Química Inorgânica

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Módulo IIMódulo IIMódulo II
Química Geral e Inorgânica
Maria Rita de Morais Chaves Santos
José Milton Elias de Matos
PRESIDENTE DA REPÚBLICA
Luiz Inácio Lula da Silva
MINISTRO DA EDUCAÇÃO
Fernando Haddad
GOVERNADOR DO ESTADO
Wellington Dias
REITOR DA UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ
Luiz de Sousa Santos Júnior
SECRETÁRIO DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA DO MEC
Carlos Eduardo Bielschowsky
COORDENADORIA GERAL DA UNIVERSIDADE ABERTA DO 
BRASIL
Celso Costa
SECRETÁRIO DE EDUCAÇÃO DO ESTADO DO PIAUÍ
Antonio José Medeiros
COORDENADOR GERAL DO CENTRO DE EDUCAÇÃO ABERTA A 
DISTÂNCIA DA UFPI
Gildásio Guedes Fernandes
SUPERITENDENTE DE EDUCAÇÃO SUPERIOR NO ESTADO
Eliane Mendonça
DIRETOR DO CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA
Helder Nunes da Cunha
COORDENADOR DO CURSO DE FÍSICA 
Miguel Arcanjo Costa
COODENADORA DE MATERIAL DIDÁTICO DO CEAD/UFPI
Cleidinalva Maria Barbosa Oliveira
DIAGRAMAÇÃO
João Paulo Barros Bem
 
 5237q 
 
Santos, Maria Rita de Morais Chaves 
 Química Geral e Inorgânica: Módulo II./ Maria Rita de Morais 
Chaves Santos, José Milton Elias de Matos - Teresina: UFPI/ 
CEAD, 2008. 
 129 p. 
 
 
 1. Química. 2. Química Inorgânica. I Matos, José Milton Elias 
de. II. Título. 
 
 C.D.D. 540 
 
 
Ta
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 P
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os
 E
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m
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to
s
A química estuda os elementos químicos suas 
propriedades físicas e químicas, os compostos que eles 
formam, as transformações químicas ou físicas e as variações 
de energia que as acompanha.
Por que estudar química?
A química está provavelmente mais entranhada em 
nossas vidas do que se imagina. Transporte, vestuário, 
comunicação, recreação, habitação, produtos alimentícios e 
fármacos, cada um destes segmentos de nossas vidas diárias é 
resultado do desenvolvimento de algum produto ou material 
químico.
Os avanços das sociedades têm estado intimamente 
ligados às habilidades dos homens em produzir e manusear 
materiais que atendam as suas necessidades, a tal ponto que as 
civilizações antigas foram designadas pelo nível de seus 
desenvolvimentos, haja vista, as designações dos períodos, 
como Idade da pedra e Idade de bronze. 
O desenvolvimento da química e de materiais e suas 
propriedades tem tornado a vida moderna mais confortável, 
como por exemplo, as propriedades óticas, cujo estímulo é a 
radiação eletromagnética ou a luminosa que tem permitido o 
desenvolvimento de produtos como a câmara fotográfica digital, 
o telefone celular de última geração, o laser que é empregado 
em inúmeras técnicas, os televisores LCDs, e muitos outros que 
me fogem da memória no momento. Daí a importância do 
estudo desta matéria tão perto de nós. 
Neste curso, faremos uma abordagem das propriedades 
de elementos como o lítio (Li), carbono (C), nitrogênio (N), e flúor 
(F) e suas respectivas famílias. Abordaremos também, a 
química de compostos como a água, amônia, bicarbonato de 
sódio e outros.
Quando estudamos química ou mesmo pensamos em 
química, deparamos com muitas perguntas que vivenciamos 
em nosso dia-a-dia, como:
Por que o gelo flutua na água?
Por que o diamante corta o vidro e risca os outros metais?
Por que ?
Convidamos você a formularem muitas perguntas outras que 
venham enriquecer o nosso curso.
A química é tudo que nos rodeia. O ar, que respiramos, a água e 
o vinho que bebemos, o sapato que usamos, porém, temos 
consciência que fatos lamentáveis acontecem envolvendo a 
química e a ação do homem que manipula os produtos químicos 
ou fazem uso erradamente das transformações químicas e de 
 Palavra ao aluno
seus produtos.
Observamos aspectos químicos do mundo ao nosso redor que 
necessitam de nosso direcionamento e nossa atenção.
1. Quais reações químicas acontecem nos vegetais, nos 
animais e no nosso ambiente aquático? 
2. Que resultado benéfico ou maléfico estas reações nos 
traz?
3. Que papel o homem e principalmente os químicos tem na 
questão ambiental?
4. Que destino deverá ter as milhares de toneladas de lixo 
produzidas em nosso país?
Refletindo, vemos que a química apresenta aspectos positivos e 
negativos, e daí concluir a importância do estudo da química em 
qualquer curso de graduação. 
Assim, é verdade que a química tem garantido ao ser humano vida 
mais longa e confortável, contudo devemos conhecer bem as 
conseqüências do mau uso e de seu desenvolvimento 
inadequado.
Este texto tem o objetivo de oferecer aos alunos da 
disciplina de Química Geral e Inorgânica, do Curso de 
Licenciatura em Física, na modalidade à distância, uma ampla 
visão dos conceitos e princípios da Química. 
Aqui você encontrará fundamentação teórica prática, 
ponto para reflexão e reforço dos conteúdos, modelos, 
exercícios de fixação e referências que permitirá ao aluno deste 
curso plena realização das atividades propostas para o 
desenvolvimento dos conteúdos apresentados no plano de 
ensino.
Os conteúdos apresentados estão distribuídos em nove 
unidades que correspondem às unidades do plano de ensino da 
disciplina que são: 
Unidade I: PRINCÍPIOS ELEMENTARES DA QUÍMICA 
Unidade II: ESTRUTURA ATÔMICA 
Unidade III: LEI PERIÓDICA DOS ELEMENTOS E A 
ESTRUTURA DA TABEALA PERIÓDICA 
Unidade IV: As LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Unidade V: ESTEQIOMETRIA
Unidade VI: FUNÇÕES INORGÂNICAS
Unidades VII: COLÓIDES E SOLUÇÕES
Unidade VIII: EQUILÍBRIO QUÍMICO
Unidade IX: ELETROQUÍMICA
 Apresentação
Sumário
UNIDADE 1 - PRINCÍPIOS ELEMENTARES DA QUÍMICA 11 
1.1 – A química como uma ciência natural ...................... 13 
1.2 - Atividades de aprendizagem ................................... 24 
1.3 - Referências bibliográficas........................................ 25 
1.4 - Web-bibliografia ....................................................... 25 
 
UNIDADE 2 – ESTRUTURA ATÔMICA 26 
2.1 – A divisibilidade do átomo......................................... 28 
2.2 – A estrutura atômica da matéria: átomos e 
partículas subatômicas ............................................ 
 
28 
2.3 – Atividades de aprendizagem ................................... 32 
2.4 – Referências bibliográficas ....................................... 33 
2.5 – Web-bibliografia ...................................................... 34 
 
UNIDADE 3 - TABELA PERIÓDICA 39 
3.1 – Histórico .................................................................. 36 
3.2 - Apresentação da tabela periódica ........................... 36 
3.3 - Períodos .................................................................. 37 
3.4 - Grupos ..................................................................... 37 
3.5 - Classificação dos elementos ................................... 37 
3.6 - Propriedades periódicas dos elementos .................. 40 
3.7 - Atividades de aprendizagem .................................... 40 
3.8 - Referências bibliográficas......................................... 49 
3.9 - Web-bibliografia ....................................................... 49 
 
UNIDADE 4 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 50 
4.1 - Ligações iônicas: formação da ligação iônica .......... 53 
4.2 - Ligações covalentes ................................................ 54 
4.3 - Exceções à regra do octeto ..................................... 57 
4.4 - Relação entre ligações iônicas e ligações 
covalentes ............................................................... 
 
58 
4.5 - As forças e os comprimentos das ligações 
covalentes................................................................. 
 
61 
4.6 - Atividades de aprendizagem..................................... 61 
4.7 - Referências bibliográficas......................................... 62 
4.8 - Web-bibliografia........................................................ 62 
 
 
UNIDADE 5 - ESTEQIOMETRIA63 
5.1 - Conceito de mol ....................................................... 67 
5.2 – O número de Avogadro e o mol .............................. 67 
5.3 - Equivalências estequiométricas ............................... 68 
5.4 - Medindo moles de elementos e compostos ............. 69 
5.5 - Utilização do número de Avogadro em cálculos ...... 69 
5.6 - Massas moleculares e massas-fórmulas ................. 70 
5.7 - Aplicações da estequiometria................................... 70 
5.8 - Composição percentual............................................ 71 
5.9 - Fórmulas empírica e molecular ................................ 72 
5.10 - Fórmulas empíricas a partir de composições 
percentuais .............................................................. 
 
73 
5.11 - Atividades de aprendizagem ................................. 75 
5.12 - Referências bibliográficas ..................................... 76 
5.13 - Web-bibliografia ..................................................... 76 
 
UNIDADE 6 - FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
77 
6.1 - Ácidos ...................................................................... 79 
6.2 - Bases ....................................................................... 81 
6.3 – Sais ......................................................................... 83 
6.4 – Óxidos ..................................................................... 85 
6.5 - Atividades de aprendizagem .................................... 87 
6.5 - Referências bibliográficas ........................................ 88 
6.6 - Web-bibliografia ....................................................... 88 
 
UNIDADE 7 - COLOIDES E SOLUÇÕES 89 
7.1 - Formação de soluções ............................................. 91 
7.2 - Concentrações das soluções .................................. 93 
7.3 – A solubilidade e a influência da temperatura .......... 95 
7.4 – A influência da pressão na solubilidade dos gases 95 
7.5 – Efeitos dos solutos na pressão de vapor de 
soluções ................................................................... 
 
96 
7.6 - Atividades de aprendizagem ................................... 97 
7.7 - Referências bibliográficas........................................ 98 
7.8 - Web-bibliografia........................................................ 98 
 
 
UNIDADE 8 - EQUILÍBRIO QUÍMICO 99 
8.1 - A natureza do estado de equilíbrio .......................... 101 
8.2 - Escrevendo expressões da constante de equilíbrio 102 
8.3 - O significado da constante de equilíbrio, k............... 104 
8.4 - O significado do quociente de reação, q ................. 106 
8.5 - Determinação de uma constante de equilíbrio ........ 107 
8.6 - Usando constantes de equilíbrio em cálculos ......... 108 
8.7 - Fatores que influenciam nos equilíbrios químicos . 110 
8.8 - Influência da concentração ...................................... 110 
8.9 - Influência da temperatura ........................................ 111 
8.10 - Influência da pressão ............................................. 111 
8.11 - Atividades de aprendizagem .................................. 112 
8.12 - Referências bibliográficas ...................................... 113 
8.13 - Web-bibliografia ..................................................... 114 
 
UNIDADE 9 – ELETROQUÍMICA 114 
9.1 - Reações de oxi-redução .......................................... 117 
9.2 - Balanceamento de equações de oxi-redução .......... 118 
9.3 - Células voltaicas simples ......................................... 119 
9.4 - Célula voltaica com eletrodos inertes ...................... 121 
9.5 - Potenciais eletroquímicos padrão ........................... 123 
9.6 - Determinação de potenciais padrão ........................ 124 
9.7 – A equação de Nernst .............................................. 124 
9.8 - Eletroquímica e termodinâmica ............................... 125 
9.9 – E° e a constante de equilíbrio ................................. 126 
9.10 - Atividades de aprendizagem .................................. 127 
9.11 - Referências bibliográficas ...................................... 128 
9.12- Web-bibliografia ...................................................... 128 
 
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
O objetivo deste capítulo é fornecer ao leitor ferramentas e 
conceitos básicos que terão importância fundamental para um 
aprendizado bem-sucedido dos capítulos posteriores. Aqui você 
aprenderá o principal sobre a natureza da Química e como esta 
ciência, de um modo geral, atua. Permitirá você a compreender 
alguns fenômenos naturais e seus efeitos.
Princípios Elementares 
da Química
Princípios Elementares 
da Química
Unidade 1Unidade 1
Sumario 
UNIDADE 1 - PRINCÍPIOS ELEMENTARES DA QUÍMICA 11 
1.1 – A química como uma ciência natural ...................... 13 
1.2 - Atividades de aprendizagem ................................... 24 
1.3 - Referências bibliográficas........................................ 25 
1.4 - Web-bibliografia ....................................................... 25 
 
1.1 - A QUÍMICA COMO UMA CIÊNCIA NATURAL
É possível que você já esteja familiarizado com alguns dos 
assuntos que aparecem neste capitulo introdutório, pois eles são 
vistos no segundo grau, porém é importante que você tenha um 
domínio completo deles para não encontrar dificuldades nos 
capítulos posteriores. 
1.1.1 - Interação das ciências: a química e o seu lugar entre as 
ciências
A Química trata das propriedades e transformações da 
matéria, das leis e princípios que regem estas transformações e 
dos conceitos e teorias que as interpretam. 
Quase tudo que tocamos, bebemos, comemos, vestimos ou 
que ingerimos na intenção de cura de alguma enfermidade, está 
relacionado com descobertas feitas por pesquisas químicas.
Boa parte da qualidade de vida que desfrutamos hoje pode 
estar associada ao sucesso da química enquanto Ciência.
A Química como uma grande área apresenta-se dividida em 
quatro subáreas:
? Química Orgânica - Estuda os compostos de carbono.
? Química Inorgânica - Estuda compostos com outros 
elementos.
? Físico-Química - Trata dos problemas das reações 
químicas, da energia envolvida, da velocidade que se 
processam, da natureza dos estados da matéria, das 
aplicações tecnológicas, entre outros.
? Química Analítica - Estuda os métodos precisos de 
análise da composição química das substâncias.
1.1.2 - MÉTODO CIENTÍFICO EM QUÍMICA
Algumas pessoas acreditam que os cientistas são 
dotados de uma poderosa e misteriosa metodologia de 
raciocínio, que lhes permite resolver grande parte das 
questões que ao longo dos tempos tem instigado a 
humanidade.
Realmente, os cientistas têm uma maneira peculiar de 
encarar os problemas, envolvendo a curiosidade, a 
Fatos empíricos
(observações, dados)
Leis científicas
(generalizações 
testadas)
Hipótese
(tentativa de 
explicação)
Teoria
(explicação testada)
13
imaginação e a capacidade de questionar e interpretar suas 
observações, e esta capacidade é fruto de alguns fatores, 
tais como:
? Raciocínios Indutivos e Dedutivos.
? Coleta de fatos, observações particulares, até chegar 
a uma generalização.
O uso do raciocínio indutivo leva à formulação de uma lei.
LEI CIENTÍFICA - É uma descrição do que acontece, muitas 
vezes, serve de guia para a descoberta de novos fatos. 
Exemplo. Lei Periódica (baseia-se em observações)
A lei científica pode ser ainda definida como o modo pelo 
qual um cientista se propõe a resolver um novo problema, ou 
a questionar a validade de um conhecimento anterior.
O método científico fundamenta-se em um esquema 
básico de etapas, que são:
Parte do geral para o particular - Raciocínio Dedutivo.
Formulação da explicação desta lei - Hipótese.
Explicação satisfatóriade fatos (Tentativa de explicação)- 
Teoria.
A partir da teoria parte-se para a Experimentação.
1.1.3 - CONCEITOS FUNDAMENTAIS
No inicio deste capítulo, quando você começou a estudar a 
química, definimos esta ciência como a ciência que trata das 
propriedades e transformações da matéria, o “material” do qual o 
Universo é constituído. Mas o que é matéria?
Matéria - Qualquer coisa que ocupa lugar no espaço e 
possui massa.
Massa (m) - É a quantidade de matéria que existe em um 
objeto. É uma medida da sua resistência a uma mudança de 
velocidade.
Peso - É a força que atua sobre o objeto quando ele está 
em um campo gravitacional. Refere-se à força com que um objeto 
é atraído pela terra.
Volume (V) - É a extensão de espaço ocupado por um 
corpo. Volume = comprimento (m) x altura (m) x largura (m)
 
373,15 K
273,15 K
0,00K - 273,15 oC
0,00 oC
100,00 oC
Temperatura 
de ebulição
da água
Temperatura de 
solidificação
da água
Zero
absoluto
Escala 
Kelvin
Escala 
Celsius
14
Volume de um cubo
V = 1 m . 1 m . 1 m 
V = 1 m 
V = 10 dm . 10 dm . 
10 dm
V = 1000 dm
d = 
d = densidade
 m = massa
 v = volume
m
v
3
3
Temperatura (T) - Relaciona-se com o estado de agitação 
das partículas que formam um corpo e com a capacidade desse 
corpo de transmitir ou receber calor.
Pressão (P) - Relação entre a força (F) exercida na 
direção perpendicular sobre uma dada superfície e a área (A) 
dessa superfície. P =
PROPRIEDADES DA MATÉRIA - Facilita a identificação, 
forma, massa, lustro, cor, magnetismo, tendência à corrosão.
Propriedades Extensivas - Dependem da quantidade de 
material. Exemplo.- Massa, volume.
Propriedades Intensivas - Não dependem da quantidade de 
material. Exemplo, ponto de fusão. ebulição, densidade.
Densidade (d) - É a relação entre a massa de um material e o 
volume por ele ocupado
.Densidade = em Kg/m ou g/cm
Peso Específico ou Densidade Relativa =
 
Propriedades Físicas – Nos permitem classificar e identificar 
as substâncias e são propriedades que podem ser observadas e 
medidas sem mudar a composição de uma substância. A tabela 
01, reúne algumas propriedades comuns das substâncias 
químicas.
A
F
volume
massa
água
subsancia
d
d
d = 
d = densidade
 m = massa
 v = volume
m
v
3 3
15
TABELA 01. Algumas Propriedades Físicas
Propriedade característica 
Cor 
Estado da matéria 
Ponto de fusão 
 
Ponto de ebulição 
 
Calor de vaporização 
 
Calor de fusão 
 
 
Densidade 
 
Solubilidade 
 
 
 
Caráter metálico 
Condutividade elétrica 
Condutividade térmica 
Propriedades magnéticas 
Forma cristalina de um 
sólido 
Maleabilidade 
 
Ductilidade 
 
 
Viscosidade 
 
 
•sólido, líquido ou gás 
•temperatura na qual o sólido 
funde 
•temperatura na qual um 
líquido ferve 
•calor necessário para um 
líquido se transformar em vapor 
• calor necessário para um 
sólido se transformar em 
líquido 
•massa por unidade de volume 
 
•massa de uma substância que 
pode se dissolver em um 
determinado volume de água 
ou em outro solvente 
 
 
 
 
 
 
•Facilidade que um sólido pode 
ser deformado 
•Facilidade com que um sólido 
pode ser transformado em um 
fio 
•Facilidade de um líquido para 
escoar 
 
Propriedades Químicas – Estabelece alguma Interação entre 
as substâncias químicas. 
Exemplo de fenômenos químicos
i) Ferro óxido de Ferro (III)
ii) 2 H (g) + O (g) 2 H O 
→ar
→2 2 2
16
Reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água.
 2 H (g) + O (g) 2 H O eq. 01
Do lado esquerdo da seta são representados os reagentes e 
do lado direito são representados os produtos. A representação 
simbólica da transformação é denominada de EQUAÇÃO 
QUÍMICA
Transformações são mudanças que ocorrem com os 
materiais ao quais muda o aspecto físico e/ou químico. Identificar 
essas transformações é essencial para o estudo da química. Os 
cientistas denominam os objetos ou substâncias em estudo de 
SISTEMAS.
Formas de Energia
Energia - Medida da capacidade de realizar trabalho. Quanto 
maior for a energia de um corpo, maior sua capacidade da 
realizar trabalho.
São três as formas importantes de energias: energia cinética, 
energia potencial e energia eletromagnética. 
Energia cinética, Ec, de um corpo é a energia relacionada ao 
seu movimento. Para um corpo de massa m em movimento com 
velocidade v, a energia cinética é:
E = mv , eq. 02c
Energia potencial gravitacional, Ep, é a energia do corpo em 
função de sua posição. Um corpo de massa m, e altura h sobre a 
superfície da Terra tem energia potencia de:
E = m.g.h, eq. 03p
Onde, g é constante conhecida como aceleração de queda 
-2livre ou “aceleração da gravidade” (g= 9,81 m.s .).
→
2
1
 
En
er
gi
a
ci
né
tic
a
En
er
gi
a
po
te
nc
ia
l
Figura 1.1: energia cinética 
(representada pela altura da 
barra escura (lilás)) e a 
energia potencial (barra clara 
(azul)) são interconversíveis, 
mas a sua soma (a altura total 
da barra) é uma constante na 
ausência de influências 
externas, tais como a 
resistência do ar.
2 2 2
2
17
 A energia total, U de um corpo ou partícula é a soma de suas 
energias cinética e potencial.
Energia total = energia cinética + energia potencial.
ou
 E = E + E eq. 04c p
A energia cinética e a energia potencial podem se converter 
uma na outra, mas a sua soma é sempre constante, o que garante 
a lei de conservação de emergia. 
A variação de emergia de um corpo é representada por, ? (letra 
grega delta). Em geral, a variação do valor de uma quantidade de 
energia X é representada por ?X, que é definida como o valor de X 
inicial menos o X final, ou melhor:
?X= X – X l; eq. 05final inicia
A variação de energia de um sistema é escrita como ?U, onde,
 
?U = U – U eq. 06final inicial
Energia eletromagnética é a energia resultante de uma 
perspectiva mecânico-quantico, no sentido que a radiação é 
formada por grupos ou pacotes de energia em vez de ondas, 
assim, a energia E de um fóton esta quantizada, isto é, tem valor 
definido pela relação: 
 h eq. 07
-34Onde, h é a constante de Planck que tem o valor de 6,63x10 
J.s. dessa forma a energia do fóton é proporcional a freqüência da 
radiação ou inversamente proporcional ao comprimento de onda. 
São exemplos de energia de movimento: 
● Energia térmica – Toda matéria possui energia térmica, 
devido ao movimento constante de suas partículas (teoria 
cinético-molecular).
Quando ocorre a troca de energia entre dois corpos 
acompanhados de variação de temperatura, chamamos essa 
energia de calor ou energia térmica. Então calor é a transferência 
de energia térmica entre dois corpos de temperaturas diferentes.
=Ε
λ
ν
hc
=
18
● Energia mecânica - é a energia que pode ser transferida por 
meio de força para movimentá-lo.
● Energia elétrica - resulta dos elétrons que se movem em um 
condutor. 
Calorímetro – equipamento utilizado para determinar o calor 
específico dos materiais e a capacidade calorífica das 
substâncias, e as emergia liberada nas transformações 
químicas.
Quantidade de calor (Q)
Q= m.c. T.
 
Figura 1.2: Energia 
potencial. A energia 
utilizada para comprimir 
uma mola foi 
armazenada como 
energia potencial 
elástica.
● Energia eletrostática – Resultante da atração entre duas 
cargas de sinais opostos e de distância entre elas. É a energia 
associada com a formação de um par iônico, E .par iônico
E = par iônico 
Onde, d é a distância entre as cargas (+) e (-) dos íons. 
Lei da Conservação da Energia
2Equivalênciade massa e energia, E = mc (Einstein)
Todas estas séries de formas e transformações de energia 
ilustram a Lei da Conservação de Energia, que garante que a 
energia total do Universo é constante.
Quando um atleta salta em um trampolim, a massa do seu 
corpo permanece constante, enquanto a força da gravidade 
acelera seu corpo que seu movimento fica cada vez mais rápido 
durante a queda. Assim, sua velocidade e energia cinética foram 
aumentadas, até a queda na água onde sua energia cinética é 
convertida em energia mecânica da água que salta fora. Parte da 
energia potencial do mergulhador é convertida em energia 
cinética (as moléculas da água se movem mais rápido) e em 
d
enenC ))(( −+
19
energia térmica, que aquece a água. 
No Sistema Internacional de Medidas – SI – a unidade 
padrão para medir energia é o Jaule, cujo símbolo é J.
1 cal=4,184 J
 A caloria (cal) é definida como a quantidade de energia 
necessária para aumentar a temperatura de 1,00g de água líquida 
pura de 1,00 grau Celsius.
Sistema - É aquela parte do universo físico cujas 
propriedades estão sob investigação. (fronteira, vizinhança).
Ambiente: É a parte que está próxima em torno do sistema 
estudado. 
Sistema Isolado - A fronteira não permite qualquer 
interação com as vizinhanças;
Sistema aberto - Quando ocorre passagem de massa;
Sistema fechado - Não ocorre passagem de massa.
Elementos - São as formas mais simples de matéria 
formadas por um único tipo de átomos. Cada elemento tem um 
nome e um símbolo. Atualmente conhecem-se 112 elementos, 
sendo destes 90 são encontrados na natureza. Os elementos são 
listados em tabela em ordem crescente de número atômico, são 
designados por uma ou duas letras maiúscula do alfabeto, sendo 
que quando representado por duas letras somente a primeira é 
maiúscula. Alguns nomes de elementos vêm de sua origem ou da 
homenagem de seu descobridor. Na contra capa deste livro temos 
um exemplar da tabela periódica dos elementos.
Substância: Combinação de elementos químicos.
Compostos: Caracteriza-se por ter seus elementos 
sempre presentes nas mesmas proporções. Exemplo: água 
(H O).2
Mistura: Duas ou mais substâncias sem composição 
definida; podem ser separadas por meios físicos.
Mistura Homogênea ou solução – É completamente 
uniforme no nível macroscópico da mistura que têm a mesma 
composição, onde os componentes podem ser separados por 
técnicas físicas. Exemplo: melado de açúcar e água. As 
propriedades de uma mistura homogênea são as mesmas em 
todas as regiões da amostra.
Mistura Heterogênea - Não tem composição uniforme. As 
propriedades da mistura heterogênea mudam de uma região para 
outra. Apresenta variação de cor, dureza, etc. (sistema bifásico, 
20
trifásico, etc.).
Uma mistura heterogênea pode as vezes parecer 
homogênea, como por exemplo o leite cuja partículas de 
gorduras e glóbulos de proteínas podem ser vistas com auxilio de 
uma lente de aumento. 
Compostos Puros – substâncias formadas por dois ou 
mais elementos químicos em proporções definidas e 
propriedades características do composto. Sofrem mudanças de 
fase à temperatura constante, (sólido para líquido para gasoso). 
Os componentes não podem ser separados por técnicas físicas. 
A composição de qualquer composto pode ser representada 
por sua fórmula molecular, H O, NH , CH ou pela relação mínima 2 3 4
de átomos ou íons, no caso das substâncias iônicos: NaCl, KCl, 
LiCl etc.
Separação de misturas
Destilação – É um processo que se baseia na diferença de 
temperatura de ebulição dos componentes da mistura. No 
processo a mistura é aquecida a temperatura próxima da 
ebulição de cada componente que evapora Separação de 
misturas líquida ou componentes não voláteis.
Cristalização - Separação de diversos sais.
Destilação Fracionada - Separação de componentes 
voláteis (benzeno/tolueno).
Cromatografia – Método físico-químico de separação de 
misturas gasosas ou líquidas, que se baseia na partição da 
amostra entre duas fases, a móvel (FM), liquida ou gasosa e a 
fase estacionaria (FE), liquida ou sólida (adsorção ou desorção). 
 
 
PARTIÇÃO
DA 
AMOSTRA
ENTRE
 
FASE 
MÓVEL
FASE 
ESTACIONÁRIA
 
O gelo flutua na 
água líquida por 
que sua 
densidade é 
menor que a do 
líquido. Ao 
solidificar-se a 
água aumenta de 
volume.
Existem vários modalidades de cromatografias, que são 
relacionadas à técnica empregada, ao mecanismo de separação 
e aos tipos de fase estacionaria utilizadas. Exemplo: 
Cromatografia em Papel; em coluna, Cromatografia Gasosa etc.
21
1.1.4 - Os estados físicos da matéria e suas características
Ao nosso redor, a matéria é encontrada fundamentalmente 
em três estados físicos (Figura 1.3), que são: sólido, líquido e 
gasoso.
Toda matéria é constituída de pequenas partículas, e seu 
estado físico é depende do espaço existente entre estas 
partículas, e quando uma substância muda de estado, sofre 
alterações nas suas características macroscópicas (volume, 
forma etc.) e microscópicas (arranjo das partículas), sendo que 
não há, contudo, alteração em sua composição.
O sólido pode ser reconhecido pela sua forma rígida e um 
volume fixo que muda muito pouco com as variações de 
temperatura e de pressão. Os sólidos têm arranjo compacto em 
ordem regular.
Os líquidos ou gases, átomos ou moléculas têm arranjo 
desordenado, ao acaso. As moléculas em um gás se movem com 
grande velocidade, colidindo umas com as outras e contra as 
paredes do recipiente.
O aumento da temperatura faz aumentar os movimentos 
das moléculas ou átomos.
22
Figura 1.3: Esquema para a classificação da matéria
23
1.2 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Após alguma reflexão, dê duas razões pelas qual a disciplina 
de química lhe trará benefícios em sua carreira.
2. O que a ciência química procura estudar.
3. Defina (a) dados, (b) hipóteses, (c) leis e (d) modelo teórico.
4. Defina matéria e energia. Dentre as entidades seguintes, 
quais são exemplos de matéria? (a) ar, (b) um lápis, (c) um 
sanduíche de queijo, (d) um boi e (e) sua mãe.
5. Quais são os três estados da matéria?
6. Qual a diferença entre massa e peso?
7. Defina (a) energia cinética, (b) energia potencial. Quais os 
dois parâmetros que determinam a quantidade de energia 
cinética de um objeto?
8. Quais são os métodos de separação de uma substância?
9. Defina (a) mistura e (b) sistema.
10. Quais as etapas envolvidas na aplicação do método 
científico?
11. Quais são os estados físicos da matéria e como diferem uns 
dos outros? 
12. Qual a diferença entre os termos “compostos” e “moléculas”? 
Atividade complementar:
Atividade complementar 
1. Marque no espaço ao lado de cada item se a propriedade 
sublinhada é uma propriedade física(pf) ou química (pq):
(a) o ouro é um metal de cor amarela. ( )
(b) o alumínio metálico funde a 933 K ( )
(c ) o ferro é transformado em ferrugem na presença de ar e 
água. ( ).
(d) manteiga derrete quando colocada no sol ( ).
( e) dinamite pode explodir ( ) 
(f) um fio de cobre é um bom condutor de eletricidade( )
(g) a lataria do carro de meu pai enferrujou muito rápido ( ).
(h) clorofila, um pigmento vegetal é verde. ( )
24
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002.
CHAGAS, A. P. Termodinâmica: química, métodos e aplicações. 
Campinas, SP; Editora da Unicamp, 1999:.
COLLINS, C. H. Fundamentos de Cromatografia. Campinas, SP; 
Editora da Unicamp, 2006.
http://dequi.faenquil.br/domingos/aula_1.pdf
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hist%C3%B3ria_da_qu%C3%ADmica
ReferênciasBibliográficas
Web-Bibliográfia
25
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Para compreender as propriedades físicas e químicas dos 
elementos e seus compostos, é importante compreender a 
estrutura dos átomos. Neste sentido, o primeiro objetivo aqui, é 
esquematizar as teorias atuais sobre a distribuição dos elétrons 
nos átomos e alguns dos desenvolvimentos históricos 
importantes que deram origem a esta teoria. A partir dessas idéias 
você poderá compreender por que os átomos e os íons variam de 
tamanho e facilidade com que podem ganhar ou perder elétrons. 
Para que essas variações nas propriedades possam ser 
lembradas e desse modo previsões possam ser feitas, 
deveremos conduzir essa discussão do modo mais relacionado 
possível com o arranjo dos elementos na tabela periódica.
Estrutura Atômica Estrutura Atômica 
Unidade 2Unidade 2
Sumario 
UNIDADE 2 – ESTRUTURA ATÔMICA 26 
2.1 – A divisibilidade do átomo......................................... 28 
2.2 – A estrutura atômica da matéria: átomos e 
partículas subatômicas ............................................ 
 
28 
2.3 – Atividades de aprendizagem ................................... 32 
2.4 – Referências bibliográficas ....................................... 33 
2.5 – Web-bibliografia ...................................................... 34 
 
Provavelmente você já tenha “tomado um choque” ao encostar a 
mão em outra pessoa, ou ao tocar o trinco de uma porta, Isto 
geralmente ocorre em dias secos. Este fenômeno é o resultado do 
acumulo de cargas elétricas que são transferidas de um corpo 
para outro. Este fenômeno foi observado pela primeira vez pelo 
filosofo grego Tales de Mileto (640 - 546 a. C), que fazendo 
algumas experiências com âmbar, descobriu que esse material 
adquiria carga elétrica quando atritado contra um tecido, como 
seda ou lã.
No final do século XVIII é que veio a explicação para esse 
fenômeno, a partir de experimentos realizados por Benjamin 
Franklin (1706 – 1790), estadista e inventor americano, que 
caracterizou as propriedades das cargas elétricas, a saber:
? Existem duas espécies de cargas elétricas, arbitrariamente 
chamadas de positivas (+) e negativas (-).
? Cargas de mesmo sinal se repelem, e cargas de sinal 
contrário se atraem.
? As cargas podem ser transferidas de um corpo para outro, 
por indução ou contato.
2.1 - A divisibilidade do átomo
Durante muito tempo, o átomo foi considerado uma 
partícula indivisível, principalmente pelas teorias de Dalton, que 
durou até inicio do século XIX, sendo que a partir daí, uma serie de 
experimentos provaram a existência de partículas subatômicas. A 
partir de então, o átomo passou a ser considerado como divisível.
2.2 - A Estrutura atômica da matéria: átomos e partículas 
subatômicas
Como já foi dito anteriormente, os átomos não são 
indivisíveis, como pensava Dalton. O conhecimento da estrutura 
interna dos átomos é importante para a compreensão das 
propriedades químicas e físicas dos elementos.
A partir de experimentos, chegou-se a conclusão de que os 
átomos são compostos de três espécies principais de partículas 
subatômicas: prótons (p), neutros (n) e elétrons (e). As 
experiências mostraram também, que no centro do átomo deve 
existir uma estrutura muito pequena, e extremamente densa, 
 
Núcleo
(prótons +
nêutrons)
 eléteons
Figura 2.1: Estrutura 
interna do átomo
28
denominada núcleo, lugar este, onde se encontram os prótons e 
nêutrons. E os elétrons? Hoje, sabe-se que os elétrons envolvem 
o núcleo, preenchendo o restante do volume atômico (Figura 2.1).
Duas das partículas subatômicas têm carga elétrica. Os 
prótons apresentam uma unidade de carga positiva, uma das 
espécies de carga elétrica, e a outra, os elétrons, têm carga 
negativa, de mesmo módulo que a do próton. Os nêutrons, 
conforme o próprio nome sugere, não possuem carga elétrica.
Números atômicos, números de massa e Isótopos
O que faz com que um elemento seja diferente do outro é o 
número de prótons contido no átomo, pois todos os átomos de um 
mesmo elemento contêm o mesmo número de prótons. Mas o que 
isto significa? Isto significa que associado a cada elemento, tem-
se um número atômico (Z). Característico, idêntico ao número de 
prótons de qualquer um de seus átomos.
O número de massa (A) de um átomo é igual à soma do 
número de prótons (Z) com o número de nêutrons (N) do átomo, o 
que representa o número de núcleos (prótons e nêutrons) 
existentes no átomo.
A = Z + N
Por exemplo, um átomo de carbono (Z = 6) prótons e 
que tem 6 nêutrons (N = 7) tem um número de massa igual a 12 
(A = Z + N = 6 + 6 = 12). O número de massa é representado em 
índice superior imediatamente antes do símbolo do átomo. 
Assim, neste caso temos
O (Z) e o número de massa (N) podem-
se representar conjuntamente, assim, temos:
Um de Carbono (C), elemento de 6 
(Z = 6), que tenha número de massa 12 (A = 12), representa-se da 
seguinte forma:
número atômico
átomo número atômico
C126
Alguns átomos do mesmo elemento podem ter diferente número de nêutrons, o número atômico é 
igual, mas o número de massa pode ser diferente. Quando isto acontece esses átomos são isótopos 
desse elemento.
Isótopos são átomos de um mesmo elemento que apresentam o mesmo número de prótons e 
diferentes números de massa.
Número atômico, é 
igual ao número de 
prótons
Z = P
C13
E representa um 
átomo qualquer
EAZ
29
O peso atômico de um elemento ou peso molecular de um 
composto pode ser especificado com base em uma (unidade de 
massa atômica), por átomo(molécula) ou massa por mol de 
material.
23Em um mol de uma de uma substância existem 6,023x10 , 
(número de Avogadro) átomos ou moléculas.
1 uma/átomo(molécula) = 1 g/mol.
Por exemplo: o peso atômico do ferro é de 55,85 
uma/átomo ou 55,85 g/mol.
Elétrons nos átomos. Modelos atômicos
No final do século dezenove, muitos experimentos 
envolvendo elétrons não eram explicados pela mecânica clássica. 
Muitas investigações foram feitas, que levaram ao 
estabelecimento de uma série de princípios e leis que culminaram 
na conhecida mecânica quântica.
Nesta busca, um dos precursores da mecânica quântica foi 
o Bohr, com seu modelo atômico quântico (Figura 2.2). No seu 
modelo Bohr estabeleceu que os elétrons no átomo circulavam ao 
redor do núcleo em órbitas circulares fixas e distintas.
No modelo de Bohr o princípio quântico foi o foco, onde as 
energias dos elétrons são quantizadas; isto é, os elétrons 
possuem valores de energias específicos e finitos, e estando o 
elétron em um nível de energia qualquer pode mudar de nível, 
mas ao fazer um salto quântico para um nível mais elevado (com 
absorção de energia), ou para um nível permitido mais baixo(com 
emissão de energia). 
Assim, Bohr combinou o postulado de quantização de 
energia com as leis de movimento da física clássica e mostrou que 
a energia de um elétron na n-ésima órbita do átomo de H pode ser 
calculada pela equação:
2n
Rhc
Onde, R é constante de proporcionalidade ou constante de 
Rydberg, h á a constante de Planck e c é a velocidade da luz.
A cada órbita permitida está associado um número 
adimensional n, inteiro com valores 1, 2, 3, .......
Por fim, o modelo de Bohr foi considerado muito limitado, 
pois não permitia explicar vários fenômenos relativos aos 
 e são isótoposC126 C
13
6
O termo “massa 
atômica” é mais 
preciso do que “peso 
atômico” uma vez 
que lidamos com 
massa e não com 
peso.
Figura 2.2: Níveis de 
energia no modelo atômico 
de Bohr. Extraído do livro 
Q u í m i c a e r e a ç õ e s 
químicas de John C. Kotz.
30
elétrons no átomo. Surgiu então o modelo mecânico ondulatório, 
que encara o elétron como uma onda e comouma partícula.
Teoria Quântica 
1900 – Max Planck
A energia não é absorvida nem emitida de modo contínuo e sim 
em pequenas quantidades ou pacotes denominadas de quantum 
ou fóton de energia E.
 E = h.f ou E = f f λ
hc
Trabalhando com o espectro de absorção do hidrogênio temos:
O momento angular do elétron é então:
rvm ..
pi2
.hn 
 
=
Onde "n" pode assumir valores inteiros: são os Níveis de 
energia.
OBS: Toda teoria de Bohr é válida para átomos hidrogenóides 
(que apresentam apenas 1 elétron)
Números Quânticos.
Considerando a mecânica ondulatória, neste modelo cada 
elétron no átomo é caracterizado por quatro parâmetros, 
chamados de números quânticos. O tamanho, a forma e a 
orientação espacial da densidade de probabilidade de um elétron 
são descritas por três desses números quânticos. A saber.
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n) número quântico principal 
que pode assumir valores inteiros a partir da unidade: n = 1, 2, 3, 
4,......, Es número determina o número de camadas ou níveis de 
energia. As camadas são designadas pelas letras K, L, M, N, 
O....que correspondem aos números 1, 2, 3, 4, 5,...... Este número 
quântico está associado ao número de órbitas de Bohr e está 
relacionado à distância do elétron ao núcleo.
NÚMERO QUANTICO SEGUNDÁRIO (l) corresponde a 
subcamada, e está relacionado à forma da subcamada sendo 
representado por letras minúsculas, que são: s, p, d, f, g.... Os 
 
Número quântico (l) 0 1 2 3 
Tipo de subnível s p d f 
31
valores correspondentes a elas e que são permitidos para l são: l=0, 
1, 2, 3, ...(n-1).
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m). Este número está l
associado as estados magnéticos de cada elétron das 
subcamadas. Cada subnível contém um ou mais orbitais, 
designados pelo número quântico, m. Este número quântico nos l
dia como a nuvem eletrônica que cerca o núcleo está direcionado 
no espaço. O valor de m está relacionado com l. Para um valor de l, l
m pode assumir qualquer valor inteiro incluindo 0, entre + l e - l, isto l
é,
m = l, ..., +1, 0, ..., -ll
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO DO SPIN (m ) está S
relacionado ao momento de spin, resultante do movimento de 
rotação do elétron sobre seu próprio eixo. Os valores do spin são 
+1/2 e -1/2. O número quântico m foi introduzido com o objetivo de s
tornar a teoria coerente com o experimento. Nesse sentido, ele 
difere dos três números quânticos anteriores, que são originários 
da solução da equação de onda de Schrödinger para o átomo de 
hidrogênio.
2.3 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. O modelo moderno da estrutura do átomo é fruto de muitas 
experiências. Dê pelo menos três destas experiências, os 
resultados atingidos e os pesquisadores que as realizaram.
2. Quais as três partículas fundamentais que constituem os átomos? 
Quais as respectivas cargas elétricas? Quais, entre elas, 
constituem o núcleo do átomo? Qual das três tem a menor massa?
3. Qual a diferença entre o número de massa e o número atômico de 
um átomo?
4. Se o núcleo de um átomo tivesse o tamanho de uma laranja 
(digamos 6 cm de diâmetro), qual seria o diâmetro do átomo?
5. Por que a existência dos isótopos não afeta a validade aparente da 
teoria atômica?
 Figura 2.3: Em alguns casos, 
o elétron comporta-se como 
se fosse uma partícula 
esférica girando em torno de 
seu eixo. Há uma analogia 
entre o alinhamento dos 
spins eletrônicos e o 
alinhamento de imãs (na 
parte superior). Em um 
orbital, o arranjo mais estável 
é aquele no qual dois elétrons 
possuem spins opostos (em 
baixo, à direita). Figura 
extraída da ref. Princípios de 
Química de Masterton
32
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002
http://dequi.faenquil.br/domingos/aula_2.pdf
http://dequi.faenquil.br/domingos/aula_3.pdf
http://www.arauto.uminho.pt/pessoas/lanceros/Material%20EAM/Mate
rial%20-20EAM/Intro%20radia%C3%A7%C3%A3o%20EM.pdf
http://www.fabianoraco.oi.com.br/download/apostilas/ensinomed
io/teoria_1_Estrutura%20Atomica.pdf
Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
33
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Uma das maneiras mais antigas de procurar entender a natureza é pela 
classificação. Ela está presente nas várias ciências e, na química, aparece sobre 
diversas formas. Toda classificação se apóia em um conjunto de caracteres, 
propriedades ou comportamentos que são semelhantes àquela classe. Neste 
capítulo vamos estudar a tabela periódica que traz a classificação dos elementos 
químicos segundo a sua configuração eletrônica, que depende diretamente do 
número atômico do elemento químico. Tabela periódica dos elementos químicos é 
a disposição sistemática dos elementos, na forma de uma tabela, em função de 
suas propriedades. É muito útil para se prever as características e tendências dos 
átomos. Permite, por exemplo, prever o comportamento de átomos e das 
moléculas deles formadas, ou entender porque certos átomos são extremamente 
reativos enquanto outros são praticamente inertes etc. Permite entender 
propriedades como eletronegatividade, raio iônico, energia de ionização, 
afinidade eletrônica, etc. 
Tabela Periódica Tabela Periódica 
Unidade 3Unidade 3
Sumario 
UNIDADE 3 - TABELA PERIÓDICA 39 
3.1 – Histórico .................................................................. 36 
3.2 - Apresentação da tabela periódica ........................... 36 
3.3 - Períodos .................................................................. 37 
3.4 - Grupos ..................................................................... 37 
3.5 - Classificação dos elementos ................................... 37 
3.6 - Propriedades periódicas dos elementos .................. 40 
3.7 - Atividades de aprendizagem .................................... 40 
3.8 - Referências bibliográficas......................................... 49 
3.9 - Web-bibliografia ....................................................... 49 
 
3.1 – Histórico
3.2 - Apresentação da tabela periódica
A tabela periódica de forma longa apresenta 9 colunas 
chamadas grupos ou famílias (fileiras verticais) e 7 linhas 
denominadas de períodos (fileiras horizontais), pois muitas 
propriedades variam periodicamente com o crescimento do 
número atômico. Na tabela periódica, os elementos com 
configuração eletrônica semelhante constituem os grupos 
(colunas). Exemplos:
1? Metais alcalinos [gás nobre] ns
2? Metais alcalino-terrosos [gás nobre] ns
2 4? Calcogênios [gás nobre] ns np
2 5? Halogênios [gás nobre] ns np 
Vários cientistas procuravam agrupar os átomos de acordo 
com algum tipo de semelhança, mas o químico russo Dmitri 
Ivanovich Mendeleyev foi o primeiro a conseguir enunciar 
cientificamente a lei que diz que as propriedades físicas e 
químicas dos elementos são em função periódica da massa 
atômica. Ele publicou a tabela periódica em seu livro Princípios da 
Química em 1869, época em que eram conhecidos apenas cerca 
de 60 elementos químicos.
Em 1913, através do trabalho do físico inglês Henry G. J. 
Moseley, que mediu as freqüências de linhas espectrais 
específicas de raios X de um número de 40 elementos contra a 
carga do núcleo (Z), pôde-se identificar algumas inversões na 
ordem correta da tabela periódica, sendo, portanto, o primeiro dos 
trabalhos experimentais a ratificar o modelo atômico de Bohr. O 
trabalho de Moseley serviu para dirimir um erro em que a Química 
se encontrava na época por desconhecimento: até então os 
elementos eram ordenados pelamassa atômica e não pelo 
número atômico.
A tabela moderna é ordenada segundo o número atômico, 
propriedade não-periódica, baseada nos trabalhos de Moseley.
36
A tabela periódica relaciona os elementos em linhas 
chamadas e colunas chamadas ou famílias, em 
ordem crescente de seus números atômicos.
3.3 - Períodos 
Os elementos de um mesmo período têm o mesmo número 
de camadas eletrônicas, que corresponde ao número do período. 
Existem sete períodos, cada um correspondendo a uma das 
camadas eletrônicas da eletrosfera/nuvem-eletrônica.
Os períodos são:
l(1ª) Camada K 
l(2ª) Camada L 
l(3ª) Camada M 
l(4ª) Camada N 
l(5ª) Camada O 
l(6ª) Camada P 
l(7ª) Camada Q
 
 3.4 - Grupos 
Antigamente, chamavam-se "famílias". Os elementos do 
mesmo grupo têm o mesmo número de elétrons na camada de 
valência (camada mais externa). Assim, os elementos do mesmo 
grupo possuem comportamento químico semelhante. Existem 18 
grupos sendo que o elemento químico hidrogênio é o único que 
não se enquadra em nenhuma família e está localizado em sua 
posição apenas por ter número atômico igual a 1, isto é, como tem 
apenas um elétron na última camada, foi colocado no Grupo 1, 
mesmo sem ser um metal.
3.5 - Classificações dos elementos
Dentro da Tabela Periódica, os elementos químicos também
lElementos representativos: pertencentes aos grupos 1, 2 
e dos grupos de 13 a 17. 
períodos grupos
 
podem ser classificados em conjuntos, chamados de séries 
químicas, de acordo com sua configuração eletrônica:
37
l
l
l
l
l
l
l
Elementos (ou metais) de transição: pertencentes aos 
grupos de 3 a 12. 
Elementos (ou metais) de transição interna: 
pertencentes às séries dos lantanídeos e dos actinídeos. 
Gases nobres: pertencentes ao grupo 18. 
Além disso, podem ser classificados de acordo com suas 
propriedades físicas nos grupos a seguir:
Metais; 
Semimetais ou metalóides (termo não mais usado pela 
IUPAC: os elementos desse grupo distribuíram-se entre os 
metais e os ametais). 
Ametais (ou não-metais); 
Gases nobres;
1Metais alcalinos, metais alcalinos-terrosos, metais de transição, actinídios e 
lantanídios são conhecidos coletivamente como "Metais". 
2Actinídios e lantanídios são conhecidos coletivamente como "Metais-terrosos raros". 
3Halogêneos e gases nobres também são não-metais. 
aqueles com o em são gases nas CNTP; 
aqueles com o número atômico em são líquidos nas ; 
aqueles com o número atômico em preto são sólidos nas . 
l
l
l
número atômico
azul CNTP
CNTP
vermelho
38
Ocorrência natural
CLASSIFICAÇÃO PERÍÓDICA
o oPeríodos são as sete filas horizontais da Tabela Periódica; 1 , 2 , 
o o o o o3 , 4 , 5 , 6 , 7 . Reúnem elementos com configurações 
eletrônicas diferentes, portanto, com propriedades diferentes. 
Famílias ou grupos são as dezoito colunas verticais da Tabela 
Periódica. Reúnem elementos com configurações eletrônicas 
semelhantes, portanto, com propriedades semelhantes. 
Elementos representativos são aqueles cujo subnível de maior 
energia de seus átomos é s (bloco s) ou p (bloco p). 
l
(elemento primordial).
lBorda tracejada indica que o elemento surge do decaimento de 
outros.
lBorda sólida indica que o elemento é produzido artificialmente 
(elemento sintético).
lA cor mais clara indica elemento ainda não descoberto.
Sem borda indica existência de isótopo mais antigo que a Terra 
Bloco s Grupos 1 e 2 
Bloco p Grupos 13, 14, 15, 16, 17 e 18 
 
Elementos de transição são aqueles cujo subnível de maior 
energia de seus átomos é d. Constituem o bloco d, os Grupos 3, 4, 
5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 e 12
Elementos de transição interna são aqueles cujo subnível de 
maior energia de seus átomos é f. Constituem o bloco f, os 
lantanídios (Z = 57 e Z = 71) e os actinídeos (Z = 89 a Z = 103). 
O átomo de um elemento localizado no enésimo (nº) 
período tem seus elétrons distribuídos em n níveis de energia. 
Exemplo: elementos do 5º período têm os elétrons de seus 
átomos distribuídos em 5 níveis de energia. 
39
FAMÍLIAS DO ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
1 Metais alcalinos: Li Na K Rb Cs Fr 
2 Metais alcalino-
terrosos: Be Mg Ca Sr Ba Ra 
13 Família do boro B Al Ga In Tl 
14 Família do 
carbono: C Si Ge Sn Pb 
15 Família do 
nitrogênio: N P As Sb Bi 
16 Calcogênios: 0 S Se Te Po 
17 Halogênios: F Cl Br I At 
18 Gases nobres: He Ne Ar Kr Xe Rn 
 
 1 2 13 14 15 16 17 18 
1 2 3 4 5 6 7 8 
Número 
de 
elétrons 
na 
camada 
de 
valência s
1 s2 s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6 
 
3.6 - PROPRIEDADES PERIÓDICAS DA TABELA
Raio Atômico
O raio atômico de um elemento é definido como a meia 
distância entre dois centros de átomos vizinhos. O raio atômico 
geralmente aumenta com o período e decresce com o aumento do 
número do grupo. Quanto maior for o período do elemento maior 
será à distância do último elétron até o núcleo. Desta forma este 
elétron encontra-se mais "solto", aumentando o tamanho do raio. 
Apesar de parecer estranho o tamanho do raio diminuir com o 
aumento do número atômico, é isto o que realmente acontece. Os 
elétrons vão sendo alocados nos mesmos subníveis em que já se 
encontram os elétrons presentes. Com o aumento da carga do 
núcleo a atração sobre os elétrons tende a ser maior. O raio 
atômico cresce conforme abaixo:
40
Raio Iônico →É formado quando um átomo perde ou ganha 
elétrons, formando um cátion ou ânion.
O Raio do Cátion é sempre menor que o raio do átomo de origem.
O Raio do Ânion é sempre maior que o raio do átomo de origem.
Problemas com os valores dos raios iônicos:
Não há fórmula universal aceita para dividir a distância entre dois 
+ -íons diferentes: Ex: NaCl (Na ) e (Cl ).
Histórico: (Goldschmidt , Pauling e Ahrens) ; Mais Recente: 
(Shannon em 1976).
Correção dos valores dos raios, por mudança do valor da carga.
Correções para a mudança do número de coordenação e para a 
mudança de geometria.
Suposições que os íons sejam esféricos.
Em elétrons no orbital "d", muito deslocalizados, ocorrem 
mudanças nos raios.
Tendências observadas nos raios iônicos
Nos grupos representativos o raio iônico aumenta de cima para 
baixo.(Aumento do número de camadas).
Nos períodos o raio iônico aumenta da direita para esquerda 
[Aumento da carga nuclear efetiva (Z )]efetiva
2+Para um mesmo íon. Ex: Íon Crômio (Cr ), O raio iônico 
d iminu i a medida que a va lênc ia aumenta. Ex: 
2+ 3+ 4+ 5+ 6+rCr >rCr >rCr >rCr >rCr .
Os orbitais (d e f) blindam com menor eficiência a carga nuclear. 
Logo a carga nuclear efetiva exerce uma forte atração sobre a 
eletrosfera, ocorrendo diminuição significativa no tamanho dos 
íons.
41
Eletronegatividade ou Caráter não Metálico
A escala de eletronegatividade é uma escala arbitrária que 
representa a força do átomo para atrair elétrons. Ela se estende do 
césio, com eletronegatividade 0,7 até o flúor, com 4,0. A 
eletronegatividade não é um valor absoluto, mas sim relativo. 
Assim, a eletronegatividade de um elemento só é definida em 
termos de eletronegatividade de outros elementos. Diversas 
escalas foram sugeridas, incluindo as de R. S. Mullinken, L. 
Pauling e R.T. Sanderson. A escala de Pauling, a mais antiga, 
surgiu da consideração das energias necessárias para romper as 
ligações químicas nas moléculas. A eletronegatividade aumenta 
com a diminuição do tamanho atômico, tanto para elementos do 
mesmo período como para do mesmo grupo. Deve-se observar 
também que a eletronegatividade cresce com o aumento do 
número de elétrons de valência para os metais do Grupo I, II e III. 
Entre os aspectos úteis do conceito de eletronegatividade, está a 
oportunidade que ela nos proporciona para predizer certas 
propriedades químicas dos elementos.Podemos predizer o 
caráter de uma ligação química observando a diferença dos 
valores de eletronegatividades dos elementos: O valor da 
eletronegatividade cresce na tabela periódica de acordo com 
esquema:
Eletroafinidade
Eletroafinidade é a quantidade de energia liberada por um 
átomo no estado gasoso, ao ganhar elétron. Os átomos com 
afinidade eletrônica elevada têm a tendência de ganhar um ou 
mais elétrons, adquirindo estabilidade, ou seja, a configuração 
eletrônica dos gases nobres. Quando um átomo neutro ganha um 
elétron, ele se transforma num ânion monovalente aniônico. Nos 
períodos, a eletronegatividade aumenta à medida que o número 
42
atômico cresce, enquanto que, nas famílias, a eletroafinidade 
aumenta à medida que o número atômico diminui. Portando, 
quanto menor for o tamanho do átomo, maior será a sua afinidade 
eletrônica. Os gases nobres devem ser excluídos dessa 
propriedade, porque eles não têm tendência de ganhar elétrons.
Dessa forma, na tabela periódica, a eletroafinidade aumenta:
Afinidade Eletrônica
É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo 
gasoso neutro.
Obs.: Geralmente um elétron é acrescentado.
ÄH < 0(Liberação de Energia) e ÄH > 0(Absorção de Energia)
A afinidade eletrônica depende do tamanho do átomo e da carga 
nuclear efetiva.
Os valores negativos das afinidades eletrônicas indicam que 
essa quantidade de energia é liberada quando um átomo recebe 
elétrons.
Densidade
A densidade de um corpo é a razão entre a massa deste e 
seu correspondente volume.
De todos os elementos químicos os mais densos são: 
ósmio (Os), irídio (Ir) e platina (Pt). Estes elementos estão 
situados bem no centro e na parte de baixo da tabela, família 8B.
43
A densidade dos elementos aumenta da seguinte forma:
Eletropositividade
Eletropositividade é a tendência de perder elétrons, 
apresentada por um átomo. Quanto maior for seu valor, maior 
será o caráter metálico. Os átomos com menos de quatro elétrons 
de valência, metais em geral, possuem maior tendência em 
perder elétrons logo, possuem eletropositivade elevada. Um 
aumento no número de camadas diminui a força de atração do 
núcleo sobre os elétrons periféricos, facilitando a perda de 
elétrons pelo átomo e, consequentemente, aumentando a sua 
eletropositividade. Os gases nobres são excluídos, pois não têm 
tendência em perder elétrons.
Desta forma nos períodos a eletropositividade cresce da 
direita para a esquerda e nas famílias de cima para baixo:
Energia de Ionização
A energia de ionização é a energia necessária para 
remover um elétron de um átomo na fase gasosa. Para a primeira 
energia, 1ª, começa-se pelo átomo neutro. A segunda energia de 
ionização, 2ª, de um elemento é a energia requerida para remover 
um elétron de um cátion monovalente na fase gasosa. Os valores 
mais baixos ocorrem na parte inferior esquerda, ou seja, o césio é 
o elemento que tem mais facilidade em formar cátions. E os 
valores mais altos ocorrem na parte superior direita da tabela, 
44
podemos citar como exemplo o flúor e o hélio. Elementos com 
uma baixa energia de ionização formam cátions de maneira mais 
rápida, além de conduzirem eletricidade em suas formas sólidas. 
Elementos com alta energia de ionização não formam cátions e 
não conduzem eletricidade. A energia de ionização decresce com 
o aumento do grupo, pois o elétron mais periférico ocupa um 
orbital que é mais longe do núcleo e, conseqüentemente, é menos 
"preso". A carga nuclear efetiva aumenta conforme vamos da 
direita para a esquerda em um dado período. Como resultado, o 
elétron mais afastado do núcleo é puxado com mais força, e a 
energia de ionização geralmente aumenta. Algumas anomalias 
nessas regras podem ser facilmente creditadas a repulsões entre 
elétrons que estão ocupando o mesmo orbital.
Os valores das energias de ionização têm sempre a 
seguinte ordem:
1ª<2ª<3ª<...<nª
A energia de ionização cresce na tabela periódica de 
acordo o esquema abaixo:
Determinação da Energia de Ionização:
? A partir de dados Espectroscópicos.
? Medidos em kJ/mol.
Primeira Energia de Ionização
+ - M M + 1e
+ -Ex: Mg Mg + 1e (E = 737 kJ/mol)i1 
Segunda Energia de Ionização
+ 2+ - M M + 1e
+ 2+ -Ex: Mg Mg + 1e (E = 1.450 kJ/mol)i2 
45
Terceira Energia de Ionização
2+ 3+ - M M + 1e
2+ 3+ -Ex: Mg Mg + 1e (E = 7.731 kJ/mol)i3
Fatores que influenciam nas energias de ionização são:
Tamanho do Átomo
A carga do Núcleo
A eficiência com que os níveis eletrônicos internos blindam a 
carga nuclear.
O tipo de elétron envolvido (s,p,d e f).
Observações
1.Com o aumento da carga nuclear efetiva é muito mais difícil a 
retirada de elétrons.
2.Energia de ionização varia na ordem: (s>p>d>f) e (E <E <E )i1 i2 i3
3.Variações na 1º Energia de ionização dos elementos são 
mostrados na figura 02
4. Os gases nobres: He, Ar, Kr, Xe e Rn possuem as mais elevadas 
energias de ionização em seus respectivos períodos.
5. Os metais do grupo 1:Li,Na,K,Rb,Cs apresentam as menores 
energias de ionização em seus respectivos períodos
6.Há uma tendência geral de um aumento da energia de ionização 
dentro de um período, por exemplo Li ao Ne, do Na ao Ar.
Figura 3.1. Variação do da energia de ionização. Ionização versus 
número atômico.
46
Tabela 01 - Energias de Ionização para os elementos do grupo-
3 em (kJ/mol)
Grupo-3 1º Ei 2º Ei 3º Ei 
B 801 2.427 3.659 
Al 577 1.816 2.744 
Ga 579 1.979 2.962 
In 558 1.820 2.704 
Tl 589 1.971 2.877 
 
 Estruturas Eletrônicas com estabilidade especial
Nível "s" preenchido 
Nível "p" semi preenchido
Nível "p" preenchido
? (Estrutura de Gás Nobre)
l
l
l
 
 
 
Volume Atômico
Volume atômico é o volume ocupado por um mol de átomos 
de um elemento, no estado sólido. Um mol de átomos possui 
236,02X10 átomos. Este valor é fixo, sendo conhecido como 
Número de Avogadro. Podemos também dizer que: 1 mol de 
23moléculas possui 6,02X10 moléculas 1mol de íons possuí 
236,02X10 íons.
Na tabela periódica o volume atômico aumenta:
47
Ponto de Fusão e Ebulição
Como todos sabem, ponto de fusão é a temperatura na qual 
a substância passa do estado sólido para o líquido e ponto de 
ebulição é a temperatura da passagem do líquido para o gasoso. 
Na tabela periódica o ponto de fusão e o ponto de ebulição 
aumentam:
3.7 ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Em que baseou Mendeleev para construir sua tabela 
periódica? Qual a base para a disposição dos elementos na 
tabela periódica moderna?
2. Com referência à tabela periódica, o que é um “período”? e um 
“grupo”?
3. Por que existiam lacunas natabela periódica de Mendeleev?
4. Entre os não-metais, quais são os gases monoatômicos (gases 
cujas moléculas são formadas por um só átomo)?
5. Que propriedades físicas permitem distinguir os metalóides 
dos metais e dos não-metais?
6. Faça um esboço da tabela periódica e assinale as áreas onde 
48
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002
LEE, J.D, Química Inorgânica não tão Conciso, 5ª ed. Editora 
Edgard Blucher Ltda, (1999); 
http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/tabelaperiodica/tabelaperiodi
ca1.htm
http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/tabela_apres.html
http://www.tabela.oxigenio.com/
http://pt.wikipedia.org/wiki/Tabela_peri%C3%B3dica
http://www.quiprocura.net/tabelas.htm
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3% ADmico
Gruda, Ricardo, Tabela Periódica Versão 2.8. Acesso em 
<http://www.srik.8k.com>, Data: 30 de Outubro de 2003 às 
13:40hs.Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
49
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Você aprendeu no Capitulo 2 que o nosso entendimento da estrutura 
eletrônica dos átomos evoluiu. Por exemplo, o modelo atômico de Bohr foi o 
primeiro a oferecer uma explicação convincente para o espectro atômico d 
hidrogênio. Entretanto, a ineficiência do modelo para explicar o espectro de 
átomos mais complexos levou a sua substituição por outra teoria, chamada 
de mecânica ondulatória. Ao tratar o elétron como uma onda, os cientistas 
puderam deduzir uma descrição totalmente nova de matéria q u e n o s 
fornece a configuração eletrônica dos átomos e explica as variações 
periódicas das propriedades dos átomos como tamanho, energia de 
ionização e afinidade eletrônica. Com este conhecimento da estrutura 
eletrônica dos átomos, demos aprender agora como eles se combinam para 
formar compostos, através da formação de ligações químicas – as forças de 
atração que mantêm os átomos unidos. Assim como a estrutura eletrônica, 
os modelos de ligação química também evoluíram e neste capitulo veremos 
uma simples introdução as teorias de ligação.
Ligações Químicas Ligações Químicas 
Unidade 4Unidade 4
Sumario 
UNIDADE 4 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 50 
4.1 - Ligações iônicas: formação da ligação iônica .......... 53 
4.2 - Ligações covalentes ................................................ 54 
4.3 - Exceções à regra do octeto ..................................... 57 
4.4 - Relação entre ligações iônicas e ligações 
covalentes ............................................................... 
 
58 
4.5 - As forças e os comprimentos das ligações 
covalentes................................................................. 
 
61 
4.6 - Atividades de aprendizagem..................................... 61 
4.7 - Referências bibliográficas......................................... 62 
4.8 - Web-bibliografia........................................................ 62 
 
É impossível se pensar em átomos como os constituintes 
básicos da matéria sem se pensar em ligações químicas. Afinal, 
como podemos explicar que porções tão limitadas de matéria, 
quanto os átomos, possam formar os corpos com que nos 
deparamos no mundo macroscópico do dia-a-dia. Também é 
impossível se falar em ligações químicas sem falarmos em 
elétrons. Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para originar 
corpos maiores, nada mais sensato do que pensar que estes 
átomos entrarão em contato entre si. Quando dois átomos entram 
em contato, o fazem a través das fronteiras das suas 
eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar 
que a última camada de um átomo é a que determina as 
condições de formação das ligações químicas.
A ligação química é uma junção de dois átomos. Forma-
se uma ligação química entre dois átomos se o arranjo resultante 
dos dois núcleos e seus elétrons tem menos energia do que a 
energia total dos átomos separados.
Se o abaixamento de energia pode ser obtido pela 
transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo 
para o outro, formam-se os íons, e o composto se se mantém 
formado pela atração eletrostática entre os íons. Este tipo de 
ligação é chamado de ligação iônica. O sódio e o cloro, por 
+ -exemplo, se ligam porque os íons Na e Cl quando se formam 
têm, quando juntos, energia menor do que a dos átomos 
separados de sódio e cloro.
Se a diminuição de energia pode ser atingida pelo 
compartilhamento de elétrons, os átomos unem-se por uma 
ligação covalente para formar moléculas. Por exemplo, átomos 
de hidrogênio e nitrogênio ligam-se para formar amônia, NH , 3
porque um gás formado por moléculas de NH tem energia mais 3
baixa do que um gás formado pelo mesmo número de átomos de 
hidrogênio e nitrogênio, afastados um do outro.
O outro tipo de ligação é a ligação metálica, na qual, 
cátions em grande número são mantidos juntos por número 
grande elétrons. Um pedaço de ferro, por exemplo, é feito a partir 
de conjunto de íons ferro mantido juntos por um mar de elétrons, 
sendo que cada um dos elétrons vem de um átomo da amostra.
52
4.1 - LIGAÇÕES IÔNICAS: formação da ligação iônica
A ligação iônica é conseqüência da atração eletrostática 
entre íons com cargas opostas. Na ligação iônica há a formação 
de íons devido a transferência de elétrons de um átomo para o 
outro. Normalmente, nesta ligação, existe um elemento que tende 
a ceder elétrons (metal - cátion), e outro que tende a receber 
elétrons (não metal - ânion). Muita atenção, A ligação iônica é a 
única em que ocorre a transferência de elétrons.
Exemplo. A configuração eletrônica do Sódio e do Cloro segundo 
o diagrama de Linus Pauling é:
2 2 6 1 2 2 6 2Na 1s 2s 2p 3s e Cl 1s 2s 2p 3s 3p511 17
este elétron para que ele fique estável com 8 elétrons na 2ª 
O sódio possui 1 elétron na última camada. Basta perder 
este elétron. O cloro possui 7 elétrons na última camada. É bem 
mais fácil ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 
elétrons para ficar estável. Agora tudo caminha para a perfeição. 
O sódio quer doar 1 elétron e o cloro quer receber 1 elétron. Eles 
se aproximam e o sódio doa seu elétron e o cloro o recebe, 
conforme o esquema abaixo:
 
Na Cl
Na Cl
+
_
78
7
kJ
.m
ol
-1
14
5
kJ
.m
ol
-1
NaCl
En
er
gi
a
A energia necessária para 
a formação da ligação 
iônica é fornecida, em sua 
maior parte, pela atração 
coulômbica entre íons de 
cargas opostas. O modelo 
iônico é uma boa descrição 
da ligação entre não-metais 
e metais, particularmente 
no caso dos metais do 
 
Na Cl Na Cl+
_
Interação entre os íons 
È sabido, que íons de cargas contrários se atraem, e os de 
mesma carga se repelem. Mas como esse conceito é expresso? E 
como relacionar a força da interação com as cargas e o tamanho 
desses íons? 
Para isso, é preciso ter em mente, o conceito de energia da 
rede cristalina do sólido, isto é, a diferença entre as energias dos 
íons empacotados de um sólido e cós íons muito afastados de um 
gás. A energia da rede cristalina é sempre positiva. Mas você estar 
se perguntando, na prática qual o significado dessa energia? Uma 
energia da rede cristalina muito elevada significa que os íons 
interagem fortemente uns com os outros, para formar um sólido 
A interação entre os íons 
é expressa pela energia 
potencial de Coulomb 
entre dois íons:
EP,12 = = 
e = carga elementar
z e z = número de 
cargas sobre os átomos
r = distancia entre os 
centros dos íons
 å = permissividade do 0
vácuo
120
21
4
))((
r
ezez
piε 120
2
21
4 r
ezz
piε
2
12
1
53
fortemente ligado.
Configuração eletrônica dos íons dos elementos principais
È possível predizer as fórmulas mais prováveis dos 
compostos iônicos binários a partir da estrutura eletrônica de seus 
cátions e ânions.
Quando um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, 
ele perde um ou mis elétrons até atingir a estrutura de um gás 
nobre de seu caroço (a parte interna). Em geral, o caroço tem a 
2 6configuração da camada mais externa igual a ns np , que é 
1chamada de octeto de elétrons. Assim, o potássio ([Ar]4s ) forma 
+ 2 6K , que tem configuração do argônio ([Ne]4s 4p ).
Símbolos de Lewis
Lewis criou uma forma simples de mostrar os elétrons de 
valência quando os átomos formam ligações iônicas. Ele 
representou cada elétron de valência como um ponto e os arranjou 
em torno do símbolo do elemento. Assim, um ponto representa um 
único elétron em cada orbital, e um par de pontos representa dois 
elétrons emparelhados compartilhando o orbital. Eis alguns 
exemplos:
H He Li N O F
4.2 - LIGAÇÕES COVALENTES
Como os não-metais não formam cátions monoatômicos,a 
natureza das ligações entre átomos de não-metais foi uma dor de 
cabeça para os cientistas até 1916, quando Lewis encontrou uma 
explicação. Lewis propôs que uma ligação covalente é um par de 
elétrons compartilhados por dois átomos. Tudo bem, mas qual a 
natureza da ligação covalente?
Para explicar a ligação entre dois átomos de não-metais, a 
proposta de Lewis é que um par de elétrons é compartilhado pelos 
dois átomos, isto é, os elétrons interagem com dois núcleos (Figura 
4.1)
 
Figura 4.1: Par de 
elétrons 
compartilhados
54
Estrutura de Lewis
Quando uma ligação iônica se forma, um átomo perde 
elétrons e outro os recebe até que ambos os átomos atinjam a 
configuração de um gás nobre. A mesma idéia pode ser estendida 
para às ligações covalentes. Entretanto, quando uma ligação 
covalente se forma, os átomos compartilham elétrons até atingir a 
configuração de um gás nobre. Lewis denominou este principio de 
regra do octeto. Segundo a regra do octeto, na formação de uma 
ligação covalente, se dá pelo compartilhamento de elétrons. O 
Nitrogênio, por exemplo, tem cinco elétrons de valência e utiliza 
mais três para formar o octeto. O flúor tem sete elétrons de 
valência e usa mais um para completar o octeto. O neônio já tem 
um octeto completo e não compartilha elétrons.
Podemos usar os símbolos de Lewis, que vimos 
anteriormente, para descrever ligações covalentes como uma 
linha () para representar o par de elétrons compartilhado. Assim, a 
molécula de hidrogênio, formada por átomos de hidrogênio H é 
representada pelo símbolo HH. Um átomo de flúor tem sete 
elétrons de valência e utiliza mais um para completar o octeto. Isto 
pode acontecer pelo compartilhamento de um elétron fornecido 
por outro átomo como, por exemplo, um outro átomo de flúor:
FF + F F FFou
Os círculos desenhados em torno de cada átomo de F são para 
mostrar que cada átomo adquire um octeto pelo compartilhamento 
de um par de elétrons. A molécula de Flúor possui pares isolados 
de elétrons, isto é, pares de elétrons de valência que não 
participam diretamente das ligações. Os três pares isolados de 
cada átomo de flúor ligado repelem-se, e essa repulsão é quase 
suficiente para compensar a atração favorável do par ligante que 
mantém a molécula de F unida. Essa repulsão é uma das razões 2
da alta reatividade do gás flúor: a ligação entre os átomos da 
molécula de F é muito fraca. Dentre as moléculas diatômicas, 2
somente o H não em par isolado.2
A estrutura de Lewis de uma molécula os átomos por seus 
símbolos químicos, as ligações covalentes por linhas e os pares 
isolados por pares de pontos. As estruturas de Lewis ajudam muito 
55
no entendimento das propriedades das moléculas, incluindo 
suas possíveis reações.
Estrutura de Lewis de espécies poliatômicas
Cada átomo em uma molécula poliatômica completa se 
octeto (ou dublete, no caso de hidrogênio) pelo 
compartilhamento de pares de elétrons com seus vizinhos mais 
próximos. Cada par compartilhado corresponde a uma ligação 
covalente e é representado por uma linha entre os dois. A 
estrutura de Lewis não retrata a forma da molécula, ela apenas 
indica que átomos se ligam e quais têm pares isolados.
De acordo com o número de elétrons, é possível 
classificar os tipos de ligações. Um par de elétrons emparelhado 
é chamado de ligação simples. Dois átomos podem 
compartilhar dois ou três pares de elétrons. Quando dois pares 
de elétrons são compartilhados entre dois átomos, tem-se uma 
ligação dupla. Três pares de elétrons compartilhados formam 
uma ligação tripla. Uma ligação simples, como HH, é escrita H-
H, em uma estrutura de Lewis. A ligação dupla como O::O, é 
escrita O=O. De modo semelhante, uma tripla ligação, como 
N:::N, é escrita NN. As ligações duplas e triplas são 
coletivamente chamadas de ligações múltiplas. Como no caso 
das ligações simples, cada linha representa um par de elétrons. 
Assim, uma ligação dupla envolve um total de que elétrons e, 
uma tripla ligação, seis elétrons. Com isso, é possível determinar 
a ordem de ligação, que o número de ligações que une um par 
específico de átomos. Logo, a ordem de ligação no H é 1, no O é 2 2
2 e no N é 3.2
Para escrever uma estrutura de Lewis, é necessário saber 
que átomos estão ligados entre si na molécula. Um átomo 
“terminal” liga-se somente a um átomo. Por exemplo, os H do 
metano (CH ). Um átomo “central” liga-se pelo menos a dois 4
outros, dois exemplos de átomo central é o átomo O da molécula 
de água (H O) e o C no metano (CH ). 2 4
56
Ressonância
Algumas moléculas têm estrutura que não podem ser 
expressas corretamente por uma única estrutura de Lewis. Por 
-exemplo, o íon nitrato, NO , que é usado na forma de nitrato de 3
potássio, em fogos de artifício e fertilizantes. As três estruturas de 
Lewis possíveis para íon mostram que sua estrutura difere 
unicamente na posição da dupla ligação (estruturas I, II e III). As 
três estruturas são igualmente válidas e têm exatamente a mesma 
energia. Se somente uma delas fosse correta e as outras não, 
devíamos esperar duas ligações simples mais longa e uma ligação 
dupla mais curta, porque uma ligação dupla entre dois átomos é 
mais curta que uma ligação simples entre o mesmo tipo de átomos. 
Entretanto, a evidencia experimental é a ligações do íon nitrato são 
todas iguais, evidenciando que existe uma ressonância entre 
essas ligações.
Mais o que ressonância? À ressonância é uma fusão de 
estruturas que têm o mesmo arranjo de átomos e arranjos 
diferentes e elétrons. Ela distribui o caráter de ligação múltipla 
sobre uma molécula e diminui sua energia.
Carga formal
Estruturas de Lewis diferentes, em geral, não contribui 
igualmente para o híbrido de ressonância. É possível decidir que 
estruturas contribuem mais efetivamente, pela comparação do 
número de elétrons de valência distribuídos por cada átomo da 
estrutura com o número de elétrons do átomo livre. Portanto, 
quanto menor for essa diferença, maior é a contribuição da 
estrutura para o hibrido de ressonância.
A carga formal de um átomo em uma dada estrutura de 
Lewis é a carga que ele teria se as ligações fossem perfeitamente 
covalentes e o átomo tivesse exatamente a metade dos elétrons 
compartilhados das ligações. Em outras palavras, a carga formal 
leva em conta, o número de elétrons que um átomo “possui” na 
molécula. Ele “possui” todos os pares de elétrons isolados átomos 
e metade de cada par compartilhado. A diferença entre esse 
número e o número de elétrons de valência do átomo livre é a carga 
formal. Vejamos uma aplicação: 
 
O N O
O
_
O N O
O
_
O N O
O
_
I II III
Carga formal = NV – (NI + 
NC)
NV = Número de elétrons de 
valência
NI = Número de elétrons 
presentes nos pares isolados
NC = Número de elétrons 
compartilhados
2
1
57
Quais as estruturas mais prováveis para o dióxido de 
carbono, CO , (OCO ou COO) e monóxido de dinitrogênio, N O 2 2
(NNO ou NON)?
Pelo cálculo da carga formal (Figura 4.2), descobre-se que 
as estruturas mais prováveis são: OCO para o CO e NNO para o 2
N O.2
4.3 - EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
A regra do octeto explica as valências dos elementos e as 
estruturas de muitos compostos. Cabono (C), nitrogênio (N) e 
Flúor (F) obedecem rigorosamente à regra do octeto, desde que 
existam elétrons disponíveis em número suficiente. Entretanto, 
átomos como fósforo (P), enxofre (S), Cloro (Cl) e outros não 
metais do período 3 e seguintes podem acomodar mais de oito 
elétrons na camada de valência. Mas como reconhecer as 
exceções à regra do octeto? Vejamos algumas exceções.
Radicais
Algumas espécies têm número impar de elétrons de 
valência, o que significa que pelo menos um de seus átomos não 
pode ter um octeto. Espécies que têm elétrons com spins não-
emparelhados são chamadas de radicais. Os radicais têmimportância crucial para reações químicas que ocorrem na 
atmosfera superior, onde contribuem para a formação e 
decomposição do ozônio (O ). Os radicais têm também um papel 3
na nossa vida diária, muitas vezes negativo. Os danos causados 
pelos radicais podem ser retardados por um aditivo chamado de 
antioxidantes, que reagem rapidamente contra os radicais, 
antes que eles posam agir. Acredita-se que o envelhecimento é 
parcialmente à ação dos radicais, e que antioxidantes, como 
vitaminas C e E, podem retardar o processo.
Camadas de valência expandidas
A regra do octeto diz que oito elétrons preenchem a 
camada externa para atingir a configuração da camada de 
2 6valência de um gás nobre ns np . Quando, entretanto, um átomo 
central de uma molécula tem orbitais d vazios, ele pode acomodar 
10, 12 ou até mais elétrons. Os elétrons nessa camada de 
 
CO O OC O
0 0 0 -2 +2 0
NN O ON N
-1 +1 0 -1 +2 -1
Figura 4.2: Calculo de 
carga formal
58
valência expandida podem estar como pares isolados ou podem 
ser usados pelo átomo central para formar ligações.
Como os elétrons adicionais devem ser acomodados em 
orbitais de valência, somente os não metais do período 3 ou acima 
podem ter octetos expandidos. Os átomos desses elementos têm 
orbitais d vazios na camada de valência. Outro fator – 
possivelmente o mais importante – que determina de outros 
átomos, além dos permitidos pela regra do octeto, podem se ligar 
ao átomo central é o tamanho deste último. Por exemplo, um 
átomo de Fósforo (P) é grande o suficiente para que seis átomos 
de cloro se acomodem em torno dele. O PCl é um reagente 5
comum de laboratório. Um átomo de nitrogênio (N), porem, é muito 
pequeno, e o NCl é desconhecido. Um composto que contém 5
átomo com mais átomos ligados a ele do o permitido pela regra do 
octeto é chamado de composto hipervalente.
Elementos que podem expandir sua camada de valência 
comumente mostram covalência variável, ou seja, a capacidade 
de formar números diferentes de ligações covalentes. O fósforo é 
um exemplo. Ele reage diretamente com uma quantidade limitada 
de cloro para formar um líquido tóxico incolor, o tricloreto de 
fósforo:
P + 6 Cl 4 PCl4 (g) 2 (g) 3 (l)
A estrutura do PCl é mostrada na Figura 4.3. Pode se ver que ela 3
obedece à regra do octeto. Entretanto, quando PCl reage com 3
excesso de cloro (Figura 4.4), produz-se o pentacloreto de fósforo 
(Figura 4.5).
4.4 - Relação entre ligações iônicas e ligações covalentes
As ligações iônicas e covalentes são dois modelos 
extremos da ligação química. A maior parte das ligações tem 
caráter duplo, parte iônica e parte covalente. Quando 
descrevemos a ligação entre não-metais, a ligação covalente é um 
bom modelo. Quando um metal e um não-metal estão presentes 
em um composto simples, a ligação iônica é um bom modelo. Em 
muitos compostos, entretanto, as ligações parecem ter 
propriedades entre esses dois modelos extremos. Será que 
podemos descrever essas ligações mais acuradamente 
 
P
Cl
ClCl
Figura 4.3: Tricloreto 
de fósforo
Cl
P
Cl
Cl Cl
ClCl
P
Cl
ClCl
Cl
+ _
(a) PCl4+ (b) PCl6-
Figura 4.4: íon Pentacloreto 
de fósforo, PCl5 (g)
 
Cl
P
Cl Cl
ClCl
Figura 4.5: Molécula do 
pentacloreto de fósforo, 
PCl5 (g)
59
aperfeiçoando os dois modelos fundamentais?
Correção do modelo covalente: eletronegatividade 
Todas as ligações podem ser vistas como híbridos de 
ressonância estruturas puramente covalentes e puramente 
iônicas. Assim, a estrutura da molécula Cl pode ser descrita como 2
 
Cl Cl Cl Cl Cl Cl
+_ _+
Neste caso, as estruturas iônicas contribuem muito pouco para o 
híbrido de ressonância e podemos descrever a ligação como 
quase puramente covalente. Além do mais, as duas estruturas 
iônicas têm a mesma energia e contribuem igualmente para o 
hibrido e a carga média de cada átomo é zero. Entretanto, uma 
molécula composta de elementos diferentes, como HCl, a 
ressonância 
 
H Cl +
_ _
+H ClHCl
tem contribuições diferentes das duas estruturas iônicas. A 
estrutura iônica de menor energia é H+Cl-. Como o átomo de 
cloro tem afinidade eletrônica maior do que o hidrogênio, a 
estrutura com uma carga negativa no átomo Cl contribui mais 
efetivamente do que H-Cl+.Como resultado, existe uma pequena 
carga negativa residual no átomo Cl e uma pequena carga 
positiva residual no átomo H. As cargas nos átomos são 
chamadas de cargas parciais. Mostramos que existe cargas 
parciais sobre os átomos escrevendo . Uma ligação 
em que contribuições iônicas para a ressonância resultam em 
cargas parciais é chamada de ligação covalente polar. Todas 
as ligações entre átomos diferentes, são, até certo ponto, 
polares. As ligações de moléculas diatômicas homonucleares (do 
mesmo elemento) e íons são não-polares.
Os dois átomos de uma ligação covalente polar formam 
um dipolo elétrico, uma carga parcial positiva próxima de uma 
carga parcial igual, porém negativa. Um dipolo é representado 
por uma seta que aponta para a carga parcial negativa (Figura 
−+
−
δδ ClH
A eletronegatividade é 
uma medida do poder de 
atração de um átomo 
sobre um par de elétrons 
de uma ligação. Uma 
ligação covalente polar é 
uma entre dois átomos 
com cargas elétricas 
parciais provenientes da 
diferença de 
eletronegatividade. 
Cargas parciais dão 
origem a um momento 
de dipolo elétrico.
 
−δ
+δ
Figura 4.6: Momento 
dipolo
60
4.6). O tamanho de um dipolo elétrico – que é uma medida da 
magnitude das setas parciais – é chamado de momento de dipolo 
elétrico, (letra grega um) em unidades denominadas debye.
Correção do modelo iônico: Polarizabilidade
Todas as ligações iônicas têm um caráter covalente. Para 
ver como o caráter covalente pode se manifestar, consideremos 
- +um ânion monoatômico (Cl ) próximo a um cátion (como o Na ). 
Como as cargas positivas do cátion atraem os elétrons do ânion, a 
nuvem eletrônica esférica do ânion destorce-se na direção do 
cátion. Podemos entender esta distorção como uma tendência do 
par de elétrons de deslocar-se para a região entre os núcleos e 
formar uma ligação covalente. As ligações iônicas adquirem 
progressivamente maior caráter covalente quando a distorção da 
nuvem eletrônica do ânion aumenta.
Os átomos e íons que se distorcem facilmente são 
chamados de muito polarizáveis. Pode-se esperar que um ânion 
seja muito polarizável se ele for volumoso, como o iodeto, . Nos 
íons volumosos e muito polarizáveis, o núcleo do íon exerce um 
efeito relativamente pequeno sobre os elétrons mais externos, que 
estão muito distantes. Como resultado, a nuvem eletrônica de um 
ânion volumoso é facilmente distorcida.
Os átomos e íons capazes de provocar grandes distorções 
na nuvem eletrônica de seus vizinhos têm alto poder de 
polarização. Um cátion pode ter alto poder de polarização se ele 
3+pequeno e tem número elevado de cargas, como o Al . Um raio 
pequeno significa que o centro de cargas de um cátion com carga 
elevada fica muito perto do ânion e pode exercer forte atração 
sobre seus elétrons. As ligações em compostos formadas por um 
cátion pequeno e altamente carregado e um ânion volumoso e 
polarizável tendem a ter caráter covalente.
A polarizabilidade e o poder de polarização dos íons podem 
ajudar a explicar as relações diagonais da Tabela Periódica. Os 
cátions tornam-se menores, com carga maior, e, portanto, com 
maior poder de polarização da esquerda para a direita em um 
2+ +período. Assim, o Be tem maior poder de polarização do que o Li 
2+e o Mg .
−I
61
4.5 - Forças e comprimentos das ligações covalentes
As características de uma ligação covalente entre dois 
átomos são devidas principalmente às propriedades desses 
átomos. Elas variam muito pouco cm a natureza de outrosátomos presentes na molécula. Como resultado, pode-se 
predizer algumas características de uma ligação com razoável 
certeza, conhecendo-se os dois átomos que a formam. Assim, o 
comprimento e a força das ligações são aproximadamente os 
mesmos, independentemente da molécula em que estão. Por 
isso, é possível entender propriedade de moléculas grandes 
como, por exemplo, a replicação do DNA em nossas células e 
transferência da informação estudando as características das 
ligações C=O e N-H de compostos mais simples, como o 
formaldeído, H C=O e amônia, NH .2 3
Forças de ligação
A força de uma ligação química é medida por sua energia 
de dissociação, D, a energia necessária para separar os átomos 
ligados, quanto maior a energia de dissociação, mais forte é a 
ligação.
Variação da energia de ligação
A energia de ligação cresce quando a multiplicidade da 
ligação aumenta, decresce quando aumenta o número de pares 
isolados em átomos vizinhos e decresce com o aumento do raio 
atômico.
4.5 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. O que é uma ligação iônica?
2. Os símbolos de Lewis para o átomo só representa os elétrons 
em sua camada de valência? Por quê?
2-3. Por que o cloro não forma o íon Cl ?
4. O que é a regra do octeto? Quem a criou e com que objetivo?
5. O que é uma ligação covalente polar?
6. Defina eletronegatividade. 
62
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e suas transformações. V. 
1. 3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002.
http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%A
Dmica
http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/ligaquim.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo3.htm
http://members.tripod.com/alkimia/ligacao_quimica.htm
http://www.carloslp.hpg.ig.com.br/ligacao/ligacao.htm
Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
63
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
O nosso objetivo neste capitulo e iniciar o estudo de um assunto 
denominado estequiometria, o estudo quantitativo de reações 
químicas. Isto nos ajudara, por exemplo, a determinar qual a 
quantidade de oxigênio necessária para a combustão completa 
de uma dada quantidade de glicose ou qual a massa de dióxido de 
carbono que pode ser obtida desta reação. A estequiometria é a 
parte da química que é fundamental àqueles que se interessam 
por química: químicos, engenheiros químicos, bioquímicos, 
biólogos moleculares, geoquímicos, físicos e outros.
EstequiometriaEstequiometria
Unidade 5Unidade 5
Sumario 
UNIDADE 5 - ESTEQIOMETRIA 63 
5.1 - Conceito de mol ....................................................... 67 
5.2 – O número de Avogadro e o mol .............................. 67 
5.3 - Equivalências estequiométricas ............................... 68 
5.4 - Medindo moles de elementos e compostos ............. 69 
5.5 - Utilização do número de Avogadro em cálculos ...... 69 
5.6 - Massas moleculares e massas-fórmulas ................. 70 
5.7 - Aplicações da estequiometria................................... 70 
5.8 - Composição percentual............................................ 71 
5.9 - Fórmulas empírica e molecular ................................ 72 
5.10 - Fórmulas empíricas a partir de composições 
percentuais .............................................................. 
 
73 
5.11 - Atividades de aprendizagem ................................. 75 
5.12 - Referências bibliográficas ..................................... 76 
5.13 - Web-bibliografia ..................................................... 76 
 
Uma equação química equilibrada mostra a relação quantitativa 
entre reagentes e produtos em uma reação química. Apliquemos 
este conceito na reação do fósforo e cloro.
P + 6 Cl 4 PCl4 (s) 2 (g) 3 (l)
-1Suponha que você use 1,00 mol de fósforo (P , 124 g.mol ) nesta 4
reação. A equação equilibrada nos mostra que 6,00 moles ou 425 
g de Cl devem ser utilizados e que 4,00 moles ou 549 g de PCl 2 3
podem ser produzidos.
Reagentes Produtos 
P4 (s) 
1 molécula 
1,00 mol 
124 g 
6 Cl2 (g) 
6 moléculas 
6,00 moles 
425 g 
→ 
→ 
→ 
→ 
4 PCl3 (l) 
4 moléculas 
4,00 moles 
549 g (= 124 g + 425 g) 
 
A equação equilibrada para a reação do fósforo com cloro se 
aplica independentemente da quantidade de P utilizada. Se 4
0,0100 mol de P (1,24 g) é utilizado, então 0,0600 mol de Cl (4,25 4 2
g) é necessário e 0,0400 g mol de PCl (5,49 g) se forma. Podemos 3
confirmar com experiência: se 1,24 g de P e 4,25 g de Cl forem 4 2
utilizados, então 5,49 g (= 1,24 g + 4,25 g) de PCl serão 3
produzidos.
Como pode ser observado, nos trabalhos de laboratório 
são utilizadas duas relações particularmente importantes entre 
substâncias que participam de uma reação química. Uma delas é 
a razão entre o número de átomos de cada elemento em um dado 
composto. A outra é a razão entre as quantidades de cada 
substância em uma reação, medidas em unidades adequadas ao 
ambiente de laboratório. A parte da química que lida com estes 
conceitos é chamada de estequiometria (do grego stoiqueion 
(elemento) e metron (medida). Ou seja, estequiometria é o cálculo 
que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que 
participam de uma reação química com o auxílio das equações 
químicas correspondentes. O conceito de mol é dominante em 
estequiometria.
66
5.1 - Conceito de Mol
As razões dentre o número de átomos nos compostos são 
geralmente expressas por subscritos inteiros nas formulas 
químicas. Não são usados números fracionários, pos nunca são 
encontradas frações de átomos em compostos. Na água, H O, por 2
exemplo, esta razão é 2 átomos inteiros de H para 1 de O, estando 
subentendido o subscrito “1”. Assim, a natureza não nós dá 
opções quando desejamos construir uma molécula de H O, não 2
deixando nenhum átomo de H ou de O remanescente. Estamos 
limitados, pela estrutura da molécula de água, a utilizar dois 
átomos de hidrogênio e um de oxigênio.
2 átomos de H + 1 átomo de O 1 molécula de H O2
Para construir uma dúzia de moléculas de H O, precisamos 2
de 2 dúzias de átomos de H e de uma dúzia de O, mantendo-se a 
razão 2:1. Logo, a razão que realmente importa no caso da H O é 2
sempre 2H:1º, seja ela expressa em átomos ou dúzias de átomos. 
Esta razão é a “lei” estequiométrica para a água. Toda substância 
pura tem uma “lei” estequiométrica, evidenciada pela sua formula.
5.2 - O Número de Avogadro e o Mol
Como átomos e moléculas são extremamente pequenos – 
precisamos de muito mais que uma dúzia de qualquer deles para 
obtermos amostras acessíveis à manipulação – os químicos 
foram levados a definir uma “amostra padrão” apropriada para 
lidar com as quantidades macroscópicas que encontramos no 
laboratório, uma quantidade denominada mol (símbolo mol). 
Esta é a unidade básica n SI para quantidade de substância 
química.
O número de unidades formais em um mol é chamado 
número de Avogadro, em homenagem a Amedeo Avogadro. Seu 
23melhor valor experimental é 6,0221367 x 10 , um número tão 
grande que se torna difícil de ser compreendido com facilidade 
pelos padrões de nossa vida diária. Um mol de reais seria 
suficiente para garantir a todos os habitantes da Terra 
aproximadamente 6 bilhões de pessoas, uma renda de 3 milhões 
de reais por segundo para cada um durante 100 anos. No entanto, 
como os átomos são realmente muito pequenos, a massa de uma 
quantidade de átomos de carbono-12 igual ao número de 
Um mol de qualquer 
elemento ou 
composto tem o 
mesmo número de 
unidades formais 
que o número de 
átomos que existem 
em exatamente 12 g 
de carbono-12
67
Avogadro é somente 12 g.
Quandonecessitamos usar o número de Avogadro em 
cálculos, usamos geralmente o valor arredondado para três ou 
23quatro algarismos significativos, ou seja, usamos 6,02 x 10 ou 
236,022 x 10 . Assim, podemos escrever, com quatro algarismos 
significativos.
As “coisas” importantes em Química são, naturalmente, 
átomos, íons moléculas e unidades formais. Deste modo, 1 mol de 
carbono tem o número de Avogadro de átomos de C, 1 mol de 
água tem o mesmo número de moléculas de H O e 1 mol de NaCl 2
tem o número de Avogadro de unidades formais. Logo, 
quantidades iguais de moles contêm um número idêntico de 
unidades, sejam elas átomos, moléculas ou unidades formais. 
Esta simples idéia constitui o cerne de toda a estequiometria e é a 
base de todo raciocínio quantitativo em química.
5.3 - Equivalências estequiométricas
A equivalência estequiométrica de dois elementos em uma 
fórmula química é a razão entre o número de moles de cada um 
conforme indicado pela fórmula. Por exemplo, os subscritos em 
P O indicam a proporção de P para O nesta substância, tanto em 4 10
átomos quanto em moles de átomos, assim,
por átomos: 4 átomos P para átomos 10 O
por moles: 4 moles P para 10 moles O
Utilizando o símbolo para representar a frase “é 
estequiometricamente equivalente a”, podemos escrever, em 
termos de números de moles.
4 moles P 10 moles de O
È possível observar que esta relação é prontamente obtida da 
formula P O . Assim, uma formula química torna-se um 4 10
instrumento para a obtenção de uma equivalência 
estequiométrica que pode ser útil na solução de um problema.
As equivalências estequiométricas também nos permitem 
construir fatores de conversão quando necessário. Deste modo, a 
equivalência dada por 4 moles de P 10 moles de O transforma-se 
facilmente nos seguintes fatores.
 ouO de moles 10
 P de moles 4
P de moles 4
O de moles 10
Um mol de coisas = 6,022 
23x 10 de coisas
68
A formula P4 O10 também implica outras equivalências, cada uma 
delas associada a dois fatores de conversão.
1 mol de P O 4 moles de P ou e4 10
1 mol de P O 10 moles de O ou e4 10
P de moles 4
 P de mol 1 104O
104P de mol 1
 P de moles 4
O
O de moles 10
 P de mol 1 104O
104P de mol 1
 O de moles 10
O
5.4 - Medindo moles de elementos e compostos
A definição no SI do mol diz que a massa de exatamente 1 
mol de Carbono-12 é exatamente 12 g. O carbono natural, no 
entanto, não é carbono-12 puro, mas uma mistura de isótopos com 
98,90% de carbono-12 e 1,10% e carbono-13. a massa “média” de 
átomos de carbono na mistura é 12,011 u, que é a massa atômica 
do carbono dada nas tabelas periódicas. A massa de um número de 
Avogadro destes “átomos médios” será assim, 12,011 g. Em outras 
palavras, para o carbono natural, 1mol de C equivale a 12,011 g de 
C. Vale a pena enfatizar a generalização deste raciocínio para 
todos os elementos. De agora em diante, utilizaremos o termo 
“massa atômica” para identificar a massa atômica média dos 
isótopos do elemento natural.
Como o conhecimento da massa atômica de um elemento 
nos permite determinar a massa de um mol desta mesma 
substância, ficamos com um procedimento conveniente para obter, 
no laboratório, qualquer quantidade desejada, em moles, de um 
elemento. O instrumento necessário é neste caso, a balança. 
Suponha por exemplo, que necessitamos de 1 mol de átomos de 
ferro para realizar uma experiência. A massa atômica deste 
composto é 55,845. Logo, a massa de um mol de Fe é 55,845 g. Da 
mesma forma podemos obter, consultando a tabela de massas 
atômicas, a massa de 1 mol de O, que é 15,999 g, ou de qualquer 
outro átomo.
5.5 - Utilização do número de Avogadro em cálculos
O número de Avogadro, na realidade, não é utilizado nos 
trabalhos de laboratório. Ele é empregado, por exemplo, quando 
desejamos saber a massa em gramas de um ou mais átomos de 
um elemento ou quando queremos calcular o número de átomos 
Um mol de qualquer 
elemento tem massa em 
gramas numericamente 
igual à massa atômica do 
elemento
69
em uma amostra de um elemento de massa conhecida. Por 
exemplo. Quantos átomos contêm uma amostra de ferro cuja 
-6massa é 1,00 x 10 g (1,00 g)?
A expressão (“quantos átomos”) dada no problema indica que 
precisamos usar o número de Avogadro. Este número porem, nos 
informa o número de átomos em um mol. Agora devemos saber 
como resolver o problema.
Primeiramente, devemos saber que formula usar, a saber.
g de Fe x x = átomos de Fe
1,00 x 10 g Fe x 
= 1,08 x 10 átomos de Fe
5.6 - Massas moleculares e Massas-Fórmulas
O conceito de mol é utilizado no caso de compostos 
exatamente do mesmo modo que com os elementos. A cada 
elemento está associada uma massa atômica e, analogamente, a 
cada composto está associada a sua massa-fórmula, a soma das 
massas atômicas dos elementos representados na fórmula. 
Quando sabemos que uma substância não é iônica, mas sim 
moléculas, falamos de sua massa molecular, reservando do termo 
massa-fórmula para compostos iônicos.
5.7 - Aplicações da estequiometria
Uma das utilizações mais comum da es6tequiometria em 
laboratório acontece quando necessitamos conhecer a relação 
entre as massas de dois compostos necessários para sintetizar um 
certo composto. Por exemplo. Quantos gramas de Cl devem 
combinar-se com 24,4 g de Si para obtermos tetracloreto de silício, 
SiCl ?4
Começaremos restabelecendo o enunciado na forma:
24,4 g de Si ? g de Cl (para o composto SiCl )4
Analisando o composto temos:
1 mol de Si 4 moles de Cl
Para resolver esta questão devemos seguir a sugestão dada a 
seguir
Fe de g
Fe de mol
Fe de mol
Fe de átomos
Fe de g 55,8
Fe de mol 1
Fe de mol
Fe de átomos 10 x 6,022 23-6
16
70
 
24,4 g de Si ? g de Cl
mol de Si mol de Cl
subscritos
em SiCl4
 Massa 
 Atômica 
 do Si
 Massa 
 Atômica 
 do Cl
 
Assim, 1 mol de Si 28,09 g de Si, daí, 
24,4 g de Si x = 0,869 mol de Si
Agora, com esse dado calculas o número de moles de Cl
0,869 mol de Si x = 3,48 moles de Cl
Sabendo que 1 mol de Cl 35,45 g de Cl, temos,
3,8 moles de Cl x = 123 g de Cl
Logo, 123 g de Cl combinam-se com 24,4 g de Si para formar 
SiCl4.
5.8 - Composição percentual
Entre as atividades experimentais mais empolgantes da 
química estão a manufatura de um composto inteiramente novo 
ou o isolamento de uma nova substância a partir de uma fonte 
natural. Imediatamente aparecem questões do tipo: O que é isto? 
Qual a sua formula? A resposta para estas questões começa pela 
análise qualitativa, uma série de procedimentos destinada a 
identificar todos os elementos que constituem a substância. Em 
seguida vêm os procedimentos de análise quantitativa, a qual 
determina a massa de cada elemento em uma amostra de 
substância de massa conhecida. Por exemplo. Uma amostra de 
liquido cuja massa é 8,657 g foi decomposta em seus elementos 
dando origem a 5,217 g de carbono; 0,9620 g de hidrogênio e 
2,478 g de oxigênio. Qual é a composição percentual deste 
composto?
Para responder esta questão devemos aplicar a seguinte formula
% por massa de elemento = x 100%
Si de g 28,09
Si de mol 1
Si de mol 1
Cl de mol 4
Cl de mol 1
Cl de de 35,45
amostra da totalMassa
elemento do Massa
71
A solução é:
Para o C: x 100% = 60,26% C
Para o H: x 100% = 11,11% H
Para o O: x 100% = 29,62% O
Soma das percentagens = 99,99%
Este resultado diz que em 10,00 g de líquido há 60,26 g de 
carbono; 11,11 g hidrogênio e 28,62 g de oxigênio.5.9 - Formulas Empírica e Molecular
A substância formada quando o fósforo entra em 
combustão (combina-se com oxigênio) é constituída por 
moléculas de formula P O . Quando uma formula representa a 4 10
composição de uma molécula, ela é denominada fórmula 
molecular.
Para obter uma fórmula empírica experimentalmente, 
precisamos determinar o número de gramas de cada elemento 
na amostra do composto. Convertermos então gramas em 
moles, de onde obtemos as razões entre os números de cada 
elemento. Como a razão entre o número de moles é idêntica À 
razão entre o número de átomos, podemos então construir a 
fórmula empírica. Por exemplo. Em uma amostra de u8m 
composto de estanho e cloro de massa 2,57 g foram encontrados 
1,17 g de estanho. Qual a formula empírica da substância?
Primeiramente vamos encontrar a massa de cloro em 2,57 g de 
substância.
Massa de Cl = 2,57 g do composto – 1,17 g de Sn = 1,40 g de Cl
Utilizamos, agora, as massas atômicas para converter as 
massas do estanho e do cloro em moles.
1,17 g de Sn x = 0,00986 mol de Sn 
1,40 g de Cl x = 0,0395 mol de Cl 
g 8,657
g 5,217
g 8,657
g 0,9620
g 8,657
g 2,478
Sn de g 118,
Sn de mol 1
Cl de g 35,45
Cl de mol 1
72
Podemos agora escrever a fórmula: Sn Cl , que expressa a 0,00986 0,0395
razão entre o número de moles (razão molar), mas nós queremos 
que os subscritos sejam números inteiros, então, dividimos os 
subscritos pelo seu menor valor,
 Sn Cl , Sn Cl 
daí a fórmula empírica é SnCl .
5.10 - Fórmulas Empíricas a partir de composições 
percentuais
Só muito raramente é possível obter as massas de todos os 
elementos em um composto utilizando somente uma amostra de 
massa conhecida. Em geral são necessárias duas ou mais 
análises, efetuadas em amostras diferentes. Suponha, por 
exemplo, que a analise de um composto revelou que ele consiste 
exclusivamente em cálcio, cloro e oxigênio. A Massa de cálcio em 
uma amostra previamente pesada e determinada em uma 
experiência, enquanto a massa de cloro e determinada em outra 
experiência, usando uma amostra separada. Convertemos então 
as massas obtidas para o cálcio e o cloro em percentagens de 
massa, de modo que as dados obtidos das diferentes amostras 
ficam relacionados à mesma massa da amostra, ou seja, 100 d do 
composto. A percentagem de oxigênio é então obtida por 
subtração, pois %Ca + %CI + %0 = 100%. Cada uma destas 
percentagens de massas representa um certo numero de gramas 
do elemento, que e depois convertido no numero de moles 
correspondente do mesmo elemento. As proporções em termos de 
moles são agora convertidas para razões entre números inteiros. 
Utilizando o método que acabamos de estudar, levando aos 
subscritos da fórmula empírica. Vamos ilustrar o procedimento 
com um exemplo.
Um pó branco utilizado em tinta, esmaltes e cerâmicas tem a 
seguinte composição percentual: Ba, 69,6%; C, 6,09%; e 0, 24,3%. 
Qual. sua fórmula empírica?
Se escolhermos uma amostra de 100 g do composto, as 
percentagens serão numericamente iguais às massas. Teremos 
00986,0
00986,0
00986,0
0395,0 00,101,4
4
73
então que converter gramas em moles, utilizando as massas 
atômicas dos elementos. Dai em diante, procederemos como nos 
casos anteriores.
100 g do composto conteriam 69,6 g de Ba, 6,09 g de C e 24,3 
g de O. Vamos converter estas massas em moles.
Para o Ba: 69,6 g de Ba x = 0,507 mol de Ba
Para o C: 6,09 g de C x = 0,507 mol de C
Para o O: 24,3 g de O x = 1,52 mol de O
Nessa fórmula empírica preliminar temos, então,
Ba C O0,507 0,507 1,52
Em seguida dividimos cada subscrito pelo menor deles, 0,507 
Ba C O = Ba1,00C1,00O3,00 daí, a fórmula empírica é 
BaCO .
Ba de g 137,3
Ba de mol 1
C de g 12,01
C de mol 1
O de g 16,00
O de mol 1
507,0
507,0
507,0
507,0
507,0
52,1
3
74
5.11 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Escreva a equação equilibrada para a combustão do butano, 
C H .4 10
2. Qual a massa de carbono em gramas, que pode ser consumida 
por 454 g de O ,em uma combustão, para produzir monóxido 2
de carbono?
2 C + O 2 CO(s) 2(g) 2(g)
3. O metanol, um excelente combustível, pode ser obtido pela 
reação entre o monóxido de carbono e o hidrogênio.
CO + 2 H CH OH (g) 2 (g) 3 (l)
Suponha que 356 g de CO são misturados com 65,0 g de H . Quem 2
é o reagente limitante? Qual a maior massa de metanol que pode 
ser obtida? Qual a massa do reagente em excesso que permanece 
depois que todo o reagente limitante foi consumido?
4. Quantos moles de átomos de oxigênio estão combinados com 
4,20 moles de cloro no Cl O ?2 7
5. Quantos moles de silício há em 4,60 g deste elemento?
6. Quantos gramas de ferro são necessários para reagir com 25,6 
g de O e formar Fe O ?2 3
75
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002
http://pt.wikipedia.org/wiki/Estequiometria
http://www.coladaweb.com/quimica/estequiometria.htm
http://www.mspc.eng.br/quim2/esteq01.shtml
http://www.cocemsuacasa.com.br/ebook/pages/3379.htm
Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
76
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Trabalhando na Universidade de Uppsala (Suécia), Arrhenius 
realizou numerosas experiências relacionadas com a passagem 
de corrente elétrica através de soluções aquosas e, com base 
nessas experiências, formulou a hipótese de que tais soluções 
deveriam conter partículas carregadas: os íons. A partir disso, ele 
estabeleceu a teoria da dissociação iônica, que lhe possibilitou, 
em 1903, a conquista do Prêmio Nobel. De acordo com Arrhenius, 
determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, são 
capazes de dar origem a íons positivos, os cátions, e a íons 
negativos, os ânions. Estudos posteriores mostraram também 
que determinadas substâncias não se ionizavam. Todas essas 
substâncias receberam uma classificação, funções 
inorgânicas, funções essas que podem determinar se uma 
substância é ácido, base, sal ou óxido. Esse é o assunto deste 
capítulo.
Funções Inorgânicas Funções Inorgânicas 
Unidade 6Unidade 6
Sumario 
 
UNIDADE 6 - FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
77 
6.1 - Ácidos ...................................................................... 79 
6.2 - Bases ....................................................................... 81 
6.3 – Sais ......................................................................... 83 
6.4 – Óxidos ..................................................................... 85 
6.5 - Atividades de aprendizagem .................................... 87 
6.5 - Referências bibliográficas ........................................ 88 
6.6 - Web-bibliografia ....................................................... 88 
 
À medida que o número de substâncias ia aumentando, o 
grau de dificuldades para conhecer todas também ia crescendo. 
Percebendo esse fato, os químicos começaram a tentar formar 
grupos de substâncias que apresentassem características 
semelhantes, isto é, que tivessem as mesmas reações. A cada 
conjunto de substâncias que apresentam propriedades 
semelhantes dá-se o nome de função química. 
As principais funções inorgânicas que iremos estudar são: 
Ácidos, bases, sais e óxidos.
6.1 - Ácidos 
O sabor azedo é uma das características comuns aos 
ácidos, os quais, assim como todas as substâncias azedas, 
estimulam a salivação.
O uso do vinagre ou do suco de limão em saladas está 
associado a esse fato. O aumentoda quantidade de saliva facilita 
a ingestão.
Mas o que são ácidos, ou melhor, qual sua definição?
São todos os compostos que em solução aquosa, ioniza-se, 
+produzindo H como único tipo de cátion.
+ –Ex.: HCl → H + Cl 
Nomenclatura dos ácidos
Para efeito de nomenclatura, os ácidos são divididos em dois 
grupos:
 Ácidos sem oxigênio: hidrácidos;
 Ácidos com oxigênio: oxiácidos.
1. Hidrácidos: ácidos sem oxigênio.
Seus nomes são dados da seguinte maneira:
Ácido -ídrico
Exemplo:
HF – ácido fluorídrico, HCN – ácido cianídrico
→entonomedoelem
79
2. Oxiácidos: ácidos com oxigênio.
Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a 
partir do nome e da fórmula dos ácidos-padrão de cada família.
A partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do 
úmero de átomos de oxigênio, determinam-se as fórmulas e os 
nomes de outros ácidos, com o uso de prefixos e sufixos. 
Observe:
Classificação dos ácidos
Além da classificação baseada na presença de oxigênio na 
molécula, os ácidos podem ser classificados segundo outros 
critérios:
Número de hidrogênios ionizáveis
Em função do número de íons H+ ou H3O+ liberados por molécula 
ionizada, os ácidos podem ser assim classificados:
Nos hidrácidos, todos os hidrogênios presentes nas moléculas 
são ionizáveis.
Nos oxiácidos, são ionizáveis somente os hidrogênios ligados a 
átomos de oxigênio (O).
17/VIIA (Cl, Br, I) 16/VIA (S, Se) 15/VA (N, P, As) 14/IVA (C) 
HClO3 
Ácido clórico 
H2SO4 
Ácido sulfúrico 
HNO3 
Ácido nítrico 
H2CO3 
Ácido carbônico 
 
 
 
Ácido-padrão 
 
 
→ 
Ácido per- →elemento do nome -ico 
Ácido →elemento do nome -ico 
Ácido →elemento do nome -oso 
Ácido hipo- →elemento do nome -oso 
 
 Monoácidos Diácidos Triácidos Tetrácidos 
No de H+ 
por 
moléculas 
ionizáveis 
 
1 H+ 
 
 
2 H+ 
 
 
3 H+ 
 
4 H+ 
 
80
Assim, em soluções aquosas, os ácidos podem liberar um ou mais 
íons H+ para cada molécula de ácido ionizado, e cada íon H+ 
liberado corresponde a uma etapa de ionização. Veja, por 
exemplo, a ionização do H2SO4:
1ª etapa: H SO H + HSO
2ª etapa: HSO H + SO
Equação total: H SO 2 H + SO
Grau de ionização
Grau de ionização de um ácido (á) é a relação entre o 
número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas 
dissolvidas. Para o cálculo dessa relação, usamos a seguinte 
expressão:
 á = 
6.2 - Base 
Uma das características das bases é seu sabor 
adstringente, que “amarra” a boca. Naturalmente, esse não é um 
bom método para identificar uma base, por ser extremamente 
perigoso.
Mas o que são báses, ou melhor, qual sua definição?
Hidróxido ou bases são compostos que apresentam grupo 
- +funcional oxidrila ou hidroxila (OH ) ligado a um metal ou NH . Nas 4
bases, a hidroxila, liga-se ao metal sempre através do oxigênio. 
Ex.: NaOH; Fe(OH) ;Mg(OH) ;NH OH3 2 4
Nomenclatura das bases
Para a nomenclatura das bases, pode-se utilizar a seguinte regra:
Hidróxido de
Exemplo:
NaOH – hidróxido de sódio
.
→←água
→←água
→←água
sdissolvida moléculas de nº
ionizáveis moléculas de nº
→cátion do nome
2
2
4
4
+
+
+ -
4
4- 4
4
2-
2-
81
Classificação das bases
As bases podem ser classificadas segundo três critérios:
Número de hidroxilas
–Em função do número de grupos OH liberados por fórmula, as 
bases podem ser Classificadas como:
Solubilidade em água
O esquema a seguir mostra a variação genérica da solubilidade 
das bases em água.
Importante:
Única base que não apresenta metal em sua fórmula é o 
hidróxido de amônio (NH OH), que existe apenas em solução 4
aquosa e, portanto, é uma base solúvel. O hidróxido de amônio 
pode ser obtido borbulhando-se gás amônia (NH ) em água, onde 3
ocorre a ionização do gás.
6.3 - Sais
Os sais geralmente apresentam sabor salgado e são 
sólidos, pois são compostos iônicos.
Para muitas pessoas, a palavra sal está associada apenas 
ao conhecido “sal de cozinha”, e, por esse motivo, relacionam sal 
à cor branca. No entanto, os sais podem ser encontrados em 
diferentes cores.
 Monobases Dibases Tribases Tetrabases 
No de OH- 
por 
fórmula 
 
1 OH- 
 
 
2 OH- 
 
 
3 OH- 
 
4 OH- 
Exemplo NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Pb(OH)4 
 
 
Solubilidade das bases em água
 metais
alcalínos
soluveis
 metais
alcalínos-terrosos
pouco soluveis
 outros 
 metais
praticamente insoluveis
> >
82
Mas o que são sais, ou melhor, qual sua definição?
São compostos iônicos que apresentam pelo menos um cátion 
+ -diferente de H e pelo menos um ânion diferente de OH
+ –Ex.: NaCl → Na + Cl 
+ + 2- NaHCO → Na + H + Co3 3
Nomenclatura dos sais
A nomenclatura dos sais é obtida a partir da nomenclatura do ácido 
que originou o ânion participante do sal, pela mudança de sufixos. 
Assim, temos:
Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte 
esquema:
nome do sal nome do ânion de nome do cátion
Exemplo
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS
A natureza dos íons
 Sal neutro: é um sal cujo ânion não possui hidrogênio ionizável 
+ –(H ) e também não apresenta o ânion OH .
Exemplos: NaCl, BaSO .4
 Hidrogeno-sal ou sal ácido: é um sal que apresenta dois cátions, 
+sendo um deles o H (hidrogênio ionizável), e somente um ânion.
+ + 2–Exemplo: Na H CO = NaHCO3 3
 Hidróxi-sal ou sal básico: é um sal que apresenta dois ânions, 
 
Sufixo do ácido -írico -íco -oso 
Sufixo do ânion -eto -ato -ito 
 
Ácido de origem Ânion Cátion Sal 
HCl – ácido 
clorídrico 
Cl- Cloreto Na+ NaCl 
Cloreto de 
sódio 
 
83
–sendo um deles o OH (hidroxila), e somente um cátion.
Na nomenclatura desses sais, devem-se indicar a presença e a 
–quantidade de grupos OH , de maneira semelhante aos sais que 
+apresentam grupos H . Assim, temos:
2+ – –Ca (OH) Cl = Ca(OH)Cl
Sal duplo ou misto: é um sal que apresenta dois cátions 
+diferentes (exceto o hidrogênio ionizável H ) ou dois ânions 
–diferentes (exceto a hidroxila OH ).
Nesse caso, a nomenclatura pode ser feita utilizando-se o 
seguinte esquema:
Sal com dois cátions 
de
+ + 2–Exemplo: Na Li SO = NaLiSO - sulfato de sódio e lítio4 4
Sal com dois ânions
 de
2+ – –Exemplo: Ca Cl ClO = Ca(Cl)ClO - poclorito cloreto de cálcio
 Sal hidratado: apresenta, no retículo cristalino, moléculas de 
água em proporção definida. A água combinada dessa maneira 
chama-se água de cristalização, e a quantidade de moléculas de 
água é indicada, na nomenclatura do sal, por prefixos.
Exemplos:
— CuSO . 5 H O = sulfato de cobre II penta-hidratado4 2
— CaSO . 2 H O = sulfato de cálcio di-hidratado4 2
A solubilidade em água
Em termos práticos, esse é o critério mais importante para a 
classificação dos sais. A tabela a seguir indica a solubilidade em 
água (a 25 ºC e 1 atm) das substâncias.
ânion do nome cátions dos nome
ânions dos nome cátion do nome
84
 
6.4 - Óxidos
s óxidos são substâncias presentes no nosso dia-a-dia. Um 
bom exemplo de óxido é o gás carbônico, expelido na respiração, 
principal responsável pelo efeito estufa.
Óxidos São compostos formados de dois elementos, dos quais 
um é o oxigênio, sendo o mais eletronegativo.
Ex.: H O; SO ;Al O ;H O2 2 2 3 2 2
Nomenclatura dos óxidos
Os óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são óxidos 
moleculares e têm seu nome estabelecido pela seguinte regra:
 óxido de nome do elemento
Exemplo: Monóxido de carbono = CO, dióxido de carbono =CO2
Os óxidos formadospor metais geralmente são óxidos iônicos e 
neles o oxigênio apresenta carga –2. Seu nome é formado da 
seguinte maneira:
 Óxido de 
+ 2–Exemplo: óxido de sódio = (Na ) O = Na O, óxido de cálcio = 2 2
2+ 2–(Ca )(O ) = CaO
Classificação dos óxidos
Os óxidos são classificados em função do seu comportamento na 
presença de água, bases e ácidos.
Óxidos básicos: apresentam caráter iônico, em que o metal terá 
... - tridi-, mono-,
oxigênio
 de quantidade a 
indica que Prefixo
..-.tetra - tridi-, 
elemento outro 
do quantidade a
 indica que Prefixo
elemento do Nome
85
geralmente “carga” +1 e +2.
Exemplos: Na O, BaO2
Esses óxidos reagem com água, originando bases, e reagem com 
ácidos, originando sal e água.
Óxidos ácidos: apresentam caráter covalente e geralmente são 
formados por ametais.
Exemplos: CO , SO , N O2 2 2 5
Esses óxidos reagem com água, produzindo ácido, e reagem com 
bases, originando sal e água.
Óxidos neutros: são covalentes, isto é, formados por ametais, e 
não reagem com água, ácido ou base.
Os óxidos neutros (também chamados de indiferentes ou inertes) 
mais importantes são: CO, NO e N O.2
Óxidos anfóteros: comportam-se como óxidos básicos na 
presença de um ácido, e como óxidos ácidos na presença de uma 
base.
Os óxidos anfóteros mais comuns são: ZnO e Al O . Existem 2 3
outros, menos importantes, que são formados por metais, como 
SnO, SnO , PbO, PbO , ou por semimetais, como As O , As O , 2 2 2 3 2 5
Sb O , Sb O .2 3 2 5
Óxidos duplos ou mistos resultam da combinação de dois óxidos 
de um mesmo elemento. 
Os exemplos mais comuns são:
2–Peróxidos: apresentam em sua estrutura o grupo (O ) .2
Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais 
alcalinos e metais alcalino-terrosos.
 Fórmulas Componentes Utilização 
Magnetita Fe3O4 FeO + Fe2O3 ímã natural 
Zarcão Pb3O4 2 PbO + PbO2 pintura 
 
86
 Peróxido de hidrogênio: H O2 2
É líquido e molecular. Quando dissolvido em água, origina uma 
solução conhecida como água oxigenada, muito comum em 
nosso cotidiano.
 Peróxido de metal alcalino (MA): MA O2 2
Exemplos: Na O , K O2 2 2 2
 Peróxido de metal alcalino-terroso (MAT): MATO2
Exemplos: CaO , BaO2 2
Os peróxidos reagem com a água, produzindo uma base e 
água oxigenada, e reagem com os ácidos, produzindo um sal e 
água oxigenada.
Veja um exemplo:
 peróxido + água base + água oxigenada
 K O + H O 2 KOH + H O2 2 2 2 2
6.5 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Defina ácidos, bases, sais e óxidos.
2. Escreva a fórmula dos seguintes ácidos:
a) clorídrico; d) nítrico;
b) sulfídrico; e) fosfórico;
c) sulfúrico; f) carbônico.
3. Defina três propriedades para ácidos, bases, sais e óxidos.
4. a) Qual o nome do produto de uso doméstico que contém ácido 
acético? b) Indique quatro espécies químicas (íons, moléculas) 
que existem em uma solução aquosa de ácido acético 
(H CCOOH).3
5. Dê o nome de cinco sais e cinco óxidos, e diga qual a utilidade 
de cada um?
87
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fun%C3%A7%C3%A3o_inorganica
http://www.colsaojose.com.br/tecnicos/tecquim/quimica_inorgan
ica/Funcoes_Inorganicas.pdf
http://www.coladaweb.com/questoes/quimica/funino.htm
Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
88
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
O exame, embora superficial, de numerosas espécies de matéria, 
naturais ou superficiais, permite, via de regra, reconhece-Ias 
como misturas aparentemente homogêneas de duas ou mais 
substancias. É o que sucede, por exemplo, com a areia, a 
madeira, a água do mar, o leite, o vinho, as tintas comuns, etc. A 
separação dos componentes dessas misturas pode ser 
conseguida, mais ou menos facilmente, pelos processos de 
analise imediata. Contudo, existem misturas cujos componentes 
são tão intimamente mesclados que suas partículas, embora 
separáveis, resistem aos processos mecânicos usuais 
fracionamento (decantação, centrifugação, etc.) e, devido às suas 
as dimenções, não podem ser visualizadas a olho nu ou através 
de instrumentos de grande poder de ampliação. De suma 
importância, na Química, essas constituem as soluções. As 
soluções é o assunto deste capítulo.
Colóides e Soluções Colóides e Soluções 
Unidade 7Unidade 7
Sumario 
UNIDADE 7 - COLOIDES E SOLUÇÕES 89 
7.1 - Formação de soluções ............................................. 91 
7.2 - Concentrações das soluções .................................. 93 
7.3 – A solubilidade e a influência da temperatura .......... 95 
7.4 – A influência da pressão na solubilidade dos gases 95 
7.5 – Efeitos dos solutos na pressão de vapor de 
soluções ................................................................... 
 
96 
7.6 - Atividades de aprendizagem ................................... 97 
7.7 - Referências bibliográficas........................................ 98 
7.8 - Web-bibliografia........................................................ 98 
 
Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O 
mundo que nos rodeia é constituído por sistemas formados por 
mais de uma substância: as misturas. As misturas homogêneas 
são denominadas soluções. Por exemplo, as ligas metálicas são 
soluções sólidas. O latão (Cu + Zn), por exemplo, é utilizado na 
fabricação de instrumentos musicais. O ar que envolve a Terra é 
uma solução gasosa formada, principalmente, pelos gases N e 2
O . A água dos oceanos é uma solução líquida na qual 2
encontramos vários sais dissolvidos, como o NaCl, MgCl e 2
MgSO , além de vários gases, como, por exemplo, o oxigênio (O ).4 2
Pelos exemplos, podemos perceber que as soluções são 
sistemas homogêneos formados por uma ou mais substâncias 
dissolvidas (solutos) em outra substância presente em maior 
proporção na mistura (solvente).
Nos laboratórios, nas indústrias e no nosso dia-a-dia, as 
soluções de sólidos em líquidos são as mais comuns. Um exemplo 
muito conhecido é o soro fisiológico (água + NaCl). Nesses tipos 
de soluções, a água é o solvente mais utilizado, sendo conhecida 
por solvente universal. Essas soluções são denominadas 
soluções aquosas.
7.1 - Formação de soluções
Uma solução e uma mistura homogênea na qual todas as 
partículas são muito pequenas, tipicamente da ordem de átomos, 
íons e pequenas moléculas, com diâmetros variando entre 0,05 e 
0,25 nm. Quando as partículas são maiores, as misturas possuem 
propriedades específicas de dispersões coloidais e suspens5es
Que força está por trás da formação das soluções
Para compreender o efeito de um soluto e um solvente na 
solubilidade, precisamos de uma melhor compreensão do 
processo pelo qual as soluções se formam. Começaremos 
examinando mais detalhadamente como os gases se misturam ou 
se dissolvem espontaneamente. Imagine um recipiente contendo 
dois gases separados por um painel removível. Quando o painel e 
removido, o processo de mistura se inicia espontaneamente 
devido ao movimento aleatório das moléculas. Dessa forma, os 
gases se misturam sem interferência externa. Uma vez que 
Soluções são 
misturas de duas ou 
mais substâncias 
que apresentam 
aspecto uniforme.
Homogêneo significa 
“igual” em todo lugar
91
tenham formado uma solução homogênea, suas moléculas 
jamais irão se separar espontaneamente e constituir seu estado 
original. Dizemos “jamais” porque o retorno ao estado original, 
não misturado, é estatisticamente muito pouco provável.
A mistura espontânea dos gases ilustra uma das 
tendênciasnaturais a mudanças mais fortes da natureza, a 
tendência de um sistema, abandonado a si mesmo, de tornar-se 
cada vez mais desordenado. No instante anterior ao que 0 painel e 
removido, temos dois gases no mesmo recipiente, mas eles estão 
separados em lados opostos. Isto representa uma ordem 
considerável, como uma fileira de meninos e outra de meninas no 
inicio de uma quadrilha caipira. Devido ao movimento natural das 
moléculas, a manutenção do estado ordenado se torna altamente 
improvável assim que o painel é retirado. E como se os meninos e 
meninas começassem a dançar a quadrilha, se misturando.
Aspectos quantitativos das soluções
Em laboratório, as soluções normalmente são preparadas 
dissolvendo-se uma massa determinada de soluto em uma certa 
quantidade de solvente.
Observações
1. Quando se prepara uma solução utilizando uma pequena 
quantidade de soluto sólido, verifica-se que o volume da solução 
é praticamente igual ao volume de água adicionado.
2. Para facilitar nosso trabalho, adotaremos o índice 1 para 
indicarmos o soluto, o índice 2 para indicarmos o solvente, e os 
dados relacionados à solução não conterão índices.
Assim,
O conhecimento das quantidades de soluto, solvente e 
solução, nos permite estabelecer algumas relações matemáticas, 
denominadas concentração das soluções.
Massa soluto solvente solução 
Representação m1 m2 m 
 
92
 
τ 
O conhecimento das quantidades de soluto, solvente e solução, 
nos permite estabelecer algumas relações matemáticas, 
denominadas concentração das soluções.
7.2 - Concentrações das soluções
Concentração comum (C): É a relação entre a massa do soluto e 
o volume da solução:
 C =
Densidade da solução (d) É a relação entre a massa da 
solução e o seu volume:
 d =
Título (T) ou ( ), percentagem em massa e ppm: Esse tipo de 
concentração, que relaciona as massas de soluto e solução, é 
um dos mais utilizados nas indústrias químicas e farmacêuticas:
 = = =
 
: 
solução da volume
soluto do massa
solução da volume
solução da massa
solução da massa soluto do massa
soluto do massa
+ 21
1
m m
m
+ m
m1
 
τ 
Atualmente, para indicar concentrações extremamente 
pequenas, principalmente de poluentes do ar, da terra e da água, 
usamos a unidade partes por milhão, representada por ppm.
Esse termo é freqüentemente utilizado para soluções muito 
diluídas e indica quantas partes do soluto existem em um milhão 
de partes da solução.
Assim, uma solução 20 ppm contém 20 gramas do soluto 
em 1 milhão de gramas da solução.
Como a solução é muito diluída, a massa de solvente é 
praticamente igual à massa da solução. Então, quando 
trabalhamos com ppm, consideramos que a massa do solvente 
corresponde à massa da solução.
A relação matemática para a determinação do ppm pode ser dada 
por:
x ppm = = ou ainda
 .10-6
 
(solução) solvente g 10
soluto do gx 
6 (solução) solvente Kg
soluto do gx 
(solução) solvente gx 
soluto do gx 
C = gL ; g.mL ; ...
d = gL ; g.mL ; ...
V
m1
V
m
-1 -1
-1-1
93
 
τv 
 
τv 
Título em volume e percentagem em volume ( ): Como é fácil 
medir o volume dos líquidos, a concentração de suas soluções é 
freqüentemente expressa em porcentagem em volume. No álcool 
comum e nas bebidas alcoólicas, esta relação é indicada em ºGL 
(Gay-Lussac):
 
 =
-1Concentração em mol.L ou Concentração molar ou 
molaridade (m): É a relação entre o número de mol do soluto e o 
volume da solução em litros:
 m = = ou m =
7.3 - A Solubilidade e a influência da temperatura
Por "solubilidade" entendemos a massa do soluto que 
forma uma solução saturada com uma dada massa de solvente a 
uma temperatura específica. As unidades utilizadas mais 
frequentemente são gramas do soluto por 100 gramas do 
solvente. Note que solubilidade se refere a uma solução 
saturada. Se tentarmos dissolver mais soluto, ele permanecerá 
como uma fase separada em contato com a solução. Haverá, 
naturalmente, um transito das partículas do soluto entre as fases 
dissolvida e não-dissolvida, pois em uma solução saturada temos 
sempre um equilíbrio. Podemos expressar este equilíbrio da 
seguinte forma: 
A influência da Temperatura na Solubilidade de Sólidos 
e Líquidos em Outros Líquidos
Contanto que mantenhamos a temperatura constante, o 
equilíbrio em uma solução saturada será mantido. Somente 
sujeitando o sistema a uma tensão específica, aquecendo-o ou 
solução da volume
soluto do Volume
(L) solução da volume
soluto do mol de número
V(L)
n1
V(L)M
m
1
1
Solutonão dissolvido (soluto 
em contato com a 
solução saturada) 
 
↔ 
Solutodissolvido (soluto no 
interior de uma solução 
saturada) 
 
94
esfriando-o, e que podemos quebrar este equilíbrio. Os 
deslocamentos do equilíbrio em qualquer sentido devem absorver 
diretamente esta tensão (principio de Le Chatelier).
Vamos considerar a situação mais comum, na qual a adição de 
calor faz com que mais soluto possa ser dissolvido em uma 
solução inicialmente saturada. Podemos literalmente escrever 
“calor” na expressão de equilíbrio, no lado esquerdo, lado do soluto 
não dissolvido, pois o calor e absorvido quando o soluto se 
dissolve.
A tensão causada pelo calor adicional faz com que o 
equilíbrio mude para a direita, uma mudança que "utiliza o calor" e 
absorve a tensão, mas também faz com que mais soluto se 
dissolva. A quantidade dissolvida varia muito, dependendo do 
soluto e do solvente. Observe na , por exemplo, as 
respostas ao aumento da temperatura das solubilidades do nitrato 
de amônia e do cloreto de sódio em água.
Alguns solutos se tomam menos solúveis com o aumento da 
temperatura, como por exemplo, o sulfato de cerio(III), Ce (SO ) , 2 4 3
(Figura 7.1). Precisamos retirar calor de uma solução saturada de 
sulfato de cerio(lII) para conseguirmos dissolver mais soluto. 
Assim, em sua equação de equilíbrio o "calor" estará do lado 
direito, pois ele e liberado para que possamos dissolver mais 
soluto em uma soluçao saturada.
Soluto Soluto + calornão dissolvido dissolvido
Quando aumentamos a temperatura deste sistema, o equilíbrio 
absorve a tensão (calor), mudando para a esquerda, e uma parte 
do soluto dissolvido deixa a solução. Tais sistemas são muito 
raros.
7.4 - A Influencia da Pressão na Solubilidade dos Gases
A solubilidade de um gás em um líquido é afetada não 
somente pela temperatura, mas também pela pressão. Os gases 
da atmosfera, por exemplo, principalmente o oxigênio e o 
nitrogênio, não são muito solúveis em água a baixas pressões, 
mas quando aumentamos a pressão eles se tomam incrivelmente 
solúveis (veja Figura 7.2).
Em Aplicações Práticas da Química a equação,
Figura 7.1
 Figura 7.1: Solubilidade em água 
em função da temperatura para 
várias substâncias
 Figura 7.2: Solubilidade em 
água como função da pressão 
para dois gases.
95
Gás + solvente solução (equilíbrio relevante)
Estão descritas as perigosas implicações para aqueles que 
precisam trabalhar em ambientes com pressão acima da normal.
Vamos supor que a pressão do sistema seja aumentada, 
reduzindo o volume disponível para o gás. O principio de Le 
Chatelier diz que o sistema irá se modificar de modo a reagir a 
esta tensão, isto e, o sistema irá responder de modo a absorver 
(reduzir) esta pressão.
7.5 - Efeitos dos Solutos na Pressão de Vapor de Soluções
Propriedades Coligativas
As propriedades físicas das soluções a seremestudadas 
nesta e nas próximas seções são chamadas de propriedades 
coligativas, porque elas dependem, na maioria das vezes, das 
populações relativas das partículas nas misturas, e não de suas 
identidades químicas. Nesta seção iremos estudar os efeitos dos 
solutos na pressão de vapor dos solventes em soluções líquidas.
Soluções de um Soluto Nao-Volátil
Todas as soluções Iíquidas de solutos não-voláteis 
possuem pressão de vapor mais baixas que seus solventes 
puros. Quando a solução é diluída (e, lembre-se, o soluto é não-
volátil), uma lei simples, a lei de Raoult, diz que a pressão de 
vapor da solução, P , é igual ao produto da fração molar do sol
solvente, X , pela sua pressão de vapor quando era pura, solvente
oP . Na forma de equação, a lei de Raoult é expressa como:solvente
oP = X .Psolução solvente solvente
oComo P = P - Psolvente solução
E a fração molar X + X = 1, temos quesolvente soluto
X = 1 - Xsolvente soluto
oDaí, a equação P = X .P ficasolução solvente solvente
oP = X .Psoluto solvente
Coligativas vem do grego 
kolligativ, dependente do 
número e não da 
natureza.
96
Assim, a mudança na pressão de vapor é igual À fração molar do 
soluto vezes a pressão de vapor do solvente quando puro.
7.6 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Que são soluções?
2. Como se classifica as soluções?
3. Imagine que se adicione 1,2 Kg de etilenoglicol, HOCH CH OH, 2 2
a 4,0 Kg de água no radiador de um carro. Qual a fração molar, 
a molalidade e a percentagem ponderal da solução de 
etilenoglicol?
4. O que é molaridade? Molalidade? E fração molar?
5. Cite 5 propriedades coligativas.
97
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
São Paulo: Thomson; 2002
http://pt.wikipedia.org/wiki/Col%C3%B3ide
http://www.fisica.net/quimica/resumo18.htm
http://bioquimica.fffcmpa.edu.br/pg2/pgs/quimica/coloides.pdf
http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/solucoes.htm
Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
98
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Neste capítulo vamos analisar as conseqüências da 
reversibilidade das reações químicas, que é a razão de, num 
sistema reacional, ser atingido o estado de equilíbrio entre 
reagentes e produtos e de este estado ser afetado por agentes 
externos ao sistema. No curso desta análise, teremos a 
possibilidade de descrever, quantitativamente, a “reatividade 
Química”. Veremos que esta reatividade expressa em termos das 
concentrações de reagentes e produtos em equilíbrio, constitui 
uma medida da tendência relativa intrínseca de as reações 
químicas avançarem dos reagentes para os produtos.
Equilíbrio QuímicoEquilíbrio Químico
Unidade 8Unidade 8
Sumario 
UNIDADE 8 - EQUILÍBRIO QUÍMICO 99 
8.1 - A natureza do estado de equilíbrio .......................... 101 
8.2 - Escrevendo expressões da constante de equilíbrio 102 
8.3 - O significado da constante de equilíbrio, k............... 104 
8.4 - O significado do quociente de reação, q ................. 106 
8.5 - Determinação de uma constante de equilíbrio ........ 107 
8.6 - Usando constantes de equilíbrio em cálculos ......... 108 
8.7 - Fatores que influenciam nos equilíbrios químicos . 110 
8.8 - Influência da concentração ...................................... 110 
8.9 - Influência da temperatura ........................................ 111 
8.10 - Influência da pressão ............................................. 111 
8.11 - Atividades de aprendizagem .................................. 112 
8.12 - Referências bibliográficas ...................................... 113 
8.13 - Web-bibliografia ..................................................... 114 
 
Como o equilíbrio é fundamental em química, neste capítulo 
iremos discutir o equilíbrio químico aplicado a reações químicas. 
Nossa meta e explorar as conseqüências do fato de que as 
reações químicas são reversíveis, que em um sistema fechado o 
estado de equilíbrio e por fim atingido entre reagentes e produtos 
e que forças externas são capazes de alterar o equilíbrio. Um 
resultado importante dessa exploração será a habilidade de 
descrever "reatividade química" em termos quantitativos.
8.1 - A NATUREZA DO ESTADO DE EQUILÍBRIO
Se você já visitou urna caverna de pedra calcaria, é 
provável que tenha se impressionado com as belas estalactites e 
estalagmites, que são construídas, principalmente, de carbonato 
de cálcio. Como elas se formam?
A formação de estalactites e de estalagmites depende da 
reversibilidade das reações químicas. O carbonato de cálcio e 
encontrado em depósitos subterrâneos na forma de pedra 
calcaria, vestígio de antigos oceanos. Quando a água, que 
contém CO dissolvido, infiltra-se no calcário, ocorre uma reação 2
na qual o minério dissolve-se, formando uma solução aquosa de 
+ -íons Ca e HCO .2 3
2+ -CaCO + CO + H O Ca + 2 HCO3(s) 2(aq) 2 (l) (aq) 3 (aq)
Quando a água carregada de mineral chega a uma caverna, 
ocorre a reação inversa, havendo a liberação do CO e a 3
deposição de CaCO :3
2+ -Ca + 2 HCO CaCO + CO + H O(aq) 3 (aq) 3(s) 2(aq) 2 (l)
Já dissolução e a reprecipitação de calcário pode ser 
demonstrada em um experimento em laboratório com alguns sais 
2+ -que contém íons Ca e HCO (por exemplo, CaCl e NaHCO ). Ao 3 2 3
se colocar esses sais em um béquer com água e deixa-Io aberto 
podem ser vistas bolhas de gás CO e um precipitado de CaCO 2 3
sólido. Ao se borbulhar CO na solução, entretanto, o CaCO 2 3
sólido redissolve-se. Esse experimento ilustra uma característica 
importante das reações químicas: "Em principio, todas as reações 
químicas são reversíveis".
101
E interessante e informativo nos perguntarmos o que 
2+ -ocorre se a solução inicial de íons Ca e HCO estiver em um 3
2+ -recipiente fechado. Quando a reação se inicia, Ca e HCO 3
reagem para formar os produtos com certa velocidade. À medida 
que os reagentes são consumidos, a velocidade da reação 
diminui; porem, os produtos (CaCO , CO e H O) começam a se 3 2 2
2+ -combinar para formar novamente Ca e HCO em uma velocidade 3
que aumenta à medida que as quantias de CaCO e CO 3 2
aumentam. Em certo momento, a velocidade da reação direta (a 
formação de CaCO ) e a velocidade da reação inversa (a 3
redissolução de CaCO ) tornam-se iguais. Com a formação de 3
CaCO e sua redissolução ocorrendo com a mesma velocidade, 3
não se observa mais nenhuma mudança macroscópica. O 
sistema esta em equilíbrio, um estado em que tanto a reação 
direta quanto a inversa continuam ocorrendo com velocidades 
iguais, mas nenhuma variação liquida é observada. Representa-
se a situação escrevendo uma equação balanceada com 
reagentes e produtos conectados por uma seta dupla:
Reações químicas silo dinâmicas e muitas delas são 
reversíveis. Outro exemplo e a ionização do ácido acético, a 
reação responsável pela acidez do vinagre.
8.2 - Escrevendo Expressões da Constante de Equilíbrio
Reações Que Envolvem Sólidos, água e Líquidos Puros
Você devera saber algumas regras de como escrever 
expressões de constante de equilíbrio. Por exemplo, a oxidação 
do sólido amarelo enxofre produz o gás incolor dióxido de enxofre 
em uma reação produto-favorecida (favorece a formação dos 
produtos)
 
Ca2+(aq) + 2 HCO3-(aq) CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l)
S(s) + O2(g) SO2(g)
102
Seguindo o principio geral de que as concentrações dos produtos 
aparecem no numerador e as concentrações de reagentes 
aparecem no denominador, você escreveria inicialmente:
Como o enxofre e um sólido molecular e a concentração de 
moléculas em qualquersólido á determinada por sua densidade, 
a concentração de enxofre não se altera, seja pela reação, seja 
pela adição ou pela remoção de sólido. Alem disso, é fato 
experimental que as concentrações de O e SO não são alteradas 2 2
pela quantidade de enxofre presente, desde que algum enxofre 
sólido esteja presente no equilíbrio: Portanto, as concentrações 
de quaisquer reagentes e produtos sólidos são omitidas na 
expressão da constante de equilíbrio. 
Isso significa que você deveria escrever a expressão da constante 
de equilíbrio para a combustão do enxofre como:
Existem algumas considerações especiais para reações que 
ocorrem em solução aquosa (ou em qualquer outro solvente). 
Considere a amônia, que e uma base fraca devido a sua reação 
com a água:
Como a concentração de água e muito grande em uma solução 
diluída de amônia, a concentração de água praticamente não e 
alterada pela reação. Assim como para sólidos, a concentração 
molar da água (ou qualquer reagente ou produto liquido) e omitida 
da expressão da constante de equilíbrio. Portanto, escrevemos:
 K = 
 
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
3
4 ]][[
NH
OHNH −+
103
Reações Que Envolvem Gases
Boa parte da química em que estaremos interessados 
envolve substancias em solução aquosa, de modo que os dados 
utilizados na expressão da constante de equilíbrio são 
fornecidos em mols por litro (M). Em reações desse tipo, o 
símbolo K às vezes tem o subscrito c, que representa 
"concentração", como em K .c
Muitas reações importantes envolvem gases, e as 
expressões da constante de equilíbrio para elas também podem 
ser escritas em função das pressões parciais dos reagentes e 
dos produtos. Se rearranjarmos a lei dos gases ideais [PV = nRT] 
e reconhecermos que a "concentração de gás", (n/V), equivale a 
P/RT, observamos que a pressão parcial de um gás e 
proporcional a sua concentração [P = (n/V)RT]. Se as 
quantidades de reagentes e de produtos são fornecidas em 
pressões parciais, então K apresenta o subscrito p, como em K :p
em alguns casos, os valores numéricos de K e K podem c p
ser os mesmos, mas, frequentemente, eles são diferentes. 
Expressões da Constante de Equilíbrio para Gases - K e K p c
mostram detalhadamente como K e K são relacionados e como p c
converter um ao outro, se necessário.
8.3 - O Significado da Constante de Equilíbrio, K
A Tabela 8.1 ilustra a grande variedade de constantes de 
equilíbrio observadas em diferentes tipos de reação. Um valor 
alto de K significa que reagentes foram convertidos a produtos 
quando o equilíbrio foi atingido, isto e, os produtos são 
fortemente favorecidos em relação aos reagentes no equilíbrio. 
Um exemplo e a reação entre o monóxido de nitrogênio e o 
ozônio:
 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) Kp =
 P2HI
PH PI22
NO(g) + O3 (g) NO2 (g) + O2 (g) K = [NO2][O2]
[NO][O3]2
= 6 x 1024
K >> 1: A reação e 
produto-favorecida. 
As concentrações 
de equilíbrio dos 
produtos são 
maiores do que as 
concentrações de 
equilíbrio dos 
reagentes
104
a 25°C, K >>l, portanto,no equilíbrio, [NO ][O ] >> [NO][O ].2 2 3
O valor muito alto de K indica que, se quantidades 
estequiométricas de NO e O foram misturadas e aguardamos 3
que o equilíbrio seja atingido, praticamente nenhum reagente 
será encontrado. Essencialmente todos terão sido convertidos 
em NO e O . Um químico diria: "A reação se completou".2 2
De maneira inversa, o valor muito baixo de uma constante 
de equilíbrio significa que muito pouco dos reagentes formam 
produtos quando se atinge o equilíbrio. Em outras palavras, os 
reagentes são favorecidos em relação aos produtos no equilíbrio.
Tabela 8.1: Variedade de constantes de equilíbrio observadas 
em diferentes tipos de reação
O2(g) O3 (g) K = [O3]
[O2]
= 2,5 x 10-29 a 25 oC32
3/2K << 1, isso significa que [O ] << [O ] no equilíbrio.3 2
O valor muito baixo de K indica que muito pouco O se convertem 2
em O quando o equilíbrio for atingido.3
Quando K é próximo de 1, pode não ficar imediatamente 
claro se as concentrações de reagentes são maiores do que as de 
produtos ou vice-versa. Isso dependera da forma de K e, portanto, 
da estequiometria da reação. Cálculos de concentração terão de 
ser feitos.
K << 1: A reação e 
reagente-favorecida. 
As concentrações de 
equilíbrio dos 
reagentes são 
maiores do que as 
concentrações de 
equilíbrio dos 
produtos.
105
8.4 - O Significado do Quociente de Reação, Q
Considere uma reação como a transformação do butano 
em isobutano (2-rnetilpropano):
Se a concentração de um dos compostos é conhecida, então 
apenas um valor de concentração do outro satisfará a equação 
para a constante de equilíbrio. Por exemplo, se [butano] = 1,0 
mol/L, então a concentração de equilíbrio de isobutano, 
[isobutano], tem de ser 2,5 mol/L. Se [butano] = 0,80 M, então 
[isobutano] no equilíbrio tem de ser 2,0 M:
[isobutano] = K [butano] = (2,50)(0,80 M) = 2,0 M
A escolha de valores possíveis para [butano] e a resolução 
para determinar os valores correspondentes de [isobutano] 
levaria a pontos na curva do gráfico na Figura 8.1, isto é, a 
expressão de equilíbrio K = [isobutano]/[butano] é apenas a 
equação de uma reta (com coeficiente angular igual a K quando 
[isobutano] é traçado em função de [butano]).
Figura 8.1: Equilíbrio no sistema butano-isobutano
 
Butano Isobutano
CH3CH2CH2CH3 CH3CHCH3
CH3
 
0 1 2 3 4 
2
4
6
Linha de equilíbrio
Q = 6/1 > K
Q = 4/3 < K
Q = K 5/2 = 2,5
Concentração de Butano (M)
C
on
ce
nt
ra
çã
o
de
Is
ob
ut
an
o
(M
)
 Q > K nesta região.
Isobutano é convertido 
 em Butano
 Q < K nesta região.
 Butano é convertido 
 em Isobutano
Se Q < K, o sistema não 
está em equilíbrio, e parte 
dos reagentes será 
convertida em produtos.
Se Q > K, o sistema não 
está em equilíbrio, e parte 
dos será produtos 
convertida em reagentes.
Se Q = K, o sistema está 
em equilíbrio.
106
8.5 - Determinação de uma constante de equilíbrio
Se os valores experimentais das concentrações de todos os 
reagentes e produtos no equilíbrio são conhecidos, pode-se 
calcular uma constante de equilíbrio substituindo-se os dados na 
expressão da constante de equilíbrio. Considere a oxidação do 
dióxido de enxofre:
Em um experimento realizado a 852 K, determina-se que as 
-3concentrações no equilíbrio são [SO ] = 3,61 x 10 mol/L, [O ] = 2 2
-4 -26,11 x 10 mol/L e [SO ] = 1,01 x l0 mol/L. Substituindo os dados 3
na expressão da constante de equilíbrio, determinamos que K tem 
um valor alto; a oxidação do dióxido de enxofre e claramente 
produto-favorecida:
 =
Frequentemente, um experimento fornece informação sobre as 
quantidades iniciais de reagentes e a concentração no equilíbrio 
de apenas um dos reagentes ou um dos produtos. As 
concentrações de equilíbrio dos reagentes e dos produtos 
restantes devem, então, ser deduzidas a partir da equação 
química balanceada. Como exemplo, considere novamente a 
oxidação do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre. Suponha que 
1,00 mol de SO e 1,00 mol de O sejam colocados em um frasco de 2 2
1,00 L - dessa vez, a 1.000 K. Quando o equilíbrio e atingido, 
forma-se 0,925 mol de SO . Vamos usar esses dados para calcular 3
urna constante de equilíbrio a 1.000 K para a reação. Depois de 
escrevermos a expressão da constante de equilíbrio em termos 
das concentrações, construímos uma tabela 8.2 mostrando as 
concentrações iniciais, como essas concentrações variam rumo 
ao equilíbrio e as concentrações no equilíbrio.
 
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
107
Tabela 8.2: Variação da concentraçãodas espécies da reação 
para formação do So3
As quantidades na tabela 8.2 resultam da seguinte analise:
? A quantia de SO consumida rumo ao equilíbrio é igual a 2
quantia de SO produzida [0,925 mol, porque o fator 3
estequiométrico é (2 mol de SO consumidos/2 mol de SO 2 3
produzidos)].
? A quantia de O consumida e metade da quantia de SO 2 3
produzida [= 0,463 mol, porque o fator estequiométrico e (1 
mol de O consumido/2 mol de SO produzidos)].2 3
? Como você observara em outros exemplos, a concentração 
de equilíbrio de um reagente e sua concentração inicial 
menos a quantidade consumida rumo ao equilíbrio.
Com as concentrações no equilíbrio conhecidas, toma-se 
possível calcular K a 1.000 K:
8.6 - Usando constantes de equilíbrio em cálculos
Em muitos casos o valor de K é conhecido, bem como as 
quantias iniciais de reagentes, e você pode determinar quais são 
as concentrações no equilíbrio. Introduziremos um refinamento 
da tabela abaixo, que resume as condições iniciais, as condições 
finais e as mudanças ao seguirmos em direção ao equilíbrio. Por 
exemplo.
A constante de equilíbrio K (= 55,64) para
Equação 2 SO3 + O2 2 SO3
Inicial (M) 1,00 1,00 0
Variação (M) -0,925 -0,925/2 +0,925
Equilíbrio (M) 1,00 - 0,925 = 0,075 1,00 - (0,925/2) = 0,537 0,925
 
H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)
108
foi determinada a 425 °C. Se 1,00 mol de H e 1,00 mol de I são 2 2
colocados em um frasco de 0,500 L a 425 °C, quais são as 
concentrações de H , I e HI quando o equilíbrio e atingido?2 2
Tendo escrito a equação química balanceada, o próximo passo 
é escrever a constante de equilíbrio:
K = = 55,64
A seguir, constrói-se uma tabela para expressar as concentrações 
de H , I e HI antes da reação e depois de atingir o equilíbrio.2 2
Agora as concentrações de equilíbrio podem ser substituídas na 
expressão da constante de equilíbrio:
 55,64 = = 
Nesse caso, a quantidade desconhecida x pode ser encontrada 
tirando-se a raiz quadrada de ambos os lados da equação:
 = 7,459 = 
7,459(2,00 – x) = 2x
14,9 – 7,459x = 2x
14,9 = 9,459x
X = 1,58
Conhecendo-se x agora á possível encontrar as concentrações de 
reagentes e produtos:
[H ] = [I ] = 2,00 – x = 0,42 M2 2
[HI] = 2x = 3,16 M
]][[
][
22
2
IH
HI
Equação H2 + I2 2 HI
Inicial (M) 1,00 mol/0,500L 1,00 mol/0,500 L 0
Variação (M) - x - x + 2x
Equilíbrio (M) 2,00 - x 2,00 - x 2x
= 2,00 = 2,00 0
)00,2)(00,2(
)2( 2
XX
x
−−
2
2
)00,2(
)2(
X
x
−
2/1K
x
x
−00,2
2
109
8.7 - Fatores que influênciam nos equilíbrios químicos
Quando um sistema químico alcança um estado de 
equilíbrio em um conjunto particular de condições, nenhuma 
mudança se produzirá nas concentrações a menos que se 
alterem algumas destas condições.
Coube ao eminente químico e físico LE CHATELIER 
caracterizar, por volta de 1884, como os sistemas em equilíbrio 
reagem aos efeitos externos, e que fatores podem provocar-lhes 
alterações.
LE CHATELIER concluiu que:
“Quando uma força atua sobre um sistema em equilíbrio, 
este se desloca no sentido de reduzir a ação desta força” 
De acordo com a terminologia de LE CHATELIER, a 
palavra “força” significa uma mudança nas condições e reduzir a 
força quer dizer estabelecer um novo equilíbrio.
As experiências mostram que podem alterar a situação de 
equilíbrio:
- Modificação da concentração;
- Modificação na pressão;
- Modificação da temperatura
Obs. 1- A introdução de um catalisador não influi na posição de 
equilíbrio.
Obs.2- A introdução de uma substância inerte (que não reage) 
não influi na posição de equilíbrio.
8.8 - INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO
DESLOCA 
O EQUILÍBRIO
DESLOCA 
O EQUILÍBRIO
Obs. LADO significa esquerdo (reagentes) e direito (produtos)
 ADIÇÃO DE UM LADO OUTRO LADO 
 
 
 RETIRADA DE UM LADO MESMO LADO 
110
8.9 - Influência da Temperatura
Conforme já sabemos, reações químicas, em sua grande 
maioria, são exo ou endotérmicas, ou seja, vem acompanhadas 
de um desprendimento ou absorção de calor, respectivamente. 
Poucas, relativamente são as reações atérmicas, que se 
processam sem alteraçõ6es térmicas perceptíveis.
Em particular, num sistema reversível, se uma das reações é 
exotérmica, a oposta e endotérmica e, se uma delas e atérmica, a 
outra também o é.
Sem influir nos equilíbrios de reações atérmicas, a 
temperatura é importante fator de equilíbrio nas reações que 
envolvem trocas de calor com o meio e Sua influencia nessas 
reações e estabelecida pela lei de Van't Hoff:
8.10 - Influência da Pressão
A influência da pressão como fator de equilíbrio, 
extremamente importante nos sistemas gasosos, é regida pela lei 
de Robin:
A essa conclusão pode-se chegar examinando a expressão 
que define a constante de equilíbrio em termos de pressão para o 
sistema considerado.
Seja, a titulo de exemplo, o sistema
“Num sistema em que se processa uma reação reversível, sob 
pressão constante, um aumento da temperatura desloca o 
equilíbrio no sentido da transformação que absorve calor; 
inversamente, uma redução da temperatura favorece a reação que 
se efetua com desprendimento de calor”
“Num sistema gasoso em equilíbrio, um aumento ou uma 
diminuição de pressão provocam seu deslocamento no sentido da 
reação, que se efetua, respectivamente, com redução ou aumento 
de volume.”
 
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)
111
Para o qual Kp = 
8.11 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Escreva as expressões da constante de equilíbrio em termos 
de concentração para:
1. O que significa uma reação produto-favorecida? E reagente-
favorecida?
2. Em determinada temperatura, K = 33 para a reação 
Considere que as concentrações iniciais de H e I sejam ambas 2 2
-3 -1de 6,00 x 10 mol.L . Determine a concentração de cada 
reagente e produto no equilíbrio.
1. Qual a influência da temperatura e pressão no equilíbrio 
químico.
2. Defina equilíbrio químico.
 
3
22
2
3
NH
HN
P
PP
 
a) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
b) H2CO3 (aq) + H2O (l) HCO3- (aq) + H3O+ (aq)
 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
112
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
Janeiro: LTC Editora, 1990.
BRADY, J. E. et al. Química: A matéria e sua transformações. V. 1. 
3ª ed. Rio de Janeiro: LTC Editora, 2002.
KOTZ, J. C. et al. Química Geral e Reações Químicas. V. 1. 4ª ed. 
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http://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico
http://br.geocities.com/chemicalnet/quali/equilibrio.htm
http://dicasdequimica.vilabol.uol.com.br/equilibrio.html
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http://www.mundodoquimico.hpg.ig.com.br/equilibrios_quimicos.
htm
Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia
113
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
A sociologia e a 
Sociologia da Educação
Resumo
Uma forma de obter a energia necessária para o futuro é 
encontrarmaneiras efetivas de gerar eletricidade a partir das 
reações químicas. A eletroquímica permite-nos compreender 
como as reações podem ser usadas para gerar eletricidade e 
como a eletricidade pode ser obtida através de reações químicas. 
A eletroquímica é um ramo da química que trabalha com uso de 
reações químicas espontâneas para produzir eletricidade, e com 
o uso da eletricidade para forçar as reações químicas não-
espontâneas acontecerem. 
EletroquímicaEletroquímica
Unidade 9Unidade 9
Sumario 
UNIDADE 9 – ELETROQUÍMICA 114 
9.1 - Reações de oxi-redução .......................................... 117 
9.2 - Balanceamento de equações de oxi-redução .......... 118 
9.3 - Células voltaicas simples ......................................... 119 
9.4 - Célula voltaica com eletrodos inertes ...................... 121 
9.5 - Potenciais eletroquímicos padrão ........................... 123 
9.6 - Determinação de potenciais padrão ........................ 124 
9.7 – A equação de Nernst .............................................. 124 
9.8 - Eletroquímica e termodinâmica ............................... 125 
9.9 – E° e a constante de equilíbrio ................................. 126 
9.10 - Atividades de aprendizagem .................................. 127 
9.11 - Referências bibliográficas ...................................... 128 
9.12- Web-bibliografia ...................................................... 128 
 
Uma boa maneira de introduzir o conteúdo eletroquímica e 
reações de transferência de elétrons por meio de um experimento 
químico simples. Coloque um pedaço de cobre em uma solução 
aquosa de nitrato de prata. Apos breve intervalo de tempo, prata 
metálica deposita-se sobre o cobre e a solução toma-se azul, cor 
2+característica dos íons Cu aquosos.
A reação de oxirredução (redox) a seguir ocorreu:
+Em nível microscópico, íons Ag entram em contato direto com a 
superfície de cobre, onde ocorre a transferência de elétrons. Dois 
+elétrons são transferidos de um átomo de Cu para dois íons Ag . 
2+Íons cobre, Cu , entram na solução e átomos de prata depositam-
se na superfície do cobre. Essa reação produto-favorecida 
prossegue ate que um ou ambos os reagentes sejam totalmente 
consumidos.
A reação entre cobre metálico e íons prata pode ser usada 
para gerar corrente elétrica. Porem, o experimento deve ser 
+realizado de forma diferente, pois os reagentes, Cu e Ag , não (s) (aq)
podem estar em contato direto. Se houver contato direto entre 
eles, os elétrons serão transferidos dos átomos de cobre para os 
íons prata, e a energia produzida será na forma de calor e não de 
eletricidade. Em vez disso, a reação ocorre em um aparelho que 
permite a transferência de elétrons de um reagente para o outro 
por meio de um circuito elétrico. O movimento de elétrons através 
do circuito e a corrente elétrica que pode ser usada para acender 
uma lâmpada ou fazer um motor funcionar.
Dispositivos que utilizam reações químicas para produzir 
corrente elétrica são chamados de células voltaicas ou células 
galvânicas, nomes que homenageiam o conde Alessandro Volta 
(1745-1827) e Luigi Galvani (1737-1798). Todas as células 
voltaicas funcionam do mesmo modo geral; são utilizadas 
reações redox produto-favorecidas. A célula é construída de 
modo que os elétrons produzidos quando um reagente e oxidado 
sejam transferidos através de um circuito elétrico para o segundo 
reagente, que e reduzido.
Energia química e convertida em energia elétrica em urna 
célula voltaica. O processo oposto, o uso de energia elétrica para 
efetuar uma mudança química, ocorre em um processo chamado 
Cu(s) + 2 Ag(aq) Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
116
eletrolise. A eletrolise da água é um exemplo. A energia elétrica 
transforma a água em seus componentes elementares, hidrogênio 
e oxigênio. A eletrolise é também usada para efetuar a 
eletrodeposição de um metal sobre outro, para obter alumínio a 
partir de seu minério comum (Al O , bauxita) e preparar produtos 2 3
químicos importantes, como o cloro.
A eletroquímica é o campo da química que estuda as 
reações químicas que produzem ou são causadas por energia 
elétrica. Uma vez que todas as reary6es eletroquímicas são 
reações de oxidação-redução (redox), iniciamos nossa 
exploração deste assunto descrevendo, como balancear 
equações de reações redox.
9.1 - Reações de oxirredução
Em uma reação redox, há transferência de elétron oxidante entre 
um agente redutor e um agente.
As características essenciais de todas as reações de transferência 
de elétrons são:
? Um reagente e oxidado e outro e reduzido.
? As extensões da oxidação e da redução devem se balancear
? O agente oxidante (a espécie química que causa a oxidação) é 
reduzido.
? O agente redutor (a espécie química que causa a redução) e 
oxidado.
? Os números de oxidação podem ser usados para determinar 
se uma substancia é oxidada ou reduzida. Um elemento é 
oxidado se o seu numero de oxidação aumenta. Na redução, o 
número de oxidação diminui.
Esses aspectos de uma reação redox são ilustrados aqui para a 
reação entre cobre metálico e íons prata.
Cu(s) + 2 Ag(aq) Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
Cu oxida, número de oxidação aumenta
 Cu é o agente redutor
Ag+ reduzido, número de oxidação aumenta
 Ag+ é o agente oxidante
117
9.2 - Balanceamento de Equações de Oxirredução
Todas as reações redox devem ser balanceadas tanto para 
massa quanta para carga. O mesmo número de átomos aparece 
nos reagentes e produtos em uma equação, e a soma das cargas 
elétricas de todas as espécies de cada um dos lados da seta da 
equação deve ser a mesma. O balanço de carga garante que o 
número de elétrons produzidos na oxidação seja igual ao numero 
de elétrons consumido na redução.
O balanceamento de reações redox pode ser complicado, 
mas felizmente existem procedimentos que podem ser usados 
nesses casos. Descreveremos aqui o método da semi-reação, 
processo que envolve escrever equações balanceadas 
separadas para os processos de oxidação e de redução, 
chamadas de semi-reações. Uma semi-reação descreve a parte 
de oxidação da reação e uma segunda semi-reação descreve a 
parte de redução. A equação para a reação global e a soma das 
duas semi-reações, depois de feitos ajustes (se necessários) em 
uma ou ambas as semi-reações, de modo a balancear o número 
de elétrons transferidos do agente redutor para o agente oxidante. 
Por exemplo, as semi-reações para a reação de cobre metálico 
com íons prata são:
Observe que as equações para cada semi-reação são 
balanceadas em massa e carga. Na semi-reação do cobre há um átomo 
de Cu de cada lado da equação (balanço de massa). A carga elétrica do 
lado direito da equação é 0 (a soma de +2 para o íon e -2 para os dois 
eIétrons), assim como do lado esquerdo (balanço de carga).
Para produzir uma equação química global, somamos as duas 
semi-reações. Primeiro, entretanto, precisamos multiplicar a semi-
reação da prata por 2.
Cada mol de átomos de cobre produz dois mols de 
+elétrons, e dois mols de íons Ag são necessários para consumir 
esses elétrons.
 
Semi-reação de redução: Ag+ (aq) + e- Ag (s)
Semi-reação de oxidação: Cu (s) Cu2+ (aqs) + 2e-
2 Ag+ (aq) + 2e- 2 Ag (s)
118
Por fim, somando as duas semi-reações e cancelando os 
eiétrons de ambos os lados, temos a equação iônica global para a 
reação:
A equação iônica global esta balanceada em massa e em 
carga.
9.3 - Células voltaicas simples
Usemos a reação entre cobre metálico e íons prata como a 
base de uma célula voltaica. Para tanto, colocamos os 
componentes de cada meia-célula em compartimentos separados 
(Figura 9.1). Isso impede que o cobre metálico transfira elétrons 
diretamente para os íons prata. Em vez disso,os elétrons são 
transferidos por meio um circuito externo, e torna-se possível 
realizar trabalho útil.
Figura 9.1: Célula voltaica que usa meias-células de
2+ +Cu Cu e Ag Ag .(s) (aq) (s) (aq)
Semi-reação de redução: 2 Ag+ (aq) + 2 e- 2 Ag (s)
Semi-reação de oxidação: Cu (s) Cu2+ (aq) + 2e-
Equação iônica global balanceada: Cu (s) + 2 Ag+ (aq) Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)
 
119
A meia-célula de cobre (à esquerda na Figura ) contém 
cobre metálico que atua como um eletrodo e uma solução que 
contem íons cobre(II). A meia-célula da direita utiliza um eletrodo 
de prata e uma solução contendo íons prata(I). Algumas 
características importantes dessa célula são:
 - As duas meias-células São conectadas por lima ponte 
salina que permite passagem de cátions e de anions entre 
as duas meias-células. O eletrólito escolhido para ponte 
salina deve conter íons que não reagem com os reagentes 
químicos da célula. No exemplo da Figura .9.1, usa-se 
NaNO .3
 - Em todas as células eletroquímicas, o ânodo é o eletrodo 
no qual ocorre a oxidação. O eletrodo em que ocorre a 
redução é sempre o catodo (Na Figura 9.1), eletrodo de 
cobre é o ânodo e o eletrodo de prata é o catodo.
 - Um sinal negativo pode ser atribuído ao anodo em uma 
célula voltaica, e o catodo é marcado com um sinal positivo. 
A oxidação química que ocorre no anodo, que produz 
elétrons, da a ele uma carga negativa. A corrente elétrica 
no circuito externo consiste em elétrons que se movem do 
eletrodo negativo para o positivo, ou seja, do anodo para o 
catodo.
 - Na ponte salina, os cátions movem-se do anodo para o 
catodo, e os ânions movem-se do cátodo para o ânodo.
A química que ocorre na célula mostrada na Figura 9.1 
pode ser resumida nas seguintes semi-reações e equação iônica 
global:
A ponte salina é necessária para que a reação ocorra em 
+uma célula voltaica. Na célula Cu/Ag , ânions movem-se ao longo 
da ponte na direção da meia-célula de cobre, e cátions movem-se 
9.1
Cátodo, redução: 2 Ag+(aq) + 2e 2 Ag(s)
-
Ânodo, oxidução: Cu(s) Cu2+(aq) + 2e
-
Equação iônica global: Cu(s) + 2 Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s) 
120
em direção da meia-célula de prata (Figura 9.1). À medida que se 
2+formam íons Cu (aq) na meia-célula de cobre por causa da 
oxidação, íons negativos entram na célula pela ponte salina (e 
íons positivos deixam a célula), de modo que o numero de cargas 
positivas e negativas na meia-célula permanece balanceado. Da 
mesma maneira, na meia-célula de prata, íons negativos deixam a 
meia-célula por meio da ponte salina, e íons positivos entram na 
célula à medida que os íons Ag são reduzidos a prata metálica. (aq)
Um circuito completo é necessário para que haja fluxo de corrente. 
Se a ponte salina e removida, o circuito não fica completo, e as 
reações nos eletrodos cessam.
Na Figura 9.1, os eletrodos estão conectados por meio de 
fios a um voltímetro. As conexões poderiam alternativamente ser 
feitas com uma lâmpada ou qualquer outro dispositivo que utilize 
eletricidade. Elétrons são produzidos na oxidação do cobre, e íons 
2+Cu passam para a solução. Os elétrons percorrem o circuito (aq)
+externo até o eletrodo de prata, onde reduz íons Ag a prata (aq)
+metálica. Para balancear a redução e a oxidação, dois íons Ag (aq)
2+são reduzidos para cada íon Cu formado. As principais (aq)
características desta e de todos os outros tipos de célula voltaica 
estilo resumidas na Figura 9.1.
9.4 - Célula Voltaica com Eletrodos Inertes
Nas meias-células descritas até aqui, o metal usado como 
eletrodo e também um reagente ou um produto da reação redox. 
Nem todas semi-reações, porém, envolvem um metal como 
reagente ou produto. A. exceção de carbono na forma de grafite, a 
maioria dos não-metais e inadequada para o uso como material de 
eletrodo porque não conduz eletricidade. Não e possível construir 
um eletrodo com um gás, um líquido ou uma solução. Sólidos 
iônicos não produzem eletrodos satisfatórios porque os íons estão 
fortemente presos no reticulo cristalino, e esses materiais não 
conduzem eletricidade.
Nas situações em que os reagentes e os produtos não 
podem ser usados como material de eletrodo, deve-se usar 
eletrodos inertes. Esses eletrodos são construídos com materiais 
capazes de conduzir corrente elétrica, mas que não são oxidados 
nem reduzidos na célula.
121
Considere a construção de uma célula voltaica que 
acomode a seguinte reação produto-favorecida:
Tanto os reagentes como os produtos não podem ser 
usados como material de eletrodo. Portanto, ambas as meias-
células são construídas de modo que os reagentes e os produtos 
estejam em contato com um eletrodo como o grafite, em que eles 
possam aceitar ou doar elétrons. O grafite é comumente utilizado 
como material de eletrodo: é um bom condutor de eletricidade, e 
barato (característica essencial em células de uso comercial) e 
não se oxida facilmente nas condições encontradas na maioria 
das células. Platina e ouro são também de uso comum em 
experimentos de laboratório, pois ambos são quimicamente 
inertes na maioria das circunstancias. Porém, eles são 
geralmente muito caros para o uso em células de uso comercial.
O eletrodo de hidrogênio é particularmente importante no 
campo da eletroquímica porque e utilizado como referencia na 
atribuição da voltagem de células. O eletrodo em si é de platina, 
escolhida porque o hidrogênio e adsorvido na superfície do metal. 
Em operação, borbulha-se hidrogênio sobre o eletrodo e extensa 
superfície maximiza o contato entre o gás e o eletrodo. A solução 
+ +aquosa contem H . As semi-reações quem envolvem H e H :(aq) (aq) 2(g)
ocorrem no eletrodo de platina, e os elétrons envolvidos na 
reação são conduzidos ou removidos do sitio da reação pelo 
eletrodo.
3+ 2+Uma meia-célula que utiliza a redução de Fe a Fe (aq) (aq)
também pode ser construída com um eletrodo de platina. Nesse 
caso, a solução ao redor do eletrodo contem íons ferro nos dois 
estados de oxidação. A transferência de elétrons para ou a partir 
do reagente ocorre na superfície do eletrodo.
2 Fe3+(aq) + H2(g) 2Fe2+ (aq) + 2 H+ (aq) 
Semi-reação de redução: Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq)
Seme-reação de oxidação: H2 (aq) 2 H+(aq) + 2e-
 
2 H(g) + 2e- H2(g) ou H2(g) 2 H+(aq) + 2e-
122
9.5 - POTENCIAIS ELETROQUÍMICOS PADRAO
Células eletroquímicas diferentes produzem voltagens 
diferentes: 1,5 V nas células de LeClanché e alcalinas, 1,35 V na 
célula de mercúrio e aproximadamente 2,0 V nas células 
individuais em uma bateria de chumbo. Nesta seção, queremos 
identificar os fatores que afetam a voltagem das células e 
desenvolver procedimentos para calcular a voltagem da célula 
com base na química dentro dela e das condições usadas.
Força Eletromotriz (FEM)
Os elétrons gerados no anodo de uma célula eletroquímica 
movem-se por meio do circuito externo em direção ao catodo, e a 
força necessária para mover os elétrons surge da diferença de 
energia potencial dos elétrons nos dois eletrodos. Essa diferença 
de energia potencial por carga elétrica e chamada de força 
eletromotriz ou fem, cujo significado literal e "a força que faz com 
que os elétrons movam-se". A fem tem unidades em volts (V); 1 
volt e a diferença de potencial necessária para conferir 1 joule de 
energia a uma carga elétrica de 1 coulomb (1 Joule = I volt x 1 
coulomb). Um coulomb é a quantidade de carga que passa por um 
ponto de um circuito elétrico quando uma corrente de um ampere 
flui durante um segundo (1 coulomb = 1 ampere x 1 segundo).
Seriapossível calcular voltagens das células se um valor 
para a energia potencial do elétron fosse conhecido para cada 
meia-célula. O problema é que a energia potencial do elétron para 
uma única meia-célula (não conectada a nada) não é facilmente 
determinada. Alternativamente, a fem de uma célula voltaica é 
igualada a voltagem da célula, E , que pode ser medida.celula
Talvez você reconheça uma semelhança entre fem, 
entalpia (H) e energia livre (G). Variações de entalpia e energia 
livre (H e G) podem ser medidas, mas o valor de H ou G para uma 
substância específica geralmente não e conhecido. Valores de H f
e G foram estabelecidos escolhendo-se um ponto de referencia, f
as substâncias elementares em seus estados padrão.
123
9.6 - Determinação de Potenciais Padrão
Imagine que se fosse estudar a voltagem de células em um 
laboratório, com dois objetivos (a) compreender os fatores que 
afetam esses valores e (b) ser capaz de prever o potencial de uma 
célula voltaica. Diversas meias-células poderiam ser construídas, 
e seria possível conecta-las com diversas combinações para 
formar células voltaicas e determinar os seus potenciais. Depois 
de alguns experimentos, se observaria que a voltagem da célula 
depende de uma série de fatores: as meias-células usadas (isto 
e, as reações em cada meia-célula e a reação global ou liquida na 
célula), as concentrações dos reagentes em cada meia-célula, a 
pressão dos reagentes gasosos e a temperatura.
Para que o potencial de uma célula possa ser comparado a 
outro, todas as voltagens de célula são determinadas sob 
condições padrão:
? Reagentes e produtos estão presentes como líquidos ou 
s6lidos puros.
? Solutos em solução aquosa tem concentração de 1,0 M.
? Reagentes ou produtos gasosos tem pressão de 1 atm.
O potencial de uma célula medido sob essas condições é 
chamado de potencial padrão e recebe o símbolo E . A menos célula
que seja especificado de outro modo, todos os valores de E célula
referem-se a medidas realizadas a 298 K (25°C).
9.7 - A Equação de Nernst
Com base tanto na teoria como em resultados experimentais, foi 
determinado que os potenciais de célula estão relacionados às 
concentrações de reagentes e produtos e a temperatura, por 
meio da Equação E = Eº - lnQ Equação 9.1
nF
RT
Nessa equação, conhecida como equação de Nernst (em 
homenagem a Walter Nernst, 1864-1941), R é a constante dos 
gases (8,314510 J/K.mol), T é a temperatura (K) e n é o número 
de mols de elétrons transferidos entre os agentes oxidante e 
124
redutor (determinados pela equação balanceada para a reação). O 
4símbolo F representa a constante de Faraday (9,6485309 x 10 
J/V.mol). Um Faraday é a quantidade de carga elétrica 
transportada por um mol de elétrons. O termo Q é o quociente de 
reação, uma expressão que relaciona as concentrações dos 
produtos e dos reagentes elevadas a potencia apropriada, 
conforme definido pelos coeficientes estequiométricos na equação 
global balanceada. Substituindo os valores das constantes na 
Equação 9.1, e usando 298 K como temperatura, obtemos a 
Equação 9.2:
E = Eº - lnQ a 25 oC Equação 9.2
Essencialmente, a equação de Nemst "corrige" o potencial padrão 
Eº para concentrações fora das condições padrão a 298 K.
9.8 - ELETROQUIMICA E TERMODINAMICA
Trabalho e Energia Livre
A primeira lei da termodinâmica afirma que a variação de energia 
interna de um sistema (E) esta relacionada a duas quantidades, 
calor (q) e trabalho (w): E = q + w. Essa equação também se aplica 
as mudanças químicas que ocorrem em uma célula voltaica. À 
medida que a corrente flui, energia é transferida do sistema (a 
célula voltaica) para a vizinhança.
Em uma célula voltaica, a diminuição da energia interna do 
sistema se manifestará idealmente como trabalho elétrico 
realizado sobre a vizinhança pelo sistema. O trabalho máximo 
realizado por um sistema eletroquímico (idealmente, 
considerando-se que não há geração de calor) e proporcional à 
diferença de potencial (volts) e a quantidade de carga (coulombs).
W = nFEmax
E nessa equação é a voltagem da célula e a quantidade nF é a 
quantidade de carga elétrica (em unidades de coulombs) 
transferida do anodo para o catodo.
n
V0257,0
125
A variação de energia livre e, por definição, a quantidade 
máxima de trabalho que pode ser extraída. Como o trabalho 
máximo e o potencial de célula estão relacionados, E e G podem 
ser relacionados matematicamente (tomando-se o cuidado de se 
atribuir os sinais corretamente). O trabalho máximo realizado 
sobre a vizinhança quando uma célula voltaica produz 
eletricidade é +nFE, e o sinal positivo denota o aumento da 
energia da vizinhança. O conteúdo de energia da célula diminui 
nessa quantidade. Assim, G para a célula tem o sinal oposto na 
seguinte equação:
G = -nFE
Sob condições padrão, a equação apropriada é:
G = -nFE
Isso mostra que, quanto mais positivo o valor de E célula, mais 
negativo torna-se o valor de G. Isto é, quanto mais afastadas as 
semi-reações estiverem na escada de potencial, mais fortemente 
produto-favorecida será a reação.
9.9 - E e a Constante de Equilíbrio
.Quando uma célula voltaica produz corrente elétrica, as 
concentrações de reagentes diminuem e as concentrações de 
produtos aumentam. A voltagem da célula também varia; á 
medida que os reagentes são convertidos em produtos, o valor de 
E diminui. No final, o potencial da célula chega a zero, não há célula
mais reação, e o equilíbrio foi atingido.
.Essa situação pode ser analisada usando-se a equação de 
Nernst. Quando E = 0, s regentes e os produtos estão em célula
equilíbrio e o quociente de reação Q e igual à constante de 
equilíbrio, K. Substituindo os valores e os símbolos apropriados 
na equação de Nernst:
E = Eº- lnK
e reunindo os termos, temos a equação que relaciona o potencial 
de célula com a constante de equilíbrio:
n
V0257,0
126
lnK = a 25ºC
Essa equação pode ser usada para determinar valores de 
constante de equilíbrio.
Essa equação pode ser usada para determinar valores de 
constante de equilíbrio.
9.10 - ATIVIDADES DE APRENDIZAGEM
1. Balanceie a equação iônica global para a reação do ânion 
+dióxidovanadio(V), VO , com zinco em solução ácida, 2
2+formando VO .
+ 2+ 2+VO + Zn VO + Zn 2 (aq) (s) (aq) (aq)
1. Desenhe uma célula voltaica simples, definido cada uma de 
suas partes.
2. Descreva como montar uma célula voltaica usando as 
seguintes semi-reações:
vQual eletrodo é o ânodo e qual é o cátodo? Qual é a reação global 
da célula? Em que direção ocorre o fluxo de elétrons em um fio 
externo conectando os dois eletrodos? Descreva o fluxo de 
íons na ponte salina que conecta os dois compartimentos da 
célula.
1. O potencial padrão de célula, E , para a redução de íons célula
oprata com cobre metálico é +0,46 V a 25 C. Calcule G para a 
reação.
2. Calcule a constante de equilíbrio para a reação:
V
n
0257,0
E°
 
Semi-reação de redução: Ag+ (aq) + e- Ag (s) 
Semi-reação de oxidação: Ni (s) Ni2+ (aq) + 2 e- 
 
Fe (s) + Cd2+ (aq) Fe2+ (aq) + Cd (s)
127
MASTERTON, W. L. et al. Princípios de Química. 6ª ed. Rio de 
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http://www.unb.br/iq/lqc/Joao/eqcin/eletroquimica/
Referências Bibliográficas
Web-Bibliográfia128
Sobre os autores
Maria Rita de Morais Chaves Santos
Professora Associada I, do Departamento de Química da Universidade 
Federal do Piauí. Graduada por esta Universidade em Licenciatura em Química 
ano 1979, doutora em Ciências pela Universidade Estadual de Campinas – 
UNICAMP, ano 1992. Publicou 15 artigos em periódicos especializados e 
participou de 46 comunicações em anais de congressos. Orientou 5 
dissertações de mestrado e co-orientou 2, além de ter orientado 15 trabalhos de 
iniciação cientifica nas áreas de química e química de materiais cerâmicos. 
Participou de 6 projetos de pesquisa com financiamento. Atua na área de 
química, com ênfase em físico-química inorgânica e na área de Propriedade 
Intelectual. Atualmente coordena o Núcleo de Inovação Tecnológica da UFPI.
José Milton Elias de Matos
Pesquisador do programa de Desenvolvimento Científico Regional – DCR 
do Departamento de Química da Universidade Federal do Piauí. Graduado em 
Licenciatura Em Química pela Universidade Federal do Piauí (1999), mestrado 
em Química (Físico-Química) pelo Instituto de Química de São Carlos - São 
Carlos - USP/SP (2001), doutorado em Química (Físico Química) pelo Instituto 
de Química de São Carlos - São Carlos - USP/SP (2005) e pós-doutorado em 
Química, desenvolvido no LIEC-DQ da Universidade Federal de São Carlos- 
São Carlos - UFSCar/SP (2006). Publicou 9 artigos em periódicos 
especializados e mais de 50 trabalhos em anais de eventos, tendo publicado e 
apresentado trabalhos tanto na área de metátese como de química de materiais. 
Orientou 3 trabalhos de iniciação cientifica nas áreas de química ambiental, 
química de alimentos e química de materiais cerâmicos. Participa de 4 projetos 
de pesquisa com financiamento, sendo dois sob sua coordenação. Atua na área 
de Química, com ênfase em química de coordenação aplicada à catálise, 
atuando principalmente nos seguintes temas: Metátese, ROMP, aminas. 
Atuando também na área de materiais, com ênfase em óxidos metálicos 
nanoestruturados e cerâmica tradicional.
129
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