Apostila de Química Geral

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APOSTILA DE QUÍMICA GERAL 
 
 
 
Cursos: ENGENHARIA DA COMPUTAÇÃO 
ENGENHARIA ELÉTRICA 
ENGENHARIA MECÂNICA 
 
PROF.: CAROLINA RESMINI MELO 
carolina.melo@satc.edu.br 
2012-1 
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ÍNDICE 
 
1. O QUE É QUÍMICA .......................................................................................................................................................... 5 
1.1. HISTÓRIA DA QUÍMICA........................................................................................................................................................ 5 
1.2. O QUE É A QUÍMICA? .......................................................................................................................................................... 5 
1.3. A IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA ............................................................................................................................................... 6 
1.4. DIVISÕES DA QUÍMICA ........................................................................................................................................................ 7 
2. ÁTOMOS E ELÉTRONS .................................................................................................................................................... 9 
2.1. MODELOS ATÔMICOS ....................................................................................................................................................... 10 
2.1.1. Modelo de Demócrito (por volta de 400 anos a.C) ............................................................................................ 10 
2.1.2. Modelo de Dalton (1803) ................................................................................................................................... 10 
2.1.3. Modelo de Thomson (1898) ............................................................................................................................... 12 
2.1.4. Modelo de Rutherford (1911) ............................................................................................................................ 13 
2.2. MODELO ATÔMICO ATUAL ................................................................................................................................................. 14 
2.2.1. Teoria atômica ................................................................................................................................................... 15 
2.2.2. Átomos ............................................................................................................................................................... 15 
2.2.3. Isótopos .............................................................................................................................................................. 16 
2.2.4. Isóbaros .............................................................................................................................................................. 17 
2.2.5. Isótonos .............................................................................................................................................................. 17 
2.3. MOLÉCULAS ................................................................................................................................................................... 18 
2.4. ELÉTRONS ...................................................................................................................................................................... 18 
2.4.1. Número máximo de elétrons nos níveis de energia ........................................................................................... 19 
2.4.2. Distribuição eletrônica ....................................................................................................................................... 21 
2.4.3. Convenção cerne do gás nobre .......................................................................................................................... 22 
2.4.4. Configurações eletrônicas .................................................................................................................................. 23 
2.4.5. Regra de Hund.................................................................................................................................................... 23 
2.5. MASSA ATÔMICA ............................................................................................................................................................. 24 
2.6. MASSA MOLECULAR ........................................................................................................................................................ 26 
2.7. NÚMERO DE AVOGADRO ................................................................................................................................................... 26 
2.8. MOL ............................................................................................................................................................................. 27 
3. ESTEQUIOMETRIA ........................................................................................................................................................ 29 
3.1. PROBLEMAS COM REAGENTES LIMITANTES .................................................................................................................................. 31 
3 
 
4. TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS .................................................................................................................................... 32 
4.1. A LEI DAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS ...................................................................................................................................... 33 
5. COMPOSTOS IÔNICOS E COVALENTES ......................................................................................................................... 34 
5.1. LIGAÇÕES IÔNICAS .................................................................................................................................................................. 34 
5.1.1. As estruturas de Lewis ............................................................................................................................................... 35 
5.2. LIGAÇÕES COVALENTES ............................................................................................................................................................ 36 
6. GEOMETRIA MOLECULAR ............................................................................................................................................ 38 
6.1. COMO PREVER OS FORMATOS DAS MOLÉCULAS ............................................................................................................................ 40 
7. SÓLIDOS ....................................................................................................................................................................... 42 
7.1. ESTRUTURAS CRISTALINAS E AMORFAS ........................................................................................................................................ 42 
7.2. CÉLULAS UNITÁRIAS ................................................................................................................................................................ 44 
7.3. DEFEITOS NOS SÓLIDOS ........................................................................................................................................................... 46 
7.3.1. Defeitos Lineares ....................................................................................................................................................... 47 
7.3.2. Defeitos Pontuais .......................................................................................................................................................48 
8. SOLUÇÕES .................................................................................................................................................................... 50 
8.1. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES .................................................................................................................................................. 51 
8.2. CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES ................................................................................................................................................ 53 
8.3. DILUIÇÃO DAS SOLUÇÕES ......................................................................................................................................................... 56 
8.4. SOLUBILIDADE ....................................................................................................................................................................... 60 
9. PROPRIEDADES COLIGATIVAS ...................................................................................................................................... 63 
9.1. TONOMETRIA ........................................................................................................................................................................ 64 
9.2. EBULIOMETRIA ...................................................................................................................................................................... 65 
9.3. CRIOMETRIA ......................................................................................................................................................................... 66 
9.4. OSMOMETRIA OU OSMOSCOPIA (PRESSÃO OSMÓTICA) ........................................................................................................... 67 
10. CINÉTICA E MECANISMOS DAS REAÇÕES ................................................................................................................. 68 
10.1. VELOCIDADE DAS REAÇÕES ..................................................................................................................................................... 68 
10.2. MECANISMOS DE REAÇÕES EM MULTIETAPAS ............................................................................................................................ 70 
10.3. CONDIÇÕES DE OCORRÊNCIA .................................................................................................................................................. 72 
10.4. FATORES QUE INFLUEM NA VELOCIDADE DAS REAÇÕES ............................................................................................................ 75 
11. EQUILÍBRIO QUÍMICO .............................................................................................................................................. 80 
4 
 
11.1. O ESTADO DE EQUILÍBRIO ....................................................................................................................................................... 81 
11.2. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO DE UMA REAÇÃO.......................................................................................................... 82 
11.3. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÕES MOLARES (KC) ................................................................................... 85 
11.4. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE PRESSÕES PARCIAIS (KP) .......................................................................................... 87 
12. EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE ......................................................................................................................................... 89 
12.1. FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDOS E BASES ..................................................................................................................................... 89 
12.2. A CONSTANTE DE DISSOCIAÇÃO DA ÁGUA .................................................................................................................................. 91 
12.3. ESCALA DE PH ..................................................................................................................................................................... 93 
13. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO .................................................................................................................................... 96 
13.1. NÚMERO DE OXIDAÇÃO ......................................................................................................................................................... 97 
14. ELETROQUÍMICA ...................................................................................................................................................... 98 
14.1. CÉLULA GALVÂNICA .............................................................................................................................................................. 98 
14.1.1. Diagrama de células .............................................................................................................................................. 100 
14.1.2. Força eletromotriz (fem) das pilhas ....................................................................................................................... 101 
14.1.3. Espontaneidade de reações redox ......................................................................................................................... 102 
14.2. ELETRÓLISE ....................................................................................................................................................................... 102 
14.2.1. Reações não-espontâneas e células eletrolíticas ................................................................................................... 102 
14.2.2. Eletrólise do cloreto de sódio fundido.................................................................................................................... 104 
14.2.3. Eletrólise da salmoura (solução aquosa de NaCl) .................................................................................................. 106 
15. CORROSÃO ............................................................................................................................................................ 109 
15.1. A CORROSÃO DO FERRO ....................................................................................................................................................... 109 
16. COMBUSTÃO ......................................................................................................................................................... 111 
16.1. COMBUSTÃO INDUSTRIAL .................................................................................................................................................... 112 
16.2. AR DE COMBUSTÃO ............................................................................................................................................................ 113 
 
 
 
 
 
5 
 
1. O que é Química 
 
1.1. História da Química 
 
A história da química está ligada ao desenvolvimento do homem, se relaciona 
intimamente com a história dos químicos. 
- A ciência química surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia, populares entre 
muitos dos cientistas da época. 
- ALQUIMIA: existem 3 objetivos principais em sua prática: 
 1) Transformar metais inferiores em ouro. 
 2) Obtenção do elixir da longa vida (um remédio que curaria as doenças e daria vida 
eterna àqueles que o ingerissem). 
Esses dois objetivos seriam atingidos ao obter a PEDRA FILOSOFAL. Uma substância 
mística que amplifica os poderes de um alquimista. 
 3) Criar vida humana artificial. 
- Os princípios básicos da química se recolhem pela primeira vez na obra do cientista 
britânico ROBERT BOYLE (1661).(Ex: lei dos gases que tem seu nome). PV=cte (isotérmico, T 
cte) 
- A química, como tal, começa a ser explorada um século mais tarde com os trabalhos 
do francês Antoine Lavoisier. (Ex: lei da conservação da massa). (Da natureza nada se cria, 
nada se perde, tudo se transforma). 
 
1.2. O que é a química? 
 
A química estuda a matéria, a energia e as transformações. 
MATÉRIA: a roupa que você usa, a cadeira onde você senta, o teto da sua casa, a terra 
onde crescem as plantações... tudo é matéria e objeto do estudo da química. 
ENERGIA: o sol, o fogo, a eletricidade e as diversas formas de energia. 
6 
 
TRANSFORMAÇÃO: a fotossíntese, a corrosão, a poluição e tudo o que significa uma 
transformação da matéria; mudanças de fase e de energia, por exemplo. 
É a ciência que trata das substâncias da natureza, dos elementos que a constituem 
(tabela periódica), de suas características, de suas propriedades combinatórias, de processos 
de obtenção, de suas aplicações e de sua identificação. Estuda a maneira que os elementos se 
juntam (ligações iônicas / covalentes... “atração”) e reagem entre si, bem como, a energia 
desprendida ou absorvida durante estas transformações (reações endotérmicas e exotérmicas). 
A química é o estudo das transformações da matéria em oposição à Física que é o estudo de 
seus estados. 
 
1.3. A importância da química 
 
“Para que serve a química?” “Para obter materiais semelhantes aos naturais, porém 
melhores e mais baratos; e para conhecer a composição e a estrutura dos materiais.” 
Podemos dizer que tudo a nossa volta é química, pois todos os materiais que nos 
cercam passaram ou passam por algum tipo de transformação. A química proporciona 
progresso, desenvolvimento e é através do uso dela que suprimos as necessidades. O uso de 
materiais de limpeza e higiene, roupas de fios artificiais, desenvolvimento da indústria 
farmacêutica, fertilizantes e pesticidas para plantação, produtos industrializados cuja obtenção 
depende de transformações químicas como plásticos vidros, tintas, cimento, etc. 
A Química é uma ciência muito útil nos mais variados domínios da atividade humana. A 
investigação em química leva à produção de materiais novos, alguns bastante complexos, com 
tecnologias cada vez mais sofisticadas. Esses materiais resultam da transformação de 
substâncias já existentes, e são as respostas da Química às necessidades ecológicas, de 
saúde, alimentares, econômicas, etc. 
Na saúde: a Química permite a produção de medicamentos ou de outras substâncias 
com interesse médico, colabora no estudo dos efeitos no organismo dos produtos 
farmacêuticos (por exemplo, o resultado da utilização prolongada de ligas metálicas em 
medicina dentária), investiga o efeito dos aditivos alimentares. 
7 
 
Na indústria: a Química contribui para o fabrico e melhoria de produtos alimentares, 
farmacêuticos, perfumes, cosméticos, plásticos, papel, materiais de construção, entre outros. 
Sem a Química não conheceríamos as técnicas de fabrico mais adequadas de todos esses 
produtos. 
Nos serviços públicos: a Química fornece técnicas fundamentais para a criminologia (é 
usada nos laboratórios da Polícia Judiciária para descobrir criminosos), para a fiscalização 
econômica (a inspeção das atividades econômicas controla a qualidade dos alimentos vendidos 
nas lojas), para a segurança rodoviária (por exemplo, o teste de teor alcoólico efetuado pela 
polícia de trânsito destina-se a medir a quantidade de álcool no sangue) e para a saúde pública 
(por exemplo, a verificação do estado da água das praias e das piscinas). 
Na Eletrônica: a Química cria novos materiais com resistências mais baixas e, por 
conseguinte, sem perdas de energia por aquecimento. 
Na Ecologia: estudando o meio ambiente e combatendo a poluição cada vez maior, 
resultante da sociedade de consumo em que vivemos, propondo soluções que levem a uma 
Terra mais saudável. A Química estuda a qualidade do ar que respiramos, desenvolve técnicas 
de despoluição das fábricas, permite analisar a qualidade das águas naturais, etc. 
Infelizmente, nem sempre a Química tem sido utilizada para benefício da Humanidade. 
Contribui, por exemplo, para produzir armas químicas. Na primeira Guerra Mundial (1914-
1918), foram utilizadas armas deste tipo, que afetaram o sistema nervoso. Estas armas estão 
atualmente proibidas por acordo internacional. Os explosivos produzidos com a ajuda da 
Química conferem um poder mortífero a quem os utiliza e esses, infelizmente, continuam a ser 
utilizados nos mais variados conflitos humanos. 
 
1.4. Divisões da química 
 
A química pode ser dividida em: 
- Química analítica: estuda as técnicas utilizadas para conhecer a composição, átomos 
constituintes e estrutura da matéria. Análise qualitativa ou quantitativa. A amostra é submetida 
à análise seja para conhecer a identidade de seus componentes, seja para determinar a 
quantidade dos componentes presentes. 
8 
 
- Físico-química: estuda as leis que regem o comportamento de toda a matéria; quais as 
forças motrizes que geram a formação de uma substância a partir de seus componentes. 
Estuda as propriedades físicas e químicas da matéria. Ex: termodinâmica, que estuda os 
fenômenos relacionados com trabalho, energia, calor e entropia. 
- Química orgânica: estuda os compostos do carbono. Estuda a estrutura, propriedades, 
composição, reações e síntese de compostos orgânicos. 
- Química inorgânica: estuda os compostos de todos os outros elementos. Cerca de 95% 
dos materiais são inorgânicos. As “substâncias inorgânicas” são divididas em 4 grupos 
denominados como “funções inorgânicas” (ácidos, bases, sais e óxidos). 
 
9 
 
 
2. Átomos e Elétrons 
 
Átomo é a menor partícula de um elemento que retém as propriedades características 
desse elemento. 
- Tamanho do átomo: enfileirando-se 1 bilhão de átomos, essa pequena fileira mediria 
somente 1 cm. Eles são tão pequenos que uma cabeça de alfinete pode conter 60 milhões 
deles. 
Átomos são partículas submicroscópicas de que toda a matéria é composta. Ainda que 
seja composto de partículas menores, o átomo é a unidade fundamental de um elemento. 
- Por que é importante conhecer a estrutura de um átomo? 
O comportamento físico e químico da matéria depende das maneiras pelas quais os 
átomos interagem e esta, por sua vez, depende da sua estrutura. 
Cada substância simples (também chamada de elemento. Ex: cobre, hidrogênio, 
enxofre) é formada por átomos de um mesmo tipo, diferentes dos átomos de qualquer outro 
elemento. A diferença é o número de elétrons (número atômico) e o número de prótons e 
nêutrons (número de massa) que cada um possui. 
 
O átomo é formado por um núcleo de carga elétrica positiva, em torno das quais se 
movimentam partículas de massa muito pequenas e negativamente eletrizadas, os elétrons 
(sua massa é cerca de 1840 vezes menor que a do núcleo). No núcleo há dois tipos de 
partículas: prótons, que são eletricamente positivos, e nêutrons, que não tem carga elétrica (o 
núcleo contém a maior parte da massa do átomo) (o número de prótons e elétrons é o mesmo). 
10 
 
O átomo não é compacto, e praticamente toda a sua massa está no núcleo. Além de 
girarem afastados do núcleo, os elétrons são muito menores que os prótons. 
Os prótons e elétrons tem cargas contrárias (positiva e negativa) como os dois lados das 
pilhas. Se um átomo comum tem três prótons, também terá três elétrons para equilibrar a sua 
carga. Além disso, os prótons e elétrons se atraem e mantém os átomos unidos como um 
adesivo. 
 
2.1. Modelos atômicos 
 
Sabe-se que o átomo existe, sem que ninguém o possa ver. Por isso, foram feitas muitasteorias que se modificaram conforme o avanço da química. 
 
2.1.1. Modelo de Demócrito (por volta de 400 anos a.C) 
 
Por volta de 400 anos a.C. o filósofo grego Demócrito sugeriu que a matéria não é 
contínua, isto é, ela é feita de minúsculas partículas indivisíveis. Essas partículas foram 
chamadas de átomos. Esta teoria defendia que se um objeto fosse dividido em partes cada vez 
menores, o resultado seria pedaços tão pequenos que não seria possível dividi-los. E chamou 
esses pequenos pedaços de átomos. 
Demócrito postulou que todas as variedades de matéria resultam da combinação de 
átomos de quatro elementos: terra, ar, fogo e água. 
Demócrito baseou seu modelo na intuição e na lógica. No entanto foi rejeitado por um 
dos maiores lógicos de todos os tempos, o filosofo Aristóteles. Este reviveu e fortaleceu o 
modelo de matéria contínua, ou seja, a matéria como "um inteiro". 
 
2.1.2. Modelo de Dalton (1803) 
 
11 
 
John Dalton (1766-1844), professor inglês que enunciou as leis das pressões parciais e 
a lei das proporções múltiplas e, principalmente, a teoria atômica. Ele estudou também um 
defeito que ele mesmo tinha na visão e que hoje leva o seu nome: o DALTONISMO. 
O daltonismo é uma perturbação da percepção visual caracterizada pela incapacidade 
de diferenciar todas ou algumas cores, manifestando-se muitas vezes pela dificuldade em 
distinguir o verde do vermelho. Esta perturbação tem normalmente origem genética, mas pode 
também resultar de lesão nos orgãos responsáveis pela visão, ou de lesão de origem 
neurológica. Uma vez que esse problema está geneticamente ligado ao cromossoma X, ocorre 
mais frequentemente entre os homens (no caso das mulheres, será necessário que os dois 
cromossomas X contenham o gene anômalo). Os portadores desta anomalia apresentam 
dificuldade na distinção de determinadas cores primárias, como o verde e o vermelho, 
enxergando, em vez delas, as cores cinza, amarela ou azul. É possível que esta anomalia seja 
resultado do mau funcionamento dos cones existentes na retina, provocado pela presença de 
alelos defeituosos, que não formam pigmentos necessários para a percepção de determinadas 
cores. 
Todo modelo não deve ser somente lógico, mas também consistente com a experiência. 
No século XVII, experiências demonstraram que o comportamento das substâncias era 
inconsistente com a idéia de matéria contínua e o modelo de Aristóteles desmoronou. 
Em 1808, John Dalton propôs a idéia de que as propriedades da matéria podem ser 
explicadas em termos de comportamento de partículas finitas, unitárias. Dalton acreditou que o 
átomo seria a partícula elementar, a menor unidade de matéria. O modelo simplesmente prevê 
que os átomos existem, e não sua constituição. 
Surgiu assim o modelo de Dalton: átomos vistos como esferas minúsculas, rígidas e 
indestrutíveis. Todos os átomos de um elemento são idênticos. 
A teoria de John Dalton foi baseada no seguinte modelo: 
1 - Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos. 
(Ele acreditou que o átomo seria a partícula elementar, a menor unidade de 
matéria. O que não é verdade; pois o átomo se subdivide em: prótons, elétrons e 
nêutrons. Os átomos são formados de pequenas partículas). 
2 - Os átomos são permanentes e indivisíveis, eles não podem ser criados nem 
destruídos. 
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(Os átomos são divisíveis, pois tem uma estrutura interna e são formados por outras 
partículas: elétrons, prótons e nêutrons. Com a descoberta da radioatividade em 1896 e sua 
interpretação soube-se que um átomo de um elemento pode ser transformado em um átomo de 
outro elemento). 
3 - Os elementos são caracterizados por seus átomos. Todos os átomos de um dado 
elemento são idênticos em todos os aspectos. Átomos de diferentes elementos tem diferentes 
propriedades. 
(Devido à existência dos isótopos, todos os átomos de um dado elemento podem 
não ter a mesma massa (massa = prótons mais nêutrons)). 
4 - As transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo 
de átomos. 
(Explicou com sucesso porque a massa é conservada nas reações químicas (se cada 
átomo tem sua própria característica e se os átomos são rearranjados, permanecendo 
inalterados durante uma reação química, então a massa total dos átomos dos reagentes deve 
ser a mesma que a dos átomos dos produtos). 
5 - Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos em uma 
razão fixa. 
(A Lei da Composição Definida é também explicada com sucesso: se cada composto é 
caracterizado por proporções fixas entre os números de átomos dos seus elementos 
componentes e se cada átomo de um dado elemento tem a mesma massa, então a 
composição de cada composto deve ser sempre a mesma.) 
Dalton deixou dúvidas em vários pontos, por exemplo, na distinção entre um átomo e 
uma molécula. Isto o levou a propor fórmulas incorretas para certos compostos. Porém, mesmo 
assim, sua contribuição para o entendimento químico foi de grande valor. 
 
2.1.3. Modelo de Thomson (1898) 
 
13 
 
 
Foi o primeiro modelo detalhado do átomo. Foi Thomson que lançou a idéia de que o 
átomo era um sistema descontínuo, portanto, divisível. Mas sua descrição não era satisfatória 
porque não permitia explicar as propriedades químicas do átomo. 
Thomson sugeriu que um átomo poderia ser uma esfera carregada positivamente na 
qual alguns elétrons estão incrustados, e apontou que isto levaria a uma fácil remoção de 
elétrons dos átomos. 
Na verdade Thomson estava mesmo era envolvido na descoberta do elétron onde deu 
sua maior contribuição. Por se tratar de uma pessoa de alta influência na época, Thomson 
tratou de propor alguma explicação para o átomo. Seu modelo conhecido como PUDIM DE 
AMEIXAS, já que o átomo seria uma massa compacta com cargas alternadas em seu interior, 
foi muito infeliz mesmo para sua época e não teve muita contribuição como modelo atômico 
propriamente. 
 
2.1.4. Modelo de Rutherford (1911) 
 
É a base do modelo que estudamos até hoje. 
O átomo é um sistema neutro, ou seja, o número de cargas positivas e negativas é igual. 
O átomo é um sistema descontínuo onde prevalecem os espaços vazios. 
Rutherford propôs um modelo atômico: o átomo seria como um sistema solar em 
miniatura, cujo "sol" - o núcleo - concentra quase toda a massa e toda a carga positiva do 
sistema; gravitando em torno do núcleo, em órbitas elípticas, estão os elétrons, cuja soma de 
cargas negativas é igual à carga positiva nuclear com o que se tem o equilíbrio elétrico e a 
consequente estabilidade do conjunto. 
14 
 
 
 
Se o átomo tivesse o tamanho do Estádio do Morumbi, o núcleo seria o tamanho de uma 
azeitona. Surgiu assim o modelo nuclear do átomo. 
Um dos experimentos conduzidos pela equipe de Rutherford revolucionou o modo como 
os físicos da época passaram a imaginar o átomo. Foram bombardeadas finas lâminas de ouro, 
para estudo de deflexões (desvios) de partículas alfa. 
De acordo com o modelo de Thomson, esses desvios seriam improváveis, pois sendo as 
partículas alfa muito mais leves do que os átomos da lâmina de ouro, os elétrons teriam tanto 
dificuldade para desviar suas trajetórias quanto bolas de gude para desviar balas de canhão. 
Para perceber possíveis desvios, utilizou-se uma placa de material fosforescente que 
emite luz quando colidida pela radiação alfa. Dessa maneira, ao colocar uma fina lâmina de 
ouro entre a chapa fosforescente e o material radioativo, a luminosidade na chapa deveria 
cessar, pois a lâmina de ouro bloquearia a passagem da radiação. 
Para surpresa de Rutherford, uma grande luminosidade continuou aparecendo do outro 
lado da lâmina de ouro, indicando quea radiação alfa havia atravessado sem a menor 
dificuldade. Além disso, ele observou o surgimento de uma pequena luminosidade em outras 
partes da chapa. Isso evidenciava que a trajetória de uma parte da radiação alfa era desviada 
por algo na lâmina de ouro. 
Com bases nas suas observações foi possível notar que existiriam espaços vazios entre 
os átomos, por onde estava passando a radiação. 
 
2.2. Modelo atômico atual 
 
Somente neste modelo é conhecida a existência do nêutron (1932). 
Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de muitos átomos contém ambas as 
partículas: prótons e nêutrons (exceto o núcleo de muitos isótopos comuns de hidrogênio que 
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contém um próton e nenhum nêutron). Portanto, pela convenção, um próton tem uma carga de 
+1, um elétron de -1 e um nêutron de 0. 
Em resumo, podemos então descrever um átomo como apresentando um núcleo central, 
que é pequeníssimo, mas que contém a maior parte da massa do átomo e é circundado por 
uma enorme região extranuclear contendo elétrons (carga -1). O núcleo contém prótons (carga 
+1) e nêutrons (carga 0). O átomo como um todo não tem carga devido ao número de prótons 
ser igual ao número de elétrons. A soma das massas dos elétrons em um átomo é 
praticamente desprezível em comparação com a massa dos prótons e nêutrons. 
 
2.2.1. Teoria atômica 
 
Átomo (unidade constituinte da matéria). Apresenta-se em 2 regiões: núcleo e 
eletrosfera. 
Núcleo: região central extremamente pequena; alta densidade; responsável pela massa 
do átomo; constituído por prótons e nêutrons. 
Eletrosfera: região periférica; predomínio de espaços vazios; responsável pelo volume; 
constituída por elétrons. 
 
2.2.2. Átomos 
 
Um átomo individual é geralmente identificado especificando dois números inteiros: o 
número atômico Z e o número de massa A. 
O número atômico Z é o número de prótons no núcleo. Ex: O número atômico do átomo 
de sódio é 11, vale dizer que um átomo de sódio tem 11 prótons. 
O número de massa A é o número total de núcleons (prótons mais nêutrons) no núcleo. 
Nota-se, portanto que o número de nêutrons é igual a A - Z (=número de nêutrons). 
O átomo isolado é neutro, pois o número de elétrons e prótons se igualam quando não 
há ligação atômica. 
Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z 
como um índice inferior e o número de massa como um índice superior. Como abaixo: 
16 
 
16
8
A
Z X O
 
X = indica um átomo do elemento X 
Z = número atômico 
A = número de massa 
16 = prótons + nêutrons, logo, nêutrons = 16 – 8 = 8 
8 = número de prótons = número de elétrons 
O exemplo acima se refere a um átomo de oxigênio com um número atômico 8 e um 
número de massa 16. 
O que pode diferenciar é o número de nêutrons (alterando assim a massa atômica(A)). 
Todos os átomos de um dado elemento tem o mesmo número atômico, porque todos 
tem o mesmo número de prótons no núcleo. Por essa razão, o índice inferior representando o 
número atômico é algumas vezes omitido da identificação de um átomo individual. Por 
exemplo, em vez de escrever: 
16
8O
 
É suficiente escrever 
16O
 para representar um átomo de oxigênio. 
 
2.2.3. Isótopos 
 
A palavra “isótopos” vem do grego e significa "mesmo lugar" - na Tabela Periódica os 
isótopos de um elemento ocupam o mesmo lugar. 
São átomos de um mesmo elemento que apresentam mesmo número atômico (prótons 
representado por Z) e diferentes números de massa (prótons mais nêutrons representado por 
A), pois tem diferentes números de nêutrons. 
As propriedades químicas dos isótopos são semelhantes, pela existência do mesmo 
número de elétrons. 
O hidrogênio é um elemento que apresenta três isótopos, que são os únicos a 
receberem nomes especiais. São isótopos do hidrogênio: o prótio , o deutério , e o 
trítio . 
Número de nêuntrons: 8 9 10 
17 
 
16 
O 
17 
O 
18 
O 
8 8 8 
Cada um destes acima tem 8 prótons no seu núcleo. Isto é o que faz com que seja um 
átomo de oxigênio. 
 
2.2.4. Isóbaros 
 
São aqueles átomos onde os números atômicos diferem, porém, há um mesmo número 
de massa. São átomos de diferentes elementos, por isso suas propriedades não se 
assemelham. 
Exemplo: cálcio e potássio. 
 
O potássio 40 é isóbaro do cálcio 40, porque o potássio 40 tem Z=19 e A=40, e o cálcio 
40 tem Z=20 e A=40. 
 
2.2.5. Isótonos 
 
Átomos de mesmo número de nêutrons e possuidores de diferentes números atômicos, 
e diferentes números de massa. 
Exemplo: 3 4
1 2H He
tritio
 
Exemplo: flúor e neônio. 19 20
9 10F Ne
 
9 ≠ 10 
Entretanto: 19 - 9 = 10 n 
 20 -10 = 10 n 
18 
 
São átomos de elementos químicos diferentes, de diferentes números atômicos, 
diferentes números de massa, e mesmo número de nêutrons. Ex: o hidrogênio é isótono do 
hélio 4, porque o H (trítio) tem Z=1 e A=3, então tem 2 nêutrons (A-Z), e o hélio tem Z=2 e A=4, 
então também tem 2 nêutrons. 
ALÓTROPOS: substâncias diferentes formadas pelo mesmo elemento químico. Ex: 
C(grafite) e C(diamante); O2 (gás oxigênio) e O3 (gás ozônio); P (fósforo branco) e P 
(vermelho). 
 
2.3. Moléculas 
 
Os átomos podem unir-se para formar partículas maiores chamadas moléculas. 
A molécula é a menor unidade identificável em que uma substância pura simples ou 
composta, pode ser dividida e que retém a composição e as propriedades químicas da 
substância. 
Se ela é formada por um átomo só ou por átomos iguais, é uma substância pura simples 
(ex: ferro, oxigênio); no caso de os átomos unidos entre si serem diferentes, a substância pura 
é composta (Ex: água, açúcar, gás carbônico). 
Uma molécula é um composto de partículas que consistem em 2 ou mais átomos 
quimicamente ligados um ao outro. Ex: O2, O3... (já são moléculas). 
 
2.4. Elétrons 
 
Elétrons são minúsculas partículas que vagueiam aleatoriamente ao redor do núcleo 
central do átomo, sua massa é cerca de 1840 vezes menor que a do núcleo. 
Existem 7 camadas em torno do núcleo e nelas estão os elétrons que orbitam o núcleo. 
Cada camada pode conter um número limitado de elétrons. 
Para explicar a estrutura do átomo, o físico dinamarquês Niels BOHR desenvolveu, em 
1913, uma hipótese conhecida como teoria atômica de BOHR. Ele levantou a suposição de que 
os elétrons estão arrumados em camadas definidas, ou níveis quânticos, a uma distância 
19 
 
considerável do núcleo. A disposição dos elétrons é chamada de configuração eletrônica (os 
elétrons só podem se mover em determinadas órbitas). 
 
2.4.1. Número máximo de elétrons nos níveis de energia 
 
Os elétrons da eletrosfera distribuem-se em sete camadas eletrônicas que são 
designadas pelas letras do alfabeto: K, L, M, N, O, P, Q. 
 
Camada Número máximo 
de elétrons 
K 2 
L 8 
M 18 
N 32 
O 32 
P 18 
Q 8 
 
 
 
Seja qual for a última camada de um átomo, ele nunca pode possuir mais de 8 elétrons. 
A penúltima camada geralmente tem 8 ou 18 elétrons. Quando um átomo se combina com 
outro, há uma tendência a completar-se o n° máximo de elétrons da última camada. 
Quanto mais afastado do núcleo, maior a energia do elétron. 
Os orbitais correspondem a regiões do átomo com maior probabilidade de se encontrar 
determinado elétron (maior manifestação eletrônica). Cada orbital acomoda no máximo dois 
elétrons e, quando os elétrons ocupam um mesmo orbital, são ditos emparelhados. 
 
O Spin Eletrônico é uma propriedade possuída pelos elétrons. Quando há dois elétrons 
no mesmo orbital, seus spins estão em direções opostas, havendo uma compensação de 
forçasmagnéticas. 
 - Os orbitais são representados por: 
20 
 
 
 - Os elétrons em um orbital são representados por “meia seta”, e podem estar orientados 
para cima ou para baixo. 
Ex: os elétrons dos átomos de hidrogênio e hélio. 
 
Em uma terminologia química, dois elétrons com spins em direções opostas são ditos 
spins antiparalelos. As substâncias que possuem um ou mais elétrons desemparelhados são 
fracamente atraídas em um campo magnético. Estas substâncias são chamadas 
paramagnéticas. Aquelas que não possuem elétrons desemparelhados, não sendo, portanto, 
atraídas em campo magnético, são chamadas diamagnéticas. A intensidade da atração 
depende, logicamente, do número de elétrons desemparelhados na substância. 
PARAMAGNÉTICAS: atraídos pelo ímã (somente uma flechinha no orbital). 
DIAMAGNÉTICAS: repelidas pelo ímã (com duas flechinhas no orbital). 
SPIN emparelhados: o campo magnético é cancelado pelo campo magnético do 
segundo spin oposto. 
 
- Subcamadas (ou subníveis de energia): Os orbitais em um átomo são agrupados em 
subcamadas e, na ausência de qualquer campo magnético aplicado externamente, todos os 
orbitais de uma mesma subcamada tem a mesma energia. Em átomos no seu estado 
fundamental podem existir quatro tipos de subcamadas, designadas pelas letras s, p, d, f, que 
consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente. Costuma-se representar os orbitais nas 
subcamadas por quadrados como a ilustração abaixo: 
 
- Camadas (ou níveis de energia): Um agrupamento de subcamadas é denominado 
camada. Todos os elétrons em uma dada camada estão à mesma distância média do núcleo. 
Hidrogênio Tem um único elétron. 
Hélio Tem 2 elétrons emparelhados num orbital. 
21 
 
Dois métodos equivalentes são normalmente utilizados para a designação das camadas: K, L, 
M, N etc.; isto é, a primeira camada (n=1) é denominada camada K, a segunda camada (n=2) é 
L, e assim por diante. 
O número máximo de elétrons em uma camada depende do número total de orbitais e é 
dado por 2n2 (n é o número de subcamadas). 
 Não há duas camadas de um mesmo átomo com o mesmo número de subcamadas. A 
camada K (n = 1), por exemplo, consiste em apenas uma subcamada, chamada 1s. A camada 
L (n = 2) consiste em duas subcamadas, a 2s e a 2p, e a camada M (n = 3) em três, 3s, 3p e 
3d. 
 
2.4.2. Distribuição eletrônica 
 
- DIAGRAMA DE ORBITAIS: 
O (Z = 8): (Z é o número atômico, número de prótons) 
 
 
- NOTAÇÃO ESPECTROSCÓPICA 
O (z = 8): 1s2 2s2 2p4 
 
Ex: átomo de Silício: Si (Z = 14) 
- Diagrama de orbitais: 
 
 
- Notação espectroscópica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 
 
Ex: átomo de Enxofre: S (Z = 16) 
1
s 
2
s 2p 
3
s 
3p 
1
s 
2
s 2p 
22 
 
- Diagrama de orbitais: 
 
 
- Notação espectroscópica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
 
2.4.3. Convenção cerne do gás nobre 
 
Gás nobre é um gás a temperatura e pressão ambiente, e é nobre, tem pouca tendência 
a reagir quimicamente (porque tem a sua última camada completa, com 8 elétrons). 
Para um átomo posterior ao gás nobre, a parte da configuração eletrônica do gás nobre 
pode ser abreviada, colocando-se o símbolo do gás nobre entre colchetes e findando 
(completando) a configuração. 
 
Gases nobres: 
Hélio [He] (Z = 2) 1s2 
Neônio [Ne] (Z = 10) 1s2 2s2 2p6 
Argônio [Ar] (Z = 18) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Criptônio [Kr] (Z = 36) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 
Xenônio [Xe] (Z = 54) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 
Randônio [Rn] (Z = 86) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6 
Exemplos de configurações: 
Silício – Si (z = 14): [Ne] 3s2 3p2 
Lítio - Li (Z = 3): [He] 2s1 
Oxigênio – O (Z = 8): [He] 2s2 2p4 
Sódio – Na (Z = 11): [Ne] 3s1 
Enxofre – S (Z = 16): [Ne] 3s2 3p4 
 
1
s 
2
s 2p 
3
s 
3p 
23 
 
2.4.4. Configurações eletrônicas 
 
DIAGRAMA DE LINUS PAULING: sequência de preenchimento das subcamadas. 
Até hoje são conhecidas sete camadas eletrônicas, e suas subcamadas estão descritas 
abaixo, no diagrama de Linus Pauling, onde a ordem crescente de preenchimento dos elétrons 
está indicada pelas setas: 
 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 
 
2.4.5. Regra de Hund 
 
Os elétrons são distribuídos em um átomo segundo uma regra conhecida como regra de 
Hund: 
“Ao ser preenchida uma subcamada, cada orbital dessa subcamada recebe inicialmente 
apenas um elétron; somente depois de o último orbital dessa subcamada ter recebido seu 
primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron”. 
Exemplo: para o átomo de potássio (19K): 
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
Os números sobrescritos na letra correspondem ao número de elétrons existentes na 
subcamada. Fazendo a distribuição eletrônica nos orbitais para o potássio, teremos: 
24 
 
 
 
EXISTEM EXCEÇÕES: (nem sempre isso ocorre, um exemplo é o silício (Si) (Z = 14). 
Cromo – Cr (Z = 24): [Ar] 3d5 4s1 (exceção) 
Cobre – Cu (Z = 29): [Ar] 3d10 4s1 (exceção) 
Observe que no átomo de cromo a subcamada 3d está semipreenchida (com um elétron 
em cada orbital) e no átomo de cobre está completamente preenchida (2 elétrons em cada 
orbital). Há evidências de que a presença de subcamadas totalmente ou semipreenchidas 
conferem um grau adicional de estabilidade aos átomos. Como as camadas 3d e 4s estão 
próximas em termos de energia, nos átomos Cr e Cu, um dos elétrons da subcamada 4s 
“desloca-se” para a subcamada 3d. 
 
2.5. Massa atômica 
 
Expressa em gramas, a massa de um átomo de oxigênio é 2,7 x 10-23g. Esse número é 
extremamente pequeno. 
Quando indicamos massas de átomos é conveniente usarmos uma unidade de massa 
que seja muito menor que um grama. Indicar a massa de um átomo em gramas é como 
expressar a massa de uma pulga em toneladas. 
A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza padrão 
conveniente escolhida. Desta forma, a medida de massa de um corpo é feita comparando-se a 
massa de um determinado corpo com a massa de um padrão adequadamente escolhido. 
Átomos individuais são muito pequenos para serem vistos e muito menos pesados. 
Porém, é possível determinar as massas relativas de átomos diferentes, quer dizer, podemos 
determinar a massa de um átomo comparando com um átomo de outro elemento utilizado 
como padrão. 
25 
 
Em 1961, na Conferência da União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), 
adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 do elemento carbono (12C), ao qual 
se convencionou atribuir o valor de 12 unidades de massa. 
Uma unidade de massa atômica (1u) corresponde desta forma a 1/12 de massa de um 
átomo de isótopo 12 do carbono. 
Essa é a chamada unidade de massa atômica - 1 u.m.a. = 1/12 da massa do carbono 
12. 
Através disso, é possível estabelecer uma relação com a massa atômica de um átomo 
qualquer, descobrindo-se quantas vezes a massa atômica do átomo é maior que 1/12 do 
carbono 12. 
 
O valor de 1 u é de 1,66 · 10–24 g, o que corresponde aproximadamente à massa de 
um próton ou de um nêutron. 
1,66 x 10-24 g = 1,66 x 10-27 kg 
Quando dizemos que a massa atômica de 32S é igual a 32u, concluímos que: 
- A massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32u. 
- A massa atômica de um átomo de 32S é igual a 32 vezes a massa de 1/12 do átomo de 
C-12. 
- A massa de um átomo 32S é igual a 2,7 vezes a massa de um átomo de C-12. 
32 x (1/12) = 2,67 
O equipamento utilizado na determinação da massa atômica é denominado 
ESPECTÔMETRO DE MASSA. 
 
26 
 
2.6. Massa Molecular 
 
A massa molecular das substânciasé igual à somatória das massas atômicas (A) dos 
elementos constituintes. Representa quantas vezes a massa da molécula é maior que a 
unidade de massa atômica (u). 
Exemplo: para a molécula C12H22O11 (açúcar, sacarose), a massa molecular será: 
12 átomos de carbono = 12 x 12,0107 u = 144,1284 u 
22 átomos de hidrogênio = 22 x 1,0079 u = 22,1738 u 
11 átomos de oxigênio = 11 x 15,9994 = 175,993 u 
E a soma 342,2967 u 
 
2.7. Número de Avogadro 
 
Um único átomo é tão pequeno que, para que uma amostra de matéria possa ser vista e 
manipulada, esta precisa consistir em um enorme número de átomos. Por essa razão, é 
conveniente especificar um número total de átomos em uma amostra, não como átomos 
individuais, mas, preferencialmente, em termos de “pacotes” consistindo em um certo número 
de átomos, do mesmo modo que indicamos o número de ovos em uma cartela por dúzia. 
Sejam as seguintes amostras: 12 g de carbono, 27 g de alumínio e 40 g de cálcio. 
Experimentalmente verifica-se que o número de átomos N, existentes em cada uma das 
amostras, é o mesmo, embora elas possuam massas diferentes. Porém, quantos átomos 
existem em cada uma dessas amostras? Várias experiências foram realizadas para determinar 
esse número conhecido como número de Avogadro (N) e o valor encontrado é igual a: 6,02 . 
1023 
Assim, o número de Avogadro é o número de átomos em x gramas de qualquer 
elemento, sendo x a massa atômica do elemento, portanto existem: 
• 6,02 · 1023 átomos de C em 12 g de C (MAC = 12 u) 
• 6,02 · 1023 átomos de Al em 27 g de Al (MAAl = 27 u) 
• 6,02 · 1023 átomos de Ca em 40 g de Ca (MACa = 40 u) 
27 
 
O número de Avogadro é o número de átomos de um elemento, que deve ser reunido 
com a finalidade de que o grupo inteiro apresente uma massa em gramas que é 
numericamente igual à massa atômica em u. Para cada elemento este é 6,02 x 1023 átomos. 
Número de Avogadro: É o número de átomos ou moléculas existentes em 1 atg 
(átomo-grama) ou molg (molécula-grama) de qualquer elemento ou substância química. 
Contém 6,02x1023 partículas elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons, prótons, 
nêutrons, etc). 
 
2.8. Mol 
 
É o conjunto de 6,02 x 1023 partículas quaisquer, o que vale dizer: 
1 mol de átomos = um mol de moléculas = 6,02 x 1023 moléculas. 
Um mol contém sempre o mesmo número de partículas; não importa qual a substância. 
Ex: um mol de sódio contém o mesmo número de átomos que um mol de ferro. Sendo que: 1 
mol = 6,02 x 1023 partículas. 
Segundo a IUPAC, mol é a quantidade de matéria que contém tantas entidades 
elementares quantos são os átomos de carbono-12 contidos em 0,012 kg do C-12. Constante 
de Avogadro é o número de átomos de C-12 contidos em 0,012 kg de C-12 e seu valor é 6,02 · 
1023mol -1. 
 
“Mol é a quantidade de substância que contém 6,02 x 1023 unidades da substância em 
questão e é unidade de quantidade de matéria.” 
 
1 mol de H tem 1g e 6,02 x 1023 átomos de hidrogênio 
2 mols de H tem 2g e 2 x ( 6,02 x 1023) átomos de hidrogênio 
3 mols de H tem 3g e 3 x ( 6,02 x 1023) átomos de hidrogênio 
 
1 mol de H2O tem 18g e 6,02 x 10
23 moléculas de água 
2 mols de H2O tem 36g e 2 x (6,02 x 10
23) moléculas de água 
3 mols de H2O tem 54g e 3 x (6,02 x 10
23) moléculas de água 
28 
 
 
1 mol de H2O tem 18g e 6,02 x 10
23 átomos de oxigênio e 2 x (6,02 x 1023) átomos de 
hidrogênio 
2 mols de H2O tem 36g e 2 x (6,02 x 10
23) átomos de oxigênio e 4 x (6,02 x 1023) 
átomos de hidrogênio 
3 mols de H2O tem 54g e 3 x (6,02 x 10
23) átomos de oxigênio e 6 x (6,02 x 1023) 
átomos de hidrogênio 
 
O mol é a linguagem das reações químicas. Os coeficientes representam número de 
mols. 
2 NaOH + 1 H2SO4 => 1 Na2SO4 + 2 H2O 
(Hidróxido de sódio + ácido sulfúrico → sulfato de sódio (sal) + água) 
Reagentes: 2 mols de NaOH e 1 mol de H2SO4 
Produtos: 1 mol de Na2SO4 e 2 mols de H2O 
6,02 x 1023 átomos e 1 mol de átomos são medidas equivalentes. 
 
Exercício 2.1: 
Calcule a quantidade de átomos de ferro em uma amostra deste material que 
corresponde a 2 mols de ferro. 
 
Exercício 2.2: 
Quantos mols de átomos de ferro estão presentes em 25 gramas de ferro? (Massa 
atômica: Fe = 55,85 u) 
 
 
29 
 
3. Estequiometria 
 
A palavra estequiometria é de origem grega e significa medida de uma substância. É 
definida como o estudo das quantidades relativas de elementos combinados em compostos e 
das quantidades relativas de substâncias consumidas e formadas em reações químicas. 
A estequiometria é de extrema importância no cotidiano, principalmente nas indústrias ou 
laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a quantidade de reagentes a ser usada em 
uma reação, prevendo a quantidade de produtos que será obtida em condições 
preestabelecidas. 
Lei de Proust: nas reações químicas átomos não são criados ou destruídos. Os átomos 
são conservados na reação, todos os átomos nos reagentes devem ter correspondentes nos 
produtos. 
CNTP: Condições normais de T e P (P = 1atm, T = 0°C = 273K) 
 
Exemplo de balanceamento estequiométrico: 
Reação de combustão do álcool etílico: 
 
Balanceando a equação, ficamos com: 
 2 6 2 2 2
2 6 2 2 2
2 6 2 2 2
2 6 2 2 2
: 2
: 2 3
: 3 2 3
C H O O CO H O
C C H O O CO H O
H C H O O CO H O
O C H O O CO H O
  
  
  
  
 
 
Estabelecida a proporção em mols, pode-se fazer inúmeros cálculos, envolvendo os 
reagentes e/ou produtos dessa reação, combinando as relações de várias maneiras. 
30 
 
 
 
Exercício 3.1: 
Balancear a equação da queima do hexano pelo oxigênio para formar dióxido de 
carbono e água (reação de combustão). 
C6H14 + O2 → CO2 + H2O 
 
Exercício 3.2: 
A experiência mostra que o zinco e o ácido clorídrico (solução aquosa de cloridreto) 
reagem entre si para formar o cloreto de zinco, com desprendimento de hidrogênio, segundo a 
reação: 
2 22Zn HCl ZnCl H  
. Dados: H = 1u; Cl = 36,5u; Zn = 65,4u. 
Calcule: 
a) a massa de cloreto de zinco que pode ser obtida a partir de 13,08g de zinco; 
b) a massa de ácido clorídrico que será consumida nessa reação (referente a letra “a”); 
c) a massa de hidrogênio que será obtida na mesma reação (referente a letra “a”); 
 
Exercício 3.3: 
O sulfeto de zinco sofre combustão de acordo com a equação: 
2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2 
Partindo de 28L de oxigênio nas CNTP, calcule: 
a) A massa, em gramas, de sulfeto de zinco que reage. 
31 
 
b) O número de moléculas de óxido de zinco que reage. 
c) O número de mols e o volume nas CNTP, de dióxido de enxofre que se forma. 
 
3.1. Problemas com reagentes limitantes 
 
Vimos que os coeficientes em uma equação balanceada indicam a relação de números 
de mols das espécies dos reagentes e produtos. 
Exemplo: 
2 2 22 2H O H O 
 
2:1 – esta razão é chamada de “razão estequiométrica” dos reagentes. Nada mais é que: 
2 moléculas de hidrogênio para 1 de oxigênio, para formar 2 moléculas de água. 
Razão fixa: se uma quantidade adicional (um excesso) de qualquer um dos reagentes 
estiver presente além da razão estequiométrica, o excesso permanecerá sem reagir. 
Exemplo: Se 2,5 mols de moléculas de H2 e 1 mol de moléculas de O2 estiverem 
presentes no início da reação, somente dois mols de moléculas de H2 reagirão, deixando 
0,5mol sem reagir. 
OXIGÊNIO: reagente limitante (devida à quantidade de água formada ser limitada pela 
quantidade de oxigênio presente, não pelo hidrogênio). 
HIDROGÊNIO: encontra-se em excesso. 
“Uma vez identificado o reagente limitante, a quantidade deste (em mols) pode ser usada 
para calcular asquantidades de produtos formados.” 
 
Exercício 3.4: 
3,65g de H2 e 26,7g de O2 são misturados e reagem. Qual o reagente limitante e qual o 
reagente em excesso? Quantos gramas de H2O são formados? (Massas atômicas: H = 1,01; O 
= 16,0). 
 
 
 
 
 
 
32 
 
4. Transformações químicas 
 
Chamamos fenômeno a toda alteração sofrida por um sistema. Os fenômenos podem ser: 
físicos ou químicos. 
A Transformação física é a transformação que não altera a identidade química da 
substância. 
 
As mudanças de estado são exemplos deste tipo de transformação. O ferro fundido, por 
exemplo, ainda é ferro. Um pedaço de fio de cobre pode ser dobrado e não se transforma em 
outra substância, podendo até ser finamente dividido em grânulos de pó. 
A Transformação química é a transformação que altera a identidade química das 
substâncias. São as chamadas reações químicas. São mais significativas ou fundamentais do 
que as transformações físicas. Na transformação química as substâncias são destruídas e 
novas substâncias são formadas. 
 
São mais conhecidas como REAÇÕES QUÍMICAS. Ex: corrosão, combustão, queima da 
madeira, acidez do leite, cozimento do pão. 
 
Exercício 4.1: 
 Qual dos fenômenos a seguir não envolve reações químicas? Por quê? 
a) Fusão de gelo. 
33 
 
b) Digestão de alimentos. 
c) Queima de vela. 
e) Explosão de dinamite. 
 
4.1. A lei das transformações químicas 
 
A observação de muitas reações químicas ao longo do tempo revelou certo número de 
consistências conhecidas por LEIS DAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS. A primeira destas 
leis foi enunciada por um químico francês, Lavoisier, em 1774, e é agora denominada LEI DA 
CONSERVAÇÃO DA MASSA. Nas reações químicas não há destruição nem criação de 
matéria, apenas a transformação. 
ENUNCIADO QUÍMICO: "Nas reações químicas realizadas em recipientes fechados, a 
soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos". 
ENUNCIADO FILOSÓFICO: "A matéria não pode ser criada nem destruída, pode 
apenas ser transformada". Ou ainda, "na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se 
transforma". 
É interessante notar que durante séculos a humanidade não despertou para a idéia da 
conservação da massa numa reação química. Os sistemas montados eram sempre abertos e, 
com isso, os resultados obtidos apresentavam sempre uma variação de massa, uma vez que 
os gases podiam sair e entrar no sistema. Os antigos acreditavam que, quando se queimava 
uma substância, a matéria desaparecia. Mas na verdade esquecia-se de computar na massa 
final os gases que se desprendiam da reação, ou seja, eram computadas apenas as cinzas. 
 
Exercício 4.2: 
O carbonato de cálcio é decomposto em óxido de cálcio e dióxido de carbono. Se 25,4g 
de carbonato de cálcio são utilizados formando 10,3g de óxido de cálcio, qual a massa de 
dióxido de carbono será formada? 
 
 
34 
 
5. Compostos iônicos e covalentes 
 
Toda e qualquer matéria que conhecemos é formada, de algum modo, pelos elementos 
que aparecem listados na tabela periódica. No entanto, quando verificamos a composição das 
substâncias, notamos que é muito raro encontrar os átomos isolados. Eles quase sempre estão 
unidos formando agregados. 
Um dos aspectos mais intrigantes da química é o estudo das forças que agem entre os 
átomos. As mais fortes destas forças, denominadas ligações químicas, são forças que unem 
átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou sólidos iônicos. 
Para haver ligação química é necessário que no mínimo dois átomos aproximem-se e 
que, além disso, cada um deles sofra algum tipo de alteração em sua distribuição de elétrons, 
em função desta aproximação. Isso significa que um átomo pode ligar-se de maneira diferente, 
dependendo do outro átomo que formará o par de átomos ligados. 
Existem duas classes principais de forças de ligação. Uma envolve a transferência de 
elétrons entre os átomos; ela produz íons e é chamada de ligação iônica. A outra ocorre entre 
moléculas e envolve o compartilhamento de elétrons, ela é chamada de ligação covalente. 
 
5.1. Ligações iônicas 
 
Na ligação iônica as forças eletrostáticas atraem os íons de cargas opostas. 
Tomemos como exemplo o modelo constituído de sódio e cloro. Conforme a posição na 
tabela periódica, sabemos que o sódio possui um elétron mais externo, enquanto o cloro possui 
sete elétrons mais externos: 
Na (Z = 11): 1s22s22p63s1 
Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5 
A diferença na quantidade de elétrons mais externos (valência) e sua distribuição 
eletrônica entre os dois átomos provocam uma grande diferença na atração entre esses dois 
elétrons e os respectivos núcleos. Os elétrons externos do cloro são mais fortemente atraídos 
pelo respectivo núcleo do que o único elétron de valência do sódio é atraído pelo seu núcleo. 
35 
 
 
Após essas considerações, podemos imaginar o que ocorrerá quando os dois átomos 
estiverem próximos o suficiente, de modo que o núcleo de um deles atrai também os elétrons 
mais externos do outro átomo. No caso do cloreto de sódio, o núcleo do cloro atrai fortemente o 
único elétron de valência do sódio e o cloro passa a se comportar como um íon Cl- 
(denominado cloreto). 
Enquanto isso, o sódio passa a se comportar como um íon Na+. As duas espécies ligam-
se, então, por forças eletrostáticas entre íons de cargas opostas. O modelo “cloreto de sódio”, 
utilizado nos argumentos anteriores, nos permite elaborar o conceito de ligação iônica: 
“A ligação iônica consiste na interação entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions), 
e, em função da interação entre as forças eletrostáticas existentes entre os íons de cargas 
opostas, não existe nenhum vínculo relativo à origem de cada íon.” 
A ligação iônica acontece quando se unem um metal do lado esquerdo da tabela 
periódica, de baixa eletronegatividade, e um não-metal do lado direito, de eletronegatividade 
elevada. 
 
5.1.1. As estruturas de Lewis 
 
Em 1916, o químico norte americano G. N. Lewis desenvolveu um método de colocar os 
elétrons em átomos, íons e moléculas. Este método faz uso de diagramas, agora chamados de 
“estruturas de Lewis”. A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico, 
rodeado por um número de pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de 
valência do átomo. Na tabela abaixo há alguns exemplos: 
Exemplo: Escreva a estrutura de Lewis para o cloreto de cálcio. 
O cálcio, do grupo IIA da tabela periódica, possui dois elétrons de valência, e o cloro, do 
grupo VIIA, possui sete. Ao perder seus elétrons de valência, o cálcio converte dois átomos de 
Cl em íons. 
2 2 6 2 5
17 1 2 2 3 3Cl s s p s p
 (ganha 1 elétron) 
36 
 
2 2 6 2 6 2 2
20 1 2 2 3 3 4 [ ]4Ca s s p s p s ou Ar s
 (perde 2 elétrons) 
 
 
 Exercício 5.1: 
Escreva a estrutura de Lewis para o óxido de alumínio. 
 
5.2. Ligações covalentes 
 
Vimos que quando um átomo possui uma energia de ionização baixa e outro apresenta 
uma afinidade eletrônica alta, um ou mais elétrons podem se transferir do primeiro para o 
segundo para formar uma ligação iônica. 
A ligação covalente ocorre quando os dois átomos tem a mesma tendência de ganhar e 
perder elétrons. Sob essas condições, a transferência total de um elétron não acontece. Em 
vez disso, os elétrons ficam compartilhados entre os átomos. Neste tipo de ligação não há a 
formação de íons, pois as estruturas formadas são eletronicamente neutras. 
É o que ocorre entre átomos com eletronegatividades iguais ou muito próximas. A 
atração do par eletrônico é exercida pelos átomos na mesma intensidade. 
A ligação covalente é a ligação mais comum no corpo humanoe é mais estável que uma 
ligação iônica. Quando uma ligação covalente é formada, nenhum dos átomos envolvidos 
perde ou ganha elétrons. Em vez disso, os dois átomos compartilham um, dois ou três pares de 
elétrons. Olhe o átomo de hidrogênio novamente. Uma maneira que o átomo de hidrogênio 
pode usar para completar sua camada eletrônica mais externa é combinar-se com outro átomo 
de hidrogênio para formar a molécula de H2. Na molécula de H2, os dois átomos compartilham 
37 
 
um par de elétrons. Cada átomo de hidrogênio tem seu próprio elétron, mais um elétron do 
outro átomo. Quando um par de elétrons é compartilhado entre dois átomos, como na molécula 
de H2, uma única ligação covalente é formada. Quando dois ou três pares de elétrons são 
compartilhados entre dois átomos, uma ligação covalente dupla ou tripla é formada. 
Os mesmos princípios que se aplicam à ligação covalente entre átomos do mesmo 
elemento, também se aplicam a átomos de diferentes elementos. O metano (CH4) é um 
exemplo de ligação covalente entre átomos de diferentes elementos. A camada eletrônica mais 
externa do átomo de carbono pode conter 8 elétrons, mas possui apenas quatro dele mesmo. 
Cada átomo de hidrogênio pode conter dois elétrons, mas possui apenas um dele mesmo. Na 
molécula de metano, o átomo de carbono compartilha quatro pares de elétrons, um com cada 
átomo de hidrogênio. 
 
Previsão dos tipos de ligação: 
Conforme os elementos: 
Ligação iônica: metal + não-metal. 
Ligação covalente: não-metal + semimetal. 
Diferença de eletronegatividade: 
A ligação iônica ocorre quando há diferença de eletronegatividade superior a 1,9 (∆ > 1,9). 
A ligação covalente ocorre quando a diferença for inferior a 1,9 (∆ < 1,9). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
6. Geometria molecular 
 
A forma molecular somente se torna uma incógnita quando existem pelo menos três 
átomos presentes. Se existirem somente dois átomos, não há dúvidas de como eles estão 
agrupados; um está exatamente ao lado do outro. Mas quando existem três ou mais átomos em 
uma molécula achamos que seu formato pode, geralmente, ser considerado derivado de uma 
das cinco estruturas geométricas básicas, como pode ser visto na figura abaixo: 
 
 
 
Moléculas lineares: Em uma molécula linear, os átomos estão 
dispostos em uma linha reta. Todas as moléculas diatômicas 
poderiam então ser consideradas lineares. Quando existem três 
átomos presentes em uma molécula linear, o ângulo formado pelas 
ligações, que chamamos de ângulo de ligação, é de 180°. Ex: BeCl2. 
 
39 
 
 
Moléculas triangulares planas: É uma molécula em que três 
átomos estão localizados nos vértices de um triângulo e estão 
ligados a um quarto átomo que está no centro deste triângulo. Nesta 
molécula, os quatro átomos estão ligados no mesmo plano e os 
ângulos de ligação são todos iguais a 120°. Ex: BCl3. 
 
 
Moléculas tetraédricas: Um tetraedro é uma figura geométrica de 
quatro lados, com formato de uma pirâmide, com faces triangulares. 
É uma molécula em que quatro átomos, localizados nos vértices do 
tetraedro, estão ligados a um quinto átomo no centro desta estrutura. 
Todos os ângulos de ligação em uma molécula tetraédrica são 
idênticos, valendo 109,5°. Ex: CH4. 
 
 
Moléculas bipiramidais triangulares: Uma bipirâmide triangular 
consiste em duas pirâmides triangulares (pirâmides com faces 
triangulares) que compartilham uma mesma base. Nesta molécula o 
átomo central está localizado no meio do plano compartilhado pelas 
pirâmides triangulares superior e inferior, e está ligado a cinco 
átomos que estão nos vértices. Ex: PCl5. 
 
 
Moléculas octaédricas: Um octaédrico é uma figura de oito lados, 
que você pode imaginar como duas pirâmides quadradas 
compartilhando uma base quadrada. O octaedro tem apenas seis 
vértices, e em uma molécula octaédrica encontramos um átomo no 
centro do octaedro ligado a seis outros átomos localizados nesses 
vértices. Todas as ligações em uma molécula octaédrica são 
equivalentes, com ângulos de 90° entre as ligações adjacentes. Ex: 
SF6. 
 
 
40 
 
6.1. Como prever os formatos das moléculas 
 
 Para prever os formatos das moléculas, utiliza-se a teoria da repulsão do par eletrônico 
da camada de valência. 
 A teoria é baseada na noção de que os pares de elétrons da camada de valência, 
carregados negativamente, permanecem tão separados quanto possível, de modo a minimizar 
suas repulsões mútuas. Para conseguir essa minimização, os pares de elétrons se arranjarão 
em torno do átomo central o mais afastado possível. 
 Considere o BeCl2, uma molécula com apenas dois pares de elétrons em torno do átomo 
central. Esses elétrons estão arranjados a 180° para separação máxima: 
 
 A estrutura molecular pode ser agora rotulada como uma estrutura linear. Quando 
apenas dois pares de elétrons circundam um átomo, eles devem ser colocar a 180° para 
produzirem uma estrutura linear. 
 O que ocorre quando há três pares de elétrons no átomo central? Considere a molécula 
de BF3. A maior separação dos pares de elétrons ocorrerá quando os ângulos entre os átomos 
forem de 120°: 
 
 Esse arranjo de átomos é planar e geralmente chamado de trigonal planar. 
 Considere agora a situação mais comum, CH4, com quatro pares de elétrons no átomo 
de carbono central. Nesse caso, o átomo central exibe uma estrutura eletrônica de gás nobre. 
Que arranjo atenuará as repulsões entre os pares eletrônicos? A princípio parece que um 
ângulo de 90°, com todos os átomos no mesmo plano, é uma escolha óbvia. Entretanto, 
devemos considerar que as moléculas são tridimensionais. Esse conceito resulta numa 
estrutura na qual os pares de elétrons estão, na verdade, a 109,5°. 
41 
 
 
 
Resumo das principais formas moleculares: 
A= átomo central ; X= átomos ligantes ; E=pares de elétrons não ligantes 
Duplas e triplas ligações contam como uma ligação simples (um par de elétrons). 
Tipo de molécula ou íon Forma 
AX2 Linear CO
2
 
AX3 Triangular BCl
3
 
AX2E Angular SnCl
2
 
AX4 Tetraédrica CH
4
 
AX3E Piramidal NH
3
 
AX2E2 Angular H
2
O 
AX5 Bipirâmide trigonal PCl
5
 
AX4E Tetraédrica irregular SF
4
 
AX3E2 Forma de T ClF
3
 
AX2E3 Linear XeF
2
 
AX6 Octaédrica SF
6
 
AX5E Piramidal base quadrada BrF
5
 
AX4E2 Quadrado planar XeF
4
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
7. Sólidos 
 
7.1. Estruturas cristalinas e amorfas 
 
A maioria das substâncias elementares conhecidas é sólida à temperatura de 25°C e 
1atm. Apenas 11 substâncias elementares apresentam-se no estado gasoso sob essas 
condições (H2, N2, O2, F2, Cl2 e os seis gases nobres) e somente duas substâncias elementares 
apresentam-se no estado líquido (Hg e Br2). Muitos compostos comuns são gases (como CO2 e 
CH4 / metano) e líquidos (H2O), mas, assim como ocorre com as substâncias elementares, a 
maioria dos compostos é também sólida. 
Os sólidos são bastante diferentes dos gases: são duros e rígidos, não mostrando 
praticamente tendência em fluir ou difundir, e são geralmente incompressíveis. Os sólidos 
consistem em partículas (átomos, íons ou moléculas) muito próximas umas das outras e 
ligadas fortemente entre si. Comparado com um gás que apresentam moléculas muito 
espaçadas, um sólido apresenta uma estrutura extremamente compacta, na qual as partículas 
estão fortemente interligadas. 
Contrariamente ao que ocorre com um gás, em que o volume cai pela metade ao 
dobrarmos a pressão, num sólido é necessário uma pressão da ordem de 106 para um mesmo 
decréscimo de volume. 
Tradicionalmente, um sólido é definido comouma substância que mantém um volume e 
uma forma fixos. Em outras palavras, o tamanho e a forma de um sólido não são influenciados 
pelo tamanho e forma do recipiente no qual ele está contido. Uma definição moderna de sólido 
baseia-se de preferência na estrutura interna e não em propriedades físicas. 
Uma das características mais notáveis dos sólidos é a sua ocorrência como cristais. O 
crescimento extremamente lento num meio uniforme é necessário para a obtenção de cristais 
grandes e perfeitamente formados. Como estas condições não são geralmente atingidas, é 
comum obter-se cristais que apresentam distorções (sólidos amorfos). Tais distorções são o 
resultado de condições não uniformes na vizinhança do cristal em crescimento, que favorecem 
o crescimento mais rápido em certas direções do que em outras. As impurezas muitas vezes 
afetam a forma de um cristal. 
43 
 
Em um sólido cristalino os átomos, íons ou moléculas estão ordenados em arranjos 
bem definidos. Esses sólidos geralmente tem superfícies planas ou faces que fazem ângulos 
definidos entre si. Exemplo de sólidos cristalinos: quartzo e diamante. 
Sólido amorfo é aquele cujas partículas não tem estrutura regular. Eles não possuem 
faces e formas bem definidas. Muitos sólidos amorfos são misturas de moléculas que não se 
encaixam muito bem. Exemplo de sólidos amorfos: borracha e vidro. 
 
O vidro é um líquido de alta viscosidade ou um sólido amorfo. 
A estrutura dos átomos e moléculas do vidro é desordenada como num líquido. A 
química considera sólido todo aquele que tem um arranjo ordenado de átomos, moléculas ou 
íons. Por exemplo: o sal de cozinha cristaliza num sistema cúbico, a sacarose em sistema 
hexagonal. Como a estrutura do vidro é desordenada, considera-se que ele é um líquido de alta 
viscosidade a temperatura ambiente. 
O vidro é um líquido de alta viscosidade e de baixíssima fluidez, o que dá a impressão 
de um sólido, porém se o mesmo for deixado na posição vertical por centenas de anos 
poderemos observar seu escoamento que aparece com a diminuição da espessura da parte de 
cima do vidro e um aumento na espessura da base do vidro, como ocorre em algumas 
catedrais da Europa. 
A viscosidade de um fluido é basicamente uma medida de quanto ela gruda. A água é 
um fluido com pequena viscosidade. Coisas como xampu ou xaropes possuem densidades 
maiores. A viscosidade também depende da temperatura. O óleo de um motor, por exemplo, é 
muito menos viscoso a temperaturas mais altas do que quando o motor está frio. 
 
44 
 
7.2. Células unitárias 
 
 A estrutura física dos materiais sólidos depende fundamentalmente do arranjo estrutural de 
seus átomos, íons ou moléculas. A grande maioria dos materiais comumente utilizados em 
engenharia, particularmente os metálicos, exibe um arranjo geométrico de seus átomos bem 
definido, constituindo uma estrutura cristalina. Um material cristalino, independente do tipo de 
ligação encontrada no mesmo, caracteriza-se por apresentar um agrupamento ordenado de seus 
átomos, íons ou moléculas, que se repete nas três dimensões. Os arranjos atômicos em um sólido 
cristalino podem ser descritos usando, como referência, os pontos de intersecção de uma rede de 
linhas nas três dimensões. Em um cristal ideal, o arranjo destes pontos em torno de um ponto 
particular deve ser igual ao arranjo em torno de qualquer outro ponto da rede cristalina. Dessa 
maneira, é possível descrever um conjunto de pontos ou posições atômicas repetitivo, 
denominado de célula unitária. 
Uma célula unitária é também definida como a menor porção do cristal que ainda 
conserva as propriedades originais do mesmo. Através da adoção de valores específicos, como 
parâmetros axiais e ângulos interaxiais, pode-se obter células unitárias de diversas naturezas. O 
estudo da estrutura interna dos materiais necessita da utilização de 7 arranjos atômicos básicos, 
que podem representar as estruturas de todas as substâncias cristalinas conhecidas. 
45 
 
 
 
 A mais simples dela é a célula unitária cúbica, na qual todos os lados são iguais em 
comprimento e todos os ângulos são de 90°. 
 Existem três tipos de células unitárias cúbicas: 
46 
 
 
 
 Quando os pontos de redes estão tão somente nos vértices, a célula unitária é chamada 
cúbica simples (CCS). Quando também aparece um ponto de rede no centro da célula unitária, 
a célula é cúbica de corpo centrado (CCC). Quando a célula tem pontos de rede no centro de 
cada face, bem como em cada vértice, ela é cúbica de face centrada (CFC). 
 A maioria dos metais tem este tipo de estrutura (cúbica). O níquel, por exemplo, tem uma 
célula unitária cúbica de face centrada (CFC), enquanto o sódio tem célula cúbica de corpo 
centrado. 
 
7.3. Defeitos nos sólidos 
 
O estado sólido é quase sempre caracterizado por irregularidades internas conhecidas 
como defeitos. Isto inclui irregularidades conhecidas como defeitos lineares ou deslocamentos, 
nos quais a regularidade do retículo cristalino é interrompida ao longo da linha, e defeitos 
pontuais, que incluem vazios e posições intersticiais, centros de cor e centros de impurezas. 
Diversas propriedades dos materiais metálicos são profundamente afetadas pela 
presença de defeitos cristalinos e frequentemente determinadas características são 
intencionalmente alteradas pela introdução de quantidades controladas de defeitos. Exemplos: 
dopagem de semicondutores, endurecimento de metais e ligas por encruamento (deformação a 
frio), refino do tamanho de grão. 
Os defeitos cristalinos são imperfeições que ocorrem no arranjo periódico regular dos 
átomos em um cristal. Podem envolver irregularidades: na “posição dos átomos” e no “tipo de 
47 
 
átomos”. O tipo e o número de defeitos dependem: do material, da “história” de processamento 
do material e do meio ambiente. 
É considerado defeito cristalino toda e qualquer alteração que possa modificar a ordem 
do material perfeito. Desse modo são defeitos: um átomo fora de seu lugar, a falta de um 
átomo, um átomo de impureza de tamanho diferente que o da rede, um empilhamento alterado, 
uma superfície irregular, um precipitado, uma bolha, enfim, tudo que perturba a organização 
perfeita. 
 
7.3.1. Defeitos Lineares 
 
Um defeito linear, também chamado deslocamento, é uma irregularidade estrutural que 
segue uma linha no cristal. Existem dois tipos comuns de deslocamento: o deslocamento em 
cunha e o deslocamento helicoidal. 
 
 
Deslocamento em cunha: é uma camada 
de partículas que não tem continuidade 
dentro do cristal. 
 
 
Deslocamento helicoidal: consiste em 
camadas de átomos enroladas ao redor de 
um eixo que passa através do cristal, 
como se fosse a rosca de um parafuso. A 
discordância em hélice pode ser 
imaginada como sendo o resultado da 
aplicação de uma tensão de cisalhamento. 
Deslocamentos em cunha ou helicoidais 
são muito comuns. 
 
48 
 
Por exemplo, a corrosão de metais ocorre mais rapidamente onde há alta concentração 
de deslocamentos. Muitos metais são moles em parte devido ao fato de a deformação criar 
muitos deslocamentos que, propagando-se através do cristal, permitem que camadas de 
átomos se desloquem uma em relação à outra. Excessivos trabalhos a frio de um metal o 
tornam frágil devido à criação de uma alta concentração de deslocamentos numa única região. 
(Um pedaço de metal pode ser quebrado após ser dobrado várias vezes num mesmo lugar) 
 
7.3.2. Defeitos Pontuais 
 
Existem vários tipos de defeitos pontuais; dois dos mais comuns são o vazio e a 
posição intersticial. 
- Vazio: é uma posição na qual um átomo, um íon ou uma molécula está fora de sua