Química Inorgânica Unid II

Prévia do material em texto

134
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Unidade II
5 LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
5.1 Geometria molecular
A geometria molecular pode ser definida com a forma assumida pela molécula no espaço que depende 
da natureza das ligações químicas. Esta forma é determinada através da disposição espacial assumida pelos 
núcleos dos átomos na molécula através teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência.
5.1.1 Pares eletrônicos ligantes e não ligantes
Os pares de elétrons na camada de valência que participam de uma ligação covalente são chamados 
de ligantes. Por exemplo, no gás metano (CH4) temos quatro pares ligantes.
H
H
H C H
Figura 151 
Os pares eletrônicos que não participam de nenhuma ligação são denominados de livres ou de pares 
não ligantes. Observe os exemplos NH3 (amônia) e H2O (água):
HH CN HH
H
Pares não ligantes
Figura 152 
5.1.2 Teoria da repulsão dos pares eletrônicos (TRPECV)
A teoria da repulsão dos pares eletrônicos de valência (TRPECV) foi formulada em 1957 pelo cientista 
Ronald Gillespie. Segundo essa teoria os pares eletrônicos ligantes ou não ligantes ao redor do átomo 
central se repelem entre si e se orientam no espaço com a maior distância angular possível para que 
ocorra a estabilidade da molécula, ou seja, quanto maior for o afastamento, menor será a repulsão entre 
os pares de elétrons, dificultando a quebra das ligações entre os átomos.
135
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
A tabela a seguir mostra o arranjo geométrico dos pares de elétrons em volta do átomo central 
A após a repulsão entre eles. Dois, três e quatros pares eletrônicos compõem ângulos de 180º, 120º e 
109°28’ em relação ao núcleo do átomo central, respectivamente, distância máxima para que a repulsão 
seja mínima entre eles.
Número de pares eletrônicos Arranjo geométrico Geometria
2
A
180º
Linear
3
A
120º
Triangular
4
A
109º28’
Tetraédrica
5 A Bipirâmide trigonal
6 A Octaédrica 
Figura 153 
136
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
A geometria das moléculas será determinada pelo arranjo dos núcleos dos átomos ligados ao átomo 
central A, e não pelo arranjo dos elétrons.
As moléculas diatômicas possuem dois átomos e têm estrutura linear. Podem ser do tipo A2 
quando são formadas pelo mesmo átomo, e não apresentam átomo central.
Exemplos: H2, O2 e N2.
Representação genérica Moléculas Fórmula eletrônica Fórmula molecular
A A
Gás hidrogênio H H H2
Gás oxigênio O O O2
Gás nitrogênio N N N2
Figura 154 
Podem ser do tipo AX quando são formados por átomos diferentes, um átomo central (A) e um 
ligante (X).
Representação genérica Moléculas Fórmula eletrônica Fórmula molecular
A X
Ácido clorídrico H Cl
x
x
x
x
x xx H — Cl
Ácido fluorídrico H F
x
x
x
x
x xx H — F
Figura 155 
As moléculas triatômicas possuem três átomos, e sua estrutura será linear ou angular.
Podemos representá-las genericamente do seguinte modo: AX2, onde A é o átomo central e X são 
dois ligantes iguais ou diferentes.
180º
Figura 156 
Se no átomo central todos os pares de elétrons forem ligantes, ou seja, não houver elétrons 
livres, a geometria será linear.
137
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Representação genérica Fórmula eletrônica Fórmula molecular
AX X ClBeCl
xx
xx
xx
xx
xx xx xx BeCl2
AX X OCO
xx xx
x
x
x
x
xx
xx
CO2
AX X NCH x
x
xx
x
x
HCN
Figura 157 
 Lembrete
O átomo berílio é uma exceção da regra do octeto: fica estável com 
quatro elétrons na última camada de valência.
Se no átomo central houver um ou mais pares de elétrons não ligantes, a geometria será angular:
Representação genérica Fórmula eletrônica Fórmula molecular
X
X
A H
H
O
 
A)
H2O
X
X
A
S
O O
 
B)
SO2
Figura 158 
Nas moléculas da água e do dióxido de enxofre (SO2) temos dois pares que não foram compartilhados 
(não ligantes). No entanto, na água os quatro pares de elétrons se dirigem para os vértices de um 
tetraedro, enquanto no dióxido de enxofre os três grupos se situam nos vértices de um triângulo.
138
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
 Observação
Outra maneira simples para determinar a geometria é verificar a 
quantidade de átomos ao redor do átomo central; se iguais, será linear; se 
diferentes, será angular.
A figura mostra a representação mais detalhada do dióxido de enxofre (SO2).
Fórmula 
molecular
Fórmula 
eletrônica
Orientação 
das nuvens
Disposição 
dos átomos Geometria 
molecular
Angular
SO2 O S SO 120º
O O
A
Figura 159 
As moléculas tetratômicas possuem quatro átomos, e sua estrutura será triangular ou piramidal.
Podemos representá-las genericamente por AX3, onde A é o átomo central e X são três ligantes 
iguais ou diferentes.
Se o átomo central não possuir um par de elétrons desemparelhados (não ligantes), a geometria 
molecular será trigonal plana (ou triangular).
Representação 
genérica Fórmula eletrônica Representação da geometria
Fórmula 
molecular
A
X
X X
B
Cl Cl
Cl
120º BCl3
A
X
X X
S
O O
O
SO3
Figura 160 
139
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
A figura mostra a indicação mais detalhada do BF3.
Fórmula 
molecular
Fórmula 
eletrônica
109º28’
Orientação 
das nuvens
Disposição 
dos átomos Geometria 
molecular
Trigonal
F
B
F F
BF3
F
B FF
Figura 161 
 Observação
O átomo boro é uma exceção da regra do octeto: fica estável com seis 
elétrons na última camada de valência.
Se o átomo central possuir um ou mais pares de elétrons desemparelhados (não ligantes), a geometria 
molecular será piramidal com base triangular (pirâmide trigonal).
Representação 
genérica
Fórmula 
eletrônica Representação da geometria
Fórmula 
molecular
X
X XA
H
H HN NH3
Figura 162 
As moléculas pentatômicas possuem cinco átomos, e sua estrutura sempre será tetraédrica.
Podemos expressá-las genericamente por AX4, onde A é o átomo central e X são quatro ligantes 
iguais ou diferentes.
Nessas moléculas os átomos centrais exibem no máximo quatro nuvens eletrônicas ao seu redor, que 
se dirigem para os vértices de um tetraedro.
140
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
109,5º
Figura 163 
 Observação
Uma nuvem eletrônica é definida como um conjunto de elétrons, 
ligantes ou não ligantes, ao redor do átomo central.
Representação 
genérica Moléculas Fórmula eletrônica
Fórmula 
molecular
X
X
X XA
Gás metano
H
H
H HC CH4
Íon amônio
+
H
H
H HN NH+4 
Figura 164 
141
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Número de átomos 
na molécula Geometria Exemplo
2 ou 3 Linear
A) 
180º
3 Angular
B) 
4 Trigonal plana
C) 
4 Piramidal 
D) 
5 Tetraédrica
E) 
109,5º
Figura 165 – Resumo das geometrias moleculares
142
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
5.2 Polaridadedas ligações químicas e das moléculas
5.2.1 Polaridade de ligações
A polaridade é o estudo da eletronegatividade sobre os elétrons que participam de uma ligação, 
iônica ou covalente.
 Lembrete
A eletronegatividade é a capacidade de um átomo de atrair elétrons de 
uma ligação química. Em ordem decrescente de eletronegatividade, temos:
F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H
Nas ligações entre dois átomos iguais, com mesma eletronegatividade, os elétrons ligantes são 
atraídos com igual intensidade pelos núcleos dos átomos. Portanto, não há o deslocamento de densidade 
eletrônica para nenhum dos dois átomos, ou seja, não há formação de um dipolo (regiões de cargas 
positivas e negativas), ficando esses elétrons situados a uma mesma distância dos dois núcleos. Logo, 
pode-se concluir que essas ligações são apolares.
Exemplos: H-H, Cl-Cl, O=O, C-C etc.
Figura 166 
Em uma ligação entre átomos com diferentes eletronegatividades haverá uma diferença de 
intensidade de atração sobre os elétrons ligantes, favorecendo um deslocamento da carga eletrônica 
para um dos átomos e a formação de um dipolo.
143
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Figura 167 
Nesse caso, o átomo com maior eletronegatividade atrai mais intensamente o par eletrônico. Assim, 
na região ao redor do átomo mais eletronegativo, teremos uma concentração maior de elétrons, criando 
uma região de carga negativa (d-) (polo negativo); já ao redor do átomo menos eletronegativo teremos 
a formação de uma região de carga positiva ( d+) (polo positivo). Logo, pode-se dizer que a ligação está 
polarizada pelo surgimento do dipolo elétrico, portanto são ligações polares. Exemplos: H-Cl e H-F.
 Observação
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos, 
maior será a polarização da ligação.
Na molécula do HCl, a densidade eletrônica está deslocada para o átomo de cloro, por ser mais 
eletronegativo que o hidrogênio. O deslocamento do par de elétrons leva ao acúmulo de carga elétrica 
negativa ao redor do cloro, gerando o polo negativo ( d-), e, consequentemente, forma o polo positivo 
ao redor do hidrogênio ( d+) devido à baixa densidade eletrônica.
H Cl
d+
d–
µ
Figura 168 
Acima da representação da molécula, a seta indica esse deslocamento de carga, e a letra grega m (mi) 
é o vetor do momento de dipolo ou momento dipolar, que expressa o deslocamento da carga na direção 
do elemento mais eletronegativo. O momento dipolo (µ) é o produto do módulo da carga elétrica parcial 
(d) pela distância (d) entre os dois extremos de um dipolo.
144
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
d+ d–
m = dd
d
Figura 169 
A unidade de medida do momento de dipolo é o Debye (D), que equivale a 3,33.10-30 coulomb.metro.
Na molécula, o momento de dipolo é uma grandeza vetorial e, como tal, possui direção representada 
por uma reta que une os núcleos dos átomos; sentido que vai do átomo menos para o mais eletronegativo; 
é o módulo que indica a intensidade do momento dipolar através de um valor numérico.
1,03 D
H Cl
Figura 170 
As ligações covalentes apolares e polares também podem ser determinadas pela diferença de 
eletronegatividade (∆) entre os átomos participantes dessas ligações. Portanto, as ligações apolares 
ocorrem quando a diferença de eletronegatividade é igual a zero ou muito próxima de zero. Geralmente, 
acontecem em moléculas de átomos iguais. Destacaremos dois exemplos a seguir.
• gás cloro (Cl2)
De acordo com a tabela periódica, o átomo de cloro possui a eletronegatividade igual a 3,0. Como 
a ligação ocorre entre dois átomos iguais de cloro, a diferença de eletronegatividade será igual a zero, 
logo a ligação é apolar. Veja a representação:
Cl – Cl → ∆ = 3,0 - 3,0 = 0
• H–Te–H
Os átomos de hidrogênio e de telúrio possuem eletronegatividade igual a 2,1. Portanto, a ligação 
será apolar, pois a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos é zero.
H–Te–H → ∆ = 2,1 - 2,1 = 0
Uma substância química apresenta ligação polar quando a diferença de eletronegatividade é diferente 
de zero. Usualmente, acontece em moléculas de átomos diferentes. Vamos destacar dois exemplos.
• H–Cl
Nesse exemplo, a eletronegatividade do cloro (3,0) é maior que do hidrogênio (2,1), ocasionando 
uma diferença de eletronegatividade maior que zero entre eles. Veja a representação a seguir:
145
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Tabela 70 
Elementos Eletronegatividade Diferença de eletronegatividade (∆)
H 2,1 ∆ = 3,0 - 2,1
∆ = 0,9Cl 3,0
• I–F
Consultando a tabela de eletronegatividade, temos:
Tabela 71 – Eletronegatividade
Elementos Eletronegatividade Diferença de eletronegatividade (∆)
I 2,5 ∆ = 4,0 - 2,5
∆ = 1,5F 4,0
A ligação entre o iodo e flúor é polar porque a diferença de eletronegatividade entre eles foi 
de 1,5 – maior que zero.
Caso a diferença de eletronegatividade entre dois átomos seja muito grande, a ligação covalente 
se quebra, ou seja, o elétron do átomo menos eletronegativo é arrancado pelo mais eletronegativo, 
formando uma ligação iônica. Não existe uma regra, mas poderemos considerar que uma ligação é 
iônica se a diferença de eletronegatividade for igual ou maior que 1,7 (∆ > 1,7), e para diferenças 
inferiores a 1,7 (∆ < 1,7) temos a ligação covalente entre os átomos. Evidenciamos alguns exemplos 
na tabela a seguir.
Tabela 72 
NaCl
Elementos Eletronegatividade Diferença de eletronegatividade (∆)
Na+ 0,9 ∆ = 3,0 - 0,9
∆ = 2,1Cl- 3,0
KF
Elementos Eletronegatividade ∆ = 3,0 - 0,9
∆ = 2,1
K+ 0,8
F- 4,0
Em ambos os exemplos, a diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes foi maior 
que 1,7, portanto essas ligações são iônicas.
146
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Enfim, podemos estabelecer uma relação entre os tipos de ligações com a polaridade. A polaridade 
das ligações expressa a seguinte ordem crescente:
Ligação 
covalente 
apolar
Ligação 
covalente 
polar
Ligação 
iônica
Figura 171 
 Saiba mais
DUARTE, H. A. Ligações químicas: inorgânica, covalente e metálica. 
Química Nova Escola, n. 4, p. 14-23, 2001. (Cadernos Temáticos: estrutura 
da matéria: uma visão molecular).
5.3 Polaridade de moléculas
A polaridade das moléculas é definida como o estudo da influência de um campo elétrico sobre a 
orientação espacial das moléculas.
Para determinar a polaridade de uma molécula com mais de uma ligação, usa-se o momento dipolar 
total ou resultante (mT), isto é, com a soma dos vetores de cada ligação polar da molécula.
A molécula será considerada como polar quando a somatória dos vetores for diferente de zero, e 
apolar quando o vetor resultante for igual a zero.
Molécula apolar 
mT = 0
Molécula polar 
mT ≠ 0
Figura 172 
A eletronegatividade e a geometria molecular são os dois fatores que interferem na polaridade de 
uma molécula.
Acentuamos a seguir exemplos nos quais a molécula possui ligações polares. Contudo, devido à sua 
geometria, a molécula pode ou não possuir polaridade, ou seja, ser polar ou apolar.
147
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
• água (H2O):
mtotal ≠ 0
H H
O
d+ d+
d–
µ µ
µ
Figura 173 
Na molécula da água, o oxigênio é muito mais eletronegativo que o hidrogênio; portanto, a densidade 
eletrônica é maior no átomo de oxigênio, causando a formação de um dipolo elétrico negativo(d-) e 
outro positivo (d+). Temos nesse caso duas ligações covalentes polares. Como a geometria da molécula 
de água é angular, isto é, as ligações não estão no mesmo eixo, existindo um ângulo entre elas, a soma 
vetorial dos momentos de dipolo das ligações fornece um vetor resultante diferente de zero (mT ≠ 0), 
com intensidade, direção e sentido definidos, fazendo que a molécula de água seja polar.
• dióxido de carbono (CO2):
CO
mtotal = O
O
d+d– d–
µ µ
Figura 174 
A molécula de dióxido de carbono possui geometria linear e quatro ligações polares devido à 
diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o carbono. Como o oxigênio é mais eletronegativo 
do que o carbono, os elétrons das ligações são atraídos para os oxigênios, formando um dipolo negativo, 
enquanto o carbono fica com uma carga parcial positiva. No entanto, dois a dois, os vetores momento 
de dipolo têm as mesmas intensidade e direção, mas estão em sentidos opostos, fazendo que a soma 
vetorial seja nula (m = 0). Assim, a molécula de dióxido de carbono é apolar.
• ácido clorídrico (HCl):
ClH
d+ d–
µ
Figura 175 
148
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Na molécula de HCl existe apenas um vetor, portanto ele mesmo será o vetor resultante ou total (mT), 
e a molécula será polar.
• gás oxigênio (O2):
O O
Figura 176 
A molécula é formada por dois átomos de oxigênio, e a ligação entre eles é apolar porque não há 
diferença de eletronegatividade, ou seja, a força de atração sobre os elétrons é a mesma, portanto a 
molécula também será apolar.
 Observação
Esses conceitos de polaridade explicam vários fenômenos químicos, 
como a solubilidade e o deslocamento da molécula em relação a um campo 
elétrico.
Vejamos mais exemplos de moléculas apolares e polares considerando a geometria.
Geometria Moléculas apolares(m = 0)
Moléculas polares
(m ≠ 0)
Linear
m m
Cl Be Cl
m m
H C N
Angular mm
S
H H
mm
S
O O
Plana BF
F
F
H
C
Cl Cl
C
H
Piramidal -
N
H
H H
Tetraédrica
HCl
Cl
Cl
Cl
Cl
Si
H
H
H
HH
Cl
Cl
Cl
Cl
C
H
Cl
Cl
Figura 177 
149
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Observando os exemplos relatados na tabela anterior, podemos perceber que a molécula é apolar 
quando a quantidade de ligantes é igual e que é polar quando essa quantidade é diferente. Na prática 
dizemos que as moléculas simétricas são apolares e as assimétricas são polares.
Resumindo, destacamos o seguinte quadro:
Quadro 6 
Molécula simétrica Número de ligantes iguais ligados ao átomo central Molécula apolar
Molécula assimétrica Número de ligantes diferentes ligados ao átomo central Molécula apolar
5.4 Classificação das ligações intermoleculares
As forças intermoleculares são responsáveis por manter as moléculas unidas nos diferentes 
compostos. Esse arranjo entre as moléculas formam as substâncias moleculares, que se encontram à 
temperatura ambiente nos três estados físicos: sólido, líquido e gasoso.
A mudança do estado físico em compostos moleculares só ocorre quando fornecemos quantidade 
de energia suficiente para superar a intensidade das forças intermoleculares. Portanto, quanto maior a 
força de atração (forças intermoleculares), maior será a coesão entre as moléculas, maior será a energia 
fornecida para ocorrer a mudança de estado físico, e maiores serão os pontos de fusão e ebulição.
Os compostos são classificados em iônicos e moleculares. Os compostos iônicos são aqueles em 
que a atração está relacionada à transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para 
outro; um deles adquire carga positiva, e o outro, carga negativa, surgindo as forças responsáveis 
pela ligação. Na temperatura ambiente a maioria dos compostos iônicos é de sólidos.
 Lembrete
Os compostos moleculares são aqueles que possuem somente ligações 
covalentes. Na ligação covalente há o compartilhamento, e a força de 
atração entre o par de elétrons (carga negativa) e o núcleo (carga positiva) 
é o que mantém os átomos unidos.
As forças intermoleculares se classificam em:
• força de London;
• força dipolo permanente;
• pontes de hidrogênio.
150
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Forças intermoleculares
Forças de 
van der Waals
Força entre 
dipolos 
permanentes
Força de 
London
Ponte de 
hidrogênio
Figura 178 
5.4.1 Força de London
Essa interação intermolecular também pode ser chamada de dipolo-induzido ou forças de Van der 
Waals. Ocorre em moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres e é a interação mais fraca de 
todas. A molécula fica momentaneamente polarizada e por indução elétrica provoca a polarização 
de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando em uma fraca atração entre ambas.
Vamos detalhar o modo pelo qual essas forças são estabelecidas entre as moléculas de gás hidrogênio (H2).
Quando duas moléculas apolares de hidrogênio se aproximam, ocorre uma repulsão ou distorção 
entre suas nuvens eletrônicas. Essa repulsão provoca um movimento dos elétrons, que vão se acumular 
numa região da molécula, deixando a região oposta com deficiência de carga negativa.
H HH
H
++
+
+
+ + +
–
–
–
–
–
––
H H
++
+
+
+ + +
–
–
–
–
–
––
H
H
Duas moléculas 
de hidrogênio se 
aproximando
Criação dos dipolos 
por indução elétrica
As duas moléculas se atraem devido à criação dos pólos
É a chamada força de Van der Waals
Figura 179 
Cria-se assim um dipolo induzido: a molécula apolar de hidrogênio, onde se formou o dipolo, induz 
as outras moléculas de hidrogênio a também formarem dipolos, dando origem a uma pequena força de 
atração elétrica entre elas.
Exemplos importantes são os cristais de gelo seco ou gás carbônico (CO2) sólido e também os cristais 
de iodo (I2) sólido, que, por terem suas moléculas fracamente unidas, passam facilmente da fase sólida 
para a fase gasosa, ou seja, sofrem sublimação.
151
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
5.4.2 Força de dipolo permanente
A interação intermolecular chamada de dipolo-permanente ou dipolar ocorre em moléculas polares 
nos estados sólido e líquido.
Nesse tipo de ligação intermolecular, os elétrons estão distribuídos de forma assimétrica, ou seja, 
parte da molécula possui maior densidade eletrônica. Desse modo, o elemento mais eletronegativo atrai 
os elétrons da ligação, gerando um polo negativo, enquanto o elemento menos eletronegativo cria um 
polo positivo. Então, a extremidade negativa do dipolo de uma molécula exerce uma força de atração 
pela extremidade positiva do dipolo da molécula vizinha, e assim sucessivamente. Essas forças atrativas 
serão mais intensas quanto maior for o momento dipolar da molécula, e ainda são mais fortes que as 
forças de Van der Waals (London).
H
++
+
+
+ + +
–
–
–
–
–
––
Cl ClH
++
+
+
+ + +
–
–
–
–
–
––
Atração entre moléculas polares 
forças de dipolo permanente
Figura 180 
Um exemplo clássico é a molécula de HCl (gás clorídrico). A nuvem eletrônica está mais deslocada 
no sentido do átomo de cloro, constituindo um polo negativo (-d), e ao redor do átomo de hidrogênio 
é formado um polo positivo (+d). Podemos ver que essa molécula cria sempre um dipolo elétrico 
permanente. Assim, a extremidade negativa do dipolo de uma molécula de HCl se aproxima da parte 
positiva do dipolo de outra molécula de HCl, ocasionando a união dessas moléculas polares.
5.4.3Pontes de hidrogênio ou ligações de hidrogênio
As pontes de hidrogênio ocorrem em compostos polares nos estados sólido e líquido, que apresentam 
hidrogênio ligado a um átomo muito eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio, de pequeno raio 
e que possua par de elétrons não compartilhado em outras ligações.
Pontes de hidrogênio são forças de atração da natureza elétrica do tipo permanente, porém bem 
mais intensas. Por ser essa uma força de atração bastante forte, as moléculas que fazem pontes de 
hidrogênio possuem pontos de fusão e ebulição muito altos.
• água (H2O):
Na figura a seguir, o hidrogênio está ligado a um átomo muito eletronegativo. Avaliando o oxigênio 
na molécula da água, nota-se que a densidade eletrônica em torno do próton fica bem baixa e parte 
da molécula é fortemente atraída pelos pares de elétrons do átomo eletronegativo de outra molécula, 
estabelecendo a ligação de hidrogênio.
152
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
O
H H
O
H H
O
H
H O
H H
O
H H
O
H
H O
H
H O
H
H
O
H
H
O
H
H
H
H
H
H
P.H.
O O
d– d–d+ d+
Figura 181 
• amônia (NH3) dissolvida em água:
Ponte de hidrogênio entre água e amônia
Ponte de hidrogênio
d–
d–
d+
d+
d+
d+
d+
H
H
H
H
H
N
O
Figura 182 
A ordem crescente de intensidade de interação é:
Dipolo induzido < dipolo permanente < pontes de Hidrogênio
6 REAÇÕES QUÍMICAS
Uma reação química é um processo de transformação de uma ou mais substâncias em outras 
substâncias novas. As quantidades de átomos que participam da criação de novas essências permanecem 
inalteradas. Apenas as ligações das moléculas e íons são quebradas e seus átomos são rearranjados para 
a geração das novas moléculas e íons.
As reações químicas ocorrem sob determinadas condições, como fornecimento de calor e presença 
de luz ou eletricidade. Observa-se que as reações químicas são acompanhadas por mudança de cor e 
desprendimento de gás, calor ou luz.
Representa-se uma reação química através de uma equação química. Você já deve estar familiarizado 
com essas equações, pois toda vez que um fenômeno químico tem de ser ilustrado elas são aplicadas.
153
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
2 moléculas de 
hidrogênio (H2)
São os reagentes que vão 
“desaparecer” durante a reação. 
(Aqui há um total de 6 átomos.)
São os produtos que “aparecem” após a 
reação. (Aqui reencontramos os mesmos 6 
átomos reagrupados de forma diferente.)
2 moléculas de água (H2O)1 molécula de 
oxigênio (O2)
Figura 183 
Simplificando: 2 H2 + O2 → 2 H2O
Toda equação química apresenta o 1° membro (antes da seta) e o 2° membro (depois da seta). 
No primeiro membro encontramos substâncias denominadas de reagentes e no segundo membro as 
substâncias chamadas de produtos.
1º membro
Reagentes
Coeficientes estequiométricos
Produtos
2º membro
2 CO + 1O2 → 2CO2
Figura 184 
O símbolo “+” significa “reage com”. Já o símbolo “→” representa “para formar”.
Os números que antecedem cada substância são os coeficientes estequiométricos, que são os 
menores números inteiros que indicam a proporção entre as espécies que estão reagindo e sendo 
formadas, e ainda destacam o balanço estequiométrico da reação química. Na reação anterior, para 
cada duas moléculas de monóxido de carbono, são necessárias uma molécula de oxigênio e duas 
moléculas de dióxido de carbono. Pode-se utilizar a mesma relação para o número de mols, em vez 
do número de moléculas.
Tabela 73 
Reagentes Produtos
Equação química 2 CO + O2 → 2 CO2
Moléculas 2 1 2
Quantidade de matéria (mol) 2 1 2
154
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
A seta que separa os reagentes dos produtos pode ser simples (→) ou dupla («). A primeira indica 
que a reação ocorre apenas no sentido indicado; a segunda, que a reação é reversível, isto é, existe um 
equilíbrio entre os dois sentidos da reação.
Sobre ou sob a seta que separa os reagentes dos produtos na equação química podem ser indicadas as 
condições necessárias para que a reação ocorra. Para tal, costumam ser utilizados os seguintes símbolos:
• ∆ = aquecimento ou calor fornecido à reação.
• h = há liberação de gás.
• i = há precipitação de uma substância.
• l = energia luminosa (luz).
• Cat. = catalisador.
• = energia elétrica.
O estado de agregação dos reagentes e produtos é indicado ao lado de cada substância, entre parênteses.
Retomando a equação: 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)
O símbolo (g) significa que a substância que participa da reação se apresenta no estado gasoso; (aq), 
que se encontra na forma de uma solução aquosa ou está solubilizada na água; (s), que se apresenta no 
estado sólido; (l), que se encontra no estado líquido.
 Saiba mais
KOTZ, J. C.; TREICHEL JUNIOR, P. M. Química e reações químicas. 4. ed. 
São Paulo: Livros Técnicos e Científicos, 2002.
6.1 Classificação das reações químicas
As reações químicas podem ser classificadas em:
• Reação de síntese ou de adição: duas ou mais substâncias simples ou compostas reagem entre 
si, gerando um único produto composto.
— síntese total: reação de duas substâncias simples, produzindo uma composta. Exemplo:
C + O2 → CO2
155
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
— síntese parcial: reação de duas substâncias compostas ou pelo menos uma composta, criando 
uma única composta. Exemplo:
CaO + CO2 → CaCO3
• Reação de análise ou de decomposição: um único reagente mais complexo sofre decomposição 
em uma ou mais substâncias simples na presença de algum fator externo, como catalisador, calor, 
eletricidade, luz etc.
— eletrólise: ocorre na presença de corrente elétrica. Exemplo:
2H2O 2H2 + O
Figura 185 
— pirólise ou calcinação: efetiva-se mediante o fornecimento de calor. Exemplo:
2 CaCo3 CaO + CO2
∆
Figura 186 
— fotólise: ocorre pela incidência de luz. Exemplo:
2 AgBr 2 Ag + Br2
luz
Figura 187 
• Reação de deslocamento ou de simples-troca: ocorre quando uma substância simples desloca 
e substitui o elemento de menor reatividade de uma substância composta, formando uma nova 
substância simples. Exemplo:
Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
simples simplescomposta composta
Figura 188 
Para que ocorra o deslocamento ou a substituição de um elemento por outro, devemos verificar a fila 
de reatividade dos metais e ametais. A reação sempre se efetivará se a reatividade do elemento presente 
na substância simples for maior que o elemento da substância composta. A seguir será apresentada a 
fila de reatividade dos metais e ametais.
156
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
F
I
C
O
S N P
Cl BrCs
Sr
Sb
Cr
Pt
Rb
Ca
Bi
Fe
Au
K
Mg
Cu
Co
H
Na
Al
Hg
Ni
Ba
Mn
Ag
Sn
Li
Zn
Pd
Pb
metais menos nobres 
que o hidrogênio
metais mais nobres 
que o hidrogênio
 A) Metais B) Ametais
Figura 189 
Em uma experiência em laboratório, um aluno pegou duas placas metálicas diferentes e colocou a 
placa de zinco (Zn) em uma solução aquosa de sulfato de cobre (Cu) de cor azul intenso. Após algumas 
horas de experimento, notou que a solução de sulfato de cobre ficou com umacoloração azul bem clara 
e que ocorreu um depósito de uma substância sobre a placa de zinco, conforme a figura a seguir.
 A) B)
Figura 190 – Placa de zinco mergulhada em sulfato de cobre (A) e depósito de cobre ao redor (B)
O professor pediu ao aluno que descrevesse o fenômeno químico através do equacionamento da 
reação. A reação foi representada assim:
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Figura 191 
157
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Também pode ser representada na forma escrita:
Zn + Cu2+ + SO4
2- → Zn2+ + SO4
2- + Cu
Como o íon SO4
2- não foi consumido na reação (está presente no reagente e no produto), pode-se 
escrever a equação iônica simplificada:
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
De acordo com a fila de reatividade, pode-se concluir que o zinco deslocou o cobre, indicando que 
o zinco é o mais reativo.
• Reação de dupla-troca ou de dupla-substituição: ocorre quando dois compostos reagem, 
trocando entre si dois elementos e formando duas novas substâncias compostas. Exemplos:
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
compostacomposta compostacomposta
Figura 192 
Nessa reação podemos observar que duas substâncias incolores formam um precipitado branco de 
cloreto de prata, conforme figura a seguir:
 A) B)
Figura 193 
Ca(NO3)2 + Na2MoO4 CaMoO4 + 2NaNO3
Figura 194 
158
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Em ambos os exemplos, podemos perceber que houve a troca de um elemento de cada molécula, 
formando outras diferentes.
A ocorrência de uma reação de dupla-troca pode ocorrer ser nas situações:
— o produto deve ser mais fraco
O grau de ionização define a força de um ácido e a base é definida pelo grau de dissociação. Isso 
ocorre nas reações de neutralização, ou seja, entre uma base e um ácido. Vejamos o exemplo:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
A base NaOH apresenta grau de dissociação igual a 95%, composto iônico.
O grau de ionização do ácido clorídrico (HCl) é igual a 92%, e a água formada é uma substância pouco ionizada.
— o produto deve ser mais volátil
O produto passa mais rapidamente para o estado gasoso. Exemplo:
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O
Nessa reação, o dióxido de carbono, a água e um sal (NaCl) foram compostos.
— o produto deve ser menos insolúvel que os reagentes
Pb(NO3)2(aq) + NaI(aq) → PbI2(s) + 2 NaNO3(aq)
O iodeto de chumbo gerado é menos insolúvel que os reagentes e ele se precipita.
• Reação de precipitação: produzem precipitados, ou seja, alguns dos compostos formados são 
insolúveis na solução aquosa em determinada temperatura. Evidenciamos a seguir as regras que 
generalizam com bastante abrangência a solubilidade de compostos em solução aquosa:
— Compostos comuns de amônio (NH4
+) são solúveis.
— Todos os nitratos (NO3
-) são solúveis.
— Compostos de metais alcalinos são solúveis. Exceção: alguns compostos de lítio (Li) são insolúveis;
— Quase todos os haletos (formados por elementos da coluna 17 da tabela periódica) são solúveis. 
Exceções: cloretos (Cl-), brometos (Br-) e iodetos (I-) de prata (Ag I), de chumbo (Pb II) e de 
mercúrio (Hg I) são insolúveis.
— Fluoretos (F-) de Mg, Ca, Sr, Ba e Pb(II) são insolúveis.
159
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
• Reações ácido-base:
— neutralização: reação entre um ácido e uma base, produzindo sal e água.
HCI + NaOH → NaCl + H2O
Figura 195 
— hidrólise: reação inversa da neutralização.
NH4Cl + H2O ⇌ NH4OH + HCI
Figura 196 
• Reações exotérmicas e endotérmicas:
— exotérmicas: reações que liberam calor, ∆H < 0 (negativo).
S(g) + 3/2 O2 → SO3(s) ∆H = - 94,4 kcal/mol 
S(g) + 3/2 O2 → SO3(s) + 94,4 kcal/mol 
— endotérmicas: reações que absorvem calor, ∆H > 0 (positivo).
CaCO2(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H = + 1207 kJ 
CaCO2(s) + 1207 kJ → CaO(s) + CO2(g) 
 Observação
Entalpia (H): é o conteúdo de calor de um sistema.
∆H positiva – o sistema absorve energia
∆H negativa – o sistema libera energia
A variação de entalpia ∆H retrata o calor envolvido na reação, indicando se a reação química liberou ou 
absorveu energia. É dada em unidades de energia como joule, caloria, por unidade de massa ou matéria (mol).
• Reação de oxirredução: ocorre entre reagentes que possuam tendência a doar e receber 
elétrons, em especial entre metais (doam elétrons) e não metais (recebem elétrons). Para verificar 
quais metais possuem maior tendência a doar elétrons, os químicos devem consultar a fila de 
reatividade (eletropositividade).
160
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
K Ba CuCa HgNa AgMg AuAl Zn Fe H
Metais alcalinos e alcalino-terrosos Metais comuns
Reatividade (eletropositividade) crescente
Metais nobres
Figura 197 
Destacamos a seguir exemplos de reações de metais com ácidos:
Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
Figura 198 
Au + HCl não reage
Figura 199 
Neste caso, não reage porque o elemento Au é menos eletronegativo que o H, menos reativo.
Para verificar quais não metais possuem maior tendência a receber elétrons, também temos uma fila 
de reatividade (eletronegatividade), como segue:
F O Cl Br I S
Reatividade (eletronegatividade) crescente
Figura 200 
6.2 Balanceamentos/acerto de coeficientes
Uma equação química deve estar balanceada, mostrar que átomos não são criados nem destruídos em uma 
reação, apenas combinados de modos distintos. Portanto, a mesma quantidade de átomos de um elemento 
que existe nos reagentes deve existir nos produtos da reação. Os coeficientes da reação nos fornecem a 
proporção entre os compostos que reagem e os que são formados, deixando a equação balanceada.
Ao balancear uma equação química, deve-se procurar obter os menores coeficientes inteiros possíveis.
O método mais simples para se balancear uma equação química é o método das tentativas, também 
chamado de método direto. As regras para esse método são as seguintes:
• raciocinar com o elemento (ou radical) que aparece apenas uma vez, no primeiro e no segundo 
membro da equação;
161
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
• preferir o elemento (ou radical) que apresenta maiores índices;
• escolhido o elemento (ou radical), transpor seus índices para o outro membro, usando-os como coeficientes;
• com a inversão, observar os elementos que já estão balanceados, utilizando-os para balancear o 
restante, até que todos os elementos estejam devidamente balanceados.
Exemplo de aplicação
Determine os coeficientes estequiométricos através do método direto da seguinte reação:
Mn3O4 + Al → Al2O3 + Mn
Resolução:
Primeira regra: observe que os elementos Mn, Al e O aparecem apenas uma vez no primeiro e no 
segundo membros da equação.
Segunda regra: identifique qual possui o maior índice, somando os dois membros:
Mn: 3 + 1 = 4 O: 4 + 3 = 7 Al: 1 + 2 = 3
Neste caso, pode-se perceber que o oxigênio possui os índices maiores.
Terceira regra: transpor os índices do oxigênio para o outro membro. 
3 Mn3O4 + Al → 4 Al2O3 + Mn.
Notam-se 12 átomos de oxigênio em cada membro (3 x 4 = 4 x 3).
Continuando a aplicar as regras, veja que teremos o Mn definido no primeiro membro (3 x 3) e o Al 
no segundo membro (4 x 2).
Depois é preciso acertar esses elementos nos membros que estão indefinidos, finalizando o 
balanceamento.
3 Mn3O4 + 8 Al → 4 Al2O3 + Mn. (acerta-se o alumínio noprimeiro membro)
3 Mn3O4 + 8 Al → 4 Al2O3 + 9 Mn. (acerta-se o manganês no segundo membro)
O balanceamento sempre deverá ter os menores números inteiros possíveis.
162
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
1º membro
Reagentes
Coeficientes estequiométricos
3Mn3O4 + 8Al → 4Al2O3 + 9Mn
Produtos
2º membro
Figura 201 
Exemplo de aplicação
Faça o balanceamento da reação de combustão: C2H4 + O2 → CO2 + 4 H2O
Resolução:
Primeira regra: verificar quais elementos aparecem uma única vez em cada membro da equação. 
Neste caso, observa-se que os elementos C e H aparecem apenas uma vez no primeiro e no segundo 
membro da equação. O oxigênio aparece duas vezes no segundo membro (CO2 e H2O), por isso não deve 
ser usado para iniciar o balanceamento.
Segunda regra: definir o elemento que apresenta o maior índice, somando os dois membros:
C: 2 + 1 = 3 H: 4 + 2 = 6
O hidrogênio é o que exibe os índices maiores.
Terceira regra: inverter os índices do hidrogênio, colocando-os como coeficientes nos membros inversos.
Assim, temos oito átomos de hidrogênio em cada membro (2 x 4 = 4 x 2) e quatro átomos de 
carbono no primeiro membro (2 x 2). No entanto, ainda não se pode acertar o oxigênio, pois faltam os 
coeficientes em ambos os membros.
2 C2H4 + O2 → 4 CO2 + 4 H2O (acerta-se o carbono no segundo membro)
Com o coeficiente de oxigênio definido no segundo membro, (4 x 2) + (4 x 1), temos 12 átomos de 
oxigênio no segundo membro. Portanto, deve-se ter 12 átomos no primeiro membro também. Para isso, 
deve-se achar um valor que multiplicado por 2 resulte 12.
2 C2H4 + 6 O2 → 4 CO2 + 4 H2O 
Simplificando a equação, com o objetivo de obter os menores números inteiros, todos os coeficientes 
foram divididos por 2 (divisor comum).
163
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
1º membro
Reagentes
Coeficientes estequimétricos
1C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O
Produtos
2º membro
Figura 202 
6.3 Conceitos de oxidação e redução
Os fenômenos ou reações de oxidação e redução são reações em que ocorre a transferência 
de elétrons de um elemento para outro. Nessas reações, sempre há um átomo doando e outro 
recebendo elétrons na mesma quantidade, formando novas substâncias. Existem vários exemplos 
desse tipo de reação: portão enferrujando (oxidação do ferro), descoloramento de pelos e 
cabelos (oxidação da água oxigenada), em pilhas e baterias e outros. A reação mais comum 
e uma das mais importantes para sociedade e processos industriais é a combustão, queima 
de combustíveis como carvão, gasolina, GLP e outros. A combustão consiste numa reação de 
oxirredução altamente exotérmica com liberação de energia térmica. Assim, o combustível sofre 
a oxidação, e o comburente, a redução.
Reação em cadeia
Calor
Com
burenteCo
m
bu
st
ív
el
Figura 203 
Na formação de ligações iônicas, tem-se simultaneamente a perda e o ganho definitivo de 
elétrons entre os átomos que estão gerando a molécula. Então, podemos dizer que o átomo que 
perde elétrons sofre oxidação, passando do estado neutro para íon positivo, e o outro que recebe 
elétrons sofre redução, passando a ser um íon negativo. As ferrugens criadas em materiais metálicos 
são provenientes da oxidação do ferro que fica em contato com o oxigênio presente no ar úmido e na 
água. Veja a ligação iônica entre o ferro e o oxigênio formando o óxido de ferro.
164
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Fe O Fe
2+ 2–
Oxx
Figura 204 
Podemos verificar que o ferro (Fe) perdeu dois elétrons, sofrendo a oxidação, enquanto o oxigênio 
recebeu dois elétrons, sofrendo a redução. Oxidação e redução também ocorrem quando o número 
de oxidação (Nox) do átomo aumenta e diminui, respectivamente. No exemplo anterior, o ferro oxida 
porque seu Nox aumentou de zero para 2+; já o oxigênio teve seu Nox reduzido de zero para 2-, 
sofrendo redução.
O elemento que sofre a oxidação provoca a redução do outro elemento, recebendo o nome de 
agente redutor. Já o agente oxidante é o átomo que sofre redução e provoca a oxidação do outro átomo. 
Portanto, o ferro é o agente redutor e o oxigênio é o agente oxidante.
Em resumo, destaca-se o seguinte:
Reação de oxirredução
Há transferência de elétros
Oxidação
Perde elétrons
Nox aumenta
Agente redutor
Provoca a redução
Redução
Ganha elétrons
Nox diminui
Agente oxidante
Provoca a 
oxidação
Figura 205 
6.3.1 Conceito de número de oxidação
Em compostos iônicos, o número de oxidação (Nox) é a própria carga elétrica do íon, ou seja, o 
número de elétrons que o átomo perdeu ou ganhou ao formar uma molécula. Por exemplo:
• cloreto de magnésio: Mg Cl → Mg2+Cl2
-1
Cl Cl Cl
–
2
Cl+ + +Mg Mg [Mg]+2 ][
Figura 206 
165
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
O átomo de magnésio possui dois elétrons na última camada eletrônica, pois pertence à família 
2A, portanto sua tendência é perder estes dois elétrons para adquirir sua estabilidade eletrônica, oito 
elétrons na camada de valência. Como o átomo de cloro pertence à família 7A, possui tendência de 
perder um elétron. Para compor o cloreto de magnésio, serão necessários dois átomos de cloro para cada 
magnésio, a fim de termos a mesma quantidade de elétron perdida e recebida pelos dois elementos.
Portanto, como o Nox é a carga do íon formado, podemos dizer que Nox do Mg2+ = +2 e do Cl1- = -1.
• óxido de sódio: Na O → Na2
1+O-2
O átomo de sódio pertence à família 1A, cuja tendência é perder um elétron, enquanto o oxigênio 
possui seis elétrons na última camada eletrônica, pois pertence à família 6A, com tendência a ganhar 
dois elétrons. Para ambos adquirirem a estabilidade eletrônica, dois átomos de sódio doam um elétron 
para um átomo de oxigênio, gerando o óxido de sódio. Nesse caso, o Nox do íon positivo Na1+ = +1 e 
o do íon negativo O-2 = -2.
Na
+
2
][ O
–2
][O
Na
Na
Figura 207 
Em compostos moleculares (covalentes), o número de oxidação seria a carga elétrica teórica que 
o átomo iria adquirir se houvesse quebra da ligação covalente, ficando os elétrons com o átomo mais 
eletronegativo. Veja os exemplos:
• ácido clorídrico: H Cl → H+Cl-
ClH H Cl
d+ d–
oux
Figura 208 
Na substância do ácido clorídrico (HCl), o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio e possui a 
tendência de atrair o par eletrônico covalente para si. Caso ocorra a ruptura da ligação covalente devido 
às condições severas do meio, como temperatura e pressão, o átomo mais eletronegativo permanece 
com elétron do outro elemento. Nesse exemplo, o cloro arranca o elétron do hidrogênio, formando Cl1- e 
H1+ (próton).
Cl ClH +x x
+ –
] ]H[ [
Figura 209 
166
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Portanto, no HCl o número de oxidação para o H = +1 e para o Cl = -1.
Para compostos moleculares, é essencial conhecer a eletronegatividade dos átomos para definir 
onde ocorrerão as quebras das ligações e definir o número de oxidação de cada átomo. Por exemplo, 
citamos a molécula de amônia.
NH H
H
x
x
x
Figura 210 
O nitrogênio, sendo mais eletronegativo que o hidrogênio, ficou com três elétrons (um de 
cada hidrogênio), então o Nox é igual a +3. Entretanto, cada hidrogênio perdeu um elétron, e 
temos Nox = +1.
6.3.2 Número de oxidação (Nox)
É a carga elétrica que o elemento adquire quando faz uma ligação iônica ou o caráter parcial que ele 
adquirequando faz uma ligação predominantemente covalente.
Para a determinação do número de oxidação de alguns compostos, vale mencionar as principais regras:
• Elemento ou substância simples: o Nox é zero. Exemplos: Al0, Na0.
• Íons monoatômicos simples: o Nox é igual a sua carga. Exemplos: Cl1-, Ca2+.
• Substâncias compostas (moléculas): a ∑Nox = 0.
• Íons poliatômicos compostos: a ∑Nox = carga do íon.
Nas substâncias compostas, temos os seguintes valores usuais para o número de oxidação:
• Hidrogênio é sempre +1, com exceção dos hidretos metálicos, como NaH, CaH2 e outros, que é -1;
• Oxigênio é sempre -2, como H2SO4, KNO3, exceto nos seguintes elementos:
Tabela 74 
Substâncias Nox Exemplos
Peróxidos -1 H2O2 e Na2O2
Superóxidos -0,5 Na2O4
Fluoretos +1 ou +2 O2F2 e OF2
167
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
• Elementos representativos, família A da classificação periódica, podem ser deduzidos do próprio 
número da coluna. Vejamos a tabela a seguir:
Tabela 75 
Família 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A
Nox máximo
(perda de elétrons) +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Nox mínimo
(ganho de elétrons) -4 -3 -2 -1
 Lembrete
Os elementos que pertencem à família A recebem nomes específicos, 
como: 1A – metais alcalinos; 2A – metais alcalinoterrosos; 3A – do boro; 
4A – do carbono; 5A – do nitrogênio; 6A – dos calcogênios; 7A – dos 
halogênios.
Alguns elementos da família B, como a prata, equivalem a +1 (AgNO3) e o zinco a +2 (ZnSO4).
Conhecendo as regras e os Nox fixos, veremos alguns exemplos de cálculos.
Exemplos de aplicação
Determine o número de oxidação do átomo de enxofre presente no ácido sulfúrico (H2SO4).
Vejamos as quatro etapas:
• verificar a quantidade de cada átomo que compõe a substância;
• escrever os Nox conhecidos e x para o elemento desconhecido;
• multiplicar a quantidade dos átomos pelos respectivos Nox;
• efetuar a somatória dos Nox de todos os átomos da molécula igualando a zero.
Tabela 76 
Substância H2 S O4
Número de átomos 2 1 4
Nox +1 x -2
Multiplicação +2 x -8
2 + x + (- 8) = 0 → x = 8 - 2 → x = +6
168
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Agora defina o número de oxidação do átomo de carbono presente no carbonato de cálcio (CaCO3).
Tabela 77 
Substância Ca C O3
Número de átomos 1 1 3
Nox +2 x -2
Multiplicação + 2 x -6
2 + x + (- 6) = 0 → x = 6 - 2 → x = +4
Indique o número de oxidação do átomo de cromo presente no dicromato de potássio (K2Cr2O7).
Tabela 78 
Substância K2 Cr2 O7
Número de átomos 2 2 7
Nox +1 x -2
Multiplicação + 2 2x -14
2 2 14 0 2 14 2
12
2
+ + −( ) = → = − → =x x x
X = +6 
Determine o número de oxidação do átomo de cromo presente no íon composto (Cr2O7)
-2.
Devemos usar o mesmo método de resolução dos primeiros três exemplos, no entanto cabe lembrar 
que a somatória dos números de oxidação dos átomos para um íon composto é igual à sua carga.
Tabela 79 
Substância Cr2 O7
Número de átomos 2 7
Nox x -2
Multiplicação 2x -14
2 14 2 2 14 2
12
2
6x x x x+ −( ) = − → = − → = → = +
Estabeleça o número de oxidação do átomo de platina presente no íon composto (PtCl6)
-2.
Tabela 80 
Substância Pt Cl6
Número de átomos 1 6
Nox x -1
Multiplicação x -6
x + (- 6) = - 2 → x = 6 - 2 → x = +4
169
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Avalie o último exemplo. Dada a reação de combustão do grafite: C + O2 → CO2, determine a variação 
do Nox para cada elemento das equações químicas. Indique o elemento que sofre oxidação e redução e 
os agentes oxidantes e redutores.
Sabendo que o Nox de uma substância simples é zero, com os Nox do C e do O2 = 0, vamos apenas 
definir o Nox do C da molécula CO2.
Tabela 81 
Substância C O2
Número de átomos 1 2
Nox x -2
Multiplicação x -4
x + (- 4) = 0 → x = + 4
Agente redutor
Oxidação: perde: 4e–
Redução: ganha: 2e–
Nox 0 0 +4 +4
C(grafite) + O2 CO2
Agente oxidante
Figura 211 
Neste exemplo, o oxigênio (O) ganhou dois elétrons, diminuindo seu Nox de 0 para -2, portanto 
sofre redução e é o agente oxidante. Já o carbono (C) perdeu quatro elétrons, aumentando seu Nox 
de 0 para +4, logo sofre oxidação e é o agente redutor.
6.4 Balanceamento das equações de oxirredução
O acerto dos coeficientes estequiométricos de reações de oxirredução baseia-se no equilíbrio de 
elétrons cedidos e recebidos, pelo redutor e oxidante, respectivamente, ou seja, a quantidade de elétrons 
perdidos e recebidos devem ser iguais.
 Lembrete
Os elétrons não podem ser criados nem destruídos.
170
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Para efetuar o balanceamento sem o uso do conceito de oxirredução, mas levando em conta somente 
os números de elétrons cedidos e recebidos pelos elementos participantes da reação química, deve-se 
determinar a quantidade de elétrons disponíveis na camada de valência para cada elemento por meio da 
distribuição eletrônica. Posteriormente, é preciso igualar as quantidades de elétrons cedidos e recebidos 
e assim balancear a equação.
Veja o exemplo da reação do fósforo branco com o gás cloro:
P4 + Cl2 → PCl3
Fazendo a distribuição eletrônica do fósforo 15P = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p3 e somando os elétrons da 
última camada, pode-se observar que o elemento possui cinco elétrons. Já o cloro, 17Cl = 1s
2 2s2 2p6 3s2 
3p5, possui sete elétrons na camada de valência.
Então, quando os dois elementos reagem entre si, cada fósforo (P) irá ceder três elétrons, enquanto 
cada cloro (Cl) poderá receber apenas um elétron na reação química.
Como temos quatro átomos de fósforo, no total serão cedidos 4.3 = 12 elétrons, e dois átomos de 
cloro; serão recebidos 2.1 = 2 elétrons.
Para igualar o número total de elétrons cedidos, deve-se multiplicar a quantidade de elétrons 
recebida pela quantidade cedida:
 P4 + Cl2 → PCl3
 12 elétrons 2 elétrons
 2 elétrons 12 elétrons
 24 elétrons cedidos = 24 elétrons recebidos
Figura 212 
Assim, podem-se balancear incialmente essas duas substâncias, acertando seus respectivos 
coeficientes, processo no qual a quantidade de elétrons cedidos será o coeficiente estequiométrico da 
substância que recebe elétrons e vice-versa:
2 P4 + 12 Cl2 → PCl3
Para finalizar o balanceamento, deve-se acertar o coeficiente da substância presente no 2º membro, 
respeitando a igualdade de átomos nos reagentes e produtos, mantendo a mesma quantidade de átomos 
nos dois membros.
Como temos 2.4 = 8 átomos de fósforo no 1º membro e apenas um no 2º membro, deve-se colocar 
um coeficiente que promova a igualdade dos átomos de P nos respectivos membros; neste caso, iremos 
multiplicar por 8 a substância PCl3.
2 P4 + 12 Cl2 → 8 PCl3
171
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Verificando a quantidade de átomos de cloro no 1º membro = 24 elétrons e no 2º membro = 8. 3 = 
24 elétrons, conclui-se que todas as quantidades de átomos estão iguais, finalizando o balanceamento.
Simplificando a equação, temos: P4 + 6 Cl2 → 4 PCl3
As etapas para efetuarmos o balanceamento de equações de oxirredução são:
• calcular os números de oxidação (Nox) e identificar todos os elementos que sofrem oxirredução;
• determinar a variação total do Nox do oxidante e do redutor em qualquer um dos dois membros, 
de acordo com a expressão a seguir:
∆ = (variação do Nox do elemento) x (número de átomos do elemento namolécula);
• fazer a regra do xis; o ∆ do oxidante será coeficiente do redutor e vice-versa;
• continuar o balanceamento até que o número total de átomos nos reagentes seja igual ao do produto.
Utilizando o exemplo anterior, vamos demonstrar o balanceamento através do número de oxidação 
(Nox) dos elementos em quatro etapas.
Na etapa 1, é preciso definir os números de oxidação, suas variações e identificar o redutor e 
o oxidante.
 Lembrete
O Nox de uma substância simples é igual a zero; já em uma composta o 
somatório dos Nox tem de ser igual a zero.
O P4 e o Cl2 são substâncias simples, portanto possuem o Nox = 0. Já PCl3 é uma substância composta, 
cujo Nox pode ser calculado conforme indicado na tabela a seguir.
Tabela 82 
Substância P Cl3
Número de átomos 1 3
Nox x -1
Multiplicação x -3
172
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Então, o Nox do PCl 3 será igual a +3.
 P4 + Cl2 → PCl3
 0 0 +3 –1
 ∆ = 3
 ∆ = 1
Figura 213 
O Nox do fósforo aumentou de 0 para +3, ou seja, perdeu três elétrons, sofrendo oxidação. Já o cloro 
teve seu Nox reduzido de 0 para -1; assim, houve o ganho de um elétron e a sua redução.
Na etapa 2, destacamos a variação total dos Nox:
 P4 + Cl2 → PCl3
 ∆ = 3.4 = 12 ∆ = 1.2 = 2
Figura 214 
Na etapa 3, a variação total do oxidante será o coeficiente do redutor e vice-versa.
 2P4 + 12Cl2 → PCl3
 ∆ = 12 2 = ∆
Figura 215 
Por fim, na etapa 4, é preciso concluir o balanceamento dos termos que ficaram faltando, que nesse 
caso é o PCl3.
Como pode ser visto, a quantidade de átomos total de fósforo nos reagentes é 2 x 4 = 8; já nos 
produtos, temos somente um átomo. Pode-se notar uma desigualdade entre as quantidades de átomos, 
portanto é preciso balancear, colocando um número 8 na frente da substância PCl3.
2 P4 + 12 Cl2 → 8 PCl3.
Simplificando para deixar o menor número inteiro possível, de acordo com a recomendação da 
Iupac, temos:
P4 + 6 Cl2 → 4 PCl3.
Destacando um exemplo, vamos balancear a seguinte equação química.
K2Cr2O7 + HBr → KBr + CrBr3 + H2O + Br2
173
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
Primeiramente, determina-se o Nox de todos os elementos para verificar quais sofreram variações; 
porém, basta olhar a equação e procurar os elementos que mudaram de posição.
O potássio continua do lado esquerdo das fórmulas; já o hidrogênio aparece do lado esquerdo no 
HBr e na H2O, enquanto o oxigênio aparece do lado direito no dicromato de potássio e na água, portanto 
nenhum desses elementos interessa.
O cromo aparece como elemento central do lado esquerdo no dicromato de potássio e aparece do 
lado esquerdo no brometo de cromo III. Já o bromo aparece do lado direito do HBr, do lado direito 
do KBr e como substância simples (Br2), assim ambos (cromo e bromo) interessam.
Depois calculamos os Nox desses dois elementos e determinamos o reagente oxidante e redutor. 
Feita essa descoberta, desenham-se dois ramais (um oxidação e outro redução), cada qual com a 
respectiva variação de Nox:
oxi → ∆ = 1
K2Cr2O7 + HBr → KBr3 + CrBr3 + H2O + Br2
red → ∆ = 3
–1
+6 +3
0
Figura 216 
A seguir, desenham-se duas molduras. Em uma das molduras coloca-se uma substância que 
contém o elemento que sofreu oxidação, e na outra, uma substância que contém o elemento 
que sofreu redução.
 Observação
Tome cuidado na escolha das substâncias. Por exemplo, o Nox do bromo 
é -1 em HBr, -1 em KBr e -1 em CrBr3. Essas substâncias não servem, pois 
nelas o número de oxidação do bromo se repete. O único bromo que pode 
ir para a moldura é o Br2, porque possui o Nox igual a zero.
Em uma moldura, coloca-se o Br2, na outra, o K2Cr2O7 dos ramais oxidação e redução. Então é 
preciso multiplicar a variação dos Nox pela atomicidade. Os números obtidos devem ser simplificados e 
transpostos de modo invertido na frente das molduras.
174
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Os números na frente das molduras serão coeficientes das substâncias emolduradas.
Br2 Br → ∆ = 1 · 2 = 2 ÷ 2 = 1
1K2Cr2O2 + HBr → KBr + CrBr2 + H2O + 3 Br2
K2Cr2O7 Cr → ∆ = 3 · 2 = 6 ÷ 2 = 3 1
3
Figura 217 
Finalmente, resolve-se o resto por tentativa. Veja a quantidade de cada átomo nos reagentes e 
produtos. Comece por potássio e cromo, que aparece uma única vez em cada membro. Depois 
balanceamos o oxigênio e o hidrogênio, e por último o bromo, assim a equação fica balanceada.
Tabela 83 
Reagentes Produtos Coeficiente estequiométrico
K = 2 . 1 = 2 K = 1 2
Cr = 2 . 1 = 2 Cr = 1 2
O = 7 . 1 = 7 O = 1 7
H = 1 H = 7. 2 = 14 14
Br = 1 Br = 2 + 6 + 6 = 14 14
Assim, temos a equação: 1 K2Cr2O7 + 14 HBr → 2 KBr + 2 CrBr3 + 7 H2O + 3 Br2
Exemplo de aplicação
Na equação de oxirredução a seguir, quais as espécies que você deve colocar nas molduras? Efetue 
o balanceamento da equação.
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Resolução:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
0 +5 +2 –3+5 +5
Figura 218 
No ramal oxidação, você pode utilizar tanto o Zn como o Zn(NO3)2.
175
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
QUÍMICA INORGÂNICA
No ramal redução, você não pode utilizar o HNO3, pois N com Nox + 5 se repete. Você deve usar o 
NH4NO3, baseando-se no N com Nox - 3.
Oxidação Zn
Redução NH4NO3
Balanceando a equação, observa-se que a variação do Nox do N (∆) é 8 (varia de + 5 no HNO3 
para - 3 no NH4NO3).
Oxidação Zn 2 . 1 = 2 8 → 4
Redução NH4NO3 8 . 1 = 8 2 → 1
Figura 219 
4Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + 1NH4NO3 + H2O
Terminando o acerto:
4Zn + 10 HNO3 → Zn(NO3)2 + 1NH4NO3 + 3H2O
 Resumo
Vimos nessa unidade que as substâncias químicas encontram-se 
presentes no nosso ambiente e em tudo o que nos rodeia. Elas podem 
ocorrer na natureza ou ser produzidas pelo homem.
A distribuição espacial dos átomos nas moléculas é estudada na 
geometria molecular. Nesse contexto, a molécula assume diferentes formas 
geométricas, e é possível prever, por exemplo, a polaridade.
A geometria molecular é explicada pela teoria da repulsão dos 
pares eletrônicos de valência. Assim, cada molécula possui uma forma 
geométrica característica da natureza das ligações iônicas e covalentes e 
da eletronegatividade.
Outro assunto tratado foi a polaridade e a solubilidade dos compostos 
químicos, ou seja, o soluto polar se dissolve em solvente polar, e o soluto 
apolar, em solvente apolar. Entretanto, essa regra não se aplica a todos os 
casos de solubilidade.
176
Re
vi
sã
o:
 V
ito
r -
 D
ia
gr
am
aç
ão
: M
ár
ci
o 
- 
14
/0
2/
20
17
Unidade II
Todas as moléculas são formadas por ligações que as unem umas às 
outras, chamadas de interações intermoleculares, ou pelas ligações entre 
os átomos (ligações intramoleculares).
Os tipos de forças intermoleculares do soluto e do solvente entre essas 
moléculas podem fornecer a explicação para esse fato.
Relatamos que os elementos químicos são um aglomerado de 
átomos. As substâncias químicas são formadas por átomos iguais 
ou diferentes através de reações químicas. Existem diversas reações 
químicas, como: de síntese, simples-troca, dupla-troca, neutralização, 
exotérmica, endotérmica etc.
Todas as reações são balanceadas por meio dos acertos dos coeficientes 
estequiométricos pelo método da tentativa. Já as reações de oxirredução 
são balanceadas através do número de oxidação (Nox), conceito definido 
durante nossa análise.