Ligações químicas e Soluções

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Ligações químicas 
 
É impossível se pensar em átomos como os constituintes básicos da matéria sem se pensar 
em ligações químicas. Afinal, como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria, 
quanto os átomos, possam formar os corpos com que nos deparamos no mundo macroscópico 
do dia-a-dia. Também é impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em elétrons. 
Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para originar substâncias, nada mais sensato que 
pensar que estes átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram em 
contato, o fazem através das fronteiras das suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas 
camadas. Isso nos faz refletir que a última camada de um átomo é então, a que determina as 
condições de formação das ligações químicas. 
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram a utilização do termo valência para explicar o poder 
de combinação de um átomo com outros. A valência de um dado elemento é que determina as 
fórmulas possíveis ou não de compostos formados por ele. 
A primeira situação seria entender por que dois ou mais átomos se ligam, formando uma 
substância simples ou composta. 
Como, na natureza, os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado 
(moléculas monoatômicas) são os gases nobres, sendo, portanto, estáveis nessa condição, 
logo se pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração 
eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Todos os gases nobres, com 
exceção do He, possuem 8 elétrons. 
Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do 
octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. Baseado nessa idéia, a 
valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria 
receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a 
do gás nobre de número atômico mais próximo. 
As ligações químicas primárias podem ser classificadas em três categorias: 
 Iônica 
 Covalente 
 Metálica 
 
1) Ligação Iônica 
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. A atração entre 
os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde 
elétrons, enquanto o outro recebe. 
O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre 
metais e não metais e entre metais e hidrogênio. 
 átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal (menos Χ) 
 átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal (mais Χ) 
A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto 
iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual. 
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. 
Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos: 
Na 2 - 8 - 1 Cl 2 - 8 - 7 
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de 
oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada de valência, assim a 
anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. Na 
representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. A 
seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por 
uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis. 
 
O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons 
não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 
elétrons tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso 
o sódio se torna um íon de carga 1
+
 e o cloro 1
-
. A força que mantém os dois átomos unidos é 
de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo de cada 
tipo, a fórmula do composto será NaCl. 
De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al). 
F 2 - 7 Al 2 - 8 - 3 
O alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito 
elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 elétrons em sua última camada, precisa 
de apenas mais um elétron. São necessários três átomos de flúor para acomodar os três 
elétrons cedidos pelo alumínio. 
 
De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido 
a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio 
passa a ser um íon de carga 3
+
 e o flúor 1
-
. A fórmula do composto será AlF3. 
 
2) Ligação covalente simples 
É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas 
últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que estes átomos 
atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos 
envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da 
formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não metais e não metais, não 
metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio. Ou seja, a diferença de eletronegatividade 
entre elementos que formam ligações covalentes, é bem menor. 
 O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando 
1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os 
elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos 
participantes da ligação. 
 
 Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos. 
7N 2 - 5 
 
Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito 
elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, 
pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força 
que o outro para atrair o elétron para si. 
 Outro exemplo de ligação covalente é a do Carbono com o Hidrogênio. 
C 2 – 4 H 1 
 
 
O Carbono necessita de mais 4 elétrons para completar o octeto e o hidrogênio necessita de 
mais um elétron. Portanto, são necessários 4 H e 1 C, sendo então, uma ligação covalente 
(elétrons compartilhados) entre C-H. 
 
 A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono, unidos 
através de ligações covalentes. 
6C 2 - 4 8O 2 - 6 
 
O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que 
ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas. 
 
Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é 
dita polar pois o átomo de oxigênio, sendo mais eletronegativo, atrai para si mais fortemente 
os elétrons compartilhados. 
Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula 
estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H - H, O = C = O. 
Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações unindo 
dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de três ligações unindo dois átomos é dito tripla 
ligação. 
 
2.1) Ligação covalente dativa ou coordenada 
 
A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da ligação 
covalente simples. Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente coordenada. 
Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa entra com 
os dois elétrons do par compartilhado. Este par de elétrons apresenta as mesmas 
características da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é 
somente um dos átomos participantes daligação. Os elétrons do par passam a pertencer a 
ambos os átomos participantes. A ligação covalente coordenada é representada por uma seta 
que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor. 
 Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O. 
S 2 - 8 - 6 O 2 - 6 
Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos 
atingem os oito elétrons na última camada. 
 
No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato 
só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em 
ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio. 
 
 Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é 
a de CO (monóxido de carbono). O interessante desta molécula é que a ligação 
covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo 
(C). 
6C 2 - 4 8O 2 - 6 
 
 
 
Percentual de caráter iônico 
 
É possível a existência de ligações interatômicas que sejam parcialmente iônicas e 
parcialmente covalentes e, de fato, poucos compostos exibem ligações de caráter 
exclusivamente iônico ou covalente. Para um composto, o grau de cada tipo de ligação 
depende das posições relativas dos seus átomos constituintes na tabela periódica, ou da 
diferenças das suas eletronegatividades. 
O percentual do caráter iônico de uma ligação entre dois elementos A e B (onde A é o elemnto 
mais eletronegativo) pode ser aproximado pela expressão: 
% caráter iônico = {1- exp[-(0,25)(ΧA – ΧB)²} x 100 
onde ΧA e ΧB representam as eletronegatividades dos respectivos elementos. 
 
 
3) Ligação metálica 
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos 
apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada (são pouco 
eletronegativos, perdendo facilmente estes últimos elétrons). Quando muitos destes átomos 
estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se 
então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento 
aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons 
numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Momento dipolar 
O momento dipolar de ligação ou momento de dipolo de ligação usa a ideia de momento 
do dipolo elétrico para medir a polaridade de uma ligação química dentro de uma molécula. Ele 
ocorre sempre que houver uma separação de cargas positivas e negativas. A ligação dipolo μ é 
dada por: 
 
O dipolo de ligação é modelado como +δ — δ- com uma distância d entre as cargas parciais +δ 
e δ-. É um vetor, paralelo ao eixo de ligação, apontando do menos para o mais, como é 
convencional
 
para vetores momento de dipolo elétrico. (Alguns livros desenham o vetor ao 
contrário, apontando de mais para menos, mas apenas em situações em que a direção não 
importa). Quando as moléculas são polares, elas possuem dipolos permanentes, e, quando 
são apolares, podem sofrer dipolos induzidos. 
 
Interações intermoleculares- ligações secundárias 
Será que uma molécula, quando próxima à outra, influencia em alguma coisa? A resposta é 
positiva! O fato de moléculas e átomos possuírem campo magnético faz com que haja 
influência de uma nas outras. Vamos tentar explicar melhor essa questão. 
A polaridade molecular 
Vamos ao básico, nos restringindo apenas a moléculas diatômicas (formadas por apenas dois 
átomos): quando pelo menos dois átomos se ligam, formando uma molécula, existe entre eles 
uma "disputa" pelos elétrons. 
Quando um deles é mais eletronegativo que o outro conseguirá mantê-lo mais próximo de si 
por mais tempo. Dessa forma, podemos dizer que o lado da molécula que possui o átomo mais 
eletronegativo fica mais negativo, enquanto que o lado do átomo menos eletronegativo fica 
mais positivo. Temos então uma molécula polar. 
Quando os dois átomos de nossa molécula têm a mesma eletronegatividade, portanto são do 
mesmo elemento, nenhum deles é capaz de garantir a presença dos elétrons por mais tempo 
que o outro. Dessa forma, espera-se que nenhum dos lados ficará mais positivo ou mais 
negativo e a molécula será apolar. 
Compreenda que esses exemplos são bem simples e que a polaridade molecular, embora 
funcione dessa forma, é um pouco mais complexa, pois depende muito da geometria da 
molécula em questão. 
 
Força intermolecular 
Quando duas moléculas se aproximam, há uma interação de seus campos magnéticos o que 
faz surgir uma força entre elas. É o que chamamos de força intermolecular. Essas forças 
variam de intensidade, dependendo do tipo da molécula (polar ou apolar) e, no caso das 
polares, de quão polares elas são. 
Observação importante: A teoria cinética dos gases assume que a distância entre as moléculas 
é tão grande que não existe força de atração entre elas. Em estado líquido e sólido as 
moléculas estão muito próximas e a força atrativa pode ser observada. 
Vamos ver então como são as forças quando aproximamos: 
 
Íon x molécula polar: É a força mais forte e sua magnitude pode ser compatível a de 
uma ligação covalente. 
 
 
Molécula polar x molécula polar: Ocorre entre moléculas polares da mesma substância ou de 
substâncias diferentes, ambas polares. Esta força é muito conhecida como dipolo x 
dipolo ou dipolo-permanente. 
 
 
 
Ligações de hidrogênio ou Pontes de Hidrogênio: Quando ligado a um átomo pequeno e de 
forte eletronegatividade (ex: F, O ou N). O hidrogênio forma ligações polares muito fortes. Seus 
pólos interagem fortemente com outras moléculas polares, formando uma forte rede de 
ligações intermoleculares. 
 
 
Se não existissem as pontes de hidrogênio, a água teria seu ponto de ebulição perto de -90
o
C, 
o que tornaria sua existência impossível na Terra. 
 
Molécula polar x molécula apolar: Conhecida como interação dipolo x dipolo induzido, 
ocorrem porque moléculas polares (dipolos permanentes) conseguem distorcer a distribuição 
de carga em outras moléculas vizinhas, através de polarização induzida. Uma interação desse 
tipo é uma interação fraca. 
 
 
 
Essas interações são responsáveis, por exemplo, pela solubilidade de gases como o 
O2 (apolar) em água. 
 
Molécula apolar x molécula apolar: O movimento dos elétrons permite que, em determinado 
momento, moléculas apolares consigam induzir um dipolo em sua molécula vizinha e esta, uma 
vez polarizada, dê sequência ao efeito. Essas forças foram percebidas pelo físico polonês Fritz 
London, que sugeriu que moléculas apolares poderiam se tornar dipolos temporários. Essas 
forças ficaram conhecidas como forças de dispersão ou forças de London. 
 
 Onde atuam as forças intermoleculares 
A força intermolecular é responsável por alguns fenômenos muito comuns, como 
a capilaridade e a tensão superficial. Quando pegamos uma toalha de papel e colocamos 
apenas uma de suas pontas em contato com a água. Após alguns instantes, toda a toalha está 
úmida. Essa "subida" da água por algumas superfícies ou tubos capilares (muito finos) é 
chamada de capilaridade. O fato de uma agulha flutuar sobre a superfície da água mesmo 
sendo mais densa que ela e o caminhar de um inseto sobre a água só é possível pela tensão 
superficial, uma espécie de fina camada que se forma nos líquidos. As forças intermoleculares 
formadas pelos diversos tipos de interações entre as moléculas, também são responsáveis 
pelo aumento dos pontos de ebulição das substâncias. 
 
Exercícios 
1- Justifique a tendência dos átomos de perder ou receber elétrons para formar a ligação 
iônica. 
2- O que é camada de valência? 
3- O que é eletronegatividade? 
4- Explique como ocorre a ligação covalente ea ligação coordenada. 
5- Explique o que é polaridade em uma molécula. 
6- Explique como são formados os momentos de dipolo e em quais tipos de moléculas 
ocorrem os dipolos induzidos e os permanentes. 
7- Como ocorrem as interações intermoleculares chamadas forças de London. 
8- Calcular o percentual de caráter iônico para as ligações interatômicas nos seguintes 
compostos: MgO, GaP, CsF, CdS, NaCl, FeO. Dados de eletronegatividades: (O -3,5; Mg – 1,2; 
Ga – 1,6; P – 2,1; Cs – 0,7; F – 4,0; Cd – 1,7; S – 2,5; Na – 0,9; Cl – 3,0; Fe – 1,8). 
9- Explicar por que o fluoreto de hidrogênio (HF) possui uma temperatura de ebulição 
mais elevada que o cloreto de hidrogênio (HCl), sendo 19,4ºC e -85ºC 
respectivamente, apesar de o HF apresentar peso molecular mais baixo. 
10- Apresente a estrutura de Lewis para os seguintes compostos: 
a) HNO2 
b) H2SO4 
c) KI 
d) C2H4 
e) AlBr3 
11- Durante a fervura da água, são rompidas: 
(a) ligações covalentes. 
(b) ligações iônicas. 
(c) interações tipo pontes de hidrogênio. 
(d) interações tipo dipolo-dipolo. 
12- Durante a evaporação da gasolina (mistura de hidrocarbonetos), são rompidas: 
(a) ligações covalentes. 
(b) ligações iônicas. 
(c) interações tipo pontes de hidrogênio. 
(d) interações tipo dipolo permanente-dipolo induzido. 
13- "Gelo seco" é o nome popular do sólido. Nas condições ambientes esse material sofre 
sublimação, isto é, passa diretamente do estado sólido para o gasoso. Nesse processo 
são rompidas: CO2 
(a) ligações covalentes. 
(b) ligações iônicas. 
(c) interações tipo pontes de hidrogênio. 
(d) interações tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido. 
14- Na reação de um metal alcalino A com um elemento B, obteve-se uma substância de 
fórmula A2B . O elemento B provavelmente é um: 
(a) halogênio. (b) metal de transição (c) metal nobre. (d) gás raro (e) calcogênio 
15- O elemento químico metálico A combina-se com o oxigênio formando o composto . O 
número atômico do metal pode ser: A2O3 
(a) 12 
(b) 20 
(c) 30 
(d) 31 
(e) 37 
16- A água (H2O), o sal de cozinha (NaCl) e o principal componente do gás de cozinha 
(C4H10), substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de alimentos, 
têm suas estruturas constituídas, respectivamente, por ligações: 
(a) iônicas, iônicas e covalentes. 
(b) covalentes, iônicas e covalentes. 
(c) covalentes, covalentes e covalentes. 
(d) iônicas, iônicas e iônicas. 
(e) covalentes, covalentes e iônicas. 
17- Examinando-se a fórmula eletrônica do ácido fosfórico (H3PO4), encontra-se: 
(a) 4 ligações iônicas. 
(b) 3 ligações covalentes. 
(c) 1 ligação dativa. 
(d) 2 ligações dativas. 
(e) elétrons desemparelhados. 
18- Na tentativa de se explicar a interação entre átomos de cobre e estanho no bronze, 
emprega-se o modelo de ligação: 
(a) de Van der Waals. 
(b) covalente polar. 
(c) iônica. 
(d) metálica. 
(e) covalente apolar. 
 
19- A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se: 
(a) ruptura de ligações iônicas. 
(b) ruptura de ligações covalentes. 
(c) existência de prótons livres. 
(d) existência de elétrons livres. 
Soluções 
 
Soluções são misturas homogêneas, onde o solvente aparece em maior quantidade e 
o soluto em menor. O estado de agregação do solvente é que determina o estado de 
agregação da solução. 
 
Solução Solvente Soluto 
gasosa gasoso gasoso 
líquida líquido gasoso, líquido, sólido 
sólida sólido gasoso, líquido, sólido 
 
As soluções podem, ou não, produzir corrente elétrica. 
 Iônica conduz eletricidade. Exemplo: H2O(l) + NaCl(s) 
 Molecular não conduz eletricidade. Exemplo: H2O(l) + etanol(l) 
A quantidade de soluto presente divide as soluções em dois grupos: 
 Diluídas: até 0,1mol de soluto por litro. 
 Concentradas: acima de 0,1mol de soluto por litro. 
A afinidade entre soluto e solvente é que determina a formação da solução. 
Substâncias polares são solúveis em solventes polares, e as apolares em apolares. 
Algumas substâncias têm sua solubilidade aumentada com o aumento da temperatura, 
enquanto outras têm sua solubilidade diminuída. A quantidade máxima de soluto que pode ser 
dissolvida em 100g de um dado solvente é dita coeficiente de solubilidade deste soluto, 
naquele solvente e naquela temperatura. O coeficiente de solubilidade permite dividir as 
soluções em: 
 Insaturada: quantidade de soluto abaixo do coeficiente de solubilidade numa dada 
temperatura. Não apresenta precipitado. 
 Saturada: quantidade de soluto igual ao permitido pelo coeficiente de solubilidade 
numa dada temperatura. Pode ter, ou não, precipitado. 
 Supersaturadas: quantidade de soluto acima do permitido pelo coeficiente de 
solubilidade numa dada temperatura. É instável e, se perturbada, origina solução 
saturada com precipitado. 
As expressões de concentração mostram a quantidade de soluto dissolvida numa determinada 
quantidade de solução. Nessas expressões, o soluto e o solvente são diferenciados pelos 
índices 1 e 2 respectivamente, a solução não tem índice. As expressões físicas de 
concentração são o título, a densidade e a concentração em g/L. As expressões químicas 
da concentração são a normalidade, a fração molar, a concentração molar e a molalidade. As 
expressões químicas consideram a massa molecular do soluto. 
 
Colóides 
Em química, coloides (ou sistemas coloidais ou ainda dispersões coloidais) são sistemas 
nos quais um ou mais componentes apresentam pelo menos uma de suas dimensões dentro 
do intervalo de 1nm (1.10
-9
m) a 1µm (1.10
-6
m). 
A ciência dos coloides se ocupa com sistemas nos quais um ou mais componentes apresentam 
pelo menos uma de suas dimensões dentro do intervalo de 1nm, ou seja, ela se refere a 
sistemas contendo tanto moléculas grandes como partículas pequenas. Coloquialmente, diz-se 
que as dispersões coloidais são dispersões intermediárias entre as soluções verdadeiras e 
os sistemas heterogêneos, em casos em que as partículas dispersas são maiores do que 
as moléculas mas não suficientemente grandes para se depositar pela ação da gravidade. 
Em 1870, o químico britânico Thomas Graham descobriu que substâncias como o amido, 
a gelatina, a cola e a albumina do ovo difundiam-se muito lentamente quando colocadas 
em água, ao contrário de outras substâncias como o açúcar e o sal de cozinha. Além disso, 
aquelas substâncias eram muito diferentes destas no que se refere à difusão através 
de membranas delgadas: enquanto as moléculas de açúcar, por exemplo, difundiam-se com 
facilidade através de muitas membranas, as moléculas grandes que constituíam o amido, 
a gelatina, a cola e a albumina não se difundiam. Graham descobriu, também, que estas 
últimas substâncias não se cristalizavam enquanto era fácil cristalizar o açúcar, o sal de 
cozinha e outros materiais que formavam soluções verdadeiras. Sabe-se, hoje, que ainda que 
haja algumas dificuldades, certas substâncias coloidais podem ser cristalizadas, e que não há, 
na realidade, fronteira nítida entre as soluções verdadeiras e os sistemas coloidais. Para 
denominar a nova classe que era identificada, Graham propôs o termo coloide. 
Os sistemas coloidais vêm sendo utilizados desde os primórdios da humanidade. Os povos 
antigos utilizaram géis de produtos naturais como alimento, as dispersões de argilas para a 
fabricação de utensílios de cerâmica e as dispersões coloidais de pigmentos para decorar 
as paredes das cavernas com motivos de animais, peixes e caças. 
Coloides no dia a dia 
Sistemas coloidais estão presentes em nosso cotidiano, 
a higiene pessoal, sabonete, shampoo, cremes dentais, espuma, creme de 
barbear, maquiagem, cosméticos, no leite, café, manteiga, cremes vegetais e geleias de frutas. 
No caminho para o trabalho podemos enfrentar neblina, poluiçãodo ar ou ainda apreciar a 
cor azul do céu, parcialmente explicada pelo espalhamento da luz do Sol ao entrar 
na atmosfera contendo partículas de poeira cósmica atraídas pela Terra. 
No almoço, temperos, cremes e maionese para saladas. No entardecer, ao 
saborear cerveja, refrigerante ou sorvete estamos ingerindo coloides. Os coloides também 
estão presentes em diversos processos de produção de bens de consumo, incluindo o da água 
potável, nos processos de separação nas indústrias de biotecnologia e no tratamento do meio 
ambiente. Os fenômenos coloidais são utilizados com frequência em processos industriais de 
produção de polímeros, detergentes, papel, análise do solo, produtos 
alimentícios, tecidos, precipitação, cromatografia, troca iônica,flotação, catálise heterogênea. 
São também muito importantes os coloides biológicos, tais como o sangue, o humor vítreo e o 
cristalino. Em medicina terapêutica ortomolecular, conhecimentos de propriedades de sistemas 
coloidais podem auxiliar na elucidação de doenças, como o mal de Alzheimer, o mal de 
Parkinson e o mal de Huntington. Acredita-se que o processo de agregação de 
proteínas decorrente de alguma deformação em sua estrutura proteica, quando ocorre 
na região cerebral, cause os sintomas dessas doenças degenerativas. 
Os fatores que mais contribuem para a natureza global de um sistema coloidal são: 
 As dimensões das partículas 
 A forma e a flexibilidade das partículas 
 Propriedades superficiais (inclusive elétrica) 
 Interações partícula-partícula 
 Interações partícula-solvente 
Os coloides têm, em geral, características específicas como possuir massa elevada, serem 
relativamente grandes e apresentarem elevada relação área/volume de partícula. Nas 
superfícies de separação (interfaces) entre fase dispersa e meio de dispersão, manifestam-se 
fenômenos de superfície característicos, tais como efeitos de adsorção e dupla camada 
elétrica, fenômenos esses, de grande importância na determinação de propriedades físico-
químicas do sistema como um todo. 
A dispersão coloidal é impropriamente denominada coloide. As partículas do disperso podem 
ser bolhas de gás, gotas líquidas ou partículas sólidas. Podem ser diferenciadas de partículas 
numa solução ou em suspensão por seu tamanho. 
Exemplos: vidro temperado; geleia; pedra pomes; sangue; leite; chantilly (ar em 
creme); fumaça (cinzas no ar) bruma ou nevoeiro (água em ar). Muitos coloides são utilizados 
em nosso dia-a-dia como a gelatina, a maionese, tintas, shampoo, etc. 
Mesmo que o coloide por excelência seja aquele cuja fase contínua é um líquido e cuja fase 
dispersa seja composta de partículas sólidas, podem ser encontrados coloides cujos 
componentes se encontram em outros estados de agregação. 
Exemplos e classificação de coloides 
Na tabela abaixo estão alguns diferentes tipos de coloides segundo o estado das fases 
contínua e dispersa: 
 
Disperso 
Gás Líquido Sólido 
Dispergente 
Gás 
Não existe. Todos os gases 
são solúveis entre si. 
Aerossol líquido, 
Exemplo: nuvem, neblina 
Aerossol sólido, 
Exemplo: fumaça, pó em suspensão 
Líquido 
Espuma líquida, 
Exemplo: espuma de sabão 
Emulsão, 
Exemplos: leite, maionese, 
cremes, sangue 
Sol, 
Exemplo: tintas , vidros coloridos 
Sólido 
Espuma sólida, 
Exemplo: pedra-pomes 
Gel, 
Exemplos: gelatina, queijo, 
geleia 
Sol sólido, 
Exemplo: cristal de rubi, cristal de 
safira,ligas metálicas 
De maneira geral, o estudo dos coloides é experimental. Grandes esforços estão sendo 
realizados no campo teórico para a compreensão dos seus comportamentos, inclusive com 
simulações informáticas. A maior parte dos fenômenos coloidais, como a condutividade e 
a mobilidade eletroforética, são teorias que somente reproduzem a realidade de maneira 
qualitativa, ficando o quantitativo ainda sem ser completamente esclarecido. 
Classificação dos Coloides 
 Aerossol: consiste em um sólido ou um líquido dissolvido em um gás. 
 Espuma: consiste em um gás disperso em sólido ou líquido. 
 Emulsão: são coloides formados por líquido disperso em outro líquido ou sólido. 
(ex: maionese, queijo e manteiga) 
 Sol: são coloides formados pela dispersão de um sólido em um líquido. 
 Gel: sólido aparentemente, de material gelatinoso formado de uma dispersão coloidal, 
em que o disperso apresenta-se no estado líquido e o dispersante no estado sólido. 
 
 
Exercícios 
 
1- O que é uma solução? Dê exemplos. 
2- O que é um coloide? Dê exemplos. 
3- Qual é a diferença entre um coloide e uma solução verdadeira? 
4- Explique as diferenças entre solução insaturada, saturada e supersaturada. 
5- Quais fatores contribuem para a natureza (tipo) de um coloide? 
6- Conforme os tipos de coloides existentes, dê o nome dos coloides formados 
pela mistura de um diperso gasoso e um dispergente líquido, e entre um 
disperso sólido e um dispergente gasoso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Solubilidade 
Coeficiente de solubilidade e solvatação dos sais 
Primeiramente vamos esclarecer uma coisa: quando falarmos em sal não estaremos nos 
referindo exclusivamente ao cloreto de sódio, o mais famoso dos sais, velho conhecido em 
nossas cozinhas ou na água do mar. 
Talvez por nossa associação quase despercebida de sal com o cloreto de sódio (NaCl), 
afirmamos que os sais são solúveis em água. Isto não é verdade em alguns aspectos: nem 
todos os sais são solúveis em água e nem tudo que é solúvel em água é um sal. Nosso 
conhecimento também nos diz que não é possível dissolver qualquer quantidade de um sal em 
água, que se colocarmos muito, sobrará uma parcela no fundo do recipiente que não se 
dissolve. Com base nesse conhecimento, vamos discutir algumas coisas: 
 
Coeficiente de solubilidade 
Por que, se colocarmos muito sal na água, parte dele não se dissolve? Muitos de nós 
aprendemos na escola que existe uma quantidade máxima de um sal que pode ser dissolvida 
em certa quantidade de água em uma certa temperatura e, a isto chamamos de coeficiente de 
solubilidade. Para entender o por quê, temos que entender como se dá a dissolução do sal. 
Precisaremos de um exemplo e, para faciltar as coisas, utilizaremos o cloreto de sódio que, 
como já citamos, é o famoso "sal de cozinha" e o principal - mas não o único - sal encontrado 
na água do mar. O cloreto de sódio, NaCl, é uma composto iônico que apresenta dois tipos de 
íons: Na
+
(sódio) e Cl
-
(cloreto). Nos cristais de NaCl, incontáveis íons Na
+
 e Cl
-
 estão 
associados, mas a proporção é 1 Na
+
: 1Cl
-
, e por isso a fórmula usada é NaCl. A água, H2O, é 
uma molécula triatômica com ligações covalentes e que apresenta polaridade. 
Se você não lembra o que é polaridade molecular, lembre-se apenas de que é uma molécula 
que, por causa de sua geometria e ligantes, pode se comportar como um pequeno imã, tendo 
um lado negativo e outro positivo. No caso da água, sua aparência é a seguinte: 
 
No caso do cloreto de sódio: 
 
Quando "jogamos" um cristal de NaCl em água, seus íons interagem com a água e pode 
ocorrer a dissociação. Cada íon acaba atraindo o lado positivo das moléculas de água 
(hidrogênios), enquanto o lado positivo (sódio) atrai o lado negativo das moléculas de água 
(oxigênio). Como existe abundância de moléculas de água, várias delas são atraídas, cercando 
os íons. 
Esse processo chama-se solvatação e, quando íons estão cercadospor moléculas de água, 
diz-se que estão solvatados ou hidratados. 
 
Entendendo este processo, fica fácil perceber que, se adicionarmos muito NaCl, não haverá 
moléculas de água disponíveis para solvatar os íons, fazendo com que eles não sejam 
separados, portanto o sal não se dissolverá. Quando isso ocorre, todo sal que for adicionado a 
água continuará intacto, não se dissolvendo e precipitando, formando o que chamamos 
de corpo de fundo ou corpo de chão. 
 
 
Solubilidade dos sais em água 
Todos os sais são solúveis em água? Não. Embora muitos deles sejam solúveis em água 
existem exceções e você precisa conhecê-las. Estas são algumas regras de solubilidade: 
Substâncias Solubilidade Exceções 
Ácidos Orgânicos Solúveis 
Permanganatos, Nitritos e Nitratos, Cloratos Solúveis 
Sais de Alcalinos e Amônio Solúveis carbonato de lítio 
Acetatos Solúveis de prata 
Tiocianatos e Tiossulfatos Solúveis de prata, chumbo e mercúrio 
Fluoretos Solúveis de magnésio, cálcio e estrôncio 
Cloretos e Brometos Solúveis de prata, chumbo e mercúrio I 
Iodetos Solúveis mercúrio, bismuto e estanho IV 
Sulfatos Solúveis de prata, chumbo, bário, e estrôncio 
Óxido metálico e Hidróxidos Insolúveis 
de alcalinos, amônio, cálcio, bário e 
estrôncio 
Boratos, Cianetos, Oxalatos, Carbonatos, 
Ferrocianetos, Ferricianetos, Silicatos, 
Arsenitos, Arseniatos, Fosfitos, Fosfatos, 
Sulfitos e Sulfetos 
Insolúveis de alcalinos e de amônio 
 
Fatores que influenciam na solubilidade dos sais 
Por que um sal é mais solúvel que outro? A solubilidade em água depende de alguns fatores: 
 A força de interação entre as partículas próximas do soluto; (interação soluto-soluto); 
 A força de interação entre as moléculas de água e as do soluto antes da dissolução; 
(interação soluto-solvente) 
 A força de interação entre as moléculas de água e as do soluto depois da dissolução 
(interação soluto-solvente) 
 
Geralmente, usa-se a regra que semelhante dissolve semelhante. Isto quer dizer que solvente 
polar dissolve substância polar e que solvente apolar dissolve substância apolar. Mas nem 
sempre esta regra está correta. A água, por exemplo, é uma substância polar e pode dissolver 
o álcool etílico, que é apolar. 
 
 
 
Quadro-Resumo das propriedades físicas e os tipos de ligações: 
Tipo de substância Metálica Iônica Covalente polar Covalente apolar 
Partícula Átomos e cátions Íons moléculas Moléculas 
Atração entre as 
partículas 
Por “elétrons livres” Atração eletrostática Pontes de hidrogênio 
ou dipolo-dipolo 
 
Van der Waals 
Estado físico Sólido (exceto Hg) Sólido Líquido Gasoso 
PF e PE Alto Alto Baixo Muito baixo 
Condutividade 
elétrica 
Alta (sólidos e 
líquidos), sem atração 
da substância 
Alta (fundidos ou em 
solução) 
Praticamente nula 
quando pura. 
Condutora quando em 
solução 
 
Nula 
Solubilidade em 
solventes comuns 
 
Insolúvel 
Solúvel em solvente 
polar 
Solúvel em solvente 
polar 
Solúvel em solvente 
apolar 
Dureza Dura, mas maleável e 
dúctil 
Dura, porém 
quebradiça 
 
- 
 
- 
 
 
 
 
 
Exercícios 
1- A partir do gráfico a seguir são feitas as afirmações de I a IV. 
 
 
I. Se acrescentarmos 250 g de NH4NO3 a 50 g de água a 60 °C obteremos uma solução 
saturada com corpo de fundo. 
II. A dissolução, em água, do NH4NO3 e do NaI ocorre com liberação e absorção de calor, 
respectivamente. 
III. A 40 °C, o NaI é mais solúvel que o NaBr e menos solúvel que o NH4NO3. 
IV. Quando uma solução aquosa saturada de NH4NO3, inicialmente preparada a 60 °C, for 
resfriada a 10 °C obteremos uma solução insaturada. 
Está correto apenas o que se afirma em 
(A) I e II. 
(B) I e III. 
(C) I e IV. 
(D) II e III. 
(E) III e IV. 
 
2- Observe o gráfico a seguir, que representa a variação da solubilidade de sais com a 
temperatura. Assinale com V (verdadeiro) ou F (falso) as seguintes afirmações, feitas por 
um estudante ao tentar interpretar esse gráfico. 
 
( ) O cloreto de sódio e o sulfato de lítio 
apresentam solubilidade constante no 
intervalo considerado. 
( ) No intervalo de O °C a 100 °C, a 
solubilidade do iodeto de potássio é 
aproximadamente duas vezes maior que a 
do nitrato de sódio. 
( ) O nitrato de prata é o sal que 
apresenta o maior valor de solubilidade a 
O °C. 
( ) A solubilidade do iodeto de potássio a 
100 °C é aproximadamente igual a 200 g/L. 
( ) Quatro dos sais mostrados no gráfico 
apresentam aumento da solubilidade com a 
temperatura no intervalo de O °C a 35 °C. 
( ) A 20 °C, as solubilidades do cloreto de 
sódio e só sulfato de sódios são iguais. 
 
A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima para baixo, é 
(A) V - F- V - F - F - F. 
(B) F - V - F - V - F - F. 
(C) F - F - F - F - V - V. 
(D) V - F - F - V - F - V. 
(E) F- V - V - F - V - F. 
3- Observe o gráfico a seguir. 
 
A quantidade de clorato de sódio capaz de atingir a saturação em 500 g de água na 
temperatura de 60 °C, em grama, é aproximadamente igual a: 
(A) 70 
(B) 140 
(C) 210 
(D) 480 
(E) 700 
 
4- Numa aula no Laboratório de Química, os alunos prepararam, sob supervisão do professor, 
duas soluções aquosas, uma de cloreto de potássio, KCℓ, e uma de cloreto de cálcio, CaCℓ2. 
Após observarem a variação da temperatura em função do tempo, durante o preparo de cada 
uma dessas soluções, os alunos elaboraram este gráfico: 
 
Considerando-se as informações fornecidas por esse gráfico e outros conhecimentos sobre o 
assunto, é CORRETO afirmar que: 
(A) a dissolução do CaCℓ2 diminui a energia cinética média das moléculas de água. 
(B) a dissolução do KCℓ é um processo exotérmico. 
(C) a solubilidade do KCℓ aumenta com o aumento da temperatura. 
 
5- O gráfico representa as curvas de solubilidade de alguns sais em água. 
 
De acordo com o gráfico, podemos concluir que 
(A) a substância mais solúvel em água a 40 °C é 
o nitrito de sódio. 
(B) a temperatura não afeta a solubilidade do 
cloreto de sódio. 
(C) o cloreto de potássio é mais solúvel que o 
cloreto de sódio à temperatura ambiente. 
(D) a massa de clorato de potássio capaz de 
saturar 200 mL de água, a 30 °C, é de 20 g. 
 
6- O gráfico a seguir representa a curva de 
solubilidade do nitrato de potássio (KNO3) em água. A 70 °C foram preparadas duas soluções, 
cada uma contendo 70 g de nitrato de potássio (KNO3) e 200 g de água. A primeira solução foi 
mantida a 70 °C e, após a evaporação de uma certa massa de água (m), houve início de 
precipitação do sólido. A outra solução foi resfriada a uma temperatura (t) em que se percebeu 
o início da precipitação do sal. 
 
 
A análise do gráfico permite inferir que os valores aproximados da massa m e da temperatura t 
são, respectivamente, 
(A) m = 50 g e t = 45 °C 
(B) m = 150 g e t = 22 °C 
(C) m = 100 g e t = 22 °C 
(D) m = 150 g e t = 35 °C 
(E) m = 100 g e t = 45 °C