oxigênio. O quadro 5 apresenta as funções 
sulfuradas, que conheceremos com mais detalhes posteriormente.
Quadro 5 - Funções sulfuradas
Onde R são os radicais orgânicos. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Os tióis são muito semelhantes aos álcoois, entretanto, a 
função -OH é substituída pela função -SH no caso dos tióis. Entre 
suas características, estão a acidez e a baixa polaridade, sendo que 
os tióis geralmente são encontrados no estado gasoso, e seus líqui-
dos costumam ser voláteis. A nomenclatura segue as regras citadas 
anteriormente, ou seja, como prefixo, o nome do hidrocarboneto, 
o tipo de ligação, e como sufixo, -tiol. Por exemplo, uma molécula 
contendo dois carbonos ligados a um -SH é designada de etanotiol.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 218Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 218 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
219
Os compostos orgânicos sulfurados são conhecidos pelo seu odor 
nada agradável. No entanto, sua utilização pode ser importante. Por 
exemplo, o butan-1-tiol é um hidrocarboneto com função orgânica 
tiol que, quando misturado ao gás de cozinha, resulta em um forte 
odor, facilitando sua percepção em caso de vazamento. Por conta 
disso, o butan-1-tiol é uma molécula muito usada para garantir a 
segurança de quem utiliza gás de cozinha.
Os tioéteres apresentam um átomo de enxofre no meio da 
cadeia carbônica. Entre suas propriedades, se destaca o odor desa-
gradável, alto ponto de fusão e ebulição, sua volatilidade menor em 
comparação aos compostos tióis e sua insolubilidade em solventes 
polares. A nomenclatura para essa classe de compostos é realiza-
da iniciando pelo menor radical, seguido da adição de um traço (-), 
infixo -tio e nome do maior hidrocarboneto. Como exemplo, con-
sidere o propil-tiopentano, que tem como menor radical o metil e 
como maior o pentano. Os tioéteres podem ser encontrados no pe-
tróleo e são utilizados na produção de plásticos. No corpo humano, 
estão presentes em aminoácidos precursores de proteínas como a 
metionina.
Os ácidos sulfônicos possuem como grupo funcional o -SO3H 
ligado a hidrocarbonetos, que tiveram um hidrogênio substituído 
devido a sua interação com ácido sulfúrico. Esses compostos, na 
temperatura ambiente de 25 ºC, são sólidos e se assemelham a um 
cristal, são solúveis em água e, no processo de dissolução, produ-
zem um ácido forte. A nomenclatura utiliza a palavra ácido, seguida 
do nome do hidrocarboneto e sufixo -sulfônico. Desse modo, um 
benzeno ligado a um ácido sulfônico é denominado de ácido benze-
nossulfônico. Os compostos que possuem essa função são emprega-
dos como tensoativos na produção de xampus e detergentes, sendo 
responsáveis pela espuma que é observada durante a utilização des-
ses produtos.
CURIOSIDADE
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 219Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 219 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
220
Funções ou compostos organometálicos: 
compostos de Grignard e de Frankland
 ◼ Composto de Grignard
Os compostos ou reagentes de Grignard são haletos de or-
ganomagnésio, ou seja, são resultantes da interação entre haletos 
orgânicos e o magnésio metálico. A interação dos haletos orgâni-
cos com magnésio é maior em haletos de iodo, seguido de bromo e 
cloro. A síntese desses compostos é realizada em éter anidro, sendo 
comum utilizá-los em seguida para outras sínteses orgânicas de-
vido à reatividade. Os compostos de Grignard são aplicados para a 
síntese de aldeídos, álcoois e cetonas e, também, para a produção 
de outros compostos organometálicos. A nomenclatura é realizada 
pela utilização do nome do ânion, preposição de, seguido pelo nome 
do radical orgânico, hífen (-) e sufixo -magnésio, por exemplo, o 
iodeto de isopropil-magnésio. O quadro 6 apresenta um exemplo de 
composto de Grignard.
 ◼ Composto de Frankland
Os compostos de Frankland são compostos do tipo organo-
zinco, ou seja, possuem em sua constituição ligações entre o átomo 
de carbono e zinco. O primeiro composto organozinco foi obtido pela 
interação entre um iodeto de etila, que é um haleto orgânico, com 
o zinco metálico, utilizando hexano como solvente em atmosfera 
inerte de nitrogênio. Quimicamente, os compostos de Frankland são 
menos reativos quando comparados aos compostos de Grignard, 
portanto, são pouco usados na síntese orgânica. Sua nomenclatu-
ra se baseia na identificação da quantidade de grupos orgânicos, o 
nome do radical e a palavra zinco, como em dietilzinco.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 220Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 220 30/03/2023 08:37:1130/03/2023 08:37:11
221
Quadro 6 - Compostos organometálicos de Grignard e de Frankland.Onde X é um ânion. 
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Cromatografia
A cromatografia consiste em um processo no qual compostos de 
uma mistura na fase líquida ou gasosa, denominada de fase móvel, 
são separados ao passar por uma coluna cromatográfica, denomi-
nada de fase estacionária, podendo ser utilizada em processos de 
purificação e identificação de compostos.
Na cromatografia, usualmente, o analito é diluído em um sol-
vente apropriado, formando a fase móvel. A fase estacionária pode 
ser constituída de diferentes materiais, polares e apolares, sendo 
que sua escolha se relaciona com o material a ser analisado. Em um 
processo mais simples e mais antigo, a cromatografia utiliza como 
fase estacionária a sílica, que é empacotada em uma coluna de vidro. 
A separação ocorre pela diferença na interação dos constituintes da 
amostra com a coluna. O solvente utilizado pode ser mantido ao 
longo do processo ou alterado para facilitar a eluição dos compostos 
da mistura, conforme a mudança das frações coletadas.
Outro modo de separar compostos é pela cromatografia de 
camada delgada, em que a fase estacionária é fixada em uma pla-
ca. A amostra é colocada na parte inferior da placa, que é inseri-
da em um recipiente com uma pequena quantidade de solvente. A 
adsorção e ascensão do solvente e a diferença de interação entre o 
material da placa e da amostra são responsáveis pela separação dos 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 221Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 221 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
222
constituintes da amostra. Esse processo pode ser realizado, tam-
bém, utilizando-se uma folha de papel.
Na cromatografia gasosa, o material a ser analisado é inicial-
mente evaporado ao ser injetado no equipamento, segue em direção 
à coluna juntamente com um gás inerte, que pode ser o hélio, nitro-
gênio, argônio, também chamado gás de arraste. A coluna croma-
tográfica é capilar, com diâmetros < 1 mm. Outra variável que pode 
ser alterada na cromatografia gasosa é a temperatura da coluna, que 
pode ser mantida ou variar durante toda a análise. De maneira aná-
loga, nas outras cromatografias o analito é separado devido à dife-
rença de interação com a coluna.
Como exemplo, vamos descrever a prática de separação de 
pigmentos presentes na folha de espinafre. A figura 19 apresenta um 
fluxograma esquemático desse procedimento.
Figura 19 - Fluxograma esquemático do procedimento para extração de pigmentos da 
folha de espinafre utilizando cromatografia de coluna
Fonte: Editorial Digital Pages (2020).
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 222Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 222 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
223
Extração: inicialmente, deve-se preparar a amostra para ex-
trair o pigmento do espinafre, para isso, utiliza-se 15 g de folhas de 
espinafre picadas que devem ser colocadas em um recipiente 5 mL 
de acetona comercial (removedor de esmaltes) e 10 mL de remove-
dor de cera. A mistura deve ser triturada utilizando um pistilo, por 
alguns minutos. A mistura é separada do restante das folhas por fil-
tração. Ao líquido resultante, é adicionada uma pequena porção de 
sal, que remove a água derivada do processo de extração.
Coluna cromatográfica: Para montar a coluna, uma bureta 
com cerca de 30 cm de comprimento e no máximo 2 cm de diâme-
tro deve ser utilizada. Uma pequena quantidade de algodão deve ser 
inserida e pressionada no afinamento da bureta, para que a fase es-
tacionária não saia junto com a fase móvel. Em seguida, entre 15 e 
18 g de sílica gel devem ser inseridos na bureta aos poucos (pode-se 
pressionar ou, ao final, pode-se bater suavemente para otimizar o 
empacotamento da coluna). Opcionalmente, pode-se utilizar açú-
car para confeccionar a coluna. Ao final da montagem, é necessário 
colocar solvente na coluna, deixando-a úmida, com excedente aci-
ma da sílica e antes de realizar a separação da amostra. É importante 
não deixar a coluna secar.
Separação: Com a torneira da bureta fechada, deve-se inserir 
cerca de 0,5 mL da amostra lentamente, e abrir a torneira. A amos-
tra deverá escoar pela bureta; em seguida, sem deixar secar a co-
luna, adiciona-se pequenos volumes de 5 mL de acetona e, então, 
coleta-se as frações em tubos de ensaio numerados. Após a coleta 
da primeira fração colorida (amarela), deve-se trocar o solvente por 
um removedor de cera, contendo 25% de acetato de etila, para cole-
tar a segunda fração que possui uma coloração verde.
Caro(a) aluno(a),
Neste material, aprendemos que os átomos são constituídos de par-
tículas fundamentais, como os prótons, os nêutrons e os elétrons, 
SINTETIZANDO
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 223Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 223 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
224
sendo estes últimos importantes para que os átomos se liguem. Vi-
mos, na teoria estrutural, que cada átomo é capaz de realizar um 
número restrito de ligações, limitadas pela quantidade de elétrons 
presentes na camada de valência, que é a camada mais externa de 
elétrons. Os átomos podem se ligar uns aos outros por ligações iôni-
cas, que consistem na transferência de elétrons de um átomo mais 
eletropositivo para outro mais eletronegativo, ou por meio de li-
gações covalentes, nas quais os elétrons são compartilhados pelos 
átomos.
Relembramos uma das formas de representar as ligações iônicas e 
covalentes, que é a estrutura de Lewis, que consiste em representar 
o átomo com seus elétrons de valência. Observamos também, com 
detalhes, como uma molécula se forma e qual a variação de ener-
gia envolvida neste processo, para, em seguida, demonstrar como 
um diagrama do orbital molecular é formado, a partir de orbitais 
atômicos. Adicionalmente, vimos que a quantidade de orbitais mo-
leculares e sua energia está intimamente relacionada aos orbitais 
atômicos. Verificamos como os orbitais devem ser preenchidos e 
como calcular a quantidade de ligações covalentes em uma molécu-
la, aplicando a fórmula da ordem de ligação.
A partir da hibridização, compreendemos que ligações simples 
podem rotacionar, pois a sobreposição dos orbitais ocorre em um 
eixo, enquanto as ligações duplas e triplas ocorrem lateralmente, 
inviabilizando a rotação. Utilizando as projeções de Newman, ve-
rificamos que uma molécula é capaz de realizar o movimento de 
rotação no eixo, podendo assumir as conformações de oposição e 
coincidência. Além disso, por meio da utilização das estruturas de 
Newman, pudemos comprovar que os elétrons de uma molécula não 
permanecem em uma mesma posição.
Neste material, diversos exemplos de moléculas foram expostos, 
afinal, a compreensão de moléculas com diferentes geometrias é 
imprescindível quando se trata de reações orgânicas. Com isso, ti-
vemos uma visão geral dos conceitos fundamentais da química e de 
como os átomos e suas partículas se organizam para formar liga-
ções e moléculas, que possuem diversas estruturas e geometrias.
Demonstramos que hidrocarbonetos são compostos constituídos 
fundamentalmente de carbono e hidrogênio. A forma com a qual 
os carbonos se ligam influencia a classe de compostos formados, 
classificando-os como saturados ou insaturados. Adicionalmente, a 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 224Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 224 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
225
presença de diferentes ligações faz com que o hidrocarboneto per-
tença a uma classe específica: se houver apenas ligações simples 
entre os carbonos, a molécula será classificada como um alcano; se 
apresentar uma ligação dupla, será um alceno; se possuir duas li-
gações duplas, será um alcadieno e, por fim, se o carbono realizar 
uma tripla ligação com outros carbonos, será considerado um alci-
no. Aprendemos, também, a nomenclatura dos hidrocarbonetos que 
é baseada na quantidade de carbono presente na cadeia.
Vimos que os hidrocarbonetos não são apenas lineares, pois os car-
bonos das extremidades de uma cadeiapodem se ligar, tendo, como 
resultado, um hidrocarboneto cíclico. Aprendemos que quando um 
hidrocarboneto possui mais de um anel cíclico condensado, passa a 
ser denominado de policíclico.
Conhecemos um cicloalcano que desperta curiosidade e continua 
sendo alvo de estudos, que é o cicloexano, pois sua estrutura possui 
um desvio da planaridade, o que permite que ele assuma as confor-
mações de cadeira ou barco, cuja estabilidade varia com a energia 
necessária para que a conformação seja atingida.
Aprendemos, também, que um anel contendo seis carbonos com li-
gações simples e duplas alternadas é designado de hidrocarboneto 
aromático, sendo o mais simples o benzeno. De maneira análoga aos 
hidrocarbonetos cíclicos, anéis aromáticos podem ser condensados, 
gerando, portanto, o hidrocarboneto aromático policíclico.
Vimos que o benzeno possui inúmeros derivados, que são obtidos 
principalmente a partir de reações de substituição eletrolítica, e 
que a substituição do hidrogênio ligado ao benzeno por outro grupo 
funcional permite que novas características sejam obtidas. Conhe-
cemos, ainda, outros compostos aromáticos que têm despertado in-
teresse, os nanotubos e fulerenos, cuja versatilidade e propriedades 
físicas e químicas permitem que eles possam ser utilizados em dife-
rentes áreas das ciências exatas e biológicas.
Constatamos que os hidrocarbonetos podem se ligar a outros ele-
mentos químicos como os halogênios, produzindo os haletos or-
gânicos. Os halogênios podem se ligar a carbonos com hibridização 
sp3 e sp2. Demonstramos a nomenclatura dos haletos, que se inicia 
pela numeração da posição e nome do halogênio, seguido pela no-
menclatura do hidrocarboneto.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 225Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 225 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
226
Estudamos as funções oxigenadas, que, basicamente, possuem áto-
mos de oxigênio ligados ao carbono. Vimos que a disposição do oxi-
gênio no hidrocarboneto pode resultar em diferentes combinações 
e, consequentemente, em diferentes funções orgânicas. A classe 
mais simples consiste em um uma hidroxila (-OH) ligada ao car-
bono, resultando nos álcoois, cuja composição da nomenclatura é 
similar a dos hidrocarbonetos.
Verificamos que as funções orgânicas não se limitam à ligação en-
tre o carbono e o oxigênio. O carbono possui muitas moléculas com 
funções nitrogenadas, como as aminas, que possuem um nitrogê-
nio ligado a grupos alquil; as iminas, que apresentam o nitrogênio 
no meio da cadeia, ligado a um carbono por uma dupla ligação; as 
amidas, que possuem um carbono que se liga simultaneamente a 
um oxigênio e a um nitrogênio; as imidas, que são caracterizadas 
pela presença do nitrogênio entre duas carbonilas; a nitrila, que é 
caracterizada pela ligação tripla entre o carbono e o nitrogênio e os 
nitrocompostos, que possuem grupamentos NO2 ligados à cadeia 
carbônica.
Outra classe de compostos que estudamos são os sulfurados: os 
tióis, que são definidos pela presença de um grupos -SH; os tioéte-
res, caracterizados pela presença do enxofre entre grupos alquil e os 
ácidos sulfônicos, caracterizados pela presença -SO3H.
Dentre as mais diferentes funções, destacamos os compostos orga-
nometálicos de Grignard e de Frankland, que são utilizados em rea-
ções de síntese orgânicas, principalmente, devido a sua reatividade.
Por fim, apresentamos alguns princípios básicos da cromatografia 
e conceitos como fase móvel e fase estacionária, bem como as téc-
nicas mais comuns de cromatografia, que são a de coluna, gasosa e 
em camada delgada. Além disso, trouxemos uma sugestão prática 
de separação de compostos do espinafre utilizando a cromatografia 
em coluna.
Finalizamos por aqui! Bons estudos e até uma próxima oportunidade.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 226Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 226 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
227
Referências Bibliográficas
Unidade 1
ATKINS, P. What is chemistry? Oxônia: Oxford University Press, 
2013. 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: ques-
tionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2018.
BIANCO, R. J. F.; SILVA JÚNIOR, C. R.; TORRES, E. Química geral 
experimental. Londrina: Editora e Distribuidora Educacional S.A, 
2015.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: 
Pearson Edu- cation do Brasil, 2016.
BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. New York: McGraw-Hill Education, 
2020. 
CHANG, R. Química. 10. ed. [s.l.]: The McGraw-Hill Companies, 2013.
COSTA, H. M. Ensaios mecânicos. 2019. Disponível em: <https://
www.research- gate.net/publication/335639923_Ensaios_Meca-
nicos>. Acesso em: 22 maio 2020. 
DUARTE, H. A. Ligações químicas: ligação iônica, covalente e metá-
lica. Cadernos temáticos de química nova na escola. [s. l.]., [s. v.]., 
n. 4. [s. p.]., 2001. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/
cadernos/04/ligacoes.pdf>. Acesso em: 09 jun. 2020.
GROTZINGER, J.; JORDAN, T. Para entender a Terra. 6. ed. Porto 
Alegre: Bookman, 2013.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 227Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 227 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
228
LEITE, C. M. C. Traçadores ambientais como ferramentas de iden-
tificação da origem e idade das águas subterrâneas do sistema de 
abastecimento público no município de São Carlos. 2019. Dispo-
nível em: < https://www.teses.usp.br/teses/disponiveis/18/18138/
tde-13022020-171557/pt-br.php>. Acesso em: 12 set. 2021. 
MACÊDO, G. M. E.; OLIVEIRA, M. P.; SILVA, A. L.; LIMA, R. M. A utili-
zação do laboratório no ensino de química: facilitador do ensino – 
aprendizagem na Escola Estadual Professor Edgar Tito em Teresina, 
Piauí. 2010. Disponível em: <http://connepi.ifal.edu.br/ocs/index.
php/connepi/CONNEPI2010/paper/view- File/1430/492>. Acesso 
em: 19 mar. 2020.
PETRUCCI, R. H.; HERRING, G.; MADURA, J. D.; BISSONNETTE, C. 
General Chemistry: principles and modern applications. 11. ed. To-
ronto: Pearson, 2017. 
RUSSELL, J. B. Química geral: volume 1. 2. ed. São Paulo: Pearson 
Makron Books, 1994. 
SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R. C.; MACHADO, P. F. L. 
Introdução à química experimental. 2. ed. São Carlos: EdUFSCar, 
2014. 
SCIENCE STRUCK. Covalent bond examples. Disponível em: <ht-
tps://sciences- truck.com/covalent-bond-examples>. Acesso em: 
09 jun. 2020.
Unidade 2
ARBOLEDA, J. V. Teoria y practica de la purificacion del agua. 1. ed. 
Bogotá: Mcgraw-Hill Interamericana, 2000.
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: ques-
tionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2018.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 228Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 228 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
229
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: 
Pearson Education do Brasil, 2016.
BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. Nova York: McGraw-Hill Education, 
2020. 
CHANG, R. GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 
2013.
LOPES, A. R. C. Reações químicas: fenômeno, transformação e re-
presentação. Química Nova na Escola, [s. l.]. [s. v.], n. 2, pp. 7-9, 
1995. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc02/
conceito.pdf>. Acesso em: 19 jun. 2020.
MARRA JUNIOR, W. D. Tratamento de efluentes gasosos. In: CALI-
JURI, M. C.; CUNHA, D. G. F. Engenharia ambiental: conceitos, tec-
nologias e gestão. 2. ed. Rio de Janeiro: Elsevier, 2019.
MÓL. G. S. et al. Constante de Avogadro: é simples determiná-la em 
sala de aula. Química Nova na Escola, [s. l.]. [s. v.], n. 3, pp. 32-33, 
1996. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc03/ex-
per.pdf>. Acesso em: 19 jun. 2020. 
PERUZZO, F. M.; CANTO,E. L. Química na abordagem do cotidiano. 
5. ed. São Paulo: Moderna, 2009. v. 3
PETRUCCI, R. H. et al. General chemistry: principles and modern 
applications. 11. ed. Toronto: Pearson, 2017.
REAÇÕES químicas - as moléculas se juntam e formam novas 
substâncias. Postado por O Incrível Pontinho Azul. (2min. 31s.). son. 
color. port. Disponível em: <https://www.youtube.com/watch?v=-
-Y5M5IttSlg>. Acesso em: 23 jun. 2020.
ROSENBERG, J. L.; EPSTEIN, L. M.; KRIEGER, P. J. Química geral. 9. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2013.
RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson, 1994. v. 1.
SATURAÇÃO - o quanto as moléculas se afastam. Postado por O In-
crível Pon- tinho Azul. (3min. 30s.). son. color. port. Disponível em: 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 229Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 229 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
230
<https://www.youtube. com/watch?v=nWY-JAlq5xI>. Acesso em: 
23 jun. 2020.
SOLUTO e solvente - afastando as moléculas. Postado por O In-
crível Pontinho Azul. (2min. 49s.). son. color. port. Disponível em: 
<https://www.youtube. com/watch?v=vumrRu3mRg8>. Acesso em: 
23 jun. 2020.
WELLER, M. et al. Química inorgânica. 6. ed. Porto Alegre: Bookman, 
2017.
Unidade 3
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: ques-
tionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: 
Bookman, 2018.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
BIANCO, R. J. F.; SILVA JÚNIOR, C. R.; TORRES, E. 1. ed. Química geral 
experimental. Londrina: Educacional S.A, 2015.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: 
Pearson Education do Brasil, 2016.
BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. New York: McGraw-Hill Education, 
2020. 
CAZZARO. F. Um experimento envolvendo estequiometria. Quími-
ca nova na escola, [s. l.]. [s. v.], n. 10, p. 1-2, 1999. Disponível em: 
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc10/exper3.pdf. Acesso em: 18 
jun. 2020.
CHANG, R. GOLDSBY, K. A. Química. 11. ed. [s. l.]: AMGH, 2013.
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: 
AMGH, 2010.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 230Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 230 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
231
MCMURRY, J. et at. Fundamentals of general, organic and biologi-
cal chemistry. 8. ed. [s. l.]: Pearson, 2017.
PETRUCCI, R. H. et al. General chemistry: principles and modern 
applications.11. ed. Toronto: Pearson, 2017.
PHET. Balanceamento de equações químicas. Disponível em: ht-
tps://phet.colorado.edu/sims/html/balancing-chemical-equa-
tions/latest/balancing-chemical-equations_pt_BR.html. Acesso 
em: 18 jun. 2020.
PHET. Molaridade. Disponível em: https://phet.colorado.edu/sims/
html/molarity/latest/molarity_pt_BR.html. Acesso em: 18 jun. 
2020.
RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson, 1994. v. 1.
TRO, N. J. Chemistry: structure and properties. 2. ed. Nova Jersey: 
Pearson, 2018.
Unidade 4
ACIKARA, Ö. B. Ion-exchange chromatography and Its applications. 
In: D. F. Martin; B. B. Martin (eds.), Column Chromatography. Inte-
chOpen. Londres, 2013. Disponível em: <https://www.intechopen.
com/chapters/4403>. Acesso em: 27 out. 2022.
ANSPACH, F. B. Affinity chromatography. Journal of Chromatogra-
phy Library, v. 69, p. 139-169, 2004. Disponível em: <https://doi.
org/10.1016/S0301-4770(04)80009-5>. Acesso em: 27 out. 2022.
ATKINS, P. et al. Princípios de química: questionando a vida mo-
derna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
BARBOSA, L. C. A. Introdução à química orgânica. São Paulo: Pear-
son, 2011.
BROWN, W. H.; POON, T. Introduction to organic chemistry. 6. ed. 
Nova Jersey: John Wiley & Sons, 2016.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 231Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 231 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
232
CASTANHEIRA, B. et al. Dye photodegradation employing mesopo-
rous organosilicas functionalized with 1, 8-naphthalimides as he-
terogeneous catalysts. Journal of Photochemistry & Photobiology, 
A: Chemistry, v. 332, 2017, p. 316–325.
COMASSETO, J. V.; SANTOS, A. A. Química fina: sua origem e impor-
tância. Revista USP, São Paulo. v. 0, n. 76, dez./fev., 2007-2008, p. 
68-77.
FONSECA, S. F.; GONÇALVES, C. C. S. Extração de pigmentos do es-
pinafre e se- paração em coluna de açúcar comercial. Química Nova 
na Escola, v. 20, p. 55-58, 2004. Disponível em: <http://qnesc.sbq.
org.br/online/qnesc20/v20a10.pdf>. Acesso em: 05 maio 2020.
LEMKE, T. L.; ROCHE, V. Review of organic functional groups: in-
troduction to medicinal organic chemistry. Philadelphia: Lippincott 
Williams & Wilkins, 2011.
MARRA, P. Theoretical approach to direct resonant inelastic x-ray 
scatte- ring on magnets and superconductors. 2015. 132 f. Tese 
(Doutorado em Física) Dresden: Technische Universität Dresden, 
2015.
OPENSTAX. Formal charges and resonance. Disponível em: <ht-
tps://opentextbc.ca/chemistry/chapter/7-4-formal-charges-an-
d-resonance/>. Acesso em: 21 fev. 2020.
RODRIGUES, J. A. R. Nomenclatura de compostos orgânicos se-
gundo as recomendações da IUPAC: uma breve introdução. Revista 
Chemkeys, Campinas, SP, n. 7, p. 1-11, jul. 2018. Disponível em: <ht-
tps://econtents.bc.unicamp.br/inpec/index.php/chemkeys/article/
view/9658>. Acesso em: 27 out. 2022.
SADEK, P. C. Illustrated Pocket Dictionary of Chromatography. 
[S.l.]: Wiley-Interscience, 2004.
SANTOS, L. J. et al. Fulereno [C60]: química e aplicações. Química 
Nova [online]. 2010, v. 33, n. 3, p. 680-693, 2010. Disponível em: 
<https://doi.org/10.1590/S0100-40422010000300036>. Acesso em: 
27 out. 2022. 
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 232Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 232 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12
233
SILVA, I. S.; LIMA, S. G. Abordagem física de compostos orgânicos. 
Ponta Grossa: Atena, 2019.
SOLOMONS, T. W. G.; FRYHLE, C. B. Química Orgânica vol. 1. 10. ed. 
[S.l.]: John Wiley & Sons, Inc., 2012.
SOUZA FILHO, A. G.; FAGAN, S. F. Funcionalização de nano-
tubos de carbono. Química Nova [online], 2007, v. 30, n. 7, p. 
1695-1703. Disponível em: <https://doi.org/10.1590/S0100-
40422007000700037>. Acesso em: 27 out. 2022.
SOUZA; PADUA, E. Origem do Petróleo. Canal Singularizando. (8min. 
32s.). son. color. port. YouTube, 2020. Disponível em: < https://you-
tu.be/8WBORjb6Mb8>. Acesso em: 05 maio 2020.
VOLLHARDT, P.; SCHORE, N. Química orgânica: estrutura e função. 
6. ed. [S.l.]: Bookman, 2013.
WILLIAM, F. A indústria química e o seu desenvolvimento no âm-
bito da engenharia. In: Revista Brasileira de Engenharia Química, 
v. 30, n. 1, 2014, p. 6–36. Disponível em: <https://www.abeq.org.br/
comunicacao/rebeq/REBEQ_30_1_2014/Completo/REBEQ_v30n1.
pdf>. Acesso em: 27 out. 2022.
ZARBIN, A. J. G.; OLIVEIRA, M. M. Nanoestruturas de carbono (na-
notubos, grafeno): quo vadis? Quim. Nova, v. 36, n. 10, p. 1533-39, 
2013. Disponível em: <https://www.scielo.br/pdf/qn/v36n10/09.
pdf>. Acesso em: 05 maio 2020.
Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 233Novo layout 2022 _Ebook completo_SER.indd 233 30/03/2023 08:37:1230/03/2023 08:37:12