0 MA COC Química Aplicada à farmácia (1)

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QUÍMICA APLICADA À FARMÁCIA 
Icimone B. Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
 
1 Introdução à química geral ...................................................................... 3 
2 Composição da materia ......................................................................... 16 
3 Ligações quimicas .................................................................................. 27 
4 Funções inorganicas .............................................................................. 39 
5 Reações quimicas .................................................................................. 50 
6 Cálculos estequiométricos ..................................................................... 64 
 
 
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1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA GERAL 
Apresentação 
Seja muito bem-vindo à disciplina de Química Aplicada à Farmácia. Aqui você 
aprenderá as bases da química. Saiba que, durante todo o dia, está acontecendo, em 
você e ao seu redor, várias reações e processos químicos. Seu próprio corpo é 
composto de inúmeros reatores químicos, as células. 
Os medicamentos são produzidos naturalmente ou sintetizados a partir de elementos 
e compostos químicos. Assim, é importante para sua formação profissional aprender e 
associar conceitos que serão apresentados nesta disciplina. Então, bons estudos! 
1.1 Método cientifico. Os ramos da química 
A Química surgiu quando os filósofos, a partir das suas curiosidades, começaram a 
tentar compreender qual a composição das coisas que os rodeavam e quais 
transformações ocorriam com estas matérias. A química, como Ciência, é uma 
organização de fatos e ideias que estuda do que a matéria é composta e quais energias 
estão envolvidas nas suas transformações. 
No início, a química não era vista como ciência, mas como algo utilitarista, isto é, 
desenvolvia o conhecimento para resolver problemas sociais (DREKENER, 2017). A 
química, como é conhecida atualmente, vem sendo estudada e experimentada há 
pouco mais de 200 anos. 
Para explicar observações experimentais e planejar novos experimentos, os cientistas 
levantam hipóteses que são a base para organizar fatos. A partir de hipóteses que 
foram testadas e confirmadas com base nas mais variadas condições, como 
temperatura, pressão, meios reacionais, entre outros, chegam-se às teorias. Não existe 
nenhum método cientifico único para todos os fins. A ciência é um processo complexo 
e criativo baseado na interação entre teoria e experimento (UCKO, 1992). 
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4 
 
Desta forma, todo método científico é um estudo detalhado que serve como 
ferramenta para uma pesquisa específica de modo a comprovar a veracidade e a 
reprodutibilidade de algum processo (MIRA, 2018). A Figura 1.1 ilustra as etapas de um 
método cientifico. 
 
Fonte: MIRA, 2018. 
Figura 1.1 - Esquema das etapas de um método cientifico 
Segundo BORGES e ALVES, 2017, a Química está em todos os momentos do seu dia e, 
sem ela, não teríamos o conforto da sociedade moderna. A produção do pão; a 
digestão dos alimentos; os medicamentos; os combustíveis; as tintas; o cimento; a 
borracha de seu tênis; os tecidos de seu vestuário; a atmosfera de Marte; a natureza 
animada e inanimada; e até a vida e a morte são processos que estão ligados direta ou 
indiretamente ao grande universo químico. Neste exato momento, o ato de ler só é 
possível pois inúmeras substâncias químicas de seu cérebro estão atuando, 
transmitindo as respostas sensório-motoras. 
Os cinco principais ramos da química são orgânicos, inorgânicos, analíticos, físicos e 
bioquímicos. Estes se dividem em muitas subáreas. Nos cursos de Farmácia, 
comumente são estudados conceitos de Química Geral e Inorgânica; Físico Química; 
Química Analítica; Química Orgânica; e Química Farmacêutica ou Medicinal. 
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 Química Geral e Inorgânica - Estuda as propriedades da matéria e os compostos 
de todos os outros elementos. 
 Físico-Química - Estuda os fenômenos que são observados nas reações 
químicas, considerando a energia necessária para romper e formar ligações; a 
termodinâmica; e velocidade das reações químicas. 
 Química Analítica e Instrumental - Estuda as técnicas utilizadas para conhecer a 
composição como, por exemplo, como analisar a dose de um medicamento. É 
importantíssima no controle de qualidade nas indústrias. 
 Química Orgânica - Estuda os compostos do carbono, além da composição de 
seres vivos, medicamentos e de uma infinidade de compostos e suas reações. 
 Química Farmacêutica - Estuda os princípios básicos utilizados no design e 
desenvolvimento de fármacos. 
1.2 Propriedades da matéria, misturas e representações químicas 
Desde a Antiguidade, o homem já se intrigava com a constituição da matéria. 
Cientistas se preocupavam com a estrutura da matéria e com a eletricidade e não 
imaginavam que ambas estão intimamente relacionadas. Matéria significa “aquilo de 
que uma coisa é feita”. 
1.2.1 Propriedades da Matéria 
Sabe-se, há muito tempo, que a matéria é todo sistema que possui massa e ocupa 
lugar no espaço, podendo ser um gás, um líquido ou um sólido. Outros estados 
incomuns e pouco divulgados da matéria incluem o plasma, condensado de Bose-
Einstein, supercondutor, superfluido, entre outros. A organização (forma) dos átomos 
e moléculas, o espaçamento entre estas partículas e a energia cinética (movimento) 
das mesmas é que determinará os estados físicos mais comuns. 
 
 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/fisico-quimica.htm
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O que determina o estado físico da matéria é como os átomos e moléculas que a 
compõem se organizam e a energia cinética envolvida, conforme características 
apresentadas na Tabela 1.1. Cada elemento ou substancia possui uma temperatura de 
fusão e ebulição que definem o seu estado físico ou como ele pode sofrer 
transformação física, como mostrado na Figura 1.2. Além disso, para cada elemento, 
temos diferentes forças intermoleculares, o que também influencia o estado físico. 
Tabela 1.1 Características micro e macroscópicas dos estados físicos. 
 SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO 
FORMA Própria A do recipiente A do recipiente 
VOLUME Constante Constante A do recipiente 
ARRANJO Ordenada, 
partículas muito 
próximas 
Desordenada, 
partículas muito 
próximas 
Muito 
desordenado, 
partículas muito 
distantes 
MOVIMENTO Baixo Relativo Alto 
Fonte: Elaborada pela autora. 
 
 
Fonte: BORGES e ALVES, 2017. 
Figura 1.2 - Influência da Temperatura na mudança de estado físico da matéria 
https://brasilescola.uol.com.br/videos/ponto-fusao-ponto-ebulicao.htm
https://brasilescola.uol.com.br/videos/ponto-fusao-ponto-ebulicao.htm
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As propriedades que nos permitem distinguir uma espécie de matéria de outra são 
denominadas propriedades específicas da matéria e são classificadas como: 
a) Propriedades físicas - são aquelas que caracterizam uma substância, não havendo 
alteração na sua composição. Exemplos: Temperatura de fusão, temperatura de 
ebulição, densidade, solubilidade, calor específico, entre outras. 
b) Propriedades químicas: são aquelas que caracterizam uma substância, havendo 
alteração na sua composição, formando novas substancias. Exemplos: decomposição 
térmica, oxidação, combustão, azedamento, digestão, entre outras. 
c) Propriedades organolépticas: são aquelas identificadas por um ou mais dos cinco 
sentidos (olfato, visão, tato, audição e paladar). Exemplos: cor, sabor, odor, brilho, 
entre outras (BORGES e ALVES, 2017). 
1.2.2 Substancias Puras e Misturas 
A matéria é constituída por substâncias e essas, por sua vez, são constituídas por 
elementos químicos. As substâncias puras apresentam propriedades físicas bem 
definidas onde, por exemplo, as temperaturas de fusão e ebulição permanecem fixas 
durante todo o processo. Elas podem ser classificadas como substâncias simples 
(formadas por átomos de um mesmo elemento químico) e substâncias compostas 
(formadasda Química Inorgânica para a Química Medicinal. Disponível em: 
. Acesso em 24 mar. 2021. 
 
Conclusão 
Praticamente tudo que está ao nosso redor é formado por algum tipo de substancia 
química e, assim, podemos definir as funções inorgânicas como uma função exercida 
pela combinação desses compostos na qual possuem propriedades químicas comuns. 
É de fundamental importância compreender as funções inorgânicas porque elas estão 
presentes no desenvolvimento de diversas tecnologias, produtos, compostos naturais, 
reações nos seres vivos, estudos ambientais e uma gama infinita de situações no nosso 
cotidiano. Os ácidos e bases, por exemplo, são importantes em inúmeros processos 
químicos que ocorrem ao nosso redor, desde processos industriais até processos 
biológicos. 
A escala de pH é usada para descrever a acidez e basicidade de uma solução. Assim, 
o pH fornece uma forma de expressar o grau de atividade de um ácido ou de uma base 
em termos da atividade iônica do seu hidrogênio. O valor do pH de uma substância é 
diretamente relacionado pela relação das concentrações de íons de hidrogênio [H+] e 
de íons de hidroxila [OH-]. 
 
 
https://www.youtube.com/watch?v=i1oTWCBSed0%3e
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/v13a04.pdf
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/06/a03.pdf
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A solução chamada de tampão tem por finalidade evitar que ocorram variações muito 
grandes no pH ou no pOH e sua eficácia pode ser vista no sangue, onde, mesmo com a 
adição de ácido ou base em pequenas quantidades ao plasma sanguíneo, praticamente 
não haverá alteração no pH, reestruturando o equilíbrio dinâmico necessário à saúde. 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
BATISTA, C. O que é PH? Toda Matéria, S.D. Disponível em: 
. Acesso em: 22 mar. 2021. 
BERALDO, H. Química Inorgânica para a Química Medicinal. QNESC, 2005. Disponível 
em: . Acesso em: 24 mar. 2021. 
BROWN, T. L. Química: A ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007. 
FIORUCCI, A. R.; SOARES, M. H. F. B.; CAVELHEIRO, E. T. G. O Conceito de solução 
tampão. QNESC, 2001. Disponível em: 
. Acesso em: 23 mar. 2021. 
PROFESSOR GABRIEL CABRAL. Cálculo do pH e do pOH - Aprenda de uma vez por 
todas! 2019. (11m08s). Disponível em: 
. Acesso em: 23 mar. 2021. 
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo, Ed. Makron Books, 1994. 
SACKHEIM, G. I.; Lehman, D. Química e Bioquímica para Ciências Biomédicas. 8 ed. 
Barueri: Editora Manole, 2001. 
SKOOG, D. A. Fundamentos de Química Analítica. São Paulo: Cengage Learning, 9. Ed. 
2014. 
UCKO, D. A. Química para as Ciências da Saúde: uma introdução a química geral, 
orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1992. 
 
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5 REAÇÕES QUIMICAS 
Apresentação 
A obtenção de álcool, corrosão de metais, enferrujamento de ferro, crescimento de 
unhas e cabelos, reconstrução celular, desenvolvimento ósseo, cicatrização de 
ferimentos, degradação dos alimentos, entre tantos outros exemplos são reações 
químicas que ocorrem a nossa volta. As substancias que interagem são chamadas de 
reagentes e as formadas são chamadas de produtos. Neste bloco, serão estudados os 
tipos de reações, as leis que as regem e como simbolizá-las por meio de equações 
químicas balanceadas. 
5.1 Reações Químicas: Leis 
No final do século XVIII, estudos experimentais levaram os cientistas a concluir que as 
reações químicas obedecem a certas leis: ponderais (tratam da relação entre as 
massas de reagentes e produtos que participam de uma reação) e volumétricas 
(tratam da relação entre volumes que reagem e são formados em uma reação). 
Reações químicas são transformações onde são formadas (produzidas) substâncias 
com propriedades diferentes das substâncias que reagiram. As reações são expressas 
por meio de equações químicas. Para escrever essa equação é necessário saber quais 
substancias são os reagentes (que serão consumidas) e quais produtos (substancias 
formadas): 
Reagentes  Produtos 
Quando mais de um reagente, ou mais de um produto participarem da reação, as 
formulas são separadas pelo sinal +. Também podem ser incluídos números antes das 
formulas dos compostos. Estes números são chamados de coeficientes 
estequiométricos e indicam a conservação dos átomos em ambos os lados da equação. 
Exemplos: 
H2(g) + O2(g)  H2O (l) 
HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H2O (l) 
, 
 
 
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Veja que alguns símbolos estão aparecendo nos exemplos acima: g, l, aq. Estes 
representam os estados físicos dos compostos a temperatura ambiente. Outros 
símbolos utilizados para representar a reação química são apresentados na Tabela 5.1. 
Tabela 5.1 - Representação de alguns símbolos utilizados na escrita de equações 
químicas 
SIMBOLO SIGNIFICADO SIMBOLO SIGNIFICADO 
s Sólido cat Catalisador 
l Liquido  Reação é irreversível 
g Gasoso 
 
Reação é reversível 
aq aq – aquoso (em 
água) 
↓ Formação de um 
precipitado (sólido) 
v Vapor ↑ Formação de um composto 
volátil 
∆ Calor i Corrente elétrica 
λ Energia luminosa  Ressonância 
 
Fonte: Elaborado pela autora. 
Segundo Fabrega, 2016, um modo de classificar as reações químicas é conforme a sua 
reversibilidade. As reações chamadas irreversíveis são aquelas em que pelo menos um 
dos reagentes e consumido totalmente até o final da reação. Assim, a reação ocorre 
em um único sentido, ou seja, os produtos não voltarão a formar os reagentes da 
reação e são representadas por uma seta simples (→). 
Já as reações reversíveis são aquelas que se deslocam para os dois sentidos, ou seja, os 
reagentes são consumidos, formando os produtos e os produtos também são 
consumidos, formando os reagentes novamente, até que a reação atinja um equilíbrio 
químico. As reações reversíveis são representadas por uma seta dupla ( →←), sendo 
que a seta para a direita (→) corresponde a reação direta e a seta para a esquerda (←) 
corresponde a reação inversa (FABREGA, 2016). 
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Em relação à conservação de átomos na reação química, vamos analisar as Leis que 
regem as reações: 
Lei da Conservação da Massa (Lei de Lavoisier): na reação química, a massa se 
conserva porque os átomos se mantem mesmo na formação de novos produtos. 
 
Lei das proporções constantes (Lei de Proust): em uma reação química, já que a massa 
dos átomos é constante, também haverá uma proporção constante entre os reagentes 
e produtos. 
 
 
Lei das Proporções Múltiplas (Lei de Dalton): em uma reação química, já que a massa 
dos átomos é constante, quando a massa de um for mantida constante, a massa do 
outro irá variar segundo valores múltiplos ou submúltiplos. 
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Leis Volumétricas: São as leis relativas aos volumes das substâncias que participam de 
uma reação. As relações entre os volumes dos gases que reagem foram determinadas 
por Gay-Lussac. Os volumes dos gases que participam de uma reação química, 
medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, guardam entre si uma 
relação constante que pode ser expressa por números inteiros. Na reação entre os 
gases hidrogênio e cloro, por exemplo, se foram medidos os seguintes volumes, 
teremos a seguintes relação 1 : 1 : 2, que é uma relação de números inteiros e 
pequenos (ATKINS e JONES, 2012). 
 
5.2 Ocorrência de Reações Químicas 
Uma reação química é causada pela produção ou quebra de ligações químicas. As 
reações ocorrem quando átomos ou moléculas se chocam entre si na maneira 
(geometria) certa e com suficiente energia para possibilitar que as ligações químicas 
existentes se quebrem ou que novas ligações se formem (UCKO, 1992). Como essas 
ligaçõespodem ser muito fortes, geralmente é necessária energia na forma de calor para iniciar a 
reação. 
As evidências visuais mais comuns da ocorrência de reações são as mudanças de cor, 
liberação de gás, exalação de cheiro, liberação de luz, liberação de calor, alteração da 
textura do material, precipitação de sólidos e explosões. Todas essas evidências são 
decorrentes da produção de novos elementos por meio do rearranjo das ligações 
químicas dos reagentes. As reações químicas não acontecem apenas ao nosso redor, 
no meio externo. Elas estão acontecendo em todo o seu metabolismo, por exemplo, 
durante a alimentação, a respiração e até mesmo na ação de um remédio (SOUZA, 
2005). 
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Independentemente do tipo de reação química, são necessárias quatro condições para 
a ocorrência de qualquer uma delas, apresentadas em seguida. 
5.2.1 Afinidade química entre os reagentes 
Para que uma reação química aconteça, é preciso que os reagentes apresentem a 
chamada afinidade entre eles. Para isso, é preciso analisar cada componente porque 
substâncias diferentes possuem diferentes afinidades químicas entre si, ou então, 
podem também não possuir afinidade nenhuma. Quanto maior for a afinidade 
química, mais rápida será a reação (FOGAÇA, 2021). Ácidos e bases sempre têm 
afinidade entre si, produzindo sais e água. 
5.2.2 Contato entre os reagentes 
Além da afinidade entre os reagentes, é importante que eles entrem em contato para 
que suas partículas possam colidir, rompendo as ligações dos reagentes e formando as 
ligações dos produtos. Essa é a condição mais evidente para a ocorrência de uma 
reação. Ácidos e bases, por exemplo, mesmo que apresentem afinidade, não irão 
reagir se estiverem contidos em frascos separados. O contato entre os reagentes 
permite que ocorram interações entre os mesmos, originando os produtos (FOGAÇA, 
2021). 
5.2.3 Colisões efetivas entre as partículas dos reagentes 
A ideia central do modelo de colisão é que as moléculas devem colidir para reagir. 
Mesmo em compostos que possuem afinidade química, para que a reação se 
processe, é necessário que suas partículas, átomos ou moléculas, colidam de forma 
eficaz. Nem todas as partículas que se chocam fazem isso de forma eficaz, mas os 
choques que resultam em quebra das ligações dos reagentes e formação de novas 
ligações são aqueles que ocorrem na orientação correta e com a energia suficiente 
(BROWN, 2007). 
 
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Os choques que resultam em uma reação são denominados choques 
eficazes ou efetivos, figura 5.1. Para que eles existam, é necessário que a colisão 
ocorra em uma posição (geometria) privilegiada, favorável à quebra de ligações e à 
formação de outras (ATKINS e JONES, 2012). No momento em que ocorre o choque 
em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes 
e os produtos, denominada complexo ativado. Para que ocorra a formação do 
complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem apresentar energia suficiente, 
além da colisão em geometria favorável. Essa energia é chamada de energia de 
ativação. 
 
Fonte: FOGAÇA, S.D. 
Figura 5.1 - Representação de orientações com colisões não efetivas e efetivas 
(proporcionando a ocorrência da reação). 
5.2.4 Energia de ativação 
A energia de ativação (Ea) é a menor quantidade de energia necessária que deve ser 
fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e, consequentemente, 
para a ocorrência da reação. Se os reagentes tiverem uma energia igual ou superior à 
energia de ativação, durante o choque bem orientado, se formará um complexo 
ativado (estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos). No complexo 
ativado, existem as ligações dos reagentes enfraquecidas e as novas ligações de 
produto se formando. 
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Assim, a energia de ativação funciona como uma espécie de barreira para que a reação 
ocorra, pois, quanto maior ela for, mais difícil será para a reação ocorrer. Em alguns 
casos, é preciso fornecer energia para os reagentes. Por exemplo, o gás de cozinha tem 
afinidade para interagir com o oxigênio do ar, mas precisamos fornecer energia 
quando aproximamos o palito de fósforo, senão a reação não ocorre. Mas, depois de 
uma vez iniciada, a própria reação libera energia suficiente para ativar as outras 
moléculas e manter a reação ocorrendo (FOGAÇA, 2021). 
 
Fonte: CHANG, 2013. 
Figura 5.2 - Energia de ativação em duas reações genéricas com absorção de calor (a) 
e liberação de calor (b) 
5.3 Balanceamento de Equações 
Toda reação química deve estar escrita obedecendo as Leis já estudadas. Desta forma, 
o balanceamento das equações deve ser realizado para que se identifique a 
quantidade de matéria de cada reagente e produto formado e envolvido na reação. 
O balanceamento pelo método das tentativas, permite obter os coeficientes 
estequiométricos nas equações. Para que esse método possa ser executado, uma 
sequência de passos deve ser seguida (FABREGA, 2016): 
 
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1. Ajustar os átomos dos metais. 
2. Ajustar os átomos dos ametais. 
3. Ajustar os átomos de carbono. 
4. Ajustar os átomos de hidrogênio. 
5. Ajustar os átomos de oxigênio 
Veja alguns exemplos de balanceamento de equações. Iniciaremos com a equação da 
formação da água. 
H₂ + O₂  H₂O 
Os reagentes, mostrados no lado esquerdo da equação, são o gás hidrogênio (H₂) e o 
gás oxigênio (O₂). Eles reagem e formam a água (H₂O) que corresponde ao produto, no 
lado direito. Esse exemplo se refere a uma equação não balanceada, uma vez que ela 
não respeita a Lei da Conservação de Massas, pois existem dois átomos de oxigênio no 
reagente e um átomo no produto, sendo necessário fazer o balanceamento dela 
(FABREGA, 2016). 
A equação balanceada deve conter duas moléculas de hidrogênio que reagem com 
uma molécula de oxigênio e geram duas moléculas de água. Veja abaixo a forma 
correta: 
2H₂ + O2  2H₂O 
Ou ainda pode-se usar frações no balanceamento: 
H₂ + ½ O2  H₂O 
Vamos balancear outra equação: 
C2H6O + O2  CO2 + H2O 
Veja que a quantidade de carbono nos reagentes e no produto difere uma da outra. 
Então, igualamos isso, colocando o índice de um como coeficiente do outro: 
https://www.educamaisbrasil.com.br/enem/quimica/hidrogenio
https://www.educamaisbrasil.com.br/enem/quimica/oxigenio
https://www.educamaisbrasil.com.br/enem/geografia/agua
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C2H6O + O2 –> 2CO2 + H2O 
Agora partimos para a quantidade de hidrogênio. Nos reagentes temos 6 e, no 
produto, 2 hidrogênios. Multiplicando o H2O por 3, é fácil chegar aos 6 necessários 
para o balanceamento: 
C2H6O + O2 –> 2CO2 + 3H2O 
Por fim, o oxigênio. Enquanto temos 3 átomos do elemento nos reagentes, agora no 
produto são 7 átomos de oxigênio. Então, é necessário acertar o coeficiente de O2 nos 
reagentes para que a equação esteja, finalmente, balanceada. Assim, atribuindo um 
coeficiente 3 para O2, temos 7 átomos de oxigênio. Somado ao átomo já existente em 
C2H6O, chegamos aos mesmos 7 átomos de oxigênio presentes no produto. 
Dessa forma, a equação balanceada fica assim: 
C2H6O + 3O2 –> 2CO2 + 3H2O 
*Lembre-se de que o coeficiente 1 não é escrito antes das substâncias, uma vez que 
sua presença já está subentendida (STOODI, 2020). 
5.4 Sistema e vizinhanças; trabalho e calor; entalpia. 
O calor e trabalho são formas equivalentes de transformações de energia de um 
sistema para sua vizinhança. A região na qual estamos interessados em estudar é 
chamada de sistema. Um sistema pode ser o corpo humano, um recipiente contendo 
um gás, um béquer com ácido, entre tantos outros (ATKINS e JONES, 2012). Tudo que 
estiver externo a este sistema é chamado de vizinhança. 
A vizinhança inclui a área onde fazemos observações sobre a energia transferida de um 
sistema ou retirada dele. Um sistema pode ser aberto (troca matéria e energia com a 
vizinhança), fechado (só troca energia) e isolado (não há quaisquer trocas). O sistema ea vizinhança formam o que chamamos de universo. 
 
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59 
 
A energia está na base da civilização. Usamos energia em várias formas e para 
sustentar a vida, para ficar suficientemente quente ou frio, para nos movermos e para 
pensar (ATKINS e JONES, 2012). Na hora de suprir nosso corpo com alimentos, 
contamos com reações onde ocorre a liberação de energia, essa reação permite 
manter nosso corpo aquecido. O metabolismo, por exemplo, são transformações de 
matéria e energia presentes em seres vivos. E é graças ao metabolismo que as células 
crescem e se reproduzem. 
A energia é a capacidade de um sistema executar trabalho. Os químicos definem 
trabalho como a variação orientada de energia que resulta de um processo. Todas as 
formas de energia podem ser interconvertidas. Sentimo-nos quentes quando ficamos 
ao Sol porque sua energia radiante se transforma em energia térmica na nossa pele. 
Quando praticamos exercícios físicos, a energia química armazenada nos nossos 
corpos é usada para produzir energia cinética. 
Quando uma bola começa a rolar ladeira abaixo, a sua energia potencial é convertida 
em energia cinética. Os cientistas chegaram à conclusão de que, embora assuma 
formas diferentes e interconversíveis, a energia não pode ser destruída nem criada. 
Quando uma forma de energia desaparece, outra forma (de igual grandeza) deve 
aparecer, e vice-versa. Este princípio é conhecido como lei da conservação da energia: 
a quantidade total de energia no Universo permanece constante (CHANG, 2013). 
Quase todas as reações químicas absorvem ou produzem (liberam) energia, 
geralmente na forma de calor. É importante compreender a distinção entre energia 
térmica e calor. Calor é a transferência de energia térmica entre dois corpos que estão 
a temperaturas diferentes. Ou seja, falamos frequentemente em “fluxo de calor” de 
um objeto quente para um frio. 
Embora o termo “calor” implique transferência de energia, fala-se normalmente em 
“calor absorvido” ou “calor liberado” quando se descrevem as variações de energia 
que ocorrem em um processo. Estas variações são chamadas de Entalpia e estudadas 
por uma área chamada Termoquímica que, por sua vez, é estudada pela 
Termodinâmica. 
, 
 
 
60 
 
A Figura 5.2, já apresentada, ilustra reações química que ocorrem com absorção e 
liberação de calor. Se o calor é liberado durante a reação, esta e chamada exotérmica. 
Se o calor é absorvido, a reação e chamada de endotérmica. 
5.5 Tipos de reações químicas: neutralização, combustão, precipitação e oxi-redução. 
As reações químicas podem ser classificadas perante a sua velocidade, aquecimento, 
reversibilidade, mas, principalmente, pelas suas substancias participantes, ou seja, 
pelos reagentes e produtos envolvidos na reação. Dentro dessa classificação temos 
quatro tipos de reações (FABREGA, 2016). Vejam exemplos abaixo: 
Reação de Síntese ou Adição: H2 + O2  H2O 
Reação de Decomposição ou Análise: CaCO3  CaO + CO2 
Reação de Simples Troca ou Deslocamento: Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 
Reação de Dupla Troca: NaOH + HCl  NaCl + H2O 
Nas reações de simples troca, a substância simples é um metal que promove o 
deslocamento de outro metal (cátion) presente na substância composta. Para que isso 
ocorra, o metal da substância simples tem que ser mais reativo que o cátion da 
substância composta. É necessário que o elemento livre seja mais reativo, portanto, 
segue a fila de reatividade. 
REATIVIDADE DOS METAIS: Grupo 1A > grupo 2A > Al > Mn >Zn > Cr > Fe > Ni > Pb > 
H > Cu >Ag > Pt > Au 
REATIVIDADE DOS AMETAIS: F > O > Cl > Br > I > S > N > P > C 
As reações de dupla troca ocorrem entre duas substâncias compostas que trocam 
elementos entre si, formando duas novas substâncias compostas. Ocorrem quando 
pelo menos uma das condições aparecem: um precipitado (substância insolúvel); ou 
um gás (substância volátil = baixo ponto de ebulição); ou um produto não-ionizado 
(fraco). 
, 
 
 
61 
 
Muitas das reações químicas acontecem em soluções aquosas, portanto, podemos 
classificar as reações em de neutralização, precipitação e oxi-redução. 
Um dos mais clássicos exemplos de dupla troca é a reação de neutralização entre um 
ácido e uma base, O ânion do ácido troca de lugar com a hidroxila da base, ao mesmo 
tempo em que o cátion da base troca de lugar com o hidrogênio do ácido. Dessa 
reação, formam-se sal e água. Observe o exemplo a seguir: H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + 
H2O. 
A reação de precipitação é uma reação de dupla troca entre reagentes solúveis em que 
ocorre a formação de um precipitado (produto insolúvel). O nitrato de prata (AgNO3) e 
o cloreto de sódio (NaCl) são solúveis em água; entretanto, quando colocados juntos, 
reagem formando um precipitado insolúvel chamado de cloreto de prata, conforme a 
reação a seguir: 
AgNO3 (aq) + NaCl (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (s). 
Algumas reações de dupla troca não necessariamente acontecem com a formação de 
precipitado. Elas podem ocorrer a partir de reagentes não voláteis formando pelo 
menos um produto volátil. Os medicamentos efervescentes contêm, entre outros 
componentes, NaHCO3 e também um ácido em pó. Ao ser jogado na água ocorre a 
formação do gás carbônico, conforme a reação a seguir, onde X representa o ânion de 
um ácido qualquer: 
HX + NaHCO3 → NaX + H2CO3 
O ácido carbônico, H2CO3, é um ácido fraco que se decompõe facilmente formando 
água e gás carbônico (produto volátil). Dessa forma, a reação completa é: 
HX(aq) + NaHCO3(aq) → NaX(aq) + H2(g) + CO2 (g) 
As reações de oxidação-redução, ou redox, são consideradas reações de transferência 
de elétrons. Elas também são muito comuns no mundo que nos rodeia. É o caso da 
queima de combustíveis fosseis, bem como da ação dos alvejantes domésticos. Grande 
parte dos processos redox ocorre na água, mas nem todas as reações redox acontecem 
em solução aquosa. A semirreação que envolve perda de elétrons é chamada de 
reação de oxidação. A semirreação que envolve ganho de elétrons é chamada de 
reação de redução. 
, 
 
 
62 
 
Considere a formação do óxido de magnésio (MgO) a partir de magnésio e oxigênio: 
2Mg(s) à O2(g) + 2MgO(s) 
O oxido de magnésio (MgO) é um composto iônico formado pelos íons Mg2+ e O2-. 
Nesta reação, dois átomos de Mg dão ou transferem quatro elétrons a dois átomos de 
O (em O2). Para simplificar, podemos pensar neste processo em duas etapas, uma 
envolvendo a perda de quatro elétrons pelos dois átomos de Mg, e a outra envolvendo 
o ganho de quatro elétrons por uma molécula de O2: 
 
Já as reações de combustão são exotérmicas, ou seja, liberam calor para o ambiente. 
Para que ocorram, é necessário ter como reagentes materiais combustíveis (contendo 
C e H) e o oxigênio como comburente, além de calor. Exemplo de reação de 
combustão: queima de gás de cozinha, gasolina, óleos e outros combustíveis. 
 
Saiba Mais 
Esse artigo auxiliara você a assimilar os fatores que favorecem a ocorrência das 
reações químicas: . Acesso em: 24 mar. 2021. 
Esse artigo traz dez exercícios para que você pratique os conhecimentos adquiridos 
sobre o balanceamento de equações químicas. Disponível em: 
. Acesso em: 25 mar. 2021. 
 
 
 
 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/fatores-que-influenciam-velocidade-das-reacoes.htm%3e
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/fatores-que-influenciam-velocidade-das-reacoes.htm%3e
https://beduka.com/blog/exercicios/exercicios-sobre-balanceamento-de-equacoes-quimicas/.%3e
https://beduka.com/blog/exercicios/exercicios-sobre-balanceamento-de-equacoes-quimicas/.%3e
, 
 
 
63 
 
Conclusão 
Estudamos que as reações químicas são transformações na qual ligações químicas de 
reagentes são rompidas enovas ligações são formadas e que existem fatores que 
propiciam a ocorrência das reações químicas e formação de produtos. As reações são 
escritas em formas de equações que devem ser balanceadas por meio de coeficientes 
estequiométricos. Também vimos que as reações químicas envolvem transformações 
de energia e podem ser classificadas em vários tipos. 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
BEDUKA. Exercícios sobre balanceamento de equações químicas com gabarito. 2020. 
Disponível em: . Acesso em: 25 mar. 2021. 
BLOG STOODI. Balanceamento químico: entenda tudo sobre este tema. S.D. 
Disponível em: . 
Acesso em: 26 mar. 2020. 
BROWN, T. L. Química: A ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007. 
CHANG, R. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. 
FABREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora 
Educacional. 2016. 
FOGAÇA, J. Fatores que influenciam a velocidade das reações. Manual da Química, 
S.D. Disponível em: . Acesso em: 24 mar. 2021. 
FOGAÇA, J. R. V. Condições para Ocorrência de Reações Químicas. Brasil Escola, S.D. 
Disponível em: . Acesso em: 24 mar. 2021. 
SOUZA, G. P. V. A. Química para o Ensino de Ciências. Natal: EDUFRN. 2005. 
UCKO, D. A. Química para as Ciências da Saúde: uma introdução a química geral, 
orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1992. 
 
https://www.stoodi.com.br/blog/quimica/balanceamento-quimico/%3e
, 
 
 
64 
 
 
6 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
Apresentação 
A partir de uma equação química balanceada e das leis de conservação das massas e 
proporção, você pode realizar vários cálculos, que são chamados de cálculos 
estequiométricos. As grandezas químicas são agrupamentos de categorias (átomos, 
elementos, mol). Desta forma, há unidades de medida e relações de proporção entre 
essas grandezas: massa atômica, massa molar, número de Avogadro, mol e volume 
molar. 
O cálculo estequiométrico, ou estequiometria, estuda as relações de massa, mol, 
partículas volume entre reagentes e produtos nas reações químicas. Neste último 
bloco iremos estudar os cálculos envolvidos para compreender rendimentos de 
reações. Bons estudos! 
6.1 Grandezas químicas: massa molar 
O conceito de massa atômica aplica-se a átomos de um elemento. As massas atômicas 
dos elementos são encontradas na Tabela Periódica. Para os agregados atômicos de 
uma substância, utiliza-se o conceito de massa molar (anteriormente chamada de 
massa molecular ou peso molecular). 
A massa molar de qualquer composto é a soma das massas atômicas de todos os 
átomos que fazem parte de uma molécula desse composto. A molécula de H2O, por 
exemplo, tem 2 átomos do elemento hidrogênio e 1 átomo do elemento oxigênio. A 
substancia iônica Fe(OH)3, tem 1 átomo de ferro, 3 átomos de oxigênio e 3 átomos de 
hidrogênio. Sabe-se qual a massa de cada átomo, mas como calcular a massa final dos 
compostos? 
Para encontrar a massa molar de um composto, adicione as massas atômicas de todos 
os átomos que estão presentes nesse composto. Veja como calcular a massa molar 
(em g/mol) dos compostos água, glicose e fosfato de cálcio, respectivamente 
(SACKHEIM e LEHMAN, 2001). 
, 
 
 
65 
 
H2O: 18 g/mol 
 
C6H12O6: 180 g/mol 
 
Ca3(PO4)2: 310 g/mol 
 
A composição percentual de um composto pode ser calculada a partir dos valores 
relativos das massas atômicas dos elementos presentes nesse composto. Considere o 
composto Ca3(PO4)2, fosfato de cálcio, cuja massa molar, encontrada anteriormente, é 
de 310. Desta massa, 120 correspondem ao cálcio, 62 ao fósforo e 128 ao oxigênio. 
Então temos (SACKHEIM e LEHMAN, 2001): 
 
6.2 Grandezas químicas: mol e constante de Avogadro 
Como os átomos possuem massas pequenas, não é possível inventar uma balança para 
pesá-lós em unidades definidas de massa atômica. Em situações concretas, lidamos 
com amostras constituídas por inúmeros átomos, daí ́a utilização conveniente de uma 
unidade especial para exprimir essas grandes quantidades. 
, 
 
 
66 
 
A ideia de uma unidade para representar muitos objetos não é nova. Por exemplo, um 
par (2 unidades), uma dúzia (12 unidades) e uma centena (100 unidades) são unidades 
familiares. Os químicos medem átomos e moléculas em mols (CHANG, 2013; 
SACKHEIM; LEHMAN, 2001), com o objetivo de tornar o trabalho numérico com 
partículas, massa e volume de uma determinada matéria mais próximo do mundo 
macroscópico. 
No sistema SI de unidades, o mol é a quantidade de substância que contém tantas 
entidades elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) quantas existem em, 
exatamente, 12 g (ou 0,012 kg) do isótopo carbono-12. O número de átomos existente 
em 12 g de carbono-12 é determinado experimentalmente. Este número é chamado 
de número de Avogadro (NA), em homenagem ao cientista italiano Amedeo Avogadro. 
Em geral arredondamos o número de Avogadro para 6,022 x 1023. Assim, tal como uma 
dúzia de laranjas contém 12 laranjas, também 1 mol de átomos de hidrogênio contém 
6,022 x 1023 átomos de hidrogênio (CHANG, 2013). 
Um mol de qualquer substância tem uma massa, em gramas, igual à sua massa molar 
(ou atômica). 
 
O mol também pode indicar o volume em litros ocupado por 6,022 x 1023 moléculas de 
um gás: 
1 mol de CO2: ocupa 22,4 L, que corresponde ao espaço ocupado por 
6,02x1023 moléculas de CO2. 
Para relacionar todos os conceitos que você precisará para cálculos estequiométricos 
lembre-se de: 
1 mol = 6,02x1023 “entidades” = massa molar (g/mol) = volume molar (22,4 L) 
 
 
, 
 
 
67 
 
6.3 Reagentes limitantes e em excesso 
Em uma reação química, a quantidade utilizada de reagentes pode limitar a 
quantidade de produtos formada pela reação. Quando isso acontece, refere-se ao 
reagente como reagente limitante (ou reativo limitante). 
Assim, o reagente limitante define a extensão da reação, ou seja, quanto de produto 
irá ser formado. O reagente limitante é aquele que está em proporção 
estequiométrica insuficiente. Ele é o reagente que será inteiramente consumido se o 
rendimento da reação for máximo. 
Segundo Drekener, em 2017, um reagente em excesso é aquele que está em uma 
quantidade estequiométrica superior à dos demais reagentes. Então, ele é chamado 
de reagente em excesso porque não vai ser inteiramente consumido na reação, 
porque os demais reagentes não existem na reação em quantidades suficientes para 
consumi-lo. 
Você deve estar se perguntando por que colocar um dos reagentes em excesso em 
relação ao outro, a resposta pode envolver diversos fatores como o preço de um dos 
reagentes ser muito elevado com relação ao outro, portanto, não podemos ter 
nenhum tipo de perda. Outra razão é a purificação do produto, o reagente em excesso 
pode ser facilmente removido do meio reacional, facilitando a obtenção do produto 
em sua forma pura (DREKENER, 2017). 
Para fazer cálculos estequiométricos nas reações químicas deve-se seguir alguns 
passos. De maneira geral, estas são as etapas: 
1. Escrever a equação química corretamente apontando os reagentes e produtos 
formados. 
2. Verificar se a equação precisa ser balanceada. 
3. Identificar as proporções entre reagentes e produtos. 
4. Converter as unidades para mol, massa ou volume, conforme for necessário 
, 
 
 
68 
 
5. Fazer uma regra de três com as quantidades estequiométricas ideais 
dos reagentes. 
6. Comparar as quantidades fornecidas com a quantidade estequiométrica, 
determinando os reagentes limitante e em excesso. 
Exemplo (FOGAÇA, 2021): 
Uma massa de 138 g álcooletílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de 
oxigênio (O2), em condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa de gás 
carbônico liberado e o excesso de reagente, se houver? 
Como estão sendo pedidos valores de massa, será necessário calcular inicialmente as 
massas molares das substancias para usar no cálculo da regra de 3. A reação 
balanceada é dada por: 
 
Só de analisarmos os dados, vemos que a massa de oxigênio é proporcionalmente 
maior que a do álcool, assim o oxigênio é o reagente em excesso nesta reação e o 
álcool etílico é o reagente limitante. 
Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente 
limitante: 
 
A massa de oxigênio em excesso é determinada de forma análoga: 
, 
 
 
69 
 
 
A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que 
efetivamente reagiu: 
320g - 288g= 32g 
6.4 Rendimentos Teóricos e Percentuais 
A quantidade de produto que é formada quando o reagente limitante é totalmente 
consumido em uma reação é conhecida como rendimento teórico. Estes cálculos são 
amplamente utilizados em indústrias farmacêuticas nas etapas de produção. 
Entretanto, ao realizarmos uma reação na bancada, observamos que nem todo 
regente se transforma em produto, ou seja, a quantidade de produto realmente obtida 
é quase sempre menor do que o rendimento teórico. Então tem o que chamamos de 
rendimento real da reação. Os rendimentos teóricos e reais podem ser calculados 
utilizando a massa, o mol ou o volume do produto obtido. 
O rendimento percentual é obtido quando dividimos o rendimento real pelo teórico, 
multiplicando por 100. Lembre-se de que esta fórmula pode ser substituída por uma 
regra de três simples (DREKENER, 2017). 
 
Com base nessa definição, podemos esperar que um rendimento percentual tenha um 
valor entre 0% e 100%. Se nosso rendimento percentual for maior que 100%, isso 
significa que provavelmente calculamos algo de maneira incorreta ou que cometemos 
um erro experimental (KHAN ACADEMY, 2021). 
 
, 
 
 
70 
 
Utilizando um exemplo dado por MAHAN e MYERS (2002), uma dada reação química 
de precipitação entre 1g de nitrato de prata (AgNO3) e 0,34g de cloreto de sódio (NaCl) 
formou 0,6 g de cloreto de prata (AgCl). Os valores apresentados são da Massa 
molares dos compostos: 
 
Veja que essa reação formou AgCl e NaNO3. O AgCl é o precipitado de cloreto de prata 
(AgCl) e usando a estequiometria na reação de 1g de AgNO3 ou 0,34g de NaCl, obteria 
0,84g de AgCl, conforme calculo demonstrado abaixo. 
 
 
A partir do cálculo estequiométrico, verificamos que realmente deveria ser produzido 
0,84g de AgCl. Entretanto, isso é esperado quando consideramos um rendimento 
teórico de 100%. 
Vamos lembrar que, no enunciado, é informado que foi obtido 0,60g de AgCl. Então, 
qual foi o rendimento real da reação? 
 
Desta forma, identifica-se que, nas reações químicas, nem sempre teremos 100% de 
rendimento. Neste caso, o rendimento real reacional foi de 71,42%. Isso pode ocorrer 
por erros analíticos durante o processo experimental. 
Outro calculo importante na indústria se baseia no grau de pureza dos reagentes. Este 
é dado pela divisão entre a massa da substancia pura e a massa total da amostra. 
, 
 
 
71 
 
6.5 Cálculos Farmacêuticos 
Considerando o grande número de intervenções às quais o paciente é submetido 
durante a internação hospitalar, uma alta taxa de erros é uma possibilidade de 
conhecer e aplicar adequadamente os fundamentos da aritmética e da matemática 
para auxiliar o profissional de saúde na prevenção de erros relacionados ao preparo, a 
dosagem e ou à administração de medicamentos (COREN, 2011). 
Os cálculos são essenciais para a prática farmacêutica tanto para o preparo ou 
fracionamento de formulações para pacientes quanto para a determinação das 
quantidades de ingredientes para adicionar às misturas intravenosas e outras 
formulações manipuladas (THOMPSON,2013). 
Para fornecer doses corretas dos medicamentos aos pacientes, deve-se ter uma boa 
compreensão das unidades de medida para os fármacos; expressões de quantidade e 
de concentração aceitas para medicamentos; e preparações, conhecimentos e 
habilidades em usar tais informações ao executar os cálculos necessários para o 
fornecimento correto da terapia medicamentosa (BOYER, 2010; COREN, 2011). 
Segundo ANSEL e STOKLOSA (2008), o escopo dos cálculos farmacêuticos inclui o 
cálculo de: 
• Dosagem de fármacos, regimes de dosagem, taxas de administração de 
medicamentos e adesão do paciente ao tratamento prescrito; 
• Taxas de absorção dos fármacos, distribuição corporal, metabolismo e 
excreção; 
• Formulações farmacêuticas e produções de lotes de várias quantidades; 
• Prescrições e ordens de medicação que requerem manipulação; 
• Dados de testes físicos e químicos e ensaios para o controle de qualidade de 
formas de dosagem e sistemas de liberação de fármacos; 
, 
 
 
72 
 
• Pureza química, características físicas e atividade biológica de fármacos e 
substâncias farmacêuticas. 
 Alguns exemplos (ANSEL, 2008; COREN, 2011; THOMPSON,2013) serão dados para 
compreensão da importância de grandezas relacionadas a matéria, e abordadas em 
química, no dia a dia de um farmacêutico. 
Exemplo 1 - Se 3 comprimidos de aspirina contêm 975 miligramas, quantos 
miligramas existem em 12 comprimidos? 
 
Exemplo 2 - Se 30 mililitros (mL) representam 1/6 do volume de uma prescrição, 
quantos mililitros representarão 1/4 do volume? 
 
Exemplo 3 - Se o estudo clínico de um novo fármaco demonstrasse que ele atendeu 
aos critérios de efetividade em 646 dos 942 pacientes testados no estudo, como 
seriam os resultados expressos como uma fração decimal e como uma porcentagem? 
, 
 
 
73 
 
 
Exemplo 4 - Para uma suspensão de amoxicilina 5 mg/mL, considerando posologia de 
5 mL, 3 vezes ao dia, pergunta-se: 
a) quantos miligramas o paciente está tomando em cada dose? 
b) Se for necessário preparar 200 mL desta suspensão, quanto será utilizado de ativo? 
Resposta: 
a) Em cada dose 
5 mg amoxicilina – 1 mL suspensão 
x mg amoxicilina – 5 mL 
x = 25 mg amoxicilina em cada dose 
b) Preparar 200 mL suspensão 
5 mg amoxicilina – 1 mL suspensão 
y mg amoxicilina – 200 mL suspensão 
y = 1.000 mg amoxicilina (ativo) 
, 
 
 
74 
 
Exemplo 5. Um elixir de sulfato ferroso contém 220 mg de sulfato ferroso (FeSO4. 
7H20) por dose de uma colher de chá. Quantos miligramas de ferro elementar estão 
representados na dose? 
 
Saiba Mais 
Veja este vídeo que aborda resumidamente os Cálculos Estequiométricos. Disponível 
em: . Acesso em: 27 mar. 
2021. 
Veja este outro vídeo sobre Cálculos farmacêuticos para dispensação de 
medicamentos. Disponível em: . Acesso em: 27 mar. 2021. 
Conclusão 
Estudamos, neste bloco, a importância das reações químicas e que elas ocorrem 
quando substancias reagentes formam novos produtos e que toda reação segue as leis 
de massa ou volume. A partir das reações e suas leis, utilizamos cálculos estequiométricos 
para identificar a quantidade dos componentes em mols, massa, número de partículas (moléculas 
ou átomos) ou volume. 
Para realizar estes cálculos estequiométricos lembrem-se de escrever corretamente a 
equação química; balancear; verificar o objetivo do cálculo; transformar unidades caso 
sejam necessárias; montar e resolver a regra de três; e por fim encontrar a informação 
desejada. 
 
 
https://www.youtube.com/watch?v=VV6_UuhbSxU%3e
https://www.youtube.com/watch?v=B7eT6ghI7Bo%3e
, 
 
 
75 
 
É importante ressaltar que são atribuições dos farmacêuticos o preparo e 
administração de medicamentos; leitura e diagnóstico de exames laboratoriais; dentre 
várias outras que demandam conhecimentos matemáticos para realizar seu trabalho 
de modo correto na administração e dispensação de medicamentos.REFERÊNCIAS 
ANSEL, H. C.; STOKLOSA, M. J. Cálculos Farmacêuticos. 12. Ed. Porto Alegre: Artmed, 
2008. 
BOYER, M. J. Calculo de dosagem e preparação de medicamentos. Rio de janeiro: 
Guanaba Koogan, 2010. 
CHANG, R. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. 
CONSELHO REGIONAL DE ENFERMAGEM - COREN. Boas Práticas: Cálculo Seguro. São 
Paulo, 2011. 
DESCOMPLICA. Estequiometria: O que cai no vestibular? 2017. (7m31s). Disponível 
em: . Acesso em: 27 mar. 2021. 
DREKENER, R. L. Química. São Paulo: Editora e Distribuidora Educacional S.A., 2017. 
FOGAÇA, J. R. V. Reagente em excesso e reagente limitante. Brasil Escola, S.D. 
Disponível em: . Acesso em: 27 de março de 2021. 
KHAN ACADEMY. Reagente limitante e rendimento das reações. S.D. Disponível em: 
. Acesso em: 26 mar. 2021. 
MAHAN, B.; MYERS, R. Química: um curso universitário. São Paulo: Ed. Edgard Blucher 
LTDA. 2002. 
SACKHEIM, G. I.; Lehman, D. Química e Bioquímica para Ciências Biomédicas. 8 ed. 
Barueri: Editora Manole, 2001. 
THOMPSON, J. E. A prática farmacêutica na manipulação de medicamentos. 3. ed., 
Porto Alegre: Artmed, 2013. 
VIDA DE FARMÁCIA. Cálculos farmacêuticos para Dispenção de medicamentos. 2021. 
(12m56s). Disponível em: . Acesso 
em: 27 mar. 2021.por átomos de elementos químicos diferentes). Veja exemplos na Tabela 
1.2. 
Tabela 1.2 - Exemplos de substancias simples e compostas 
Substancias Simples Substancias Compostas 
Hidrogênio, H2 Água, H2O 
Oxigênio, O2 Gás Carbônico, CO2 
Ozônio, O3 Glicose, C6H12O6 
Fosforo, P4 Hidróxido de Sódio, NaOH 
Ferro, Fe Ácido Clorídrico, HCl 
 
Fonte: Elaborado pela própria autora. 
, 
 
 
8 
 
As misturas são formadas com a junção de duas ou mais substâncias simples ou 
compostas. Elas não apresentaram propriedades fixas, portanto, suas temperaturas, 
densidade e solubilidades serão variáveis em comparação as substâncias que as 
compõem. Como exemplo, a água tem uma temperatura de fusão de 00C e 
temperatura de ebulição de 100oC. Quando misturamos a água com qualquer outra 
substância, já não serão mais estas temperaturas. Assim, a temperatura nos estados 
de transição entre sólido-líquido ou líquido-vapor varia com tempo, diferentemente 
para uma substância pura onde a temperatura permanece constante. 
As misturas são classificadas em homogêneas (quando apresentam uma única fase 
mesmo tendo vários componentes) e heterogêneas (em que se visualiza 2 ou mais 
fases). Existem processos bem conhecidos para realizar separação de misturas tanto 
homogêneas quanto heterogêneas. Verifique no “saiba mais” indicações de leituras 
para revisão destes processos de separação. 
1.2.3 Representação Química 
A química utiliza de representações para explicar as transformações que uma matéria 
pode sofrer. Os elementos que constituem nosso mundo combinam-se para produzir a 
matéria em uma infinidade de formas. As fórmulas químicas, por exemplo, 
representam o número e o tipo de átomos que constituem uma substancia. As 
fórmulas podem ser do tipo iônica, molecular, eletrônica e estrutural plana. Isso será 
abordado mais profundamente no tópico sobre ligações químicas. 
Quando houver uma transformação química, esta poderá vir representada por uma 
equação química. Uma equação química é a representação qualitativa e quantitativa 
de uma reação química. Essas equações sempre apresentam uma estrutura em que as 
fórmulas moleculares ou unitárias das substâncias iniciais (reagentes) são escritas do 
lado esquerdo da seta e as fórmulas das substâncias finais (produtos) são escritas do 
lado direito da seta. 
Reagentes → Produtos 
Exemplo: H2 + O2 → H2O 
, 
 
 
9 
 
A equação química mostra o aspecto qualitativo da reação, ou seja, quais foram as 
substâncias que reagiram e que foram produzidas. Existem símbolos que podem ser 
acrescentados na equação que indicam outros aspectos qualitativos. Veja alguns deles: 
gás (g); vapor (v); líquido (l); moléculas ou íons em solução aquosa (aq); sólido (s); 
cristal (c); precipitado (ppt). 
1.3 Unidades de Medidas: massa, volume, densidade e temperatura 
O Sistema Internacional de Unidades (sigla SI) é um conjunto sistematizado e 
padronizado de definições para unidades de medida, utilizado em quase todo o mundo 
moderno, que visa a uniformizar e facilitar as medições e as relações internacionais. 
Ele define sete grandezas (e suas unidades básicas) que são usadas para expressar 
todas as quantidades físicas: comprimento (m), massa (Kg), tempo (s), corrente elétrica 
(A), temperatura (K), intensidade luminosa (cd) e quantidade de matéria (mol). 
As unidades podem ser combinadas para formar unidades derivadas que expressam 
propriedades mais complexas do que massa, comprimento e tempo. Por exemplo, o 
Volume, V, que expressa a quantidade de espaço ocupada por uma substancia é o 
produto de três comprimentos, por isso, sua unidade é m3. Do mesmo modo, a 
Densidade, d, é a razão da massa da substancia por seu volume e sua unidade é kg.m-3 
ou g.cm-3 (ATKINS E JONES, 2012). A temperatura é o grau de agitação médio das 
partículas, medida em Kelvin. Uma temperatura em graus Celsius deve ter acrescido o 
valor de 273 para ser convertida em Kelvin. 
Em muitas atividades cotidianas, podemos nos deparar com estas grandezas em outras 
unidades e, portanto, será necessário fazer conversões. Os prefixos do SI permitem 
escrever quantidades de maneira mais clara para quem trabalha em uma determinada 
faixa de valores. Os prefixos oficiais são demonstrados na Tabela 1.3: 
 
 
 
, 
 
 
10 
 
Tabela 1.3. Prefixos mais comuns do Sistema Internacional de unidades 
 
Fonte: MUNIZ, S.D. 
1.4. Transformações químicas e físicas. Energia e Calor 
A matéria pode sofrer tanto transformações físicas quanto químicas. As 
transformações físicas são aquelas que não alteram a estrutura interna da matéria, isto 
é, não mudam a identidade química das substâncias nem dos átomos. A matéria muda 
seu estado físico, sua forma, mas não deixa de ser a matéria de origem. Exemplos: 
evaporação da água, sublimação do gelo seco, dissolução do açúcar na água, condução 
da corrente elétrica em um fio de cobre, dentre vários outros. 
Nas transformações químicas ocorrem alterações na identidade química das 
substâncias, mas a identidade dos átomos se conserva, formando os produtos (novas 
substancias). As evidências que identificam uma transformação química são: mudança 
de cor; mudança de cheiro; liberação e gás ou efervescência; liberação de energia na 
forma de calor ou luz; formação de precipitado (sólido) e produção de fumaça. 
Podemos mencionar como exemplos: amadurecimento e apodrecimento de frutas; 
combustão de substancias; comprimido efervescente adicionado à água; produção de 
etanol a partir da cana-de-açúcar; formação da ferrugem em um portão de aço; dentre 
vários outros. 
Muitas das transformações químicas acontecem por meio de energias. Energia é um 
conceito cientifico básico relacionado com a matéria e existe em diferentes formas. É 
simplesmente a capacidade de realizar trabalho, de fazer a matéria se mover. Os 
químicos têm interesse especial em uma forma de energia chamada energia interna 
que é a energia presente dentro da matéria. 
, 
 
 
11 
 
A energia pode ser transformada de uma forma para outra, embora a quantidade 
permaneça a mesma (Lei da Conservação da Energia) e sua unidade internacional é o 
Joule (J). Você está familiarizado com outra unidade de energia, a caloria, simbolizada 
por cal. 1 caloria tem 4,18J (UCKO, 1992). É comum usar a unidade maiúscula Cal para 
designar Kcal (1000cal). 
A energia pode ser transferida por meio de trabalho ou calor. Trabalho envolve 
movimento de objeto, já o calor é a energia transferida de um objeto mais quente para 
outro mais frio. Por exemplo, se você tocar num forno quente, a energia do forno é 
transferida para seu dedo. A energia sempre é transferida de um objeto com 
temperatura mais alta para outro de temperatura mais baixa. Calor também pode ser 
medido por J ou cal. 
Alguns materiais metálicos necessitam de pouco calor para aumentar sua 
temperatura. Já a água necessita de muito mais calor para sofrer a mesma variação de 
temperatura. A relação entre calor absorvido por variação de temperatura é chamada 
capacidade calorifica. A água é usada em bolsas de água quente porque muda de 
temperatura relativamente devagar, fornecendo calor por longo tempo enquanto 
gradualmente esfria (UCKO, 1992). 
1.5 Laboratório Químico 
Toda vez que se entra em um laboratório para realizar uma análise química, precisa-se 
estar preparado sabendo o que irá fazer, qual o propósito, qual equipamentos de 
proteção individual devem ser utilizados, pesquisar sobre o grau de toxicidade de 
reagentes, quais conceitos teóricos estão envolvidos nas possíveis técnicas a serem 
utilizadas, por exemplo. 
Todo laboratório é um local de trabalho e que, portanto, deve-se trabalhar com 
seriedade e atenção para evitar acidentes. A seguir, seguem algumas normas bastante 
comuns para sua segurança em qualquer laboratório de análises químicas. Algumas 
delas são descritas, por exemplo, pela Sociedade Brasileira de Farmacognisia 
(SBFgnosia, 2009): 
,12 
 
 A presença em um laboratório só é permitida com o EPI (Equipamento de 
Proteção Individual) próprio, ou seja, um avental (jaleco) de mangas e 
devidamente fechados. Outros EPI’s (luvas, óculos de proteção, máscara e 
outros), eventualmente necessários, também deverão ser utilizados conforme 
orientações. 
 Não é permitida a prática de laboratório com trajes curtos como shorts, 
bermudas, ou saias curtas, também é vedado, o uso de sandálias, chinelos, 
bonés ou sapatos abertos, que coloquem em risco a sua segurança. É proibido 
usar braceletes, anéis, colares, correntes, entre outros que possam atrapalhar e 
causar acidentes. Não usar cabelo solto. 
 Caso o usuário tenha alguma ferida exposta, esta deve estar devidamente 
protegida. 
 Não é permitido beber, comer ou fumar dentro do Laboratório, em decorrência 
do alto risco de contaminação. 
 Os pertences pessoais devem ser guardados em local adequado e não nas 
bancadas de trabalho. 
 Consultar os dados de segurança existentes antes de utilizar reagentes 
químicos com os quais não esteja familiarizado e seguir os procedimentos 
apropriados ao manusear ou manipular agentes perigosos. Não cheire, toque 
ou prove qualquer reagente. Lembre-se que a contaminação ocorre por 
inalação, ingestão e/ou absorção pela pele. 
 Leia com atenção o rótulo do frasco de reagente antes de usá-lo para certificar-
se que é o frasco certo. Todo frasco contendo reagentes, amostras e soluções 
deve ser devidamente etiquetado (identificação do material e do responsável e 
data). Não contamine os reagentes, voltando o reagente não utilizado ao frasco 
original ou usando espátulas e pipetas sujas ou molhadas. 
 Nunca deixe o bico de Bunsen aceso quando não estiver usando. Não use 
substâncias inflamáveis próximo a chama. 
, 
 
 
13 
 
 Trabalhe com cuidado com substâncias tóxicas e corrosivas, como ácidos, 
álcalis e solventes. Todo material tóxico e/ou que exale vapor deve ser usado 
na capela. 
 Manter o local de trabalho limpo e organizado antes, durante e após o uso. Ao 
final dos experimentos, todo o material deve ser deixado no lugar em que 
foram encontrados de início e devidamente limpos. 
 Usar os equipamentos do laboratório apenas para seu propósito designado. 
 Em caso de acidente, com ou sem vítimas, manter a calma e não criar pânico! 
Parar imediatamente o trabalho, isolar a área atingida, comunicar os colegas e 
alertar o responsável. Corrigir o problema ou socorrer uma vítima só se tiver 
certeza do procedimento adequado. Sentindo-se mal, avisar o supervisor e 
colegas e sair imediatamente do Laboratório. 
 Durante a realização de uma análise se fazem necessárias anotações de tudo 
que é observado, de valores de massa e volumetria, tempo de experimento, 
enfim das condições iniciais e finais do sistema, portanto um caderno 
organizado deve ser usado especialmente para o laboratório. 
Fique atento e siga normas especificas adotadas nos seus ambientes de estudos e 
trabalho para evitar riscos. Os riscos representam possíveis danos ou efeitos adversos, 
ou seja, condições que podem ameaçar a saúde ou a integridade física, o meio 
ambiente ou a propriedade. Saiba que os riscos podem ser classificados como físico 
(que abrange umidade, temperatura, radiação, vibração, ruído, entre outros), químico 
(vapor, gás, poeira, substâncias químicas, entre outros) e biológico (fungos, bactérias, 
vírus, entre outros), situacional (abrange equipamentos, instalações, ferramentas, 
operações, materiais, entre outros), humano e comportamental (decorre de ação ou 
omissão humana). Desta forma, é importante que se saiba e busque as melhores 
condições de trabalho com o objetivo de redução de riscos. Faça sua parte! 
 
, 
 
 
14 
 
Saiba Mais 
Assista este vídeo sobre “Separação de Misturas – tudo o que você precisa saber”. 
Disponível em: . Acesso em 14 
mar. 2021. 
Pesquise mais sobre a destilação fracionada do petróleo e veja como é a fabricação 
de vários itens que você usa no seu dia a dia. Disponível em: 
. Acesso em: 
14 mar. 2021. 
Conclusão 
A química é parte da ciência, fatos e ideias organizados que descrevem nosso mundo. 
É definida como estudo da composição, estrutura e propriedades das substancias. A 
matéria tem três estados físicos e a energia influencia sua mudança de estado, bem 
como outras propriedades. Energia interna também influencia as transformações 
químicas que ocorrem nas matérias. Para verificar evidencias destas transformações é 
importante realizar experimentos e saber como utilizar e se comportar em um 
laboratório. 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
BORGES, G. B. C.; ALVES, J. A. Apostila de Química Pro técnico. Varginha: Centro 
Federal De Educação Tecnológica De Minas Gerais, 2017. 
CAFÉ COM QUÍMICA - PROF. MICHEL. Separação de misturas: tudo o que você precisa 
saber. (23m53s). 2018. Disponível em: . Acesso em: 14 mar. 2021. 
DREKENER, R. L. Química. São Paulo: Editora e Distribuidora Educacional S.A., 2017. 
https://www.youtube.com/watch?v=oCI-07oGg_s
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/refinamento-petroleo.htm%3e
https://www.youtube.com/watch?v=oCI-07oGg_s
https://www.youtube.com/watch?v=oCI-07oGg_s
, 
 
 
15 
 
FOGAÇA, J. R. V. Refinamento do petróleo. Brasil Escola, S.D. Disponível em: . Acesso em: 14 
abr. 2021. 
MIRA, W. Método Cientifico. Quero Bolsa, 2018. Disponível em: 
. Acesso em: 13 mar. 
2021. 
MUNIZ, S. R. Prefixos SI: Notação Cientifica. USP/UNIVESP, S.D. Disponível em: 
. Acesso em: 13 mar. 2021. 
SOCIEDADE BRASILEIRA DE FARMACOGNOSIA - SBFgnosia. Normas de Segurança de 
Laboratório. 2009. Disponível em: . Acesso em: 9 maio 2021. 
UCKO, D. A. Química para as Ciências da Saúde: uma introdução a química geral, 
orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1992. 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/refinamento-petroleo.htm
https://querobolsa.com.br/enem/biologia/metodo-cientifico%3e
https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/1118013/mod_resource/content/0/PrefixosSI%2BNotacaoCientifica.pdf%3e
https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/1118013/mod_resource/content/0/PrefixosSI%2BNotacaoCientifica.pdf%3e
https://bit.ly/35GttHF%3e
, 
 
 
16 
 
 
2 COMPOSIÇÃO DA MATERIA 
Apresentação 
Este bloco introduz o átomo que é a unidade básica de qual toda matéria é feita. Para 
entender como nosso corpo funciona, como sintetizar medicamentos, por exemplo, 
precisamos entender o que é um átomo. Também serão abordados os modelos 
atômicos; a composição de um átomo; os conceitos de número atômico e massa 
atômica; distribuição eletrônica; e classificação periódica dos elementos químicos. 
2.1 Evolução atômica 
Toda a matéria existente no universo é formada por átomos e pela sua natureza 
microscópica, o átomo não pode ser diretamente visualizado, sendo então imaginado 
um modelo para a sua descrição. 
O conceito de que a matéria é composta por pequenas porções de matéria surgiu há 
mais de 2000 anos com os filósofos gregos Leucipo e Demócrito. Eles propuseram uma 
teoria de que o universo é formado por espaço vazio e por um número (quase) infinito de 
partículas invisíveis, que se diferenciam umas das outras em sua forma, posição e disposição. 
Esta teoria postula que toda matéria é feita das partículas indivisíveis chamadas 
átomos (BORGES e ALVES, 2017; UCKO, 1992). 
A partir do reconhecimento de que toda a matéria é formada por átomos, podemos 
conhecer a evolução dos modelosatômicos. Os modelos atômicos surgiram a partir da 
necessidade de explicar a estrutura dos átomos. Quando novas evidências sobre a 
constituição dos átomos eram apresentadas um novo modelo atômico tentava 
esclarecer as descobertas. A Figura 2.1 ilustra, de modo simplificado, os cientistas 
responsáveis pela descrição de cada novo modelo atômico em uma linha do tempo. 
 
, 
 
 
17 
 
 
Fonte: Batista, S.D. 
Figura 2.1 - Linha do tempo com a evolução dos modelos atômicos 
2.2 Número Atômico e Numero de Massa. Isótopos 
A estrutura de um átomo, comprovada pelo modelo de Rutherford-Bohr, é composta 
de um núcleo e uma eletrosfera. No núcleo estão os prótons que apresentam cargas 
positivas e os nêutrons que não apresentam carga e “blindam” os prótons para não 
ocorrer aniquilação pelas partículas da eletrosfera. 
Na eletrosfera ficam os elétrons, partículas com cargas negativas, muito rápidas, que 
giram em torno do núcleo de acordo com órbitas bem determinadas. O átomo é uma 
entidade neutra, ou seja, o número de cargas positivas é igual ao número de cargas 
negativas, logo o número de prótons é igual ao número de elétrons (p+ = e-). 
Todos os átomos podem ser identificados pela quantidade de prótons e de nêutrons 
que possui. O número atômico (Z) é o número de prótons no núcleo (Z=p), de cada 
átomo de um elemento. O número de massa (A) é o número total de prótons e de 
nêutrons presentes no núcleo de um átomo de um elemento (A = p + n = Z + n). 
Para simbolizar os elementos químicos utilizamos a notação apresentada na Figura 2.2, 
utilizando como exemplo o elemento químico sódio. Vale relembrar que elemento 
químico é a junção de átomos iguais. 
, 
 
 
18 
 
 
Figura 2.2 Representação simbólica do átomo de sódio. 
Entretanto, nem todos os átomos de um mesmo elemento químico tem a mesma 
massa. Desta forma, estuda-se os isótopos (que são elementos com mesmo número 
atômico, mas diferente número de massa). A maior parte dos elementos tem dois ou 
mais isótopos. Por exemplo, há três isótopos de hidrogênio (Figura 2.3). Conhecido 
simplesmente como hidrogênio, tem um próton e nenhum nêutron, que também é 
conhecido como prótio, o isótopo deutério contém um próton e um nêutron chamado 
de deutério, e o trítio que possui um próton e dois nêutrons. 
 
Fonte: SILVA, S.D. 
Figura 2.3 - Isótopos do elemento Hidrogênio 
As propriedades químicas e físicas de moléculas substituídas isotopicamente são em 
geral muito similares. Como os elementos consistem de isótopos que tem massas 
diferentes, deve-se levar em consideração a média das massas em relação a 
abundancia natural de cada isótopo. A média das massas atômicas de um elemento 
será a massa atômica incluída na Tabela Periódica para aquele elemento químico. 
, 
 
 
19 
 
2.3 Estrutura eletrônica dos átomos. Distribuição eletrônica 
Erwin Schrodinger iniciou o estudo da mecânica quântica quando formulou equações 
ou funções de onda para os elétrons baseando-se no princípio da dualidade de Broglie 
e no princípio da incerteza de Heisenberg e, com esses estudos, verificaram como os 
elétrons estão dispostos na eletrosfera do átomo (FABREGA, 2016). 
Os elétrons estão dispostos em sete níveis (ou camadas) de energia na eletrosfera. Os 
elétrons mais próximos do núcleo do átomo têm a mais baixa energia e estão mais 
fortemente ligados ao núcleo. Cada nível pode comportar um número máximo de 
elétrons, no primeiro nível, por exemplo, só podem estar até 2 elétrons. 
Todos os níveis de energia são divididos em subníveis: s, p, d, f. Cada um destes 
subníveis comportam um número máximo de elétrons a saber: s (2 elétrons), p (6 
elétrons), d (10 elétrons), f (14 elétrons). De acordo com Heizenberg, nunca se sabe a 
posição exata de um elétron em um dado instante. Entretanto, prediz-se que eles 
podem ser encontrados em uma região chamada orbital, portanto, orbital é uma 
região na qual há maior probabilidade de encontrar o elétron, sendo que cada orbital 
pode comportar no máximo 2 elétrons. 
Com base nestes estudos, desenvolvido o Diagrama de Linus Pauling, Figura 2.4, que é 
um método para distribuir os elétrons de forma pratica em níveis e subníveis. A 
distribuição eletrônica é bastante importante para sabermos o número de elétrons 
que o elemento possui em cada nível eletrônico, assim, iremos saber como o átomo 
vai reagir com um átomo igual a ele ou diferente. 
A distribuição eletrônica é necessária para compreender como os elementos se ligam 
uns aos outros na formação de novas substâncias. Os elétrons pertencentes ao último 
nível na distribuição eletrônica (também chamada de camada de valência) são os que 
participam de algum tipo de ligação química por serem os mais distantes do núcleo. 
Por meio da distribuição eletrônica, sabe-se quais átomos precisarão receber ou doar 
elétrons para garantir estabilidade. 
, 
 
 
20 
 
 
Fonte: ARENA, S.D. 
Figura 2.4 - Diagrama de Linus Pauling. Atualmente não se usa mais os termos 
camadas de K a Q e sim, níveis. 
Como ocorre o preenchimento pelo Diagrama de Linus Pauling, por exemplo, do 
elemento cloro que contém 17 elétrons e qual sua camada de valência? Devemos 
seguir o diagrama em ordem crescente de energia, assim ficará: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. 
Verifique que o ultimo nível ocupado foi o 3º, portanto, a soma dos números 
sobrescritos (elétrons) é 5+2 = 7, logo há 7 elétrons na camada de valência do átomo 
de Cloro. 
O átomo de Ferro em seu estado neutro possui 26 elétrons e a seguinte distribuição 
eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. Verifique que o ultimo nível ocupado (o nível 
mais externo) foi o 4º, portanto, há 2 elétrons na camada de valência do átomo de 
Ferro. 
2.4 Tabela Periódica 
A Tabela Periódica foi proposta por Mendeleev em 1869. Naquela época, os estudos 
extremamente precisos dele posicionavam os elementos químicos descobertos por 
ordem de massa atômica. Posteriormente, a Tabela foi reformulada em ordem 
crescente de números atômicos (número de prótons). A Tabela Periódica, figura 2.5, 
mais atual possui 118 elementos químicos sendo 92 naturais e 26 artificiais. 
, 
 
 
21 
 
Os elementos químicos são posicionados na Tabela Periódica em linhas e colunas. As 
linhas são chamadas de períodos e as colunas de Grupos (1 a 18) ou Famílias (I a VIII). 
As Famílias chamadas A contém os elementos representativos, enquanto as Famílias 
chamadas B contém os elementos de transição (ficam no centro da Tabela). 
Os períodos são os níveis eletrônicos presentes em cada átomo (1 a 7). Já os Grupos 
correspondem aos elétrons presentes na camada de valência e trazem elementos com 
características semelhantes. A Tabela também orienta para outras características tais 
como, quais elementos são considerados metais ou não metais, estados físicos a 
temperatura ambiente e propriedades como raio atômico, eletronegatividade, entre 
outras. 
 
Fonte: LUIZ, 2020. 
Figura 2.5 - Tabela Periódica Atualizada 
 
 
, 
 
 
22 
 
No Grupo 1 (ou Família I A) estão os metais alcalinos. Estes metais são extremamente 
reativos e formam muitos compostos iônicos com os não metais. Já os elementos do 
Grupo 2 (Família II A) são chamados metais alcalino terrosos e um pouco menos 
reativos que os metais alcalinos. 
O Grupo 13 (ou Família III A) é chamado de família do Boro, os elementos deste grupo 
possuem caráter metálico menos intenso que os metais alcalinos terrosos. O boro é 
considerado um não metal, o que contrasta com os outros elementos deste grupo, que 
são classificados como metais (FABREGA, 2016). 
O Grupo 14 (ou Família IV A) é a família do carbono. Nesta família o carbono é de 
extrema importância porque está na composição de todos os seres vivos além da 
grande maioria de fármacos. 
O Grupo do Nitrogênio é o 15 (ou Família V A). Trata-se da família do nitrogênio que é 
outro elemento importante tanto na composição da atmosfera quanto de seres vivos. 
O Grupo 16 (ou FamíliaVI A) é o dos calcogênios, onde está presente outro elemento 
de suma importância para os seres vivos, o oxigênio! 
O Grupo 17 (ou Família VII A) é a família dos halogênios. Os halogênios formam vários 
compostos salinos muito utilizados no nosso dia a dia. São elementos com muita 
semelhança e apresentam alta eletronegatividade, que veremos a seguir. 
O Grupo 18 (ou Família VIII A) apresenta os gases nobres. Gases devido ao estado físico 
dos elementos a temperatura ambiente e nobres porque são estáveis, não apresentam 
reatividade com outros elementos químicos. 
Entre os Grupos 2 e 13 estão os elementos de transição, os quais todos são metais e 13 
deles estão entre os 30 elementos mais abundantes da crosta terrestre. Duas linhas na 
parte inferior da tabela acomodam os lantanídeos e os actinídeos. Muitas vezes nos 
referimos aos lantanídeos como terras raras. Na verdade, eles não são tão raros, mas 
são geologicamente muito dispersos, são usados em imas, em telas de LCD, em 
baterias de carros híbridos, no polimento de vidros, dentre outras aplicações 
(FABREGA, 2016). 
, 
 
 
23 
 
2.5 Propriedades da Tabela Periódica 
A tabela periódica pode ser usada na previsão de um grande número de propriedades, 
muitas das quais são cruciais para a compreensão da química. As propriedades 
periódicas são características que aumentam ou diminuem conforme o número 
atômico do elemento químico, ou seja, são propriedades que variam de acordo com os 
períodos e os grupos da tabela periódica. 
As principais propriedades periódicas são: energia de ionização, afinidade eletrônica, 
eletronegatividade, densidade atômica, volume atômico, eletropositividade, raio 
atômico, temperatura de fusão e temperatura de ebulição (ATKINS e JONES, 2012; 
FABREGA, 2016). 
Resumidamente temos que o Raio Atômico (RA) aumenta conforme há mais 
níveis eletrônicos no átomo. Quanto maior o número atômico, mais atração 
terá do elétron pelo núcleo, portanto, menor será o raio atômico. 
A Energia de Ionização (EI) é a energia necessária para retirar um elétron do 
átomo (forma cátions). Quanto mais próximo o elétron estiver do núcleo, 
maior será a EI para retirá-lo. Aumentando o raio atômico diminui a energia 
de ionização porque fica mais fácil retirar elétrons de átomos com raios 
maiores. 
A Afinidade Eletrônica (AE) é a energia liberada para atrair elétrons (forma 
ânions). A AE aumenta conforme diminui o número atômico e a quantidade 
de níveis eletrônicos. A menor quantidade de níveis favorece maior força de 
atração do núcleo em relação aos elétrons periféricos. Não tem para gases 
nobres. 
As Temperatura de Fusão e de Ebulição (TF e TE): para os elementos 
pertencentes a uma mesma família do lado esquerdo da Tabela, os pontos 
de fusão e ebulição diminuem conforme o número atômico do elemento 
aumenta, ou seja, de baixo para cima. Já do lado direito da Tabela Periódica 
ocorre o contrário, o sentido do crescimento do ponto de fusão e de 
ebulição dos elementos pertencentes a uma mesma família aumenta de 
cima para baixo. Nos períodos, aumenta das extremidades para o centro. O 
tungstênio (W) é o metal com maior TF, 3422°C, sendo utilizado em 
filamentos de lâmpadas incandescentes. 
, 
 
 
24 
 
Densidade: Nas famílias (grupos), a densidade dos elementos aumenta 
juntamente com as massas atômicas: de cima para baixo. Já nos períodos 
(linhas horizontais da tabela), a densidade aumenta das extremidades para 
o centro. Desta forma, pode-se notar que os elementos mais densos estão 
no centro e na parte de baixo da tabela periódica. 
Uma das propriedades mais importantes para compreensão de conceitos na 
área da saúde é a Eletronegatividade que é a capacidade que um átomo 
possui de atrair os elétrons para si. Os valores de eletronegatividade são 
baseados em outras propriedades dos átomos, inclusive a energia de 
ionização, portanto, elementos com baixa energia de ionização exibirão 
baixa eletronegatividade. Os halogênios são os elementos mais 
eletronegativos, pois, pelo mesmo motivo de apresentarem maior afinidade 
eletrônica, necessitam de apenas 1 (um) elétron para completarem a regra 
do octeto. Com respeito aos gases nobres, não se define eletronegatividade, 
uma vez que tais elementos não participam de ligações químicas em 
condições normais. Na tabela periódica, a eletronegatividade possui o 
mesmo comportamento apresentado pela energia de ionização e afinidade 
eletrônica, aumenta da esquerda para a direita e de baixo para cima. 
Saiba Mais 
Uma boa referência para saber mais sobre evolução do modelo atômico, acesse a 
página: . Acesso em 14 mar. 2021. 
Estude mais sobre a camada de valência. Disponível em: . Acesso em 14 mar. 2021. 
Veja a Tabela Periódica atual. Disponível em: 
. Acesso em 14 mar. 2021. 
Sobre eletronegatividade, leia o artigo Modificação Estrutural De Fármacos: Uma 
Estratégia Para O Ensino De Química Farmacêutica, Disponível em: 
. Acesso em 
15 mar. 2021. 
 
https://www.todamateria.com.br/tabela-periodica/%3e
, 
 
 
25 
 
Conclusão 
A Química é o estudo dos átomos e como estas unidades básicas se combinam. Além 
disso, estuda como estas substancias, feitas de átomos, são transformadas em outras 
substancias. Aprendemos que os átomos são compostos por prótons, nêutrons e 
elétrons. Vimos que a tabela periódica está organizada considerando as características 
dos elementos químicos e as propriedades periódicas. Foi possível compreender a 
importância da distribuição eletrônica dos elétrons de um átomo e como isso resultará 
no posicionamento destes átomos na Tabela Periódica e da ligação de um átomo com 
o outro na formação de compostos. 
REFERÊNCIAS 
Arena. Diagrama de Linus Pauling: Como Funciona - Exercícios e Exemplos. S.D. 
Disponível em: . Acesso em: 17 jun. 2021. 
ATKINS, P. JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
BATISTA, C. Evolução dos Modelos Atômicos. Toda Matéria, S.D. Disponível em: 
. Acesso em: 13 
mar. 2021. 
BATISTA, C. Tabela Periódica. Toda Matéria, S.D. Disponível em: 
. Acesso em 14 mar. 2021. 
BENÍCIO, D. Camada de valência. Todo Estudo, S.D. Disponível em: . Acesso em 14 mar. 2021. 
BORGES, G. B. C.; ALVES, J. A. Apostila de Química Pro técnico. Varginha: Centro 
Federal De Educação Tecnológica De Minas Gerais, 2017. 
FABREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora 
Educacional, 2016. 
https://www.todamateria.com.br/evolucao-dos-modelos-atomicos/%3e
, 
 
 
26 
 
FOGAÇA, R. V. Evolução dos Modelos Atômicos. Mundo Educação, S.D. Disponível em: 
17 jun. 2021. Disponível em: . Acesso em 14 mar. 2021. 
LUIZ, M. A. Tabela Periódica de 2020. Wikimedia Commons, 2020. Disponível em: 
. 
Acesso em: 17 jun. 2021. 
SILVA G. D. B.; VIEIRA, J. C.; MOMESSO, L. S. Modificação Estrutural de Fármacos: Uma 
estratégia para o ensino de Química Farmacêutica. FIO, S.D. Disponível em: 
. Acesso em: 17 
jun. 2021. 
SILVA, M. Química dos Elementos. UFJF, S.D. Disponível em: 
. Acesso em: 17 jun. 2021. 
UCKO, D. A. Química para as Ciências da Saúde: uma introdução a química geral, 
orgânica e biológica.São Paulo: Manole, 1992. 
 
, 
 
 
27 
 
 
3 LIGAÇÕES QUIMICAS 
Apresentação 
A maioria dos átomos são considerados estáveis quando seu nível mais energético 
possui oito elétrons e encontra-se, portanto, preenchido – chamada regra do octeto. 
Uma exceção a esta regra de oito é o mais leve de todos os gases nobres, o hélio, o 
qual é estável, muito embora tenha apenas dois elétrons em seu nível de maior 
energia. 
Assim, átomos que não possuem oito elétrons no seu nível, ou camada, de valência 
podem perder, ganhar ou compartilhar seus elétrons com outros átomos de maneira a 
alcançar uma estrutura de maior estabilidade com menor energia. Esse processo de 
rearranjo dos elétrons ocorre por meio de ligações químicas. Os compostos formados 
podem ser moléculas ou substâncias iônicas feitas de íons positivos (cátions) e 
negativos (ânions). 
3.1 Ligações químicas: Iônica e metálica 
Quando um átomo metálico perde elétron situado na camada mais externa, ele 
passará a ter uma estrutura eletrônica de gás nobre, contendo oito elétrons no seu 
nível mais externo de energia. Veja o caso do átomo de sódio com 11 elétrons (Z=11 
onde: 1s2 2s2 2p6 3s1). Ele tem uma distribuição eletrônica em 3 níveis: 2e- 8e- 1e-, 
respectivamente. Quando um átomo de sódio perde seu elétron do último nível, ele se 
torna uma partícula positivamente carregada chamada de íon sódio ou cátion sódio. A 
reação pode ser escrita da seguinte maneira onde o sinal positivo indica carga +1 para 
o íon sódio: 
 
A carga no íon sódio é positiva, uma vez que esse íon apresenta 11 prótons em seu 
núcleo, mas apenas dez elétrons fora do núcleo (SACKHEIM, 2001, ATKINS, 2018). 
, 
 
 
28 
 
Agora, veja o caso de elementos não metálicos como, por exemplo, o cloro com 17 
elétrons (Z=17). O cloro tem a seguinte distribuição eletrônica (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5) em 
níveis: 2e- 8e- 7e-. Para alcançar oito elétrons, o átomo de cloro tende a ganhar um 
elétron, o que levaria seu nível mais alto de energia e, portanto, atingir uma estrutura 
estável (gás nobre). O cloro vai, portanto, formar um íon com uma carga de -1, 
chamado ânion cloreto: Cl-. 
O átomo de oxigênio, como outro exemplo, tem sua distribuição em níveis de 2e- 6e-, 
portanto, pode ganhar dois elétrons para formar um íon de carga O2-. 
Um exemplo de transferência de elétrons de um metal para um não-metal ocorre na 
reação entre magnésio (Mg) e dois átomos de cloro, na qual o íon positivo de 
magnésio e os íons negativos de cloro são unidos através de ligações iônicas. Uma 
ligação iônica é o resultado da transferência de um ou mais elétrons de um átomo para 
outro, com a consequente formação de íons que se atraem mutuamente. 
 
Fonte: SACKHEIM, 2001. 
Figura 3.1 - Ligação iônica ocorrida entre átomos de Mg e Cl formando a substância 
MgCl2 
A ligação metálica, por sua vez, é uma ligação que ocorre entre metais formando as 
chamadas ligas metálicas. O metal pode ser considerado um aglomerado de átomos 
neutros e cátions, mergulhados em uma nuvem ou "mar" de elétrons livres. Esta 
nuvem de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que mantém os átomos 
unidos. A movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons 
condutores elétricos e térmicos. Exemplos de ligas metálicas são o aço inox, o bronze, 
o ouro 18k, a amalgama, o latão, a solda, entre outras. 
, 
 
 
29 
 
3.2 Nomenclatura de íons 
Compostos que contêm íons, cátions ou ânions, são chamados compostos iônicos ou 
eletrólitos. Compostos iônicos que contêm apenas dois tipos de elementos são 
chamados de compostos binários. Para dar nome aos compostos binários, usa-se o 
sufixo -eto. Veja o caso do NaCl, cloreto de sódio. Normalmente a nomenclatura segue 
a regra: iniciais do íon negativo + eto seguido do nome do íon positivo. O MgBr2 será 
brometo de magnésio. Entretanto, podemos ter compostos finalizados com oxigênio, 
então o ânion recebe o nome de óxido. Por exemplo: Al2O3: óxido de alumínio, K2O: 
óxido de potássio, entre outros. 
Para dar nome aos compostos iônicos contendo íons poliatômicos, o seguinte sistema 
é utilizado: nome do íon poliatômico seguido do nome do íon positivo. Para o NH4Cl, o 
íon poliatômico NH4
+ é tratado como se fosse um íon positivo simples. Assim, o 
composto NH4Cl é tratado como se fosse um composto binário, chamado de cloreto de 
amônio. O mesmo acontece com o íon CN-, chamado de cianeto, então KCN será 
cianeto de potássio. 
Ânions poliatômicos bastante comuns são listadas na Tabela 3.1. 
Tabela 3.1 - Exemplos de nomes de Íons poliatômicos 
Nome Do Ânion Fórmula e Carga 
Sulfato SO4
2- 
Nitrato NO3
- 
Fosfato PO4
3- 
Carbonato CO3
2- 
Hidróxido OH- 
Bicarbonato HCO3
- 
 
Fonte: Elaborado pela autora. 
 
 
 
, 
 
 
30 
 
3.3 Ligações químicas: covalente 
Há uma outra maneira pela qual os átomos podem ser unidos: pelo compartilhamento 
de elétrons formando moléculas. A ligação que une dois ou mais átomos por meio de 
compartilhamento é chamada de ligação covalente. As moléculas podem ser formadas 
de um só elemento, como no caso da molécula de oxigênio (O2), ou de diferentes 
elementos, como no caso da molécula de cloreto de hidrogênio (HCl) ou de glicose 
(C6H12O6). 
Como exemplo podemos analisar o caso do Cloro que, como já vimos, tem 7 elétrons 
na sua camada mais externa. Se dois átomos de Cl se ligarem, ambos compartilharão 
elétrons (fórmula eletrônica), de maneira que cada um complete seu mais alto nível de 
energia com oito elétrons, atingindo a configuração de um gás nobre: 
 
Cada um dos átomos de cloro compartilha um elétron com seu vizinho. Observe que, 
na molécula de cloro, Cl2, não ocorre perda ou ganho de elétrons, de modo que 
nenhum íon cloreto está presente. Esta é uma das diferenças fundamentais entre 
ligações iônicas e covalentes. Em compostos nos quais ocorrem ligações iônicas, íons 
estão presentes, ao passo que em compostos com ligações covalentes nenhum íon 
está presente. 
A ligação covalente entre dois átomos de cloro pode ser indicada por uma curta linha 
de junção entre os átomos, Cl—Cl (fórmula estrutural), com os elétrons subentendidos 
e não explícitos, formando a molécula de gás cloro, Cl2 (fórmula molecular). Na ligação 
covalente, podem ser formadas ligações simples, duplas ou triplas. Vejam exemplos de 
formulas eletrônicas para formar as moléculas de Cl2, O2, N2, H2O, CO2 e NH3: 
, 
 
 
31 
 
 
Fonte: FOGAÇA, S.D. 
Figura 3.2 - Exemplos de ligações covalentes 
Os compostos citados como exemplos recebem os seguintes nomes: gás cloro, gás 
oxigênio, gás nitrogênio, água, dióxido de carbono e amônia. Muitos compostos 
moleculares usam prefixos mono, di, tri para identificar a atomicidade. 
Aqui, vale ressaltar que, quando se estuda a nomenclatura química, há uma distinção 
entre compostos inorgânicos e compostos orgânicos. Os compostos orgânicos que 
contêm carbono geralmente estão combinados com elementos como o hidrogênio, o 
oxigênio, o nitrogênio e o enxofre. Todos os outros compostos são classificados como 
compostos inorgânicos. Por conveniência, alguns compostos contendo carbono, como 
o monóxido de carbono (CO); o dióxido de carbono (CO2); o dissulfeto de carbono 
(CS2); os compostos contendo o grupo cianeto (CN-); e os grupos carbonato e o 
bicarbonato (HCO3
-), são considerados compostos inorgânicos (CHANG, 2013). Os 
outros compostos de carbono são orgânicos e recebem nomenclaturas próprias. 
3.4 Polaridade das moléculas 
Compostos moleculares são classificados de acordo com a polaridade. A polaridade 
está relacionada, dentre outros fatores, a propriedade chamada eletronegatividade. 
Relembrando que a eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair 
elétrons. 
 
, 
 
 
32 
 
Em uma ligação covalente analisa-se a polaridade presente na molécula. Por exemplo, 
no composto Cl2 (Cl—Cl) existe uma ligação simples representando um par de elétrons 
compartilhados entreos dois átomos de cloro. Sendo átomos iguais, estes elétrons 
compartilhados estão distribuídos igualmente entre eles, ou seja, não existe diferença 
de eletronegatividade entre os átomos. 
No caso da molécula de metano, CH4, verifica-se que também praticamente não há 
diferença de eletronegatividade entre os átomos de C e H, assim os elétrons 
compartilhados entre estes átomos estarão distribuídos igualmente entre eles. 
Quando isso acontece, chama-se esta ligação de covalente APOLAR. 
Agora considere a molécula de HCl, onde o cloro é mais eletronegativo que o 
hidrogênio. Assim, o par de elétrons compartilhado ficará mais próximo do cloro que 
do hidrogênio, ou 
onde a letra grega delta indica a presença de uma carga parcial (SACKHEIM, 2001). 
Desta maneira, uma das extremidades da molécula de HCl possui uma carga parcial 
positiva e a outra extremidade apresenta uma carga parcial negativa, ou seja, existe 
diferença de eletronegatividade entre os átomos, apresentando um polo positivo e 
outro polo negativo. Esse tipo de ligação é chamado de ligação covalente POLAR. 
Outro exemplo de composto contendo ligação covalente polar é a água, H2O. Sua 
estrutura é . 
A polaridade de uma ligação e de uma molécula também está relacionada à 
distribuição dos elétrons ao redor dos átomos, portanto, a geometria adquirida para 
aquela molécula. Se essa distribuição for simétrica, a molécula será apolar, mas se for 
assimétrica, sendo que uma das partes da molécula possui maior densidade 
eletrônica, então se trata de uma molécula polar. 
 
, 
 
 
33 
 
3.5 Forças Intermoleculares 
O tipo de interação presente na molécula dependerá diretamente da sua polaridade, 
ou seja, moléculas polares se atraem com mais intensidade, formando interações mais 
fortes, e moléculas apolares se atraem com uma intensidade menor formando 
interações mais fracas (FABREGA, 2016). 
As forças atrativas entre as moléculas são chamadas de forças (ou ligações) 
intermoleculares. Elas explicam porque compostos se solubilizam ou não entre si, 
como ocorrem as mudanças dos estados físicos, entre outros conceitos. 
As forças intramoleculares (iônica, covalente e metálica) mantém os átomos de uma 
substancia ou molécula unidos. Já as forças intermoleculares são, em geral, muito mais 
fracas do que as forças intramoleculares, figura 3.3. Assim, a evaporação de um 
liquido, por exemplo, requer muito menos energia do que a necessária para quebrar as 
ligações dentro das moléculas do liquido. Para compostos covalentes, existem dois 
tipos de forças que são mais importantes: dipolo-dipolo e dispersão de London (dipolo 
instantâneo – dipolo induzido). 
 
 
Figura 3.3 - Forças intra e intermoleculares (dipolo-dipolo). 
 
 
 
, 
 
 
34 
 
3.5.1 Dipolo induzido 
A dispersão de London, ou dipolo induzido, é o único tipo de forca intermolecular 
aplicada em moléculas apolares. É uma ligação de fraca intensidade, razão pela qual as 
moléculas apolares de baixas massas moleculares são gasosas a temperatura 
ambiente. As substancias que apresentam esse tipo de interação possuem baixos 
pontos de fusão e ebulição e necessitam de pouca energia para que a ligação se 
quebre (FABREGA, 2016, UCKO, 1992). 
Os elétrons estão distribuídos de forma uniforme e não há formação de dipolo 
elétrico, não há diferença de eletronegatividade. Porém, quando as moléculas apolares 
se aproximam, induzem a formação de dipolos temporários. Nos estados físicos sólido 
e líquido, as moléculas estão tão próximas que se forma uma deformação instantânea 
das nuvens eletrônicas e originam-se polos positivo e negativo. A Figura 3.4 apresenta 
a dispersão de London para molécula de iodo. 
 
Fonte: FABREGA, 2016. 
Figura 3.4 - Dipolo induzido na molécula de iodo (I2) 
3.5.2 Dipolo – dipolo 
É o tipo de força que ocorre entre moléculas polares, isto é, entre moléculas que 
possuem diferença de eletronegatividade ou momento de dipolo, tais como HCl, HBr, 
H2S, entre outras. Nelas os elétrons estão distribuídos de forma assimétrica e assim o 
elemento mais eletronegativo atrai os elétrons para si. Nas ligações dipolo-dipolo, as 
moléculas polares interagem de maneira que os polos opostos sejam preservados. É 
considerada uma interação de força intermediária. 
https://www.todamateria.com.br/estados-fisicos-da-materia/
https://www.todamateria.com.br/eletron/
, 
 
 
35 
 
No caso de moléculas diatômicas, o elemento mais eletronegativo atrai os elétrons da 
ligação e força um dipolo elétrico, como ocorre com o cloreto de hidrogênio conforme 
Figura 3.5. 
 
Fonte: Dias, S.D. 
Figura 3.5 - Representação de dipolo-dipolo entre moléculas de HCl 
3.5.3 Ligação de hidrogênio 
É uma atração que ocorre entre moléculas polares. A diferença da ligação dipolo-
dipolo é que as ligações de hidrogênio, ou pontes de hidrogênio, ocorrem quando o 
hidrogênio interage com elementos muito eletronegativos, como, por exemplo, o 
flúor, o oxigênio e o nitrogênio, formando ligações extremamente polares. As ligações 
de hidrogênio são mais fracas do que as ligações iônicas e covalentes, porém são o tipo 
mais forte de interação entre moléculas (forças intermoleculares). É esse tipo de força 
intermolecular que ocorre, por exemplo, entre as moléculas de água, figura 3.6. A 
conformação do DNA, por exemplo, também é mantida graças às estas interações 
intermoleculares. 
 
Fonte: FABREGA, 2016. 
Figura 3.6 - A linha pontilhada representa a ligação de hidrogênio entre as moléculas 
de água 
, 
 
 
36 
 
Substancias como temperatura de fusão e ebulição mais elevadas são características 
de suas moléculas apresentarem ligação de hidrogênio entre si. Outra característica 
importante é sobre a solubilidade de muitos compostos em água em qualquer 
proporção. O etanol, molécula polar com átomo de oxigênio é solúvel em água graças 
as ligações de hidrogênio entre as moléculas. Já óleo (molécula apolar), por exemplo, 
não fará ligações de Hidrogênio com a água, portanto, não haverá solubilidade entre 
essas moléculas. 
3.5.4. Íon dipolo 
Um outro tipo de força intermolecular, mas que acontece entre uma substancia iônica 
e uma molécula polar é chamada de forças íon-dipolo. Esta é a mais forte de todas as 
forças intermoleculares. A lei de Coulomb explica as forças íon-dipolo, que ocorrem 
entre um íon (um cátion ou um ânion) e uma molécula polar (Figura 3.7). 
 
Fonte: DEPARTAMENTO DE QUÍMICA, S.D. 
Figura 3.7. Interação entre cátion sódio e molécula de água 
Saiba Mais 
Uma boa referência para compreender a relação entre Forças Intermoleculares e 
Fármacos é o artigo da Química Nova na Escola: “Razoes da Atividade Biológica: 
Interações Micro e Biomacro moléculas. Disponível em: 
. Acesso em 19 mar. 
2021. 
Sobre ligações e polaridade de ligações moleculares veja o vídeo disponível em: 
. Acesso em 19 mar. 2021. 
 
http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/03/atividde.pdf%3e
https://www.youtube.com/watch?v=pwnZOVINFoU%3e
, 
 
 
37 
 
Conclusão 
As substancias existentes podem ser combinações de dois ou mais átomos. Os átomos 
são unidos por ligações covalentes, metálicas ou iônicas. Uma fórmula consiste em um 
grupo de símbolos que representam os elementos presentes em uma substância. O 
número de elétrons presentes na camada mais externa determina as propriedades 
químicas do átomo. Os átomos são mais estáveis quando possuem oito elétrons no seu 
nível mais alto (camada mais externa) de energia. 
Compostos covalentes nos quais os pares eletrônicos são compartilhados entre dois 
átomos idênticos ou dois átomos de igual eletronegatividade apresentam ligações 
covalentes apolares. Compostos covalentes nos quais os pares eletrônicos são 
compartilhados entre dois átomos de diferente eletronegatividade apresentam 
ligações covalentes polares. 
Há diferentes tipos de forças intermolecularesentre moléculas e entre íons e 
moléculas. Estas forças serão responsáveis por propriedades das substancias, como 
temperatura de fusão e ebulição, bem como pela solubilidade. A intensidade das 
forças intermoleculares vai da mais fraca para a mais forte na seguinte ordem: dipolo 
induzido, dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio, íon-dipolo, sendo que as forças 
intramoleculares são mais fortes que as intermoleculares. 
REFERÊNCIAS 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 7ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. 
CHANG, R. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA. Forças Intermoleculares. UFMG, S.D. Disponível em: 
. Acesso em 19 mar. 2021 
DIAS, D. L. O que são forças intermoleculares. Brasil Escola, S.D. Disponível em: 
. Acesso em 19 mar. 2021 
, 
 
 
38 
 
FABREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora 
Educacional, 2016. 
FRAGA, C. A. M. Razões da Atividade Biológica: Interações Micro e Biomacro-
moléculas. Química Nova na Escola, 2001. Disponível em: 
. Acesso em: 19 mar. 2021. 
FOGAÇA, J. R. V. Ligação Covalente. Mundo Educação, S.D. Disponível em: 
. Acesso em: 17 
jun. 2021. 
PROFESSOR IGOR DE QUÍMICA. Polaridades de Ligações e Moléculas - Revisão. 
(16m17s). 2020. Disponível em: 
. Acesso em: 19 mar. 2021. 
SACKHEIM, G. I.; Lehman, D. Química e Bioquímica para Ciências Biomédicas 8 ed. 
Barueri: Editora Manole, 2001. Disponível em: 
. Acesso em: 15 
Mar 2021. 
UFJF. Interações Intermoleculares. S.D. Disponível em: 
. Acesso em 19 mar. 2021. 
UCKO, D. A. Química para as Ciências da Saúde: uma introdução a química geral, 
orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1992. 
 
, 
 
 
39 
 
 
4 FUNÇÕES INORGANICAS 
Apresentação 
As funções inorgânicas correspondem a um conjunto de substâncias que apresentam 
propriedades químicas semelhantes. Elas podem ser classificadas em 5 funções, a 
saber: ácidos, bases, sais, óxidos e hidretos. Neste bloco você irá aprender a identificar 
e nomear cada uma delas, bem como compreender acidez e basicidade de compostos 
inorgânicos. 
No caso de ácidos e bases existem 3 Teorias para explicar o comportamento destas 
substancias: Arrhenius, Bronsted Lowry e Lewis. Na Teoria de Arrhenius, as reações 
ácido base ocorrem em solução aquosa e envolvem transferências de íons H+ de uma 
substância para outra. 
A Teoria de Brosnted Lowry também pode ser aplicada em reações que ocorrem em 
soluções aquosas, mas neste caso ocorre transferência de prótons, por exemplo, na 
reação de HCl com NH3, o HCl transfere seu próton (H+) para o NH3, formando pares 
ácido-base conjugados. 
Na Teoria de Lewis, as espécies transferem pares de elétrons, sendo bases quem 
transfere e ácido quem recebe; é a teoria mais abrangente. Neste bloco daremos 
ênfase a Teoria de Arrhenius que, apesar de ser restrita a soluções aquosas, atende 
bem os conceitos fundamentais para área da saúde. 
4.1 Ácidos: Identificação e nomenclatura 
Ácidos, segundo a Teoria de Arrhenius, são todas as substâncias compostas que, em 
solução aquosa, liberam como único e exclusivo cátion, o Hidroxônio (H3O+ ou H+). 
Algumas substâncias moleculares podem sofrer ionização em água formando ions H+ e, 
então, ocorre a ionização de ácidos: 
HCl + H2O  H3O+ + Cl- 
H2SO4 (aq)  2H+ 
(aq) + SO4
2-
(aq) 
, 
 
 
40 
 
Os ácidos apresentam como características gerais sabor azedo, desidratam a matéria 
orgânica, deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína e neutralizam bases 
formando sal e água. 
A força de um ácido depende da sua tendência em doar prótons (H+). Um ácido forte 
reage prontamente com a água. Quanto mais forte for um ácido em uma dada 
concentração, maior será a concentração de íons H+ na solução (UCKO, 1992). Os 
hidrácidos (ácidos sem oxigênio) derivados dos halogênios (HCl, HBr, HI, HF) são 
considerados ácidos fortes. Os demais são fracos (H2S, HCN). 
No caso os oxiácidos, pode-se subtrair a quantidade de átomos de oxigênio por 
hidrogênio e, então, ter ideia da força deste ácido. Valores acima de 1 já caracterizam 
como moderados para fortes. Ex: HClO (1-1=0: fraco), H3PO4 (4-3=1, moderado), H2SO4 
(4-2=2, forte), HMnO4 (4-1=3, muito forte). 
Quando um ácido cede um próton (H+), um aníon se forma. Os nomes dos ácidos são 
designados com base no aníon resultante. A Figura 4.1 ilustra como ocorre a 
nomenclatura de ácidos a partir dos nomes dos íons. 
 
Fonte: BROWN, 2007. 
Figura 4.1 - Nomenclatura de ácidos. 
, 
 
 
41 
 
Exemplos: 
Ânion NO3 - (nitrato) = HNO3 ácido nítrico 
Ânion CO3 2- (carbonato) = H2CO3 ácido carbônico 
Ânion PO4 3- (fosfato) = H3PO4 ácido fosfórico 
Ânion NO2 – (nitrito) = HNO2 ácido nitroso 
Ânion ClO - (hipoclorito) = HClO ácido hipocloroso 
4.2 Bases: Identificação e nomenclatura 
De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em 
água, dissocia-se fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou oxidrila): 
KOH (aq)  K+ 
(aq)
 + OH- 
(aq) 
Ca(OH)2 (aq)  Ca2+ 
(aq) + 2OH- 
(aq) 
Na definição de Bronsted Lowry base é um receptor de prótons e na de Lewis um 
doador de pares de elétrons. 
A força das bases basicamente se identifica pelos metais que as compõem. Bases 
originadas de metais alcalinos (NaOH, por exemplo) são bases fortes, seguidas dos 
metais alcalinos terrosos. Em geral, as bases têm sabor amargo e são escorregadias ao 
tato, sendo que bases fortes são causticas, destruindo o tecido vivo. 
A nomenclatura das bases é bastante simples e segue o seguinte padrão: 
Hidróxido de (nome do elemento) 
Exemplos: 
NaOH = hidróxido de sódio 
Mg(OH)2 = hidróxido de magnésio 
Fe(OH)2 = hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3 = hidróxido de ferro III 
, 
 
 
42 
 
4.3 Sais: Identificação e nomenclatura 
Sais são todos compostos que dissociam em água, liberando um cátion diferente de H+ 
e um ânion diferente de OH-. Podem ser produzidos a partir da reação de um ácido e 
uma base e essa reação é chamada de neutralização ou salificação. Os sais são 
compostos iônicos, têm sabor salgado, são sólidos em temperatura ambiente, 
conduzem corrente elétrica em soluções aquosas, reagem com ácidos, hidróxidos, 
outros sais e metais. 
A nomenclatura de sais obedece a expressão (nome do ânion) de (nome do cátion). 
Exemplos: 
NaCl = cloreto de sódio 
K3PO4 = fosfato de potássio ou ortofosfato de potássio 
Fe2(SO4)3 = sulfato de ferro (III) 
 FeSO4 = sulfato de ferro (II) 
NH4NO3 = nitrato de amônio 
Alguns sais são hidratados, ou sejam, apresentam moléculas de água em sua estrutura, 
as quais são denominadas de água de cristalização ou água de hidratação (RUSSELL, 
1994). 
Exemplos: 
CuSO4.5H2O = sulfato de cobre(II) pentaidratado, 
NiCl2.6H2O = cloreto de níquel(II) hexaidratado, 
ZnSO4.7H2O = sulfato de zinco heptaidratado, 
K2C2O4.H2O = oxalato de potássio monoidratado 
 
 
, 
 
 
43 
 
4.4 Óxidos e Hidretos: Identificação e nomenclatura 
Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais 
eletronegativo. Eles apresentam fórmula geral: ExOy onde, E - símbolo do elemento 
menos eletronegativo; O - oxigênio; x – carga do íon O; y – carga do íon E. 
A nomenclatura normalmente é (oxido) de (nome do elemento). Entretanto, a 
nomenclatura dos óxidos deve levar em consideração o tipo de óxido: iônico ou 
molecular. Se for iônico, o oxigênio, com carga 2- liga-se a ummetal. 
Exemplos: 
Na2O = óxido de sódio 
CrO3 = óxido de cromo (VI) 
Al2O3 = óxido de alumínio 
Se for um óxido molecular, é formado com ametais e formam mais de um óxido. Em 
razão disso, é necessário indicar a quantidade de oxigênios e dos elementos ligados a 
ele, por meio de prefixos como mono, di, tri, entre outros. 
Exemplos: 
CO = monóxido de carbono 
CO2 = dióxido de carbono 
N2O5 = pentóxido de dinitrogênio 
Outros óxidos importantes são os chamados peróxidos, onde a carga (número de 
oxidação) do oxigênio é –1. A nomenclatura é feita da seguinte maneira: (peróxido) de 
(nome do elemento). 
Exemplos: 
Na2O2 = peróxido de sódio. 
H2O2 = peróxido de hidrogênio (água oxigenada). 
, 
 
 
44 
 
As funções inorgânicas chamadas HIDRETOS são compostos onde o hidrogênio é o 
elemento mais eletronegativo. Eles apresentam fórmula geral: EHx onde, E - símbolo 
do elemento; H - hidrogênio; x – carga do elemento (Russell, 1994). Alguns hidretos 
são bem importantes em reações de redução de compostos orgânicos. 
A nomenclatura é feita da seguinte maneira: (hidreto) de (nome do elemento). 
Exemplos: 
NaH = hidreto de sódio 
AlH3 = hidreto de alumínio 
NaBH4 = hidreto de boro sódio (também chamado de boro hidreto de sódio). 
4.5 Acidez e Basicidade: pH e pOH. Solução Tampão 
Uma das mais importantes propriedades da água é a sua habilidade em agir tanto 
como ácido quanto como base (Teoria de Bronsted Lowry), ou seja, na presença de um 
ácido, a agua age como um receptor de prótons; na presença de base, age como 
doador de prótons (BROWN, 2007). Este processo é chamado de auto-ionização da 
água e é um processo em equilíbrio em que a concentração de H+, [H3O+] é igual à 
concentração de OH-. Usa-se o símbolo Kw para expressar esta constante: 
Kw = [H3O+] [OH-] 
A 25oC, o valor do Kw é de 1,0 x 10-14. Esta expressão é de extrema importância e deve 
ser lembrada. Desta forma, a concentração de cada um dos íons é de 1,0 x 10-7 mol/L. 
Se a concentração de ambos os íons for igual ([H+] = [OH-]), diz-se que a solução em 
estudo é neutra. Na maioria das soluções, as concentrações destes íons não são iguais. 
Se tiver maior concentração de íons [H+], diminui a concentração de [OH-] e, portanto, 
a solução é considerada ácida. Se aumenta [OH-], a solução é considerada básica. 
Como as concentrações molares das soluções são geralmente pequenas, usa-se, por 
conveniência, uma escala logarítmica e identificamos o pH ou pOH das soluções. pH 
significa potencial hidrogeniônico e pOH potencial hidroxiliônico. 
, 
 
 
45 
 
pH = -log [H+] e pOH = -log [OH-] 
pH + pOH = 14 
O pH de uma solução neutra com concentração de 10-7 mol/L é de 7. 
A escala de pH, figura 4.2, serve para medir o grau de acidez, neutralidade ou 
basicidade (alcalinidade) de determinada solução. Ela nos indica que uma solução 
acida é aquela onde o pH é menor que 7 e uma solução básica onde o pH é maior que 
7. 
 
Fonte: BATISTA, S.D. 
Figura 4.2 - Representação da escala de pH. 
Exemplo: Se a saliva tem uma concentração de íons H+ de 10-6 mol/L, quanto será seu 
pH e pOH? 
[H+] = 10-6 mol/L  pH = -log [10-6]  pH = 6 
pH + pOH = 14, portanto, o pOH = 14-6 = 8 
Como a solução tem pH=6 significa que a saliva terá caráter ácido (pH . Acesso em 23 mar. 2021. 
Sobre o conceito de solução tampão, leia o artigo de mesmo nome disponível em: 
. Acesso em 23 mar. 2021. 
Uma boa referência para contextualizar os conceitos vistos neste bloco é sobre a 
Contribuições