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Indaial – 2020
Química Geral e 
inorGânica
Prof. José Edson Reinert
Prof.ª Ananda Fagundes Guarda
1a Edição
Copyright © UNIASSELVI 2020
Elaboração:
Prof. José Edson Reinert
Prof.ª Ananda Fagundes Guarda
Revisão, Diagramação e Produção:
Centro Universitário Leonardo da Vinci – UNIASSELVI
Ficha catalográfica elaborada na fonte pela Biblioteca Dante Alighieri 
UNIASSELVI – Indaial.
Impresso por:
R367q
 Reinert, José Edson
 Química geral e Inorgânica. / José Edson Reinert, Ananda Fagundes 
Guarda. – Indaial: UNIASSELVI, 2020.
 310 p.; il.
 ISBN 978-65-5663-294-0
 ISBN Digital 978-65-5663-293-3
 1. Química. - Brasil. II. Centro Universitário Leonardo da Vinci.
CDD 540.7
apresentação
Caro acadêmico, seja muito bem-vindo à disciplina de Química 
Geral! Este livro didático auxiliará seus estudos para que você compreenda 
melhor os principais tópicos da química. As orientações têm como objetivo 
contribuir de forma positiva o direcionamento do seu processo de ensino e 
aprendizagem. 
Este livro tem como finalidade proporcionar a você embasamento 
teórico a respeito de conceitos base da Química para que possam no futuro 
estabelecer uma relação com as demais disciplinas do seu curso. Assim, o 
livro didático ordena os conteúdos e aspectos teóricos que auxiliarão no seu 
desenvolvimento integral, aprimorando seus conhecimentos e possibilitando, 
no final do curso, sua inserção no mercado de trabalho.
A fim de lhe familiarizar de forma breve com a disciplina, 
apresentamos a seguir cada uma das unidades que serão abordadas neste 
livro. Na Unidade 1, você compreenderá os aspectos que levaram à evolução 
dos modelos atômicos e como as interpretações de dados experimentais 
contribuíram com as características de cada modelo. Nesta unidade, você 
conhecerá a forma como a tabela periódica é organizada atualmente e as 
propriedades que são observadas através desta organização. Além do mais 
será capaz de diferenciar e identificar as ligações químicas que mantêm os 
átomos unidos. 
Na Unidade 2, trabalharemos com as funções inorgânicas, que são 
grupos de substâncias que apresentam algum tipo de semelhança, sendo 
elas, ácidos, bases, sais e óxidos. Além disso, será apresentada a forma como 
se realiza a nomenclatura dessas substâncias e suas características. Esta 
unidade apresentará também as reações inorgânicas.
Na Unidade 3, trataremos sobre alguns fundamentos da físico-
química, dentre eles as grandezas químicas e estequiometria das reações. 
Outro ponto a ser tratado serão as classificações e características das dispersões 
com ênfase nas soluções e seus processos de separação. A radioatividade 
será outro tópico a ser discutido nesta unidade. 
Nesse contexto, apresentamos assuntos de suma importância para 
sua formação e que devem ser conhecidos, portanto, convidamos você a se 
inteirar e assimilar todo esse conhecimento.
Desejamos uma ótima leitura! Bons estudos!
Você já me conhece das outras disciplinas? Não? É calouro? Enfim, tanto para 
você que está chegando agora à UNIASSELVI quanto para você que já é veterano, há novi-
dades em nosso material.
Na Educação a Distância, o livro impresso, entregue a todos os acadêmicos desde 2005, é 
o material base da disciplina. A partir de 2017, nossos livros estão de visual novo, com um 
formato mais prático, que cabe na bolsa e facilita a leitura. 
O conteúdo continua na íntegra, mas a estrutura interna foi aperfeiçoada com nova diagra-
mação no texto, aproveitando ao máximo o espaço da página, o que também contribui 
para diminuir a extração de árvores para produção de folhas de papel, por exemplo.
Assim, a UNIASSELVI, preocupando-se com o impacto de nossas ações sobre o ambiente, 
apresenta também este livro no formato digital. Assim, você, acadêmico, tem a possibilida-
de de estudá-lo com versatilidade nas telas do celular, tablet ou computador. 
 
Eu mesmo, UNI, ganhei um novo layout, você me verá frequentemente e surgirei para 
apresentar dicas de vídeos e outras fontes de conhecimento que complementam o assun-
to em questão. 
Todos esses ajustes foram pensados a partir de relatos que recebemos nas pesquisas 
institucionais sobre os materiais impressos, para que você, nossa maior prioridade, possa 
continuar seus estudos com um material de qualidade.
Aproveito o momento para convidá-lo para um bate-papo sobre o Exame Nacional de 
Desempenho de Estudantes – ENADE. 
 
Bons estudos!
NOTA
Olá, acadêmico! Iniciamos agora mais uma disciplina e com ela 
um novo conhecimento. 
Com o objetivo de enriquecer seu conhecimento, construímos, além do livro 
que está em suas mãos, uma rica trilha de aprendizagem, por meio dela você 
terá contato com o vídeo da disciplina, o objeto de aprendizagem, materiais complemen-
tares, entre outros, todos pensados e construídos na intenção de auxiliar seu crescimento.
Acesse o QR Code, que levará ao AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
Conte conosco, estaremos juntos nesta caminhada!
LEMBRETE
sumário
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA .................................................................................. 1
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA ................................................................................ 3
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................... 3
2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA ....................................................................................... 3
2.1 MÉTODO CIENTÍFICO ................................................................................................................. 5
3 MODELOS ATÔMICOS .................................................................................................................... 6
3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA .................................................................. 6
3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON ............................................................................................... 8
3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON ........................................................................................... 9
3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD ................................................................................... 11
3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR ................................................................................................... 15
3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL .................................................................................................. 17
4 ESTRUTURA ATÔMICA ................................................................................................................. 18
4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA ATÔMICA ................................. 19
4.1.1 Elementos químicos e sua representação ......................................................................... 20
4.2 ÍONS................................................................................................................................................ 21
4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS .................................................................................................... 23
4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA ................................................................................................. 24
4.5 NÚMERO QUÂNTICOS ............................................................................................................. 28
LEITURA COMPLEMENTAR ............................................................................................................ 32
RESUMO DO TÓPICO 1..................................................................................................................... 34
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 36
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA .................................................................................................. 39
1 INTRODUÇÃO ..................................................................................................................................Quântico	Principal n Refere-se	ao	nível.
Número	Quântico	Secundário	ou	
Azimutal Refere-se	ao	subnível.
Número	Quântico	Magnético m Refere-se	ao	orbital.
Número	Quântico	de	Spin s
Refere-se	ao	
comportamento	de	giro	do	
elétron.
FONTE: Adaptado de Brady e Humiston (1986, p. 91)
O número	quântico	principal	possui	valor	máximo	igual	a	7,	 já	que	os	
elementos	conhecidos	até	o	momento	possuem	no	máximo	essa	quantidade	de	
níveis	de	energia,	que	são	representados	pelas	letras	K,	L,	M,	N,	O,	P	e	Q,	indo	da	
camada	mais	próxima	ao	núcleo	para	a	mais	distante.	Cada	uma	destas	camada	
correspondem,	respectivamente,	aos	números	1,	2,	3,	4,	5,	6	e	7.
O número	 quântico	 secundário	 está	 vinculado	 aos	 quatro	 subníveis	
conhecidos,	sendo	que	cada	um	deles	é	representado	por	um	número,	conforme	
a	tabela	a	seguir.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
29
TABELA 8 – NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO
SUBNÍVEL NÚMERO	QUÂNTICO	SECUNDÁRIO
s 0
p 1
d 2
f 3
FONTE: O autor
Já	 o	 número	 quântico	 magnético	 está	 relacionado	 ao	 orbital	 no	 qual	
o	 elétron	 se	 encontra.	 O	 número	 de	 orbitais	 está	 diretamente	 relacionado	 ao	
subnível,	veja	a	tabela	a	seguir.
TABELA 9 – NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO
SUBNÍVEL NÚMERO	DE	
ORBITAIS NÚMERO	QUÂNTICO	MAGNÉTICO
s 1
p 3
d 5
f 7
FONTE: O autor
 O número	quântico	de	 spin	 refere-se	 ao	 sentido	de	 rotação	do	
elétron	 dentro	 do	 orbital,	 sendo	 que	 cada	 orbital	 comporta	 no	 máximo	 dois	
elétrons.	 Lembre-se	 de	 que	 os	 elétrons	 possuem	 carga	 negativa,	 porém,	 como	
dois	elétrons	podem	fi	car	confi	nados	num	orbital	se	possuem	cargas	de	mesmo	
sinal?	A	explicação	está	no	fato	de	cada	um	deles	girarem	em	sentidos	opostos,	o	
que	gera	uma	força	de	atração	magnética.	O	que	fundamenta	o	comportamento	
destes	elétrons	é	o	Princípio	da	Exclusão	de	Pauli.	
O	 Princípio	 da	 Exclusão	 de	 Pauli	 “estabelece	 que	 num	mesmo	 átomo,	
dentro	de	um	orbital,	não	há	elétrons	com	mesmos	números	quânticos,	ou	seja,	
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
30
que	 férmions	 idênticos	 não	 ocupam	 o	mesmo	 estado	 quântico”	 (BARRETOS;	
BARROS,	2019,	p.1).	Assim,	os	elétrons	podem	ter	os	mesmos	números	de	n,			,	e	
m,	porém	apresentarão	s	diferente	quando	ocuparem	o	mesmo	orbital.
Os	elétrons	dentro	dos	orbitais	são	representados	por	setas.	Por	convenção	
adotaremos	que	o	número	quântico	de	spin	para	cima	como	sendo	+½ e para 
baixo	–½.
FIGURA 19 – NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN
FONTE: . Acesso em: 10 maio 2020. 
Quanto	à	ordem	de	preenchimento	dos	orbitais,	devemos	seguir	a	Regra	
de Hund,	que	diz	o	preenchimento	dos	orbitais	de	um	subnível	deve	ser	 feito	
de	 uma	 forma	 que	 contenha	 o	 maior	 número	 possível	 de	 elétrons	 isolados	
(desemparelhados).	 Por	 este	 motivo,	 deve-se	 preencher	 primeiro	 os	 orbitais,	
colocando	somente	as	setas	para	cima,	e	depois	voltamos	preenchendo	as	setas	
para	baixo.
FIGURA 20 – APLICAÇÃO DA REGRA DE HUND
FONTE: O autor
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
31
Os	números	quânticos	serão	sempre	utilizados	para	identificar	o	elétron	
mais	 energético	 da	 distribuição	 eletrônica,	 portanto,	 vamos	 aplicar	 estas	
informações	em	um	exemplo:	identificar	os	números	quânticos	do	26Fe.
•	 Primeiramente	devemos	fazer	a	distribuição	eletrônica	seguindo	o	Diagrama	
de	 Linus	 Pauling.	 Como	 o	 átomo	 de	 ferro	 está	 neutro,	 então	 o	 número	 de	
prótons	é	igual	ao	número	de	elétrons	e	o	número	atômico	é	igual	ao	número	
de	 prótons,	 portanto,	 Z	 	–	 p+–	 e⁻ .	 Como	 o	 número	 atômico	 é	 26,	 então,	 o	
número	 de	 elétrons	 a	 ser	 distribuídos	 é	 26.	 Fazendo	 a	 distribuição	 temos:	
1s2	2s2	2p6	3s2	3p6	4s2	3d6.	Lembre-se	de	que	o	elétron	mais	energético	é	o	último	
na	sequência	da	distribuição,	neste	caso,	é	o	que	pertence	ao	3d6.
•	 Sabendo	onde	está	o	elétron	mais	energético	podemos	identificar	os	números	
quânticos.	Veja	a	figura	a	seguir.
FIGURA 21 – IDENTIFICAÇÃO DOS NÚMEROS QUÂNTICOS DO FERRO
 
FONTE: O autor
Utilizando	 a	 lógica	 contrária,	 ao	 saber	 os	 números	 quânticos	 você	
determina	nível,	 subnível,	número	de	elétrons	e	 sentido	de	 rotação	do	elétron	
e	 pode	 fazer	 a	 distribuição	 eletrônica	 até	 chegar	 aos	 valores	 obtidos,	 assim	
identificando	o	elemento	ao	qual	estes	números	quânticos	pertencem.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
32
O	MODELO	PADRÃO	DA	FÍSICA	DE	PARTÍCULAS
Marco	Antonio	Moreira
O	chamado	Modelo	Padrão	das	partículas	elementares	não	é	propriamente	
um	modelo,	é	uma	teoria.	E	das	melhores	que	temos.	Aliás,	na	opinião	de	muitos	
físicos,	 a	melhor	de	 todas	 sobre	a	natureza	da	matéria.	Por	exemplo,	 segundo	
Gordon	Kane	(2003,	p.	58),	um	físico	teórico	da	Universidade	de	Michigan:
...o	Modelo	Padrão	é,	na	história,	a	mais	sofisticada	teoria	matemática	
sobre	a	natureza.	Apesar	da	palavra	"modelo"	em	seu	nome,	o	Modelo	
Padrão	é	uma	teoria	compreensiva	que	identifica	as	partículas	básicas	
e	específica	como	interagem.	Tudo	o	que	acontece	em	nosso	mundo	
(exceto	 os	 efeitos	 da	 gravidade)	 resulta	 das	 partículas	 do	 Modelo	
Padrão	interagindo	de	acordo	com	suas	regras	e	equações.	
De	 acordo	 com	 o	 Modelo	 Padrão,	 léptons	 e	 quarks	 são	 partículas	
verdadeiramente	 elementares,	 no	 sentido	 de	 não	 possuírem	 estrutura	 interna.	
Partículas	que	têm	estrutura	interna	são	chamadas	de	hádrons;	são	constituídas	
de	 quarks:	 bárions	 quando	 formadas	 por	 três	 quarks	 ou	 três	 antiquarks,	
ou	mésons	quando	constituídas	por	um	quark	e	um	antiquark.
Há	seis	léptons	(elétron,	múon,	tau,	neutrino	do	elétron,	neutrino	do	múon	
e	neutrino	do	tau)	e	seis	quarks	[quark	up	(u)	quark	down	(d),	quark	charme	(c),	
quark	estranho	(s),	quark	bottom	(b)	e	quark	top	(t)].	Todavia,	os	quarks	têm	uma	
propriedade	chamada	cor	e	podem,	cada	um,	apresentar	 três	 cores	 (vermelho,	
verde	e	azul).	Há,	portanto,	18	quarks.	Contudo,	como	a	cada	partícula	corresponde	
uma	antipartícula,	existiriam	no	total	12	léptons	e	36	quarks.
O	elétron	é	o	lépton	mais	conhecido	e	o	próton	e	o	nêutron	os	hádrons	
mais	familiares.	A	estrutura	interna	do	próton	é	uud,	ou	seja,	dois	quarks	u	e	um	
d;	a	do	nêutron	é	udd,	isto	é,	dois	quarks	d	e	um	u.	O	méson	π+	é	formado	por	
um	antiquark	d	e	um	quark	u,	o	méson	π-	é	constituído	por	um	antiquark	u	e	um	
quark	d.	E	assim	por	diante,	ou	seja,	a	grande	maioria	das	chamadas	partículas	
elementares	são	hádrons	e	estes	são	formados	por	três	quarks	ou	três	antiquarks	
(bárions)	ou	por	um	quark	e	um	antiquark	(mésons).
Em	princípio,	a	teoria	dos	quarks,	a	Cromodinâmica	Quântica,	não	proíbe	
a	existência	de	partículas	com	estrutura	mais	complexa	do	que	três	quarks,	três	
antiquarks	 ou	 um	 par	 quark-antiquark.	 Todavia,	 apenas	 recentemente	 físicos	
experimentais	 têm	apresentado	 evidências	de	partículas	 com	cinco	quarks,	 ou	
seja,	pentaquarks,	como	o	teta	mais,	formado	por	quatro	quarks	e	um	antiquark.	
Mas	isso	ainda	depende	de	resultados	experimentais	adicionais.
LEITURA COMPLEMENTAR
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
33
Uma	 característica	 peculiar	 dos	 quarks	 é	 que	 eles	 têm	 carga	 elétrica	
fracionária,	 (+2/3e)	para	alguns	 tipos	e	 (-1/3e)	para	outros.	No	entanto,	quarks	
nunca	foram	detectados	livres,	estão	sempre	confinados	em	hádrons,	de	tal	modo	
que	 a	 soma	 algébrica	 das	 cargas	 dos	 quarks	 que	 constituem	um	determinado	
hádron	é	sempre	um	múltiplo	inteiro	de	e.	O	próton,	por	exemplo,	é	formado	por	
dois	quarks	de	carga	(+2/3e)	e	um	quark	de	carga	(-1/3e)	de	modo	que	sua	carga	
é	(+2/3,	+2/3,	-1/3)e,	ou,	simplesmente,	e.	Quer	dizer,	o	quantum	da	carga	elétrica	
continua	sendo	e	(1,6	x	10-19	0).
Resumindo,	segundo	o	Modelo	Padrão	a	grande	quantidade	de	partículas	
elementares	 até	 hoje	 detectadas,	 cerca	 de	 300,	 em	 aceleradores/colisores	 de	
partículas	ou	em	raios	cósmicos,	pode	ser	agrupada	em	léptons,	quarks	e	hádrons	
ou	em	léptons	e	hádrons,	visto	que	os	quarks	são	constituintes	dos	hádrons	ou,	
ainda,	em	léptons,	bárions	e	mésons,	pois	os	hádrons	podem	ser	divididos	em	
bárionse	mésons.
FONTE: MOREIRA, Marco Antonio. O modelo padrão da física de partículas. Rev. Bras. Ensino 
Fís., São Paulo, v. 31, n. 1, p. 1306.1-1306.11, abril 2009. Disponível em: https://bit.ly/302dke4. 
Acesso em: 29 maio 2020.
34
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• O	estudo	sobre	a	química	das	coisas	inicia	na	pré-história	com	o	domínio	do	
fogo.
• A	Alquimia	 foi	 precursora	 da	 Química	 e	 tinha	 como	 objetivos	 principais	
desenvolver	a	Pedra	Filosofal	e	o	Elixir	da	Longa	Vida.
• De	 acordo	 com	 Aristóteles,	 se	 tinha	 a	 ideia	 inicial	 de	 que	 a	 matéria	 era	
constituída	 pelos	 elementos	 fogo,	 ar,	 terra	 e	 água	 e	 que	 estes	 elementos	
mantinham	uma	relação	através	das	características	quente,	frio,	seco	e	úmido.
• Dalton	apresentou	a	matéria	como	sendo	constituída	por	átomos	que,	na	sua	
concepção,	eram	esferas	maciças,	indestrutíveis	e	indivisíveis.
• O	modelo	atômico	de	Thomson	introduziu	a	natureza	elétrica	da	matéria	ao	
propor	que	os	átomos	são	esferas	de	cargas	positivas	que	possuem	elétrons	
incrustados,	 semelhante	 a	 um	pudim	de	 passa,	 nome	 pelo	 qual	 o	modelo	
ficou	conhecido.
• Rutherford,	em	seu	modelo	atômico,	propôs	que	os	átomos	possuíam	duas	
regiões	distintas,	núcleo	(de	carga	positiva	e	que	concentrava	praticamente	
toda	massa	do	átomo)	e	eletrosfera	(região	onde	se	encontram	os	elétrons).
• Bohr	apresentou	postulados	para	um	modelo	atômico	no	qual	a	eletrosfera	
possuía	níveis	de	energia	quantizada,	ou	seja,	apresentavam	somente	valores	
específicos	 de	 energia	 no	 qual	 os	 elétrons	 poderiam	 orbitar.	 Os	 elétrons	
poderiam	saltar	de	um	orbital	para	outro	ao	receber	ou	ceder	energia.
• O	modelo	atômico	atual	é	uma	contribuição	de	diversos	cientistas	e	apresenta	
conceitos	de	mecânica	quântica,	ondulatória	e	probabilidade.
• Átomos	são	representados	utilizando	o	número	atômico,	que	indica	o	número	
de	prótons,	e	o	número	de	massa,	que	é	a	soma	de	prótons	e	nêutrons.
• Átomos	neutros	podem	se	tornar	íons	quando	sua	quantidade	de	elétrons	é	
modificada.	Ao	ganhar	elétrons	eles	se	tornam	ânions	(carga	negativa)	e	ao	
perder	elétrons	se	tornam	cátions	(carga	positiva).
• Átomos	podem	apresentar	semelhanças	atômicas.	Dentre	estas	semelhanças	
temos	 isótopos	 (mesmo	 número	 de	 prótons),	 isóbaros	 (mesmo	 número	
de	massa),	 isótonos	 (mesmo	número	de	nêutrons)	 e	 isoeletrônicos	 (mesmo	
número	de	elétrons).
RESUMO DO TÓPICO 1
35
• Os	elétrons	são	distribuídos	de	acordo	com	o	Diagrama	de	Linus	Pauling	que	
respeita	a	ordem	energética	dos	níveis	e	subníveis,	assim	como,	seus	limites	
de	elétrons.	Nesta	distribuição	é	possível	identificar	a	camada	de	valência	e	o	
subnível	mais	energético.
• O	último	elétron	distribuído	pode	ser	representado	através	de	quatro	números	
quânticos,	 sendo	eles:	número	quântico	principal	 (nível),	 número	quântico	
secundário	 (subnível),	 número	 quântico	 magnético	 (orbital)	 e	 número	
quântico	de	spin	(sentido	de	rotação	do	elétron).
36
1	O	método	científico	foi	um	dos	marcos	que	representou	a	transição	entre	a	
alquimia	e	a	química.	Considerando	a	importância	da	aplicação	do	método	
científico	 e	 sua	 versatilidade	 para	 ser	 aplicado	 em	 diversas	 situações,	
proponha	uma	situação	cotidiana	na	qual	possa	aplicá-lo	e	destaque	cada	um	
dos	passos.
2	A	 Química	 faz	 parte	 de	 uma	 grande	 área,	 conhecida	 como	 Ciências	 da	
Natureza,	 assim	 como	 a	 Biologia	 e	 a	 Física.	 Todas	 essas	 áreas	 estão	 em	
constante	evolução,	visto	que	todos	os	dias	novas	descobertas	são	realizadas,	
e	essas	descobertas	complementam	algo	que	já	conhecemos	ou	refutam	ideias	
anteriores.	Na	Química,	um	grande	exemplo	de	algo	que	a	cada	dia	intriga	
mais	 os	 cientistas	 e	 que	 os	 instiga	 a	 realizar	 novas	 pesquisas	 é	 o	 átomo.	
Considerado	a	menor	parte	da	matéria,	ele	já	foi	objeto	de	estudo	de	muitos	
químicos	e	físicos.	Dessa	forma,	indique	as	principais	contribuições	ao	modelo	
atômico	propostas	por	Rutherford,	assim	como	a	 forma	como	ele	chegou	a	
estas	definições.
3	As	semelhanças	atômicas	permitem	aos	cientistas	descobrir	cada	vez	mais	
informações	sobre	os	elementos.	Muitas	vezes,	em	laboratório,	podemos	criar	
isótopos	de	elementos	que	anteriormente	não	existiam	na	natureza	e	buscar	
aplicações	 para	 ele.	 Considerando	 as	 semelhanças	 atômicas,	 determine	 o	
número	atômico	e	o	número	de	massa	e	identifique	os	átomos	A	e	B,	que	são	
isóbaros	e	apresentam	a	seguinte	representação:
 
4	 Conhecer	 o	 número	 de	 elétrons	 de	 determinado	 elemento	 permite	
estabelecer	algumas	relações	entre	os	tipos	de	ligação	que	este	pode	realizar	
e	 suas	 propriedades.	 É	 importante	 saber	 realizar	 a	 distribuição	 eletrônica,	
pois	 assim	 podemos	 identificar	 os	 elétrons	 de	 valência,	 responsáveis	 por	
estabelecer	 ligações.	 Portanto,	 realize	 a	 distribuição	 eletrônica	das	 espécies	
químicas	a	seguir:
5	 Ao	 informar	 seu	 endereço	 para	 qualquer	 pessoa,	 normalmente,	 quatro	
informações	são	essenciais	para	que	você	seja	localizado:	estado,	cidade,	rua	
e	número.	Imagine	que	para	o	último	elétron	de	uma	distribuição	eletrônica	
isso	também	seja	possível.	Para	isso,	é	comum	o	uso	dos	números	quânticos,	
AUTOATIVIDADE
37
sendo	eles:	o	principal,	o	secundário,	o	magnético	e	o	spin.	Considerando	seus	
conhecimentos	 sobre	 este	 tema,	 indique	 os	 quatro	 números	 quânticos	 das	
espécies	químicas	apresentadas	na	questão	anterior.
6	 Os	 números	 quânticos	 surgiram	 inicialmente	 com	 Bohr,	 através	 de	 seus	
postulados,	 porém,	 só	 foram	 realmente	 compreendidos	 com	 advento	 da	
mecânica	 quântica	 e	 as	 contribuições	 de	 Schrödinger	 e	Dirac.	 Enquanto	 os	
números	principal,	secundário	e	magnético	são	utilizados	para	descrever	um	
orbital,	o	número	spin	serve	para	definir	completamente	o	estado	de	energia	do	
elétron	no	átomo.	Conhecendo	o	valor	desses	números,	é	possível	identificar	
certo	 elemento,	 fazendo	 a	 distribuição	 eletrônica	 até	 atingir	 a	 configuração	
desejada.	Portanto,	determine	o	elemento	que	possui	os	seguintes	números	
quânticos,
38
39
TÓPICO 2 —UNIDADE 1
TABELA PERIÓDICA
1 INTRODUÇÃO
Caso	você,	acadêmico,	tenha	como	passatempo	colecionar	algum	tipo	de	
objeto,	provavelmente	já	se	deparou	com	a	necessidade	de	criar	uma	ordem	para	
que	sua	coleção	ficasse	organizada,	assim	podendo	encontrar	qualquer	item	da	
coleção	sem	problemas.
Desde	 quando	 o	 ser	 humano	 começou	 a	 moldar	 matéria	 e	 buscou	
compreender	 a	 constituição	 dela,	 elementos	 foram	 descobertos.	 Muitos	 deles	
foram	descobertos	e	isolados	pela	alquimia,	e	com	a	química	atual,	esse	número	
só	 aumentou.	 Dessa	 forma,	 essa	 coleção	 de	 elementos,	 assim	 como	 qualquer	
outra	coleção,	precisava	de	uma	organização.	Portanto,	várias	foram	as	tentativas	
de	organizar	os	elementos	químicos	até	que	se	chegasse	à	organização	atual.	Essa	
organização	dos	elementos	químicos	foi	nomeada	como	Tabela	Periódica.
O	uso	da	palavra	“periódica”	não	é	em	vão,	pois,	ao	organizar	os	elementos	
seguindo	um	determinado	padrão,	foi	possível	 identificar	propriedades	que	se	
repetiam	periodicamente.	Este	conhecimento	permite	a	qualquer	cientista	prever	
característica	 de	 compostos	 químicos	 e	 buscar	 a	 melhor	 aplicação	 para	 eles,	
baseado	nestas	características.	Ao	longo	deste	tópico	iremos	abordar	cada	uma	
dessas	propriedades	periódicas	para	que	você	possa	compreender	a	importância	
da	construção	da	tabela	para	a	área	da	Química.
Vamos	 iniciar	 nossos	 estudos	 com	 a	 evolução	 da	 organização	 dos	
elementos.	Assim,	você	pode	compreender	quais	características	foram	essenciais	
para	cada	tentativa	e	qual	a	contribuição	deixada	por	ela	para	o	modelo	atual.	
2 EVOLUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
Segundo	Oliveira	et al.	(2015,	p.	169),	a	Tabela	Periódica,
[...]	 é	 um	 marco	 no	 desenvolvimento	 da	 capacidade	 humana	 em	
buscar	 arranjar	 de	 forma	 organizada,	 sistematizada,	 crítica,	 prática	
e	 concisa	 aquilo	 que	 é	 considerado	 relevante	 para	 todos,	 a	 fim	 detornar	 mais	 acessível	 as	 informações	 consideradas	 indispensáveis	
ao	entendimento	de	fatos,	fenômenos	ou	acontecimentos.	Esta	é	sem	
dúvida	a	principal	fonte	de	pesquisa	e	informação	quando	se	deseja	
buscar	 conhecer	 as	 características	 e	 propriedades	 dos	 elementos	
químicos,	e	a	forma	como	estes	estão	organizados	é	um	facilitador	na	
obtenção	destas	informações.
40
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
No	 entanto,	 antes	 de	 se	 obter	 a	 organização	 atual	 da	 tabela	 periódica,	
ela	passou	por	alguns	modelos	diferentes.	As	tentativas	iniciais	de	organização	
dos	elementos	químicos	 surgiram	no	 século	XVIII	 e	 levavam	em	consideração	
características	e	propriedades	destes	elementos,	foi	neste	período	que	Lavoisier,	
em	seu	livro	 intitulado	Tratado	Elementar	de	Química,	apresentou	uma	tabela	
contendo	 33	 substâncias	 elementares,	 isto	 é	 que	 não	podiam	 ser	 decompostas	
em	reações	químicas,	e	das	quais	muitas	fazem	parte	da	tabela	atual.	Lavoisier	
classificou	tais	elementos	em	quatro	grupos:	substâncias	simples,	metálicas,	não	
metálicas	e	salificáveis	ou	terrosas	(OLIVEIRA et al.,	2015).
 
Posteriormente,	 Johann	 W.	 Döbereiner	 (1780-1849),	 em	 1829,	 tentou	
organizar	os	elementos	em	grupos	de	três	elementos,	conhecidos	como	Tríades 
de	 Döbereiner,	 considerando	 os	 valores	 aproximados	 de	 massa	 atômica	 dos	
elementos	que	já	haviam	sido	determinados	(BATISTA,	2019).
FIGURA 22 – TRÍADES DE DÖBEREINER
FONTE: O autor
Na	organização	de	Döbereiner,	a	massa	atômica	do	elemento	central	era	
a	média	das	massas	dos	outros	dois	elementos.	O	problema	desta	organização	
estava	no	fato	de	que	muitos	elementos	não	podiam	ser	agrupados	desta	maneira.
Outra	tentativa	de	organizar	os	elementos	foi	feita	pelo	geólogo	francês	
Alexandre-Emile	Béguyer	de	Chancourtois	 (1820-1886),	em	1862.	O	modelo	de	
Chancourtois	ficou	conhecido	como	Parafuso	Telúrico	e	consistia	em	organizar	16	
elementos	químicos	por	ordem	crescente	de	massa	atômica.	Nesta	organização	os	
elementos	verticalmente	alinhados	possuíam	propriedades	semelhantes.
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
41
FIGURA 23 – PARAFUSO TELÚRICO DE CHANCOURTOIS
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 15 maio 2020.
Em	1863,	John	Alexander	Reina	Newlands	(1837-1898)	propôs	uma	nova	
classifi	cação	para	os	elementos	conhecido	como	as	Oitavas	de	Newlands.	Esta	
classifi	cação	organizava	os	elementos	em	ordem	crescente	de	massa	atômica	e	a	
cada	8	elementos	as	propriedades	se	repetiam.	Surge	então	uma	relação	periódica	
bem	 interessante.	 Mesmo	 apresentando	 certas	 restrições,	 a	 classifi	cação	 de	
Newlands	apresentou	as	ideias	de	grupos	e	períodos,	e	foi	precursor	do	modelo	
de	Mendeleiev	(BATISTA,	[201-]).
TABELA 10 – OITAVAS DE NEWLANDS
FONTE: O autor
OITAVAS
1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª
H F Cl Co/Ni Br Pd I Pt/Ir
Li Na K Cu Rb Ag Cs Os
G Mg Ca Zn Sr Cd Ba/V Hg
Bo Al Cr Y Ce/La U Ta Tl
C Si Ti In Zr Sn W Pb
N P Mn As Di/Mo Sb Nb Bi
O S Fe Se Ro/Ru Te Au Th
42
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Perceba que a tabela proposta por Newlands apresenta alguns símbolos que, 
atualmente, não aparecem na Tabela Periódica. Como o passar dos anos alguns elemen-
tos tiveram alteração de seu símbolo, um exemplo é o Berílio (Be). Na tabela de Newlands 
ele é representado por “G”, pois compostos com Berílio costumam possuir sabor adocica-
do, e por esse motivo chegou a ser chamado de glucinum ou glucinium.
IMPORTANTE
Julius	 Lothar	 Meyer	 (1830-1895)	 foi	 um	 químico	 alemão	 que	 fez	
contribuições	importantes	para	construção	da	tabela	periódica.	Segundo	Batista	
(2019,	n.p.),	Meyer,
[...]	 baseando-se	 principalmente	 nas	 propriedades	 físicas	 dos	
elementos,	fez	uma	nova	distribuição	segundo	as	massas	atômicas.	Ele	
observou	que	 entre	 elementos	 consecutivos,	 a	diferença	das	massas	
era	constante	e	concluiu	a	existência	de	relação	entre	massa	atômica	e	
propriedades	de	um	grupo.	Através	do	estudo	proposto	por	Meyer	foi	
possível	comprovar	a	existência	de	periodicidade,	ou	seja,	ocorrência	
de	propriedades	semelhantes	em	intervalos	regulares.
Dmitri	 Ivanovic	Mendeleiev	 (1834-1907)	 foi	um	químico	e	 físico	 russo	
que,	 em	 1869,	 apresentou	 uma	 nova	 organização	 da	 Tabela	 Periódica.	Apesar	
de	 serem	 realizados	 em	 locais	 diferentes	 os	 trabalhos	de	Mendeleiev	 e	Meyer	
apresentavam	semelhanças	na	organização	dos	elementos	químicos.	O	diferencial	
da	 organização	 da	 tabela	 de	 Mendeleiev	 estava	 nas	 lacunas	 que	 previram	
elementos	químicos	até	então	ainda	desconhecidos.
Mendeleiev	organizou	63	elementos	químicos	conhecidos	em	colunas	com	
base	em	suas	massas	atômicas.	Seu	trabalho	foi	o	mais	completo,	pois	organizou	
os	elementos	de	acordo	com	suas	propriedades	e	pôde	reunir	várias	informações	
de	forma	simples.
FIGURA 24 – TABELA PERIÓDICA DE MENDELEIEV
FONTE: Leite (2019, p. 704)
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
43
“Até	 então,	nada	 se	 sabia	 a	 respeito	da	 constituição	dos	átomos,	mas	a	
organização	 proposta	 por	Meyer-Mendeleiev	 originou	 inúmeras	 investigações	
para	justificar	a	periodicidade	dos	elementos	e	constitui	a	base	da	atual	Tabela	
Periódica”	(BATISTA,	2019,	n.	p.).
A	 organização	 atual	 da	 Tabela	 Periódica	 é	 fruto	 do	 trabalho	 do	 físico	
britânico	Henry	Gwyn	Jeffreys	Moseley	(1887-1915).	Moseley,	em	1913,	atribuiu	
números	inteiros	aos	elementos	químicos,	que,	posteriormente,	corresponderiam	
ao	 número	 de	 prótons	 no	 núcleo	 atômico.	 Assim,	 ele	 organizou	 a	 tabela	 de	
Mendeleiev	de	acordo	com	os	números	atômicos	e	com	isso	removeu	algumas	
falhas	que	persistiam.	Além	disso,	esta	organização	evidenciou	a	periodicidade	
de	propriedades	químicas	e	físicas	dos	elementos.
A	Tabela	Periódica	é	constantemente	atualizada	com	novas	informações	e	
com	acréscimo	de	novos	elementos	que	são	descobertos.	Atualmente	ela	contém	
118	 elementos	químicos,	 organizados	 em	grupos	 e	períodos.	As	mais	 recentes	
adições	a	ela	foram	os	elementos	Nihonium	(Nh),	Moscovium	(Mc),	Tennessine	
(Ts)	e	Oganesson	(Og),	que	completaram	a	sétima	linha	da	tabela.	
FIGURA 25 – TABELA PERIÓDICA ATUAL
FONTE: . Acesso em: 15 maio 2020.
44
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
A construção da Tabela Periódica talvez nunca chegue a um final, porém, 
somente o futuro dirá qual será o elemento mais pesado que ser humano será capaz de 
criar. Para saber mais sobre os novos elementos e sobre o futuro da Tabela Periódica leia 
o artigo Quatro Novos Elementos na Tabela Periódica de Mendeleev: o que muda na prá-
tica?, escrito por Caroline Deckmann Nicoletti e publicado na Revista Virtual de Química, 
disponibilizado através do link: https://bit.ly/3bFIKJi.
DICAS
3 ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
Os	 elementos	 da	 Tabela	 Periódica	 podem	 ser	 organizados	 de	 acordo	
com	 seus	 grupos	 e	 períodos,	 e	 ainda	 podem	 ser	 classificados	 quanto	 a	 suas	
propriedades.
3.1 GRUPOS
A	Tabela	Periódica	possui	18	colunas	que	são	denominadas	grupos,	sendo	
eles	numerados	de	1	a	18	por	recomendação	da	IUPAC,	porém	é	possível	ver	em	
algumas	publicações	a	utilização	de	subgrupo	A	e	B	que	são	acompanhados	de	
números	romanos.	No	entanto,	esta	terminologia	está	em	desuso.
FIGURA 26 – IDENTIFICAÇÃO DOS GRUPOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: O autor
Alguns	grupos	 recebem	nomes	especiais	 em	virtude	das	 características	
dos	elementos	que	o	compõem.	Veja	a	tabela	a	seguir:
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
45
TABELA 11 – GRUPOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: O autor
Os	elementos	que	pertencem	a	um	mesmo	grupo	possuem	propriedade	
semelhantes.	
3.2 PERÍODOS
A	Tabela	Periódica	atual	possui	ao	todo	7	linhas,	cada	uma	destas	linhas	é	
chamada	de	período,	ou	seja,	ela	possui	7	períodos.	Os	períodos	indicam	o	número	
de	camadas	que	os	átomos	que	os	compõem	possuem,	ou	seja,	um	elemento	que	
esteja	no	6º	período	possuirá	elétrons	até	a	6ª	camada	(Camada	P).
FIGURA 27 – PERÍODOS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: O autor
GRUPO NOME	DO	GRUPO
1 Metais	Alcalinos
2 Metais	Alcalino-Terrosos13 Família	do	Boro
14 Família	do	Carbono
15 Família	do	Nitrogênio
16 Calcogênios
17 Halogênios
18 Gases	Nobres
46
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Note	que	existem	duas	linhas	deslocadas	para	a	parte	inferior	da	Tabela	
Periódica,	 esse	 deslocamento	 é	 realizado	 com	 o	 objetivo	 de	 encurtá-la.	 No	 6º	
período	 temos	 os	 lantanídeos,	 grupo	 que	 engloba	 os	 elementos	 de	 números	
atômicos	57	a	71,	e	no	7º	período	os	actinídeos	com	elementos	de	números	atômico	
89	a	103.
3.3 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS
Os	118	elementos	da	Tabela	Periódica	podem	ser	classificados	de	acordo	
com	alguns	quesitos	e	dentre	as	classificações	possíveis	temos:
• Quanto	à	estrutura	atômica
• Quanto	às	características	e	propriedades
• Complementares
3.3.1 Classificação quanto à estrutura eletrônica
Os	 elementos	 químicos	 podem	 ser	 divididos	 em	 representativos	 e	 de	
transição.	 Os	 elementos	 representativos	 terminam	 sua	 distribuição	 eletrônica	
nos	subníveis	s	ou	p,	já	os	de	transição	terminam	em	d	(transição	externa)	ou	f	
(transição	interna).	
Os lantanídeos também são conhecidos como “terras-raras” devido ao fato 
deste grupo possuir elementos de grande importância em aplicações tecnológicas. Para 
saber mais leia o artigo Terras raras: aplicações industriais e biológicas, escrito por Tereza 
S. Martins e Paulo Celso Isolani e publicado pela revista Química Nova. Você pode acessar 
o artigo pelo link https://bit.ly/2LIy8Pe.
DICAS
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
47
FIGURA 28 – ELEMENTOS REPRESENTATIVOS E DE TRANSIÇÃO
FONTE: O autor
Dentre	estas	duas	grandes	classifi	cações,	podemos	destacar	que	os	grupos	
de	 elementos	 representativos	 possuem	 o	 mesmo	 número	 de	 elétrons	 na	 sua	
camada	de	valência.	Como	exemplo,	podemos	avaliar	a	distribuição	de	alguns	
elementos	do	grupo	2:
Note	que	todos	possuem	dois	elétrons	na	camada	de	valência	e	terminam	
sua	 distribuição	 com	 o	 subnível	mais	 energético	 sendo	 s,	 como	 previsto	 pela	
Figura	28.
Na	tabela	a	seguir,	você	pode	verifi	car	o	número	de	elétrons	na	camada	
de	 valência	 de	 elementos	 representativos	 de	 acordo	 com	 o	 grupo	 em	 que	 se	
encontram.
48
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
TABELA 12 – NÚMERO DE ELÉTRONS NA CAMADA DE VALÊNCIA DOS ELEMENTOS REPRESEN-
TATIVOS
FONTE: O autor
Você	pode	localizar	um	elemento	através	da	sua	distribuição	eletrônica,	
o	 primeiro	 passo	 é	 determinar	 se	 ele	 é	 representativo	 ou	 de	 transição.	 Para	
elementos	 de	 representativos	 você	 verifica	 o	 número	 de	 elétrons	 da	 última	
camada	(que	indica	o	grupo)	e	qual	a	camada	de	valência	(que	indica	o	período),	
veja	o	exemplo	a	seguir:
Como	 o	 elemento	 fósforo	 (P)	 termina	 sua	 distribuição	 em	 p	 então	 ele	
é	 representativo,	 sua	camada	mais	externa	é	a	3,	 então	está	no	3º	período,	e	o	
número	de	elétrons	na	camada	de	valência	é	5	(3s²,	3p³),	então	está	no	grupo	15.
Para	elementos	de	transição	externa,	o	grupo	será	indicado	pela	soma	dos	
elétrons	da	camada	de	valência	com	os	elétrons	do	subnível	mais	energético,	já	o	
período	é	indicado	pela	camada	de	valência.	Veja	o	exemplo:
Somando	os	elétrons	da	camada	de	valência	com	o	subnível	mais	energético	
(5s2,	4d9),	 temos	11,	que	 indica	o	grupo	da	prata,	e	a	camada	de	valência	é	5,	
indicando	o	5º	período.
Para	os	elementos	de	transição	interna,	os	quais	a	distribuição	termina	em	
f,	identificamos	o	período	pela	camada	de	valência	e	a	casa,	que	é	a	posição	na	fila	
de	lantanídeos	e	actinídeos,	pelo	número	de	elétrons	no	subnível	mais	energético.
GRUPO Nº	DE	ELÉTRONS	CAMADA	DE	VALÊNCIA
1 1
2 2
13 3
14 4
15 5
16 6
17 7
18 8	(Exceto	He	que	possui	2)
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
49
FIGURA 29 – CASAS DOS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA
FONTE: O autor
Veja	o	exemplo:
A	camada	de	valência	do	urânio	é	a	7,	então	o	elemento	está	no	7º	período,	
e	como	possui	4	elétrons	no	subnível	mais	energético	então	está	na	casa	4.
3.3.2 Classificação quanto às características e 
propriedades
Os	 elementos	 químicos	 se	 reúnem	 em	 grupos	 que	 apresentem	
características	e	propriedades	bem	semelhantes.	Estes	grupos	são	dividido	em:
• Hidrogênio
• Metais
• Não	Metais
• Semimetais
• Gases	nobres
50
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 30 – DIVISÕES POR PROPRIEDADES E CARACTERÍSTICAS DA TABELA PERIÓDICA
FONTE: O autor
O hidrogênio,	 apesar	 de	 se	 localizar	 no	 grupo	 1	 por	 possuir	 1	 elétron	
na	 sua	 camada	 de	 valência,	 não	 faz	 parte	 do	 grupo	 dos	 metais.	 Ele	 possui	
características	singulares	e	que	se	aplicam	apenas	a	ele,	assim,	não	se	enquadra	
em	nenhum	outro	grupo:
• Ponto	de	Fusão:	-259,2°C;
• Ponto	de	Ebulição:	-252,9°C;
• Pode	formar	cátion	ou	ânion	monovalente;
• Pode	realizar	ligação	covalente	ou	iônica;
• É	um	forte	agente	redutor;
• Em	 condições	 normais	 é	 pouco	 reativo,	 porém,	 sob	 condições	 favoráveis	
reagem	com	a	maioria	dos	elementos.
Os	metais	compõem	a	maioria	dos	elementos	da	Tabela	Periódica.	Para	
que	um	elemento	se	enquadra	na	definição	de	metal	ele	deve	apresentar	algumas	
das	seguintes	características:
• São	sólidos	a	temperatura	ambiente	(Exceção:	Mercúrio	[líquido]);
• Apresentem	brilho	metálico;
• Apresentam	altos	pontos	de	fusão	e	ebulição	(Exceção:	Mercúrio	[PF:	-38,8°C	
PE:	356,7°C]);
• Formam	cátions;
• São	maleáveis;
• São	dúcteis;
• São	bons	condutores	de	calor	e	eletricidade.
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
51
Os	não metais	(ou	ametais)	representam	uma	parcela	bem	menor	da	Tabe-
la	Periódica	quando	comparados	aos	metais.	Apesar	disso	apresentam	elementos	
de	grande	importância,	como	carbono	(presente	nos	hidrocarbonetos)	e	oxigênio	
(na	forma	de	gás	oxigênio	é	essencial	para	vida).	Eles	apresentam	características	
opostas	aos	metais,	sendo	elas:
• São	opacos,	ou	seja,	não	apresentam	brilho	(Exceção:	Iodo);
• Não	são	dúcteis	nem	maleáveis;
• São	maus	condutores	de	calor	e	eletricidade	(Exceção:	Carbono);
• Formam	ânion;
• São	encontrados	nos	três	estados	físicos;
• Apresentam	baixos	pontos	de	fusão	e	ebulição.
Os	semimetais	representam	um	grupo	intermediário	entre	metais	e	não	
metais,	possuem	características	 intermediárias	entre	os	metais	e	os	não	metais.	
No	geral,	suas	características	são	as	seguintes:
• Apresentam	pouco	brilho;
• São	semicondutores	elétricos,	ou	seja,	conduzem	parcialmente	a	eletricidade;
• São	semicondutores	térmicos,	ou	seja,	conduzem	parcialmente	o	calor;
• Possuem	a	tendência	de	se	fragmentar.
A maleabilidade e a ductibilidade são características interessantes dos metais 
e estão relacionadas à capacidade de deformação plásticas destes elementos. Ser maleá-
vel indica a possibilidade de transformar um metal em lâminas extremamente finas devido 
a sua capacidade de se deformar sem se romper quando submetido à compressão. Já ser 
dúctil indica a possibilidade de transformar um metal em fios extremamente finos e longos 
sem que se rompam ao serem submetidos à tração.
ATENCAO
Dos semimetais podemos dar atenção ao silício (Si), ele é um material semi-
condutor muito abundante, é amplamente utilizado na indústria tecnológica para a pro-
dução de transistores para chips, células solares e em diversas variedades de circuitos 
eletrônicos. Sua importância para esta área é tão grande que deu nome a uma região na 
Califórnia, Estados Unidos, conhecida como Vale do Silício. Esta região reúne as maiores 
empresas do ramo, como Google, Facebook, HP, Intel, Netflix, entre outras.
INTERESSANTE
52
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Por	fim,	temos	os	gases	nobres.	O	grupo	recebe	este	nome	devido	ao	fato	de	
os	elementos	que	o	compõem	apresentarem	alta	estabilidade	e	consequentemente	
baixa	 reatividade	 nas	 condições	 normais	 de	 temperatura	 e	 pressão	 (CNTP).	
Devido	a	esta	estabilidade,	os	gases	nobres	são	encontrados	de	forma	isolada	na	
natureza,	porém	em	condições	muito	específicas	podem	formar	compostos.	Seus	
elementos	possuem	8	elétrons	na	camada	de	valência,	com	exceção	do	hélio	(He)	
que	possui	2.
3.3.3 Classificações complementares
Os	elementos	podem	ser	classificados	aindasegundo	a	sua	origem,	assim	
temos	elementos	naturais e artificiais.	Os	elementos	naturais	são,	como	o	próprio	
nome	sugere,	encontrados	na	natureza,	sendo	o	urânio	(U),	elemento	de	número	
atômico	92,	seu	último	representante	na	Tabela	Periódica.
Já	 os	 elementos	 artificiais	 são	 sintetizados	 em	 laboratório	 através	 da	
colisão	e	 junção	de	átomos	num	processo	 conhecido	 como	 fusão.	Geralmente,	
estes	 elementos	 são	 extremamente	 instáveis	 e	 se	 desintegram	 em	 questão	 de	
milésimos	de	segundos.
Os	elementos	artificiais	podem	ser	classificados	ainda	em	cisurânicos e 
transurânicos.	Os	cisurânicos	são	os	elementos	artificiais	que	estão	antes	do	urâ-
nio	(último	elemento	natural	da	Tabela	Periódica),	sendo	eles:	tecnécio																				,	
promécio																								,	astato																				e	frâncio																			(SYNTHETIC...	
2017).	Os	transurânicos	são	todos	os	elementos	após	o	urânio,	sendo	que	todos	
são	artificiais.
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS
A	 organização	 dos	 elementos	 através	 da	 Tabela	 Periódica	 permitiu	
observar	que	algumas	de	suas	propriedades	apresentam	variações	periódica	em	
função	de	seus	números	atômicos	(RUSSEL,	2002).	Neste	item,	iremos	tratar	das	
seguintes	propriedades periódicas:
• Raio	atômico
• Eletronegatividade
• Energia	de	ionização
• Afinidade	eletrônica
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
53
4.1 RAIO ATÔMICO
O raio atômico	representa	a	medida	média	da	distância	de	seu	núcleo	até	
o	“fi	nal”	da	eletrosfera.	Todavia,	realizar	esta	medida	considerando	o	“fi	nal”	da	
eletrosfera	seria	complicado,	sendo	que	ela	é	uma	nuvem	de	probabilidade	sem	
uma	demarcação	de	fi	m.	Dessa	 forma,	 a	determinação	do	 raio	 atômico	 é	 feita	
experimentalmente	utilizando	a	distância	de	ligação	ou	comprimento	de	ligação	
(indica	a	distância	entre	os	núcleos	de	dois	átomos	ligados).
FIGURA 31 – DETERMINAÇÃO DO RAIO ATÔMICO
FONTE: O autor
Note	que,	através	da	fi	gura,	o	raio	atômico	será	obtido	por:
O	aumento	do	raio	atômico	é	ilustrado	pela	fi	gura	a	seguir:
54
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 32 – AUMENTO DO RAIO ATÔMICO
FONTE: O autor
O	 aumento	 do	 raio	 atômico	 de	 cima	 para	 baixo	 em	 um	 grupo	 ocorre	
devido	ao	fato	de	que	quanto	mais	para	baixo	maior	o	número	de	camadas	nos	
elementos	e,	consequentemente,	maior	o	será	raio	atômico.
Já	o	aumento	do	raio	atômico	em	um	período	não	se	relaciona	ao	número	
de	 camadas,	 já	 que,	 em	 um	período,	 todos	 possuem	 a	mesma	 quantidade	 de	
camadas.	 Ele	 aumenta	 da	 direita	 para	 esquerda,	 pois	 os	 elementos	 da	 direita	
possuem	 números	 atômicos	maiores,	 ou	 seja,	 possuem	 um	maior	 número	 de	
prótons	em	seu	núcleo.	Esse	aumento	de	cargas	no	núcleo	faz	com	que	a	atração	
eletrostática	entre	prótons	e	elétrons	seja	maior,	e	assim,	fazendo	com	que	o	raio	
seja	menor.	 Em	 comparação,	 num	mesmo	 período,	 um	 elemento	 localizado	 a	
esquerda	terá	um	número	atômico	menor	e	a	atração	entre	núcleo	e	eletrosfera	
será	menor.
Quando	 um	 elemento	 vira	 um	 íon,	 seu	 raio	 atômico	 é	 modificado	 e	
podemos	 tratar	 como	 raio	 iônico.	Ao	 se	 transformar	 em	 um	 cátion	 (perda	 de	
elétrons),	 ocorre	 uma	 diminuição	 do	 raio,	 já	 que	 pode	 ocorrer	 diminuição	 do	
número	 de	 camadas	 e	 aumento	 da	 atração	 eletrostática,	 contrariamente	 ao	 se	
transformar	em	um	ânion	 (ganho	de	elétrons)	há	um	aumento	do	 raio.	Veja	 a	
comparação	de	 alguns	 raios	 atômicos	 e	 iônicos,	medidos	 em	angstroms	 (1Â	=	
1.10-10m),	a	seguir:
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
55
FIGURA 33 – RAIOS ATÔMICOS X RAIOS IÔNICOS
FONTE: . Acesso em: 19 maio 2020.
4.2 ELETRONEGATIVIDADE
A	eletronegatividade	 é	 definida,	 segundo	Usberco	 e	 Salvador	 (2002,	 p.	
87),	 como	 “a	 força	 de	 atração	 exercida	 sobre	 os	 elétrons	 de	 uma	 ligação”.	Na	
Tabela	Periódica,	o	aumento	da	eletronegatividade	ocorre	de	forma	contrária	ao	
aumento	do	raio	atômico.	Veja	a	figura	a	seguir:
FIGURA 34 – AUMENTO DA ELETRONEGATIVIDADE
FONTE: O autor
56
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
O	aumento	da	eletronegatividade	é	oposto	ao	raio	atômico,	pois	quanto	
menor	o	raio	maior	a	força	de	atração	eletrostática	do	núcleo	sobre	os	elétrons.	
Essa	propriedade	é	capaz	de	explicar	alguns	fatores	que	diferenciam	as	ligações	
químicas	que	veremos	mais	à	frente.
Através	de	alguns	experimentos,	Linus	Pauling,	em	1931,	buscou	quantificar	
esta	tendência	de	atrair	elétrons	e	criou	uma	escala	de	eletronegatividade	(SANTOS;	
SILVA;	WARTHA,	 2011,	 p.	 1846).	 Essa	 escala	 normalmente	 é	 apresentada	 em	
muitas	Tabelas	Periódicas.
FIGURA 35 – VALORES DE ELETRONEGATIVIDADE
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 20 maio 2020.
Alguns	 valores	 de	 eletronegatividade	 são	 apresentados,	 porém,	 note	
que	não	são	apresentados	valores	de	eletronegatividade	para	os	gases	nobre.	De	
acordo	com	Campos	e	Santos	(2000,	n.	p.):
A	configuração	eletrônica	característica	do	todos	os	gases	nobres	[...]	
e	o	fato	que	até	1961,	nenhum	composto	estável	de	gases	nobres	era	
conhecido,	 dava	 a	 entender	 que	 os	 gases	 nobres	 não	 apresentavam	
eletronegatividade	(EN).	Por	isso,	as	escalas	de	EN	propostas	até	1961	
não	consideravam	estes	elementos.	Alguns	autores	inclusive,	chegaram	
a	sugerir	que	a	EN	dos	gases	nobres	 fosse	considerada	como	sendo	
‘zero’.	No	 entanto,	 a	 síntese	de	 compostos	 estáveis	de	gases	nobres	
conduziu	ao	 reconhecimento	que	 estes	 elementos	 também	possuem	
eletronegatividade.	Diante	do	exposto,	as	EN’s	dos	gases	nobres,	têm	
sido	intensamente	pesquisadas,	com	o	propósito	de	que,	seus	valores	
possam	explicar	e	até	prever	fatos	experimentais,	além	de	elucidar	a	
natureza	das	ligações	envolvendo	esses	elementos.
Como	as	condições	para	se	obter	valores	de	eletronegatividade	para	gases	
nobres	são	muito	específicas,	iremos	apenas	ater	nossos	estudos	para	os	demais	
elementos,	considerando	o	flúor	(F)	o	elemento	mais	eletronegativo.	
 
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
57
4.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO
A	energia	de	ionização	é	a	mínima	energia	necessária	para	remover	um	
elétron	de	um	átomo	isolado,	no	seu	estado	fundamental.
Quando	 um	 átomo	 isolado,	 em	 seu	 estado	 fundamental,	 absorve	
energia,	o	elétron	pode	se	transferir	de	um	nível	energético	quantizado	
para	outro.	 Se	 a	 energia	 fornecida	 for	 suficiente,	 o	 elétron	pode	 ser	
completamente	removido	do	átomo	[...]	originando	um	íon	positivo.	
(O	 elétron	 mais	 facilmente	 removível	 é	 aquele	 menos	 firmemente	
preso	ao	núcleo,	e	o	de	mais	alta	energia)	(RUSSEL,	2002,	p.	334).
A	energia	de	ionização	está	diretamente	ligada	ao	fato	de	o	núcleo	exercer	
uma	força	de	atração	sobre	os	elétrons,	portanto,	assim	como	a	eletronegatividade,	
o	aumento	da	energia	de	ionização	é	contrário	ao	aumento	do	raio	atômico.	Assim,	
para	 elementos	que	possuem	 raios	maiores,	 o	núcleo	 exerce	uma	 força	menor	
sobre	o	elétron	que	 se	encontra	mais	afastado	e	 este	pode	 ser	mais	 facilmente	
removido.
FIGURA 36 – AUMENTO DA ENERGIA DE IONIZAÇÃO
FONTE: O autor
 
A	primeira	energia	de	ionização	é	a	de	menor	valor,	essa	energia	se	refere	
à	 energia	 para	 remover	 o	 elétron	mais	 afastado	 do	 núcleo	 e	 que	 sofre	menor	
atração	 eletrostática,	 conforme	 os	 elétrons	 vão	 sendo	 retirados	 os	 valores	 de	
energia	 de	 ionização	 vão	 aumentando	 significativamente.	 Veja	 o	 exemplo	 do	
elemento	cloro	(Cl)	e	compare	as	energias	para	remover	o	1º	elétron	e	o	17º	elétron	
de	um	átomo	isolado	de	cloro,	o	salto	de	energia	é	absurdamente	alta.	Note	que	o	
aumento	dos	valores	não	obedece	a	uma	linearidade.	De	forma	generalizada,	esse	
comportamento	também	é	visto	nos	demais	elementos.
58
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 37 – ENERGIAS DE IONIZAÇÃO DO ELEMENTO CLORO
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 20 maio 2020.
4.4 AFINIDADE ELETRÔNICA
A	afinidade	eletrônica	(ou	eletroafinidade)	é	definida	como	a	quantidade	
de	 energia	 envolvida	 no	 processo	 em	 que	 um	 átomo	 isolado	 gasoso,no	 seu	
estado	fundamental,	recebe	um	elétron,	formando	um	ânion,	ou	seja,	é	o	oposto	
da	energia	de	ionização.
Caso tenha interesse em verificar os valores de energia de ionização para os 
demais elementos, consulte no site do National Institute of Standards and Technology 
(NIST), digitando o símbolo do elemento, através do link: https://bit.ly/3lTeiBC.
DICAS
TÓPICO 2 —TABELA PERIÓDICA
59
Este	 processo	 é	 normalmente	 acompanhado	 por	 uma	 liberação	 de	
energia,	 e	 tal	 quantidade	mede	 o	 quão	 fortemente	 o	 elétron	 se	 liga	
ao	átomo.	[...]	Quando	um	átomo	tende	a	ganhar	um	elétron,	energia	
é	 liberada	 e,	 assim,	 a	 quantidade	 ΔH	 [variação	 de	 energia]	 para	 o	
processo	 é	 negativa.	 Quanto	 mais	 negativo	 o	 valor	 da	 afinidade	
eletrônica,	maior	a	tendência	do	átomo	em	receber	elétrons	(RUSSEL,	
2002,	p.	339).
Esta	propriedade	aumenta	de	baixo	para	cima	em	um	grupo	e	da	esquerda	
para	direita	em	um	período,	conforme	é	apresentado	a	seguir:
FIGURA 38 – AUMENTO DA AFINIDADE ELETRÔNICA
FONTE: O autor
Como	 a	 afinidade	 eletrônica	 representa	 a	 energia	 liberada	 quando	 um	
átomo	gasoso,	em	seu	estado	fundamental,	 recebe	um	elétron,	quanto	maior	a	
atração	que	o	núcleo	exerce	sobre	os	elétrons	maior	será	a	energia	liberada.	Isso	
explica	o	comportamento	do	aumento	dessa	propriedade,	já	que,	ao	diminuir	o	
raio	atômico	consequentemente	há	aumento	da	atração	eletrostática.
FIGURA 39 – AFINIDADE ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
FONTE: . Acesso em: 20 maio 2020.
60
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Na	figura	são	apresentados	alguns	valores	de	afinidade	eletrônica	para	
os	elementos	representativos	em	kJ/mol,	quanto	mais	negativo	o	valor,	maior	a	
energia	liberada	na	formação	de	um	ânion.	Note	que,	pelo	seu	comportamento	
estável,	não	são	apresentados	valores	de	afinidade	eletrônica	para	os	gases	nobres.	
“É	 importante	 entender	 as	 diferenças	 entre	 energia	 de	 ionização	 e	 afinidade	
eletrônica:	a	energia	de	ionização	mede	a	facilidade	com	que	um	átomo	perde	um	
elétron,	enquanto	a	afinidade	eletrônica	mede	a	 facilidade	com	que	um	átomo	
ganha	um	elétron”	(BROWN	et al.,	2005,	p.	231).
61
RESUMO DO TÓPICO 2
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• O	surgimento	da	Tabela	Periódica	se	deu	pela	necessidade	de	organizar	os	
elementos	já	conhecidos	como	forma	facilitar	o	acesso	a	suas	informações.
• Em	1829,	 Johann	W.	Döbereiner,	 tentou	organizar	os	elementos	em	grupos	
de	três	elementos,	conhecidos	como	Tríades	de	Döbereiner,	considerando	os	
valores	aproximados	de	massa	atômica	dos	elementos.	O	elemento	central	da	
tríade	possuía	um	valor	de	massa	próximo	a	média	das	massas	dos	outros	
dois	elementos.
• Em	1862,	Alexandre-Emile	Béguyer	de	Chancourtois	propôs	uma	organização	
conhecida	 como	 Parafuso	 Telúrico	 e	 consistia	 em	 organizar	 16	 elementos	
químicos	por	ordem	crescente	de	massa	atômica,	sendo	que	os	elementos	que	
se	alinhavam	verticalmente	possuíam	propriedades	semelhantes.
• Em	 1863,	 John	Alexander	 Reina	Newlands	 propôs	 uma	 nova	 classificação	
para	os	elementos	conhecido	como	as	Oitavas	de	Newlands.	Esta	classificação	
organizava	os	elementos	em	ordem	crescente	de	massa	atômica	e	a	cada	8	
elementos	as	propriedades	se	repetiam.
• Em	1869,	Dmitri	Ivanovic	Mendeleiev	apresentou	uma	nova	organização	da	
Tabela	Periódica.	Ele	organizou	63	elementos	em	colunas	e	previu	a	descoberta	
de	alguns	elementos	que	representam	lacunas	na	sua	organização.
• A	Tabela	Atômica	atual	organiza	os	elementos	em	ordem	crescente	de	seus	
números	atômicos	possui	18	linhas	verticais	(grupos)	e	7	linhas	horizontais	
(períodos).
• Elementos	de	um	mesmo	período	possuem	o	mesmo	número	de	camadas.
• Elementos	de	um	mesmo	grupo	possuem	um	mesmo	número	de	elétrons	na	
camada	de	valência.
• Os	 elementos	 químicos	 podem	 ser	 classificados	 quanto	 a	 sua	 estrutura	
atômica	em	representativos	(terminam	a	distribuição	eletrônica	em	s	ou	p)	ou	
de	transição	(terminam	a	distribuição	eletrônica	em	d	[transição	externa]	ou	f	
[transição	interna]).
• Os	elementos	químicos	se	reúnem	em	grupos	que	apresentam	características	
e	propriedades	bem	semelhantes.	Estes	grupos	são	divididos	em:	hidrogênio,	
metais,	não	metais,	semimetais	e	gases	nobres.
62
• Os	elementos	podem	ser	classificados	em	naturais,	encontrados	na	natureza,	e	
artificiais,	sintetizados	em	laboratório.	Os	artificiais	se	dividem	em	cisurânicos,	
localizados	antes	do	urânio	(último	elemento	natural	da	Tabela	Periódica)	e	
transurânicos,	localizados	depois	do	urânio,	sendo	todos	artificiais.
• O	raio	atômico	é	uma	propriedade	periódica	que	aumenta	de	cima	para	baixo	
em	um	grupo	 (pelo	 aumento	 de	 camadas),	 e	 da	 direita	 para	 esquerda	 em	
um	período	(pela	diminuição	da	força	de	atração	eletrostática	entre	núcleo	e	
eletrosfera).
• A	eletronegatividade	é	definida	 como	a	 força	de	atração	 exercida	 sobre	os	
elétrons	 de	 uma	 ligação.	 Ela	 aumenta	 contrariamente	 ao	 aumento	 do	 raio	
atômico.
• Energia	de	ionização	é	a	mínima	energia	necessária	para	remover	um	elétron	
de	um	átomo	isolado,	no	seu	estado	fundamental.	Ela	aumenta	contrariamente	
ao	aumento	do	raio	atômico.
• Afinidade	eletrônica	representa	o	oposto	da	energia	da	ionização	e	definida	
como	como	a	quantidade	de	energia,	envolvida	no	processo	em	que	um	átomo	
isolado	gasoso,	no	seu	estado	fundamental,	recebe	um	elétron,	formando	um	
ânion.	Assim	como	a	eletronegatividade	e	a	energia	de	ionização	ela	aumenta	
contrariamente	ao	aumento	do	raio	atômico.
63
1	Leia	o	texto	a	seguir:
Sabe-se,	por	fatos	experimentais	que	os	elétrons	se	distribuem	em	níveis	em	
torno	do	núcleo	(os	quais	também	podem	ser	chamados	de	camadas).	Estes	
números	são	infinitos,	mas	só	existem	átomos	na	natureza	que	precisam	de,	
no	máximo,	sete	níveis	para	acomodar	seus	elétrons.	Em	cada	nível	há	um	
número	máximo	de	elétrons	que	podem	ser	acomodados.
Muito	além	de	apenas	identificar	a	quantidade	de	elétrons	em	cada	nível	(ou	
camada)	e	subnível,	a	distribuição	eletrônica	carrega	com	si	as	informações	que	
indicam	a	posição	dos	elementos	na	Tabela	Periódica.	Dessa	forma,	determine	
a	localização	e	símbolo	dos	elementos	que	tem	subnível	mais	energético:
a)	5d4
b)	4f²
c)	5p²
FONTE: https://docplayer.com.br/4335589-Nivel-1-2-3-4-5-6-7-camada-k-l-m-n-o-p-q-nu-
mero-maximo-de-eletrons-2-8-18-32-32-18-2.html. Acesso em: 6 set. 2020.
2	Ao	 longo	dos	anos,	a	Tabela	Periódica	evoluiu	 tanto	na	busca	por	prever	
propriedades	dos	 elementos	quanto	para	 comportar	novos	 integrantes	que	
surgiram	 com	 o	 avanço	 da	 área	 das	 ciências.	 Atualmente,	 ela	 conta	 com	
118	 elementos	 distribuídos	 por	 18	 grupos	 e	 7	 períodos.	 Indicar	 um	 grupo	
e	um	período	para	um	elemento	na	 tabela	é	 similar	a	 indicar	uma	posição	
geográfica	para	uma	pessoa	ou	lugar	em	um	mapa.	Considere	um	elemento	
que	se	encontra	no	grupo	13	e	no	4º	período	e	identifique-o	com	o	auxílio	da	
Tabela	Periódica.
3	Várias	são	as	classificações	que	podemos	fazer	através	da	observação	dos	
elementos	na	Tabela	Periódica,	porém,	uma	das	mais	relevantes	se	 trata	da	
classificação	através	das	características	dos	elementos.	Portanto,	relacione	as	
colunas	 a	 seguir,	 indicando	a	 respectiva	 classificação	para	 as	propriedades	
apresentadas:
4	Além	de	permitir	uma	melhor	organização	dos	elementos,	a	Tabela	Periódica	
atual	conseguiu	prever	várias	propriedades	que	se	repetem,	por	esse	motivo	
utiliza-se	o	termo	“periódica”.	Dentre	essas	propriedades	está	o	raio	atômico,	
AUTOATIVIDADE
I.	Metais (				)	São	opacos,	maus	condutores	de	calor	e	eletrici-
dade,	e	apresentam	baixos	pontos	de	fusão	e	ebulição.
II.	Semimetais (	 	 	 )	 Possuem	 brilho	 característico,	 são	maleáveis	 e	
dúcteis,	são	bons	condutores	de	calor	e	eletricidade.
III.	Não	Metais (	 	 	 )	São	semicondutores,	quebradiços	e	apresentam	
pouco	brilho.
64
que	de	certa	forma	ajuda	a	compreender	as	demais	propriedades	e	indica	a	
medida	média	da	distância	de	seu	núcleo	até	o	“final”da	eletrosfera.	Com	
relação	ao	raio	atômico:
a)	De	que	forma	os	tamanhos	dos	átomos	variam	ao	longo	de	um	período?
b)	De	que	forma	os	tamanhos	dos	átomos	variam	ao	longo	de	um	grupo?
c)	Coloque	os	seguintes	átomos	em	ordem	crescente	de	raio	atômico:	Na,	F,
Cl,	Co.
5	O	 raio	 atômico	 indica	 a	medida	média	 da	 distância	 de	 seu	 núcleo	 até	 o	
“final”	da	eletrosfera,	porém,	a	eletrosfera	pode	sofrer	modificações	quando	
determinado	átomo	se	 torna	um	íon,	ganhando	ou	perdendo	elétrons.	Essa	
modificação	irá	interferir	diretamente	nas	demais	propriedades	periódicas	da	
espécie	química	que	se	forma.	Com	relação	à	formação	de	íons	e	a	alteração	
no	raio	atômico,	explique:
a)	Por	que	os	cátions	possuem	raios	iônicos	menores	que	seus	átomos	neutros	
correspondentes?
b)	Por	que	os	ânions	possuem	raios	iônicos	maiores	que	seus	átomos	neutros?
6	Os	elementos	químicos	apresentam	diversas	características	que	os	definem,	
e	isso	é	importante,	por	exemplo,	numa	análise	qualitativa,	quando	se	busca	
determinar	 uma	 espécie	 desconhecida	 em	 uma	 amostra.	 Suponha	 que	 em	
um	quis,	um	aluno	recebeu	as	seguintes	dicas	a	respeito	de	um	determinado	
elemento	químico:
I.	É	produzido	em	laboratório.
II.	É	classificado	como	cisurânico.
III.	É	classificado	como	não	metal.
A	partir	das	caraterísticas	apresentadas,	qual	dos	elementos	a	seguir	representa	
as	características	apresentadas	pelas	dicas?
a)	(			)	U.
b)	(			)Tc.
c)	(			)	At.
d)	(			)	Pm.
7	A	formação	de	um	cátion	envolve	um	processo	no	qual	elétrons	devem	ser	
retirados	e,	para	isso,	certa	quantidade	de	energia	deve	ser	fornecida	ao	átomo	
original.	Essa	energia	é	chamada	de	energia	de	ionização.	Essa	propriedade	
apresenta	 um	 valor	 crescente,	 pois	 conforme	 um	 elétron	 é	 retirado,	 mais	
energia	é	necessária	para	remover	o	próximo.	Sendo	assim,	por	que	a	segunda	
energia	de	ionização	de	um	átomo	é	sempre	maior	que	sua	primeira	energia	
de	ionização?
65
TÓPICO 3 —UNIDADE 1
LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES 
INTERMOLECULARES
1 INTRODUÇÃO
No	 Tópico	 anterior	 nos	 dedicamos	 a	 entender	 como	 os	 elementos	 se	
organizam	 na	 Tabela	 Periódica	 e	 quais	 as	 propriedades	 que	 podemos	 prever	
através	deles.	Todavia,	um	ponto	muito	importante	é	que	são	raros	os	casos	em	que	
um	átomo	de	um	elemento	químico	é	encontrado	de	forma	isolada	na	natureza.	
Geralmente,	 eles	 estão	 associados	 a	 outros	 elementos,	 formando	 substâncias	
compostas,	ou	até	mesmo	associados	a	átomos	do	mesmo	elemento,	formando	
substâncias	 simples.	 Essa	 interação	 entre	 átomos	 ocorre	 através	 das	 ligações	
químicas,	 além	 disso,	 elas	 justificam	 algumas	 características	 das	 substâncias	
formadas.
No	Tópico	1	nos	preocupamos	em	realizar	a	distribuição	eletrônica	dos	
átomos	e	analisar	suas	camadas	de	valência,	e	isso	não	foi	em	vão,	pois	quando	
átomos	estabelecem	uma	ligação	química,	esta	é	feita	através	dos	elétrons	que	se	
encontram	nessa	camada.	A	quantidade	de	elétrons	que	se	mantem	ali	e	certas	
propriedades	periódicas	são	essenciais	na	determinação	do	tipo	de	ligação	que	
ocorre.
Buscaremos	 ao	 longo	 deste	 Tópico	 compreender	 como	 cada	 ligação	
química	 ocorre	 e	 quais	 suas	 possíveis	 representações.	 Apesar	 de	 as	 ligações	
químicas	 indicarem	a	 relação	entre	os	átomos,	precisamos	 falar	 também	sobre	
interações	 intermoleculares.	 Elas	 são	 responsáveis	 pela	 interação	 entre	 os	
compostos	químicos	e	explicam	várias	propriedades,	como	estado	físico,	pontos	
de	fusão	e	ebulição,	densidade,	entre	outras.
Na	 identificação	 do	 tipo	 de	 interação	 intermolecular,	 dois	 pontos	 são	
essenciais	e	serão	objetos	do	nosso	estudo,	sendo	eles:	a	polaridade	das	ligações	
e	 a	 geometria	 da	 molécula.	 Essas	 características	 nos	 ajudam	 na	 definição	 da	
polaridade	 da	molécula,	 que,	 por	 fim,	 irá	 determinar	 o	 tipo	 de	 interação	 que	
ocorrerá.	
66
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS
Segundo	Covre	(2001,	p.	109),	“ligação	química	é	o	nome	dado	às	formas	
de	 associação	 existentes	 entre	 os	 átomos”.	 Estas	 ligações	 ocorrem	 através	 da	
interação	entre	as	eletrosferas	dos	átomos,	ou	seja,	são	determinadas	pela	relação	
entre	os	elétrons.	As	ligações	químicas	podem	ser	chamadas	também	de	interações	
intramoleculares.
 
Brown	et al.	(2005,	p.	252)	traz	como	apresentação	das	ligações	químicas	a	
seguinte	situação,
Sobre	 a	mesa	da	maioria	dos	 restaurantes	 você	pode	 encontrar	duas	
substâncias	 brancas	 cristalinas:	 sal	 de	 cozinha	 e	 açúcar	 refinado.	
Apesar	de	suas	similaridades	na	aparência,	sal	e	açúcar	são	espécies	de	
substâncias	bem	diferentes.	Sal	de	cozinha	é	cloreto	de	sódio,													,	que	
consiste	em	íons	sódio,	Na+,	e	íons	cloreto,						.	A	estrutura	é	mantida	
unida	 pelas	 atrações	 entre	 íons	 com	 cargas	 de	 sinais	 contrários,	 que	
podemos	chamar	de	ligações	iônicas.	Por	outro	lado,	o	açúcar	refinado	
não	 contém	 íons	 sob	 qualquer	 condição.	 Consiste	 em	 moléculas	 de	
sacarose,	C12H22O11,	nas	quais	as	atrações	chamadas	 ligações covalentes 
mantêm	os	átomos	unidos.	
No	 entanto,	 quais	 são	 as	 condições	 para	 que	 uma	 ligação	 química	
mantenha	estável	determinada	substância?	A	resposta	está	na	Teoria	do	Octeto.
2.1 TEORIA DO OCTETO
Como	citado	anteriormente,	são	raros	os	casos	de	átomos	de	elementos	que	
são	encontrados	de	forma	isolada	na	natureza,	sendo	estes	casos	representados	
pelos	elementos	do	grupo	18,	os	gases	nobres.	Todos	os	demais	se	ligam	a	outros	
átomos,	 formando	substâncias	simples	(substância	formada	por	átomos	de	um	
mesmo	elemento,	como	O2	[gás	oxigênio])	ou	substâncias	compostas	(substâncias	
formadas	por	átomos	de	elementos	diferentes,	como	CO2	[dióxido	de	carbono]).
As	 ligações	químicas	 fazem	com	que	os	átomos	adquiram	estabilidade,	
ou	seja,	sejam	mais	estáveis	do	que	em	seus	estados	fundamentais.	Todavia,	os	
gases	nobres	 já	apresentam	esta	estabilidade	em	seus	estados	 fundamentais,	o	
questionamento	de	o	porquê	isso	ocorre	levou	o	físico	alemão	Walther	Ludwig	
Julius	Kossel	(1888-1956)	a	analisar	a	relação	entre	a	estabilidade	e	a	configuração	
eletrônica	destes	elementos.
Kossel	 percebeu	 que	 os	 gases	 nobres	 apresentavam	 exatamente	 oito	
elétrons	na	sua	camada	de	valência,	tendo	como	única	exceção	o	elemento	hélio	
(He)	que	possui	somente	dois	elétrons	já	que	o	seu	nível	mais	externo	é	o	primeiro.
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
67
FIGURA 40 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS GASES NOBRES
FONTE: O autor
Assim,	 Kossel	 relacionou	 a	 estabilidade	 dos	 gases	 nobres	 a	 suas	
configurações	eletrônicas	e	consequentemente	para	que	outro	elemento	também	
atingisse	a	estabilidade	precisaria	possuir	a	configuração	de	um	gás	nobre.
A	 dedução	 de	 Kossel	 foi	 aperfeiçoada	 posteriormente	 pelos	 físico-
químicos	estadunidenses	Gilbert	Newton	Lewis	(1875-1946)	e	Irving	Langmuir	
(1881-1957).	Langmuir	nomeou	esta	relação	entre	a	configuração	eletrônica	e	a	
estabilidade	de	teoria do octeto	(ou	regra	do	octeto).	
Segundo	 Brown	 et al.	 (2005,	 p.	 253),	 a	 teoria	 do	 octeto	 diz	 que	 “os	
átomos	tendem	a	ganhar,	perder	ou	compartilhar	elétrons	até	que	eles	estejam	
circundados	por	oito	elétrons	de	valência”.	É	importante	destacar,	por	fim,	que	
“existem	muitas	exceções	à	regra	do	octeto,	mas	ela	fornece	uma	estrutura	útil	
para	introduzir	muitos	conceitos	importantes	de	ligação”	(BROWN	et	al.,	2005,	
p.	253).
2.2 LIGAÇÕES IÔNICAS
As	ligações	iônicas	são	formadas	pela	atração	eletrostática	entre	íons	de	
cargas	opostas.	Neste	tipo	de	ligação	um	elemento	de	baixa	energia	de	ionização	
(possui	 grande	 tendência	 a	 perder	 elétron),	 neste	 caso,	 os	 metais,	 se	 ligam	 a	
elementos	com	alta	afinidade	eletrônica	(possui	uma	grande	tendência	em	ganhar	
elétron),	neste	caso,	os	não	metais,	formando	os	compostos iônicos.	
Em	resumo,	metais	tendem	a	formar	cátions (+)	e	perder	elétrons	e	os não 
metais	tendem	a	formar	ânion	(-)	e	ganhar	elétrons.	Veja,	a	seguir,	o	exemplo	do	
compostoiônico													(Cloreto	de	Sódio):
68
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 41 – FORMAÇÃO DO COMPOSTO IÔNICO NaC
FONTE: O autor
Note	que	tanto	o	íon	sódio	quanto	o	íon	cloro	possuem,	após	a	interação,	
oito	elétrons	na	camada	de	valência.
“[...]	 um	 sólido	 iônico	 é	 constituído	 por	 um	 aglomerado	 de	 cátions	 e	
ânions	organizados	com	formas	geométricas	bem	defi	nidas,	chamadas	de	retícu-
los	ou	reticulados	cristalinos”	(FOGAÇA,	2012,	n.	p.).	Para	o	exemplo	do										
devemos	observar	que	ele	é	formado	por	uma	“[...]	transferência	defi	nitiva	de	um	
elétron	do	sódio	para	o	cloro,	originando	o	cátion	sódio	(Na+)	e	o	ânion	cloreto						
(	 	 	 	 	 	 )”	 (FOGAÇA,	2012,	n.	p.),	 	porém,	essa	reação	não	envolve	somente	dois	
átomos,	mas	um	número	enorme	e	 indeterminado	de	átomos	que	formam	um	
retículo	cristalino	de	forma	cúbica.
FIGURA 42 – RETÍCULO CRISTALINO DO CLORETO DE SÓDIO
FONTE: . Acesso em: 22 maio 2020.
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
69
Existem	duas	maneiras	de	representar	um	composto	iônico:
• Fórmula	unitária	ou	mínima
• Fórmula	de	Lewis	ou	eletrônica
2.2.1 Fórmula unitária ou mínima
A	 Fórmula	 unitária	 ou	mínima	 representa	 a	 menor	 proporção	 entre	
cátions	e	ânions	que	compõem	o	retículo	cristalino,	sendo	que,	a	carga	total	do	
composto	deve	 ser	nula	 e	para	que	 isso	 ocorra	 é	necessário	 que	o	número	de	
elétrons	cedidos	por	um	átomo	seja	igual	ao	número	de	elétrons	recebidos	pelo	
outro	átomo.	Para	montar	a	fórmula	unitária	basta	combinar	os	íons	conforme	é	
apresentado	na	imagem	a	seguir.
FIGURA 43 – FÓRMULA UNITÁRIA
FONTE: O autor
Note	 que	 o	 cátion	 deve	 ser	 na	 frente	 e	 o	 ânion	 atrás.	 Como	 exemplo,	
podemos	 aplicar	 a	 fórmula	 unitária	 para	 uma	 combinação	 entre	 os	 íons	Mg2+ 
e						,	neste	caso,	obteríamos	o	composto	iônico	MgC		2	(Cloreto	de	Magnésio).	
A	 fórmula	MgC	 2	 indica	 que	 são	 necessários	 dois	 átomos	 de	 cloro	 para	 um	
átomo	 de	 magnésio.	 Tenha	 em	mente	 o	 seguinte,	 o	 íon	 cloro	 é	 representado	
por										portanto,	ele	recebe	apenas	um	elétron,	no	entanto,00	o	íon	magnésio,	
representado	por	Mg2+,	doa	dois,	sendo	assim,	ao	duplicar	a	quantidade	de	íons	
cloro	o	balanço	de	elétrons	doados	e	recebido	será	nulo.
2.2.2 Fórmula de Lewis ou eletrônica
A	 Fórmula	 de	 Lewis	 ou	 eletrônica	 apresenta	 o	 símbolo	 do	 elemento,	
chamado	de	 tronco	ou	 cerne,	que	 representa	o	núcleo	 e	 todos	os	 elétrons	que	
não	fazem	parte	da	camada	de	valência,	circundado	por	pontos	(•)	ou	xises	(x),								
70
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
que	 representam	os	 elétrons	da	 camada	de	valência,	 chamados	de	 elétrons	de	
valência.	Estes	elétrons	de	valência	geralmente	são	representados	em	pares	que	são	
posicionados	em	volta	do	cerne.	Considerando	o	composto	iônico															utilizado	
anteriormente,	vamos	fazer	a	representação	dele	através	da	fórmula	de	Lewis:
FIGURA 44 – FÓRMULA DE LEWIS CLORETO DE MAGNÉSIO
FONTE: O autor
Algumas	 informações	 importantes	 com	 relação	 aos	 íons	 são	 as	
denominações	 usadas	 em	 relação	 ao	 número	 de	 elétrons	 que	 eles	 ganham	ou	
perdem,	conforme	é	apresentado	na	tabela	a	seguir.
TABELA 13 – DENOMINAÇÃO DOS ÍONS EM FUNÇÃO DO NÚMERO DE ELÉTRONS CEDIDOS 
OU RECEBIDOS
FONTE: O autor
2.2.3 Características dos compostos iônicos
A	 formação	 de	 íons	 e	 do	 retículo	 cristalino	 determinam	 as	 principais	
características	dos	compostos	iônicos,	sendo	elas:
VARIAÇÃO DE 
ELÉTRONS
REPRESENTAÇÃO 
GENÉRICA NOMENCLATURA
1 Monovalente
2 Bivalente	ou	Divalente
3 Trivalente
4 Tetravalente
5 Pentavalente
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
71
• Possuem	aspecto	cristalino	(formam	cristais);
• São	quebradiços;
• Apresentam	elevados	pontos	de	fusão	(PF)	e	ebulição	(PE);
• São	sólidos	nas	condições	ambientais	de	temperatura	e	pressão	(CATP,	25°C,	
1atm);
• Quando	fundidos	ou	dissolvidos	em	água,	conduzem	corrente	elétrica	(são	
eletrólitos).
2.3 LIGAÇÕES COVALENTES
De	acordo	com	Brown	et al.	(2005,	p.	259,	grifo	nosso),
A	grande	maioria	das	substâncias	químicas	não	tem	as	características	
de	 materiais	 iônicos.	 Muitas	 das	 substâncias	 com	 as	 quais	 temos	
contato	em	nosso	dia-a-dia,	como	a	água,	tendem	a	ser	gases,	líquidos	
ou	 sólidos	 com	 baixos	 pontos	 de	 fusão.	 Muitas,	 como	 a	 gasolina,	
vaporizam-se	rapidamente.	Outras	são	maleáveis	nas	formas	sólidas	
-	por	exemplo,	sacolas	plásticas	e	parafina.
Para	a	grande	classe	de	substâncias	químicas	que	não	se	comportam	
como	 substâncias	 iônicas,	 precisamos	de	um	modelo	diferente	para	
a	 ligação	química	entre	os	átomos.	 [...]	Lewis	 inferiu	que	os	átomos	
poderiam	 adquirir	 uma	 configuração	 eletrônica	 de	 gás	 nobre	 pelo	
compartilhamento	 de	 elétrons	 com	 outros	 átomos.	 [...]	 uma	 ligação	
química	formada	desse	modo	é	chamada	ligação	covalente.
Este	tipo	de	ligação	é	a	que	ocorre	entre	os	átomos	de	elementos	que	tendem	
a	receber	elétrons,	em	geral	não	metais	e,	em	alguns	casos,	semimetais.	Ela	ocorre	
também	entre	não	metais	e	hidrogênio	na	formação	de	ácidos.	O	exemplo	mais	
simples	de	ligação	covalente	ocorre	entre	dois	átomos	de	hidrogênio	na	formação	
do	gás	hidrogênio	(H²).
As	 ligações	 covalentes	 podem	 ser	 representadas	 por	 três	 fórmulas	
diferentes,	sendo	elas:
“Compostos formados por ligações covalentes podem ser divididos em dois 
grupos: moleculares e covalentes. Quando átomos se ligam por meio de ligações cova-
lentes, originando moléculas de número determinado, tem-se um composto molecular. 
Entretanto, para um número muito grande e indeterminado de átomos, tem-se um com-
posto covalente ou sólido de rede covalente”. 
FONTE: BATISTA, Fábio Roberto. Química. Curitiba: Positivo, v. 2, 2015, p. 9. Livro do Pro-
fessor: Orientações Metodológicas.
IMPORTANTE
72
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
• Fórmula	de	Lewis	ou	eletrônica
• Fórmula	estrutural
• Fórmula	molecular
2.3.1 Fórmula de Lewis ou Eletrônica
A	fórmula	de	Lewis	segue	a	mesma	ideia	já	apresentada	para	compostos	
iônicos.	 Lembre-se	 de	 que	 a	 representação	 de	 Lewis	 considera	 o	 símbolo	 do	
elemento	como	cerne	ou	tronco,	que	representa	o	núcleo	atômico	e	os	elétrons	que	
não	pertencem	à	camada	de	valência,	e	os	elétrons	de	valência,	que	são	aqueles	
pertencentes	à	camada	de	valência,	que	são	representados	por	pontos	(•)	ou	xises	
(x).
Para	apresentar	todas	as	fórmulas	vamos	trabalhar	com	o	exemplo	do	gás	
cloro,	portanto,	vamos	começar	com	a	fórmula	de	Lewis:
FIGURA 45 – FÓRMULA DE LEWIS PARA O GÁS CLORO
FONTE: O autor
Note	 que	 após	 o	 compartilhamento	 ser	 estabelecido,	 ou	 seja,	 a	 ligação	
covalente	ser	formada,	ambos	os	átomos	de	cloro	possuem	8	elétrons	na	camada	
de	valência.
É importante destacar que o hidrogênio (H) se assemelha ao hélio (He) em 
questão de estabilidade pelo fato de possuir somente a primeira camada da eletrosfera, ou 
seja, ele se estabiliza somente com 2 elétrons. Esta ressalva é importante visto que o hidro-
gênio reage com a maioria dos elementos da Tabela Periódica e geralmente é apresentado 
em exemplo e questões.
ATENCAO
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
73
FIGURA 46 – OUTROS EXEMPLOS DA FÓRMULA DE LEWIS
FONTE: . Acesso em: 22 maio 2020.
2.3.2 Fórmula estrutural
A	fórmula	estrutural	substitui	cada	compartilhamento	por	um	traço,	que	
representa	a	ligação	covalente,	vejamos	para	o	nosso	exemplo	do	gás	cloro:
FIGURA 47 – FÓRMULA ESTRUTURAL PARA O GÁS CLORO
FONTE: O autor
Cada	compartilhamento	é	representado	por	um	traço,	assim,	deve-se	ter	
em	mente	que	dois	átomos	podem	estabelecer	um,	dois	ou	três	compartilhamentos	
entre	si.
TABELA 14 – LIGAÇÕES COVALENTES
FONTE: O autor
NÚMERO	DE	COMPARTILHA-
MENTOS TIPO	DE	LIGAÇÃO REPRESENTAÇÃO
1 Simples
2 Dupla
3 Tripla
74
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Analisando	as	ligações	covalentes	sob	a	perspectiva	de	orbitais	atômicos,	
deve-se	ressaltar	que	ocorre	a	interpenetraçãode	dois	orbitais	atômicos,	formando	
um	orbital	molecular.	Essa	interpenetração	pode	ocorrer	no	mesmo	eixo,	de	forma	
linear,	e	ser	chamada	de	ligação	sigma	(σ)	ou	através	de	eixos	paralelos,	de	forma	
paralela,	formando	uma	ligação	pi	(π).
FIGURA 48 – LIGAÇÕES σ E π ENTRE OS ORBITAIS p E ORBITAL HÍBRIDO sp
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 19 maio 2020.
Note	que	a	ligação	frontal	entre	o	orbital	híbrido	sp	forma	uma	ligação	
sigma	 (ligação	 “A”),	 enquanto	 os	 dois	 orbitais	 de	 p	 se	 ligam	 paralelamente,	
formando	duas	 ligações	pi	 (OBS:	A	 ligação	 “B”	 representa	uma	 ligação	pi	 e	 a	
ligação	“C”	outra).
A	primeira	ligação	estabelecida	entre	dois	átomos	será	sempre	sigma	e	as	
demais	serão	ligações	pi.	Assim:
TABELA 15 – LIGAÇÕES SIGMA E PI
FONTE: O autor
Pode-se	prever	as	ligações	possíveis	para	determinado	grupo	considerando	
o	número	de	elétrons	de	valência.
TIPO DE LIGAÇÃO REPRESENTAÇÃO SIGMA	(σ) PI (π)
Simples 1 0
Dupla 1 1
Tripla 1 2
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
75
TABELA 16 – GRUPOS X LIGAÇÕES COVALENTES
FONTE: O autor
FIGURA 49 – OUTROS EXEMPLOS DE FÓRMULAS ESTRUTURAIS
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 22 maio 2020.
ELEMENTOS LIGAÇÕES FÓRMULA	
ESTRUTURAL
ELETRONS	DE	
VALÊNCIA
Hidrogênio 1	simples 1	elétron
Grupo	14
4	simples
4	elétrons2	simples	e	1	duplas
1	simples	e	1	tripla
2	duplas
Grupo	15
3	simples
5	elétrons1	simples	e	1	dupla
1	tripla
Grupo	16
2	simples
6	elétrons
1	dupla
Grupo	17 1	simples 7	elétrons
76
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
2.3.3 Fórmula molecular
A	fórmula	molecular	 indica	o	símbolo	dos	elementos	acompanhado	de	
um	 índice	 inferior	 que	 representa	 a	 quantidade	 deste	 elemento	 no	 composto.	
Para	o	exemplo	do	gás	cloro,	teremos:
FIGURA 50 – FÓRMULA MOLECULAR PARA O GÁS CLORO
FONTE: O autor
FIGURA 51 – OUTROS EXEMPLOS DE FÓRMULAS MOLECULARES
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 22 maio 2020.
2.3.4 Ligações covalentes coordenadas
As	ligações	covalentes	normais	não	podiam	explicar	algumas	moléculas	
e	na	tentativa	de	formular	uma	ideia	que	pudesse	dar	suporte	a	estrutura	dessas	
moléculas,	 sugiram	 as	 ligações	 covalentes	 coordenadas	 (pode-se	 encontrar	
através	 do	 nome	 ligação	 covalente	 dativa).	 Diferentemente	 das	 ligações	
covalentes	 normais,	 onde	 cada	 átomo	 cede	 um	 elétron	 para	 estabelecer	 um	
compartilhamento,	nas	ligações	covalentes	coordenadas	um	único	átomo	cede	
um	par	de	elétrons	para	ser	compartilhado	entre	ele	e	outro	átomo.	Este	par	de	
elétron	é	chamado	de	par	de	elétrons isolados.
A	ligação	covalente	coordenada	pode	ser	representada	por	um	traço	(–)	ou	
uma	seta	(→).	Para	facilitar	a	diferenciação,	neste	material	procuraremos	utilizar	a	
seta.
O	dióxido	de	enxofre	(SO	2)	é	um	exemplo	clássico	de	uma	molécula	onde	
há	uma	ligação	covalente	coordenada.	Lembre-se,	 tanto	o	enxofre	(S)	quanto	o	
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
77
oxigênio	(O)	são	elementos	que	pertencem	ao	grupo	16	da	tabela	periódica	e	de	
acordo	com	a	Tabela	16,	cada	um	deles	deve	fazer	duas	 ligações	para	adquirir	
estabilidade,	ou	seja,	bastava	uma	ligação	dupla	entre	eles,	porém	há	um	outro	
átomo	de	oxigênio	para	formação	do	dióxido	de	enxofre.
FIGURA 52 – DIÓXIDO DE ENXOFRE
FONTE: O autor
A	 tabela	 a	 seguir	 indica	 o	 número	de	 ligações	 covalentes	 coordenadas	
possíveis	para	alguns	grupos	da	Tabela	Periódica.
TABELA 17– GRUPOS X LIGAÇÕES COVALENTES COORDENADAS
FONTE: O autor
GRUPO CAMADA	DE	
VALÊNCIA
NÚMERO	DE	
LIGAÇÕES 
COVALENTES	
SIMPLES
NÚMERO	DE	
LIGAÇÕES 
COVALENTES	
COORDENADAS	
POSSÍVEIS
14
4	elétrons
4 Não	faz	coordenada
15
5	elétrons
3 1
18
6	elétrons
2 1	ou	2
17
7	elétrons
1 1,	2	ou	3
78
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
2.3.5 Características dos compostos moleculares/
covalentes
Apesar	 de	 receberem	 nomes	 diferentes,	 os	 compostos	 formados	 por	
ligações	covalentes	apresentam	características	semelhantes:
• São	encontrados	na	natureza	nos	três	estados	físicos	na	CATP	(Ex:	Sólido	–	
Açúcar	e	Diamante;	Líquido	–	Água	e	Etanol;	Gasoso	–	Gás	Hidrogênio	e	Gás	
Cloro);
• Pontos	 de	 fusão	 e	 ebulição	 menores	 quando	 comparados	 aos	 compostos	
iônicos	(compostos	covalentes	possuem	PF	e	PE	maiores	que	os	compostos	
moleculares);
• Quando	puros,	não	conduzem	corrente	elétrica;
• São	quebradiços.
2.4 LIGAÇÕES METÁLICAS
As	 ligações	metálicas	 ocorrem,	 como	o	 próprio	 nome	 sugere,	 entre	 os	
metais.	Esse	tipo	de	ligação	é	aplicado	através	do	modelo	chamada	de	mar de 
elétrons	(ou	nuvem	de	elétrons),	em	que	os	núcleos	positivos	dos	metais	formam	
uma	rede	e	compartilham	seus	elétrons	de	valência.	Esse	mar	de	elétrons	se	forma	
devido	 ao	 fato	 de	 os	metais	 possuírem	 baixas	 energias	 de	 ionização,	 ou	 seja,	
tendem	a	perder	facilmente	seus	elétrons	de	valência	(TRO,	2017).	“Estes	elétrons	
“livres”	 não	 estão	 mais	 localizados	 em	 um	 único	 átomo,	 mas	 deslocalizados	
sobre	o	metal	inteiro.	Os	átomos	do	metal	positivamente	carregados	são,	então,	
atraídos	para	o	mar	de	elétrons,	mantendo	o	metal	unido”	(TRO,	2017,	p.	385).
FIGURA 53 – LIGAÇÃO METÁLICA X MAR DE ELÉTRONS
FONTE: O autor
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
79
2.4.1 Características dos compostos metálicos 
As	 características	 dos	 compostos	 metálicos	 (ou	 metais)	 são	 explicadas	
pela	formação	do	mar	de	elétrons.	Assim,	podemos	destacar	que:
• Eles	são	bons	condutores	de	eletricidade,	pois	diferentemente	dos	compostos	
iônicos	onde	os	elétrons	estão	confinados	a	um	íon,	nos	compostos	metálicos	
eles	estão	livres	para	circular.
• São	bons	condutores	de	calor,	pelo	mesmo	motivo	anterior,	os	elétrons	ajudam	
a	dispersar	a	energia	térmica.
• Possuem	 pontos	 de	 fusão	 e	 ebulição	 extremamente	 altos,	 com	 exceção	 do	
mercúrio	(Hg);
• São	maleáveis	 e	 dúcteis,	 pois,	 como	não	 há	 nenhuma	 “ligação”	 específica,	
“podemos	deformá-lo	 com	 relativa	 facilidade	 forçando	 os	 íons	 do	metal	 a	
passar	um	pelo	outro.	O	mar	de	elétrons	acomoda	facilmente	deformações	
fluindo	para	a	nova	forma”	(TRO,	2017,	p.	415-416).
2.4.2 Ligas metálicas
As	 ligas	 metálicas	 são	 misturas	 de	 pelo	 menos	 dois	 metais	 diferentes	
com	 o	 objetivo	 de	 obter	 um	 produto	 ofereça	 propriedades	 que	 os	 metais	
isoladamente	 não	 possuem,	 dessa	 forma	 as	 ligas	 metálicas	 possuem	 diversas	
finalidades.	 Geralmente,	 as	 propriedades	 melhoradas	 estão	 relacionadas	 a	
uma	maior	 resistência	mecânica,	maior	 dureza,	maior	 resistência	 a	 corrosão	 e	
melhor	condutividade	térmica	e	elétrica.	Veja	as	principais	ligas	metálicas	e	suas	
aplicações	na	tabela	a	seguir.
80
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
LIGA	METÁLICA COMPONENTES APLICAÇÕES
Latão Cobre	(Cu)	[67%]	+	Zinco	(Zn)	
[33%]
Latões,	parafusos,	vál-
vulas,	bijuterias,	tubos
Bronze Cobre	(Cu)	[90%]	+	Estanho 
(Sn)	[10%]
Moedas,	instrumentos	
musicais,	medalhas
Aço	Comum Ferro	(Fe)	[98,5-99,9%]	+	
Carbono	(C)	[0,1-1,5%] Peças,	estruturas,	fios
Aço	Inox Aço	[74%]	+	Níquel	(Ni)	[8%]	+	
Crômio	(Cr)	[18%]
Talheres,	utensílios	
domésticos
Amálgama Mercúrio	(Hg)	[50%]	+	Prata 
(Ag)	[35%]	+	Estanho	(Sn)	[15%]
Obturações	
odontológicas,	
mineração	de	ouro
Ouro	18	Quilates Ouro	(Au)	[75%]	+	Prata (Ag)	
[12,5%]	+	Cobre	(Cu)	[12,5%] Joias,	ornamentos
Solda	Comum Chumbo	(Pb)	[67%]	+	Estanho 
(Sn)	[33%] Solda	elétrica
Níquel-Crômio Níquel	(Ni)	[60%]	+	Crômio 
(Cr)	[15%]	+	Ferro	(Fe)	[25%]
Fios	de	resistência	
elétrica
Duralumínio
Alumínio										[95%]	+	Cobre 
(Cu)	+	Magnésio	(Mg)	+	
Manganês	(Mn)	[5%]
Peças	de	automóveis	
e	aviões
FONTE: O autor
3 POLARIDADE E GEOMETRIA
Uma	frase	bem	comum	de	se	ouvir	em	um	laboratório	quando	se	fala	de	
solubilidade	das	substâncias	é:	semelhante	dissolve	semelhante.	Esta	semelhança	
a	 qual	 a	 frase	 se	 refere	 está	 relacionada	 à	 polaridade	 das	moléculas,	 ou	 seja,	
substâncias	polares	tendem	a	dissolver	substâncias	polares,	e	substânciasapolares	
tendem	a	dissolver	substâncias	apolares.	Esta	polaridade	pode	ser	definida	ao	se	
analisar	a	polaridade	e	a	geometria	das	moléculas.
3.1 GEOMETRIA MOLECULAR
A	geometria	molecular	define	a	forma	espacial	assumida	pelos	átomos	
de	uma	molécula	a	partido	do	momento	em	que	eles	se	unem.	Segundo	Batista	
(2015,	p.	45),	“quando	ocorre	uma	ligação	química,	os	átomos	formam	ângulos	
entre	si,	adotando	determinada	geometria.	Existem	várias	teorias	que	permitem	
fazer	 uma	 previsão	 sobre	 a	 geometria	 das	 moléculas	 [...]”,	 porém,	 a	 mais	
confiável	é	a	Teoria	da	Repulsão	dos	Pares	de	Elétrons	da	Camada	de	Valência	
(VSEPR,	sigla	em	inglês	para	Valence Shell Electron Pair Repulsion).	“Esse	modelo	
TABELA 17 – PRINCIPAIS LIGAS METÁLICAS E SUAS APLICAÇÕES
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
81
foi	proposto,	em	1940,	por	Nevil	Vincent	Sidgwick	(1873-1952)	e	desenvolvida	
por	Ronald	Sydney	Nyholm	(1917-1971),	autor	que	publicou	em	1957.	O	modelo	
foi	aperfeiçoado	e	divulgado	novamente,	em	1970,	por	Ronald	James	Gillespie	
(1924)”	(BATISTA,	2015,	p.	45,	grifo	do	autor).
Essa	 teoria	 considera	os	pares	de	elétrons	 ligantes	e	 isolados	que	estão	
envoltos	do	átomo	central	da	molécula.	Estes	pares	de	elétrons	ocupam	espaço	
e	 tendem	 a	 se	 distanciar	 o	 máximo	 possível,	 se	 arranjando	 numa	 geometria	
molecular	que	mantenha	a	molécula	o	mais	estável	possível.	A	 tabela	a	seguir	
ajuda	na	predição	das	geometrias	moleculares	considerando	os	pares	ligantes	e	
isolados.
TABELA 18 – GEOMETRIA MOLECULAR (VSEPR)
NCT PL PNL GEOMETRIA ÂNGULO MODELO	
MOLECULAR EXEMPLO
2 2 0 Linear 180° CO2,	BeH2
3
3 0 Trigonal	
Plana 120° BF3,	
2 1 Angular ~119° H2S,	SO2
4
4 0 Tetraédrica 109,5° 												,	CH4
3 1 Piramidal	
Trigonal ~107° NH3,	H3O+
2 2 Angular ~104,5° H2O,	
82
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
5
5 0 Bipiramidal	
Trigonal 90°/120° PC		5,	PBr3F2
4 1 Gangorra . Acesso em: 26 maio 2020.
OBSERVAÇÃO:	 somente	 os	 pares	 de	 elétrons	 das	 ligações	 sigma	 (σ)	
são	contados	como	pares	ligantes,	assim,	quando	dois	átomos	estabelecem	uma	
ligação	dupla	ou	tripla,	esta	será	considerada	apenas	um	par	de	elétrons	ligantes.	
Pares	isolados	ocupam	mais	espaço	do	que	pares	ligantes.
Note	 que	 nos	 modelos	 das	 moléculas	 são	 apresentados	 três	 tipos	 de	
“ligações”	que	são	representados	pelos	símbolos	a	seguir.	Estas	representações	
estão	associadas	à	posição	da	 ligação	em	relação	ao	plano	no	qual	a	molécula	
se	 encontra.	A	 representação	A	 indica	que	 a	 ligação	 está	 alinhada	 ao	plano,	 a	
representação	B	indica	que	a	 ligação	está	posicionada	para	frente	do	plano	e	a	
representação	C	para	trás	do	plano.
FIGURA 54 – REPRESENTAÇÃO DAS LIGAÇÕES NA GEOMETRIA
FONTE: O autor
84
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
3.2 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Ao	 tratar	 sobre	 as	 propriedades	 periódicas	 foi	 apresentada	 a	
eletronegatividade,	 uma	 propriedade	 que	 está	 relacionada	 à	 força	 de	 atração	
exercida	sobre	os	elétrons	de	uma	ligação.
A	 diferença	 de	 eletronegatividade	 entre	 os	 átomos	 participantes	 de	
uma	 ligação	 é	 essencial	 para	 definir	 qual	 tipo	 de	 ligação	 está	 estabelecida	 e	
poder	identificar	se	o	composto	apresenta	características	iônicas	ou	covalentes,	
geralmente,	temos	que:
FIGURA 55 – ELETRONEGATIVIDADE X POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
FONTE: O autor
Quando	dois	átomos	do	mesmo	elemento	estabelecem	uma	ligação	através	
do	compartilhamento	de	elétrons,	 temos	a	formação	de	uma	ligação	covalente	
apolar,	pois	ambos	possuem	a	mesma	eletronegatividade,	ou	seja,	atraem	o	par	
de	elétrons	com	a	mesma	intensidade.
Já	 quando	 átomos	 de	 elementos	 diferentes	 estabelecem	 esse	
compartilhamento,	 temos	 a	 formação	 de	 uma	 ligação	 covalente	 polar.	 Neste	
caso,	 o	 elemento	mais	 eletronegativo	 atrai	 mais	 fortemente	 o	 par	 de	 elétrons	
para	 si,	 formando	um	polo	negativo	 (δ -)	 enquanto	o	 outro	 átomo,	de	menor	
eletronegatividade,	apresenta-se	como	o	polo	positivo	(δ	+),	deficiente	de	elétrons.	
Quanto	maior	a	diferença	de	eletronegatividade	mais	polar	é	a	ligação.
Quando	 a	 diferença	 de	 eletronegatividade	 extrapola	 o	 valor	 de	 1,7,	
temos	 uma	 ligação	 iônica.	 Para	 este	 caso,	 a	 diferença	 entre	 os	 valores	 de	
eletronegatividade	dos	átomos	é	 tão	grande	que	os	elétrons	são	arrancados	de	
um	átomo	e	transferidos	para	o	outro,	formando	íons.
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
85
3.3 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
As	 moléculas	 podem	 ser	 polares	 ao	 apolares,	 porém,	 não	 se	 engane	
achando	 que	 se	 uma	 molécula	 apresenta	 ligações	 polares	 ela	 será	 polar.	 Em	
muitos	casos	uma	molécula	com	ligações	polares	pode	ser	apolar,	isso	dependerá	
do	momento	dipolar	resultante						.	O	momento	dipolar	resultante	é	um	vetor	
obtido	pela	soma	dos	momentos	dipolares	das	ligações.
Vetores	 são	 símbolos	 matemáticos	 utilizados	 na	 representação	 de	
grandezas	vetoriais,	 estas	grandezas	 são	bem	definidas	quando	são	atribuídos	
a	elas	intensidade	(módulo),	direção	e	sentido.	Os	vetores	são	representados	por	
setas.	A	intensidade	é	representada	por	um	valor,	no	caso	do	momento	dipolar,	
é	a	diferença	de	eletronegatividade	entre	os	átomos.	Em	muitos	casos	o	tamanho	
do	 vetor	 (seta)	 indica	 sua	 intensidade.	A	direção,	 indicada	 pela	 reta	 suporte,	
está	associada	a	horizontal,	vertical	ou	diagonal.	Já	o	sentido,	representado	pela	
ponta	da	seta,	está	associado	com	alguns	dos	seguintes	termos,	para	direita,	para	
esquerda,	para	cima	e	para	baixo.
FIGURA 56 – REPRESENTAÇÃO DE VETORES
FONTE: O autor
 
Moléculas	formadas	por	apenas	ligações	apolares	são	moléculas	apolares.	
E	ainda,	para	moléculas	diatômicas,	ou	seja,	formada	apenas	por	dois	átomos,	o	
tipo	de	ligação	estabelecida	entre	os	átomos	indica	a	polaridade	da	molécula.
Já	as	moléculas	que	apresentam	 ligações	polares	podem	ser	polares	ou	
apolares,	e	isso	dependerá	do	momento	dipolar	resultante.	Este	momento	por	sua	
vez	estará	relacionado	à	orientação	dos	vetores	de	cada	ligação	e	com	a	geometria	
da	molécula.	Quando															a	molécula	é	apolar	e	quando														a	molécula	é	
polar.	Veja	alguns	exemplos	a	seguir.
86
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
FIGURA 57 – MOLÉCULAS POLAR E APOLAR
FONTE: O autor
A	molécula	de	dióxido	de	carbono	possui	ligações	polares	entre	os	átomos	
de	carbono	e	oxigênio,	como	o	oxigênio	é	mais	eletronegativo	o	momento	dipolar	
é	apontado	para	ele,	porém,	note	que	a	molécula	é	linear	e	temos	dois	momentos	
dipolares	de	mesma	intensidade	apontados	para	sentidos	diferentes,	assim,	um	
anula	o	outro.	Para	facilitar,	imagine	essa	situação	como	um	cabo	de	guerra,	se	
duas	pessoas	iguais	puxassem	a	corda	cada	uma	de	um	lado	ninguém	sairia	do	
lugar,	ou	seja,	não	haveria	polos,	que	é	o	que	ocorre	para	esta	molécula.
Já	a	molécula	de	água	possui	ligações	polares	entre	hidrogênio	e	oxigênio,	
sendo	este	último	mais	eletronegativo,	porém,	note	que	ela	tem	geometria	angular	
e	os	dois	momentos	dipolares	estão	voltados	para	cima,	gerando	um	momento	
dipolar	resultante	diferente	de	zero.	Isso	faz	com	que	a	água	seja	uma	substância	
polar,	tendo	seu	polo	negativo	(δ	–)	próximo	ao	oxigênio	e	o	polo	positivo	(δ	+)	
próximo	ao	hidrogênio.
4 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Assim	como	os	átomos,	que	interagem	entre	si	através	de	ligações	químicas,	
as	 substâncias	 químicas	 também	 estabelecem	 interações.	 Estas	 interações	 são	
chamadas	de	interações	intermoleculares	(ou	forças	intermoleculares)	apesar	de	
haver	algumas39
2 EVOLUÇÃO DA TABELA PERIÓDICA ....................................................................................... 39
3 ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA .............................................................................. 44
3.1 GRUPOS ......................................................................................................................................... 44
3.2 PERÍODOS ..................................................................................................................................... 45
3.3 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS ...................................................................................... 46
3.3.1 Classificação quanto à estrutura eletrônica ...................................................................... 46
3.3.2 Classificação quanto às características e propriedades .................................................. 49
3.3.3 Classificações complementares .......................................................................................... 52
4 PROPRIEDADES PERIÓDICAS .................................................................................................... 52
4.1 RAIO ATÔMICO ........................................................................................................................... 53
4.2 ELETRONEGATIVIDADE .......................................................................................................... 55
4.3 ENERGIA DE IONIZAÇÃO ....................................................................................................... 57
4.4 AFINIDADE ELETRÔNICA ....................................................................................................... 58
RESUMO DO TÓPICO 2..................................................................................................................... 61
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 63
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ................. 65
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 65
2 LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................................... 66
2.1 TEORIA DO OCTETO .................................................................................................................. 66
2.2 LIGAÇÕES IÔNICAS ................................................................................................................... 67
2.2.1 Fórmula unitária ou mínima .............................................................................................. 69
2.2.2 Fórmula de Lewis ou eletrônica ........................................................................................ 69
2.2.3 Características dos compostos iônicos .............................................................................. 70
2.3 LIGAÇÕES COVALENTES ......................................................................................................... 71
2.3.1 Fórmula de Lewis ou Eletrônica ........................................................................................ 72
2.3.2 Fórmula estrutural ............................................................................................................... 73
2.3.3 Fórmula molecular .............................................................................................................. 76
2.3.4 Ligações covalentes coordenadas ...................................................................................... 76
2.3.5 Características dos compostos moleculares/covalentes ................................................. 78
2.4 LIGAÇÕES METÁLICAS ............................................................................................................ 78
2.4.1 Características dos compostos metálicos ........................................................................ 79
2.4.2 Ligas metálicas ..................................................................................................................... 79
3 POLARIDADE E GEOMETRIA...................................................................................................... 80
3.1 GEOMETRIA MOLECULAR ...................................................................................................... 80
3.2 POLARIDADE DAS LIGAÇÕES ................................................................................................ 84
3.3 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS ........................................................................................... 85
4 INTERAÇÕES INTERMOLECULARES ....................................................................................... 86
4.1 DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO ................................................................. 87
4.2 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUZIDO ................................................................... 88
4.3 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE ........................................................... 88
4.4 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO................................................................................................... 88
4.5 ÍON – DIPOLO .............................................................................................................................. 89
4.6 IMPLICAÇÕES DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES .............................................. 90
RESUMO DO TÓPICO 3..................................................................................................................... 91
AUTOATIVIDADE .............................................................................................................................. 93
REFERÊNCIAS ...................................................................................................................................... 95
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS ................................... 97
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES ....................................................................................................... 99
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 99
2 TEORIAS ÁCIDO-BASE .................................................................................................................. 99
2.1 TEORIA DE ARRHENIUS ......................................................................................................... 100
2.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY ........................................................................................... 101
2.3 TEORIA DE LEWIS .................................................................................................................... 102
3 POTENCIAL HIDROGÊNIÔNICO (pH) ................................................................................... 103
3.1 INDICADORES ÁCIDO-BASE ................................................................................................. 105
3.2 ÍONS COMUNS E SOLUÇÃO-TAMPÃO ............................................................................... 108
4 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) .............................................................................................. 111
5 ÁCIDOS ............................................................................................................................................. 113
5.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 114
5.1.1 Quanto ao número de elementos .................................................................................... 114
5.1.2 Quanto à presença de oxigênio ........................................................................................ 114
5.1.3 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis ..............................................................interações	que	ocorrem	entre	um	íon	e	uma	molécula.	Segundo	
Tro	(2017,	p.	488),
A	estrutura	das	partículas	que	constituem	uma	substância	determina	
a	 intensidade	 das	 forças	 intermoleculares	 que	mantêm	 a	 coesão	 da	
substância,	o	que,	por	sua	vez,	determina	se	a	substância	é	um	sólido,	
um	 líquido	 ou	 um	 gás	 a	 uma	 dada	 temperatura.	 À	 temperatura	
ambiente,	 forças	 intermoleculares	 moderadas	 a	 intensas	 tendem	 a	
formar	 líquidos	e	sólidos	 (altos	pontos	de	 fusão	e	ebulição)	e	 forças	
intermoleculares	fracas	tendem	a	formar	gases	(baixos	pontos	de	fusão	
e	 ebulição).	 As	 forças	 intermoleculares	 têm	 origem	 nas	 interações	
entre	cargas,	cargas	parciais	e	cargas	temporárias	nas	moléculas	(ou	
nos	átomos	e	íons)	[...].
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
87
Muitas	vezes,	algumas	das	interações	intermoleculares	são	agrupadas	e	
chamadas	de	 forças	de	Van	der	Waals,	 uma	homenagem	ao	 físico	neerlandês	
Johannes	Diderik	Van	der	Waals	(1837-1923)	o	primeiro	a	teorizar	e	descrever	
essas	interações.	As	forças	de	Van	der	Waals	são	classificadas	como:
• Dipolo	Instantâneo	–	Dipolo	Induzido
• Dipolo	Permanente	–	Dipolo	Induzido
• Dipolo	Permanente	–	Dipolo	Permanente
Além	das	 forças	de	Van	der	Waals,	 podemos	destacar	 ainda	mais	dois	
tipos	de	interações:
• Ligações	de	Hidrogênio
• Íon	–	Dipolo
4.1 DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO
Esse	tipo	de	interação	é	conhecido	também	como	forças	de	London	(ou	
força	de	dispersão).	Esta	interação	foi	explicada	pelo	físico	alemão	naturalizado	
norte-americano	Fritz	Wolfgang	London	 (1900-1954),	 durante	 os	 seus	 estudos	
sobre	a	atração	entre	átomos	de	gases	nobres.	“As	forças	de	London	estão	presentes	
em	todas	as	interações	moleculares,	sendo	as	moléculas	polares	ou	não.	No	caso	
das	moléculas	apolares,	é	a	única	força	presente”	(LIMA,	2014,	s.p.).	Além	disso,	
este	é	o	tipo	de	interação	que	ocorre	entre	átomo	de	gases	nobres.
Essa	 interação	 é	 explicada	 pelo	 fato	 de	 os	 elétrons	 de	 um	 átomo	 ou	
uma	molécula	poderem,	a	qualquer	 instante,	ficar	desigualmente	distribuídos.	
Essa	 distribuição	 desigual	 leva	 à	 formação	 de	 polos	 positivo	 e	 negativo,	
consequentemente	essa	formação	de	polos	induz	o	átomo	ou	molécula	próximo	a	
formar	polos	também	e	assim	estabelecer	uma	interação.
FIGURA 58 – FORÇA DE LONDON NO HÉLIO (He)
FONTE: Adaptado de: TRO, Nivaldo J. Química: uma abordagem molecular. 3. ed. Rio de Janei-
ro: LTC, 2017, p. 489-490.
88
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
4.2 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUZIDO
As	interações	de	dipolo	permanente-dipolo	induzido	podem	ser	chamadas	
de forças	de	Debye,	em	homenagem	a	Petrus	Josephus	Wilhelmus	Debye	(1884-
1966),	 um	 físico-químico	 estadunidense	de	 origem	neerlandesa,	 que	 com	 seus	
estudos	fez	descobertas	e	descreveu	matematicamente	a	formação	de	dipolos.
Esta	interação	dá-se	quando	uma	molécula	polar	se	aproxima	de	uma	
molécula	apolar.	Uma	extremidade	com	excesso	de	carga	da	molécula	
polar	pode	fazer	deslocar	elétrons	da	molécula	apolar	para	uma	das	
extremidades,	 conduzindo	 à	 formação	 de	 um	 dipolo	 momentâneo	
(induzido),	resultando	assim	uma	atração	entre	os	dois	dipolos	(LIMA,	
2014,	s.p.).
4.3 DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE
As	interações	dipolo	permanente–dipolo	permanente,	ou	simplesmente,	
dipolo–dipolo,	também	são	conhecidas	como	forças	de	Keesom,	em	tributo	ao	
físico	holandês	Willem	Hendrik	Keesom	(1876-1956),	que	desenvolveu	o	modelo	
matemático	para	explicar	esse	fenômeno.
As	forças	de	Keesom	ocorrem	entre	moléculas	polares,	ou	seja,	moléculas	
que	possuem	dipolos	permanentes.	O	polo	positivo	de	uma	molécula	polar	atrai	
o	polo	negativo	de	outra	molécula	a	assim	sucessivamente.
FIGURA 59 – FORÇA DE KEESOM PARA NO HC
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 28 maio 2020.
4.4 LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO
As	 ligações	 de	 hidrogênio,	 antigamente	 denominadas	 pontes	 de	
hidrogênio,	são	um	tipo	específico	de	interação	dipolo	–	dipolo.		Nessa	interação	
um	átomo	de	hidrogênio	de	determinada	molécula	polar	interage	com	flúor	(F),	
TÓPICO 3 —LIGAÇOES QUÍMICAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
89
oxigênio	(O)	ou	nitrogênio	(N)	de	outas	moléculas.	Talvez	a	situação	mais	clássica	
em	que	a	ligação	de	hidrogênio	se	estabelece	é	entre	as	moléculas	de	água	(H2O).
FIGURA 60 – LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO ENTRE MOLÉCULAS DE ÁGUA
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 28 maio 2020.
4.5 ÍON – DIPOLO
Esse	tipo	de	interação	geralmente	é	estudado	com	as	forças	intermoleculares	
apesar	de	elas	serem,	na	verdade,	uma	interação	entre	íon	e	molécula	ao	invés	
de	molécula	com	molécula	(BIOLOGIA	TOTAL,	2019).	Esse	tipo	de	interação	é	
extremamente	forte	e	ela	explicar	a	grande	capacidade	de	solubilização	de	sais.	
Na	figura	a	seguir	é	possível	verificar	a	interação	íon	–	dipolo	quando	o	cloreto	de	
sódio	(NaCl),	composto	iônico,	é	dissolvido	em	água.
FIGURA 61 – INTERAÇÃO ÍON – DIPOLO ENTRE ÁGUA E CLORETO DE SÓDIO
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 29 maio 2020.
90
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
Quando um composto iônico ou substância polar é dissolvido em uma 
substância polar sem formar uma nova substância chamamos esse fenômeno de 
solvatação. Nesta situação, moléculas do solvente envolvem moléculas ou íon do soluto.
IMPORTANTE
4.6 IMPLICAÇÕES DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Dependendo	do	tipo	de	interação	que	ocorra,	seja	entre	moléculas	ou	entre	
íon	e	molécula,	devemos	saber	que	esta	interação	irá	influenciar	em	propriedades	
das	substâncias	nas	CNTP,	por	exemplo,	estado	físico,	solubilidade,	volatilidade,	
densidade,	temperatura	de	ebulição	etc.	Assim,	a	primeira	análise	a	ser	feita	é	a	
respeito	da	intensidade	de	cada	uma	das	interações.
FIGURA 62 – INTENSIDADE DAS INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
FONTE: O autor
No	 geral,	 conclui-se	 que,	 ao	 aumentar	 a	 intensidade	 da	 interação,	
mais	forte	serão	as	 ligações	entre	as	moléculas	ou	entre	as	moléculas	e	 íons,	e,	
consequentemente,	maior	serão	os	pontos	de	ebulição	e	maior	será	a	densidade.	
Quanto	aos	estados	físicos,	o	aumento	da	intensidade	da	interação	faz	com	que	
tenhamos	 estados	 mais	 condensados,	 ou	 seja,	 sólidos	 apresentam	 interações	
mais	 fortes	 enquanto	 gases	 apresentam	 interações	mais	 fracas.	 Com	 relação	 à	
solubilidade,	 como	 já	 foi	 citado	 anteriormente,	 substâncias	 polares	 tendem	 a	
dissolver	 substâncias	 polares	 enquanto	 apolares	 tendem	 a	 dissolver	 apolares	
devido	à	interação	que	ocorre	entre	elas.	Por	último,	mas	não	menos	importante,	
temos	 a	 volatilidade,	 quanto	mais	 fraca	 a	 interação	maior	 é	 a	 volatilidade	 de	
determinada	substância.
91
RESUMO DO TÓPICO 3
Neste	tópico,	você	aprendeu	que:
• Para	adquirir	estabilidade	os	átomos	estabelecem	ligações	químicas	entre	si.
• As	ligações	iônicas	são	ligações	químicas	que	ocorrem	através	da	transferência	
de	elétrons,	onde	temos	átomos	doam	elétrons	e	formam	cátions	e	átomos	que	
recebem	elétrons	e	formam	ânion.
• As	 ligações	 covalentes	 ocorrem	 através	 do	 compartilhamento	 de	 pares	 de	
elétrons.	Na	ligação	covalente	normal	cada	átomo	cede	um	elétron	para	que	a	
ligação	seja	estabelecida,	já	na	ligação	covalente	coordenada	um	único	átomo	
cede	o	par	de	elétrons.
• A	diferença	de	eletronegatividade	entre	os	átomos	determina	se	a	ligação	é	
iônica,	covalente	polar	ou	covalente	apolar.
• A	 fórmula	de	Lewis	usada	para	 representar	 os	 compostos	 é	 indicada	pelo	
símbolo	do	elemento,	que	corresponde	ao	núcleo	e	os	elétrons	que	não	fazem	
parte	 da	 camada	 de	 valência,	 circundado	 por	 pontos	 (•)	 ou	 xises	 (x),	 que	
correspondem	aos	elétrons	de	valência.
• O	número	de	pares	de	elétrons	compartilhados	entre	dois	átomos	indica	se	
eles	estabelecem	uma	ligação	simples,	dupla	ou	tripla,	sendo	que,	a	primeira	
ligação	estabelecida	é	a	sigma	(σ)	e	as	demais	são	pi	(π).
• Na	ligação	metálica	há	a	formação	de	um	“mar	de	elétrons”,	onde	os	núcleos	
positivos	 ficam	 distribuídosem	 forma	 de	 rede	 enquanto	 os	 elétrons	 de	
valência	circulam	livremente	entre	esses	núcleos.
• A	criação	de	ligas	metálicas	tem	como	objetivo	melhorar	alguma	propriedade	
apresentada	pelo	metal	isolado.
• Considerando	 a	 Teoria	 da	 Repulsão	 dos	 Pares	 de	 Elétrons	 da	 Camada	 de	
Valência	(VSEPR)	é	possível	determinar	a	geometria	das	moléculas.
• Considerando	 a	 geometria	molecular	 a	 polaridade	 das	 ligações	 é	 possível	
caracterizar	a	substância	como	polar	(quando	o	momento	dipolar	é	diferente	
de	zero)	ou	apolar	(quando	o	momento	dipolar	é	igual	a	zero).
92
Ficou alguma dúvida? Construímos uma trilha de aprendizagem 
pensando em facilitar sua compreensão. Acesse o QR Code, que levará ao 
AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
CHAMADA
• As	substâncias	interagem	através	de	interação	intermoleculares,	sendo	elas:	
dipolo	instantâneo	–	dipolo	induzido,	dipolo	permanente	–	dipolo	induzido,	
dipolo	permanente	–	dipolo	permanente,	ligações	de	hidrogênio	e	interação	
íon	–	dipolo.
93
1	O	elemento	cloro	(	 	 	 )	é	um	dos	mais	conhecidos	da	Tabela	Periódica.	Na	
forma	 de	 substância	 simples	 ele	 se	 apresenta	 como	 um	 gás	 de	 coloração	
amarelo	 esverdeada,	 porém,	 ele	 também	 forma	 compostos	 com	 carbono,	
cálcio,	hidrogênio	e	 sódio.	Monte	as	 fórmulas	de	Lewis	para	os	compostos	
formados	entre	cloro	e	os	outros	elementos	e	classifique-os	como	covalentes	
ou	iônicos.	Utilize	a	Tabela	Periódica	como	apoio.
2	 O	 gás	 nitrogênio	 (N2)	 ocupa	 cerca	 de	 78%	 da	 composição	 da	 atmosfera	
terrestre.	 Além	 disso,	 ele	 é	 um	 gás	 incolor,	 inodoro	 e	 insípido.	 Monte	
as	 fórmulas	de	Lewis	 e	 estrutural	 do	 gás	 e	 indique	 que	 tipo	de	 ligação	 se	
estabelece	entre	os	átomos:	simples,	dupla	ou	tripla?	Polar	ou	apolar?
3	A	determinação	de	propriedades	das	substâncias,	como	pontos	de	fusão	e	
ebulição,	dureza,	solubilidade,	entre	 tantas	outras,	é	resultado	da	estrutura	
interna	da	substância	no	momento	em	que	os	átomos	estão	se	ligando.	Essa	
estrutura,	chamada	de	geometria	da	molécula,	em	junção	com	a	polaridade	
da	molécula,	 irá	permitir	analisar	o	comportamento	da	substância	e	prever	
as	 propriedades	 citadas	 anteriormente.	 Considerando	 a	 importância	 do	
conhecimento	sobre	este	assunto,	determine	a	geometria	e	a	polaridade	das	
seguintes	substâncias:
a)	(			)	NH₃
b)	(			)	HCN
c)	(			)	CC		₄
d)	(			)	SF₆
4	As	bases	nitrogenadas	são	compostos	químicos	responsáveis	pela	composição	
do	DNA	e	do	RNA,	sendo	estes	os	ácidos	nucleicos	encontrados	nas	células.	
Essas	bases	nitrogenadas	são	moldes	para	as	proteínas	que	proporcionaram	
as	características	do	indivíduo.	Considerando	o	exposto,	observe	a	imagem	a	
seguir:
FONTE: . Acesso em: 29 maio 2020.
AUTOATIVIDADE
94
Na	imagem	são	apresentadas	as	bases	nitrogenadas	que	formam	as	duas	fitas	
de	dupla	hélice	que	formam	o	DNA.	Note	que	há	uma	interação	que	ocorre	
entre	 as	 duas	 fitas	 e	 que	 é	 destacada	 através	 da	 linha	 pontilhada.	Assim,	
determine	qual	o	tipo	de	interação	intermolecular	está	ocorrendo.	Justifique	
sua	resposta.
5	Algumas	propriedades	como	ponto	de	fusão,	ponto	de	ebulição	e	condução	
de	corrente	elétrica	permitem	determinar	o	tipo	de	ligação	de	prevalece	entre	
os	 átomos	 de	 determinado	 composto.	 Essa	 avaliação	 é	 útil	 principalmente	
quando	 falamos	 de	 Química	 Analítica	 Qualitativa,	 um	 ramo	 da	 Química	
que	 tem	 como	 objetivo	 avaliar	 amostras	 e	 determinar	 seus	 constituintes.	
Considerando	 o	 exposto,	 imagine	 que	 em	 uma	 análise	 qualitativa	 foram	
encontradas	 as	 substâncias	A,	B	 e	C	 em	uma	amostra	 e	 suas	propriedades	
foram	definidas	de	acordo	com	a	tabela	a	seguir.	Dessa	forma,	determine	o	
tipo	de	ligação	que	prevalece	para	cada	uma	das	substâncias	e	preencha	na	
tabela.
SUBS-
TÂNCIA
PONTO 
DE 
FUSÃO
PONTO 
DE 
EBULIÇÃO
CONDUÇÃO	
DE	CORRENTE	
ELÉTRICA
TIPO DE 
LIGAÇÃO 
QUÍMICASólido Líquido
A 1856°C 2550°C Sim Sim
B 80°C 203°C Não Não
C 1547°C 1992°C Não Sim
95
REFERÊNCIAS
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2002.
97
UNIDADE 2 — 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
E REAÇÕES QUÍMICASOBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de:
• identificar as funções inorgânicas;
• diferenciar as teorias ácido-base de Lewis, Bronsted-Lowry e Arrhenius;
• avaliar as características das funções inorgânicas;
• nomear as funções inorgânicas;
• verificar as principais aplicações de ácidos, bases, sais e óxidos;
• identificar e diferenciar as reações químicas.
Esta unidade está dividida em três tópicos. No decorrer da unidade 
você encontrará autoatividades com o objetivo de reforçar o conteúdo 
apresentado.
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS 
TÓPICO 4 — GRANDEZAS QUÍMICAS
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
Preparado para ampliar seus conhecimentos? Respire e vamos 
em frente! Procure um ambiente que facilite a concentração, assim absorverá 
melhor as informações.
CHAMADA
98
99
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Caro acadêmico, chegamos a uma nova unidade do nosso livro didático, e 
nela pretendemos abordar grupos de substâncias que apresentam características 
semelhantes entre si, são as funções químicas. Mais especificamente trataremos 
das funções inorgânicas, que comtemplam muitas das substâncias utilizadas no 
nosso cotidiano.
Começaremos abordando ácidos e bases, que são substâncias muito 
utilizadas em laboratório e geralmente estão envolvidos processos extremamente 
importantes. Segundo Zapp et al. (2015, p. 278),
O conhecimento de ácidos e bases faz parte de muitas situações 
cotidianas [...] como, por exemplo, a ingestão de um antiácido utilizado 
para amenizar a acidez estomacal, a ocorrência de chuvas ácidas ou 
ainda a partir de determinações políticas, econômicas e sociais que 
envolvem as indústrias e o seu consequente impacto ambiental.
Além disso, o aspecto primordial dessas funções químicas vai mais 
além, pois muitas reações químicas que ocorrem no nosso organismo envolvem 
ácidos e bases, e conhecer essas reações e todas as características dessas funções 
ajuda, de forma geral, na fundamentação de outros conceitos relacionados à 
Química (BRUNIG e SÁ, 2013). É válido ressaltar que o conhecimento sobre essas 
substâncias já data de muito tempo, sendo que “os termos ‘ácido’ e ‘sal’ datam da 
Antiguidade, ‘álcali’, da Idade Média e ‘base’ do século XVIII” (CHAGAS, 1999, 
p. 28).
2 TEORIAS ÁCIDO-BASE
Afinal de contas, o que define um ácido? E uma base? Quais são as 
características que fazem com que estas substâncias se definam como funções? É 
isso que pretendemos entender com as teorias ácido-base.
Com o intuito de compreender o comportamento destas substâncias 
ácidas e básicas (ou alcalinas) e as reações características dessas funções, muitos 
estudos foram realizados a fim de defini-los. Estes estudos levaram à elaboração 
das teorias ácido-base. “As teorias ácido-base, ou seja, as teorias que procuram 
explicar o comportamento dessas substâncias baseando-se em algum princípio 
TÓPICO 1 — 
ÁCIDOS E BASES
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
100
mais geral, são [...] bastante antigas, porém vamos considerar apenas as do século 
XX” (CHAGAS, 1999, p. 28).
Dentre as teorias formuladas para explicar o comportamento de ácidos e 
bases, destacaremos as seguintes:
• Teoria de Arrhenius (1887)
• Teoria de Bronsted-Lowry (1923)
• Teoria de Lewis (1923)
É importante destacar que estas teorias não se anulam. Na realidade, cada 
uma delas aborda fenômenos e reações diferentes ampliando consideravelmente 
o conceito de ácidos e bases nas mais diversas situações (FOGAÇA, 2011).
2.1 TEORIA DE ARRHENIUS
Iniciamos nosso estudo sobre as teorias ácido-base com a teoria proposta 
pelo químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927). Esta teoria é a mais 
utilizada quando comparadas as demais, sendo o principal objeto de estudo, por 
exemplo, no ensino médio. Para Arrhenius:
• Ácido: toda substância que em solução aquosa libera como único cátion o íon 
H⁺(em alguns casos pode ser representado por pelo íon hidrônio (H³O⁺)).
• Base: toda substância que em solução aquosa libera como único ânion o íon 
OH– (hidroxila). 
É importante que você tenha em mente que dois processos distintos ocorrem 
com ácidos e bases quando em solução aquosa. Bases, quando dissolvidas em 
água, sofrem um processo denominado dissociação, processo no qual compostos 
iônicos têm seus íons separados. Já os ácidos passam por um processo diferente 
chamado de ionização. Esse processo permite que um composto molecular 
adquira uma carga negativa ou positiva ao ganhar ou perder elétrons. Inclusive, 
estes fenômenos foram formulados por Arrhenius em seus estudos que levaram 
a elaboração de sua teoria ácido-base.
Para saber mais sobre outras teorias ácido-base você pode fazer a leitura do 
artigo Teorias Ácido-Base do Século XX, escrito por Aécio Pereira Chagas e publicado pela 
revista Química Nova na Escola. Acesse através do link https://bit.ly/2AWLZPC.
DICAS
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
101
Veja a seguir os exemplos genéricos de ácido e base segundo Arrhenius:
FIGURA 1 – ÁCIDO E BASE DE ARRHENIUS
FONTE: O autor
“Esta teoria foi muito importante, pois além de dar conta de um grande 
número de fenômenos já conhecidos, provocou o desenvolvimento de várias 
linhas de pesquisa, inclusive contribuindo para estabelecer as bases científi cas da 
química analítica” (CHAGAS, 1999, p. 28).
2.2 TEORIA DE BRONSTED-LOWRY
Proposta em 1923, de forma independente, pelos cientistas Johannes 
Nicolaus Brønsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874-1936), essa teoria 
ácido-base aumenta a defi nição de como determinar um ácido e uma base. 
Diferente da teoria de Arrhenius, estes cientistas defi niram ácidos e bases na 
ausência de água. Assim, para eles:
Ácido: é qualquer substância capaz de doar um próton.
Base: é qualquer substância capaz de receber um próton.
É importante destacar que se considera como próton o íon hidrogênio 
(H⁺). Ao doar um próton o ácido irá se transformar em sua base conjugada e 
a base ao receber um próton se tornará seu ácido conjugado. Veja o exemplo 
apresentado na Figura 2.
FIGURA 2 – ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED-LOWRY
FONTE: O autor
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
102
Note que as reações estão em equilíbrio ( ), assim, os pares conjugados 
podem fazer o caminho oposto e se tornarem os ácidos e bases que lhes deram 
origem.
2.3 TEORIA DE LEWIS
Em 1923, mesmo ano que a Teoria de Bronsted-Lowry foi publicada, o 
químico americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) desenvolveu outra teoria 
para explicar o comportamento de ácidos e bases, e que leva o seu nome. Para ele:
Ácido: é toda espécie química capaz de receber um par de elétrons.
Base: é toda espécie capaz de doar um par de elétrons.
Segundo Fogaça (2011, s. p.),
Essa teoria introduz um conceito novo, é mais abrangente, mas não 
invalida a teoria de Bronsted-Lowry. Pois todo ácido de Lewis é um 
ácido de Bronsted, e consequentemente toda base de Lewis é uma base 
de Bronsted. Isto ocorre porque um próton recebe elétrons, ou seja, um 
ácido de Lewis pode unir-se a um par solitário de elétrons em uma 
base de Lewis.
Veja um exemplo da teoria ácido-base de Lewis na Figura 3.
A teoria ácido-base de Lewis é muito utilizada na Química Orgânica, princi-
palmente no que diz respeito às reações orgânicas. Nelas, o ácido de Lewis e a base de 
Lewis são chamados, respectivamente, de reagentes eletrófilos e reagentes nucleófilos.
• Reagentes eletrófilos: são grupos que necessitam de um par de elétrons e, durante 
uma reação orgânica, sempre atacam a parte negativa de uma molécula;
• Reagentes nucleófilos: são grupos capazes de doar um par de elétrons e, durante 
uma reação orgânica, sempre atacam a parte positiva de uma molécula.
FONTE: DIAS, Diogo Lopes. Teoria ácido-base de Lewis. 2016. Disponível em: . Acesso em: 23 jun. 2020.
NOTA
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
103
FIGURA 3 – ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
FONTE: O autor
Esta teoria é extremamente abrangente,mas pode-se destacar sua 
aplicação no estudo de mecanismos de reações orgânicas e no campo da química 
de coordenação. Quanto à abrangência dos conceitos de ácidos e bases desta 
teoria podemos relacioná-la as demais teorias utilizando um diagrama de Venn.
FIGURA 4 – DIAGRAMA DE VENN DAS TEORIAS ÁCIDO-BASE
FONTE: O autor
Como citado anteriormente, uma teoria não exclui a outra, na realidade 
elas se complementam, ampliando os conceitos de ácidos e bases.
3 POTENCIAL HIDROGÊNIÔNICO (pH)
Cotidianamente, a identifi cação qualitativa e/ou quantitativa de um ácido 
ou uma base pode ser feita com o uso de uma escala numérica adimensional 
chamada de potencial hidrogeniônico ou simplesmente pH. O valor do pH 
de uma substância é defi nido com um logaritmo da concentração de íons H⁺, 
conforme é apresentado na fórmula a seguir.
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
104
FIGURA 5 – FÓRMULA PARA DEFINIÇÃO DO pH
FONTE: O autor
Caro acadêmico, as principais propriedades logarítmicas utilizadas para reso-
lução da fórmula do pH são apresentadas a seguir:
IMPORTANTE
A escala de pH varia de 0 a 14 a 25°C, através dela podemos observar três 
situações diferentes:
• pH [OH–] 
• pH = 7 o meio é neutro, sendo a [H+] = [OH–]
• pH > 7 o meio é básico (ou alcalino), sendo a [H+] . Acesso em: 25 jun. 2020.
3.1 INDICADORES ÁCIDO-BASE
A natureza nos apresenta várias plantas, flores e frutas que possuem 
substâncias coloridas em sua formação e que podem sofrer modificação dessa 
coloração dependendo do pH do meio em que se encontram. Estes indicadores 
naturais de pH são, muitas vezes, utilizados como recurso didático nas escolas 
por sem de fácil acesso (CUCHINSKI; CAETANO; DRAGUNSKI, 2010). Veja 
alguns exemplos desses indicadores na Figura 7, apresentada a seguir:
A escala de pH varia em função da temperatura, porém, na maioria dos casos, 
trabalha-se com a escala a 25°C, como neste livro didático. Se quiser saber mais sobre o 
assunto, acesse o link bit.ly/2Z6PH1R, em que é apresentada uma comparação entre a 
escala a 25°C e a 45°C.
IMPORTANTE
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
106
FIGURA 7 – INDICADORES NATURAIS DE pH
FONTE: , . Acesso em: 26 jun. 2020.
Segundo Cuchinski, Caetano e Dragunski (2010, p.17),
[...] os indicadores são substâncias capazes de mudar de cor dependendo 
das características físico-químicas da solução na qual estão contidas. 
[...] Os indicadores ácido-base, ou indicadores de pH, são substâncias 
orgânicas fracamente ácidas (indicadores ácidos) ou fracamente 
básicas (indicadores básicos) que apresentam cores diferentes para 
as suas formas protonadas e desprotonadas. A mudança de coloração 
ocorre numa estreita, porém, bem definida faixa de pH.
Dentre os diversos indicadores utilizados para determinação da faixa de 
pH das soluções, podemos destacar alguns, que são apresentados no Quadro 1.
A propriedade relacionada à mudança de coloração em função do pH do 
meio recebe o nome de Halocromismo. Para saber mais sobre essa mudança de cor e 
o uso de flores como indicadores de pH, leia a publicação Indicadores de pH a partir das 
flores das espécies Macroptilium atropurpureum, Centrosema brasilianum e Ipomoea asa-
rifolia, disponível através do link: bit.ly/3g4zzVt.
NOTA
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
107
QUADRO 1 – INDICADORES ÁCIDO-BASE
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 26 jun. 2020.
É comum o uso da Tira Universal de pH (Figura 8) para determinação do 
pH em diversas situações.
Esse tipo de medição é a mais frequente em laboratórios, porém é 
aplicada ainda no campo da agronomia, medicina, biologia, química, 
nutrição, tratamento de água, entre outros. As tiras de pH não 
necessitam de nenhuma calibração, manutenção e são muito práticas 
para aplicar em qualquer rotina. As tiras de pH consistem num 
filtro de papel impregnado com um indicador ou uma mistura de 
indicadores, que aponta a escala de pH – do ácido ao básico – através 
de uma variedade de cores. Ou seja, existe uma cor diferente para 
cada número na escala do pH e através dessa diferenciação é possível 
classificar a solução em análise (KASVI, 2016, s. p.).
Indicador
Coloração 
abaixo da faixa 
de Viragem
Faixa de 
Viragem de 
pH
Coloração 
acima da faixa 
de Viragem
Azul de Tornassol vermelho 1,0 – 6,9 azul
Amarelo Metanil vermelho 1,2 – 2,4 amarelo
Azul de Timol (1ª transição) vermelho 1,2 – 2,8 amarelo
Azul de Bromofenol amarelo 3,0 – 4,6 violeta
Vermelho do Congo azul 3,0 – 5,2 vermelho
Laranja de Metilo vermelho 3,1 – 4,4 amarelo
Vermelho de Metila vermelho 4,4 – 6,2 amarelo
Azul de Bromotimol amarelo 6,0 – 7,6 azul
Vermelho de Fenol amarelo 6,6 – 8,0 vermelho
Azul de Timol (2ª transição) amarelo 8,0 – 9,6 azul
Fenolftaleína incolor 8,2 – 10,0 rosa-carmim
Amarelo de Alizarina R amarelo 10,1 – 12,0 vermelho
Carmim de Indigo azul 11,4 – 13,0 amarelo
Verde de Bromocresol amarelo 3,8 – 5,4 azul
Vermelho de Bromofenol amarelo 5,2 – 7,0 púrpura
Vermelho Neutro vermelho 6,8 – 8,0 amarelo
Vermelho de Cresol vermelho 7,2 – 8,8 amarelo
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
108
FIGURA 8 – TIRA UNIVERSAL DE pH
FONTE: . Acesso em: 6 jul. 2020.
3.2 ÍONS COMUNS E SOLUÇÃO-TAMPÃO
No laboratório de Química é comum encontrar substâncias que atuam de 
forma a impedir a variação de pH de determinada solução. Estas são chamadas 
de soluções-tampão. Para que possamos verificar como uma solução-tampão 
funciona, precisamos compreender o efeito do íon comum.
 
Tudo começa com o Princípio de Le Châtelier, desenvolvido pelo 
químico e metalurgista francês Henri Louis Le Châtelier (1850-1936) durante 
seus estudos sobre equilíbrio químico. Segundo Skoog et al. (2005, p. G-11), este 
princípio afirma que “[...] a aplicação de uma perturbação a um sistema químico 
em equilíbrio resultará em uma mudança na posição do equilíbrio no sentido de 
minimizar o efeito da perturbação”.
Ao ser adicionado um íon comum em uma reação que já se encontra em 
equilíbrio, provocamos um deslocamento desse equilíbrio, isso fará com que o 
íon adicionado seja consumido, dando a esse fenômeno o nome de efeito do íon 
comum. Veja a figura 9.
FIGURA 9 – EFEITO DO ÍON COMUM SOBRE O EQUILÍBRIO
FONTE: O autor
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
109
“O efeito do íon comum é responsável pela capacidade que as soluções-
tampão possuem de quase não sofrer variação de pH [...] com a adição de pequenas 
quantidades de ácidos fortes ou bases fortes em seu meio” (PRIETO, 2019, s. p.).
Prieto (2019, s. p.) afirma que:
Uma solução tampão pode ser formada por um ácido de natureza 
fraca e por um sal formado da reação entre esse ácido e uma base forte 
(ou seja, um sal de base forte). A solução tampão também pode ser 
formada por base fraca e por um sal formado pela reação dessa base 
com um ácido forte (sal de ácido forte).
Esta solução é dita “tamponada” e pode ser preparada através da 
dissolução das substâncias em água. Para entender como funciona o efeito 
tampão, fenômeno no qual uma solução-tampão mantém praticamente inalterado 
o valor de pH da solução com adição de pequenas quantidades de ácido ou base 
fortes, vamos ver um exemplo.
Exemplo: Imagine uma solução-tampão formada por ácido cianídrico 
(HCN) [ácido fraco] e cianeto de sódio (NaCN) [sal solúvel], teremos duas reações 
em equilíbrio:
Note que o íon comum é o cianeto (CN–), assim, por ser um sal solúvel, o 
NaCN se dissocia facilmente e aumenta a disponibilidade desse íon em solução 
fazendo com que o equilíbrio representado em “a” seja deslocado ainda mais 
para esquerda, mantendo o ácido sob forma molecular.
Se a esta solução for adicionada uma pequena quantidade de umabase 
forte, como hidróxido de potássio (KOH), esta sofre a seguinte dissociação:
Os íons hidroxila (OH–) serão neutralizados pelos íons hidrogênio 
(H⁺) presentes no equilíbrio representado em “a”, dessa forma, novamente, o 
equilíbrio representado em “a” será deslocado, só que agora será para direita, a 
O efeito do íon comum pode ser utilizado para diminuir o grau de ionização 
de um ácido, o grau de dissociação de uma base ou a solubilidade de um sal.
NOTA
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
110
fim de produzir mais íons hidrogênio e compensar o que foi consumido. Assim, a 
variação do pH da solução será pequena, pois enquanto a reação expressa em “b” 
faz com que o H⁺ seja consumido com o íon comum, a reação expressa em “c” faz 
com que ele seja formado.
A adição sucessiva da base forte continuará deslocando o equilíbrio da 
reação expressa em “a” até que todo o ácido tenha sido ionizado, e neste momento 
se encerra o efeito tampão da solução.
Agora, se adicionarmos um ácido forte, com por exemplo, ácido clorídrico 
( ) a solução-tampão, observamos que este ácido se ioniza da seguinte maneira:
Como o ácido cianídrico é um ácido fraco, ele tende a se manter na forma 
molecular, sendo assim, os íons H+ liberados na pelo ácido forte na reação “d” 
reagem com o íon cianeto (CN–) liberado no equilíbrio representado por “b” 
formando ácido cianídrico (HCN) e mantendo a variação de pH pequena. O 
efeito tampão irá cessar quando todo o sal da reação “b” tiver sido dissociado.
A mesma lógica é aplicada quando temos uma solução tampão formada 
por uma base fraca e um sal que possua o mesmo cátion da base.
O sangue humano possui uma solução-tampão muito importante, pois ele 
deve se manter com um pH entre 7,35 e 7,45 mesmo com a ingestão de pequenas quan-
tidades de ácidos forte ou bases fortes.
A manutenção do pH do sangue em níveis normais é 
fundamental para a manutenção das células, que são recobertas 
por sangue. Quando há variação nesse índice, as células não 
se comportam como o esperado, podendo morrer mais cedo e 
causar diversas complicações de saúde (MEDPREV, 2020, s. p.).
A solução tampão do sangue é formada por ácido carbônico (H2CO3) e bicarbonato de 
sódio (NaHCO3) e quando o efeito tampão cessa dois fenômeno podem ser observados, 
a acidose, que faz com que o pH do sangue diminua, geralmente por problemas respira-
tórios que impedem a expiração de gás carbônico (CO2), ou a alcalose, que faz com que 
ocorra um aumento do pH provocado principalmente por hiperventilação pulmonar.
INTERESSANTE
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
111
4 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
Segundo Ribeiro (2014, s. p.),
O número de oxidação é um conceito convencional usado em química 
em variadas situações, inclusive na nomenclatura. O número de 
oxidação de um elemento em qualquer espécie química é a carga que 
ficaria no átomo desse elemento se os elétrons em cada ligação formada 
por esse átomo fossem atribuídos ao átomo mais eletronegativo.
 
Ou seja, o número de oxidação, ou simplesmente NOX, representa a carga 
elétrica adquirida por um elemento quando este faz parte de um íon ou de uma 
substância. Mas você deve se perguntar, qual é o objetivo de aprender este tema 
antes de falarmos de ácidos e bases? 
Na realidade, conhecer o número de oxidação é algo importante para 
Química. Através dele podemos determinar a nomenclatura de compostos (como 
faremos mais a frente), balancear reações de oxirredução e determinar fórmulas 
químicas.
Antes de determinar o NOX de um elemento devemos conhecer algumas 
informações:
• Para uma substância simples (Ex: ), o NOX do elemento será sempre 
zero;
• Para íons monoatômicos (Ex: ) a carga do respectivo íon representa o 
valor do NOX;
• A soma dos NOXs dos elementos que compõem uma substância será sempre 
igual a zero.
• A soma dos NOXs dos elementos que compõem um íon poliatômico (Ex: 
SO₄2-) será sempre igual a carga do próprio íon.
Alguns elementos possuem valor de NOX fixo:
QUADRO 2 – ELEMENTOS COM NOX FIXO
FONTE: O autor
ELEMENTO NOX
Grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) +1
Grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) +2
Zinco (Zn) +2
Prata (Ag) +1
Alumínio +3
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
112
• Na maioria dos compostos o hidrogênio (H) possui NOX igual a +1 (Exceto 
em hidretos metálicos, que são compostos binários no qual o hidrogênio se 
liga a um metal, como o hidreto de sódio [NaH]). Nesses casos ele possui 
NOX -1);
• Na maioria dos compostos o oxigênio (O) possui NOX igual a -2 (Exceto nos 
peróxidos ( ), que é –1, nos superóxidos ( ), que é – ½, e no fluoreto de 
oxigênio (OF₂), que é +2).
Conhecendo estas informações é possível determinar o NOX dos demais 
elementos quando estes fazem parte de uma substância ou de um íon, dessa 
forma, são apresentados quatro passos que podem auxiliar nesta determinação:
1º) Identifique os NOXs de elementos já conhecidos.
2º) Multiplique o valor do NOX de cada elemento pelo seu índice.
3º) Some os NOXS resultantes e iguale a zero (se for uma substância) ou a 
carga (se for um íon poliatômico).
4º) Calcule o valor do NOX do elemento a ser descoberto.
A seguir são apresentadas duas situações nas quais os passos descritos 
anteriormente são utilizados na determinação do NOX do elemento cloro ( ).
Os índices indicam a quantidade de átomos do elemento que compõem a 
substância ou íon, quando nenhum número é apresentado subentende-se que se trata do 
número 1.
NOTA
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
113
FIGURA 10 – EXEMPLOS DE DETERMINAÇÃO DO NOX
FONTE: O autor
5 ÁCIDOS
Ácidos são substâncias amplamente encontradas em nosso cotidiano, seja 
em medicamentos, produtos de limpeza ou alimentos. Como vimos anteriormente, 
eles podem ser identificados de acordo com algumas teorias, porém, para fins 
didáticos trabalharemos com o conceito de ácidos apresentados por Arrhenius:
“Toda substância que em solução aquosa libera como único cátion o íon 
H+ (em alguns casos pode ser representado por pelo íon hidrônio (H₃O⁺))”.
Considerando o conceito de Arrhenius devemos estar atentos à forma 
como será montada a fórmula molecular desta ácido. Veja a Figura 11 apresentada 
a seguir.
FIGURA 11 – FÓRMULA MOLECULAR DOS ÁCIDOS
FONTE: O autor
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
114
Note que as cargas do cátion (que no caso dos ácidos de Arrhenius 
será sempre H+) e do ânion se tornam os índices um do outro. Com relação à 
representação dos ânions, você pode consultar o Quadro 3, disponível no item 5.2, 
e fique tranquilo, pois com o tempo, essas informações acabam sendo gravadas 
na memória e se tornam mais práticas de usar.
5.1 CLASSIFICAÇÃO
As características gerais dos ácidos, como sabor azedo, estado líquido e 
ionização em água são aspectos que estão relacionados com a sua classificação, 
sendo assim, é muito importante que possamos conhecê-la. Dessa forma é 
necessário saber que os ácidos podem ser classificados de acordo com alguns 
parâmetros sendo eles:
• Quanto ao número de elementos;
• Quanto à presença de oxigênio;
• Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis;
• Quanto à volatilidade;
• Quanto à força.
Portanto, vamos iniciar a classificação quanto ao número de elementos.
5.1.1 Quanto ao número de elementos
Como relação ao número de elementos constituintes do ácido, ele pode 
ser classificado como:
• Binário: formado por dois elementos.
Ex.: Ácido Clorídrico (H ).
• Terciário: formado por três elementos.
Ex.: Ácido Nítrico (HNO₃).
• Quaternário: formado por quatro elementos.
Ex.: Ácido Tiocianoico (HSCN).
5.1.2 Quanto à presença de oxigênio
Com relação à presença de oxigênio, os ácidos podem ser classificados 
como:
• Oxiácido: possuem oxigênio em sua estrutura.
Ex.: Ácido Perclórico (H O₄)
• Hidrácido: não possuem oxigênio em sua estrutura.
Ex.: Ácido Fluorídrico (HF)
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
115
5.1.3 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Para realizar esta classificação, primeiramenteprecisamos definir 
“hidrogênio ionizável”. Todo hidrogênio ionizável é aquele, que em solução aquosa, 
é capaz de sofrer o processo de ionização e formar o cátion H+ (ou H₃O⁺). Assim, 
quanto ao número de hidrogênios ionizáveis, os ácidos podem ser classificados 
como:
• Monoácido (ou monoprótico): apresentam apenas um hidrogênio ionizável.
Ex.: Ácido Bromídrico (HBr)
• Diácido (ou diprótico): apresentam dois hidrogênios ionizáveis.
Ex.: Ácido Sulfúrico (H₂SO₄)
• Triácido (ou triprótico): apresentam três hidrogênios ionizáveis.
Ex.: Ácido Fosfórico (H₃PO₄)
• Tetrácido (ou tetraprótico): apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
Ex.: Ácido Ortossilícico (H₄SiO₄)
Ao classificar um ácido considerando o número de hidrogênios ionizáveis, 
é importante considerar algumas informações: Para hidrácidos o número 
de hidrogênio na molécula é o próprio número de hidrogênios ionizáveis, já 
para oxiácidos o número de hidrogênios ionizáveis será igual ao número de 
hidrogênios ligados diretamente a átomos de oxigênio. Veja o exemplo do Ácido 
Fosforoso (H₃PO₃) na figura a seguir.
FIGURA 12 – HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS DO ÁCIDO FOSFOROSO (H₃PO₃)
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 29 jun. 2020.
Note que apesar de o ácido fosforoso possuir 3 hidrogênios em sua 
molécula ele será classificado como um diácido, pois apenas os hidrogênios 
ligados diretamente aos átomos de oxigênios sofrerão processo de ionização. 
Dessa forma, no caso de oxiácidos, é importante verificar sua fórmula estrutural 
antes de definir sua classificação.
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
116
5.1.4 Quanto à volatilidade
Quando um frasco de vinagre é aberto, imediatamente sentimos seu 
cheiro, isso se deve a uma propriedade chamada de volatilidade. A volatilidade 
é uma grandeza relacionada à facilidade que um líquido tem para passa para 
o estado gasoso. Quanto a esta característica os ácidos podem ser classificados 
como:
• Voláteis: possuem baixos pontos de ebulição, portanto, passam facilmente 
para o estado gasoso.
Ex.: ácido Iodídrico (HI) [PE: -35,36 °C]
• Fixos: possuem elevados pontos de ebulição, portanto, apresentam dificuldade 
para transitar para o estado gasoso.
Ex.: ácido Bórico (H₃BO₃) [PE: 300 °C]
De forma geral, todos os hidrácidos, ácido nítrico (HNO₃), ácido metanoico 
(HCOOH) e ácido acético (CH₃COOH) são voláteis, já os demais ácidos são fixos.
5.1.5 Quanto à força
A fim de identificar a força de um ácido, é necessário determinar o grau 
de ionização (α), para isso contamos com a seguinte fórmula:
 
O grau de ionização representa uma grandeza adimensional, ou seja, sem 
unidade de medida, porém é comum transformar este valor em porcentagem ao 
multiplicá-lo por 100. Imagine, por exemplo, que em um recipiente seja preparada 
uma solução 1 mol/L de ácido clorídrico ( ) e que a cada 1000 moléculas que 
se dissolvem somente 920 sofram o processo de ionização e o restante se mantém 
da forma molecular, dessa forma, poderíamos calcular o grau de ionização da 
seguinte forma:
Multiplicando este resultado por 100 teríamos um grau de ionização igual 
a 92%. Porém, o que este resultado representa para a força de um ácido? Veja as 
relações a seguir:
• Ácido forte: possui grau de ionização maior que 50% (α > 50%).
• Ácido Moderado: possui grau de ionização maior ou igual a 5% e menor ou 
igual a 50% (5% ≤ α ≤ 50%).
• Ácido fraco: possui grau de ionização menor que 5% (α . Acesso em: 30 jun. 2020.
Além de ser um indicador da condutividade elétrica, a presença de eletrólitos é de vital 
importância para o funcionamento do corpo humano. Dessa forma, é apresentado a 
seguir um texto escrito pelo médico nefrologista James L. Lewis e publicado no site 
Manual MSD.
 A medida da condutividade de uma solução reflete o grau de dissociação ou 
de ionização do soluto. No entanto, a condutividade também depende da concentra-
ção da solução. Baseado na condutividade das soluções,os eletrólitos são classificados 
como eletrólitos fortes e eletrólitos fracos.
ELETRÓLITOS FORTES E FRACOS 
 Independentemente do conhecimento das medidas de condutividade de uma 
solução, um analista deve ter a habilidade de reconhecer se uma dada substância é um 
eletrólito e, também, de reconhecer se um eletrólito é fraco ou forte. Esse conheci-
mento possibilita escrever corretamente as equações químicas das reações que esses 
eletrólitos podem sofrer em solução aquosa.
Eletrólitos fortes: são substâncias que se dissociam ou se ionizam totalmente em so-
lução aquosa.
Eletrólitos fracos: são substâncias que se dissociam ou se ionizam parcialmente em 
solução aquosa.
FONTE: Adaptado de SILVA, Maria José de S. F. da; TÓFANI, Simone de F. B.; OLIVEIRA, 
Ione Maria F. de. Fundamentos de Química Analítica: Aula 1. Belo Horizonte: Universi-
dade Federal de Minas Gerais (UFMG), 2009. Disponível em: . 
Acesso em: 30 jun. 2020.
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
120
CONSIDERAÇÕES GERAIS SOBRE ELETRÓLITOS
 Mais da metade do peso do corpo é composto por água. Os médicos consi-
deram que a água do corpo fica confinada em vários espaços, denominados comparti-
mentos de líquidos. Os três compartimentos principais são:
• Líquido no interior das células
• Líquido no espaço em torno das células
• Sangue
 Para funcionar normalmente, o corpo deve evitar que os níveis de líquido 
variem muito nessas áreas.
 Alguns minerais – principalmente os macrominerais (minerais de que o 
corpo precisa em quantidades relativamente grandes) – são importantes, tais como 
os eletrólitos. Eletrólitos são minerais que carregam uma carga elétrica quando estão 
dissolvidos em um líquido, como o sangue. Os eletrólitos do sangue – sódio, potássio, 
cloreto e bicarbonato – ajudam a regular as funções dos nervos e músculos e manter 
um equilíbrio ácido-base e um equilíbrio hídrico.
 Os eletrólitos, sobretudo o sódio, ajudam o corpo a manter os níveis de líqui-
do normais nesses compartimentos de líquidos, uma vez que a quantidade de líquido 
contida em um compartimento depende da quantidade (concentração) de eletrólitos 
contida nele. Se a concentração de eletrólitos for alta, o líquido se move para este 
compartimento (um processo chamado osmose). Do mesmo modo, se a concentra-
ção de eletrólitos for baixa, o líquido se move para fora deste compartimento. Para 
ajustar os níveis de líquidos, o corpo pode mover ativamente os eletrólitos para dentro 
ou para fora das células. Assim, ter eletrólitos nas concentrações corretas (um estado 
denominado equilíbrio eletrolítico) é importante para manter o equilíbrio líquido entre 
os compartimentos.
 Os rins ajudam a manter as concentrações de eletrólitos através da filtragem 
de eletrólitos e água do sangue, devolvendo alguns para o sangue e excretando qual-
quer excesso pela urina. Assim, os rins ajudam a manter um equilíbrio entre o consumo 
diário e a excreção de eletrólitos e água.
 Alguns distúrbios podem surgir se esse equilíbrio de eletrólitos for perturbado. 
Por exemplo, um desequilíbrio eletrolítico pode ser causado por:
• Ficar desidratado ou hiper-hidratado
• Tomar certos medicamentos
• Distúrbios específicos do coração, rim ou fígado
• Recebimento de hidratação ou alimentação por via intravenosa em quantidades 
inadequadas
FONTE: Adaptado de LEWIS, James L. Considerações gerais sobre eletrólitos. [S. l.]: 
Manual MSD, 2018. Disponível em: . Acesso em: 30 jun. 
2020.
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
121
5.2 NOMENCLATURA
A nomenclatura dos ácidos geralmente representa certa dificuldade 
aos acadêmicos, porém, com um pouco de prática e com as dicas a seguir esse 
processo pode ficar mais fácil. Assim, vamos começar com a forma geral de dar 
nome aos ácidos e para isso é importante ter em mãos uma tabela de ânions, igual 
a apresentada a seguir:
QUADRO 3 – ÂNIONS
FONTE: O autor
MONOVALENTE SbO₂– Metantimonito MnO₄2– Manganato
H+ Hidreto BiO₃– Bismutato FeO₄2– Ferrato
OH– Hidróxido BIVALENTE Zn₂²– Zincato
F– Fluoreto O²– Óxido MoO₄²– Molibdato
BF4
– Fluoborato O₂²– Peróxido SnO₂²– Estanito
Cloreto S²– Sulfeto SnO₃²– Estanato
Hipoclorito SO₃²– Sulfito WO₄²– Tungstato
Clorito SO₄²– Sulfato PbO₂²– Plumbito
Perclorato S2O₃²– Tiossulfato PbO₃²– Plumbato
Cloroaurato S₂O₇2– Pirossulfato TRIVALENTE
Brometo S₂O₈2– Persulfato N³– Nitreto
Hipobromito SO₅2– Monopersulfato p³– Fosfeto
Bromato S₂O₄2– Hipossulfito PO₄³– Fosfato
Iodeto S₂O₅2– Pirossulfito PO₃³– Fosfito
Hipoiodito Se²– Seleneto PO₂³– Hipofosfito
Iodato SeO₃2– Selenito AsO₃³– Arsenito
Periodato SeO₄2– Selenato AsO₄³– Arsenato
Metaborato Te2– Telureto Sob₃³– Antimonito
H₃C – COO– Acetato TeO₃2– Telurito SbO₄³– Antimonato
CN– Cianeto B₄O₇2– Tetraborato BO₃³– Borato
OCN– Cianato CO₃2– Carbonato Fe(CN)₆³– Ferricianeto
SCN– Tiocianato C₂O₄2– Oxalato TETRAVALENTE
NO₂– Nitrito N₂O₂2– Hiponitrito P₂O₆⁴– Hipofosfato
NO3
– Nitrato SiF²– Fluossilicato P₂O₇⁴– Pirofosfato
Aluminato SiO₃2– Metassilicato As₂O₇⁴– Piroarsenato
PO₃– Metafosfato (Hexa)
cloroplatinato Sb₂O₇⁴– Piroantimonato
MnO₄– Permanganato CrO₄2– Cromato SiO₄⁴– Silicato
FeO₂– Ferrito Cr₂O₇2– Dicromato Fe(CN)₆⁴– Ferrocianeto
AsO₂– Metarsenito MnO₃2– Manganito -
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
122
Para nomear, basta utilizar a palavra “Ácido” seguida pelo radical do 
ânion e sua terminação apropriada. 
ÁCIDO + RADICAL DO ÂNION + TERMINAÇÃO
Para identificar o radical basta retirar as terminações “ito”, “ato” e “eto” 
do nome do ânion e adicionar a nova terminação, conforme é apresentado no 
Quadro 4.
QUADRO 4 – ALTERAÇÃO DA TERMINAÇÃO DO NOME DO ÂNION
FONTE: O autor
 
Por exemplo, se quiséssemos nomear o ácido HNO₃, o ânion que deu 
origem a ele é o NO₃–, chamado de nitrato, substituindo a final ato por ico ficaria, 
nítrico, portanto, o nome deste ácido será Ácido Nítrico. Como toda regra possui 
uma exceção, esta não seria diferente. Para ânions compostos com enxofre (S) e 
oxigênio (O), o radical utilizado não será “sulf”, mas sim “sulfur”.
Outras dicas que podem ajudá-lo na nomenclatura dos ácidos são:
• Para hidrácidos, a terminação será sempre “ídrico”, ou seja, de forma geral 
teremos sempre:
ÁCIDO + RADICAL + ÍDRICO
• Para os oxiácidos, pode-se considerar o NOX (número de oxidação) do 
átomo central e buscar as informações no Quadro 5. Perceba que eles terão a 
terminação “ico” e “oso”.
TERMINA EM... SUBSTITUI POR...
ITO OSO
ATO ICO
ETO ÍDRICO
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
123
POSSÍVEIS NOX DO 
ELEMENTO CENTRAL REGRA DE NOMENCLATURA
EXEMPLOSGrupo
Prefixo
Radical do Elemento 
Central
SufixoGrupo
17
( )
16
(S)
15
(N, P) 17 16 15
+7 - - per
F (Fluor)
 (Clor)
Br (Brom)
I (Iod)
S 
(Sulfur)
N (Nitr)
P (Fosfor)
ico
+5 +6 +5 - ico
+3 +4 +3 - oso
+1 +2 +1 hipo oso
QUADRO 5 – NOMENCLATURA DE OXIÁCIDOS
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 1 jul. 2020.
5.3 APLICAÇÕES
Como citado anteriormente, os ácidos são extremamente utilizados no dia 
a dia para as mais diversas aplicações. Dessa forma, são apresentados a seguir os 
principais ácidos e suas aplicações.
QUADRO 6 – PRINCIPAIS ÁCIDOS E SUAS APLICAÇÕES
FÓRMULA 
MOLECULAR NOME APLICAÇÃO
H Ácido 
Clorídrico
É utilizado na limpeza de peças metálicas e 
como importante reagente laboratorial.
HF Ácido 
Fluorídrico
É utilizado para fazer marcações e gravações 
no vidro e no aço, já que causa corrosão 
nesses tipos de material.
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
124
H₂SO₄ Ácido 
Sulfúrico
Possui extrema importância, principalmente 
industrial, para a produção de diversos 
materiais, como baterias de automóvel, 
corantes, tintas, explosivos, papel e 
fertilizantes.
HNO₃ Ácido 
Nítrico
É bastante utilizado na fabricação de 
explosivos, principalmente o TNT e a 
nitroglicerina, fertilizantes agrícolas e salitre.
HCN Ácido 
Cianídrico
É um ácido utilizado na produção de 
plásticos, corantes, pesticidas e fertilizantes.Por ser encontrado na forma de um gás, foi 
usado para executar pessoas em câmaras 
de gás durante a Segunda Guerra Mundial, 
marcando a história pelo grande número 
de mortos, o que ficou conhecido como 
holocausto.
H₃PO₄ Ácido 
Fosfórico
Ácido presente na formação de alguns 
sais (fosfatos), os quais são utilizados 
na produção de fertilizantes, além de 
ser utilizado na indústria alimentícia e 
farmacêutica.
H₂CO₃ Ácido 
Carbônico
É utilizado na produção de água mineral 
gaseificada e dos refrigerantes, sendo 
fundamental no realce de sabor e aparência.
H₂S Ácido 
Sulfídrico
Ácido bastante utilizado em laboratórios 
de análises quantitativas, é fundamental na 
precipitação de metais, principalmente os 
denominados metais pesados.
H O₃ Ácido 
Clórico
Na forma de solução, esse ácido é capaz de 
oxidar madeira. Sua maior utilização, porém, 
é na produção de sais denominados cloratos, 
os quais são empregados na produção de 
fogos de artifício, fósforos de segurança, 
produção de gás oxigênio e pastilhas para 
garganta.
H₂CrO₄ Ácido 
Crômico
Ácido utilizado na limpeza de vidrarias de 
laboratório, na cromação de peças metálicas, 
na produção de vidros e cerâmicas e na 
formação de sais de cromo, muito utilizados 
como reagentes em laboratório.
H O₄ Ácido 
Perclórico
Ácido utilizado na fabricação de explosivos, 
herbicidas, na precipitação de mucoproteínas 
(presentes no sangue ou em líquidos 
sinoviais) e em análises clínicas laboratoriais.
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 5 jul. 2020.
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
125
6 BASES
 
Assim como os ácidos, as bases (ou hidróxidos) representam uma 
função química, ou seja, um grupo de substâncias que possuem características 
semelhantes. Considerando essa informação, para fins didáticos, trabalharemos 
com a Teoria Ácido-Base de Arrhenius, portanto, bases podem ser definidas como:
“Toda substância que em solução aquosa libera como único ânion o 
íon OH–(hidroxila)”. 
As bases (ou hidróxidos) apresentam pH básico (ou alcalino), ou seja, na 
escala irão apresentar valor superior a 7. Além disso, possuem sabor adstringente 
e tato escorregadio.
Diferente dos ácidos, as bases sofrem dissociação ao invés de ionização, 
pois são compostos iônicos, já que a maioria de seus cátions são metais (a única 
exceção é o hidróxido de amônio [NH₄OH], uma base formada por um não metal 
e que sofre ionização).
Considerando o conceito de Arrhenius devemos estar atentos à forma 
como será montada a fórmula unitária das bases. 
FIGURA 13 – FÓRMULA UNITÁRIA BASES
FONTE: O autor
O hidróxido de amônio na realidade representa o borbulhamento e 
solubilização de gás amônia (NH
3
) em água (H
2
O), conforme é apresentado na equação 
química a seguir:
IMPORTANTE
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
126
6.1 CLASSIFICAÇÃO
As bases podem ser classificadas perante alguns quesitos sendo eles:
• Quanto ao número de hidroxilas;
• Quanto à solubilidade;
• Quanto à força.
6.1.1 Quanto ao número de hidroxilas
Quanto ao número de hidroxilas (OH–) presentas na substância podemos 
classificar as bases como:
6.1.2 Quanto à solubilidade
A solubilidade poder ser definida como a capacidade de uma substância 
se dissolver em outra. Quanto a essa capacidade, as bases podem ser classificadas 
como:
Precipitado, corpo de fundo ou corpo de chão é o sólido insolúvel que se 
deposita no fundo do recipiente ao final de uma reação ou quando a solução já apresenta 
a quantidade máximo de soluto dissolvido.
NOTA
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
127
Esta classificação está vinculada ao cátion, que se liga à hidroxila, sendo:
• Solúveis: todas as bases formadas por metais alcalinos (Grupo 1) e hidróxido 
de amônio (NH₄OH).
• Pouco solúveis: todas as bases formadas por metais alcalinos terroso (Grupo 
2), exceto as formadas por berílio (Be) e magnésio (Mg).
• Praticamente insolúveis: todas as demais bases.
Veja no Quadro 7 a solubilidade algumas bases em água a 20 °C:
QUADRO 7 – SOLUBILIDADE DE BASES
FONTE: O autor
6.1.3 Quanto à força
Assim como os ácidos, a força das bases está associada ao seu grau de 
dissociação (α). Dessa forma, podemos classificar as bases como:
• Base forte: são bases que possuem um grau de dissociação superior a 50% 
(α > 50%).
• Base fraca: são bases que possuem um grau de dissociação igual ou menor 
que 5% (α≤ 5%).
FÓRMULA UNITÁRIA NOME SOLUBILIDADE (g/L)
Fe (OH)₂ Hidróxido de Ferro II 0,001
Hidróxido de Alumínio 0,008
Mg (OH)₂ Hidróxido de Magnésio 0,009
Ca (OH)₂ Hidróxido de Cálcio 1,7
Sr (OH)₂ Hidróxido de Estrôncio 4,0
Ba (OH)₂ Hidróxido de Bário 39,0
NaOH Hidróxido de Sódio 1090,0
KOH Hidróxido de Potássio 1120,0
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
128
Lembre-se de que ao falar de ácidos identificamos α como sendo o grau 
de ionização, essa mudança de nomenclatura ocorre devido ao fato de ácidos serem 
compostos moleculares, que sofrem ionização, enquanto bases são compostos iônicos e 
sofrem dissociação, portanto, se fala em grau de dissociação.
NOTA
O grau de dissociação está associado à solubilidade. Portanto:
• Bases fortes: são todas formadas pelas pelos metais alcalinos (Grupo 1) 
e metais alcalinos terrosos (Grupo 2), exceto as formadas por berílio (Be) e 
magnésio (Mg).
• Bases fracas: todas as demais e Hidróxido de Amônio.
Aqui é importante salientar que o hidróxido de amônio (NH₄OH), 
apesar de ser uma base solúvel, é considerada fraca, isso ocorre pois na reação 
entre amônia (NH₃) e água (H₂O) o equilíbrio da reação está direcionada para 
esquerda, ou seja, há mais reagentes do que produtos, portanto, há uma pequena 
quantidade de hidroxilas (OH–) em solução. Lembre-se, o hidróxido de amônio 
só existirá em solução (amônia dissolvida em água). Reveja a reação:
6.2 NOMENCLATURA
Para nomear as bases devemos relembrar os nossos conhecimentos 
sobre NOXs. Portanto, nos quadros a seguir (Quadros 8 e 9) são apresentados 
os principais cátions e seus valores de carga (para íons monoatômicos o valor da 
carga é igual ao NOX).
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
129
ELEMENTO CARGA
A
lc
al
in
os
(G
ru
po
 1
)
Lítio Li+
Sódio Na+
Potássio K+
Rubídio Rb+
Césio Cs+
Frâncio Fr+
A
lc
al
in
os
 
Te
rr
os
os
(G
ru
po
 2
) Magnésio Mg²+
Cálcio Ca²+
Estrôncio Sr²+
Bário Ba²+
Rádio Ra²+
Prata Ag+
Zinco Zn²+
Alumínio
QUADRO 8 – CÁTIONS DE NOX FIXO
FONTE: O autor
QUADRO 9 – CÁTIONS DE NOX VARIÁVEL
FONTE: O autor
ELEMENTO CARGA / NOME
Cobre Cu⁺ Cu²⁺
Cuproso Cúprico
Mercúrio (Hg₂)²⁺ Hg²⁺
Mercuroso Mercúrico
Ouro Au⁺ Au³⁺
Auroso Áurico
Ferro Fe²⁺ Fe³⁺
Ferroso Férrico
Cobalto Co²⁺ Co³⁺
Cobaltoso Cobáltico
Níquel Ni²⁺ Ni³⁺
Niqueloso Niquélico
Cromo Cr²⁺ Cr³⁺
Cromoso Crômico
Estanho Sn²⁺ Sn⁴⁺
Estanoso Estânico
Chumbo Pb²⁺ Pb⁴⁺
Plumboso Plúmbico
Manganês Mn²⁺ Mn⁴⁺
Manganoso Mangânico
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
130
Conhecendo os valores de NOX podemos nomear as bases considerando 
se o elemento possui NOX fixo ou variável.
Para bases de formadas por cátions de NOX fixo basta seguir a forma 
geral apresentada a seguir:
Hidróxido de + Nome do Cátion
Por exemplo, para a base formada por estrôncio (Sr(OH)₂), teríamos 
Hidróxido de Estrôncio.
Já para bases formadas por cátions com NOX variável podemos utilizar 
duas formas diferentes:
1ª) Hidróxido de + Nome do Cátion + Carga em Números Romanos
Ex.: a base Mn(OH)₂ seria nomeada como Hidróxido de Manganês II.
2ª) Hidróxido + Nome do Cátion + Terminação “oso” (menor carga)
Ex.: A base Mn(OH)₂ seria nomeada como Hidróxido Manganoso.
ou
Hidróxido + Nome do Cátion + Terminação “ico” (maior carga)
Ex.: A base Mn(OH)₄ seria nomeada como Hidróxido Mangânico.
No Quadro 9 são apresentados os nomes dos cátions com a terminação 
“oso”, para os de menor carga, e “ico”, para os de maior carga.
6.3 APLICAÇÕES
As bases possuem diversas aplicações no cotidiano, portanto, o Quadro 
10 apresenta algumas das mais importantes e seus principais usos e curiosidades.QUADRO 10 – PRINCIPAIS BASES E SUAS APLICAÇÕES
FÓRMULA 
UNITÁRIA NOME APLICAÇÃO
NaOH Hidróxido 
de Sódio
Conhecida como soda cáustica, essa base é um 
sólido branco bastante solúvel em água. Ela é 
utilizada em limpezas pesadas e em produtos 
para desentupir pias e ralos. Também é utilizada 
em uma das etapas da fabricação de papel, no 
tratamento de efluentes e na indústria têxtil. Além 
do mais, esta base tem um alto poder corrosivo 
podendo destruir tecidos vivos.
TÓPICO 1 — ÁCIDOS E BASES
131
FONTE: O autor
KOH Hidróxido 
de Potássio
Esta base pode ser encontrada como potassa 
cáustica sendo um sólido branco, cristalino e 
extremamente tóxico. É usada na fabricação de 
sabões, na produção de biodiesel e na produção 
pilhas alcalinas.
Ca(OH)₂ Hidróxido 
de Cálcio
O hidróxido de cálcio também leva o nome de cal 
hidratada, cal extinta ou cal apagada. Quando 
essa substância é misturada com água, ela é 
chamada de água de cal e na forma de suspensão, 
como leite de cal. Ela é aplicada principalmente 
em construções, na preparação de argamassa, 
no tratamento de água e esgotos, em inseticidas, 
fungicidas e na redução da acidez do solo.
Mg(OH)₂
Hidróxido 
de 
Magnésio
Esta base é um sólido branco, pouco solúvel em 
água. A sua principal aplicação se dá na forma 
de leite de magnésia, que é usado como laxante 
e antiácido. Além disso, pode ser utilizada na 
fabricação de papéis no refino de açúcar e na 
fabricação de retardantes de chamas.
Hidróxido 
de 
Alumínio
Geralmente, esta base pouco solúvel é utilizada 
para fabricação de desodorantes, no tratamento 
de água, e como antiácido estomacal.
NH₄OH Hidróxido 
de Amônio
Obtido da dissolução de amônia em água, 
esta base é um líquido incolor de forte odor. O 
hidróxido de amônio é conhecido comercialmente 
por amoníaco, sendo muito utilizado na produção 
de fertilizantes e explosivos, na saponificação 
de óleos e gorduras e na revelação de filmes 
fotográficos.
132
Neste tópico, você aprendeu que:
• Segundo a Teoria de Arrhenius, ácidos são todas as substâncias que em solução 
aquosa liberam como único cátion o íon H+ e bases são todas as substâncias 
que em solução aquosa liberam como único ânion o íon OH–. 
• De acordo com a Teoria de Bronsted-Lowry, ácido é qualquer substância 
capaz de doar um próton, enquanto base é qualquer substância capaz de 
receber um próton (H⁺).
• Para a Teoria de Lewis, ácido é toda espécie química capaz de receber um par 
de elétrons e base é toda espécie capaz de doar um par de elétrons.
• A acidez e basicidade (ou alcalinidade) de uma solução é medida através da 
escala de pH. Substâncias ácidas terão pH inferior a 7, substâncias neutras 
terão pH igual a 7, e substâncias básicas terão pH acima de 7.
• É comum o uso de indicadores ácido-base tanto em laboratório quanto em 
algumas atividades cotidianas. Estes indicadores mudam de cor dependendo 
do meio em que se encontram.
• O número de oxidação, ou simplesmente NOX, indica a carga de um elemento 
quando este faz parte de um íon ou substância. É importante conhecer essa 
numeração ao realizar a nomenclatura dos compostos.
• Ácidos são substâncias que sofrem ionização, liberam H⁺ e possuem sabor 
azedo. Podem ser classificados quanto ao número de hidrogênios ionizáveis, 
quanto ao número de elementos, quanto à força, quanto à volatilidade e 
quanto à presença de oxigênios.
• Para nomear um ácido usamos “Ácido + Nome do Ânion + Terminação”. 
Seguindo a regra de que cátions que terminem em “ito” tem a terminação 
substituída por “oso”, terminados em “ato” por “ico” e terminados em “eto” 
por “ídrico”.
• Bases são substâncias que sofrem dissociação, liberam OH– e possuem sabor 
adstringente. Podem ser classificadas quanto à força, a solubilidade e o 
número de hidroxilas.
• Para nomear uma base usamos “Hidróxido de + Nome do Cátion” para 
cátions de NOX fixo e “Hidróxido de + Nome do Cátion + Carga em Números 
Romanos” para cátions de NOX variável.
RESUMO DO TÓPICO 1
133
• Tanto os ácidos quanto as bases possuem diversas aplicações no nosso 
cotidiano.
• Eletrólitos são substâncias que, ao serem dissolvidos em água, sofrem ionizam 
ou dissociam com facilidade e aumentam a condutividade da solução. Podem 
ser classificados como fortes e fracos.
• Não eletrólitos são substâncias que ao serem dissolvidos em águam não 
sofrem ionização e permanecem na forma molecular, não aumentando a 
condutividade do sistema.
134
1 A amônia (NH₃) é amplamente utilizada nas mais diversas aplicações. Além 
de formar a base NH₄OH quando borbulhada em água, ela ainda é empregada 
em outras várias reações, como as apresentadas a seguir:
Considerando a Teoria Ácido-Base de Bronsted-Lowry, classifique a amônia 
em ácido ou base para as reações I e II.
2 A titulação ácido-base é uma técnica utilizada em química analítica a fim 
de determinar a concentração de determinada solução. Essa técnica envolve 
o uso de um indicador ácido-base pois ele tem a propriedade de mudar de 
cor dependendo do meio em que se encontra. Seguindo a mesma ideia da 
mudança de coloração, foi iniciada uma análise qualitativa com o objetivo 
de determinar a faixa de pH de uma solução desconhecida, para isso ela foi 
dividida em três béqueres e a cada um deles foi adicionado um indicador.
FONTE: O autor.
Considerando as colorações adquiridas pelas soluções, determine a faixa 
aproximada de pH.
3 Ao medir a concentração de íons H⁺ em uma solução obteve-se o valor de 
0,002mol/L. Calcule o valor de pH da solução e determine seu caráter. 
4 O Ácido Fluorídrico (HF) possui uma alta reatividade com vidro sendo, por 
esse motivo, usado em solução aquosa para fazer gravações nessas superfícies. 
Por esse motivo também, ele deve ser guardado em recipientes polietileno 
AUTOATIVIDADE
135
ou politetrafluoroetileno. Considerando seus conhecimentos acerca de 
ácidos, classifique o ácido fluorídrico, quanto ao número de elementos, de 
hidrogênios ionizáveis, presença de oxigênio, volatilidade e força.
4 Os ácidos são uma das funções químicas mais comuns do nosso cotidiano. 
Eles estão presentes em situações que, talvez, muitas pessoas não estão tão 
acostumadas a perceber, como nas baterias dos veículos, ou em situações 
corriqueiras, como no vinagre utilizado na salada. No entanto, para um 
químico, conhecer suas fórmulas moleculares e seus nomes é essencial para 
evitar acidentes em laboratório. Assim, dê nome aos seguintes ácidos:
5 Uma experiência comum no ensino médio é denominada “Sangue do Dia-
bo”, mas apesar do nome assustador ela é uma atividade interessante no es-
tudo de bases e indicadores, pois a solução é basicamente composta de hi-
dróxido de amônio (NH₄OH) e fenolftaleína. Por ser uma base, o hidróxido 
de amônio faz com que o indicador adquira uma coloração vermelha, daí a 
origem do nome. Ao jogar essa solução vermelha em um tecido branco logo 
a coloração desaparece. Considerando seus conhecimentos sobre bases, clas-
sifique o hidróxido de amônio e proponha uma explicação para o desapareci-
mento da coloração com o passar do tempo.
6 No dia a dia muitos vegetais funcionam como indicadores ácido-base na-
turais, como beterrabas, amoras, jabuticabas, além de flores com pétalas co-
loridas, como a hortênsia e a azaleia. No entanto, o vegetal mais comum é o 
repolho roxo. Dentre as funções químicas que reagem com esses indicadores 
temos as bases. Conhecer seu comportamento químico contribui na compre-
ensão de sua interação com esses indicadores. Considerando a importância 
de conhecer essa função química, dê nome as seguintes bases:
137
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Além de ácidos e bases, outras funções inorgânicas também fazem parte 
nosso cotidiano, são eles sais, óxidos e hidretos. Eles podem ser observados nas 
mais diversas situações, indo da presença em alimentos, passando pelo uso como 
conservantes, pela presença em poluentes até a formação de ferrugem sobre as 
superfícies de ferro.
FIGURA 14 – FERRUGEM
FONTE: .Acesso em: 8 jul. 2020.
2 SAIS
Geralmente, ao se falar de sais, a principal referência se torna o cloreto de 
sódio ( ) conhecido como sal de cozinha (Figura 15), porém, este grupo de 
substâncias é muito mais amplo do que aparenta.
TÓPICO 2 — 
SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
138
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 15 – SAL DE COZINHA
FONTE: . Acesso em: 08 jul. 2020.
Os sais são compostos iônicos obtidos através de reações de neutralização 
entre um ácido e uma base.
ácido + base → sal + água
Essa reação também pode ser chamada de reação de salificação. Na figura 
16, por exemplo, é apresentada a reação que dá origem ao cloreto de sódio.
FIGURA 16 – REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO/SALIFICAÇÃO
FONTE: O autor
Perceba que através dessa reação é possível chegar à definição de sais 
formulada por Arrhenius:
Sais são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação e liberam 
pelo menos um cátion diferente de H⁺ (ou H₃O⁺) e um ânion diferente de OH–. 
Lembrando que o cátion será proveniente da base e o ânion proveniente do 
ácido.
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
139
Da mesma forma como ocorre para os ácidos e as bases, a fórmula de um 
sal pode ser obtida, genericamente, da seguinte forma:
FIGURA 17 – FÓRMULA UNITÁRIA DOS SAIS
FONTE: O autor
2.1 CLASSIFICAÇÃO
Os sais apresentam uma grande variedade de representantes que podem 
ser classificados com relação a alguns fatores, sendo eles:
• Quanto ao número de elementos químicos constituintes;
• Quanto à solubilidade em água;
• Quanto à presença de água;
• Quanto à natureza dos íons.
2.1.1 Quanto ao número de elementos químicos 
constituintes
Com relação ao número de elementos que continuem um sal ele pode ser 
classificado como:
• Binário: formado por apenas dois elementos.
Ex.: Brometo de Potássio (KBr)
• Ternário: formado por apenas três elementos.
Ex.: Sulfato de Cobre (CuSO₄)
• Quaternário: formado por apenas quatro elementos.
Ex.: Ferricianeto de Potássio (K₄[Fe(CN)₆])
140
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
2.1.2 Quanto à solubilidade em água
Segundo Batista (2015, p. 23), “A solubilidade de um sal depende da 
intensidade das interações entre os íons do sal e as moléculas de água a dada 
temperatura. Como são vários os fatores que influenciam esse critério, é 
praticamente impossível fazer previsões teóricas sobre a solubilidade desses 
compostos”.
Assim, a fim de verificar a solubilidade dos sais, foi elaborado o Quadro 
11, apresentada a seguir, de forma experimental nas condições ambientes (25°C 
e 1atm).
QUADRO 11 – SOLUBILIDADE DOS SAIS
FONTE: Adaptado de Batista (2016, p. 23)
SOLUBILIDADE SAIS EXCEÇÕES
SOLÚVEIS
-
-
Acetatos (H₃CCOO–) Ag⁺
Brometos (Br–)
Iodetos (I–)
Ca2+,Ba2+,Sr2+, Pb2+
PRATICAMENTE 
INSOLÚVEIS
Sulfetos (S2–) Metais do Grupo 1, 2 e Amônio
Metais do Grupo 1 e Amônio
Metais do Grupo 1 e Amônio
Metais do Grupo 1 e Amônio
* Todos os sais que contenham cátions do grupo 1 e o 
íon amônio são sempre solúveis.
Caro acadêmico, no caso dos sais, não é comum analisá-los quanto a sua 
força, mas quanto a sua solubilidade. Como nenhuma substância é totalmente insolúvel, 
utilizamos o termo “praticamente insolúvel” para nos referir a substâncias que possuem 
uma solubilidade extremamente pequena.
NOTA
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
141
2.1.3 Quanto à presença de água
Quanto à presença de água, os sais podem ser classificados em anidros ou 
hidratados. Quando o sal possui moléculas de água em sua estrutura cristalina ele 
é dito hidratado (Ex.: Sulfato de Cobre Penta-hidratado [CuSO₄.5H₂O]), porém, 
quando não houver, ele é dito anidro (Ex.: Sulfato de Cobre [CuSO₄]).
2.1.4 Quanto à natureza dos íons
Dependendo do(s) cátion(s) e do(s) ânion(s) presente(s) em determinado 
sal, ele pode apresentar classificações diferentes. Geralmente pode-se verificar a 
classificação do sal ao analisar se sua reação de neutralização foi total ou parcial.
Um objeto bem curioso e que muitas vezes pode ser encontrado na casa dos 
brasileiros é o chamado “Galinho do Tempo”. Esse objeto surpreende pelo fato de mudar de 
cor e indicar o aumento da probabilidade de chuva, porém, o que muitos desconhecem é 
que há uma explicação química por trás de seu funcionamento.
GALINHO DO TEMPO
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 10 jul. 2020.
Esse bibelô é revestido por cloreto de cobalto II ( ), um sal anidro, que apresenta 
coloração azul e é muito higroscópico (absorve água com facilidade), porém, ao ficar 
exposto ao clima, como o aumento da umidade (um indicativo de chuva e frio) este sal 
absorve água e se torno cloreto de cobalto hexa-hidratado ( ), um sal rosa. Ob-
viamente, quando o clima fica seco e quente a água de hidratação sai do sal e ele volta a 
ser azul.
INTERESSANTE
142
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Como exemplo, podemos avaliar a reação entre ácido carbônico (H₂CO₃)
e hidróxido de sódio (NaOh), começando por uma reação de neutralização total:
H₂CO₃ + 2NaOH → Na₂CO₃ + 2H₂O 
 
Note que para cada H⁺ há um OH–, resultando em carbonato de sódio 
(Na₂CO₃), um sal neutro, porém essa reação pode ocorrer de forma parcial, como 
é apresentado a seguir:
H₂CO₃ + NaOH → NaHCO₃ + H₂O
Agora, enquanto o ácido possui dois H⁺ a base possui apenas um OH–, 
resultando em uma neutralização parcial e formando hidrogenocarbonato de 
sódio (ou bicarbonato de sódio) (NaHCO₃) um sal ácido.
Mas enfim, vamos definir esses tipos diferente sais.
2.1.4.1 Sal neutro
Sais neutros (ou normais) são provenientes de reações de neutralização 
total e são formados por um único cátion (exceto H⁺) e um único ânion (exceto 
OH–). Ex.: Cloreto de Sódio ( ), Sulfato de Potássio (K₂SO₄), Fluoreto de Cálcio 
(CaF₂).
2.1.4.2 Sal ácido
Os sais ácidos, também chamados de hidrogenossais, são provenientes 
de reações de neutralização parcial dos ácidos. Nestas reações, o sal formado, 
apresenta dois cátions, sendo um deles H⁺, e um único ânion (exceto OH–). Ex.: 
Hidrogenosulfatode Sódio (NaHSO₄), Di-hidrogenofosfato de Potássio (KH₂PO₄).
2.1.4.3 Sal básico
Sais básicos ou hidroxissais, são formados após uma reação de 
neutralização parcial da base, portanto, eles possuem um único cátion (exceto H⁺) 
e dois ânions, sendo um deles OH–. Ex.: Hidroxicloreto de Alumínio ( ), 
Di-hidroxissulfato de Estanho IV (Sn(OH)₂SO₄).
 
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
143
2.1.4.4 Sal misto
Os sais mistos ou duplos serão formados por dois cátions (exceto H⁺) e um 
ânion ou um cátion e dois ânions (exceto OH–). Ex.: Cloreto-Brometo de Cálcio 
(CaBr ), Sulfato de Sódio e Potássio (NaKSO₄).
2.2 NOMENCLATURA
A nomenclatura de um sal irá depender de sua classificação quanto à 
natureza dos íons, quanto à presença de água e, além disso, é importante que 
saibamos o nome do ânion, proveniente do ácido, e do cátion, proveniente da 
base.
Para sais anidros:
• Sal Neutro (ou Normal)
nome do ânion + de + nome do cátion
Ex.: Fe₂S₃ – Sulfeto de Ferro III (ou Sulfeto Férrico).
• Sal Ácido (ou Hidrogenossal)
prefixo* + hidrogeno** + nome do ânion + de + nome do cátion
* Este prefixo se refere ao número de hidrogênios presentes na fórmula do 
sal, podendo ser mono-, di- ou tri-. Para sais com apenas um hidrogênio em sua 
fórmula é comum suprimir este prefixo iniciando o nome apenas por hidrogeno.
** Para sais que possuem apenas um H⁺ é comum a substituição no termo 
“mono-hidrogeno” por “bi” (veja o exemplo).
Ex.: Na₂HPO₄ – Mono-hidrogeno Sulfato de Sódio (ou Bissulfato de Sódio).
Para nomenclatura dos sais também é válida a regra da terminação “ico” e 
“oso” para cátions que possuem carga variável. Você pode optar também pelo uso da 
representação da carga em números romanos ao invés de usar as terminações. Caso 
queira relembrar este assunto, consulte o Quadro 9, no Tópico 1 da Unidade 2.
IMPORTANTE
144
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
• Sal115
5.1.4 Quanto à volatilidade ........................................................................................................ 116
5.1.5 Quanto à força .................................................................................................................... 116
5.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 121
5.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 123
6 BASES ................................................................................................................................................ 125
6.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 126
6.1.1 Quanto ao número de hidroxilas ..................................................................................... 126
6.1.2 Quanto à solubilidade ....................................................................................................... 126
6.1.3 Quanto à força .................................................................................................................... 127
6.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 128
6.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 130
RESUMO DO TÓPICO 1................................................................................................................... 132
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 134
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS ................................................................................. 137
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 137
2 SAIS .................................................................................................................................................... 137
2.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 139
2.1.1 Quanto ao número de elementos químicos constituintes ............................................ 139
2.1.2 Quanto à solubilidade em água ....................................................................................... 140
2.1.3 Quanto à presença de água .............................................................................................. 141
2.1.4 Quanto à natureza dos íons .............................................................................................. 141
2.1.4.1 Sal neutro ......................................................................................................................... 142
2.1.4.2 Sal ácido ........................................................................................................................... 142
2.1.4.3 Sal básico .......................................................................................................................... 142
2.1.4.4 Sal misto ........................................................................................................................... 143
2.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 143
2.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 144
3 ÓXIDOS ............................................................................................................................................. 145
3.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 148
3.1.1 Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio ........................................................... 148
3.1.2 Quanto à propriedade ácido-base. .................................................................................. 149
3.1.3 Outros compostos derivados do oxigênio...................................................................... 150
3.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 151
3.3 APLICAÇÕES .............................................................................................................................. 152
4 HIDRETOS ........................................................................................................................................ 154
4.1 CLASSIFICAÇÃO ....................................................................................................................... 155
4.1.1 Hidretos iônicos ou salinos .............................................................................................. 155
4.1.2 Hidretos covalentes ou moleculares ............................................................................... 155
4.1.3 Hidretos metálicos ou intersticiais .................................................................................. 156
4.1.4 Hidretos intermediários .................................................................................................... 156
4.2 NOMENCLATURA .................................................................................................................... 157
RESUMO DO TÓPICO 2................................................................................................................... 158
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 159
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................. 161
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 161
2 CONCEITOS GERAIS SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS .......................................................... 161
3 INDICATIVOS DE REAÇÃO QUÍMICA ................................................................................... 163
4 LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................... 164
4.2 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS ............................................................................... 166
4.1 LEI DA COMBINAÇÃO DE VOLUMES ................................................................................ 166
4.3 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS ..................................................................................... 167
5 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES............................................................................................ 168
6 CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS .................................................................... 170
6.1 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO ...................................................................................... 171
6.2 REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO ................................................................... 171
6.3 REAÇÃO DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA .................................................... 173
6.4 REAÇÃO DE DUPLA-TROCA ................................................................................................. 174
RESUMO DO TÓPICO 3................................................................................................................... 176
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 178
TÓPICO 4 — GRANDEZAS QUÍMICAS ......................................................................................Básico (ou Hidroxissal)
prefixo* + hidroxi + nome do ânion + de + nome do cátion
* Este prefixo se refere ao número de hidroxilas presentes na fórmula do 
sal, podendo ser mono-, di- ou tri-. Para sais com apenas uma hidroxila em sua 
fórmula é comum suprimir este prefixo iniciando o nome apenas por hidroxi.
Ex.: Sn(OH)3I – Tri-hidroxi-iodeto de Estanho IV (ou Tri-hidroxi-iodeto 
Estânico).
• Sal Misto (ou Duplo)
nome(s) do(s) cátion(s)* + de + nome(s) do(s) ânion(s)*
* Os nomes devem ser colocados em ordem alfabética.
Ex.: KagSO3 – Sulfito de Potássio e Prata.
Para sais hidratados:
Segue-se as mesmas regras apresentadas, porém, deve-se acrescentar 
no final do nome um prefixo (mono, di, tri, tetra...), que indique o número de 
moléculas de água presentes na estrutura cristalina acompanhado da palavra 
“hidratado”.
Ex.: Na₂SO₄ . 10H₂O – Sulfato de Sódio Deca-hidratado
2.3 APLICAÇÕES
Os sais são facilmente encontrados na natureza e por causa de sua 
diversidade acabam possuindo muitas aplicações cotidianas, dessa forma, a fim 
de sintetizar estes dados, é apresentado o quadro 12.
QUADRO 12 – PRINCIPAIS SAIS E SUAS APLICAÇÕES
FÓRMULA 
UNITÁRIA NOME APLICAÇÃO
Na Cloreto de 
Sódio
É o principal constituinte do sal de cozinha, é 
usado na produção de cloro e hipoclorito de 
sódio. Também é utilizado na conservação de 
alimentos e produção de sabões e corantes.
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
145
FONTE: O autor
3 ÓXIDOS
Os óxidos constituem outra função inorgânica que merece destaque, mas 
antes de adentrarmos a este assunto leia o texto apresentado a seguir.
CaCO₃ Carbonato 
de Cálcio
É encontrado no calcário, na calcita, em cascas 
de ovos, nas pérolas e nos recifes de corais. 
Nas siderúrgicas é utilizado como fundente, na 
indústria é utilizado na fabricação do cimento, 
vidro, da cal virgem e na agricultura para 
correção da acidez do solo.
NaCO₃ Carbonato 
de Sódio
Chamado também de “soda” ou “barrilha”, é 
utilizado na fabricação de papéis, detergentes, 
medicamentos, no tratamento de água de piscina 
e no tratamento têxtil.
NaHCO₃ Bicarbonato 
de Sódio
É utilizado no combate a acidez estomacal, 
na produção de cremes dentais, extintores, 
desodorantes e fermento para bolo.
NaF Fluoreto de 
Sódio
É utilizado na produção de cremes dentais e na 
fluoretação de água potável pois é fonte de íons 
fluoreto, que fortalecem o esmalte dos dentes.
KNO₃ Nitrato de 
Potássio
Tem aplicação na produção de ácido nítrico 
e pólvora negra, além de ser utilizado como 
conservante para embutidos.
NaNO₃ Nitrato de 
Sódio
Este sal, também conhecido como salitre do 
Chile, é utilizado na fabricação de pólvora negra 
e de fertilizantes. Possui aplicação também na 
conservação de alimentos.
Na₂SO₃ Sulfito de 
Sódio
É usado na conservação de alimentos, na 
refinação de açúcar e na indústria de celulose 
para clarificação do papel.
Li₂SO₄ Carbonato 
de Lítio
Na medicina é utilizado como um estabilizador 
do humor para o tratamento psiquiátrico de 
estados de mania e distúrbio bipolar, além de ser 
um antidepressivo.
BaSO₄ Sulfato de 
Bário
Ele é usado na fabricação de papéis fotográficos, 
pigmentos artificiais de marfim e celofane. Na 
forma de suspensão é utilizado como contraste 
em radiografias do sistema digestório.
MgSO₄ Sulfato de 
Magnésio
Na agricultura é empregado como corretor da 
deficiência de magnésio no solo e na medicina é 
utilizado como laxante e repositor de eletrólitos.
146
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
ÓXIDO NITROSO: UM POLUENTE PERIGOSO
As emissões de óxido nitroso (N2O), um gás frequentemente esquecido e potente, podem 
quase dobrar até 2050 e, portanto, potencialmente minar os ganhos na recuperação da 
camada de ozônio e agravar as mudanças climáticas.
Drawing Down N2O to Protect Climate and the Ozone Layer, um novo relatório do Progra-
ma das Nações Unidas para o Meio Ambiente (PNUMA), alerta que o óxido nitroso é agora 
a emissão mais importante que destrói a camada de ozônio e o terceiro gás de efeito 
estufa mais potente liberado na atmosfera.
Enquanto o N2O existe naturalmente na atmosfera em pequenas quantidades, as ativida-
des humanas aumentaram suas concentrações desde a revolução industrial. [...].
"Precisamos de todas as mãos no convés para combater os aumentos sérios e signifi-
cativos dos níveis de N2O na atmosfera", disse o subsecretário-geral da ONU e o diretor 
executivo do PNUMA, Achim Steiner. "O PNUMA está trabalhando em várias frentes para 
apoiar os esforços internacionais sob a Convenção do Clima da ONU, desde catalisar a 
captação de energias renováveis e eficiência energética até projetos de adaptação em 
muitas partes do globo". [...].
"Embora não seja tão prevalente na atmosfera quanto o CO2 em termos de massa, o N2O 
– comumente conhecido por muitos como 'gás do riso' – está longe de ser motivo de riso 
no que diz respeito aos danos causados ao clima e a camada de ozônio, pois tem um im-
pacto desproporcional no aquecimento global por causa de suas propriedades radiativas 
e longa vida na atmosfera, que é em média de 120 anos. As ações sobre essas emissões 
oferecem mais uma oportunidade para manter o mundo sob um aumento de temperatura 
de 2°C", acrescentou.
A maior parte da depleção da camada estratosférica de ozônio até agora se deve aos in-
fames clorofluorocarbonetos (CFCs) e outros produtos químicos halogenados (contendo 
cloro e bromo). 
No entanto, esses produtos químicos – diferentemente do N2O – agora são amplamente 
controlados pelo Protocolo de Montreal, um tratado internacional projetado para proteger 
a camada de ozônio.
A agricultura é de longe a maior fonte de emissões de N2O induzidas pelo homem, re-
presentando dois terços dessas emissões. Enquanto isso, outras fontes importantes de 
N2O incluem indústria e combustão de combustíveis fósseis, queima de biomassa e águas 
residuais.
FONTE: UNITED NATIONS ENVIRONMENT PROGRAMME. Often-Overlooked yet Potent 
Pollutant Nitrous Oxide Poses Ozone and Climate Risks. Varsóvia, 21 nov. 2013. Tradução 
de José Edson Reinert. Disponível em: . Acesso em: 17 jul. 2020.
INTERESSANTE
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
147
O planeta vive uma constante batalha contra a poluição do ar. Esta polui-
ção traz danos tanto à saúde quanto ao meio ambiente. Nos infográficos a seguir são 
apresentadas as principais causas da poluição do ar e quais medidas podem ser tomadas 
a fim de diminuir esse problema.
PRINCIPAIS CAUSAS DA POLUIÇÃO DO AR
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 18 jul. 2020.
SOLUÇÕES PARA POLUIÇÃO DO AR
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 18 jul. 2020.
Se você quiser saber mais sobre o tema ou mesmo encontrar outros infográficos acesse 
o site oficial da Organização Mundial da Saúde (OMS) através do link https://bit.ly/2ZNF-
Qzu.
NOTA
148
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Além do óxido nitroso, diversos outros óxidos são responsáveis por 
problemas ambientais e consequente representam um perigo para nossa saúde 
(BATISTA, 2015). Assim, é importante que possamos conhecer um pouco mais 
sobre essas substâncias e como são classificadas. O primeiro passo é definir um 
óxido:
São compostos binários, ou seja, formados por apenas dois elementos, em 
que o oxigênio deve ser o elemento mais eletronegativo.
3.1 CLASSIFICAÇÃO
Quanto à classificação, os óxidos podem ser classificados de acordo com 
os seguintes critérios:
• Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio;
• Quanto à propriedade ácido-base;
• Outros compostos derivados do oxigênio.
3.1.1 Quanto ao tipo de elemento ligado ao oxigênio
Quanto a este critério de classificação os óxidos podem ser definidos como:
• Óxidos iônicos: são aqueles formados por oxigênio ligado a um metal.
Ex.: Óxido de Cálcio (CaO).
• Óxidos moleculares: são aqueles formados por oxigênio ligado a um não 
metal.
Ex.: Dióxido de Carbono (CO₂).
O oxigênio pode formar compostos binários com oflúor (OF2 e O2F2), porém, 
estes compostos não são classificados como óxidos, pois o flúor é o elemento mais 
eletronegativo. Outra curiosidade é que apesar de os gases nobres serem extremamente 
estáveis, em certas condições, é possível formar óxidos com o elemento xenônio (XeO
3 
e 
XeO
4
).
NOTA
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
149
3.1.2 Quanto à propriedade ácido-base.
ÓXIDOS ÁCIDOS
São formados por elementos metálicos de alta eletronegatividade, que 
possuem NOX superior a +4, e por não metais. Quando dissolvidos em água 
formam seu ácido correspondente, dando a solução caráter ácido. Podem reagir 
com bases formando sal e água. São chamados também de anidridos de ácidos.
 
ÓXIDOS BÁSICOS
São formados por elementos metálicos de baixa eletronegatividade, 
que possuem NOX +1, +2 e +3. Quando dissolvidos em água formam sua base 
correspondente, dando a solução caráter básico. Podem reagir com ácidos 
formando sal e água.
ÓXIDOS NEUTROS
Segundo Batista (2015, p. 31), esse tipo de óxido “não reage com água, 
nem com ácido ou base. Do tipo molecular, é conhecido também como óxido 
indiferente. Os mais importantes são: CO, NO e N₂O”.
ÓXIDOS ANFÓTEROS
Diferente das demais classificações, estes óxidos não reagem com água, 
porém podem reagir com ácidos e bases. Dentre os óxidos anfóteros cabe destacar: 
150
3.1.3 Outros compostos derivados do oxigênio
ÓXIDOS DUPLOS OU MISTOS
Os óxidos duplos ou mistos são formados pela associação de dois óxidos 
diferentes formados pelo mesmo cátion. Um exemplo deste tipo de óxido é o 
tetróxido de chumbo (Pb₃O₄), popularmente conhecido como zarcão e utilizado 
para proteção de peças de ferro contra ferrugem, na fabricação de baterias e de 
vidro cristal. Este óxido é formado pela associada de óxido de chumbo IV (PbO₂) 
e óxido de chumbo II (PbO).
Pb₃O₄ – PbO₂ + 2PbO
Outro exemplo de óxido duplo ou misto é óxido de ferro II, III (Fe₃O₄), 
principal constituinte da magnetita. Ele é formado pela associação entre óxido de 
ferro II (FeO) e óxido de ferro III (Fe₂O₃).
Fe₃O₄ = FeO + Fe₂O₃
FIGURA 18 – MAGNETITA
FONTE: . Acesso em: 18 jul. 2020.
151
PERÓXIDOS
Nestes compostos há a presença do grupo , onde o oxigênio apresenta 
carga -1. Na sua maioria são formados por elementos do grupo 1 e do grupo 
2, ou seja, são compostos iônicos. A única exceção é o peróxido formado por 
hidrogênio, conhecido popularmente como água oxigenada, que é um composto 
molecular.
Ex.: Peróxido de Cálcio (CaO₂) e Peróxido de Hidrogênio (H₂O₂).
Outra informação a ser considerada é que, ao reagirem com água ou com 
ácidos diluídos os peróxidos produzem peróxido de hidrogênio.
Ex.: Na₂O₂ + H₂O → 2NaOH + H₂O₂ 
 
SUPERÓXIDOS
Assim como os peróxidos, nos superóxidos o oxigênio apresenta uma 
carga diferente, pois o grupo que faz parte da composição dos compostos é o , 
onde o oxigênio possui carga -½. São formados por cátions do grupo 1 e do grupo 
2.
Ex.: Superóxido de Sódio (NaO₂). 
3.2 NOMENCLATURA
Para que possamos dar nome aos óxidos é importante que realizemos as 
classificações, pois dependendo dela teremos uma estrutura de nomenclatura 
diferente.
Para óxidos iônicos:
Estes óxidos podem apresentar cátions que possuem carga fixa ou variável, 
portanto, começando com os de carga fixa temos:
óxido de + nome do cátion
Ex.: Óxido de Zinco (ZnO).
Para os de carga variável pode-se utilizar as terminações “ico” (para o 
cátion de maior carga) e “oso” (para o de menor carga) ou expressar a carga em 
números romanos, como já foi apresentado para as outras funções inorgânicas.
152
óxido de + nome do cátion + carga em números romanos
ou
óxido + nome do cátion + terminação “ico” ou “oso”
Ex.: Óxido de Cobre I ou Óxido Cuproso (Cu₂O).
Para óxidos moleculares:
Para nomenclatura destes óxidos é importante a utilização de prefixos que 
indiquem a quantidade de átomos de oxigênios e a quantidade de átomos do 
elemento que está ligado a ele.
prefixo* + óxido de + prefixo* + nome do elemento
*Este prefixo se refere ao número de átomos de oxigênio/elemento 
presentes na fórmula do óxido, podendo ser mono-, di-, tri-, tetra- e etc. Para 
óxidos nos quais há a presença de apenas um átomo do elemento ligado ao 
oxigênio é comum suprimir prefixo mono.
Ex.: Dióxido de Carbono (CO₂) e Pentóxido de Difósforo (P₂O₅).
Para peróxidos e superóxidos:
O que difere esses compostos dos demais é a substituição do termo 
“óxido” por “peróxido” ou “superóxido”.
peróxido de + nome do cátion
e
superóxido de + nome do cátion
Ex.: Peróxido de Sódio (Na₂O₂) e Superóxido de Cálcio (CaO₄).
3.3 APLICAÇÕES
Como abordado no início deste item, os óxidos estão presentes no ar e 
representam poluentes responsáveis por vários impactos ambientais, porém 
existem outras aplicações que são apresentadas através do Quadro 13.
153
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 18 jul. 2020.
QUADRO 13 – PRINCIPAIS ÓXIDOS E SUAS APLICAÇÕES
FÓRMULA NOME APLICAÇÃO
CaO Óxido de 
Cálcio
Obtido a partir da decomposição do calcário, 
é usado na agricultura para diminuir a acidez 
do solo e na preparação de argamassa na 
construção civil.
N₂) Óxido 
Nitroso
Conhecido como gás hilariante, esse óxido 
inalado em pequena quantidade provoca 
euforia, mas pode causar sérios problemas de 
saúde; é utilizado como anestésico.
SO₂ Dióxido de 
Enxofre
É usado para a obtenção de ácido sulfúrico e 
no branqueamento de óleos alimentícios, entre 
outras aplicações. É um dos principais poluentes 
atmosféricos; em dias úmidos, combina-se com o 
vapor de água da atmosfera e origina a chamada 
chuva ácida.
CO Monóxido 
de Carbono
Usado para obter certos produtos químicos e na 
metalurgia do aço. É normalmente o principal 
poluente da atmosfera das zonas urbanas; 
inalado combina com a hemoglobina das 
hemácias do sangue, neutralizando-as para o 
transporte de gás oxigênio no organismo.
CO₂ Dióxido de 
Carbono
O gás carbônico é encontrado nos refrigerantes 
e na água mineral gaseificados. Ele reage com a 
água fazendo com que o meio fique ácido, daí o 
porquê de os refrigerantes serem ácidos.
H₂O₂ Peróxido de 
Hidrogênio
É um líquido incolor que pode explodir 
violentamente se for aquecido e, justamente por 
isso, é utilizado na projeção de foguetes.
Este composto também é conhecido como “água 
oxigenada”, aquela usada para clarear pelos e 
cabelos. A solução aquosa concentrada a 3 % de 
peróxido de hidrogênio é vendida em farmácias 
para uso antisséptico e alvejante. Soluções com 
concentração superior a 30 % são utilizadas na 
indústria como alvejante de madeira e fibras 
têxteis e na propulsão de foguetes.
154
4 HIDRETOS
A amônia representa uma das substâncias que fazem parte de outra 
importante função inorgânica, os hidretos. Basicamente, estes compostos são 
definidos como:
São compostos binários no qual um dos elementos é o hidrogênio e 
apresentam fórmula geral EHX, onde E pode representar um metal ou um não 
metal.
AMÔNIA
A amônia é um gás incolor a temperatura ambiente, que possui um odor extremamente 
forte e é consideravelmente mais leve que o ar [...]. Apresenta pontos de fusão e ebulição 
de -77,7°C e -33,35°C, respectivamente, e é bastante solúvel em água, pois a 20°C e 1 
atmosfera, um volume de água dissolve 702 volumes de amônia, resultando em uma so-
lução alcalina. Apesar disso, pode ser facilmente removida da água levando-se à fervura. 
No estado líquido, é um dos solventes que mais tem sido usado para o estudo de reações 
químicas, sendo encontrada comercialmente disponível em solução aquosa [...], com a 
denominação de amoníaco.
Desde a antiguidade a amônia é conhecida. Plínio em sua Historie naturalis mencionou a 
existência de uma variedade de sal denominado hammoniacum. Robert Boyle, em 1661, 
escreveu na Sceptical Chymist que o sal de amoníaco é composto de ácido muriático e 
álcali volátil. J. Priestley (1774) isolou amônia gasosa, que chamou de ar alcalino, e mostrou 
que ela podia ser decompostapor faísca elétrica em um outro gás combustível. Berthollet 
encontrou, em 1785, que quando esse gás é decomposto em seus constituintes por meio 
de faísca elétrica, ele fornece aproximadamente 0,725 volume de hidrogênio e 0,275 volu-
me de nitrogênio. Esses dados foram confirmados por outros pesquisadores e permitiram 
estabelecer a composição do gás.
Devido às suas diversas propriedades, a amônia apresenta vasta aplicação, dentre as quais 
pode-se destacar seu uso como fonte de nitrogênio na fabricação de fertilizantes, agente 
neutralizador na indústria do petróleo e gás de refrigeração em sistemas industriais, pois 
seu alto poder refrigerante e baixo potencial de destruição do ozônio estratosférico tor-
nam este gás adequado para ser usado em grandes máquinas de refrigeração industrial, 
evitando assim os usuais compostos orgânicos clorofluorcarbonos (CFC).
FONTE: FELIX, Erika Pereira; CARDOSO, Arnaldo Alves. Amônia (NH3) atmosférica: fon-
tes, transformação, sorvedouros e métodos de análise. Química Nova, São Paulo, v.27, 
n.1, p.123, 2004. Disponível em: . Acesso em: 19 jul. 2020.
INTERESSANTE
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
155
4.1 CLASSIFICAÇÃO
Dependendo do elemento ligado ao hidrogênio os hidretos podem ser 
classificados como:
• Hidretos Iônicos ou Salino.
• Hidretos Covalentes ou Moleculares.
• Hidretos Metálicos ou Intersticiais.
• Hidretos Intermediários.
4.1.1 Hidretos iônicos ou salinos
Estes compostos são formados por metais alcalinos (Grupo 1) e metais 
alcalinos terrosos (Grupo 2) mais pesados (Ca, Sr, Ba, Ra) (Veja a Figura 20). Sob 
outra perspectiva, são formados por metais fortemente eletropositivos.
Ex.: Hidreto de Cálcio (CaH₂)
Estes hidretos reagem com água liberando gás hidrogênio (H₂) e formando 
sua base correspondente. Portanto, apesar de caras, os hidretos iônicos são fontes 
convenientes desse gás (BROWN et al., 2005).
HIDRETO IÔNICO + ÁGUA → BASE + GÁS HIDROGÊNIO
Ex.: CaH₂ + H₂O → Ca (OH)₂ + H₂
Nos hidretos iônicos o hidrogênio possui carga -1, porém, segundo 
Atkins e Jones (2012, p. 618), “[...] a carga positiva unitária do núcleo do átomo de 
hidrogênio é insuficiente para controlar os dois elétrons no íon H– que, por isso, 
são facilmente perdidos. A pequena energia necessária para que o íon hidreto 
perca um elétron torna os hidretos iônicos redutores muito poderosos [...]”.
4.1.2 Hidretos covalentes ou moleculares
Estes hidretos são formados por metais e semimetais presentes no bloco 
p da Tabela Periódica, ou seja, com os elementos dos grupos 13, 14, 15, 16 e 17 
(Veja a Figura 20). Sob condições padrão, se apresentam como gases ou líquidos 
(BROWN et al., 2005), além de apresentar o hidrogênio com carga +1.
Ex.: Metano (CH₄), Amônia (NH₃) e Água (H₂O).
156
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
4.1.3 Hidretos metálicos ou intersticiais
“Os hidretos metálicos são formados quando o hidrogênio reage com os 
metais de transição. Esses compostos são assim chamados porque mantêm sua 
condutividade metálica e outras propriedades metálicas” (BROWN et al., 2005, p. 
812). Mais especificamente, são formados por metais de transição dos grupos 3, 4 
e 5, além do Cr, Ni e Pd (Veja a Figura 20).
Em muitos hidretos metálicos, a razão entre hidrogênio e o elemento 
metálico não é fixa pois o hidrogênio pode se alocar em “buracos” presentes na 
estrutura cristalina. Estes buracos são conhecidos por interstícios (Figura 19), daí 
o nome hidretos intersticiais.
FIGURA 19 – INTERSTÍCIOS NA ESTRUTURA CRISTALINA
FONTE: O autor
Ex.: Hidreto de Titânio (TiH₂-x).
4.1.4 Hidretos intermediários
Alguns hidretos possuem propriedades intermediárias em relação aos 
demais, portanto, não se enquadram em nenhuma das demais classificações. São 
formados por Be, Mg, Cu e Zn.
Ex.: Hidreto de Zinco (ZnH₂).
A figura apresentada a seguir resume a classificação dos hidretos 
intermediários, assim como, as demais classificações já apresentadas.
TÓPICO 2 — SAIS, ÓXIDOS E HIDRETOS
157
FIGURA 20 – CLASSIFICAÇÃO DOS HIDRETOS
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 20 jul. 2020.
4.2 NOMENCLATURA
Para dar nome aos hidretos devemos analisar sua classificação. Para 
hidretos iônico, metálicos e intermediários utiliza-se a seguinte regra:
hidreto de + nome do elemento
Ex.: Hidreto de Potássio (KH) e Hidreto de Sódio (NaH).
Já hidretos moleculares podem seguir a mesma regra de nomenclatura em 
alguns casos, porém são mais conhecidos por seus nomes usuais.
Ex.: Fosfina (PH₃) e Arsina (AsH₃).
158
RESUMO DO TÓPICO 2
Neste tópico, você aprendeu que:
• Sais são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação e liberam pelo 
menos um cátion diferente de H⁺ e um ânion diferente de OH–. Lembrando 
que o cátion será proveniente da base e o ânion proveniente do ácido.
• Os sais podem ser classificados quanto ao número de elementos químicos 
constituintes, quanto à solubilidade em água, quanto à presença de água, 
quanto à natureza dos íons.
• Quanto à natureza dos íons, os sais podem ser classificados como: sais neutros 
(ou normais), sais ácidos (ou hidrogenossais), sais básicos (ou hidroxissais) e 
sais mistos (ou duplos). 
• Os sais possuem diversas aplicações cotidianas, sendo seu principal 
representando o cloreto de sódio ( ), popularmente conhecido como sal 
de cozinha.
• Os óxidos representam compostos binários onde o oxigênio deve ser o 
elemento mais eletronegativo.
• Quanto a suas propriedades ácido-base, os óxidos podem ser classificados 
como neutros, ácidos, básicos ou anfóteros.
• Outros compostos derivados do oxigênio que representam grande importância 
são os óxidos duplos (ou mistos), os peróxidos e os superóxidos.
• Muitos dos óxidos encontrados na natureza se apresentam como vilões quando 
se trata de poluição do ar, sendo seus principais representantes CO, CO₂, N₂O 
e SO₂.
• Os hidretos são compostos binários no qual um dos elementos é o hidrogênio 
e apresentam fórmula geral EHx, onde E pode representar um metal ou um 
não metal.
• São classificados como hidretos iônicos (ou salinos), hidretos covalentes (ou 
moleculares), hidretos metálicos (ou intersticiais) e hidretos intermediários.
159
1 (UCS/RS – Adaptada) Os antiperspirantes funcionam como inibidores da 
transpiração e mantêm o corpo relativamente seco. O componente ativo mais 
comum desses produtos é o penta-hidroxi-cloreto de alumínio. Esse sal libera 
os íons que coagulam as proteínas, formando estruturas bloqueadoras 
do canal de saída das glândulas sudoríparas. De a fórmula unitária deste sal e 
a classificação considerando todos os critérios.
FONTE: DIAS, Diogo Lopes. Exercícios Sobre O Caráter Dos Sais, 2018. Disponível em: ht-
tps://bit.ly/3kuPEpv. Acesso em: 18 set. 2020.
2 Os sais podem ser classificados quanto à natureza dos íons que os formam. 
Assim, associe os itens, utilizando o código a seguir:
I- Sal Neutro.
II- Sal Ácido.
II- Sal Básico.
I- Sal Misto.
Assinale a alternativa que apresenta a sequência CORRETA:
a) ( ) IV – II – III – II – I.
b) ( ) I – I – III – II – IV.
c) ( ) III – IV – II – I – I.
d) ( ) III – II – III – IV – I.
3 Ao conhecer as substâncias químicas, as funções as quais pertencem e 
suas propriedades, podemos, de forma segura, manipulá-las ao nosso favor, 
produzindo novas substâncias que podem não ser encontradas na natureza, 
mas que podem possuir uma grande importância comercial. Considerando o 
exposto, dê o nome dos seguintes compostos e classifique-os de acordo com 
suas funções inorgânicas:
a) FeSO₄
b) GaH
c) SO₃
d) Pb₃O₄
e) BeH₂
f) (NH₄)₂CO₃
4 O filme “Perdido em Marte” conta a história de um astronauta, vivido 
pelo ator Matt Damon, que tem que sobreviver nas condições adversas do 
planeta vermelho. Uma das ações pensadas por ele foi produzir água através 
de dióxido de nitrogênio (NO₂) e hidrazina (N₂H₄) para cultivar batatas. A 
AUTOATIVIDADE
160
hidrazina é um hidreto e possui como característica a presença do íon hidretorepresentado por H–. Considerando seus conhecimentos sobre esta função 
química, monte a fórmula unitária dos hidretos a seguir e equacione suas 
reações com água.
a) Hidreto de Sódio
b) Hidreto de Cálcio
5 Os óxidos possuem diversas classificações e uma delas são os chamados 
óxidos básicos. Estes óxidos quando dissolvido em água forma sua base 
correspondente deixando o meio alcalino. Dentre as alternativas a seguir, 
assinale a alternativa CORRETA que representa somente óxidos básicos:
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
6 Nos últimos tempos muito tem se falado sobre os impactos da poluição 
sobre o meio ambiente. Várias convenções, ONG’s, e instituições buscam 
maneira de retardar esse avanço da produção de poluentes, principalmente 
no que se refere a poluição do ar. Um efeito grave deste tipo de poluição é a 
chuva ácida, pois além de deteriorar monumentos e degradar plantas, solos 
e lagos, ela ainda pode ser um fator causador de doenças respiratórias. Nesse 
quesito, os óxidos são os principais responsáveis pelo surgimento da chuva 
ácida. Dessa forma, assinale a alternativa CORRETA que apresenta o óxido 
que adicionado à água pode lhe conferir caráter ácido:
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
161
UNIDADE 2
1 INTRODUÇÃO
Ao nosso redor e mesmo dentro do nosso organismo tudo está em constante 
transformações. Essas transformações podem ser consideradas fenômenos 
físicos, quando envolvem mudanças de estado físico ou deformação, no qual não 
ocorrer mudança da constituição da matéria, ou fenômenos químicos, quando 
novas substâncias são formadas.
Observamos as transformações físicas nas mais variadas situações, mas 
no dia a dia podemos usar para exemplificar este fenômeno quando gelo está 
derretendo dentro de um drinque, quando estamos fervendo água para o café ou 
quando rasgamos e amassamos uma folha.
Os químicos fazem muitas coisas; medem as propriedades físicas 
de substâncias, analisam misturas para descobrir do que elas são 
compostas e fazem novas substâncias. O processo de fazer compostos 
químicos é chamado de síntese. A síntese depende das reações 
químicas (MOORE, 2008, p. 119).
Essas reações químicas, ou transformações químicas, estão presentes em 
fenômenos que podem nos surpreender um pouco mais, como a mudança de cor 
de uma flor, a explosão de uma bomba ou mesmo a produção de energia para o 
nosso corpo. Elas podem ocorrer de forma espontânea na natureza ou podem ser 
realizadas pelo ser humano.
Neste tópico buscaremos conhecer as reações químicas e os fatores que 
indicam a ocorrência delas, além disso vamos aprender a equacionar e balancear 
uma reação química. 
2 CONCEITOS GERAIS SOBRE REAÇÕES QUÍMICAS
Antes de classificarmos as reações químicas é importante que possamos 
conhecer algumas informações gerais sobre elas a fim de que suas representações 
sejam feitas da forma correta.
Primeiramente, toda reação química é representada por uma equação 
química, nesta equação são expressas as fórmulas moleculares/unitárias de 
cada substância participante. A equação possui dois lados separados por uma 
TÓPICO 3 — 
REAÇÕES QUÍMICAS
162
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
seta que indica o sentido da reação, comumente do lado esquerdo da seta é(são) 
representado(s) o(s) reagente(s) e do lado direito o(s) produto(s).
Acompanhado de cada espécie química participante da reação, de forma 
subscrita, pode-se representar os estados físicos, sólido (s), líquido ( ) e gasoso 
(g), além disso temos também o estado aquoso (aq), utilizado para substâncias 
que estão dissociadas/ionizadas em água.
Outra simbologia que pode aparecer em alguns casos são setas que 
apontam para cima (↑) ou para baixo (↓). A seta para cima indica que a formação 
de uma substância no estado gasoso, já a seta para baixo, a formação de um 
precipitado (sólido).
Na Figura apresentada a seguir, temos a representação de uma equação 
química de uma reação genérica onde as letras maiúsculas representam as 
substâncias participantes. Note que, acompanhada delas, há letras minúsculas, 
estas letras representam os coeficientes estequiométricos que mantém a reação 
balanceada. Não se preocupe, falaremos sobre balanceamento mais a frente e 
entenderemos melhor o papel destes coeficientes. 
FIGURA 21 – REPRESENTAÇÃO DE UMA EQUAÇÃO QUÍMICA
FONTE: O autor
É importante salientar que a seta que separa os reagentes dos produtos 
pode também ser apresentada como uma seta dupla ( ). Mas qual 
é a diferença? A seta simples é utilizada para reações irreversíveis ou reversíveis, 
porém que o processo inverso (produto formando reagente) seja insignificante. 
Nesta situação, a reação caminha em um único sentido onde todos ou ao menos 
um dos reagentes é consumido por completo, imagine uma folha de papel que 
é queimada, a partir do momento que não houver mais folha a reação para. Já a 
seta dupla indica que a reação é reversível e um equilíbrio químico é atingido. 
Neste equilíbrio, a velocidade de formação de produtos (reação direta) se iguala 
a velocidade de formação dos reagentes (reação inversa).
Alguns símbolos podem ser representados sobre a seta a fim de identificar 
algum fator para que a reação ocorra, dentre estes símbolos temos:
• Quando o delta (∆) é representado sobre a seta isso indica que a reação ocorre 
mediante aquecimento.
Ex.: 
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
163
• Quando o lambda (λ) é representado sobre a seta isso indica que a reação 
ocorre mediante presença de luz.
Ex.: 
• Quando o raio ( ) é representado sobre a seta isso indica que a reação ocorre 
mediante passagem de corrente elétrica.
Ex.: 
• Para reações catalisadas é comum a representação da fórmula da substância 
que representa o catalisador ou a escrita da palavra “catalisador”.
Ex.: 
Sabendo de todas essas informações há algo que precisamos discutir, 
quais fenômenos podem ser observados e que indicam a ocorrência de uma 
reação química? É isso que pretendemos responde no próximo item.
3 INDICATIVOS DE REAÇÃO QUÍMICA
“De maneira geral, o reconhecimento de uma reação química pode 
estar relacionado a evidências que permitam visualizar, de forma simples e 
direta, a ocorrência de uma transformação” (BATISTA, 2015, p. 46). Dentre estes 
fenômenos, temos:
• Liberação de gás (Figura 22A);
• Mudança de cor (Figura 22B);
• Formação ou dissolução de sólido (Figura 22C);
• Liberação ou absorção de calor (Figura 22D);
• Liberação de luz ou eletricidade (Figura 22E).
FIGURA 22 – FENÔMENOS QUE INDICAM A OCORRÊNCIA DE REAÇÕES QUÍMICAS
FONTE: O autor
164
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Deve-se ter em mente que a ocorrência de um destes fenômenos não 
impossibilita a ocorrência de outro deles, na figura 22D você pode observar uma 
vela queimando onde além de liberação de calor há liberação de luz.
4 LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
As leis das reações químicas são divididas em dois grupos, as Leis 
Ponderais e as Leis Volumétricas. As Leis Ponderais levam em conta a relação 
das massas das substâncias participantes da reação, já as Leis Volumétricas 
consideram a relação com os volumes. 
Das Leis Volumétricas podemos destacar a Lei de Gay-Lussac, desenvol-
vida pelo químico e físico francês Louis Joseph Gay-Lussac (1778-1850), em 1808. 
Esta lei também ficou conhecida como Lei da Combinação de Volumes e foi 
resultado de experimentos no qual Gay-Lussac realizou a medida do volume de 
gases de reações químicas entre gás oxigênio e gás hidrogênio.
Quando se fala em reação que libera ou absorve calor é comum usar os 
termos reação exotérmica e reação endotérmica, respectivamente.
NOTA
Que tal experimentar? No laboratório você pode realizar experiências que tem 
como foco verificar estes fenômenos que indicam a ocorrência de reações químicas. A 
USP apresenta um roteiro intitulado Evidências de Reações Químicas, que pode ser aces-
sado através do link https://bit.ly/30XpBix.
DICAS
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
165
No final do século XVIII, os cientistas Antoine Laurent Lavoisier 
[1743-1794] e JosephLouis Proust [1754-1826], através de estudos 
experimentais, concluíram que as reações químicas obedecem 
a determinadas leis. Essas leis são chamadas de leis ponderais 
e relacionam as massas das substâncias, reagentes e produtos 
participantes de uma reação química (PAULA, 2015, s. p., grifo nosso).
A Lei de Lavoisier também ficou conhecida como Lei da Conservação 
das Massas, enquanto a Lei de Proust foi nomeada como Lei das Proporções 
Definidas. 
Conhecendo estas informações podemos agora verificar como se 
comportam as leis das reações químicas.
Nos dias de hoje o nome de Gay-Lussac se tornou a unidade de medida °GL 
(lê-se “grau GL” ou “grau gay-lussac”), usada para medir a o teor de álcool. Essa unidade 
representa a quantidade de mililitros (mL) de álcool que há em 100mL de uma solução 
hidroalcoólica (água + álcool).
ÁLCOOL COMERCIAL DE 96°GL
FONTE: O autor
NOTA
166
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
4.1 LEI DA COMBINAÇÃO DE VOLUMES
Como já citado anteriormente, a Lei da Combinação de Volumes, ou 
Lei de Gay-Lussac, leva em conta o volume dos participantes da reação. Gay-
Lussac enunciou que: “Quando medidos nas mesmas condições de temperatura 
e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação têm entre si uma 
proporção fixa expressa por números inteiros e pequenos” (POSITIVO, 2017, p. 
48).
Se observarmos, por exemplo, a reação de formação de água, podemos 
verificar que existe uma relação de 2:1:2 entre os volumes dos participantes da 
reação.
FIGURA 23 – RELAÇÃO ENTRE OS VOLUMES DOS PARTICIPANTES DA REAÇÃO DE FORMAÇÃO 
DA ÁGUA
FONTE: O autor
Essa relação estabelece que o volume de gás hidrogênio será sempre o 
dobro do volume de gás oxigênio na reação, assim como o volume de água será 
sempre o dobro do volume de gás oxigênio.
4.2 LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
A Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação das Massas, é uma lei ponderal, 
portanto, leva em consideração a massa dos participantes de uma reação, podendo 
ser enunciada como: “Em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes 
deve ser numericamente igual à soma das massas dos produtos” (POSITIVO, 
2017, p.47).
Popularmente, esta lei é expressa pela célebre frase de Lavoisier: “Na 
natureza, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”, e pode ser verificada, 
por exemplo, na reação entre cloreto de cálcio (CaCl2) e sulfato de sódio (Na2SO4).
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
167
FIGURA 24 – LEI DA CONSERVAÇÃO DE MASSAS SENDO OBSERVADA NA REAÇÃO ENTRE 
CLORETO DE CÁLCIO E SULFATO DE SÓDIO
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 25 jul. 2020.
Note que a soma da massa dos reagentes é exatamente igual a soma da 
massa dos produtos, o que comprova a Lei de Lavoisier.
4.3 LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS
Por volta de 1799 Proust enuncio a Lei das Proporções Definidas, também 
conhecida como Lei de Proust, que indica que “independente da procedência 
de uma substância composta, esta é sempre formada pelos mesmos elementos 
químicos, em uma mesma proporção em massa” (POSITIVO, 2017, p. 47).
Veja o exemplo da reação de decomposição da água apresentado no 
Quadro 14.
QUADRO 14 – ANÁLISE DAS PROPORÇÕES SEGUNDO A LEI DE PROUST
FONTE: O autor
2H2O(l) → 2H2(g) → O2(g)
Experimento 1 36g 4g 32g
Experimento 2 18g 2g 16g
Experimento 3 9g 1g 8g
Proporção 9 1 8
168
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Portanto, de acordo com a tabela a relação entre as massas de hidrogênio 
e oxigênio é de 1:8 na composição da água. Note ainda que a Lei de Lavoisier 
também é respeitada nos três experimentos.
 
De forma geral esta lei pode ser aplicada para qualquer reação química, 
pois a proporção em massa das substâncias que participam de uma reação é fixa, 
constante e invariável.
5 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES
Seguindo a frase de Lavoisier de que, na natureza, nada se perde, nada se 
cria, tudo se transforma podemos avaliar as reações químicas. 
Em uma reação, a quantidade de átomos presentes nos produtos 
devem ser as mesmas do início da reação presentes nos reagentes. 
Por isso, as reações devem ser balanceadas: a mesma quantidade de 
átomos deve estar presente tanto nos reagentes como nos produtos. 
Isso significa que uma equação química balanceada deve mostrar que 
os átomos são conservados e todos os átomos dos regentes devem ter 
correspondentes nos produtos (BARP; SILVA, 2014, s. p.).
Veja o exemplo apresentado na figura a seguir:
FIGURA 25 – BALANCEAMENTO DE REAÇÕES QUÍMICAS
FONTE: O autor
Note que na frente de cada substância há um número em destaque, este é o 
coeficiente estequiométrico, conforme já foi apresentado anteriormente. Ao multi-
plicar o coeficiente pelo índice (número subscrito) de cada elemento pertencente as 
substâncias obtemos o número total de átomo nos reagentes e nos produtos. Para 
que a reação esteja balanceada, o número de átomos de cada elemento deve ser 
igual dos dois lados da equação.
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
169
Para realizar o balanceamento iremos utilizar o método de tentativas, para 
isso há alguns passos que podem facilitar o processo:
• 1º Passo: equacione a reação química.
• 2º Passo: considerando toda equação, identifique o elemento que aparece 
uma única vez em cada lado. Procure não começar pelo oxigênio (deixe-o por 
último).
• 3º Passo: verifique em qual das substâncias o elemento possui maior índice e 
dê a esta substância o coeficiente 1.
• 4º Passo: faça o ajuste entre o coeficiente da substância escolhida e o coeficiente 
da substância do outro lado da equação que contém o elemento para que 
fiquem com o mesmo número de átomos.
• 5º Passo: identifique os coeficientes das demais substâncias.
• 6º Passo: busque apresentar os menores coeficiente inteiros para cada 
substância.
Vejamos o exemplo da reação de combustão de butano (C₄H₁₀):
• 1º Passo: a reação equacionada é representada por C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O 
• 2º Passo: selecionamos o carbono para trabalhar pois ele só está presente em 
um dos produtos e um dos reagentes.
• 3º Passo: observamos que o butano possui o maior índice de carbono, portanto, 
o coeficiente 1 será adicionado a ele, resultando em:
1C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O
• 4º Passo: para balancear o carbono precisamos colocar o coeficiente 4 na frente 
do dióxido de carbono (CO₂), assim o número de carbonos será o mesmo dos 
dois lados da equação.
1C₄H₁₀ + O₂ → 4CO₂ + H₂O
• 5º Passo: agora que já está estabelecido o coeficiente 1 para o butano podemos 
acertar o hidrogênio. Como há 10 átomos de hidrogênios nos reagentes 
devemos colocar o coeficiente 5 na água para que tenhamos a mesma 
quantidade de hidrogênios nos produtos.
1C₄H₁₀ + O₂ → 4CO₂ + 5H₂O
Por último balanceamos o oxigênio. Como nos produtos temos 13 
((4 x 2) + (5 x 1) = 13) átomos de oxigênio, precisamos colocar o coeficiente 7,5, na 
forma de fração (13/2) na frente do gás oxigênio presente nos reagentes, assim as 
quantidades de se igualam.
1C₄H₁₀ + 13/2 O₂ → 4CO₂ + 5H₂O
• 6º Passo: para apresentar os menores coeficiente inteiros devemos remover a 
fração multiplicando toda equação por 2.
170
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
2C₄H₁₀ + 13O₂ → 8CO₂ + 10H₂O
Por fim, a reação se encontra balanceada, porém, é importante ressaltar 
que os coeficientes, quando não forem inteiros, devem ser representados na 
forma de fração.
6 CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS
O nosso cotidiano é repleto de reações químicas que ocorrem tanto dentro 
do nosso corpo quanto fora dele. Estas reações são responsáveis por manter a 
vida em curso ao prover energia para os mais diversos sistemas como também 
fazer a manutenção da morte ao realizarem a decomposição da matéria. “O 
conceito de reação química está associado à ideia de transformação química, ou 
seja, à produção de novas substâncias em decorrência do rearranjo dos átomos 
que formavam as substâncias que deixaram de existir” (BIANCO, 2016, p. 109).
Veja a situação a seguir:Você já colocou vinagre em um recipiente com bicarbonato? Se sim, 
sabe que imediatamente surge uma cascata efervescente de bolhas. 
As bolhas são formadas pelo dióxido de carbono, que é produzido 
pela reação entre o bicarbonato de sódio e o ácido acético do vinagre 
(BROWN et al., 2005, p. 84).
Outra forma utilizada para realizar o balanceamento é através da análise da 
variação do número de oxidação (NOX) dos elementos, chamado de balanceamento por 
oxirredução ou balanceamento redox.
NOTA
Acadêmico, o site PhET Colorado disponibiliza diversas simulações que podem 
ajudar na compreensão de conteúdos de Química, Física, Biologia e Matemática. Uma delas 
é intitulada “Balanceamento de Equações Químicas” e ajuda a entender, de forma lúdica, 
como esse processo ocorre. Você pode acessá-la através do link https://bit.ly/3g8UVRO. 
Aproveite para explorar o site e encontrar outras simulações!
DICAS
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
171
A reação descrita, por exemplo, é uma experiência comum no ensino 
médio quando se deseja estudar este assunto, assim como, diversas outras 
possibilidades de reações que podem ser realizadas com materiais comuns.
De acordo com o rearranjo que ocorre com os átomos na reação, elas 
podem ser classificadas como:
• Reação de Síntese ou Adição;
• Reação de Análise ou Decomposição;
• Reação de Deslocamento ou Simples Troca;
• Reação de Dupla-Troca.
E são estas classificações que pretendemos abordar agora.
6.1 REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO
As reações de síntese ou adição são reações nas quais dois ou mais reagentes 
forma um único produto. Caso a reação tenha como reagentes apenas substâncias 
simples teremos uma síntese total, porém, se ao menos um dos reagentes for uma 
substância composta teremos uma síntese parcial.
FIGURA 26 – REAÇÃO DE SÍNTESE
FONTE: O autor
Ex.:
6.2 REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO
Na reação de análise ou decomposição temos um único reagente que irá se 
decompor em dois ou mais produtos. Assim como ocorre nas reações de síntese, 
as reações de decomposição também podem ser totais, quando os produtos 
formados são apenas substâncias simples, ou parciais, quando ao menos um dos 
produtos é uma substância composta.
172
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 27 – REAÇÃO DE DECOMPOSIÇÃO
FONTE: O autor
As reações de decomposição podem receber nomes especiais dependendo 
da forma como a decomposição ocorre, sendo elas:
• Pirólise: decomposição pela presença de calor (∆).
• Fotólise: decomposição pela presença de luz (λ).
• Eletrólise: decomposição pela passagem de corrente elétrica ( ).
E SE NÃO HOUVESSE DECOMPOSIÇÃO?
Do cheiro ruim de animais mortos à gasolina do seu carro, muita coisa não existiria. Mas 
a principal mudança é na alimentação. Comeríamos como astronautas
Só lembramos dela quando esquecemos uma maçã no fundo da geladeira. Mas a decom-
posição é um processo essencial do ciclo da vida. “Graças a ela, a matéria orgânica, aquela 
que forma os seres vivos, é degradada e retorna à natureza, tornando-se disponível para 
que outros organismos a utilizem novamente”, explica a bióloga da USP Ana Maria Gouw. 
A decomposição é um processo complexo em que, basicamente, matéria orgânica se 
transforma em minerais. É por meio dela que é possível reciclar a vida no planeta. Sem 
esse processo, ela seria linear. Por exemplo, uma floresta usaria os nutrientes do solo para 
se desenvolver. Mas as árvores morreriam e, como não sofreriam decomposição, o solo 
não seria enriquecido por seus nutrientes e ficaria pobre para alimentar uma nova geração 
de árvores e outras formas de vida. “A vida na Terra existe porque há um fluxo de energia e 
nutrientes entre os seres vivos”, diz Gouw. “Se não houvesse a decomposição, os nutrien-
tes ficariam retidos nos cadáveres e nenhuma nova vida poderia ser produzida”.
O único jeito de a vida continuar seria fazer essa reciclagem de nutrientes em laboratório. 
Uma maneira um tanto mais elaborada do que já ocorre com os astronautas, que bebem 
a própria urina reciclada. Nada apetitoso. Por falar nisso, as refeições não seriam lá muito 
agradáveis. E a geladeira seria só um frigobar.
FONTE: SOEIRO, Raphael. E se não houvesse decomposição? 3 fev. 2013. Disponível em: 
. Acesso em: 28 jul. 2020.
INTERESSANTE
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
173
6.3 REAÇÃO DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA
 
As reações de deslocamento ou simples troca ocorrem quando uma 
substância simples desloca (substitui) um elemento de uma substância composta, 
formando outra substância simples e outra substância composta.
FIGURA 28 – REAÇÃO DE DESLOCAMENTO
FONTE: O autor
Esse tipo de reação só ocorre quando a reatividade do elemento da 
substância simples for maior que a reatividade do elemento que está presente na 
substância composta. Para os metais essa propriedade é apresentada pela fila de 
reatividade a seguir:
FIGURA 29 – FILA DE REATIVIDADE DOS METAIS
FONTE: O autor
Vamos analisar duas reações distintas:
• Reação I: 
• Reação II: 
Observe que na reação I, o cobre (Cu) foi substituído pelo zinco (Zn), para 
que isso aconteça o zinco precisa ser mais reativo que o cobre, o que é comprovado 
ao observarmos a fila de reatividade, portanto, a reação I ocorre.
Já na reação II, note que o magnésio (Mg) é substituído pelo ferro (Fe), 
porém, segundo a fila de reatividade o magnésio é mais reativo que o ferro, dessa 
forma, a reação II não ocorre. Ela seria corretamente representada por
174
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
A mesma análise de reatividade é feita para os não metais nas reações de 
simples troca ou deslocamento, para isso os não metais também são organizados 
por uma fila de reatividade, conforme é apresentado na figura a seguir.
FIGURA 30 – FILA DE REATIVIDADE DOS NÃO METAIS
FONTE: O autor
6.4 REAÇÃO DE DUPLA-TROCA
As reações de dupla-troca ocorrem quando duas substâncias compostas 
dão origem a outras duas substâncias compostas. Neste tipo de reação há uma 
substituição mútua de cátions e ânions, conforme é apresentado na figura a seguir.
FIGURA 31 – REAÇÃO DE DUPLA TROCA
FONTE: O autor
As reações de neutralização abordadas no início desta unidade são 
exemplos de reações de dupla-troca. Na reação entre ácido clorídrico e hidróxido 
de sódio, por exemplo, o cloro do ácido se junta ao sódio da base para forma o sal, 
já o hidrogênio do ácido se junta a hidroxila da base para formar a água.
No entanto, para que as reações de dupla-troca ocorram é necessário que 
ao menos um dos produtos, quando comparado aos reagentes, seja:
• Menos solúvel;
• Mais volátil;
• Mais fraco.
Quanto à formação de uma substância menos solúvel, visualmente 
conseguimos observar essa característica quando há o aparecimento de precipitado 
(sólido) ao longo da reação. Na reação entre nitrato de chumbo (Pb(NO₃)₂) e 
TÓPICO 3 — REAÇÕES QUÍMICAS
175
cromato de potássio (K₂CrO₄), por exemplo, há a formação de um precipitado 
amarelo característico do cromato de chumbo (PbCrO₄).
FIGURA 32 – FORMAÇÃO DE UM PRODUTO MENOS SOLÚVEL QUE OS REAGENTES
FONTE: O autor
Com relação à formação de uma substância mais volátil, consegue-se 
observar o aparecimento de uma substância gasosa (há o aparecimento de bolhas 
nas soluções). 
Quanto à formação de um produto mais fraco é necessário que avaliemos 
o grau de ionização/dissociação das substâncias. No caso da reação neutralização 
apresentada anteriormente, o ácido clorídrico possui um grau de ionização de 
92% e o hidróxido de sódio um grau de dissociação de 95%, porém a água (um 
dos produtos formados) se apresenta como uma substância pouco ionizada, ou 
seja, ela é mais fraca que os reagentes.
176
RESUMO DO TÓPICO 3
Neste tópico, você aprendeu que:
• Fenômenos físicos envolvem apenas mudanças de estado físico e deformação 
da matéria, ou seja, não há a formação de novas substâncias.
• Fenômeno químicos representam reações químicas, nas quais os átomos são 
rearranjados dando origem a novas substâncias.• A ocorrência de uma reação química pode ser observada quando há a 
liberação de gás, mudança de cor, formação ou dissolução de sólido, liberação 
ou absorção de calor, liberação de luz ou eletricidade.
• Inicialmente, numa reação química, há a presença de reagentes que com o 
passar do tempo se transformam em produtos.
• As reações químicas são representadas por equações químicas.
• As reações devem ser balanceadas para que a quantidade de átomos dos 
elementos nos reagentes seja igual a quantidade de átomos nos produtos. 
• Para realizar o balanceamento devemos acrescente os coeficientes 
estequiométricos na frente de cada substância da equação química.
• A Lei de Gay-Lussac indica que, quando medidos nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação têm 
entre si uma proporção fixa expressa por números inteiros e pequenos.
• A Lei de Lavoisier indica que a quantidade de massa numa reação é constante, 
ou seja, a soma das massas dos reagentes deve ser igual a soma das massas 
dos produtos.
• A Lei de Proust indica que independente da procedência de uma substância 
composta, esta é sempre formada pelos mesmos elementos químicos, em uma 
mesma proporção em massa.
• As reações de síntese ocorrem quando dois ou mais reagentes formam um 
único produto.
• As reações de decomposição ocorrem quando um único reagente forma dois 
ou mais produtos.
177
• As reações de simples troca ocorrem quando uma substância simples substitui 
um elemento em uma substância composta formando uma nova substância 
simples e uma nova substância composta.
• As reações de dupla-troca ocorrem quando há uma troca mútua entre cátions 
e ânions de duas substâncias compostas formando duas novas substâncias 
compostas.
178
1 A adição de sódio metálico em água faz com que ocorra uma interação entre 
estas duas espécies químicas. Essa interação é representada a seguir:
Classifi que este fenômeno e indique o fator que indica a ocorrência deste 
fenômeno.
2 Ao nosso redor, diversas transformações estão acontecendo. Observe o 
orvalho se formando sobre as plantas pela manhã, a água para o café fervendo 
na chaleira, o pão sendo torrado ou as frutas apodrecendo em uma fruteira. 
Além dessas, diversas outras podem ocorrer sem que você se dê conta disso. 
Dentre essas transformações, temos as físicas e as químicas. Portanto, associe 
os itens, utilizando o código a seguir:
3 Balancear as equações químicas é parte do processo ao se analisar uma 
reação química. Dessa forma, faça o balanceamento das equações químicas a 
seguir:
a) 
b) 
c) 
4 De forma geral, reações químicas envolvem o rompimento de ligações 
que existem nos reagentes para formação de novas ligações nos produtos, 
porém, isso não expressa toda a magnitude desse tema. Reações podem ser 
classifi cadas de acordo com o tipo de reagentes envolvidos, o tipo de produto 
formado ou até mesmo a quantidade de reagente e produtos envolvidos. 
Dessa forma, classifi que as reações a seguir de acordo com sua estrutura:
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
AUTOATIVIDADE
179
5 Utilizado na construção civil para preparação de argamassa e na agricultura 
para diminuição da acidez do solo, o óxido de cálcio é obtido através da 
decomposição do calcário. No processo o calcário é extraído de rochas e depois 
selecionado, moído e submetido a altas temperaturas em fornos industriais. 
Considere seus conhecimentos sobre as leis das reações químicas e reação de 
decomposição do calcário e descubra os valores de A, B e C.
180
181
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Grandezas são relacionadas a atributos que podem ser medidos, e 
“qualquer medida do valor de uma grandeza consiste sempre numa comparação 
da magnitude da grandeza com uma usada como unidade de medida” (ROCHA-
FILHO; SILVA, 1991, p. 300).
Diversas são as unidades de medidas utilizadas, porém, a fim de 
sistematizar o uso dessas unidades, em 1960, a 11ª Conferência Geral de Pesos e 
Medidas (CGPM) criou o Sistema Internacional de Unidades (SI). Esse sistema 
permitiu a padronização das unidades de medida e, dessa forma, facilitou o uso 
tornando-as acessíveis a qualquer pessoa.
Na Química, o conhecimento das grandezas e suas unidades leva à 
compreensão de diversos temas, mas de forma específica, podemos destacar 
os cálculos estequiométricos. A compreensão desse tema ajuda na previsão da 
quantidade de reagentes necessários para obtenção de determinada quantidade 
de produto. Além disso permite planejar a produção em larga escala com o menor 
gasto possível.
Por esse motivo, é importante que conheçamos as grandezas químicas, 
suas unidades e os cálculos relacionados a elas.
TÓPICO 4 — 
GRANDEZAS QUÍMICAS
Em 2019, o Sistema Internacional de Unidade sofreu algumas atualizações, 
para saber mais sobre esse assunto acessa a cartilha “O Novo Sistema Internacional de 
Unidades (SI)”, desenvolvido pela Sociedade Brasileira de Física e a pela Sociedade Brasi-
leira de Metrologia, através do link: https://bit.ly/3biekya. 
DICAS
182
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
O NOVO SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES SI
FONTE: . Acesso em: 9 set. 2020.
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
A unidade de massa atômica representada pela letra u, indica a medida 
utilizada para expressar a massa de partículas atômicas, assim permite expressar 
a massa de um átomo, de um elemento ou de uma substância. Essa unidade 
representa 1/12 (lê-se um doze avos) da massa de um átomo do carbono-12 ( ) 
em seu estado fundamental.
FIGURA 21 – UNIDADE DE MASSA ATÔMICA
FONTE: O autor
TÓPICO 4 — GRANDEZAS QUÍMICAS
183
Dessa forma, ao expressar que determinado átomo possui 15u, estamos 
indicando que ele é 15 vezes mais pesado que 1/12 de carbono-12.
 
2.1 MASSA DE UM ELEMENTO
Conforme foi apresentado na Unidade 1, a massa atômica (MA) de 
determinado elemento é calculada com base na média ponderal da sua abundância 
isotópica. De forma geral podemos calcular a massa atômica de um elemento da 
seguinte forma:
Veja o exemplo a seguir:
QUADRO 3 – ABUNDÂNCIA DOS ISÓTOPOS DE COBRE
ISÓTOPO MASSA ATÔMICA (u) ABUNDÂNCIA (%)
Cobre-63 62,96 70,5
Cobre-65 64,96 29,5
FONTE: O autor
Considerando os dados podemos calcular a massa do cobre como:
Portanto, a massa atômica do elemento cobre é de 63,55u.
2.2 MASSA MOLECULAR E MASSA FÓRMULA
A massa molecular (MM) representa a soma das massas atômicas de todos 
os elementos que constituem determinado composto molecular multiplicados 
por seus respectivos índices. Por exemplo, se analisarmos a molécula de 
glicose (C₆H₁₂O₆), ela possui 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 
átomos de oxigênio, conhecendo as massas atômicas de cada um dos elementos 
( ) podemos determinar a massa molecular 
da glicose.
184
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Portando, a massa molecular da glicose será 180,15u ou se fizermos alguns 
arredondamentos 180u.
Para compostos iônicos é comum o uso do termo massa fórmula (MF), 
porém a lógica utilizada na sua determinação é a mesma da massa molecular.
3 MOL
O mol, segundo o Sistema Internacional de Unidades (SI), representa a 
unidade de medida para a grandeza quantidade de matéria, ele é simbolizado 
apenas por mol. De acordo com Marquardt et al. (2018), 1 mol equivale à 
exatamente 6,022 140 76 . 1023 entidades elementares, sendo estas entidades: 
átomos, moléculas, íons, elétrons, qualquer outra partícula ou grupo de partículas 
especificado.
 
3.1 CONSTANTE DE AVOGADRO
O número apresentado anteriormente como equivalente ao mol é chamado 
de constante de Avogadro (NA) e possui unidade de medida inversa ao mol, ou 
seja, NA = 6,022 140 76 . 1023 mol–1. Esse número leva o nome em homenagem 
ao físico italiano Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856), que 
durante seus estudos com gases em 1811 determinou que “volumes iguais de dois 
gases diferentes, desde queeles estejam nas mesmas condições de temperatura 
e pressão, têm a mesma quantidade de moléculas” (GUIA DO ENSINO, 2020, 
s.p.), o que levou à dedução do Princípio de Avogadro, que nada mais é do que 
o número apresentado anteriormente como constante de Avogadro, que indica a 
quantidade de qualquer entidade em 1 mol.
FIGURA 22 – LORENZO ROMANO AMEDEO CARLO AVOGADRO
FONTE: . Acesso em: 09 set. 2020.
TÓPICO 4 — GRANDEZAS QUÍMICAS
185
Para entender a importância e a relação íntima entre o mol e a constante 
de Avogadro, vamos ver um exemplo:
• Imagine que tenhamos 1 mol de água (H₂O), dessa forma, temos no total 
quantas moléculas de água? E quantos átomos de hidrogênio e oxigênio? E o 
total de átomos?
FIGURA 23 – O QUE HÁ EM 1 MOL DE ÁGUA?
FONTE: O autor
A resposta é simples, veja: se 1 mol equivale a 6,022 140 75 . 1023 entidades 
elementares, então em 1 mol de H₂O teremos 6,002 140 76 . 1023 moléculas de água. 
Quanto aos elementos, numa molécula de água temos 2 átomos de hidrogênio e 
1 átomo de oxigênio, portanto, basta multiplicar essas quantidades pelo número 
de moléculas, ou seja, a constante de Avogadro. Assim, no total temos 6,022 140 
76 . 1023 átomos de oxigênio e 12,044 281 52 . 1023 átomos de hidrogênio. O total 
de átomos é dado pela soma dos átomos de hidrogênio e os átomos de oxigênio, 
portanto, temos 18,066 422 28 . 1023 átomos.
 
3.2 MASSA MOLAR
A massa molar (M) indica a massa em gramas de um mol de qualquer 
entidade elementar, portanto, é expressa em g/mol. Sob outra ponto de vista, a 
massa molar se relaciona à constante de Avogadro, dessa forma, indica a massa 
em gramas de 6,022 140 76 . 1023 entidades elementares.
186
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
A massa molar de um elemento (ou de um composto molecular ou de um 
composto iônico) será numericamente igual a massa atômica do elemento (ou 
massa molecular ou massa fórmula), sendo que há a troca da unidade de medida 
de u para g/mol.
3.3 VOLUME MOLAR
O volume molar (Vm) indica o volume ocupado por um mol de qualquer 
substância. Quando a substância se enquadra como um gás ideal, podemos 
calcular o volume ocupado por ela através da seguinte expressão matemática:
Onde:
• V = Volume (L)
• n = número de mols (mol)
• R = Constante unidversal dos gases (0,082 atm . L/mol . K)
• P = Pressão (atm)
Substituindo cada uma das variáveis por seus valores nas Condições 
Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) que equivalem a 0°C (273,15K) e 1 
atm, obtemos que o volume ocupado por 1 mol equivale a 22,4L.
FIGURA 24 – VOLUME MOLAR
FONTE: O autor
Nas Condições Ambientais de Temperatura e Pressão (CATP), que 
equivalem a 25 ºC (298,15K) e 1 atm, o volume ocupado por 1 mol sobe para 24,4L.
TÓPICO 4 — GRANDEZAS QUÍMICAS
187
4 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Já vimos na Unidade 2 que uma reação química é expressa através de 
uma equação química e para que ela esteja corretamente representada devemos 
realizar o balanceamento e indicar os coeficientes estequiométricos. Segundo 
Bianco (2016, p. 130), “Estequiometria é a parte da química que trata da relação 
quantitativa dos constituintes de uma espécie química (átomo ou molécula) e da 
relação quantitativa entre duas ou mais espécies químicas (átomos ou moléculas) 
presentes numa transformação química”.
A estequiometria está fundamentada na Lei de Conservação de Massas e 
na Lei das Proporções Definidas. 
Numa reação química, a quantidade de determinado(s) produto(s), seja 
em massa, volume, número de mols, número de moléculas etc., está vinculada à 
quantidade de reagente(s) disponível(is) no início da reação. Em escala industrial, 
o aproveitamento máximo dos reagentes para obtenção de produtos está 
relacionado, principalmente, aos lucros que serão obtidos pela empresa, portanto, 
é fundamental evitar desperdícios e prever corretamente as quantidades que 
devem ser utilizadas numa reação química através de cálculos estequiométricos.
Os cálculos estequiométricos levam em conta os coeficientes apresentados 
numa equação química, considerando que eles estabelecem uma relação, em mols, 
entre as espécies químicas que reagem e as que são produzidas. Segundo Batista 
(2015, p. 22, grifo nosso), para realizar estes cálculos comumente há alguns passos 
a serem seguidos:
I. Escreva a equação química, balanceando, quando necessário.
II. Verifique a proporção em quantidade de matéria entre os 
participantes da reação de acordo com os coeficientes estequiométricos 
obtidos pelo balanceamento da equação.
III. Relacione a quantidade de matéria com as grandezas químicas 
indicadas no enunciado (massa, volume, número de moléculas etc.).
IV. Estabeleça uma relação entre as informações apresentadas na 
questão.
 Vamos ver alguns exemplos de aplicação dos cálculos 
estequiométricos:
Exemplo 1: (FUVEST) Pela sequência de reações:
C + O₂ → CO₂
CO₂ + NaOH → NaHCO₃
Qual a massa de hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO₃) que se pode 
obter a partir de 1,00 g de carbono? (Dadas as massas molares em g/mol: H=1; 
C=12; O=16; Na=23)
188
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Para responder a esta questão, primeiramente precisamos estabelecer 
a relação entre a massa de C e a massa de CO₂ que será produzida para 
posteriormente estabelecer a relação entre a massa de CO₂ calculada e a massa de 
NaHCO₃ produzida. Para isso, vamos utilizar os passos propostos anteriormente:
FIGURA 25 – CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO DA RELAÇÃO ENTRE C E CO₂
FONTE: O autor
Portanto, a partir de 1 g de C iremos obter 3,67g de CO₂. Agora podemos 
calcular a relação entre essa massa de CO₂ calculada e a massa de NaHCO₃ que 
será produzida.
FIGURA 26 – CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO DA RELAÇÃO ENTRE CO₂ E NaHCO₃
FONTE: O autor
TÓPICO 4 — GRANDEZAS QUÍMICAS
189
Assim, estabelecidas as relações estequiométricas entre os participantes 
de cada reação e fazendo uso dos cálculos estequiométricos, determinamos que 1 
g de C acarretará a produção de 7 g de NaHCO₃.
No cotidiano de um laboratório, podemos nos deparar com reagentes 
químicos que não são P.A. (sigla que significa “Para Análise” e indica reagentes 
com alto grau de pureza), portanto, através de cálculos estequiométricos podemos 
calcular a pureza de determinado reagente e considerá-la nas reações nas quais 
este reagente será usado. 
Exemplo 2: (PUC-MG – Adaptado) O medicamento “Leite de Magnésia” 
é uma suspensão de hidróxido de magnésio (Mg(OH)₂). Esse medicamento é 
utilizado para combater a acidez estomacal provocada pelo ácido clorídrico 
(H ), encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 g desse 
medicamento, neutraliza-se certa quantidade do ácido clorídrico, produzindo 
16,0 gramas de cloreto de magnésio ( ). Determine o grau de pureza desse 
medicamento, em termos do hidróxido de magnésio. (Dadas as massas molares: 
 )
Primeiramente, para responder a esta questão devemos montar a equação 
química balanceada da reação descrita no enunciado.
Agora, podemos aplicar os passos envolvidos nos cálculos estequiométricos 
e que já utilizamos antes para descobrir qual a real quantidade de hidróxido 
de magnésio que reage com o ácido clorídrico e produz os 16 g de cloreto de 
magnésio.
FIGURA 27 – CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO DA RELAÇÃO ENTRE Mg(OH)₂ E 
FONTE: O autor
190
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Assim, na realidade, para que fossem produzidos 16 g de cloreto de 
magnésio, só havia 9,77g de hidróxido de magnésio nos 12,2 g de medicamento 
utilizados, portanto, para calcular o grau de pureza, podemos utilizar uma regra 
de três onde os 12,2 g de medicamento equivalem a 100% e os 9,77 g equivaleram 
ao grau de pureza .
Dessa forma, o “Leite de Magnésia” possui um grau de pureza de 80% em 
relação ao hidróxido de magnésio. 
Além dos exemplos apresentados, os cálculos estequiométricos podem 
ser aplicados em diversas outras situações, basta seguir os passos que foram 
evidenciados ao longo deste tópico.
191RESUMO DO TÓPICO 4
Neste tópico, você aprendeu que:
• Grandezas químicas são atributos que podem ser medidos e expressos em 
comparação a uma unidade de medida.
• As unidades de medida padrão são reguladas pelo Sistema Internacional de 
Unidade (SI).
• A unidade de massa atômica, representada pela letra u, indica a medida 
utilizada para expressar a massa de partículas atômicas e ela equivale a 1/12 
de carbono-12.
• A massa atômica (MA) de determinado elemento é calculada com base na 
média ponderal da sua abundância isotópica.
• A massa molecular (MM) representa a soma das massas atômicas de todos os 
elementos que constituem determinado composto molecular multiplicados 
por seus respectivos índices. Para compostos iônicos utiliza-se o termo massa 
fórmula (MF).
• O mol é a unidade de medida para quantidade de matéria, ele equivale a 
6,022 140 76 . 1023 entidades.
• A massa molar (M) indica a massa em gramas de determinada espécie química 
presente em 1 mol de matéria, ou seja, é expressa em g/mol.
• O volume molar indica o volume ocupado por 1 mol de matéria. Na CNTP 
(0°C e 1 atm) esse valor é de 22,4L e na CATP (25°C e 1 atm) é de 24,4L.
• Os cálculos estequiométricos contribuem na determinação das quantidades, 
da pureza ou do rendimento dos participantes de uma reação química. Para 
desenvolvê-los há quatro passos a serem seguidos: 1) Montar a equação 
química e realizar o balanceamento se necessário; 2) Estabelecer a relação em 
quantidade de matéria; 3) Relacionar a quantidade de matéria com a grandeza 
apresentada no enunciado; 4) Estabelecer uma relação com as informações 
apresentadas.
192
1 “A nitração do fenol é um procedimento bastante utilizado em química 
orgânica experimental, principalmente pelo fato de demonstrar com relativa 
simplicidade as forças dirigentes em uma reação de substituição eletrofílica 
de anéis aromáticos [...]” (TENÓRIO et al., 2009, p. 1).
A reação de nitração do fenol, descrita anteriormente, está representada a 
seguir:
Calcule a massa de fenol, em gramas, necessária para reagir completamente 
com 37,8 g de ácido nítrico. (Massas Molares: 
 )
FONTE: TENÓRIO, John Aldson Bezerra et al. Nitração do fenol, procedimento em escala 
semimicro, e purificação dos componentes através de cromatografia em coluna, utilizando 
areia como adsorvente. XI Encontro de Iniciação à Docência, João Pessoa, 2009. Disponí-
vel em: https://bit.ly/3k6AWVy. Acesso em: 11 set. 2020.
2 (UFCG – Adaptada) Alguns gases como o gás mostarda, o fosgênio etc. são 
utilizados como arma de guerra devido ao alto grau de toxidez e de letalidade. 
A ação desses gases se deve à produção do ácido clorídrico, que é responsável 
pela irritação da pele, dos olhos e do sistema respiratório. No caso do gás 
mostarda ( ), a produção do ácido clorídrico ( ) ocorre conforme 
a equação química a seguir:
Admitindo que a dose letal deste gás seja de 0,01 mg de por kg de massa 
corporal, qual seria a quantidade de gás mostarda suficiente para matar uma 
pessoa com 80 kg, em mg? (Massas Molares:
 ).
FONTE: https://bit.ly/2GtJB6m. Acesso em: 3 nov. 2020.
3 Leia o texto a seguir:
Fontes minerais são essenciais para a construção civil, na manufatura de 
diversos produtos, para a agricultura, ou mesmo como fontes energéticas. Em 
outras palavras, a disponibilidade, o beneficiamento e o emprego de recursos 
minerais afetam direta e indiretamente no desenvolvimento sustentável da 
economia moderna [...].
Dentre os mais diversos produtos advindos de fontes minerais, a cal é, sem 
dúvida, um dos de maior expressão no mercado, em termos de volume 
AUTOATIVIDADE
193
consumido e aplicabilidade. A cal é produzida a partir da decomposição 
térmica dos carbonatos de cálcio e de magnésio obtidos de depósitos de 
calcário. Sua composição depende da origem da rocha calcária empregada, 
tendo, como característica geral, o óxido de cálcio (CaO) como componente 
majoritário.
FONTE: SOARES, Bruno Daniel. Estudo da produção de óxido de cálcio por calcinação 
do calcário: Caracterização dos sólidos, decomposição térmica e otimização paramétrica. 
Orientador: Humberto Molinar Henrique. 2007, p. 1. Dissertação (Mestrado em Engenharia 
Química) – Universidade Federal de Uberlândia, Uberlândia, 2007. Disponível em: https://bit.
ly/3kiJDvW. Acesso em: 14 set. 2020.
A reação de decomposição térmica do carbonato de cálcio (CaCO₃) [calcário] 
para produção de óxido de cálcio (CaO) [cal] citada no texto é representada a 
seguir:
Considerando todas as informações apresentadas, determine o grau de pureza 
do calcário, sabendo que em certa reação 500,0 g de carbonato de cálcio 
produziram 238,0 g de óxido de cálcio. (Massas Molares: 
 )
194
195
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
A Química é uma ciência em constante transformação, e talvez isso tenha 
ficado claro para você ao longo deste livro didático, mas para que ela esteja 
sempre se renovando precisamos pesquisar, nos questionar e buscar soluções 
para problemas que se apresentem no cotidiano.
Sempre que selecionamos determinada porção de matéria para analisar, 
temos um Sistema Químico. Descobrir suas características, qualificando e 
quantificando seus componentes, nos ajuda a resolver questões que muitas vezes 
merecem atenção. No final das contas, esse é o foco da Química, estudar a matéria 
e suas transformações.
Quando falamos de sistemas químicos podemos nos deparar com 
substâncias, sejam elas simples ou compostas, ou misturas, homogêneas ou 
heterogêneas. Neste sentido é essencial darmos destaque a necessidade de 
determinar a concentração dos participantes de um sistema assim como, encontrar 
o melhor jeito de separá-los.
Muitas vezes, você já põe em prática vários desses conhecimentos no seu 
dia a dia, porém não se deu conta do perfil científico que eles possuem. Dessa 
forma, vamos investigar esse assunto tão interessante e primordial para Química 
iniciando com as definições de substâncias puras e misturas.
2 SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA
“Desde a Grécia antiga os homens se perguntam do que são feitos 
os objetos que nos rodeiam, ou seja, do que é feita a matéria. A construção do 
conceito de substância está profundamente ligada à compreensão do que seja 
matéria” (PANE, 2015, p. 24). A substância pura ou simplesmente substância já foi 
representada por algumas definições, porém, atualmente, segundo a IUPAC (2014, 
p. 265), sua definição é “Matéria de composição constante mais bem caracterizada 
pelas entidades (moléculas, unidades de fórmula, átomos) de que é composta. 
Propriedades físicas como densidade, índice de refração, condutividade elétrica, 
ponto de fusão etc. caracterizam a substância química”.
TÓPICO 5 — 
SISTEMAS QUÍMICOS
196
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
De forma resumida, podemos definir a substância pura (sendo ela 
simples ou composta) como um conjunto de espécies químicas iguais, sendo estas 
espécies, moléculas (Ex.: H ), unidades de fórmulas (Ex.: Na₂CO₄) ou átomos 
(Ex.: Ne).
Quando falamos de misturas, como o próprio nome sugere, temos a 
mistura de duas ou mais substâncias. Estas misturas podem ser classificadas de 
acordo com o número de fases, sendo que uma fase é definida como uma porção 
de matéria que apresenta propriedades físicas uniformes.
Quando uma mistura apresenta uma única fase ela é classificada como 
mistura homogênea (Ex.: Água + Sal), no entanto, quando ela possui mais de 
uma fase ela é classificada como mistura heterogênea (Ex.: Água + Óleo).
“Fase é o nome dado a cada parte homogênea de um sistema heterogê-
neo. No caso de um sistema homogêneo, ele será necessariamente monofásico” (MAIA; 
BIANCHI, 2007, grifo nosso).
NOTA
FIGURA 28 – SUBSTÂNCIA PURA E MISTURAS
FONTE: O autor
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
197
2.1 PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
É muito comum encontrarmos na natureza substâncias combinadas 
formando misturas, é comum também na rotina de um laboratório a obtenção de 
misturas, mas, geralmente,em ambas as situações, o que se busca é a substância 
pura, portanto, para que possamos obter essas substâncias de forma isolada 
podemos utilizar os processos de separação de misturas.
Estes processos podem ser químicos ou físicos e se baseiam nas 
propriedades dos componentes da mistura. Dentre as propriedades que podem 
ser consideradas nessas separações temos o ponto de fusão, o ponto de ebulição, 
a densidade, a polaridade, o magnetismo etc. Veja os processos de separação a 
seguir:
• Ventilação: a ventilação leva em conta a diferença de densidade entre os 
componentes de uma mistura heterogênea. Ao aplicar uma corrente de ar 
sobre a mistura, o componente de menor densidade é arrastado. Na imagem 
a seguir é apresentada a ventilação da casca de arroz, enquanto o grão, de 
maior densidade, desce no equipamento.
FIGURA 29 – VENTILAÇÃO
FONTE: . Acesso em: 22 set. 2020.
• Catação: este processo é manual e é utilizado para separar partículas de 
tamanho considerável em misturas heterogêneas. Podemos citar como 
exemplo a seleção de grão de feijão, onde são catados os grãos estragados e 
separado dos grãos saudáveis.
• Levigação: este método é utilizado na separação de misturas heterogêneas de 
sólidos. Para isso, é utilizada uma corrente de água onde os componentes de 
menor densidade são arrastados, enquanto os de maior densidade se mantém 
dentro do recipiente. Esse método é comumente utilizado por garimpeiros na 
separação de ouro de outros sólidos.
198
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 30 – GARIMPEIRO APLICANDO A LEVIGAÇÃO NA BUSCA POR OURO
FONTE: . Acesso em: 22 set. 2020.
• Peneiração: esta é uma separação de misturas heterogêneas do tipo sólido-sólido 
baseada no tamanho das partículas. A mistura é passada por uma peneira e as 
partículas maiores são retidas pela malha enquanto as menores atravessarão.
• Flotação: é utilizada na separação de misturas heterogêneas e se baseia na 
propriedade de flutuação dos componentes. Podemos avaliar essa técnica 
de duas formas, a primeira seria adicionar água a uma mistura sólido-sólido 
onde o de menor densidade iria flutuar e poderia ser removido, e a segunda 
é a “[...] introdução de bolhas de ar a uma suspensão de partículas. Com isso, 
verifica-se que as partículas aderem às bolhas, formando uma espuma que 
pode ser removida da solução e separando seus componentes de maneira 
efetiva” (MASSI et al., 2008, p. 20).
FIGURA 31 – FLOTAÇÃO COM BOLHAS DE AR
FONTE: (Adaptado). Acesso em: 22 set. 2020.
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
199
• Filtração: este processo é utilizado na separação de misturas heterogêneas do 
tipo sólido-líquido ou gás-sólido ao passar tal mistura por um filtro. Durante 
a execução, as partículas sólidas são retidas pelo filtro. Em um laboratório, 
em muitos casos, não possuímos muito tempo para aguardar uma filtração 
simples ocorrer, portanto, podemos executar a filtração a vácuo. Veja o 
comparativo dos equipamentos na imagem a seguir:
FIGURA 32 – FILTRAÇÃO SIMPLES E FILTRAÇÃO A VÁCUO
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 22 set. 2020.
• Decantação: este processo se baseia na densidade dos constituintes de uma 
mistura heterogênea do tipo sólido-líquido ou líquido-líquido. Na decantação, 
deixa-se a mistura em repouso para que as fases se separem e posteriormente 
elas são separadas. Por exemplo, em uma mistura de areia e água, espera-se 
a areia sedimentar e depois, com auxílio de um bastão de vidro, transfere-se 
a água para outro recipiente. Na mistura de dois líquidos é comum o uso do 
funil de separação.
FIGURA 33 – DECANTAÇÃO SÓLIDO-LÍQUIDO E LÍQUIDO-LÍQUIDO
FONTE: Adaptado de e . Acesso em: 22 set. 2020.
200
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
• Separação magnética: a separação magnética utiliza as propriedades 
magnéticas da matéria para separar misturas heterogêneas do tipo sólido-
sólido. Geralmente, aproxima-se um imã de uma mistura e as substâncias 
metálicas são atraídas por ele. Um exemplo clássico dessa aplicação é a 
separação de minério de ferro dos demais minérios.
FIGURA 34 – SEPARAÇÃO MAGNÉTICA DO MINÉRIO DE FERRO
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 22 set. 2020.
• Dissolução fracionada: esse processo é utilizado na separação de misturas 
do tipo sólido-sólido, em que um destes sólidos é solúvel em determinado 
solvente enquanto o outro não. Um exemplo seria separar areia e sal, pois o 
sal é solúvel em água e a areia não. Posteriormente, outros métodos podem 
ser utilizados para isolar a areia e o sal, como a decantação, a evaporação e a 
destilação simples. 
• Evaporação: essa técnica é utilizada para separar misturas homogêneas do 
tipo sólido-líquido, em que o sólido possua uma alta temperatura de ebulição. 
Geralmente, é o processo utilizada para separar o sal presente na água do 
mar nas salinas. Ao reservar água do mar em grandes áreas, a temperatura 
ambiente, a água começa a evaporar restando apenas o sal, que possui alta 
temperatura de fusão.
• Destilação simples: a destilação simples, assim como a evaporação, se 
baseia nos pontos de ebulição das substâncias de uma mistura homogênea. 
Geralmente, esse processo é utilizado na separação de misturas do tipo 
sólido-líquido ou líquido-líquido, onde os pontos de ebulição das substâncias 
diferem em mais de 80ºC.
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
201
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 23 set. 2020.
Neste processo, a mistura é adicionada dentro do balão, que é aquecido 
até que esta mistura entre em ebulição. O componente mais volátil, ou seja, o 
que possui menor ponto de ebulição, se torna gasoso e começa a passar pelo 
condensador, que é resfriado com um fluxo de água constante. Então, esse 
componente volta ao estado líquido e é coletado no béquer. A passagem dos 
componentes pelo sistema é controlada pelo termômetro. Enquanto um dos 
componentes está passado a temperatura se mantém constante. A partir do 
momento que a temperatura começa a subir, isso indica a passagem de outro 
componente.
• Destilação fracionada: este processo é utilizado para misturas homogêneas 
do tipo líquido-líquido, onde a diferença dos pontos de ebulição dos 
componentes é menor que 80 °C. Quanto ao aparato, a diferença está na 
presença da coluna de fracionamento, que possui e seu interior bolinhas de 
vidro ou uma superfície irregular que dificulta a passagem dos compostos 
no estado gasoso, dessa forma, ela permite que apenas o mais volátil chegue 
primeiro ao condensador e faz com que os demais condensem na coluna de 
fracionamento, voltando para o balão. Novamente, o processo é controlado 
pelo termômetro, ou seja, assim que a temperatura sobe, um novo composto 
começa a passagem pelo condensador.
FIGURA 35 – DESTILAÇÃO SIMPLES
202
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 36 – DESTILAÇÃO FRACIONADA
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 23 set. 2020.
O petróleo é “um líquido combustível natural composto de centenas de hi-
drocarbonetos e outros compostos orgânicos” (BROWN et al., 2016, p. 1150). No entanto, 
esse material cru não apresenta muita serventia. Assim, ele passa pelo processo de destila-
ção fracionada e através deste processo se obtém diversas frações com alto valor econô-
mico, podemos destacar a gasolina e o óleo diesel. 
DESTILAÇÃO FRACIONADA DO PETRÓLEO
IMPORTANTE
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
203
3 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
Anteriormente falamos sobre misturas homogêneas e heterogêneas, 
porém, segundo Batista (2015, p. 5), “independentemente do tipo de mistura, 
qualquer sistema em que determinada substância está espalhada em outra na 
forma de pequenas partículas é conhecido como dispersão. A substância que se 
encontra disseminada chama-se disperso e a outra é o dispersante”. É importante 
destacar que tanto o disperso quanto o dispersante181
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 181
2 UNIDADE DE MASSA ATÔMICA ............................................................................................. 182
2.1 MASSA DE UM ELEMENTO ................................................................................................... 183
2.2 MASSA MOLECULAR E MASSA FÓRMULA ...................................................................... 183
3 MOL .................................................................................................................................................... 184
3.1 CONSTANTE DE AVOGADRO ............................................................................................... 184
3.2 MASSA MOLAR ......................................................................................................................... 185
3.3 VOLUME MOLAR ..................................................................................................................... 186
4 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO ............................................................................................... 187
RESUMO DO TÓPICO 4................................................................................................................... 191
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 192
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS ........................................................................................... 195
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 195
2 SUBSTÂNCIA PURA E MISTURA .............................................................................................. 195
2.1 PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS .................................................................... 197
3 CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES ....................................................................................... 203
3.1 SUSPENSÃO ................................................................................................................................ 203
3.2 COLOIDE ..................................................................................................................................... 204
3.3 SOLUÇÃO.................................................................................................................................... 206
4 ESTUDO DAS SOLUÇÕES ........................................................................................................... 206
4.1 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................................................... 207
4.1.1 De acordo com o estado físico da solução ...................................................................... 207
4.1.2 De Acordo com a natureza do soluto ............................................................................. 208
4.1.3 De acordo com a solubilidade do soluto ........................................................................ 209
4.2 UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ....................................................... 213
4.2.1 Título.................................................................................................................................... 213
4.2.2 Concentração comum ........................................................................................................ 214
4.2.3 Concentração em quantidade de matéria por volume ................................................. 215
4.2.4 Concentração em quantidade de matéria por massa ................................................... 215
4.2.5 Relacionando as concentrações ........................................................................................ 216
4.3 VARIAÇÃO NA CONCENTRAÇÃO ...................................................................................... 216
4.3.1 Diluição e concentração de soluções ............................................................................... 216
4.3.2 Mistura de soluções com o mesmo soluto ..................................................................... 217
4.3.3 Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem entre si ....................... 218
4.3.4 Mistura de soluções com solutos diferentes que reagem entre si............................... 219
LEITURA COMPLEMENTAR .......................................................................................................... 223
RESUMO DO TÓPICO 5................................................................................................................... 225
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 227
REFERÊNCIAS .................................................................................................................................... 229
UNIDADE 3 — EAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E 
INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOMETÁLICOS E BIOINORGÂNICA .................. 233
TÓPICO 1 — EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO ..................................................................... 235
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 235
2 COMPLEXOS LÁBEIS E INERTES .............................................................................................. 236
3 DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE ESTABILIDADE (FORMAÇÃO) E SUAS 
CARACTERÍSTICAS ......................................................................................................................... 239
3.1 EQUILÍBRIO QUÍMICO DE FORMAÇÃO ............................................................................. 239
4 CURIOSIDADE ............................................................................................................................... 248
5 EXPERIMENTO: GALINHO DO TEMPO ................................................................................. 249
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 252
TÓPICO 2 — REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO DE LIGANTES................................................ 255
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 255
2 MECANISMO DISSOCIATIVO .................................................................................................. 255
3 MECANISMO ASSOCIATIVO .................................................................................................... 257
4 MECANISMO DE ESFERA INTERNA E EXTERNA ............................................................... 258
5 MECANISMO DE SUBSTITUIÇÃO EM OCTAEDROS ......................................................... 260
6 MECANISMO DE SUBSTITUIÇÃO EM QUADRADOS PLANARES ................................ 263
7 EFEITO TRANS ............................................................................................................................... 264
8 CURIOSIDADE ................................................................................................................................ 267
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 271
TÓPICO 3 — QUÍMICA DE ORGANOMETÁLICOS E BIOINORGÂNICA........................ 273
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................................ 273
2 CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS ESTÁVEIS ..................................................................... 274
3 NOMENCLATURA, PRINCIPAIS LIGANTES E APLICAÇÕES .......................................... 282
4 INTRODUÇÃO À QUÍMICA BIOINORGÂNICA ..................................................................podem ser sólidos, líquidos 
ou gasosos.
O estudo das dispersões nos leva à análise dos extremos, em que temos 
misturas homogêneas (solução) e heterogêneas (suspensão), assim como de um 
ponto intermediário (coloide), e essa definição está relacionada ao tamanho das 
partículas de disperso.
FIGURA 37 – CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES
FONTE: O autor
3.1 SUSPENSÃO
As suspensões são aglomerados de átomos, íons ou moléculas que podem 
ser observados a olho nu ou com microscópios simples. Estes aglomerados 
possuem diâmetro superior a 1000 nm e podem ser sedimentados pela ação da 
gravidade ou em uma centrífuga simples. Geralmente, esse tipo de dispersão 
possui como disperso um sólido e como dispersante um fluido (líquido ou gás). 
As suspensões se caracterizam como misturas heterogêneas e podem ter suas 
partículas retidas em um filtro comum.
204
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Muitos medicamentos são apresentados na forma de suspensões orais. Eles 
podem trazer o frasco com o pó e o líquido separadamente para que seja feita a mistura 
pelo usuário ou apenas o pó, neste caso utiliza-se água para preparar a suspensão. Se a 
suspensão já vem pronta é comum ler na embalagem a frase “Agite antes de usar”. As 
suspensões ajudam a veicular fármacos insolúveis na forma líquida e mascaram o sabor 
desagradável de fármacos.
O químico escocês Thomas Graham (1805-1869) é conhecido por suas pes-
quisas envolvendo a difusão de líquidos e gases em coloides e foi o responsável por pro-
por o termo coloide, que é proveniente do grego kólla (cola) + eîdos (forma).
INTERESSANTE
INTERESSANTE
3.2 COLOIDE
Segundo Batista (2015, p. 6), “a olho nu, muitos materiais são 
classificados como homogêneos. No entanto, se forem observados com auxílio 
de um instrumento óptico mais avançado, é possível enxergar os aglomerados de 
partículas”. Estas dispersões são classificadas como coloides.
Os coloides se caracterizam por uma mistura heterogênea formada por 
aglomerados de átomos, moléculas e íons, porém, diferentemente das suspensões, 
esses aglomerados possuem diâmetro de 1 nm a 1000 nm, sendo que só podem 
ser visualizados com equipamentos ópticos avançados. Devido ao seu tamanho, 
os aglomerados não sedimentam com a gravidade. Para realizar a filtração de um 
coloide são necessários filtros especiais. 
Esse tipo de dispersão espalha a luz por ação de um fenômeno conhecido 
como efeito Tyndall. Esse fenômeno óptico é observado pelo espalhamento da 
luz causado pelos aglomerados presentes nos coloides, o que não ocorre nas 
soluções. Ele permite, por exemplo, visualizar um raio de luz que entra pela 
janela em um quarto com partículas de poeira no ar.
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
205
FIGURA 38 – EFEITO TYNDALL
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 25 set. 2020.
Que tal realizar uma experiência para verificar a ocorrência do efeito Tyndall?
INTERESSANTE
OBSERVAÇÕES DO EFEITO DA LUZ NAS DISPERSÕES
MATERIAIS
• 5 béqueres
• 1 colher de café
• Xampu
• Sal de cozinha
• Areia
• Álcool
• Água destilada (ou filtrada)
• Laser pointer
MÉTODO
1. Numere os béqueres.
2. Adicione água destilada até 1/3 do volume em cada béquer.
3. Ao béquer nº 2, adicione uma colher de café de álcool.
4. Ao béquer nº 3, adicione uma colher de café de sal de cozinha.
5. Ao béquer nº 4, adicione uma colher de café de xampu.
6. Ao béquer nº5, adicione uma colher de café de areia.
7. Agite bem as misturas e, depois, deixe-as em repouso por cerca de 10 
minutos.
8. Observe os béqueres de 2 a 5, comparando-os com o béquer que contém 
apenas água.
9. Com o laser pointer direcione feixe de luz para cada material líquido.
10. Observe o comportamento do feixe de luz ao atravessar o material.
RESULTADOS E CONCLUSÃO
a) O que foi observado no experimento?
b) Classifique os sistemas testados em homogêneos ou heterogêneos.
FONTE: BATISTA, F. R. Química: Ensino Médio. Curitiba: Positivo, 2015. v. 5, p. 8.
206
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Os coloides possuem diversas aplicações no cotidiano e podem ser 
classificados de acordo com a fase do disperso e a fase do dispersante. Veja o 
quadro a seguir:
QUADRO 4 – TIPOS DE COLOIDES
TIPO DE 
COLOIDE DISPERSO DISPERSANTE EXEMPLOS
Aerossol 
Líquido Líquido Gás Nuvens e Nevoeiro
Aerossol Sólido Sólido Gás Fumaça e Poeira
Espuma Sólida Gás Sólido Pedra-Pomes e Isopor
Espuma Líquida Gás Líquido Espuma de Cerveja e 
Espuma de Sabão
Emulsão Líquido Líquido Leite e Maionese
Gel Líquido Sólido Margarina e Manteiga
Sol Sólido Líquido Pasta de Dente e Geleias
Sol Sólido Sólido Sólido Pedras Preciosas e Vidro
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 25 set. 2020.
3.3 SOLUÇÃO
As soluções, diferentemente das demais dispersões, são caracterizadas 
por misturas homogêneas formadas por moléculas ou íons comuns. Elas 
apresentam partículas de dispersão com diâmetros de até 1 nm. Por formarem 
mistura homogêneas, as soluções não sedimentam pela ação da gravidade e nem 
pelo uso de centrífugas.
4 ESTUDO DAS SOLUÇÕES
As soluções são tão comuns e importantes para a Química que resolvemos 
estudá-las de forma individual. Elas são dispersões nas quais uma substância 
se dispersa uniformemente em outra. Consequentemente por serem dispersões, 
são formadas por um disperso e um dispersante, no entanto, quando falamos 
de soluções é mais comum utilizarmos os termos soluto (disperso) e solvente 
(dispersante).
SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE
A água é conhecida como solvente universal, por esse motivo, quando 
o solvente não é identificado ou quando utilizamos o termo solução aquosa, 
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
207
subtende-se que temos como solvente a água. No entanto, é válido ressaltar que 
possuímos soluções nos outros estados físicos, além do estado líquido.
4.1 CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES
As soluções podem ser classificadas considerando alguns critérios, sendo 
eles:
• Estado Físico
• Natureza do Soluto
• Quantidade de Soluto Dissolvido
4.1.1 De acordo com o estado físico da solução
“Quando pensamos em soluções, geralmente imaginamos líquidos [...]. 
No entanto, soluções também podem ser sólidas ou gasosas” (BROWN et al., 
2016, p. 558). Nas soluções sólidas, o solvente deve ser um componente sólido e 
as principais representantes desta classificação de soluções são as ligas metálicas. 
“Por exemplo, a prata esterlina é uma mistura homogênea com cerca de 7% de 
cobre em prata, portanto, é uma solução sólida” (BROWN et al., 2016, p. 558).
Nas soluções líquidas, ao menos um dos componentes se encontra no 
estado líquido. Elas são as mais comuns, estando presentes nos laboratórios, no 
corpo humano, na indústria e em situações do cotidiano. A água mineral que 
bebemos, por exemplo, é uma solução líquida onde temos dissolvidos na água 
(solvente) diversos sais, veja na figura a seguir a composição característica de 
uma água mineral.
FIGURA 39 – COMPOSIÇÃO QUÍMICA DA ÁGUA MINERAL
FONTE: Adaptado de e (Adaptado). 
Acesso em: 25 set. 2020.
208
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Qualquer proporção entre gases e vapores que não reagem entre si for-
mam uma solução gasosa. “O ar que respiramos [...] é uma mistura homogênea 
de vários gases, que fazem dele uma solução gasosa” (BROWN et al., 2016, p. 
558). No quadro a seguir, você pode verificar alguns exemplos das soluções clas-
sificadas de acordo com o estado físico.
QUADRO 5 – EXEMPLOS DE SOLUÇÕES DE ACORDO COM O ESTADO FÍSICO
FONTE: Maia e Bianchi (2007, p. 204)
4.1.2 De Acordo com a natureza do soluto
A natureza do soluto pode gerar dois tipos de soluções diferentes. As 
soluções moleculares possuem como soluto moléculas e são conhecidas como 
soluções não eletrolíticas (lembre-se de que discutimos este assunto em um UNI 
na Unidade 2), que são soluções que não conduzem corrente elétrica.
Além das soluções moleculares, temos as soluções iônicas, que possuem 
como soluto íons e são conhecidas comosoluções eletrolíticas, ou seja, conduzem 
corrente elétrica. 
TIPOS DE SOLUÇÕES EXEMPLO
Gasosa
Gás dissolvido em gás Qualquer mistura gasosa (por exemplo, 
acetileno e oxigênio)
Líquida
Gás dissolvido em líquido Qualquer gás dissolvido em água (por 
exemplo, gás carbônico em água)
Líquido dissolvido em líquido Etanol dissolvido em água
Sólido dissolvido em sólido Sal dissolvido em água
Sólida
Gás dissolvido em sólido Hidrogênio dissolvido em platina
Líquido dissolvido em sólido Mercúrio dissolvido em ouro
Sólido dissolvido em sólido Qualquer liga metálica monofásica (por 
exemplo, carbono dissolvido em ferro – aço)
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
209
FIGURA 40 – SOLUÇÃO MOLECULAR E SOLUÇÃO IÔNICA
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 27 set. 2020.
Note que nas soluções moleculares não há a formação de cargas, pois as 
moléculas estão neutras e, ao serem dissolvidas no solvente, se mantém na forma 
molecular, dessa forma não há um fluxo de cargas na solução, o que indica a não 
ocorrência de uma corrente elétrica. Quanto à solução iônica, a formação de uma 
corrente elétrica é evidenciada pela movimentação de cátions e ânions formados 
pela dissociação/ionização do composto.
4.1.3 De acordo com a solubilidade do soluto
Para que possamos classificar uma solução de acordo com este critério, é 
necessário verificar qual a capacidade de soluto que o solvente consegue dissolver. 
Esta propriedade é chamada de solubilidade.
A solubilidade, ou ainda o coeficiente de solubilidade, de determinada 
substância indica qual é o máximo de soluto que poderá ser dissolvido em certa 
quantidade de solvente. Aqui é importante salientar que esse dado está direta-
mente ligado a temperatura e a pressão. Dependendo da substância, a solubilida-
de pode aumentar ou diminuir com o aumento da temperatura, de forma geral, 
podemos tratar que a solubilidade de gases diminui com o aumento da tempe-
ratura enquanto a solubilidade de sólidos aumenta. Observe algumas curvas de 
solubilidade a seguir:
210
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 41 – CURVAS DE SOLUBILIDADE
FONTE: . Acesso em: 14 set. 2020.
Note no gráfico que, normalmente, a solubilidade de determinado soluto 
é expressa em g/100 g de H₂O, porém, podemos encontrar o valor sendo expresso 
em g/100 mL de H₂O, pois como a densidade da água é de 1g/mL, isso indica 
que 1g = 1mL, ainda que tenham substâncias que sofrem grandes variações de 
solubilidade com o aumento da temperatura, enquanto outras nem tanto. No 
quadro a seguir você encontra a solubilidade em g/100g de H₂O de algumas 
substâncias entre 0°C e 100°C.
QUADRO 6 – SOLUBILIDADE DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS EM g/100g DE H₂O
FONTE: Maia e Bianchi (2007, p. 206)
Substância Cloreto 
de Sódio
Sulfato de 
Potássio
Nitrato de 
Potássio
Sulfato 
de Prata
Óxido 
Nítrico
Dióxido de 
Enxofre
Fórmula K₂SO₂ KNO₃ Ag₂SO₄ NO SO₂
0°C 35,7 7,35 13,3 0,573 0,0098 22,83
10°C 35,8 9,22 20,9 0,695 0,0076 16,21
20°C 36,0 11,11 31,6 0,796 0,0062 11,29
30°C 36,3 12,97 45,8 0,888 0,0052 7,81
40°C 36,6 14,76 63,9 0,979 0,0044 5,41
50°C 37,0 16,50 86,3 1,08 0,0038 4,5
60°C 37,3 18,17 110 1,15 0,0032 -
70°C 37,8 19,75 138 1,22 0,0027 -
80°C 38,4 21,4 169 1,30 0,002 -
90°C 39,0 22,8 202 1,36 0,0011 -
100°C 39,8 24,1 246 1,41 - -
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
211
Agora que compreendermos o que significa o coeficiente de solubilidade, 
podemos classificar as soluções de acordo com a solubilidade do soluto, para 
isso vamos considerar o cloreto de potássio ( ) que possui solubilidade de 35,5 
g/100 g de H₂O a 25°C.
Imagine um béquer com 100g de água a 25°C, se adicionarmos a ele 30 
g de , estaremos colocando uma quantidade inferior ao valor máximo que o 
solvente pode dissolver, portanto, teremos uma solução insaturada. No entanto, 
se adicionarmos o valor máximo termos uma solução saturada. Qualquer valor 
acima do valor máximo que for adicionado à solução saturada irá precipitar e 
formar o corpo de fundo, formando uma solução saturada com corpo de fundo.
FIGURA 42 – SOLUÇÃO INSATURADA E SATURADA
FONTE: O autor
No entanto, se modificarmos a temperatura de uma solução saturada 
com corpo de fundo e aumentarmos o coeficiente de solubilidade, isso permitirá 
que o excesso se dissolva. Ao deixar essa solução em repouso para que retorne 
à temperatura inicial sem que o excesso precipite, teremos uma solução 
supersaturada.
212
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
FIGURA 43 – SOLUÇÃO SUPERSATURADA
FONTE: O autor
Perceba que, no exemplo apresentado na imagem, ao aumentar a 
temperatura da solução de 25°C para 100 °C, aumentamos a solubilidade de 
de 35,5 g/100 g de H₂O para 56,7 g/100 g de H₂O, portanto, a solução se torna 
insaturada. Ao deixar essa solução em repouso retornar para a temperatura de 25 
°C, o corpo de fundo que estava presente antes se mantém dissolvido, formando 
a solução supersaturada. É importante destacar que as soluções supersaturadas 
são extremamente instáveis e qualquer perturbação no sistema (grão de soluto, 
sujidade, impacto etc.) pode provocar a precipitação do excesso de soluto.
Conhecendo os valores de solubilidade (ou coeficiente de solubilidade) de 
certa substância em diversas temperaturas é possível obter a curva de solubilidade (veja a 
imagem a seguir). Qualquer valor acima da curva representa uma solução saturada com 
corpo de fundo, sob a curva teremos uma solução saturada e abaixo dela teremos uma 
solução insaturada.
INTERESSANTE
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
213
4.2 UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Segundo Batista (2015, p. 14, grifo nosso), “a relação entre a quantidade de 
soluto e a quantidade de solução (ou solvente) é conhecida como concentração de 
uma solução. Essas quantidades podem ser expressas por diferentes grandezas, 
como massa, volume e quantidade de matéria [...]”. Assim, podemos apresentar 
diversas maneiras de relacionar essas quantidades. Para que fique claro, neste 
material, nós iremos adotar algumas representações a fim de identificar a quem a 
quantidade apresentada se refere, sendo que:
• (s) – soluto
• (sv) – solvente
• (sem símbolo) – solução
4.2.1 Título
O título (τ) expressa a concentração de uma solução relacionando a massa 
do soluto (ms) e da solução (m) ou o volume do soluto (Vs) e da solução (V). O 
título é adimensional, ou seja, não possui unidade de medida uma vez que ao 
CURVA DE SOLUBILIDADE DO SAL X
FONTE: O autor
214
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
dividir massa por massa ou volume por volume temos as unidades de medida se 
anulando. Matematicamente, obtemos o título a partir da seguinte fórmula:
Geralmente, o título é expresso em porcentagem (τ%), para isso basta 
multiplicar o valor obtido na fórmula anterior por cem.
A química analítica geralmente trabalha com quantidades tão pequenas 
de soluto que o uso do título ou da porcentagem para expressar a concentração 
não são adequadas. De acordo com Batista (2015, p 15, grifo nosso),
Nesse caso, a relação entre as quantidades pode ser expressa em 
partes por milhão (ppm), que indica quantas partes (em massa ou em 
volume) de soluto existem em um milhão de partes de solução. Para 
concentrações extremamente baixas, utilizam-se também ppb (partes 
por bilhão) e ppt (partes por trilhão).
4.2.2 Concentração comum
Como o próprio nome sugere, a concentração comum (C) é a forma mais 
comum de expressar a concentração de uma solução. Ela relaciona a massa de 
soluto (ms) como o volume da solução (V). Matematicamente temos:
Você já deve ter se deparado com as seguintes unidades de medida: °INPM 
ou °GL. Você sabe o que eles representam? Essas unidades são utilizadas na representação 
do título em porcentagem do título em massa (°INPM) ou do título em volume (°GL). No 
ano de 2020, o mundo foi assolado pela pandemia de COVID-19 e uma das principais 
recomendações era o uso de álcool 70 para desinfecção. O álcool 70é o nome comercial 
do álcool etílico 70°INPM, que indica que ele possui 70% m/m de álcool etílico em água. 
Este mesmo álcool pode ser representado como 77°GL, que indica que ele possui 77% v/v 
de álcool etílico em água.
IMPORTANTE
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
215
Geralmente, a concentração comum é expressa em g/L, porém, qualquer 
relação de unidade de medida de massa de soluto por unidade de medida de 
volume de solução também é válida (mg/L, kg/m3, g/mL, mg/mL etc.).
4.2.3 Concentração em quantidade de matéria por 
volume
A concentração em quantidade de matéria por volume também é 
conhecida como concentração mol/L ([ ]). Esse tipo de concentração é muitas 
vezes utilizado nos cálculos estequiométricos que estudamos no Tópico 2 desta 
unidade. Essa concentração relaciona o número de mols de soluto (ns) com o 
volume da solução (V), tendo como principal unidade o mol/L.
4.2.4 Concentração em quantidade de matéria por 
massa
Além de expressar a concentração em quantidade de matéria por volume, 
podemos expressar por massa. “Essa forma de concentração é especialmente útil 
ao se trabalhar com soluções que possam sofrer variações de temperatura, o que 
dificulta a determinação do seu volume” (BATISTA, 2015, p. 16). 
A concentração em quantidade de matéria por massa (W) relaciona a 
quantidade de matéria de soluto (ns) com a massa de solvente (msv) e possui como 
principal unidade de medida o mol/kg.
É comum ainda ler em alguns materiais o uso de “concentração molar” ou 
“molaridade” para se referir à concentração em quantidade de matéria por volume, porém, 
a IUPAC não recomenda estas terminologias.
IMPORTANTE
216
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
4.2.5 Relacionando as concentrações
Através de algumas deduções matemáticas podemos relacionar as formas 
de expressar a concentração de uma solução, isso nos permite facilmente converter 
de uma unidade para outra. Veja a expressão geral a seguir:
C = τ x d x 1000 = x M
Onde:
• 
• 
• 
• 
• 
4.3 VARIAÇÃO NA CONCENTRAÇÃO
Quando trabalhamos em um laboratório, dificilmente encontraremos 
soluções de diversas concentrações de um mesmo soluto. Por esse motivo, é 
comum fazer o preparo de soluções utilizando uma solução padrão (concentração 
conhecida), geralmente de concentração elevada, misturando-a com solvente.
Fabricantes de reagentes produzem grandes quantidades de soluções 
para comercializar, porém com um número restrito de variações 
de concentração. Cabe ao comprador preparar as soluções com as 
concentrações adequadas à sua necessidade, a partir da(s) solução(ões) 
fornecida(s) pelo fabricante (MAIA; BIANCHI, 2007, p. 217).
.
4.3.1 Diluição e concentração de soluções
Vamos começar analisando uma diluição, nela há a adição de solvente à 
solução, fazendo com que haja uma diminuição da concentração, porém, lembre-
se que ao fazer isso a quantidade de soluto se mantém constante.
Imagine que tenhamos uma solução de concentração inicial Ci e desejamos 
preparar uma solução de concentração final Cf. Como relacionar essas duas 
concentrações? Veja a figura a seguir.
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
217
FIGURA 44 – RELAÇÃO ENTRE AS CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES
FONTE: O autor
É importante destacar que o volume final é obtido pela soma do volume 
inicial (Vi) como o volume de solvente adicionado (Vad).
Vf = Vi + Vad
Utilizando a mesma lógica apresentada na Figura 44, só que para 
quantidade de matéria, podemos relacionar a concentração mol/L da solução 
inicial e da solução final através da seguinte fórmula:
[ ]i x Vi = [ ]f x Vf
Com relação a concentrar uma solução, ou seja, aumentar a concentração, 
a única diferença apresentada é o fato de que ao invés de ser adicionado 
solvente, este é retirado, geralmente por evaporação. As fórmulas apresentadas 
anteriormente também são válidas neste processo, mas fique atento ao volume 
final (Vf) pois agora ele é obtido pela subtração do volume evaporado (Vev) do 
volume inicial (Vi).
Vf = Vi – Vev
4.3.2 Mistura de soluções com o mesmo soluto
Outra forma de se obter uma solução com certa concentração é através da 
mistura de soluções de concentração conhecida. Quando misturamos soluções que 
possuem o mesmo soluto, devemos ter em mente que as massas (ms1, ms2, ms3...) 
ou as quantidades de matéria (ns1, ns2, ns3...) do soluto das soluções irão se somar 
218
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
na produção de uma solução final (mf ou nf). Na figura a seguir é apresentada a 
lógica para obtenção da fórmula para mistura de soluções de mesmo soluto.
FIGURA 45 – RELAÇÃO ENTRE AS CONCENTRAÇÕES DA SOLUÇÃO
FONTE: O autor
Aplicando a mesma lógica, porém para a concentração mol/L obtemos:
[ ]1 x V1 + [ ]2 x V2 = [ ]f x Vf
OBS.: Note que estamos misturando apenas duas soluções, porém, 
podemos aplicar as fórmulas para qualquer número de soluções que são 
misturadas.
Perceba que o volume final (Vf) será obtido pela soma dos volumes das 
soluções que foram misturadas (V1, V2, V3...).
Vf = V1 + V2 + ...
4.3.3 Mistura de soluções com solutos diferentes que não 
reagem entre si
Ao misturar soluções que possuem solutos diferentes, porém que não 
reagem entre si, devemos tratar esse processo como uma diluição, pois cada 
soluto deverá ser analisado individualmente. Assim, as fórmulas utilizadas são 
as mesmas da diluição:
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
219
Apesar de cada soluto ser analisado individualmente, o volume final 
(Vf) será obtido pela soma dos volumes das soluções (V1, V2, V3 ...) que estão sendo 
misturadas.
Vf = V1 + V2 + ...
4.3.4 Mistura de soluções com solutos diferentes que 
reagem entre si
Quando misturamos soluções que possuem solutos que reagem entre 
si, devemos recorrer à estequiometria da reação para conseguir determinar 
a concentração de certo soluto na solução final. Além disso, o conhecimento 
de estequiometria da reação deve ser aliado a uma técnica de análise química 
conhecida como titulação.
Segundo Batista (2015, p. 23, grifo nosso), “a titulação é uma operação 
básica de análise do volume de uma solução de concentração conhecida (solução-
padrão) que é adicionada lentamente a uma solução-problema, até que os solutos 
reajam completamente”. O término dessa reação é observado pela adição de um 
indicador, geralmente colorimétrico. Ao mudar de cor, o indicador indica o ponto 
final da reação.
FIGURA 46 – TITULAÇÃO
FONTE: . Acesso em: 29 set. 2020.
220
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Sobre a titulação, é importante distinguirmos ponto final de ponto de 
equivalência. O ponto final é o ponto no qual podemos observar, no primeiro excesso de 
solução-padrão, a mudança de cor. O ponto de equivalência é o ponto teórico que indica 
a quantidade exata de solução-padrão para reagir com a solução-problema. A escolha do 
indicador deve levar em consideração esse ponto de equivalência. Neste material, nós 
vamos considerar que o ponto final é tão preciso que se iguala ao ponto de equivalência.
NOTA
Vamos conhecer o aparato utilizado para o processo de titulação:
FIGURA 47 – APARATO UTILIZADO PARA TITULAÇÃO
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 29 set. 2020.
Perceba que nesse aparato temos a bureta, que contém a solução-padrão, 
(ou titulante) e o Erlenmeyer, que contém um volume conhecido da solução-
problema (ou titulado). Dentro deste Erlenmeyer também é adicionado o 
indicador. Conforme a torneira da bureta é aberta, o titulante começa a gotejar 
sobre o titulado. Na primeira mudança persistente de cor do titulado a torneira 
é fechada e o volume de titulante gasto é anotado. Essa mudança de coloração 
indica o nosso ponto final.
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
221
Para que possamos entender os cálculos envolvidos na titulação, vamos 
abordar um exemplo:
Ao titular 20 mL de solução de ácido sulfúrico (H₂SO₄) foram gastos 
24 mL de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,5 mol/L até que fosse 
observada uma mudança de coloração.Qual a concentração em mol/L da solução 
de ácido sulfúrico? E em g/L?
1º Passo) Identificar a equação química balanceada da reação que ocorre 
na titulação.
2º Passo) Identificar a quantidade de matéria de NaOH que reagiu.
3º Passo) Por estequiometria, identificar a quantidade de mols de H₂SO₄ 
no titulado.
4º Passo) Conhecendo o volume de titulado e o número de mols de soluto 
do titulado é possível calcular a concentração em mol/L. (OBS: 20mL – 0,02L)
5º Passo) Conhecendo a concentração mol/L é possível converter para a 
concentração em g/L, para isso basta saber a massa molar do H₂SO₄. (Dados: 
 ).
222
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Dessa forma, finalizamos a disciplina de Química Geral. Não se esqueça 
de exercitar seus conhecimentos através das autoatividades. Desejo a você bons 
estudos!
TÓPICO 5 — SISTEMAS QUÍMICOS
223
FUNGOS QUE COMEM RADIAÇÃO ESTÃO A PROSPERAR NAS 
PAREDES DOS REATORES DE CHERNOBYL
As paredes abandonadas de Chernobyl não estão assim tão abandonadas. 
Várias espécies de fungos habitam o ambiente extremamente radioativo que emer-
giu do desastre nuclear de 1986.
Os cientistas documentaram cerca de 200 espécies de 98 gêneros de fungos 
– alguns mais resistentes do que outros – que vivem nas ruínas da antiga central 
nuclear de Chernobyl.
Alguns fungos, não só conseguem suportar os altos níveis de radiação, 
como também se alimentam dessa radiação. Conhecidas como “fungos negros” ou 
fungos radiotróficos, estas poucas espécies estão armadas com melanina – o mesmo 
pigmento existente na pele humana que ajuda a proteger da radiação ultravioleta 
–, o que lhes permite converter a radiação gama em energia química para o cresci-
mento. Além disso, também pode ajudar a protegerem-se da radiação prejudicial.
“Após o acidente, os fungos foram os primeiros organismos a aparecer e 
os cientistas queriam entender como conseguiam prosperar num ambiente como 
este”, disse, em declarações à Motherboard, Kasthuri Venkateswaran, investigado-
ra no Laboratório de Propulsão a Jato da NASA que estudou de perto os fungos, 
em 2016.
“Em muitos reatores nucleares comerciais, a água radioativa fica contami-
nada com organismos melanóticos [com pigmentação negra]. Ninguém sabe real-
mente o que diabos estão lá a fazer”, disse, em declarações à Scientific American, 
Arturo Casadevall, microbiologista da Faculdade de Medicina Albert Einstein, em 
Nova Iorque, em 2007.
LEITURA COMPLEMENTAR
224
UNIDADE 2 — FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS
Uma investigação conduzida por Casadevall revelou que as espécies de 
fungos que consomem radiação encontrados em Chernobyl – como Cladosporium 
sphaerospermum, Cryptococcus neoformans e Wangiella dermatitidis – 
conseguem suportar radiação ionizante aproximadamente 500 vezes mais alta do 
que os níveis de fundo. Além disso, os fungos parecem crescer mais rapidamente 
na presença da radiação.
Outros estudos observaram ainda a forma como os fungos apontam os 
seus esporos e hifas para a fonte de radiação como se estivessem à procura de 
comida.
“Os fungos colhidos no local do acidente tinham mais melanina do que os 
colhidos fora da zona de exclusão”, acrescentou Venkateswaran. “Isso significa 
que os fungos se adaptaram à atividade de radiação e até 20% eram considerados 
radiotróficos – o que significa que cresceram em direção à radiação”.
Os fungos pretos também são “viajantes”. Em 2016, de acordo com o 
IFLScience, oito espécies de fungos colhidos de Chernobyl viajaram para a 
Estação Espacial Internacional a bordo de um foguete SpaceX. A missão pretendia 
entender a forma como os fungos negros conseguem tolerar níveis tão incríveis 
de radiação.
A perspectiva de fungos que prosperam na presença de radiação levanta a 
ideia de usá-los como fonte de alimento para os astronautas durante longos voos 
espaciais ou quando colonizarmos outros planetas.
FONTE: Adaptado de ZAP. Fungos que comem radiação estão a prosperar 
nas paredes dos reatores de Chernobyl. 8 fev. 2020. Disponível em: . Acesso em: 30 set. 2020.
Quer saber mais sobre o desenvolvimento da vida em locais expostos a 
radiação proveniente de acidentes nucleares? Acesse a matéria desenvolvida pela DW 
Brasil, intitulada "Toda liberação de radioatividade gera mutações", disponível através do 
link: https://bit.ly/33AVyQd.
DICAS
225
RESUMO DO TÓPICO 5
Neste tópico, você aprendeu que:
• Um sistema químico é uma porção de matéria selecionada para análise.
• Substâncias puras, ou simplesmente substâncias, são formadas pela aglomeração 
de espécies químicas que possuem a mesma composição.
• Misturas são formadas pela mistura de duas ou mais substâncias.
• Misturas homogêneas apresentam uma única fase.
• Misturas heterogêneas apresentam duas ou mais fases.
• Existem diversos processos de separação de misturas, sendo os de maior 
destaque: filtração, destilação simples e destilação fracionada.
• As dispersões, formadas por um disperso e um dispersante podem ser 
classificados como suspensões, coloides e soluções.
• As soluções são misturas homogêneas, enquanto as suspensões são misturas 
heterogêneas.
• A solubilidade ou coeficiente de solubilidade indica a quantidade máxima de 
soluto que pode ser dissolvido em certo solvente.
• As soluções podem ser classificadas, quanto ao estado físico, em sólidas, 
líquidas e gasosas.
• As soluções podem ser classificadas, quanto a natureza do soluto, em 
moleculares e iônicas.
• As soluções podem ser classificadas quanto à quantidade de soluto dissolvido, 
em insaturadas, saturadas, saturadas com corpo de fundo e supersaturadas.
• Podemos expressar a concentração de uma solução através do título, da 
concentração comum, da concentração em quantidade de matéria por volume 
e da concentração em quantidade de matéria por massa.
• Ao realizar uma diluição, a concentração da solução diminui.
226
Ficou alguma dúvida? Construímos uma trilha de aprendizagem 
pensando em facilitar sua compreensão. Acesse o QR Code, que levará ao 
AVA, e veja as novidades que preparamos para seu estudo.
CHAMADA
• Ao realizar uma evaporação, a concentração da solução aumenta.
• A titulação é utilizada na determinação da concentração de solutos em 
soluções que reagem entre si.
227
1 A gasolina representa uma fração muito importante do petróleo, 
comercialmente falando. Para sua obtenção é realizada a destilação fracionada 
onde o petróleo é aquecido e passa pela torre de fracionamento, esse processo 
também produz outras frações importantes como o diesel e a querosene.
FONTE: . Acesso em: 30 set. 2020.
Num laboratório, a torre de fracionamento é representada pela coluna de 
fracionamento, uma versão em menor escala. Tendo em vista a importância 
desse processo e seus conhecimentos a respeito da destilação fracionada, 
disserte sobre a função e o funcionamento da coluna de fracionamento.
2 O uso de soluções no laboratório é muito comum, porém, muitas vezes 
não nos damos conta que preparamos soluções no nosso cotidiano também 
quando preparamos um refresco, um café ou um leite com achocolatado. 
Muitas vezes percebemos que ao adicionar soluto a um solvente há um ponto 
onde o solvente não consegue mais dissolver o soluto. Ao atingir este ponto, 
obtemos qual solução?
a) ( ) Diluída
b) ( ) Fraca
c) ( ) Insaturada
d) ( ) Supersaturada
e) ( ) Saturada
3 Ao preparar uma solução, devemos estar atentos à temperatura ambiente 
e ao coeficiente de solubilidade, pois esses dados serão primordiais para 
identificar a quantidade de soluto que o solvente será capaz de dissolver. 
AUTOATIVIDADE
228
Considerando que a solubilidade do sulfato de potássio (K₂SO₄) a 20°C é de 
11,1g / 100g de H₂O , determine a massa necessária deste sal em gramas para 
preparar uma solução saturada com 245 mL de água. (Lembre-se 1g de água 
equivalem a 1mL).
4 O consumo de bebidas alcoólicas pode causar desde uma leve euforia, 
passando pela perda de julgamento críticoaté coma e morte, isso tudo 
depende de organismo para organismo, mas principalmente quanto de álcool 
foi ingerido. Comparando bebidas fermentadas e destiladas é constatado que 
o teor alcoólico das bebidas destiladas é mais elevado. Podemos comparar, 
por exemplo, a cerveja (bebida fermentada) que possui cerca de 4°GL e a 
vodca (bebida destilada) que possui cerca de 37,5ºGL. Considere o exposto 
e analise a situação: Dois amigos vão a uma festa, um deles bebe somente 
cerveja, enquanto o outro bebe apenas vodca. Com base nos valores de teores 
alcoólicos apresentados, calcule o volume de cerveja em litros que o indivíduo 
que está bebendo essa bebida deverá ingerir para alcançar o mesmo volume 
de álcool ingerido por seu amigo que consumiu 300 mL de vodca.
5 O sistema respiratório pode sofrer por várias patologias que causam 
infecções e acarretam o comprometimento das vias aéreas. Geralmente, nestes 
casos é recomendado o uso de expectorantes, como o iodeto de potássio (KI). 
Ao preparar um xarope expectorante são utilizadas duas soluções de iodeto 
de potássio (BATISTA, 2015)). São misturados 25 mL de uma solução 21 g/L e 
40 mL de uma solução 60 g/L. Considerando a massa molar do KI como sendo 
MKI = 166 g/mol e os dados apresentados na questão, determine:
a) A concentração em g/L da solução final.
b) A concentração em mol/L da solução final.
FONTE: BATISTA, Fábio Roberto. Química: Ensino Médio. Curitiba: Positi-
vo, 2015. v. 5.
6 O processo de titular é uma prática comum em laboratório, além de ajudar 
na determinação da concentração de soluções, ela ajuda na confirmação das 
concentrações descritas nos rótulos. Conhecer a concentração correta de uma 
solução influi diretamente nos resultados obtidos em uma análise quantitativa. 
Imagine que ao titular 10 mL de solução de ácido bórico (H₃BO₃) foram gastos 
40 mL de uma solução de hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂) 0,6 mol/L até que 
fosse observada uma mudança de coloração. Considere o exposto e calcule a 
concentração em mol/L da solução de ácido bórico.
229
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233
UNIDADE 3
REAÇÕES E MECANISMOS EM 
COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO 
E INTRODUÇÃO QUÍMICA 
DE ORGANOMETÁLICOS E 
BIOINORGÂNICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
O estudo desta terceira unidade da disciplina de Química Inorgânica pro-
porcionará a você, acadêmico:
• diferenciar compostos de coordenação lábeis e inertes;
• determinar a constante de estabilidade e suas características;
• conhecer as reações e mecanismos de substituição de ligantes;
•	 entender	as	configurações	eletrônicas	estáveis,	nomenclatura	e	aplicações	
dos compostos de coordenação;
•	 compreender	a	aplicação	do	conteúdo	através	dos	conhecimentos	de	bioi-
norgânica;
A	Unidade	3	está	subdividida	em	três	tópicos.	Ao	longo	de	cada	um	deles,	
você	encontrará	figuras,	curiosidades,	experimentos,	dicas,	artigos	científicos	
que	ajudarão	você	a	ver	o	conteúdo	sempre	de	forma	mais	ampla	e	aplicada	
ao	cotidiano.	Sempre	no	final	de	cada	tópico	estará	disponível	o	resumo,	jun-
tamente	com	autoatividades	para	exercitar	o	conteúdo	aprendido.
TÓPICO 1 – EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
TÓPICO	2	–	REAÇÕES	DE	SUBSTITUIÇÃO	DE	LIGANTES
TÓPICO	3	–	QUÍMICA	DE	ORGANOMETÁLICOS	E	BIOINORGÂNICA
234
235
EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Na	segunda	unidade,	abordamos	a	química	dos	metais	de	transição,	bem	
como	a	formação	dos	compostos	de	coordenação.	Para	relembrar:	os	elementos	de	
transição (ou metais de transição) possuem as características de qualquer metal 
típico,	como	boa	condução	de	calor	e	eletricidade,	aparência	brilhosa	metálica,	
alguns	são	moles	e	outros	duros,	 também	são	resistentes	e	dúcteis.	Podem	ser	
encontrados	na	 forma	 isolada	ou	na	 forma	de	 liga	metálica,	 e	 se	 localizam	no	
centro	da	 tabela	periódica,	 começando	pelo	grupo	3	ao	12	da	 tabela	periódica	
(BROWN,	2005).
Já os compostos de coordenação são formados por um metal ou íon e ligantes 
(moléculas,	 átomos	ou	 íons)	 e	 sua	 ligação	está	baseada	no	modelo	ácido-base	de	
Lewis,	conforme	mostra	a	figura	a	seguir	(ATKINS;	SHRIVER,	2003;	LEE,	2000):
FIGURA 1 – EXEMPLO DE COMPOSTO DE COORDENAÇÃO
FONTE: Adaptado de Brown et al. (2005, p. 886)
Neste	tópico	da	Unidade	3,	outros	aspectos	da	formação	dos	compostos	
de	coordenação,	tais	como	o	equilíbrio	químico	envolvido	e	suas	características	
serão	abordados.	
TÓPICO 1 — 
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
236
2 COMPLEXOS LÁBEIS E INERTES
Muitas	reações	envolvendo	compostos	de	coordenação	acontecem	quando	
ocorre	a	substituição	de	ligantes	(veremos	com	mais	detalhes	os	mecanismos	de	
reação	 no	 Tópico	 2).	 Normalmente,	 essas	 reações	 envolvem	 o	 surgimento	 de	
cores	diferentes	para	o	analista	 identificar	que	houve	efetivamente	a	 troca	dos	
ligantes.	Esse	tipo	de	reação	normalmente	acontece	de	forma	rápida	(MIESSLER;	
FISCHER;	TARR,	2014).	Considere	o	exemplo	a	seguir:
[ ( ) [ ( )Ni H O CN Ni CN H O
2 6 4 2
2 2
4 6
� ��� �
A	velocidade	de	reação	dependerá	do	íon	metálico,	mais	especificadamente	
em	função	do	raio	iônico	do	metal	e	de	sua	carga.	Quanto	maior	o	valor	de	sua	
carga	e	menor	for	o	seu	raio,	mais	fortemente	acontecerá	a	ligação	entre	metal-
ligante.	Agora,	quanto	menor	o	valor	da	carga	e	maior	o	seu	raio,	mais	fracamente	
estarão	ligados	os	metais	aos	ligantes,	podendo	ser	trocados	facilmente.
Quanto maior a relação carga/raio, mais forte é a ligação entre metal-ligante, 
ficando mais difícil a substituição de ligantes.
DICAS
Complexos	 que	 reagem	 de	 maneira	 rápida,	 trocando	 um	 ligante	 pelo	
outro	dentro	do	tempo	de	mistura	dos	reagentes,	são	classificados	como	lábeis.	
Compostos que reagem mais lentamente são chamados de inertes	(MIESSLER;	
FISCHER;	TARR,	2014;	HOUSECROFT;	SHARPE,	2013).
Compostos que trocam facilmente seus ligantes são chamados de lábeis e 
compostos que trocam com mais dificuldade seus ligantes são chamados de inertes.
DICAS
237
TÓPICO 1 — EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
Para	entendermos	de	maneira	 simples	 como	ocorre	a	 troca	de	 ligantes,	
observe	a	figura	a	seguir:
FIGURA 2 – GRÁFICO DE ENERGIA POTENCIAL VERSUS CAMINHO REACIO-
NAL
FONTE: Disponível em: . Acesso em 13 abr. 2018.
Na	parte	esquerda	da	figura,	 temos	os	reagentes	 (duas	moléculas	AB	e	
CD)	e	sua	respectiva	energia.	Ao	se	chocarem	para	formar	uma	ligação	química,	
ocorre	a	formação	de	um	estado	de	maior	energia,	chamado	de	complexo	ativado,	
que	é	um	estado	 intermediário	entre	os	reagentes	e	produtos.	Neste	complexo	
ativado,	as	ligações	dos	reagentes	estão	sendo	enfraquecidas	ao	mesmo	tempo	em	
que	novas	ligações	são	formadas.	Após	a	formação	das	novas	ligações,	a	energia	
potencial	diminui	para	a	formação	dos	produtos.
A energia de ativação (Ea) é	 a	 energia	 necessária	 para	 a	 formação	 do	
complexo	ativado.	Ou	seja,	se	ela	for	elevada,	a	reação	não	ocorre	espontaneamente.	
Quanto	mais	baixa	for	a	Ea,	mais	facilmente	os	produtos	serão	formados,	do	ponto	
de	vista	energético	(ATKINS;	JONES,	2012;	BROWN,	2005).
Levando	este	tipo	de	raciocínio	para	os	compostos	de	coordenação,	um	
complexo	lábil	(velocidade	de	troca	de	ligantes	rápida)	possui	uma	energia	de	
ativação	muito	baixa,	enquanto	um	complexo	inerte possui uma maior energia 
de	ativação	para	a	troca	dos	ligantes.
Para	 que	 os	 conceitos	 de	 labilidade	 e	 inércia	 sejam	 compreendidos	 de	
forma	 adequada,	 devemos	 separar	 os	 conceitos	 em	 termos	 de	 sua	 cinética	 e	
termodinâmica.
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
238
A	 termodinâmica	prevê	 a	 formação	de	 compostos	estáveis e instáveis.	
Estes	conceitos	estão	relacionados	com	o	tempo	de	existência	dos	compostos,	ou	
seja,	se	depois	de	formados	eles	permanecerão	daquela	determinada	forma.
Já	a	cinética	relaciona	os	termos	lábeis e inertes quando	a	velocidade	de	
reação	está	sendo	avaliada	e	não	o	tempode	existência	dos	compostos	depois	de	
formados.
Por	 exemplo,	 a	 espécie	 [Fe(H2O)5(F)]2+	 é	muito	 estável,	 ou	 seja,	 depois	
de	formado	não	se	transforma	espontaneamente	em	outra	substância,	porém	o	
mesmo	composto	é	classificado	como	cineticamente	lábil,	ou	seja,	em	contato	com	
outros	ligantes,	pode	facilmente	trocar	os	ligantes.
Tanto	 os	 parâmetros	 cinéticos,	 quanto	 termodinâmicos	 nos	 ajudam	
a compreender o comportamento químico dos compostos de coordenação 
(MIESSLER;	FISCHER;	TARR,	2014).
Para	ver	alguns	exemplos	desta	classificação,	observe	a	figura	a	seguir:
QUADRO 1 – CONSTANTES DE FORMAÇÃO, VELOCIDADE E CLASSIFICAÇÃO DE ALGUNS 
COMPLEXOS
Complexo Constante de 
formação
Velocidade de 
trocas
Classificação do complexo
Termodinâmica Cinética
[Ni(CN)₄]²⁻ 10³⁰ Muito alta Estável Lábil
[Hg(CN)⁴]²⁻ 10⁴² Muito alta Estável Lábil
[Fe(CN)₆]³⁻ 10⁴⁴ Muito lenta Estável Inerte
[Fe(CN)₄]⁴⁻ 10⁴⁷ Muito lenta Estável Inerte
[Pt(CN)₄]²⁻ 10⁴⁰ T1
2
1= min Estável Inerte
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 13 abr. 2018.
Lembre-se: Constantes de equilíbrio, como a constante de formação, estão 
relacionadas com a quantidade de produto sobre a quantidade de reagente. Isso quer dizer 
que quanto maior seu valor, maior é a formação do produto.
DICAS
Observe	 o	 maior	 valor	 da	 constante	 de	 formação,	 como	 é	 o	 caso	 de	
[Fe(CN)4]4-	.	Esse	valor	elevado	o	classifica	termodinamicamente	como	estável,	ou	
seja,	se	nenhum	outro	reagente	entrar	em	contato	com	o	complexo,	ele	permanecerá	
239
TÓPICO 1 — EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
na	mesma	 forma	por	um	 longo	período	 (estável).	Como	a	velocidade	de	 troca	
entre	ligantes	é	baixa,	ou	seja,	ao	entrar	em	contato	com	outros	ligantes	ele	leva	
muito	tempo	para	realizar	a	troca,	sua	classificação	cinética	é	inerte.
 
Agora	 observe	 o	 composto	 com	 a	 menor	 constante	 de	 formação,	 o	
[Ni(CN)4]2- .	Ele	 também	possui	uma	constante	elevada	(1030) e por conta disso 
recebe	 a	 classificação	 termodinâmica	 de	 estável,	 porém,	 ao	 entrar	 em	 contato	
com	outros	ligantes,	sua	velocidade	de	troca	é	elevada,	recebendo	a	classificação	
cinética	de	lábil	(LEE,	2000).
3 DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE ESTABILIDADE 
(FORMAÇÃO) E SUAS CARACTERÍSTICAS
Nós	vimos	até	agora	a	descrição	do	que	é	um	composto	de	coordenação,	
bem	como	sua	classificação	cinética	em	lábil	ou	inerte.	A	partir	de	agora,	estaremos	
mais	interessados	nas	informações	quantitativas	da	estabilidade	de	um	complexo,	
ou	seja,	iremos	trabalhar	com	valores	numéricos	para	definir	a	sua	estabilidade,	
através	do	cálculo	da	constante	de	estabilidade,	também	chamada	de	constante	
de	formação	(HARRIS,	2016).
3.1 EQUILÍBRIO QUÍMICO DE FORMAÇÃO
Sabemos	 que	 ao	misturarmos	 dois	 reagentes,	 a	 taxa	 de	 conversão	 dos	
reagentes	para	os	produtos	nem	sempre	se	dará	de	forma	integral,	ou	seja,	parte	
dos	reagentes	pode	permanecer	como	moléculas	dos	reagentes	enquanto	outras	
moléculas	 reagem	 entre	 si	 para	 a	 formação	 dos	 produtos.	 O	 que	 ainda	 pode	
acontecer	é	que	por	ação	externa	(temperatura,	adição	ou	remoção	de	reagentes,	
pressão)	a	reação	seja	forçada	a	produzir	mais	moléculas	do	produto,	ou	ainda,	
produtos	podem	ser	convertidos	novamente	em	reagentes.	Este	tipo	de	reação	é	
chamado de reação reversível	e	é	simbolizado	pela	dupla	seta	(⇌).
Considere	o	exemplo	da	equação	a	seguir:
A B
O	que	essa	equação	quer	nos	dizer?	Nos	diz	que	a	reação direta	é	A	se	
transformando em B (A → B) e que a reação inversa é	B	se	transformando	em	A	
(B → A).	Ambas	as	reações	podem	acontecer.	Se	a	reação	direta	for	favorecida,	
teremos	mais	a	presença	de	B	do	que	de	A.	Já	se	a	reação	inversa	for	favorecida,	
teremos	mais	a	presença	de	A	do	que	a	de	B.
O conceito de equilíbrio químico nos	 diz	 que	 duas	 reações	 estão	 em	
equilíbrio quando a VELOCIDADE da reação	direta	é	 igual	à	VELOCIDADE 
da	 reação	 inversa.	O	que	 isso	quer	dizer?	 Isso	quer	dizer	que	B	é	 formado	na	
mesma	 velocidade	 em	 que	 B	 é	 decomposto.	 Visualmente,	 no	 laboratório,	 ao	
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
240
observarmos	 uma	 reação	 química	 em	 equilíbrio	 nos	 parecerá	 que	 ela	 estará	
parada.	Mas	isso	não	é	verdade.	Isso	quer	dizer	que	à	medida	que	o	produto	é	
formado	ele	é	automaticamente	convertido	em	reagente,	e	a	reação	parece	estar	
“parada”	(HARRIS,	2016).	Desta	forma,	o	equilíbrio	químico	é	classificado	como	
DINÂMICO. Para	compreender	esta	denominação,	observe	a	figura	a	seguir:
FIGURA 3 – ANALOGIA PARA O DINAMISMO DO EQUILÍBRIO 
QUÍMICO
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 13 abr. 
2018.
Observe	 a	 figura	 acima	 e	 acompanhe	 a	 analogia:	 a	 mulher	 na	 esteira	
caminha	para	frente	na	mesma	VELOCIDADE	em	que	a	esteira	gira	no	sentido	
contrário,	 fazendo	com	que	a	mulher	pareça	estar	parada.	 Isso	não	é	verdade,	
tanto	a	mulher	quanto	a	esteira	estão	em	movimento,	porém	como	a	velocidade	
das	duas	é	igual,	observamos	externamente	a	mulher	“parada”.
Outro	 erro	 comum	 nos	 estudos	 em	 equilíbrio	 químico	 é	 achar	 que	 as	
quantidades	de	B	e	de	A	necessariamente	são	iguais.	Isso	não	é	verdade,	o	que	
é	igual	é	a	VELOCIDADE	de	conversão	entre	as	espécies.	Considere	a	figura	a	
seguir	que	nos	ajudará	a	compreender	esse	contexto:
241
TÓPICO 1 — EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
FIGURA 4 – ANALOGIA PARA QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS NO EQUILÍBRIO 
QUÍMICO
FONTE: Raviolo e Garritz (2008)
Na	primeira	 situação	 (quadro	mais	à	esquerda)	 temos	os	 reagentes	 (D)	
em	 maior	 quantidade	 se	 convertendo	 em	 produtos	 (E)	 a	 uma	 determinada	
velocidade.	 À	medida	 que	 a	 quantidade	 de	 E	 aumenta	 (quadro	 do	meio),	 na	
mesma	velocidade,	E	é	novamente	convertido	em	D	(quadro	da	direita).	Dessa	
maneira,	fica	claro	que	o	equilíbrio	não	é	atingido	quando	as	quantidades	de	D	
e	E	são	as	mesmas,	e	sim,	quando	as velocidades	de	conversão	entre	produtos	e	
reagentes	se	tornam	as	mesmas.
Outra	 analogia:	 imagine	 que	 você	 tem	 5	 reais	 e	 seu	 colega	 de	 aula	 50	
reais.	 Se	vocês	 atingirem	o	 equilíbrio,	 ou	 seja,	 trocam	1	 real	por	minuto,	 você	
ou	 seu	colega	acabam	com	mais	dinheiro?	Ambos	permanecem	com	a	mesma	
quantidade,	pois	a	cada	um	minuto	eu	dou	um	real	para	meu	colega	e	ele	me	
devolve	um	real.	Ou	seja,	as	velocidades	de	troca	são	iguais,	independentemente	
da	quantidade	de	um	ou	de	outro.
Como	 representar	 essas	 quantidades	 dos	 reagentes	 e	 produtos?	 A	
constante que nos ajudará a entender como as concentrações de produtos e 
reagentes	 estão	 distribuídas	 é	 chamada	 de	 constante de equilíbrio (BROWN,	
2005;	HARRIS,	2016).	Como	ela	é	calculada?	A	partir	da	lei	das	velocidades	da	
reação	direta	e	inversa.	Acompanhe	o	raciocínio:
Vimos	até	aqui	que	o	equilíbrio	químico	é	estabelecido	quando	a	velocidade	
da reação direta é igual	à	velocidade	da	reação	inversa.	Para	a	equação,	temos	
que:
aA bB
V
V

2
1
Onde	 a	 e	 b	 (minúsculo)	 são	 os	 coeficientes	 estequiométricos	 e	 V1 é	 a	
velocidade	da	reação	direta	(A	→ B)	e	V2 é	a	velocidade	da	reação	inversa	(B	→ 
A).	Dessa	maneira,	se	o	sistema	está	em	equilíbrio	temos	que:
V1	=	V2
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
242
De	acordo	com	a	físico-química,	a	lei	da	velocidade	para	qualquer	reação	
é	igual	à	constante	de	proporcionalidade	(k)	multiplicada	pela	concentração	dos 
reagentes,	onde	cada	reagente	está	elevado	ao	seu	coeficiente	estequiométrico.	
Por	exemplo,	para	a	reação	direta	e	inversa	temos:
Reação direta  aA →	bB																Lei	da	velocidade	(V1)	=	k1.	[A]a
Reação	inversa	 bB →	aA													Lei	da	velocidade	(V2)	=	k2.	[B]b
Agora	que	temos	a	equação	de	V1	e	V2 ,	basta	substituí-lo	na	equação	do	
equilíbrio.	Veja:
V1	=	V2
k1.	[A]a 	=	k2.	[B]b
Agora	vamos	isolar	as	constantes	de	umlado	(passa	o	k2	dividindo	para	
a	esquerda)	e	as	concentrações	de	outro	(passa	o	[A]a dividindo	para	a	direita).	
Observe:
k
k
B
A
b
a
1
2
=
[ ]
[ ]
A	 divisão	 de	 duas	 constantes	 será	 outra	 constante,	 chamada	 agora	 de	
constante de equilíbrio (Keq). Ou	seja,	a	constante	de	equilíbrio	será	a	divisão	
da	 concentração	 dos	 produtos	 (ou	 pressão	 parcial,	 se	 for	 gás)	 elevado	 no	 seu	
coeficiente	estequiométrico	pela	 concentração	dos	 reagentes,	 também	elevados	
no	seu	coeficiente	estequiométrico.	Veja	a	representação:
K B
Aeq
b
a=
[ ]
[ ]
Alguns	 livros	 ainda	 dão	 o	 nome	 para	 a	 constante	 de	 equilíbrio	 de	 Kc 
quando	 estivermos	 trabalhando	 com	 concentração	 (mol.L-1)	 e	 Kp quando 
estivermos	trabalhando	com	gases	(pressão	normalmente	em	atm).
O	que	a	ordem	de	grandeza	das	 constantes	de	 equilíbrio	nos	 informa?	
As	constantes	de	equilíbrio	podem	apresentar	valores	muito	grandes,	ou	muito	
pequenos	e	sua	grandeza	nos	ajudará	a	obter	 importantes	informações	sobre	a	
composição	dos	reagentes	e	produtos	na	condição	de	equilíbrio.
Sabemos	 que	 a	 constante	 de	 equilíbrio,	 tanto	 em	 concentração	 quanto	
para	gases,	é	uma	divisão	de	produtos	sobre	reagentes.	Para	que	se	tenha	uma	
constante	de	valor	alto,	é	necessário	que	o	numerador	(produtos)	seja	maior	que	o	
denominador	(reagentes).	Isso	quer	dizer	que	quando	temos	um	valor	numérico	
de	constante	de	equilíbrio	alto,	existe	maior	quantidade	de	produto	formado	do	
que	de	reagentes.
243
TÓPICO 1 — EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
O	 contrário	 também	 é	 válido,	 quando	 temos	 um	 valor	 de	 constante	
de equilíbrio pequeno,	 isso	 quer	 dizer	 que	 o	 valor	 numérico	 do	 numerados	
(produtos)	é	menor	que	o	valor	numérico	do	denominador	(reagentes).	Isso	quer	
dizer	que	quando	o	valor	numérico	da	constante	de	equilíbrio	é	pequeno,	existe	
maior	quantidade	de	reagentes	do	que	de	produtos	na	reação	(BROWN,	2005).	A	
figura	a	seguir	mostra	a	representação	do	que	acabamos	de	comentar:
FIGURA 5 – GRANDEZA DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E SUA RE-
LAÇÃO COM OS REAGENTES E PRODUTOS
Reagentes
Reagentes
Produtos
Produtos

a Keq� � ��1
b Keq� � ��1
FONTE: Brown et al. (2005, p. 538)
Você	deve	ter	percebido	que	até	o	momento	não	falamos	em	unidades	para	
a	constante	de	equilíbrio.	Isso	porque	a	constante	de	equilíbrio	é	adimensional.	
Isso	acontece	porque	cada	valor	de	concentração	ou	pressão	é	dividido	por	um	
valor	de	referência,	1	mol.L-1	para	concentração	e	1	atm	para	pressão	(ATKINS;	
JONES,	2012;	BROWN,	2005).
Agora	 que	 já	 entendemos	 o	 que	 é	 equilíbrio	 químico	 e	 a	 constante	 de	
equilíbrio,	 podemos	 voltar	 e	 analisar	 a	 formação	 de	 equilíbrio	 químico	 na	
formação	de	compostos	de	coordenação.
O AgCl (AgCl(s)  Ag+
(aq) + Cl-
(aq)) possui uma constante de equilíbrio 
igual	a	1,8	x	10-10.	Com	um	valor	tão	pequeno	de	constante,	isso	quer	dizer	que	
muito	poucos	íons	prata	e	íons	cloreto	estão	em	solução,	ou	seja,	a	maioria	das	
moléculas	está	na	forma	dos	reagentes	AgCl(s),	porém	a	situação	muda	quando	
adicionamos	amônia	(NH3)	a	esta	solução,	pois	a	Ag+ (ácido de Lewis) interage 
com	a	amônia	(NH3,	base	de	Lewis),	deslocando	o	equilíbrio	químico	do	AgCl	no	
sentido	de	formação	dos	produtos.	Veja	as	equações:
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
244
( )
( )
+ -
s aq aq
++
aq 3 aq 3
( ) ( ) ( )
( )
)
2 aq( ) ( )
( ) ( ) 2
+ -
s 3 a(aq 3 q
AgCl Ag + Cl
Ag + 2NH Ag NH
AgCl + 2NH Ag NH + Cl



Total = 
A	nível	microscópico,	 como	esta	 reação	ocorre?	Observe	atentamente	a	
figura	e	leia	o	texto	a	seguir:
FIGURA 6 – VISÃO MICRO E MACROSCÓPICA DA FORMAÇÃO DE Ag(NH
3
)
2
+
NH₃
(a) (b)
Ag⁺ Cl⁻ NH₃
FONTE: Brown et al. (2005, p. 636)
Como	é	possível	observar	na	figura,	na	letra	a,	temos	somente	o	AgCl(s) 
no	 fundo	 do	 béquer,	 e	 muito	 poucos	 íons	 em	 solução.	A	 visão	 microscópica	
desta	parte	aparece	logo	abaixo,	no	primeiro	quadrado	à	esquerda	da	figura.	É	
possível	ver	o	sólido	AgCl(s) na	forma	cúbica,	enquanto	pouquíssimos	íons	e	água	
se	encontram	em	solução.
Quando	 adicionamos	 amônia	 a	 esta	 solução,	 forçamos	 o	 Ag+
(aq) a sair 
da	estrutura	sólida	e	ir	para	a	solução,	pela	afinidade	com	a	amônia.	Com	isso,	
aumentamos	a	solubilidade	do	sal	AgCl	e	nova	formação	do	complexo	Ag(NH3)2
+.
Como	podemos	 calcular	 a	 constante	de	 equilíbrio	para	 este	 complexo?	
Pegamos	a	equação	química	que	dá	origem	ao	complexo	AgCl(s)	+	2NH3(aq) 
Ag(NH3)2
+ + Cl-
(aq)	e	escrevemos	a	constante	de	equilíbrio:	
245
TÓPICO 1 — EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
k
Ag NH
Ag NHeq �
�
�
[ ( ) ]
[ ].[ ]
3 2
3
2
Como	 esta	 constante	 de	 equilíbrio	 está	 envolvendo	 a	 formação	 de	 um	
novo	composto,	seu	nome	especial	para	formação	de	complexos	é	constante de 
formação (kf),	algumas	vezes	também	chamada	de	constante	de	estabilidade.
k
Ag NH
Ag NHf
�
�
�
[ ( ) ]
[ ].[ ]
3 2
3
2
Veja	alguns	valores	de	constantes	de	formação	para	íons	complexos	em	
água	a	25°C:
TABELA 1 – CONSTANTES DE FORMAÇÃO PARA ALGUNS ÍONS METÁLICOS EM ÁGUA A 25°C
FONTE: Brown et al. (2005, p. 636)
Podemos resumir da seguinte maneira: a constante de formação será a 
razão	 entre	 o	 complexo	 formado	 (produtos)	 sobre	 os	 íons	 (reagentes,	metal	 e	
ligante)	na	sua	forma	livre.
No	 entanto,	 em	 alguns	 valores	de	pH,	 ligantes	multidentados,	 como	o	
EDTA,	podem	alterar	a	quantidade	disponível	na	sua	forma	livre	e	isso	deve	ser	
levado	em	consideração.
Mas	por	que	 isso	acontece?	O	EDTA	é	um	ligante	hexaprótico,	ou	seja,	
possui	seis	hidrogênios	ionizáveis.	Esses	hidrogênios	são	responsáveis	pela	ligação	
e	 formação	do	quelato.	Dessa	 forma,	ao	alterarmos	o	pH,	estamos	alterando	o	
número	de	hidrogênios	disponíveis	dentro	da	molécula	de	EDTA,	destacados	na	
figura	a	seguir	(HARRIS,	2016).	Simbolizamos	o	EDTA	hexaprótico	como	H6Y2+,	
veja	a	figura	que	mostra	essa	representação:
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
246
FIGURA 7 – ESTRUTURA DO EDTA HEXAPRÓTICO 
FONTE: Harris (2016, p. 254)
Para	compreender	como	o	EDTA	está	protonado	em	cada	valor	de	pH,	
observe	atentamente	a	figura	a	seguir:
FIGURA 8 – COMPOSIÇÃO DO EDTA CONFORME VALORES DE pH
Fonte: Harris (2016, p. 254)
Como	podemos	interpretar	essa	figura?	Comecemos	pelo	pH	=	0.	Nesse	
ponto	nós	temos	o	EDTA	totalmente	protonado,	ou	seja,	na	forma	H6Y2+.	
Ao	aumentarmos	o	pH	(deslocar	para	a	direita	no	eixo	x),	a	forma	H6Y2+ 
começa	a	diminuir	(começa	a	perder	um	próton,	H)	para	aumentar	a	formação	da	
forma	H5Y+,	onde	ocorreu	a	perda	de	um	H,	até	próximo	de	pH	1.
De	1	a	2	nós	temos	a	diminuição	da	forma	H5Y+ (perda	de	mais	um	H)	e	o	
aumento	da	forma	H4Y,	tendo	seu	ápice	próximo	a	pH	=	2.
Entre	pH	2	e	3	ocorre	a	diminuição	da	forma	H4Y	(perda	de	mais	um	H)	e	
o	aumento	da	forma	H3Y-,	tendo	seu	ápice	próximo	a	pH	=	2,5.
247
TÓPICO 1 — EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
Entre	pH	3	e	7	ocorre	o	aumento	da	forma	H2Y2- que possui apenas dois 
prótons	em	sua	estrutura,	tendo	seu	ápice	próximo	a	4,5.
Entre	 pH	 6	 e	 12	 ocorre	 o	 aumento	 da	 forma	HY3- que possui em sua 
estrutura	apenas	um	próton,	tendo	seu	ápice	em	aproximadamente	8,5.	
Por	fim,	a	desprotonação	total,	ou	seja,	a	perda	de	todos	os	hidrogênios	
ionizáveis	ocorre	a	partir	de	pH	11,	com	ápice	de	formação	Y4-	a	partir	de	pH	12.
A forma totalmente desprotonada (Y4-)	é	a	forma	em	que	o	ligante	consegue	
atuar	para	a	 formação	de	um	quelato.	Então,	para	 cada	valor	de	pH	devemos	
saber	a	fração	de	moléculas	em	que	a	forma	Y4-	está	livre	(HARRIS,	2016).
Assim,	 sempre	 que	 estivermos	 trabalhando	 com	EDTA,	devemos	 levar	
em	consideração	o	valor	de	pH	em	que	o	ligante	está	inserido.	Cada	pH	resultará	
em	um	valor	de	α	(fração	livre	da	forma	Y4-)	e	o	mesmo	deve	ser	multiplicado	
pela	 constante	 de	 equilíbrio.	 Quando	 fazemos	 isso,	 a	 constante	 de	 equilíbrio	
recebe o nome de constantede equilíbrio condicional (Kf’)	 (ATKINS;	 JONES,	
2012;	HARRIS,	2016).
Kf’	=	αY4-	.	Kf
Os	valores	de	αY4-		podem	ser	encontrados	na	figura	a	seguir:
FIGURA 9 – VALORES DE α
Y4- 
PARA CADA pH
pH αY4-
0 1,3	x	10⁻²³
1 1,4	x	10⁻¹⁸
2 2,6	x	10⁻¹⁴
3 2,1	x	10⁻¹¹
4 3,0	x	10⁻⁹
5 2,9	x	10⁻⁷
6 1,8	x	10⁻⁵
7 3,8	x	10⁻⁴
8 4,2	x	10⁻³
9 0,041
10 0,30
11 0,81
12 0,98
13 1,00
14 1,00
FONTE: Harris (2016, p. 255)
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
248
Por	exemplo:
A	constante	de	formação	para	o	Cálcio-EDTA	é	4,46x1010.	Qual	é	o	valor	
da	constante	de	equilíbrio	condicional	para	pH	=	6?
Kf’	=	αY4-	.	Kf
Kf’	=	(1,8x10-5) .	(4,46x1010)
Kf’	=	8,04	x	105
4 CURIOSIDADE 
Como	 o	 equilíbrio	 de	 complexação	 está	 relacionado	 com	 a	 sua	 saúde?	
Quando	ocorre	a	intoxicação	por	metais	pesados,	um	dos	tratamentos	é	a	inserção	
de	um	ligante	para	formar	um	complexo	com	este	metal	e,	posteriormente,	ser	
excretado	pelo	corpo.
Mas	como	pode	acontecer	essa	contaminação?	Através	da	ingestão	desses	
metais	em	atividades	mineiras,	vulcânicas,	combustão	fóssil,	entre	outros.	A	via	
de	ingestão	normalmente	é	oral,	através	de	ingestão	de	líquidos	ou	alimentos	ou	
pelo	ar,	ao	inalar	ar	ou	poeiras	contaminadas.
Alguns	 metais	 são	 considerados	 essenciais	 à	 vida,	 sendo	 necessária	 a	
ingestão	 dos	 mesmos	 através	 dos	 alimentos	 (cobre,	 ferro,	 magnésio,	 zinco).	
Porém,	 alguns	 metais	 são	 extremamente	 tóxicos	 ao	 organismo,	 mesmo	 em	
pequenas	quantidades	(cádmio,	chumbo,	mercúrio	e	arsênio).
O	organismo	humano	possui	um	sistema	de	defesa,	que	muitas	vezes	é	
bastante	 eficiente	 contra	 substâncias	 estranhas.	No	 entanto,	 estes	mecanismos	
de	defesa	podem	não	ser	totalmente	eficientes	contra	a	contaminação	de	metais	
pesados.	É	necessária	a	 inserção	de	uma	molécula	capaz	de	“sequestrar”	estes	
elementos	do	organismo,	para	posterior	excreção.
Um	famoso	ligante	utilizado	nos	tratamentos	contra	intoxicação	de	metais	
é	 o	 EDTA.	 Este	 agente	 quelante,	 por	 apresentar	 ampla	 seletividade,	 pode	 ser	
utilizado	para	a	quelação	de	diferentes	metais	com	elevada	eficiência	(apresenta	
elevada	constante	de	formação).	Isso	também	quer	dizer	que	ele	pode	complexar	
metais	 essenciais	 à	 vida,	 como	 é	 o	 caso	 do	 zinco.	 Isso	 pode	 ser	 resolvido	 ao	
administrar	um	suplemento	de	minerais	essenciais	após	a	aplicação	do	 ligante	
no	organismo.
FONTE: SÁ, H. J. O. Agentes quelantes com utilização terapêutica, 2013 (Dissertação), Mestra-
do em Ciências Farmacêuticas, Universidade Fernando Pessoa, Porto, Portugal. Disponível em: 
. Acesso 
em: 16 abr. 2018.
249
TÓPICO 1 — EQUILÍBRIO DE COORDENAÇÃO
5 EXPERIMENTO: GALINHO DO TEMPO
Com	 este	 experimento,	 você	 será	 capaz	 de	 entender	 como	 funciona	 a	
química	do	galinho	do	tempo	e	como	ele	atua	para	realizar	a	previsão	do	tempo.	
Veja	a	seguir	os	materiais	necessários	e	bom	experimento!
MATERIAIS	E	REAGENTES
•	 Galinho	da	chuva.
•	 Secador	de	cabelo.
•	 Frasco	borrifador	de	água.
•	 Frasco	com	galinho	em	ambiente	úmido.
•	 Frasco	com	galinho	em	ambiente	seco.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
•	 Borrifar	água	no	galinho	da	chuva	e	observar	a	cor	dele.
•	 Com	auxílio	do	secador,	assoprar	ar	quente	sobre	o	galinho	e	observar	a	cor.
•	 Registrar	a	mudança	de	cor	e	em	que	ambiente	estava.
RESULTADOS	E	DISCUSSÃO
O	galinho	do	tempo	é	um	material	feito	normalmente	de	plástico,	e	está	
revestido	 de	 um	material	 umedecido	 com	 uma	 solução	 de	 cloreto	 de	 cobalto	
(CoCl2),	com	posterior	secagem.
Quando	o	cloreto	de	cobalto	é	exposto	ao	ambiente	úmido	(com	elevada	
quantidade	de	água,	como	ao	borrifar),	ele	apresenta	uma	coloração	rosada.	Isso	
ocorre	pela	hidratação	da	molécula	 CoCl2.6H2O.
Para	 revertermos	 o	 processo,	 aquecemos	 o	 galinho	 com	 o	 secador	
(retiramos	assim	a	água),	deixando-o	na	forma	desidratada	 CoCl2.4H2O,	que	
possui	a	coloração	azul.
Quando	o	tempo	está	para	chuva,	o	ambiente	fica	mais	úmido,	possuindo	
assim	mais	moléculas	de	água	em	contato	com	o	galinho,	tornando-o	rosa.	Quando	
o	tempo	está	seco	e	não	há	previsão	de	chuva,	o	cloreto	de	cobalto	perde	as	suas	
moléculas	de	 água,	ficando	na	 coloração	azul.	Veja	 a	 reação	que	nos	 auxilia	 a	
entender o que acontece:
CoCl2.6H2O ⇌ CoCl2.4H2O	+	2H2O
 Rosa Azul
CAMPOS, Q. Uma proposta de experimentos demonstrativo – investigativos para o ensino de 
equilíbrio químico, 2016 (trabalho de conclusão de curso), Universidade de Brasília, Brasília, 
Distrito Federal, Brasil. Disponível em . Acesso em: 18 abr. 2018. 
250
Neste primeiro tópico, você aprendeu que:
•	 Dentro	de	um	complexo,	os	 ligantes	podem	sofrer	 trocas	através	de	reações	
químicas.
•	 Esta	troca	está	intimamente	ligada	com	o	raio	do	metal.
• Compostos que trocam facilmente seus ligantes são chamados de lábeis e 
compostos	que	trocam	com	mais	dificuldade	seus	 ligantes	são	chamados	de	
inertes.
•	 Para	 que	 os	 conceitos	 de	 labilidade	 e	 inércia	 sejam	 compreendidos	 de	
forma	adequada,	devemos	separar	os	conceitos	em	termos	de	sua	cinética	e	
termodinâmica:	A	 termodinâmica	 prevê	 a	 formação	 de	 compostos	 estáveis 
e instáveis.	 Estes	 conceitos	 estão	 relacionados	 com	 o	 tempo	 de	 existência	
dos	 compostos,	 ou	 seja,	 se	 depois	 de	 formados	 eles	 permanecerão	 daquela	
determinada	forma.	Já	a	cinética	relaciona	os	termos	lábeis e inertes quando 
a	velocidade	de	reação	está	sendo	avaliada	e	não	o	 tempo	de	existência	dos	
compostos	depois	de	formados.
•	 A	energia	de	ativação	(Ea)	é	a	energia	necessária	para	a	formação	do	complexo	
ativado.	 Ou	 seja,	 se	 ela	 for	 elevada,	 a	 reação	 não	 ocorre	 espontaneamente.	
Quanto	mais	baixa	for	a	Ea,	mais	facilmente	os	produtos	serão	formados,	do	
ponto	de	vista	energético.
•	 Constantes	de	equilíbrio,	como	a	constante	de	formação,	estão	relacionadas	à	
quantidade	de	produto	sobre	a	quantidade	de	reagente.	 Isso	quer	dizer	que	
quanto	maior	seu	valor,	mais	é	a	formação	do	produto.
• O conceito de equilíbrio químico nos	diz	que	duas	reações	estão	em	equilíbrio	
quando a VELOCIDADE da reação	direta	é	igual	à	VELOCIDADE da reação 
inversa.	O	que	 isso	quer	dizer?	 Isso	quer	dizer	que	B	 é	 formado	na	mesma	
velocidade	em	que	B	é	decomposto.
•	 O	equilíbrio	é	classificado	como	dinâmico:	à	medida	que	o	produto	é	formado,	
ele	é	automaticamente	convertido	em	reagente,	e	a	reação	parece	estar	“parada”.
•	 O	equilíbrio	é	atingindo,	não	necessariamente	quando	as	concentrações	entre	
reagentes	e	produtos	são	iguais.
• A constante que nos ajudará a entender como as concentrações de produtos e 
reagentes	estão	distribuídas	é	chamada	de	constante de equilíbrio.
RESUMO DO TÓPICO 1
251
•	 A	constante	de	equilíbrio	será	a	divisão	da	concentração	dos	produtos	(ou	pressão	
parcial	se	for	gás)	elevado	no	seu	coeficiente	estequiométrico	pela	concentração	
dos	reagentes,	também	elevados	no	seu	coeficiente	estequiométrico:
 
K B
Aeq
b
a
=
[ ]
[ ]
•	 Alguns	livros	ainda	dão	o	nome	para	a	constante	de	equilíbrio	de	Kc quando 
estivermos	 trabalhando	 com	 concentração	 (mol.L-1)	 e	Kp	 quando	 estivermos	
trabalhando	com	gases	(pressão	normalmente	em	atm).
•	 Quando	temos	um	valor	numérico	de	constante	de	equilíbrio	alto,	existe	maior	
quantidade	de	produto	formado	do	que	de	reagentes.
•	 Quando	 temos	 um	 valor	 de	 constante	 de	 equilíbrio	 pequeno,	 existe	 maior	
quantidade	de	reagentes	do	que	de	produtos	na	reação.
•	 A	constante	de	equilíbrio	é	adimensional.	Isso	acontece	porque	cada	valor	de	
concentração	ou	pressão	é	dividido	por	um	valor	de	referência,	1	mol.L-1 para 
concentração	e	1	atm	para	pressão.
•	 Quando	 a	 constante	de	 equilíbrio	 está	 envolvendo	 a	 formação	de	um	novo	
composto,	 seu	 nome	 especial	 para	 formação	 de	 complexos	 éconstante de 
formação (kf),	algumas	vezes	também	chamada	de	constante	de	estabilidade.
•	 A	constante	de	formação	será	a	razão	entre	o	complexo	formado	(produtos)	
sobre	 os	 íons	 (reagentes,	 metal	 e	 ligante)	 na	 sua	 forma	 livre.	 No	 entanto,	
em	 alguns	 valores	 de	 pH,	 ligantes	 multidentados,	 como	 o	 EDTA,	 podem	
alterar	a	quantidade	disponível	na	sua	forma	livre	e	isso	deve	ser	levado	em	
consideração.
•	 Sempre	que	estivermos	trabalhando	com	EDTA,	devemos	levar	em	consideração	
o	valor	de	pH	em	que	o	ligante	está	inserido.	Cada	pH	resultará	em	um	valor	
de	α	(fração	livre	da	forma	Y4-)	e	o	mesmo	deve	ser	multiplicado	pela	constante	
de	equilíbrio.	Quando	fazemos	isso,	a	constante	de	equilíbrio	recebe	o	nome	de	
constante de equilíbrio condicional (Kf’).
Kf’	=	αY4-	.	Kf
252
1 (UFAC) - Uma reação atinge o equilíbrio químico: 
I-	Quando	não	há	mais	reagentes,	somente	produtos.	
II-	Quando	as	 concentrações	dos	 reagentes	 são	 iguais	 às	 concentrações	dos	
produtos.	
III-	 Quando	 a	 velocidade	 da	 reação	 direta	 é	 igual	 à	 velocidade	 da	 reação	
inversa.	
IV-	Quando	as	concentrações	de	reagentes	e	produtos	se	tornam	constantes.	
V-	Quando	não	existe	mais	reação	química.	
As	afirmações	corretas	são:	
a)	I	e	II.	
b)	II	e	III.	
c)	III	e	IV.	
d)	IV	e	V.	
e)	III	e	V.	
2	(FUVEST-	SP)	-	Um	recipiente	fechado	de	1	litro,	contendo	inicialmente,	à	
temperatura	ambiente,	1	mol	de	I2 e	1	mol	de	H2,	é	aquecido	a	300	°C.	Com	
isto,	estabelece-se	o	equilíbrio:	H2(g) + I2(g) ⇌	2	HI (g) cuja	constante	é	igual	a	1,	
0.102.	Qual	a	concentração,	em	mol.L-1,	de	cada	uma	das	espécies	H2(g),	I2(g) e 
HI (g)	nessas	condições?
a)	0,	0,	2.	
b)	1,	1,	10.	
c)	1/6,	1/6,	5/3.
d)	1/6,	1/6,	5/6.
e)	1/11,	1/11,	10/11.	
3	Diferencie	compostos	estáveis,	instáveis,	inertes	e	lábeis.
4	Analise	o	quadro	a	 seguir	 e	 informe	qual	o	 complexo	que	 é	 formado	em	
maior	quantidade	e	justifique	a	sua	resposta:
AUTOATIVIDADE
Complexos Kf
Ag-EDTA 2,1.	107
Mg-EDTA 4,9.108
Cu-EDTA 6,3.1018
Al-EDTA 1,3.1016
V-EDTA 7,9.1025
253
a)	45	V.
b)	22,2	V.
c)	44,4	V².
d)	44,4.
e)	2,2	V.
5	(FEI-SP)	 Em	 um	 recipiente	 de	 volume	 V	 ocorre	 a	 seguinte	
reação de equilíbrio em fase gasosa: 1A + 1B ⇌	2C.	No	 início	
são	 colocados	 6,5	 mols	 de	 cada	 reagente	 e	 após	 atingido	 o	
equilíbrio,	restaram	1,5	mols	de	cada	reagente.	A	constante	de	
equilíbrio	(Kc)	é	igual	a:
254
255
REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO DE LIGANTES
UNIDADE 3
1 INTRODUÇÃO
Os primeiros cientistas que trabalharam com compostos de coordenação 
não	 conheciam	 muito	 sobre	 sua	 estrutura,	 porém	 realmente	 sabiam	 como	
deveriam	sintetizá-los.
Neste	 tópico	 avaliaremos	 as	 reações	 que	 acontecem	 aos	 compostos	
de	 coordenação.	As	 reações	 destes	 tipos	 de	 compostos	 podem	 ser	 avaliadas	 e	
interpretadas	como	outra	reação	qualquer.	Por	exemplo,	os	conceitos	de	energia	
de	ativação,	complexo	ativado,	impedimento	estérico,	entre	outros.
Algumas	 características	 são	 especiais	 dessas	 reações,	 como	 a	 geometria	
de	diferentes	complexos	e	as	possibilidades	de	arranjo	entre	os	átomos	que	esta	
geometria	proporciona,	e	os	metais	proporcionam	uma	diferente	reatividade	para	
cada	tipo	de	complexo	(HOUSECROFT;	SHARPE,	2013;	ATKINS;	SHRIVER,	2003).
Assim	 iremos	 avaliar	 os	 seguintes	 tipos	 de	 mecanismo:	 dissociativo,	
associativo,	de	esfera	interna	e	externa,	substituição	em	octaedros	e	quadrados	
planares.		
2 MECANISMO DISSOCIATIVO
O	mecanismo	dissociativo,	como	em	qualquer	reação	química,	envolve	a	
quebra	de	uma	ligação	e	a	liberação	de	um	dos	constituintes	da	molécula.	No	caso	
dos	compostos	de	coordenação,	uma	reação	do	tipo	dissociativa,	o	composto	de	
coordenação	perde	um	ou	mais	ligantes.	Observe	a	reação	genérica:	MLnX → MLn 
+	X,	onde	o	ligante	X	se	dissocia	do	complexo.	Veja	alguns	exemplos:
W(CO)6 → W(CO)5 + CO
Normalmente,	após	este	tipo	de	reação,	ocorre	a	inserção	de	um	novo	ligante,	
por	exemplo,	o	ligante	imaginário	Y	(MIESSLE;	FISCHER;	TARR;	2014).	Temos:
MLnX → MLn + X
MLn + Y → MLnY
Uma	figura	que	nos	ajuda	a	entender	esse	processo	de	 forma	visual	 se	
encontra a seguir:
TÓPICO 2 — 
256
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
FIGURA 10 – MECANISMO DISSOCIATIVO DE COMPLEXOS
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 16 1br. 2018
Podemos	 representar	 o	 mecanismo	 cinético	 em	 termos	 da	 energia	 de	
ativação	desta	reação	através	da	figura	a	seguir:
FIGURA 11 – MECANISMO DISSOCIATIVO DE COMPLEXOS
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 16 abr. 2018.
Quem	comanda	a	entrada	do	novo	ligante	será	o	impedimento estérico,	
ou	seja,	cada	molécula	do	ligante	ocupa	um	certo	volume	espacial,	e	isso	pode	
ajudar	ou	atrapalhar	na	hora	de	formar	a	ligação	com	o	metal.	Ligantes	volumosos	
ficam	mais	impedidos	de	chegar	próximo	ao	metal	que	já	possua	um	determinado	
número	de	ligantes.
Quando	um	ligante	se	dissocia	de	um	composto	de	coordenação,	e	outro	
estericamente	 compatível	 (ou	 seja,	 de	 tamanho	 adequado)	 toma	 o	 seu	 lugar,	
dependendo	de	onde	ele	se	encaixa	na	molécula,	pode	alterar	sua	estereoquímica	
(LEE,	2000;	MIESSLER;	FISCHER;	TARR,	2014).	Veja	a	seguir	a	figura:
257
TÓPICO 2 — REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO DE LIGANTES
FIGURA 12 – ESTEREOQUÍMICA DOS COMPOSTOS FORMADOS POR DISSOCIAÇÃO
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 16 abr. 2018.
Podemos	 observar	 duas	 situações	 nesta	 figura,	 onde	 o	 elemento	 x	
irá	 dissociar-se	 de	 duas	 maneiras:	 A	 primeira	 (parte	 superior),	 apenas	 um	
elemento	Y	entra	na	estrutura	na	mesma	posição	do	elemento	x,	configurando	a	
possibilidade	número	1.	Agora,	quando	o	elemento	Y	ataca	espaços	entre	outros	
elementos	(parte	inferior),	a	configuração	da	molécula	pode	se	alterar,	formando	
as	possibilidades	de	número	2	e	3.
3 MECANISMO ASSOCIATIVO
O	mecanismo	associativo,	um	ligante	se	aproxima	do	complexo	e	forma	
um	 composto	 intermediário	 com	 número	 de	 coordenação	 maior.	 O	 próximo	
passo	é	a	saída	do	ligante	que	já	pertencia	ao	complexo.	Veja	a	figura	a	seguir	que	
ilustra o processo:
FIGURA 13 – MECANISMO DE ASSOCIAÇÃO
FONTE: Disponível em: . 
Acesso em: 16 abr. 2018.
Observe	na	figura	anterior	que	o	 ligante	a	ser	 inserido,	ao	contrário	do	
processo	 dissociativo,	 entra	 primeiro	 na	 estrutura	 para	 formar	 um	 composto	
intermediário,	e	somente	depois	de	sua	entrada	é	que	ocorre	a	eliminação	de	um	
ligante	que	já	estava	na	estrutura	(LEE,	2000;	ATKINS;	SHIRVER,	2003).
258
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
Observe	na	figura	a	seguir	o	perfil	de	reação	para	o	mecanismo	associativo:
FIGURA 14 – COORDENADA DE REAÇÃO PARA O MECANISMO 
ASSOCIATIVO
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 16 abr. 2018.
4 MECANISMO DE ESFERA INTERNA E EXTERNA
Em	1953,	Henry	Taube	apresentou	a	seguinte	equação:
[ ( ) ] [ ( ) ] [ ( ) ] [ ( )Co NH Cl Cr H O H O Co H O Cr H O Cl
3 5
2
2 6
6
3 2 6
2
2 5
5
� � � �� � � � ]] [ ]2
4
5
� �� NH
Podemos	observar	que	há	troca	dos	ligantes	do	cobalto	(amônia	e	cloro	
por	moléculas	de	água)	e	para	o	cromo	a	troca	de	água	por	um	átomo	de	cloro.
Como	os	complexos	de	cobalto	e	cromo	são	 inertes,	eles	não	poderiam	
perder	e	receber	o	íon	cloro	de	forma	normal,	o	mesmo	deveria	estar	envolvido	
em	algum	tipo	de	troca	simultânea.
Este	tipo	de	mecanismo	ocorre	quando	as	reações	envolvendo	complexos	
utilizam	 reações	 de	 oxirredução,	 ou	 seja,	 envolvem	 troca	 de	 elétrons	 entre	 os	
complexos.	 Quando	 as	 duas	moléculas	 são	 ligadas	 através284
5 INTERAÇÕES ENTRE ÍONS METÁLICOS E LIGANTES BIOLÓGICOS ......................... 285
6 FUNÇÕES BIOLÓGICAS DOS ÍONS METÁLICOS, ASPECTOS TOXICOLÓGICOS E 
MEDICINAIS DOS METAIS ........................................................................................................... 286
AUTOATIVIDADE ............................................................................................................................ 293
REFERÊNCIAS .................................................................................................................................... 295
1
UNIDADE 1 —
INTRODUÇÃO À QUÍMICA
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
PLANO DE ESTUDOS
A partir do estudo desta unidade, você deverá ser capaz de:
•	 identificar	as	unidades	fundamentais	da	matéria;
•	 diferenciar	os	modelos	atômicos	e	reconhecer	as	observações	que	levaram	
a	sua	evolução;
•	 realizar	a	distribuição	eletrônica	utilizando	o	Diagrama	de	Linus	Pauling	
assim	como	identificar	os	quatro	números	quânticos;
•	 reconhecer	a	organização	atual	da	tabela	periódica	e	os	elementos	que	a	
compõe;	
•	 compreender	a	estabilidade	química	dos	elementos	através	da	Regra	do	
Octeto;
•	 identificar	e	diferenciar	as	ligações	iônicas,	covalentes	e	metálicas.
Esta	unidade	está	dividida	em	três	tópicos.	No	decorrer	da	unidade,	você	
encontrará	autoatividades	com	o	objetivo	de	reforçar	o	conteúdo	apresen-
tado.
TÓPICO	1	–	CONSTITUIÇÃO	DA	MATÉRIA
TÓPICO	2	–	TABELA	PERIÓDICA
TÓPICO	3	–	LIGAÇÕES	QUÍMICAS	E	INTERAÇÕES	INTERMOLECULA-
RES
Preparado para ampliar seus conhecimentos? Respire e vamos 
em frente! Procure um ambiente que facilite a concentração, assim absorverá 
melhor as informações.
CHAMADA
2
3
TÓPICO 1 —UNIDADE 1
CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
1 INTRODUÇÃO
Olá,	caro	acadêmico!	Iniciamos	nossos	estudos	em	Química	Geral	com	a	
constituição	da	matéria,	portanto,	reflita	sobre	o	que	é	apresentado	a	seguir.
Tudo	que	está	a	nossa	volta,	que	podemos	tocar,	que	possui	massa	e	ocupa	
um	lugar	no	espaço,	ou	seja,	possui	volume,	é	denominado	matéria.	A	matéria	foi	
algo	que	sempre	intrigou	pensadores	e	cientistas	ao	longo	dos	séculos.	Nos	dias	
atuais,	 sabemos	 que	 os	 átomos	 são	 responsáveis	 pela	 constituição	da	matéria,	
porém	esta	ideia	pode	ser	considerada	“recente”.
Neste	tópico	vamos	abordar	a	evolução	dos	modelos	atômicos	e	da	ideia	
do	que	constitui	a	matéria,	assim	como	características	e	classificações	dela.	Para	
isso	iremos	dos	filósofos	gregos	até	os	maiores	cientistas	da	história	da	Química	e	
suas	contribuições	para	esta	área.
2 UMA BREVE HISTÓRIA DA QUÍMICA
Os	seres	humanos	começaram	a	estabelecer	seu	conhecimento	sobre	a	
química	das	 coisas	na	pré-história	 com	o	domínio	do	 fogo.	O	domínio	desse	
recurso	permitiu	a	diversas	civilizações	a	manipulação	de	metais	e	consequen-
temente	o	desenvolvimento	de	diversos	utensílios,	objetos	e	armas.	Além	disso,	
aprender	a	“produzir”	fogo	proporcionou	a	estas	civilizações	iluminação	e	pro-
teção	contra	o	frio.
A GUERRA DO FOGO
Título: A Guerra do Fogo (La Guerre du Feu)
Direção: Jean-Jacques Annaud
Ano: 1981
Duração: 125 minutos
Sinopse: Esse filme franco-canadense, bastante premiado, conta a 
história de uma batalha entre duas tribos da Pré-História em torno da 
posse e da produção do fogo, tecnologia de grande importância na 
evolução humana.
DICAS
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
4
Com	o	avanço	dos	conhecimentos	a	respeito	da	natureza	e	mesmo	antes	
da	química	se	estabelecer	como	ciência,	houve	a	alquimia.	A	alquimia	surgiu	por	
volta	do	século	IV	a.C.	e	foi	a	precursora	da	química.	Ela	era	uma	mistura	de	arte,	
ciência	e	magia,	e	apresentava	uma	forma	mais	mística	e	misteriosa	de	observar	
a	natureza.	Vários	povos	se	destacaram	pelos	estudos	alquímicos,	como	egípcios,	
gregos,	chineses,	árabes	etc.
A	alquimia	possuía	dois	objetivos	principais	a	serem	alcançados,	sendo	
eles:
•	 A	 pedra	 filosofal:	 ela	 seria	 capaz	 de	 realizar	 a	 transmutação	 de	 materiais	
comuns	em	ouro.
•	 O	 elixir	 da	 vida:	 material	 que	 teria	 a	 propriedade	 de	 garantir	 cura	 das	
enfermidades	do	corpo,	assim	como,	juventude	e	vida	eterna.
Apesar	de	nenhum	dos	dois	objetivos	terem	sido	alcançados,	a	alquimia,	
durante	 seu	 auge,	 permitiu	 a	 descoberta	 de	diversos	 elementos	 e	 substâncias,	
a	 elaboração	de	várias	 técnicas	e	vidrarias	de	 laboratórios	que	 fazem	parte	da	
Química	atual.
FIGURA 1 – LABORATÓRIO ALQUÍMICO
FONTE: . Acesso em: 8 abr. 2020
A	química,	como	uma	das	áreas	das	ciências	naturais,	é	recente	e	tem	seu	
início	datado	por	volta	do	final	do	século	XVIII	e	marcado	por	trabalhos	de	dois	
estudiosos:	Robert	Boyle	(1627-1691)	e	Antoine-Laurent de Lavoisier	(1743-1794).
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
5
Tanto	Robert	Boyle	quanto	Antoine-Laurent	de	Lavoisier	aplicaram	o	uso	
de	experimentos	planejados	com	o	propósito	de	responder	a	um	questionamento,	
para	isso	realizavam	observações	e	medidas	assim	como	elaboraram	hipóteses	e	
testaram-nas.	Isso	permitiu	a	generalização	de	muitos	conceitos.	A	partir	deste	
ponto	 a	 análise	 da	 matéria	 e	 suas	 transformações	 adquiriu	 um	 caráter	 mais	
científico	e	deixou	de	lado	o	misticismo	da	Alquimia.
2.1 MÉTODO CIENTÍFICO
A	forma	de	trabalho	de	Boyle	e	Lavoisier	são	conhecidas	atualmente	como	
o	método	científico.	O	método	científico	estabelece	uma	sequência	a	ser	seguida	a	
fim	de	se	comprovar	uma	hipótese,	para	isso	há	uma	estrutura	bem	definida	que	
pode	ser	seguida	em	qualquer	área	das	ciências	e	até	mesmo	no	cotidiano.	Veja	a	
estrutura	a	seguir:
FIGURA 2 – ESTRUTURA DO MÉTODO CIENTÍFICO
FONTE: O autor
 
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
6
Note	 que	 a	 química	 atual	 está	 embasada	 na	 experimentação,	 então	 após	
observar	algum	fenômeno,	caracterizar	um	problema	a	ser	solucionado	e	fazer	um	
levantamento	 de	 dados	 deve-se	 elaborar	 uma	 hipótese	 que	 possa	 responder	 ao	
questionamento	ligado	ao	problema.	A	verificação	da	hipótese	se	dá	através	de	um	
experimento.	Ao	comparar	os	resultados	obtidos	com	a	hipótese	formulada	dois	ca-
minhos	podem	ser	seguidos,	caso	os	dados	indiquem	que	a	hipótese	é	verdadeira	en-
tão	teremos	uma	lei	ou	teoria.	Caso	a	experimentação	refute	a	hipótese	nós	voltamos	
ao	ponto	de	elaboração	para	uma	nova	hipótese	até	que	a	mesma	seja	verdadeira.
3 MODELOS ATÔMICOS
A	química	possui	como	objetivo	estudar	a	matéria	a	suas	transformações.	
No	entanto,	do	que	a	matéria	é	constituída?	Essa	é	uma	pergunta	que	sempre	
intrigou	muitos	filósofos	e	cientistas	ao	longo	dos	anos.	
 
O	conceito	do	que	constitui	a	matéria	é	algo	que	evoluiu	com	o	passar	dos	
anos,	principalmente	pelo	fato	de	que	a	ciência	é	algo	em	constante	construção.	
A	descoberta	de	novas	tecnologias	levou	ao	desenvolvimento	dos	conhecimentos	
ligados	à	interpretação	da	constituição	da	matéria.
 
Atualmente,	muito	se	 fala	 sobre	os	átomos	e	a	pesquisa	constante	para	
desvendar	cada	mistério	do	seu	interior,	mas	até	chegarmos	neste	nível	de	conhe-
cimento	a	humanidade	caminhou	um	longo	caminho,	iniciado	com	os	filósofos	
gregos.
3.1 OS GREGOS E A CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
Há	pouco	mais	de	 2500	 anos,	 os	filósofos	 gregos	 foram	os	primeiros	 a	
sugerir	e	discutir	sobre	qual	seria	a	constituição	da	matéria.	Podendo-se	destacar	
as	seguintes	ideias:
•	 Tales	de	Mileto	(c.624	a.C.	–	c.558	a.C.)	–	Propôs	que	todo	o	universo	era	com-
posto	de	água.
•	 Anaxímenes	(c.585	a.C.	–	c.524	a.C.)	–	Acreditava	que	a	base	de	tudo	era	o	ar.
•	 Heráclito	(c.540	a.C.	–	c.475	a.C.)	–	Este	filósofo	propôs	que	tudo	era	composto	
de	fogo.
•	 Empédocles	(c.490	a.C.	–	c.435	a.C.)	–	Unificou	os	elementos	água,	ar	e	fogo	ao	
elemento	terra,	propondo	a	teoria	dos	quatro	elementos,	para	ele	essa	teoria	
era	regida	por	amor	(união)	e	ódio	(separação).
Todavia,	entre	todas	as	concepções	gregas	a	que	merece	certo	destaque	é	a	
proposta	por	Leucipo	(c.480	a.C.	–	c.420	a.C.)	e	defendida	por	seu	pupilo	Demó-
crito	(c.460	a.C.	–	c.370	a.C.).	Para	eles,	por	hipótese,	ao	fragmentarde	 um	 ligante	 em	
comum,	 no	 qual	 um	 elétron	 é	 transferido,	 o	 nome	do	mecanismo	 é	 de	esfera 
interna.	 Quando	 esta	 troca	 de	 elétrons	 ocorre	 em	 esferas	 de	 coordenação	
separadas,	 o	 nome	 do	mecanismo	 é	 de	 esfera externa	 (MIESSLER;	 FISCHER;	
TARR,	2014).
A reação de esfera interna	utiliza	o	fenômeno	chamado	de	tunelamento	e	
ela	ocorre	em	três	etapas:
1.	Reação	de	substituição	que	torna	o	oxidante	e	o	redutor	ligados	por	uma	ponte	
de	ligante.
259
TÓPICO 2 — REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO DE LIGANTES
2.	Transferência	de	elétrons,	acompanhada	de	transferência	de	ligantes.
3.	Separação	dos	produtos.
Para compreender melhor como este mecanismo de esfera interna 
funciona,	observe	a	figura	a	seguir:
FIGURA 15 – MECANISMO DE ESFERA INTERNA
Formação do 
complexo	precursor
Ativação	química,	
transferência	de	elétrons	
e	relaxação	do	complexo	
sucessor
Dissociação do 
complexo	sucessor
FONTE: Adaptado de: . Aces-
so em: 16 abr. 2018. 
Vamos	 analisar	 a	 figura	 anterior.	 Na	 Etapa	 1	 ocorre	 a	 aproximação	
dos	 reagentes	para	 a	 futura	 interação	 e	 ligação	química.	Na	Etapa	 2,	 ocorre	 o	
tunelamento,	 ou	 seja,	 forma-se	 uma	 ponte	 entre	 os	 dois	 ligantes.	Na	 Etapa	 3,	
ocorre	a	efetiva	transferência	de	elétrons	e	troca	de	ligantes.	Na	Etapa	4,	ocorre	a	
separação	dos	produtos	formados	(HOUSECROFT;	SHARPE,	2013;	MIESSLER;	
FISCHER;	TARR,	2014).
Observe	 um	 exemplo	mais	 aplicado,	 ilustrado	 na	 figura	 a	 seguir,	 que	
apresenta a equação ilustrada anteriormente:
FIGURA 16 – EXEMPLO DE MECANISMO DE ESFERA INTERNA 
FONTE: Adaptado de: . Aces-
so em: 16 abr. 2018.
260
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
Observe	que	em	um	primeiro	momento,	os	dois	reagentes	se	aproximam,	
para	 formar	o	 tunelamento.	Após	 a	 formação	da	ponte,	 elétrons	 são	 trocados,	
ilustrados	pela	flecha.	Após	a	troca,	os	produtos	formados	se	separam.
Já o mecanismo de esfera externa une os átomos dos ligantes e a 
transferência	de	elétrons	ocorre	na	esfera	externa	de	coordenação.	Este	 tipo	de	
mecanismo	acontecerá	quando	ambos	os	lados	da	equação	química	são	idênticos.	
Nestes	exemplos,	a	 troca	de	elétrons	ocorre	de	forma	simultânea,	podendo	ser	
chamada	de	reação	de	autotroca	em	alguns	livros	(MIESSLER;	FISCHER;	TARR,	
2014).	Observe	a	figura	a	seguir	para	compreender	melhor	este	tipo	de	mecanismo:
FIGURA 17 – MECANISMO DE ESFERA EXTERNA
Formação do 
complexo	precursor
Ativação	química,	
transferência	de	elétrons	
e	relaxação	do	complexo	
sucessor
Dissociação	do	complexo	sucessor
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 16 abr. 2018
5 MECANISMO DE SUBSTITUIÇÃO EM OCTAEDROS
O	 mecanismo	 de	 substituição	 ocorre	 em	 uma	 única	 etapa,	 onde	 o	
nucleófilo	(Y,	que	tende	a	receber	elétrons)	entra	na	esfera	de	coordenação	e	o	
grupo	abandonador	(X,	o	elemento	que	será	retirado	da	estrutura)	deixa	a	mesma.	
Neste caso ocorre a formação de um estado de transição (MIESSLER;	FISCHER;	
TARR,	2014).
Observe	a	figura	a	seguir	que	ilustra	esse	mecanismo:
261
TÓPICO 2 — REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO DE LIGANTES
FIGURA 18 – MECANISMO DE SUBSTITUIÇÃO
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 16 
abr. 2018. 
Podemos	ver,	na	figura	anterior,	o	reagente	(possuindo	X	em	sua	estrutura,	
o	 grupo	 abandonador),	 com	posterior	 formação	do	 estado	de	 transição,	 onde,	
ao	mesmo	 tempo	em	que	a	 ligação	M-X	é	 rompida,	 a	 ligação	M-Y	é	 formada.	
Quando	o	processo	termina,	temos	a	formação	do	produto	(ATKINS;	SHRIVER,	
2003;	MIESSLER;	FISCHER;	TARR,	2014).
Como	 diferenciar	 um	 mecanismo	 associativo	 de	 um	 de	 substituição?	
Quando	temos	um	intermediário	passível	de	ser	determinado	experimentalmente,	
estamos	trabalhando	com	um	mecanismo	associativo.	Quando	isso	não	pode	ser	
realizado,	estamos	trabalhando	com	um	mecanismo	substitutivo.
Observe	a	figura	a	seguir	que	apresenta	o	caminho	deste	tipo	de	reação,	
onde	 não	 há	 formação	 de	 composto	 intermediário	 e,	 sim,	 a	 formação	 de	 um	
estado	intermediário.
FIGURA 19 – CAMINHO DE REAÇÃO PARA O MECANISMO DE 
SUBSTITUIÇÃO
FONTE: Disponível em: . Acesso em: 16 abr. 2018.
Complexos	 do	 tipo	 octaédricos	 ocorrem	 em	 grande	 número	 e	 com	
variados	tipos	de	metais,	e,	portanto,	diferentes	tipos	de	NOX.	Assim,	é	natural	
262
UNIDADE 3 | REAÇÕES E MECANISMOS EM COMPLEXOS DE COORDENAÇÃO E INTRODUÇÃO QUÍMICA DE ORGANOME-
TÁLICOS E BIOINORGÂNICA
esperarmos que diferentes tipos de mecanismos possam ser encontrados para 
este	tipo	de	estrutura.
No	entanto,	a	maioria	destes	tipos	de	compostos	reage	via	substituição.	
O	critério	mais	fundamental	do	estudo	deste	tipo	de	mecanismo	para	compostos	
octaédricos	 é	 avaliar	 se	 o	 mecanismo	 está	 ocorrendo	 via	 associativa	 ou	
dissociativamente	(MIESSLER;	FISCHER;	TARR,	2014).
Mecanismo de forma associativa: neste	tipo	de	mecanismo,	a	velocidade	
de	reação	é	muito	dependente	do	tipo	de	nucleófilo	que	está	entrando	na	esfera	
de	coordenação.	Considere	a	seguinte	figura:
FIGURA 20 – REAÇÃO ASSOCIATIVA
FONTE: Disponível em: . Aces-
so em: 16 abr. 2018.
Nesta	 reação,	 ao	 trocarmos	 o	 iodo	 por	 bromo,	 a	 reação	 aumenta	 a	
velocidade	 em	 10x,	 comprovando	 a	 dependência	 do	 tipo	 de	 nucleófilo,	 sendo	
esta	uma	etapa	determinante	para	a	formação	dos	produtos.	
Mecanismo de forma dissociativa: neste	tipo	de	mecanismo,	a	velocidade	
de	reação	é	pouco	dependente	do	tipo	de	nucleófilo	que	está	entrando	na	esfera	
de	 coordenação,	 porém	 é	 extremamente	 dependente	 do	 grupo	 abandonador.	
Portanto,	quanto	maior	a	tendência	do	grupo	abandonador	em	sair	da	estrutura,	
maior	é	a	velocidade	de	reação	(MIESSLER;	FISCHER;	TARR,	2014).
A substituição ocorrerá de maneira associativa quando a velocidade de reação 
for dependente do nucleófilo. Quando a velocidade de reação for dependente do grupo 
abandonador, a substituição ocorrerá de maneira dissociativa.
DICAS
263
TÓPICO 2 — REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO DE LIGANTES
Outro	 efeito	 que	 pode	 alterar	 a	 velocidade	 de	 reação	 para	 compostos	
octaédricos	 é	 o	 impedimento	 estérico.	 Complexos	 com	 ligantes	 fortemente	
impedidos,	 ou	 seja,	 ligantes	 volumosos,	 acontecem	 preferencialmente	 via	
dissociação.	 Isso	 é	 um	 comportamento	 lógico,	 uma	 vez	 que	 o	 mecanismo	
dissociativo	envolve	a	saída	do	grupo	abandonador	primeiro,	e	isso	em	compostos	
impedidos	estericamente	favorece	a	aproximação	de	um	nucleófilo.
Como	saber	o	efeito	estérico	de	um	ligante?	Normalmente,	isso	é	realizado	
através	 da	 medida	 do	 ângulo	 do	 cone	 formado	 ao	 redor	 de	 uma	 molécula.	
Quanto	maior	este	ângulo,	maior	é	o	impedimento	estérico	do	ligante.	Veja	alguns	
exemplos	na	tabela	a	seguir:
TABELA 2 – ÂNGULO DE CONE PARA ALGUNS LIGANTES
FONTE: Disponível em: . Aces-
so em: 16 abr. 2018.
Outra	 maneira	 de	 acelerar	 a	 velocidade	 de	 reação	 em	 compostos	
octaédricos	 é	 inserindo	 ao	 meio	 reacional	 hidroxila,	 OH-,	 proveniente	 de	
compostos	básicos.	Isso	ocorre	quando	ligantes	ácidos	estão	presentes,	perdendo	
seus	 prótons	 facilmente	 para	 a	 hidroxila,	 estabilizando	 o	 estado	 de	 transição.	
(LEE,	2000;	MIESSLER;	FISCHER;	TARR,	2014).
6 MECANISMO DE SUBSTITUIÇÃO EM QUADRADOS 
PLANARES
As	reações	de	substituição	em	complexosuma	porção	
de	matéria	sucessivas	vezes	ao	meio	chegaríamos	em	uma	unidade	imaginária,	
invisível	e	indivisível,	o	átomo.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
7
Posteriormente,	 a	 Leucipo	 e	 Demócrito	 tivemos	 a	 influência	 de	
Aristóteles	 (384	 a.C.	 –	 322	 a.C.).	 Ele	 criticou	 a	 teoria	 atomística	 e	 retomou	 os	
conceitos	 da	 teoria	 dos	 quatro	 elementos,	 expandindo-a.	 Para	 Aristóteles,	 os	
quatro	elementos	mantinham	uma	relação	entre	si	através	de	amor	e	ódio	e	essa	
relação	seria	responsável	pelas	características	seco,	quente,	úmido	e	frio.
FIGURA 3 – TEORIA DOS QUATRO ELEMENTOS
FONTE: . Acesso em: 9 abr. 2020.
A palavra átomo vem do grego ἄτομος, sendo a = não e tomos = partes, ou 
seja, sem partes, melhor traduzido como indivisível, uma forma de expressar o conceito 
abordado pelos filósofos Leucipo e Demócrito.
NOTA
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
8
É	importante	destacar	que	não	se	deve	comparar	os	conhecimentos	adqui-
ridos	pelos	filósofos	gregos	com	os	trabalhos	sobre	a	constituição	da	matéria	di-
fundidos	a	partir	do	Século	XVIII,	pois	estes	estavam	embasado	na	experimenta-
ção,	já	as	ideias	dos	filósofos	gregos	valorizavam	as	atividades	mentais,	visto	que	
trabalhos	manuais	eram	característicos	de	escravos	(NOVAIS;	ANTUNES,	2016).
3.2 TEORIA ATÔMICA DE DALTON
O	primeiro	modelo	atômico	de	destaque	que	surge	após	o	século	XVIII	
é	o	modelo	proposto	pela	teoria	atômica	do	químico	inglês	John	Dalton	(1766-
1844).	Não	se	pode	estabelecer	ao	certo	quais	foram	os	tópicos	que	levaram	ao	
desenvolvimento	 desta	 teoria,	 visto	 que	muitas	 eram	 as	 influências	 sobre	 ela,	
porém,	segundo	Melzer	e	Aires	(2015),	dois	pontos	podem	ser	destacados:
•	 Dalton	baseou	 sua	proposta	 em	uma	 teoria	 ligada	a	 seus	 estudos	acerca	da	
física	proposta	por	Isaac	Newton,	ancorada	no	corpuscularismo	newtoniano;
•	 E	através	de	seus	estudos	sobre	misturas	gasosas,	com	todas	as	discussões	e	
críticas	 feitas	 pelos	 seus	 contemporâneos	 que	 o	 fizeram	 analisar	 e	 conceber	
uma	 união	 entre	 a	 proposta	Newtoniana	 de	 partícula	 com	 as	 propostas	 de	
afinidade	química,	ambas	apresentadas	em	sua	época.
O corpuscularismo é uma teoria física, estudada principalmente pelo cientista 
inglês Isaac Newton (1643-1727), que propõe que a matéria é composta por partículas 
minúsculas, denominadas corpúsculos. Essa teoria é similar à teoria atomística, porém, se 
difere no fato de que, no caso dos corpúsculos, eles poderiam, em princípio, ser divididos.
NOTA
Além	disso,	 outra	 influência	 observada	 por	Dalton	 para	 elaboração	 de	
sua	teoria	foram	as	leis	ponderais	de	Lavoisier	(Lei	da	Conservação	das	Massas)	
e	 Proust	 (Lei	 das	 Proporções	 Definidas).	 Por	 fim	 a	 teoria	 atômica	 de	 Dalton,	
apresentada	 através	 de	 publicações	 do	 cientista	 entre	 os	 anos	 de	 1804	 e	 1827,	
apresenta	as	seguintes	características:
•	 O	átomo	é	formado	por	uma	esfera	corpuscular	maciça	e	indivisível.
•	 Os	elementos	químicos	são	a	junção	de	átomos	com	a	mesma	massa,	tamanho	
e	propriedades.
•	 Os	elementos	químicos	diferentes	possuem	propriedades	diferentes,	tais	como	
tamanho	e	massa.
•	 A	combinação	de	átomos	de	elementos	diferentes	forma	“átomos	compostos”	
(atualmente	chamados	de	moléculas).
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
9
•	 Durante	uma	reação	química	os	átomos	não	são	criados,	nem	destruídos,	são	
reorganizados,	formando	novas	substâncias.
O	 modelo	 atômico	 de	 Dalton	 proveniente	 de	 sua	 teoria	 atômica	 era	
imaginado	como	sendo	uma	esfera	maciça,	indivisível	e	indestrutível,	sendo	que	
esta	representação	do	átomo	ficou	conhecida	como	Modelo	da	Bola	de	Bilhar.
FIGURA 4 – MODELO ATÔMICO DE DALTON
FONTE: O autor
3.3 TEORIA ATÔMICA DE THOMSON
A	evolução	das	 teorias	 atômicas	 é	 algo	 natural,	 visto	 que	 o	 avanço	da	
ciência	permite	chegar	a	conclusões	que	eram	experimentalmente	impossíveis	no	
passado.	Segundo	Novais	e	Antunes	(2016,	p.	85):
Apesar	de	a	teoria	atômica	de	Dalton,	divulgada	no	início	do	século	
XIX,	ter	sido	importante	para	os	avanços	da	Química	e	de	ainda	hoje	
valer	 para	 a	 compreensão	 de	 inúmeros	 fenômenos	 que	 estudamos,	
ela	não	permite	explicar	uma	série	de	fatos	experimentais,	alguns	dos	
quais	passaram	a	ser	conhecidos	durante	o	século	XIX.
Dentre	 os	 fenômenos	 não	 explicados	 pela	 teoria	 atômica	 de	 Dalton,	
podemos	destacar	o	fato	de	ela	não	explicar	a	eletrização	de	corpos	por	atrito	e	as	
reações	químicas	provocadas	por	passagem	de	corrente	elétrica,	ou	seja,	a	teoria	
de	Dalton	não	explicava	a	natureza	elétrica	da	matéria.
O	 responsável	por	 introduzir	 a	natureza	 elétrica	da	matéria	 foi	 Joseph 
John Thomson (1856-1940),	 mas	 para	 que	 possamos	 entender	 seu	 trabalho,	
precisamos	falar	sobre	as	pesquisas	que	ocorreram	ao	longo	do	século	XIX.
Ao	longo	do	século	XIX,	vários	cientistas	buscavam	entender	os	fenômenos	
elétricos	 e	 para	 isso	 realizavam	 experimentos	 com	 tubos	 de	 descarga	 elétrica.	
Armazenados	a	baixas	pressões,	gases	eram	contidos	nestes	recipientes	nos	quais	
eram	realizadas	descargas	elétricas.	A	diminuição	da	pressão	era	realizada	com	
o	uso	de	uma	bomba	de	vácuo	e	o	dentro	dos	tubos	de	vidro	havia	duas	placas	
metálicas	(cátodo	e	ânodo)	ligadas	por	fios	a	fontes	de	alta	tensão,	conforme	o	
esquema	a	seguir:
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
10
FIGURA 5 – TUBO DE DESCARGA ELÉTRICA
FONTE: . Acesso em: 9 abr. 2020.
Um	dos	cientistas	que	realizou	estes	estudos	foi	William	Crookes	(1832-
1919).	Ele	realizou	seus	testes	em	baixíssimas	pressões,	e	ao	fazer	isso,	observou	
que	certa	luminosidade	aparecia	na	parede	do	tubo	em	frente	ao	cátodo.	Então,	
esses	raios,	que	partiam	em	linha	reta	do	cátodo	na	direção	oposta	a	ele,	foram	
denominados	de	raios catódicos.
Thomson,	ao	trabalhar	com	raios	catódicos,	realizou	algumas	observações	
importantes	a	respeito	deles:	
•	 eles	possuíam	massa,	pois	ao	 inserir	dentro	do	 tubo	de	vidro	uma	pequena	
hélice	se	movia	com	a	incidência	dos	raios	catódicos;
•	 uma	pequena	cruz	dentro	do	tubo	de	vidro	era	capaz	de	deter	os	raios	catódicos,	
formando	uma	sombra	sobre	na	parede	de	vidro;
•	 os	raios	catódicos	mudavam	de	direção	ao	serem	colocados	entre	duas	placas	
carregadas,	desviando-se	em	na	direção	da	placa	positiva;
•	 independentemente	do	gás	utilizado	no	tubo	de	vidro	a	relação	entre	carga	e	
massa	era	sempre	a	mesma.
Assim,	Thomson	concluiu	que:
•	 os	raios	catódicos	são	formados	por	feixes	de	partículas	carregadas	negativa-
mente;
•	 todos	os	átomos	da	matéria	possuem	estas	partículas	 (conhecidas	como	elé-
trons).
•	 como	os	corpos	são	neutros,	Thomson	propôs	que	o	átomo	deveria	ser	formado	
por	uma	massa	de	carga	positiva	de	mesmo	valor,	porém	de	sinal	contrário	a	
soma	das	cargas	dos	elétrons	(cargas	negativas)	que	estavam	incrustados	nele.
O	modelo	atômico	proposto	por	Thomson	ficou	conhecido	como	Modelo	
do	Pudim	de	Passas	e	se	assemelha	ao	que	é	apresentado	na	imagem	a	seguir:
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
11
FIGURA 6 – MODELO ATÔMICO DE THOMSON
FONTE: O autor
3.4 TEORIA ATÔMICA DE RUTHERFORD
O	modelo	atômico	de	Thomson	 foi	bem	aceito	por	muitos	anos,	porém,	
depois	do	início	do	século	XX,	Ernest	Rutherford	(1871-1937)	e	alguns	colaborado-
res,	através	de	alguns	experimentos	realizados	na	Inglaterra,	propuseram	um	novo	
modelo	atômico	que	levaria	à	substituição	do	modelo	de	Thomson	(RUSSEL,	2002).
A descoberta da radioatividade
Em 1890, descobriu-se que certos elementos são radioativos. Isto significa que eles emitem 
radiação de alta energia, da qual há três tipos: partículas alfa (α), partículas beta (β)e raios 
gama (γ). 
FONTE: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 2002. v. 1.
ESTUDOS FU
TUROS
Rutherford,	 junto	 aos	 cientistas	 E.	 Marsden	 e	 H.	 Geiger,	 realizaram	
uma	experiência	em	que	um	fluxo	de	partículas	alfa,	emitida	por	uma	amostra	
de	 polônio	 radioativo,	 atingia	 folhas	 finas	 de	 diversos	materiais.	Os	 cientistasobservaram,	segundo	Russel	(2002,	p.236),	que
[...]	 embora	 muitas	 partículas	 atravessassem	 as	 folhas	 em	 linha	
reta,	 algumas	 foram	espalhadas	 ou	desviadas	da	 linha	 reta.	Os	 três	
cientistas	 ficaram	 intrigados	 pelo	 espalhamento	 da	 partícula	 alfa	 (o	
que	causou	o	desvio	e	por	que	somente	algumas	das	partículas	foram	
desviadas?)	e	projetaram	um	aparelho	para	medir	o	ângulo	do	desvio	
sofrido	pelas	partículas	alfa,	quando	estas	passavam	através	de	uma	
folha	extremamente	fina	de	ouro.
O	experimento	descrito	é	apresentado	na	figura	a	seguir.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
12
FIGURA 7 – EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
FONTE: . Acesso em: 11 abr. 2020.
Note	que	o	 experimento	 consiste	 em	 (1)	uma	amostra	de	polônio	den-
tro	de	(2)	um	bloco	de	chumbo	provido	de	uma	abertura	estreita	e	partindo	da	
amostra	dentro	do	bloco	há	(3)	um	feixe	de	partículas	alfa	que	vão	em	direção	(5)	
a	uma	finíssima	lâmina	de	ouro	(0,0001	mm	de	espessura).	Ao	atingir	a	lâmina	
no	ponto	6,	observa-se	que	(7)	grande	parte	das	partículas	alfa	atravessa	a	lâmina	
com	pouco	ou	nenhum	desvio	e	atinge	(4)	um	anteparo	revestido	por	uma	cama-
da	de	sulfeto	de	zinco	(ZnS)	fosforescente	onde	é	detectada	com	a	formação	de	
uma	marcação.	
Os	 resultados	 eram	 interessantes,	 pois,	 mesmo	 como	 pouquíssimos	
desvios	 ocorridos,	 a	 amplitude	dos	 ângulos	 ia	 de	 valores	muito	pequenos	 até	
valores	acima	de	90°.	Fato	que	intrigou	os	cientistas,	pois	de	acordo	com	o	modelo	
de	Thomson,	as	partículas	alfa	deveriam	atravessar	sem	desvio	(Figura	8).
FIGURA 8 – RESULTADO ESPERADO PARA O MODELO DE THOMSON
FONTE: Adaptado de . Acesso em: 11 abr. 2020.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
13
De	 acordo	 com	 o	modelo	 de	 Thomson,	 Rutherford	 já	 esperava	 que	 as	
partículas	alfa	atravessassem	sem	sofrer	desvio:
Ele	raciocinou	que	isto	ocorreria	se	a	massa	e	carga	elétricas	positiva	
e	negativa	estivessem	espalhadas	mais	ou	menos	ao	acaso	através	de	
cada	átomo	na	folha.	Tal	distribuição	difusa	de	massa	poderia	significar	
que	nada	 seria	muito	 sólido	para	uma	partícula	 alfa	 atravessar,	 e	 a	
carga	 positiva	 carregada	 pela	 partícula	 não	 seria	 influenciada	 por	
nenhuma	concentração	alta	de	carga	positiva	ou	negativa	 localizada	
na	folha	(RUSSEL,	2002,	p.	237).
A	partir	dos	dados	obtidos,	em	1911,	Rutherford	propôs	um	novo	modelo	
atômico	 baseado	 nas	 interpretações	 dos	 resultados	 observado	 na	 experiência,	
conforme	a	Tabela	1.
TABELA 1 – DADOS DA EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD
OBSERVAÇÃO INTERPRETAÇÃO
A	 maioria	 das	 partículas	 alfa	 (α)	
atravessou	a	 folha	de	ouro	 sem	sofrer	
nenhuma	deflexão.
O	átomo	é	principalmente	espaço	vazio.
Algumas	 partículas	 alfa	 (α)	 foram	
defletidas	com	pequenos	ângulos.
Há	 um	 núcleo	 carregado	 com	 carga	
positiva,	assim	como	as	partículas	alfa	
(α)
Ocasionalmente,	uma	partícula	alfa	(α)	
retorna	ao	atingir	a	folha	de	ouro.
O	 núcleo	 do	 átomo	 concentra	
praticamente	toda	sua	massa.
FONTE: O autor
Para	Rutherford,	o	átomo	então	possuía	duas	regiões	distintas,	o	núcleo	
que	 possuía	 carga	 positiva	 e	 concentrava	 praticamente	 toda	massa	 do	 átomo	
e	a	 região	em	volta	dele,	 chamada	de	eletrosfera,	em	que	os	elétrons	de	carga	
negativa	circulavam.
FIGURA 9 – MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
FONTE: O autor
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
14
Afinal	de	contas,	do	que	é	composto	o	núcleo	atômico?
Em	1914,	Rutherford	demonstrou	a	existência	de	uma	partícula	que	tem	
uma	massa	muito	maior	do	que	o	elétron	e	tem	a	carga	igual	em	gran-
deza	à	de	um	elétron,	mas	de	sinal	oposto,	isto	é,	positivo	ao	invés	de	
negativo.	Rutherford	sugeriu	que	a	carga	positiva	de	um	núcleo	atômi-
co	se	deve	à	presença	de	um	número	destas	partículas,	que	em	1920	ele	
denominou	prótons	(RUSSEL,	2002,	p.	238-239,	grifo	do	autor).
Rutherford	observou	que	os	prótons	descreviam	apenas	cerca	de	metade	
da	massa	nuclear.	Ele	sugeriu	a	existência	de	outra	partícula,	também	presente	no	
núcleo,	de	massa	aproximada	ao	dos	prótons	e	sem	carga.	Todavia,	essa	partícula	
só	 foi	descoberta	 em	1932	pelo	 físico	 britânico	 James	Chadwick	 (1891-1974)	 e	
denominada	nêutron (BRADY;	HUMISTON,	1986).
O	modelo	de	Rutherford	é	ainda	útil	nos	dias	de	hoje,	de	forma	didática,	
porém,	ele	acabou	apresentando	uma	contradição	que	levou	a	modificação	deste	
modelo.	Essa	contradição	consiste	no	fato	de	que,	se	elétrons	de	carga	negativa	
circulam	um	núcleo	de	 carga	positiva,	 eles	deveriam	perder	 energia	na	 forma	
de	radiações	eletromagnéticas	e	percorrer	uma	trajetória	espiralada	até	atingir	o	
núcleo,	fato	que	não	ocorre.
FIGURA 10 – CONTRADIÇÃO DO MODELO DE RUTHERFORD
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 11 abr. 2020.
Para que você tenha uma ideia da relação entre o tamanho do átomo e o 
tamanho do núcleo, imagine o seguinte: se aproximássemos a visualização do átomo ao 
ponto de que o núcleo atômico possuísse o tamanho de uma bola de tênis, o diâmetro do 
total átomo seria de aproximadamente 6,4 km.
INTERESSANTE
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
15
3.5 TEORIA ATÔMICA DE BOHR
Apesar	de	ser	revolucionário,	o	modelo	atômico	de	Rutherford	não	pôde	
explicar	o	comportamento	dos	elétrons	que	circulavam	o	núcleo	atômico.	Esse	
comportamento	só	foi	explicado	em	1913,	pelo	físico	dinamarquês	Niels	Henrik	
David Bohr	(1885-1962).
 
Segundo	Nahra	(2018),	Bohr	propôs	alguns	postulados	que	fundamentavam	
seu	modelo	atômico,	sendo	eles	apresentados	a	seguir:
•	 Os	 elétrons	 percorrem	 órbitas	 circulares	 ao	 redor	 do	 núcleo,	 denominadas	
órbitas estacionárias.
•	 Cada	órbita	circular	apresenta	uma	energia	constante.	Logo,	os	elétrons	não	
absorvem	nem	emitem	energia	ao	descreverem	uma	órbita	estacionária.
•	 Os	 elétrons	 são	 capazes	 de	 ocupar	 apenas	 os	 níveis	 que	 contêm	 uma	 certa	
quantidade	 bem	 definida	 de	 energia,	 levando	 em	 conta	 valores	 exatos	 de	
energia	de	acordo	com	a	órbita	estacionária	na	qual	se	encontram.	Os	elétrons	
não	possuiriam,	portanto,	a	capacidade	de	ocupar	estados	intermediários	de	
energia.
•	 Os	 elétrons	 localizados	 em	 órbitas	 mais	 afastadas	 do	 núcleo	 possuiriam	
maiores	valores	de	energia.
•	 Ao	absorver	certa	quantidade	de	energia,	o	elétron	deve	saltar	para	uma	órbita	
mais	energética.	Ao	retornar	à	sua	órbita	original,	o	elétron	 libera	o	mesmo	
valor	de	energia	que	foi	absorvido	no	salto	quântico.	A	liberação	de	energia,	
conhecida	como	fóton,	ocorre	na	forma	de	onda	eletromagnética.	Essa	energia	
apresenta	um	valor	idêntico	à	diferença	de	energia	entre	as	órbitas	circulares	
em	questão.	
Postulado é uma afirmação ou fato que se toma como ponto de partida de 
uma argumentação e que não possui necessidade de demonstração.
NOTA
Considerando	os	postulados,	 o	modelo	de	Bohr	pode	 ser	 representado	
pela	Figura	11.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
16
FIGURA 11 – MODELO ATÔMICO DE BOHR
FONTE: . Acesso em: 11 abr. 2020.
Bohr	 introduziu	 o	 conceito	 de	 energia	 quantizada	 ao	 átomo,	 ou	 seja,	
os	 elétrons	 só	 poderiam	 ocupar	 determinados	 níveis	 de	 energia.	 Estes	 níveis,	
numerados	de	1	a	7,	são	representados	pelas	letras,	K,	L,	M,	N,	O,	P	e	Q.	Os	níveis	
mais	internos	possuem	menor	energia	e	os	mais	externos,	maior	energia.	Assim,	
ao	 saltar	 de	 um	nível	mais	 interno	para	 um	mais	 externo	 o	 elétron	precisaria	
absorver	 energia,	 este	 estado	 é	 denominado	 de	 estado	 excitado.	 Quando	 este	
mesmo	elétron	retorna	para	seu	nível	de	origem	ele	precisa	liberar	esta	energia,	
na	 forma	 de	 radiação	 eletromagnética,	 sendo	 este	 estado	 denominado	 estado 
fundamental.
Os saltos quânticos realizados pelos elétrons explicam a coloração dos fogos 
de artifícios e das cores das luzes de letreiros luminosos. Cada elemento químico possui 
órbitas com diferentes valores de níveis de energia, consequentemente ao retornar para 
o estado fundamental, os elétrons irão liberar uma quantidade de energia na formade 
luz visível que será característica do átomo. Você pode saber mais sobre este assunto 
acessando https://bit.ly/2KRDw21 e/ou https://bit.ly/2SLnCe0. 
DICAS
O	 modelo	 de	 Bohr,	 apesar	 de	 uma	 contribuição	 importante,	 também	
apresentou	limitações.	Segundo	Tenfen	e	Tenfen	(2017,	p.	227)	há:
[...]	uma	falha	séria	no	poder	descritivo	do	modelo	atômico	de	Bohr:	a	
incapacidade	de	descrição	quantitativa	dos	espectros	de	emissão	para	
átomos	com	mais	de	um	elétron.	Ainda	que	o	modelo	possua	grande	
mérito	na	descrição	das	energias	de	estados	fundamentais	e	energias	de	
ionização	para	átomos	com	poucos	elétrons,	a	referida	falha	surge	de	
forma	natural,	pois	a	mecânica	clássica,	utilizada	fortemente	no	modelo	
de	Bohr,	limita	a	descrição	dos	estados	estacionários	dos	átomos.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
17
Didaticamente,	 os	 modelos	 de	 Rutherford	 e	 Bohr	 são	 comumente	
utilizados	como	modelo	Rutherford-Bohr	em	sala	de	aula,	a	fim	de	simplificar	a	
compreensão	do	modelo	atômico.	Todavia,	o	modelo	atual	leva	em	consideração	
a	contribuição	de	outros	cientistas.
3.6 MODELOS ATÔMICO ATUAL
O	 modelo	 atômico	 atual	 é	 uma	 grande	 colaboração	 entre	 os	 cientistas	
Erwin	Schrödinger	(1887-1961),	Louis	Victor	de	Broglie	(1892-1987)	e	Werner Hei-
senberg	(1901-1976).	A	partir	de	uma	nova	visão,	denominada	de	mecânica	ondu-
latória,	eles	reuniram	todos	os	conhecimentos	já	adquiridos	por	outros	cientistas,	
como	os	citados	até	agora,	e	desenvolveram	uma	nova	teoria	do	modelo	atômico.
A mecânica quântica estabelece que só é possível estudar o comportamento de 
sistemas microscópicos em termos de “probabilidades”. Assim, não é permitido utilizarmos 
expressões, como a trajetória de um elétron, mas sim a região de maior probabilidade 
de se encontrar um elétron, que é o orbital atômico, passando esses sistemas a serem 
descritos por uma função de onda, representada pela letra grega Ψ (Psi).
FONTE: OLIVEIRA, Ótom Anselmo de; FERNANDES, Joana D’arc Gomes. Arquitetura 
Atômica e Molecular: o modelo atômico atual e os números quânticos. Natal: EDUFRN, 
2006. 280 p. Disponível em: https://docente.ifrn.edu.br/denilsonmaia/o-modelo-atomi-
co-atual. Acesso em: 8 maio 2020.
IMPORTANTE
Basicamente,	este	modelo	leva	em	consideração	o	princípio	da	incerteza	
de	Heisenberg	e	o	princípio	de	dualidade	de	Broglie,	onde	qualquer	corpúsculo	
atômico	teria	um	comportamento	de	onda	ou	partícula.	Enquanto	isso,
[...]	Schrödinger	formulou	uma	equação	de	onda	para	descrever	o	com-
portamento	de	sistemas	microscópicos,	em	que	considerava	o	comporta-
mento	dualístico	de	uma	partícula	se	movimentando	em	três	dimensões	
de	se	encontrar	num	instante	qualquer	um	dado	elétron	numa	determina-
da	região	do	espaço	(OLIVEIRA;	FERNANDES,	2006,	p.2).
Assim,	a	ideia	que	se	tinha	sobre	as	órbitas	acabou	ficando	incoerente	e	
foi	substituída	pelo	conceito	de	probabilidade,	em	que	se	podia	determinar	uma	
região	provável	para	encontrar	os	elétrons.	
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
18
FIGURA 12 – MODELO ATÔMICA ATUAL
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 8 maio 2020.
A	composição	da	matéria	passou	por	diversas	 transformações,	 indo	da	
teoria	dos	quatro	elementos	ao	átomo	indivisível,	passando	pela	apresentação	de	
um	átomo	carregado	eletricamente	e	até	mesmo	se	tornando	descontínuo,	mas	to-
das	as	contribuições	levaram	ao	que	é	o	átomo	atualmente,	uma	estrutura	regida	
por	mecânica	quântica	extremamente	complexa.	Lembre,	acadêmico,	as	ciências	
estão	em	constante	transformação	e	quanto	mais	avançamos	em	termos	de	conhe-
cimento	e	tecnologia,	a	concepção	de	átomo	poderá	acompanhar	este	avanço	se	
transformar	em	algo	diferente	no	futuro.
É	importante	saber	que	podemos	ir	além	de	prótons,	nêutrons	e	elétrons	
na	 representação	do	 átomo.	 Sabemos	 que	 existem	 estruturas	 ainda	menores	 e	
mais	elementares,	chamadas	de	quarks	e	léptons,	estudadas	pela	Física	de	Par-
tículas.	Estas	partículas	elementares	são	responsáveis	pela	estrutura	de	prótons	
e	nêutrons.	Os	elétrons	são	a	mais	conhecida	representação	dos	léptons.	Não	se	
conhece	algo	além	desse	ponto	em	nível	subatômico.	Para	saber	mais	sobre	este	
assunto	veja	a	leitura	complementar	ao	final	deste	tópico.
4 ESTRUTURA ATÔMICA
O	átomo	de	forma	didática,	como	foi	descrito	anteriormente,	é	trabalhado	
com	 o	 modelo	 Rutherford-Bohr,	 portanto,	 é	 importante	 relembrar	 algumas	
informações:
TABELA 2 – COMPOSIÇÃO DO ÁTOMO
REGIÃO PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA	ELÉTRICA	
RELATIVA
MASSA	
RELATIVA MASSA	(kg)
Núcleo Próton p+ 1 1 1,6725.10-27
Nêutron n 0 1 1,6748.10-27
Eletrosfera Elétron e- -1 1/1836 9,1096.10-31
FONTE: O autor
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
19
Através	destas	informações,	é	possível	de	se	obter	outros	dados	impor-
tantes,	como	número	atômico,	número	de	massa	e	massa	atômica.
4.1 NÚMERO ATÔMICO, NÚMERO DE MASSA E MASSA 
ATÔMICA
O número atômico,	representado	por	Z,	é	igual	à	quantidade	de	prótons	
presentes	num	determinado	átomo.	Este	número	é	uma	espécie	de	“impressão	
digital”	 do	 átomo,	 sendo	 que	 cada	 um	 deles	 possuirá	 um	 número	 diferente.	
Dessa	forma	nunca	existirá	dois	átomos	de	elementos	diferentes	que	possuam	o	
mesmo	número	atômico.	
Z	=	nº	de	prótons	(p⁺)
O símbolo Z atribuído ao número atômico deve-se à palavra alemã “Zahl”, que 
significa “número”. Este número corresponde à ordem dos elementos químicos na Tabela 
Periódica.
NOTA
O número de massa,	representado	por	A,	 indica	a	soma	do	número	de	
prótons	(p+)	e	nêutrons	(n)	presentes	no	núcleo	atômico.
A	=	p++n
 
Considerando	que	 o	número	 atômico	 é	 igual	 ao	número	de	prótons,	 a	
equação	poderia	ser	reescrita	assim:
A	=	Z	+	n
Note	que	isolando	o	n	na	equação	é	possível	chegar	ao	número	de	nêutrons	
do	átomo.
A	massa atômica (MA),	que	representa	a	massa	de	um	átomo,	normalmente	
é	 “expressa	 pelo	 uso	 de	 uma	 unidade	 extremamente	 pequena,	 chamada	 de	
unidade	de	massa	atômica,	abreviada	u	[...]”	(RUSSEL,	2002,	p.	74),	sendo	que	
a	unidade	de	massa	 atômica	 (u)	 equivale	 a	 1/12	 avos	da	massa	do	 isótopo	de	
carbono-12	 (O	conceito	de	 isótopos	 será	 trabalhado	mais	a	 frente).	A	 título	de	
conhecimento,	1u	equivale	aproximadamente	a	1,66.10-24g.
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
20
A	 massa	 atômica	 apresentada	 na	 tabela	 periódica	 é	 obtida	 por	 uma	
média	ponderal,	considerando	a	abundância	e	as	massas	de	todos	os	isótopos	do	
elemento	presentes	na	natureza,	veja	o	exemplo	a	seguir:
TABELA 3 – ABUNDÂNCIA DOS ISÓTOPOS DE OXIGÊNIO
ISÓTOPO MASSA	ATÔMICA	(u) ABUNDÂNCIA	(%)
Oxigênio	–	16 15,9949 99,76
Oxigênio	–	17 16,9991 0,03
Oxigênio	–	18 17,9991 0,21
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 8 maio 2020.
Considerando	os	dados,	podemos	calcular	a	média	ponderal	da	seguinte	
forma:	
Para	o	nosso	exemplo:
Cuidado	para	não	confundir	a	massa	atômica	com	o	número	de	massa.	
Apesar	de	os	números	coincidirem,	a	massa	atômica	também	considera	a	massa	
dos	elétrons	presentes	no	átomo.	Lembre-se,	porém,	de	que	os	elétrons	possuem	
massa	praticamente	desprezível	dessa	forma	não	 interferem	significativamente	
no	valor	da	massa	atômica,	o	que	justifica	a	coincidência	de	valores.
4.1.1 Elementos químicos e sua representação
Os	elementos	químicos	 são	definidos	como	grupos	de	átomo	que	pos-
suem	no	seu	núcleo	o	mesmo	número	de	prótons,	ou	seja,	o	mesmo	número	atô-
mico.	Sob	outra	perspectiva,	os	átomos	são	a	menor	representação	de	um	elemen-
to	químico.
A	União	Internacional	de	Química	Pura	e	Aplicada	(IUPAC	–	Internatio-
nal Union of Pure and Applied Chemistry)	determina	a	forma	correta	de	representar	
um	elemento	químico,	conforme	é	apresentado	na	imagem	a	seguir.
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
21
FIGURA 13 – REPRESENTAÇÃO DOS ELEMENTOS
FONTE: O autor
O	nome	dos	elementos	tem	várias	origens,	alguns	derivam	de	palavras	em	
latim,	outro	de	nomes	de	planetas,	cientistas	ou	até	mesmo	locais	de	descoberta.	
Consequentemente	seus	símbolos	têm	base	nos	seus	nomes	e	são	representados	
por	uma	ou	duasletras,	sendo	que	a	primeira	letra	está	sempre	em	maiúsculo	e	
a	segunda	em	minúsculo.	Estes	símbolos	são	encontrados	na	Tabela	Periódica.
Para saber mais sobre a história dos elementos químicos, acesse os dois 
infográfi cos criados pelo site Compound Interest (www.compoundchem.com) que são 
disponibilizados a seguir:
Descoberta dos Elementos – https://bit.ly/3cb8tcL
Origem dos Nomes dos Elementos – https://bit.ly/2XG5ofr
DICAS
4.2 ÍONS
Naturalmente,	os	átomos	tendem	a	ganhar	ou	perder	elétrons	devido	à	
necessidade	de	adquirirem	estabilidade.	Esta	estabilidade,	no	geral,	está	ligada	
a	Teoria do Octeto,	que	será	abordada	ainda	nesta	unidade,	mas	que	de	forma	
resumida	indica	que	para	um	átomo	estar	estável	ele	precisa	possuir	8	elétrons	na	
camada	mais	externa	da	sua	eletrosfera,	denominada	Camada	de	Valência.
Quando	átomos	neutros	ganham	ou	perdem	elétrons	eles	são	denominados	
íons,	de	forma	mais	específi	ca,	ao	ganharem	elétrons	eles	se	tornam	ânions	e	ao	
perderem	se	tornam	cátions.
Ânions	 são	 frutos	 de	 átomos	 neutros	 que	 ganharam	 elétrons	 e	 são	
representados	 com	 a	 utilização	 de	 uma	 carga	 de	 sinal	 negativo,	 conforme	 é	
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
22
apresentado	na	Figura	 14.	O	que	geralmente	 causa	grande	 confusão	 é:	 se	 eles	
ganham	elétrons	porque	o	sinal	da	carga	é	negativo?	Veja	a	fi	gura	a	seguir:
FIGURA 14 – ÁTOMO DE OXIGÊNIO PERDENDO ELÉTRONS
FONTE: O autor
Note	 que	 no	 átomo	 neutro	 há	 uma	 igualdade	 de	 cargas	 positivas	 e	
negativas,	ou	seja,	o	número	de	prótons	é	igual	ao	número	de	elétrons.	Quando	
este	átomo	ganha	2	elétrons	o	balanceamento	de	carga	se	torna	diferente.	A	carga	
que	se	encontra	em	excesso	é	a	negativa,	mas	especifi	camente	2-.	Neste	caso	o	
átomo	de	oxigênio								será	representado	como									.
Para	os	cátions,	onde	há	perda	de	elétrons,	temos	a	representação	como	o	
sinal	positivo,	o	que	acaba	gerando	uma	pergunta	similar:	se	há	perda	de	elétrons,	
qual	o	motivo	do	sinal	positivo?
2-16
 8O 16
 8O
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
23
FIGURA 15 – ÁTOMO DE SÓDIO GANHANDO ELÉTRONS
FONTE: O autor
Assim	como	os	ânions,	os	cátions	apresentam	uma	diferença	entre	cargas	
positivas	e	negativas.	Neste	caso,	há	um	excesso	de	cargas	positivas.	No	nosso	
exemplo	apresentado	na	Figura	15,	o	cátion	de	magnésio	apresenta	dois	prótons	
a	mais	que	elétrons,	sendo	assim,	o	átomo												ao	perder	elétrons	será	represen-
tado	como												.
4.3 SEMELHANÇAS ATÔMICAS
Ao	 apresentar	 a	 determinação	 da	 massa	 atômica	 a	 palavra	 isótopo	
apareceu,	porém	não	foi	defi	nida.	Portanto,	antes	de	defi	ni-la	vamos	abordar	um	
pouco	este	tema.
Segundo	 Bustillos	 (2019,	 p.	 42),	 “o	 primeiro	 cientista	 que	 descobriu	
a	 existência	dos	 isótopos	 foi	 J.	 J.	 Thomson	 em	1912.	Ele	mesmo	 construiu	um	
espectrômetro	de	massas	e	explorou	os	íons	positivos	de	Neônio,	ele	descobre	a	
existência	de	dois	 isótopos	Ne-20	e	Ne-22”.	É	importante	destacar,	porém,	que	
a	denominação	isótopo	só	foi	introduzida	em	1913	por	Frederick	Soddy	(1877-
1956),	químico	inglês	que	ganhou	o	Nobel	de	química	em	1921	por	seus	trabalhos	
envolvendo	 isótopos	 radioativos.	 Outro	 grande	 nome	 por	 trás	 do	 estudo	 dos	
isótopos	 foi	 o	 físico	 e	 químico	 britânico	 Francis	 William	 Aston	 (1877-1945),	
ganhador	do	Nobel	de	química	de	1922,	pela	descoberta	de	isótopos	de	grande	
número	de	elementos	não	radioativos	(MEDEIROS,	1999).
21
12Mg2+
21
12Mg
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
24
Afinal	de	contas,	o	que	são	isótopos?	Isótopos	são	átomos	que	possuem	o	
mesmo	número	de	prótons,	porém	apresentam	diferentes	números	de	massa.	A	iso-
topia	não	é	a	única	semelhança	atômica	que	pode	se	apresentar	entre	dois	ou	mais	
átomos,	além	dela	podemos	falar	sobre	isóbaros,	isótonos	e	isoeletrônicos.	Na	tabela	
a	seguir,	você	pode	verificar	cada	uma	das	semelhanças	atômicas	e	suas	definições.
TABELA 4 – SEMELHANÇAS ATÔMICAS
FONTE: O autor
4.4 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
Os	elétrons	são	distribuídos	na	eletrosfera	por	níveis (K,	L,	M,	N,	O,	P 
e Q)	e	subníveis (s,	p,	d e f),	 respeitando	a	ordem	de	aumento	da	energia,	de	
acordo	com	um	diagrama	de	distribuição	proposto	pelo	químico	estadunidense	
Linus	Carl	Pauling	(1901-1994).	Este	diagrama	é	conhecido	como	Diagrama	de	
Linus	Pauling,	ou	simplesmente	Diagrama	de	Pauling.
Para saber mais sobre a descoberta dos isótopos leia o artigo Aston e a 
descoberta dos Isótopos, escrito por Alexandre Medeiros e publicado pela revista Química 
Nova na Escola. Acesse pelo link https://bit.ly/3bpgM4b. 
DICAS
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
25
Antes	 de	 apresentar	 o	 diagrama	 proposto	 por	 Pauling,	 é	 importante	
destacar	que	este	diagrama	considera	uma	quantidade	máxima	de	elétrons	que	
cada	nível	e	subnível	comporta.
TABELA 5 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR NÍVEL
FONTE: O autor
TABELA 6 – NÚMEROS MÁXIMOS DE ELÉTRONS POR SUBNÍVEL 
FONTE: O autor
Considerando	o	aumento	de	energia	de	níveis	e	subníveis,	o	Diagrama	de	
Pauling	se	organiza	da	seguinte	maneira:
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
26
FIGURA 16 – DIAGRAMA DE LINUS PAULING
FONTE: Adaptado de: . Acesso em: 10 maio 2020.
A	distribuição	eletrônica	deve	seguir	a	sequência	apresentada	pela	seta	
do	diagrama.	Conforme	os	níveis	e	subníveis	de	menor	energia	são	preenchidos	
a	sequência	segue	para	os	de	maior	energia.
Ao	fazer	a	distribuição	eletrônica	para	átomos	neutros	devemos	lembrar	
que	o	número	de	elétrons	é	igual	ao	número	de	prótons,	e	este	é	igual	ao	número	
atômico.	Portanto,	por	exemplo,	para	o	elemento	níquel	(28Ni)	teríamos	a	seguinte	
distribuição:
FIGURA 17 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO NÍQUEL
FONTE: O autor
TÓPICO 1 —CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
27
A	partir	desta	distribuição	podemos	fazer	algumas	observações:
•	 Seguindo	o	Diagrama	de	Linus	Pauling,	deve-se	preencher	cada	subnível	até	
que	se	atinja	a	quantidade	de	elétrons	desejada,	porém,	 lembre-se	que	cada	
um	 dos	 subníveis	 possui	 um	 limite	 de	 elétrons	 que	 eles	 comportam	 (veja	
novamente	a	tabela	5).	O	subnível	pode	ser	preenchido	com	uma	quantidade	
inferior	ao	limite,	mas	nunca	com	uma	quantidade	superior.
•	 O	maior	nível	de	energia	apresentado	na	distribuição	representa	a	Camada	de	
Valência.	Ela	se	refere	à	camada	mais	externa	de	um	átomo.
•	 O	último	subnível	no	qual	foram	distribuídos	elétrons	é	chamado	de	subnível	
mais	energético.
Ao	distribuir	elétrons	para	íons	deve-se	se	tomar	cuidado,	pois,	para	os	
ânions	há	a	adição	de	elétrons,	consequentemente	estes	elétrons	também	deverão	
ser	distribuídos,	apenas	continuando	a	sequência	do	diagrama.	Já	para	os	cátions,	
onde	há	perda	de	elétrons,	devemos	nos	ater	ao	fato	de	que	os	elétrons	devem	ser	
retirados	da	camada	de	valência.
Vamos	verifi	car	um	exemplo	de	cátion	utilizando	o	elemento	níquel,	 já	
apresentado	anteriormente.	O	níquel	perde	elétrons	 e	 se	 torna	um	cátion	 com	
carga	trivalente,	ou	seja,	se	torna	28Ni31	.
FIGURA 18 – DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO CÁTION DE NÍQUEL
FONTE: O autor
UNIDADE 1 —INTRODUÇÃO À QUÍMICA
28
Note	que,	ao	remover	os	3	elétrons	do	átomo	de	níquel,	primeiramente	
retiramos	da	camada	de	valência,	porém,	ela	só	possuía	2,	consequentemente,	a	
camada	mais	externa	passou	a	ser	a	camada	3,	sendo	assim	o	elétron	que	ainda	
precisava	ser	retirado	foi	removido	dela.
 
4.5 NÚMERO QUÂNTICOS
Segundo	 Brady	 e	Humiston	 (1986,	 p.	 91),	 “cada	 orbital	 em	 um	 átomo	
possui	 uma	 energia	 característica	 e	 é	 visto	 como	uma	descrição	da	 região	 em	
torno	do	núcleo	onde	se	espera	poder	encontrar	os	elétrons”.	Lembre-se	de	que,	
conforme	foi	apresentado	anteriormente,	estes	orbitais	estão	em	consonância	com	
o	modelo	atual,	portanto,	são	representados	por	funções	de	onda.	Já	estas	funções	
de	onda	que	descrevem	os	orbitais	são	caracterizadas	por	três	números	quânticos	
com	a	adição	de	um	outro	número	quântico	decorrente	do	comportamento	do	
elétron	no	orbital.	
TABELA 7 – NÚMEROS QUÂNTICOS
NÚMERO	QUÂNTICO SÍMBOLO DEFINIÇÃO
Número