Propriedades de Compostos Iônicos e moleculares e Condutividade de Eletrólitos

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ESCOLA DE ENGENHARIA DE ENGENHARIA DE PIRACICABA 
 
Curso: Engenharia Civil / Mecatrônica 
Disciplina: Laboratório de química fundamental 
Professora: Dra. Maria Cristina de Almeida 
 
Relatório sobre a aula Prática 03 
Tema: 
Propriedades de Compostos Iônicos e moleculares e Condutividade de Eletrólitos 
 
 Alunos 
 
 Fernanda Araújo da Silva Muniz RA: 201300522 
 
 Marcos Bispo Lima RA:201601786 
 
 
 
 
 
 
 
 
PIRACICABA – 2016 
 
 
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“Quanto maior se é, mais repetido se é. Platão, Aristóteles, Kant, quantos 
outros. Ainda se não calaram nos que deles falaram. E é possível que só 
se calem quando a espécie humana se calar” 
 
 
 (Vergílio Ferreira) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO............................................................................................................. 4 
 
2 INTRODUÇÃO TEORICA ...................................................................................... 5 
 
 2.1 MOLÉCULAS ........................................................................................................ 5 
 2.2 LIGAÇÕES COVALENTES ............................................................................... 7 
 2.3 LIGAÇÕES DATIVAS .......................................................................................... 11 
 2.4 LIGAÇÕES METALICAS .................................................................................... 13 
 2.6 LIGAÇÕES IONICAS ........................................................................................... 14 
 2.7 CARACTERISTICAS E PROPRIEDADES DE IÔNICOS ............... 15 
 
3 OBJETIVOS DA EXPERIÊNCIA ........................................................................... 17 
 
4 OBJESERVAÇÕES FINAIS ....................................................................................... 18 
 
 
4 REFERÊCIAS BIBLIOGRAFICAS ......................................................................... 19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO 
 
Nos dias atuais vivenciamos em nosso dia a dia a constante presença da Química, aliás, 
sem ela não estaríamos aqui para contar a história, mas de fato o que vivenciamos nesta 
sociedade moderna é algo muito singular para o nosso tempo, a ciência evoluiu muito e 
a cada dia os passos com que se anda poderíamos por assim dizer que não existe mais 
volta, da mesma forma que um homem jamais poderá tomar banho no mesmo rio por 
mais de uma vez, as descobertas e avanços alcançados neste nosso tempo presente 
estão em contínua evolução e faria com que os primórdios da história da Química 
ficassem espantados com os avanços alcançados. Obviamente, vale lembrar que muito 
dessa evolução não seria possível se não tivéssemos tido uma base cientifica muito bem 
desenvolvida ao longo do tempo para chegarmos até aqui. 
Vivemos cada vez mais em uma sociedade, onde as teorias dos primórdios da Química 
se concretizaram, hoje operações matemáticas, físicas e principalmente químicas estão 
presentes em nosso dia a dia e de certa forma fazem parte da nossa vida cotidiana, 
muitas das vezes somos levados a vivenciar experiências que nem sempre nos damos 
conta de onde se originaram, obviamente esta não é uma realidade de alguns setores 
da sociedade, mas em sua grande maioria o “mundo em geral” não tem a inquietude de 
saber de onde se originaram tais conceitos. Em alguns casos, fica notório que algumas 
pessoas tiveram a oportunidade deste contato e em outros casos identificamos 
claramente a mais pura realidade que é a total falta de interesse pelo conhecimento. 
Como consequência disso vivemos em uma sociedade que têm cada dia mais seus 
valores deturpados pela falta da valorização do conhecimento e interesse pelas grandes 
descobertas da humanidade. 
Há quem o diga que foram seus criadores ou descobridores mas há também quem tenha 
uma interpretação diferente ou seja essas leis estão aí e regem tudo desde que o mundo 
é mundo e eles apenas transcreveram essas leis e as universalizaram em seus livros. 
 
 
 
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2. INTRODUÇÃO TEORICA 
2.1 - Moléculas 
A molécula é a menor parte de uma substância que ainda mantém todas as propriedades 
dessa substância. Assim, uma molécula de água é a menor parte da água que continua 
sendo água. A molécula de água pode ser dividida em partes menores, 
chamadas átomos; nessa divisão, resultam dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio, 
mas os átomos, separados, não têm as propriedades da água. 
Algumas moléculas combinadas formam os elementos químicos. Os elementos químicos 
são a substância da qual a matéria é constituída, ou seja, toda matéria é constituída de 
elementos puros ou da combinação de dois ou mais elementos. As moléculas de um 
elemento puro contêm apenas um tipo de átomo, como as moléculas de ferro, que 
contêm apenas átomos de ferro. Alguns elementos possuem moléculas formadas por um 
só tipo de átomo. Um exemplo é o gás hélio, cuja molécula contém apenas um átomo, 
mas a maioria dos elementos contém moléculas formadas por, no mínimo, dois átomos 
combinados. Por exemplo, a molécula do gás oxigênio consiste em dois átomos de 
oxigênio. 
Outras moléculas contêm átomos de dois ou mais elementos diferentes. A substância 
constituída de tais moléculas é chamada composto químico. A água é um composto 
químico, porque suas moléculas têm dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. O 
açúcar, chamado glicose, é outro composto químico: cada molécula de glicose contém 
seis átomos de carbono, doze de hidrogênio e seis de oxigênio. Algumas moléculas 
complexas de organismos vivos são constituídas de milhares de átomos. 
Os átomos de uma molécula mantêm-se unidos graças a fortes ligações químicas 
criadas quando os átomos compartilham elétrons entre si. Os elétrons são encontrados 
isolados ou em pares, nas camadas externas dos átomos. Quando dois átomos contendo 
um só elétron na camada externa se aproximam um do outro, seus elétrons podem 
formar um par. Nesse caso, os dois átomos passam a compartilhar um par de elétrons, 
o que vai mantê-los unidos. 
 
 
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As moléculas são espécies químicas eletricamente neutras constituídas por pelo menos 
dois átomos(de um mesmo elemento ou não). Sendo que, estes se unem por ligações 
estritamente covalentes (moleculares ou coordenadas); dessa forma, os compostos 
iônicos (ânion + cátion) não são formados por moléculas. 
Exceto metais (Ferro, Níquel, Sódio...), gases nobres (Hélio, Argônio, Kriptônio...) e 
aglomerados iônicos (Cloreto de Sódio, Carbonato de Cálcio...) boa parte das outras 
substâncias são formadas por moléculas (Nitrogênio, Água, Açúcar, Ácidos 
hidrogenados...). 
 
 
Molécula de Biotina 
Durante uma ligação química, as eletrosferas de cada átomo ou íon encontram-se 
interagidas entre si e constituem uma nuvem eletrônica de aparência variável. Sendo 
esta aparência dependente da intensidade de atração de cada um sobre os elétrons. A 
visível diferença entre as ligações iônicas e covalentes está justamente na distribuição 
da nuvem: nas moléculas-íon (formadas por ânions e cátions) a diferença de atração 
eletrônica é suficientemente grande para que a maior parte da nuvem se concentre em 
apenas um dos íons. Enquanto que nas moléculas, essa desigualdade de distribuição é 
menor (ou nula, se considerarmos as moléculas diatômicas de um mesmo elemento). 
 
(Distribuição da nuvem eletrônica numa molécula-íon de NaCl. Onde a maior densidade é vista à direita – ao redor do 
átomo de Cloro.) 
 
 
 
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2.2 - Ligações Covalentes 
A ligação covalente é um tipo de ligação química realizada entre os átomos de 
hidrogênio, ametais e semimetais que compartilham entre si pares de elétrons. 
 
 
 
 
 O dióxido de carbono é formado por ligações covalentes entre o carbono e dois átomos de oxigênio 
 
A ligação covalente é um tipo de ligação química que ocorre com o compartilhamento de 
pares de elétrons entre átomos que podem ser o hidrogênio, ametais ou semimetais. 
Segundo a teoria ou regra do octeto, os átomos dos elementos ficam estáveis quando 
atingem a configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, quando eles possuem oito 
elétrons em sua camada de valência (camada mais externa) ou dois elétrons — no caso 
de possuírem somente a camada eletrônica K. 
Assim, seguindo essa regra, os átomos dos elementos mencionados possuem a 
tendência de ganhar elétrons para alcançarem a estabilidade. Por exemplo, o hidrogênio 
no estado fundamental possui somente um elétron na sua camada eletrônica; assim, 
para ficar estável, ele precisar receber mais um elétron de outro átomo. 
Se tivermos dois átomos de hidrogênio, ambos precisarão receber um elétron cada. Por 
isso, em vez de transferirem elétrons (como ocorre na ligação iônica), eles farão uma 
ligação covalente em que compartilharão um par de elétrons. Desse modo, ambos 
ficarão com dois elétrons, adquirindo a estabilidade: 
 
Ligação covalente de formação do gás hidrogênio 
 
Essa forma de representar as ligações químicas, em que os elétrons da camada de 
valência são colocados ao redor do símbolo do elemento como “pontinhos”, é chamada 
de fórmula eletrônica de Lewis, nela, cada par de elétrons compartilhado em uma ligação 
covalente é representado por um “enlaçamento” entre os dois pontinhos. 
 
 
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Existe outra forma de representar as ligações covalentes, que é por meio da fórmula 
estrutural. Nessa fórmula, cada par compartilhado é representado por um traço. 
 
 
Representação das ligações covalentes em fórmulas estruturais 
 
Assim, a ligação que forma o gás hidrogênio é representada da seguinte forma: H ? H. 
E sua fórmula molecular é H2. 
Visto que o hidrogênio é capaz de realizar somente uma ligação covalente, dizemos que 
ele é monovalente. Veja na tabela a seguir a quantidade de ligações covalentes que os 
principais ametais e semimetais podem realizar: 
 
Possibilidades de realização de ligação covalente dos ametais e semimetais principais 
da Tabela Periódica 
 
 
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Com base nisso, consideremos agora a molécula de dióxido de carbono (CO2). O 
carbono, que pertence à família 14, possui quatro elétrons na última camada, como 
mostrado na tabela, e precisa fazer quatro ligações covalentes para ficar estável. Já o 
oxigênio é da família 16, possui seis elétrons na camada de valência e precisa realizar 
duas ligações. Desse modo, o carbono compartilha dois pares de elétrons ou faz duas 
ligações duplas com cada átomo de oxigênio. Veja como ficam as fórmulas eletrônica e 
estrutural, respectivamente, do dióxido de carbono: 
 
Fórmula eletrônica e estrutural do dióxido de carbono 
 
Outros exemplos: 
 
Exemplos de ligações covalentes (fórmulas eletrônicas) 
 
Como já mencionado, as moléculas são formadas por pelo menos dois átomos unidos 
através de uma ligação covalente (com compartilhamento de elétrons). Sendo esta 
dividida em dois tipos: 
Ligação covalente molecular – Neste tipo de ligação, pares eletrônicos são 
compartilhados e passam a fazer parte das duas eletrosferas simultaneamente. Assim, 
ambos atingem estabilidade eletrônica. 
Ligação covalente coordenada (ou dativa) – Geralmente, quando um átomo atinge o 
número de elétrons necessário para sua estabilidade eletrônica, não é possível realizar 
 
 
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mais nenhuma ligação covalente molecular (exceto algumas moléculas que violam 
a regra do octeto). Entretanto, podem compartilhar pares de elétrons (como uma doação) 
a átomos de uma mesma molécula desde que continuem eletronicamente estáveis. 
Assim, os dois elétrons compartilhados proveem de um mesmo átomo. 
 
 
 
 
 
 
 
Molécula de SO3 – O enxofre realiza duas ligações dativas e duas moleculares 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.3 - Ligação covalente dativa 
A ligação covalente dativa ocorre quando um átomo transfere elétrons, essa 
transferência é indicada pelo vetor (seta). 
 Ligação covalente dativa ocorre quando um átomo compartilha seus elétrons. Essa 
ligação obedece à Teoria do Octeto, onde os átomos se unem tentando adquirir oito 
elétrons na camada de valência para atingir a estabilidade eletrônica. 
Exemplo: formação de dióxido de enxofre (SO2). 
 
O átomo de enxofre (S) adquire seu octeto através da ligação com o oxigênio localizado 
à esquerda (ligação dupla coordenada). O oxigênio à direita necessita de elétrons para 
completar a camada de valência, e então o enxofre doa um par de elétrons para esse 
oxigênio. Essa transferência de elétrons é indicada pelo vetor (seta) e corresponde à 
ligação covalente dativa. 
Vejamos o compartilhamento de elétrons na formação do composto Sulfato, onde um 
átomo central de enxofre estabelece ligações covalentes com quatro átomos de oxigênio. 
 
 
 
As setas vermelhas indicam as ligações dativas e os traços indicam o compartilhamento 
de elétrons. Na ligação dativa, o átomo de enxofre "doa" um par de elétrons para cada 
átomo de oxigênio, estes, por sua vez, atingema estabilidade eletrônica. 
 
 
 
 
 
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2.4 - Ligação Metálica 
As propriedades de uma ligação são diferentes das propriedades dos seus elementos 
constituintes. Os metais quando analisados separadamente possuem características 
únicas que os diferem das demais substâncias: eles são sólidos à temperatura ambiente 
(25°C) e apresentam cor prateada. 
A estrutura atômica dos metais é a Cristalina, que se constitui por cátions do metal 
envolvidos por uma nuvem de elétrons. A capacidade que os metais têm de conduzir 
eletricidade se explica pela presença dessa nuvem de elétrons, que conduz corrente 
elétrica nos fios de eletricidade, não só neles, mas em qualquer objeto metálico. 
As ligas metálicas possuem algumas particularidades que os metais puros não 
apresentam. Justamente por isso, são produzidas e utilizadas em abundância. Vejamos 
as propriedades das ligações metálicas: 
Aumento da dureza: se pegarmos, por exemplo, o elemento Ouro (Au) da forma como é 
encontrado na natureza não conseguiríamos fabricar nenhum objeto consistente, pois 
ele é mais maleável que a grande maioria dos metais. Mas se adicionarmos a ele a prata 
(Ag) e o cobre (Cu) formaremos uma ligação metálica, aumentando a dureza e 
permitindo sua utilização para fabricar joias, como anéis, pulseiras, relógios, etc. 
Essa liga metálica é também conhecida por Ouro 18 quilates e apresenta 75% em massa 
de ouro e os outros 25% correspondem à prata e ao cobre. 
Aumento da resistência mecânica: para fabricar materiais que tenham maior resistência 
ao manuseio, é preciso recorrer à ligação entre os metais. O aço, por exemplo, é formado 
por ferro (Fe) e carbono (C). Essa liga fica tão resistente que é usada na fabricação de 
peças metálicas que sofrem tração elevada, temos inúmeros exemplos: 
Aço cirúrgico: é usado para a obtenção de instrumentos cirúrgicos, por apresentar alta 
resistência à oxidação. 
Aço inox: é uma liga dos metais ferro (Fe), carbono (C), cromo (Cr) e níquel (Ni); é usada 
para fabricar talheres para cozinha, peças de carro, etc. 
 
 
 
 
 
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2.5 - Ligação Iônica 
A ligação iônica é formada pela atração eletrostática entre íons de cargas opostas, 
positivos (cátions) e negativos (ânions). Nesta ligação a transferência de elétrons é 
definitiva. 
A ligação iônica ocorre quando um elemento metálico reage com um ametálico. Os 
metais doam seus elétrons de última camada, esses serão recebidos pelos ametais. Por 
exemplo: Metais que possuem 1, 2, ou 3 elétrons na última camada se ligam com 
ametais que possuem 5, 6 ou 7 elétrons. 
Para formar a ligação iônica é necessário que um dos átomos possua uma tendência de 
ceder elétrons, enquanto outro tenha a tendência de receber elétrons. Os átomos com 
tendência a ceder elétrons são os metais das famílias IA, IIA, IIIA, e os átomos que 
recebem elétrons são os ametais que apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na 
camada de valência. 
Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas, tudo começa quando os 
íons unem-se devido às forças de atração eletrostática, se observarmos por um 
microscópio, perceberemos a formação de retículos cristalinos, que são aglomerados de 
íons de forma geométrica bem definida. Os sais e outros grupos de minerais possuem 
íons que formam compostos iônicos e, consequentemente, substâncias iônicas. A 
formação do sal de cozinha (cloreto de sódio) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro 
(Cl) é o exemplo que mais representa uma ligação iônica. O átomo de sódio consegue a 
estabilidade eletrônica quando perde um elétron, originando o íon Na+. O átomo de cloro 
atinge a estabilidade quando recebe um elétron, originando o íon Cl-. 
Os compostos constituídos pelos íons (Na+ e Cl-) são designados compostos iônicos, por 
serem eletronicamente estáveis, ou seja, ocorre uma interação eletrostática entre eles 
(cargas com sinal contrário se atraem): 
Na+ + Cl- → NaCl 
Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos 
duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares. 
 
 
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2.6 – Geometria Molecular 
A disposição dos átomos numa molécula determina a sua geometria. Sendo esta 
intrinsecamente ligada à quantidade de pares eletrônicos ligantes e não-ligantes dos 
átomos constituintes. 
Dentre as possíveis geometrias, as mais comuns são: a linear, triangular, angular, 
tetraédrica, piramidal, bipiramidal e octaédrica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Geometria Pares 
eletrônicos 
totais 
Pares eletrônicos não 
ligantes 
Pares eletrônicos 
ligantes 
Linear 2 
5 
6 
0 
3 
4 
 
2 
2 
2 
 
Triangular 3 0 3 
Angular 34 12 22 
Tetraédrica 4 0 4 
Piramidal 4 1 3 
Bipiramidal 5 0 5 
Octaédrica 6 0 6 
 
 
Trabalho de Química Curso de Engenharia – 2016 15 
 
2.7 - Características e Propriedades dos Compostos Iônicos 
 
O sal, como todo composto iônico, apresenta-se na forma de um retículo cristalino 
Compostos iônicos são aqueles que apresentam pelo menos uma ligação iônica entre 
seus componentes, entre estes compostos temos, por exemplo, o cloreto de sódio (NaCl 
- sal de cozinha), o nitrato de sódio (NaNO3), o sulfato de sódio (Na2SO4), carbonato de 
cálcio (CaCO3), etc. 
Todos estes compostos apresentam ligações entre seus íons: os cátions e os ânions se 
atraem fortemente. Assim, estas ligações são de natureza elétrica, e dão origem 
a retículos ou reticulados cristalinos – em nível microscópico, um cátion atrai vários 
ânions, e um ânion atrai vários cátions; formando, assim, aglomerados com formas 
geométricas bem definidas. 
 
Retículos cristalinos de diferentes compostos iônicos 
 
 
 
Trabalho de Química Curso de Engenharia – 2016 16 
 
Estes retículos é que fazem com que os compostos iônicos apresentem as seguintes 
propriedades: 
 São sólidos em condições normais de temperatura (25°C) e pressão (1 atm); 
 São duros e quebradiços; 
 Possuem pontos de fusão e de ebulição elevados. Visto que a atração elétrica entre 
os íons é muito forte, é necessário fornecer uma grande quantidade de energia para 
quebrá-la. Um exemplo é o cloreto de sódio, que apresenta ponto de fusão igual a 
801°C, e ponto de ebulição de 1413°C; 
 Em solução aquosa (dissolvida em água) ou em líquidos, eles conduzem corrente 
elétrica, pois seus íons com cargas positivas e negativas ficam com liberdade de 
movimento e fecham o circuito elétrico, permitindo que a corrente continue fluindo; 
 Seu melhor solvente é a água, pois, assim como ela, estes compostos são polares. No 
entanto, apesar de serem polares nem todos os compostos iônicos se dissolvem na 
água. Alguns exemplos de compostos que não solubilizam em água são: carbonato de 
cálcio (CaCO3), de estrôncio (SrCO3) e de bário (BaCO3), além do cloreto de prata 
(AgCl), que é praticamente insolúvel em água. 
 
Cloreto de prata praticamente insolúvel em águaTrabalho de Química Curso de Engenharia – 2016 17 
 
3 . Objetivos da experiência em laboratório 
 Caracterizar a natureza molecular ou iônica de compostos sólidos a partir de algumas de 
suas propriedades físicas. 
 Verificar a diferença de comportamento de não-eletrólitos, eletrólitos fortes e fracos no que 
diz respeito a condutividade. 
 Familiarizar-se com o uso de circuitos simples para observar, qualitativamente, a 
condutividade de uma substância. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Trabalho de Química Curso de Engenharia – 2016 18 
 
 
4. OBSERVAÇÕES FINAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Trabalho de Química Curso de Engenharia – 2016 19 
 
 
6. REFERÊCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
 
 
 http://repositorio.ul.pt/handle/10451/3617 - acesso em 17/05/2016 
 http://www.infoescola.com/quimica/molecula - acesso em 17/05/2016 
 http://escola.britannica.com.br/article/481935/molecula. acesso em: 
17/05/2016. 
 http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacao-ionica.htm 
acesso em 17/05/2016 
 http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacao-covalente- 
dativa.htm acesso em 17/05/2016 
 http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ligacao-covalente.htm 
acesso em 17/05/2016 
 SARDELLA, Antônio. Curso de química: Química geral, São Paulo – 
SP: Editora Ática, 2002. 25ª Edição.