Apostila Química geral

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UNIVERSIDADE FEEVALE 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Engenharias - Bacharelado 
Professora Viviane de Lima 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
1. TEORIA ATÔMICA E AS LIGAÇÕES QUÍMICAS ......................................................................... 1 
1.1 Átomo ..................................................................................................................................... 1 
1.2. Elemento Químico.................................................................................................................. 4 
1.3. Ligações Químicas................................................................................................................. 4 
1.4 Geometria Molecular ............................................................................................................. 16 
1.5 Polaridade das Ligações ....................................................................................................... 17 
2. FUNÇÕES INORGÂNICAS ........................................................................................................ 28 
2.1 Conceitos Gerais .................................................................................................................. 28 
2.2 Teoria de Arrhenius............................................................................................................... 28 
2.3 Ácidos ................................................................................................................................... 29 
2.4 Bases ou hidróxidos .............................................................................................................. 33 
2.5 Sais ....................................................................................................................................... 36 
2.6 Óxidos................................................................................................................................... 38 
3. REAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................................ 47 
3.1 Conceitos Gerais .................................................................................................................. 47 
3.2 Energia envolvida nas reações químicas .............................................................................. 48 
3.3 Estado físico das substâncias que reagem ........................................................................... 49 
3.4 Classificação das Reações ................................................................................................... 50 
3.5 Balanceamento das Equações Químicas .............................................................................. 53 
4. ELETROQUÍMICA ...................................................................................................................... 60 
4.1 Conceitos .............................................................................................................................. 60 
4.2 Potencial de eletrodo ............................................................................................................ 61 
4.3 Equação de Nernst ............................................................................................................... 64 
4.4 Células galvânicas e eletrolíticas .......................................................................................... 65 
5. ESTEQUIOMETRIA (Cálculos Estequiométricos) ....................................................................... 82 
5.1 Introdução ............................................................................................................................. 82 
5.2 Leis da Estequiometria .......................................................................................................... 82 
5.3 Conceito de mol .................................................................................................................... 83 
5.4 Equação química .................................................................................................................. 84 
5.5 Cálculos Estequiométricos .................................................................................................... 84 
BIBLIOGRAFIA ............................................................................................................................... 96 
 
1 
 
1. TEORIA ATÔMICA E AS LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
1.1 Átomo 
Há muito tempo, as discussões a respeito da natureza da estrutura atômica mexem de 
forma bastante efetiva com a imaginação e a criatividade dos cientistas. Os antigos filósofos foram 
os pioneiros na elaboração de teorias para explicar a natureza do mundo e nossas relações com 
ele. Perguntar de onde viemos, qual a origem da perfeição da natureza, até onde podemos ir e 
como ocorrem as inter-relações universais, foram os questionamentos que impulsionaram o 
pensamento. Tales de Mileto procurava, entre outras coisas, uma resposta à pergunta que havia 
sido feita há muito tempo: de que é constituída a matéria? Para ele, a água era a causa material de 
todas as coisas. Assim o entendimento da natureza estava relacionado a um único princípio: a 
água seria o elemento primordial, a matéria básica para a formação dos demais materiais. 
No século IV Aristóteles desenvolveu uma teoria que foi aceita na sua época. Esta dizia que 
o universo seria formado pela combinação de elementos fundamentais: água, ar, fogo e terra. Tais 
elementos podiam se transformar uns nos outros pelas mudanças de suas propriedades e ao se 
combinarem davam origem aos diversos materiais. 
Leucipo e Demócrito (± 400 a.c.) propuseram uma teoria que se referia à impossibilidade de 
dividir infinitamente a matéria, ou seja, qualquer material poderia ser repartido em partes menores 
até atingir um limite. Ao atingir esse limite, encontraria-se partículas indivisíveis, as quais 
denominaram átomo (a = prefixo de negação, tomo = divisão). Essa teoria ficou conhecida como 
atomismo. 
Somente a partir da segunda metade do século XII, iniciaram-se as discussões sobre a 
natureza do átomo, tal como conhece-se atualmente. Robert Boyle foi o protagonista deste 
processo. O trabalho mais importante de Boyle foi o livro “The Spring of the Air” (1660) em sua 
segunda edição, que continha a proposta do que hoje é conhecido como Lei de Boyle e que 
estabelecia a relação entre pressão e volume dos gases. Por volta de 1661, Boyle publica o livro 
“Sceptical Chemist”, no qual defendeu o atomismo e elaborou o primeiro conceito de elemento com 
base experimental. Esta discussão foi claramente exposta em 1666 sob o título “The Origins of 
Forms and Qualities”. 
Entre o final do século XVII e o final do século XVIII muito se discutiu sobre a natureza da 
matéria conhecida, no entanto, somente no início do XIX é que ocorreu o início formal do 
desenvolvimento da Teoria Atômica Clássica. Em 1803 o cientista inglês John Dalton, com base 
em inúmeras experiências, conseguiu provar cientificamente a ideia de átomo. Segundo Dalton, 
quando olhamos, por exemplo, para um grão de ferro, devemos imaginá-lo como sendo formado 
por um aglomerado de um número enorme de “átomos”. Os principais postulados da teoria atômica 
de Dalton foram: 
- a matéria é formada por partículas extremamente pequenas denominadas átomos; 
2 
 
- os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e imutáveis; 
- átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um 
elemento químico; 
- átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes; 
- os átomos podemunir-se formando "átomos compostos"; 
- uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos. 
Aproximadamente 50 anos depois da proposta de Dalton apareceram os primeiros indícios 
de que átomos pudessem ser constituídos por partes menores. Estes indícios nasceram com as 
experiências com tubos de descarga de gás realizadas por William Crookes. Com estas 
experiências, Crookes pode concluir que “algo” viajava do cátodo ao ânodo e a isto denominou 
raios catódicos. Em uma destas experiências, Crookes adicionou ao interior do tubo uma porção de 
sulfeto de zinco (ZnS), material que ao sofrer impacto de alta energia apresenta fluorescência, e 
assim, concluiu que os raios catódicos eram compostos por pequeníssimas partículas. 
A partir de 1885, o físico J. J. Thomson aplicando um campo elétrico aos tubos de Crookes 
propôs que as partículas componentes dos raios catódicos fossem negativamente carregadas. Em 
1897, Thomson provocou uma mudança radical na visão de átomo (modelo de Dalton) conhecida 
até então, com a descoberta do elétron. Para a proposição do modelo, Thomson considerou 
também as experiências de Eugen Goldstein de 1886, que mostraram a existência de carga 
positiva no átomo através da descrição dos raios canais. O modelo proposto por Thomson ficou 
conhecido como “pudim de passas”. 
Em 1908 Ernest Rutherford, aluno de Thomson, provou que o modelo do pudim de passas 
não estava correto. Nesta época, Rutherford realizava experimentos nos quais bombardeava 
materiais, como uma folha de ouro, com partículas alfa (α). Os resultados destes experimentos 
demonstravam que a grande maioria das partículas atravessava a folha de ouro, mas também, que 
algumas partículas eram desviadas. Estes resultados podiam ser considerados normais e até 
esperados. No entanto, em menor quantidade, eram observadas reflexões de algumas partículas, 
que acabavam por atingir um anteparo de ZnS com ângulos maiores que 90°. Os experimentos de 
Rutherford sugeriam que o ouro, assim como uma série de outros materiais, possuíam espaços 
vazios pelos quais as partículas α passavam e atingiam o anteparo ao fundo. Por outro lado, as 
poucas partículas que eram refletidas deveriam atingir algum objeto sólido. 
Em 1911, Rutherford propôs uma visão revolucionária do átomo, segundo esse modelo o 
átomo era como um sistema solar em miniatura, com um núcleo no centro, positivamente 
carregado, contendo quase toda a massa atômica, e tendo elétrons leves e negativamente 
carregados girando em torno desse núcleo, em órbitas circulares. O núcleo era tão denso que seria 
capaz de refletir as partículas α, mas os elétrons seriam muito pequenos e estariam bastante 
espalhados que permitiriam as partículas α passarem sem maiores problemas. 
3 
 
Posteriormente, Bohr passou a analisar as dificuldades teóricas apresentadas pelo modelo 
atômico de Rutherford. Entre tais dificuldades destacavam-se duas: a primeira relacionava-se com 
a instabilidade dos elétrons orbitais; e a segunda, com as dimensões dessas órbitas. A 
instabilidade da eletrosfera decorria de que o elétron acelerado irradia energia. Ora, se os elétrons 
giram em torno do núcleo, eles estão sujeitos a acelerações centrípetas e, portanto, devem perder 
energia por irradiação, fazendo com que suas órbitas se tornem espiraladas no sentido do núcleo. 
Para resolver essa questão, Bohr lançou mão das ideias iniciais de quantização de Planck e 
Einstein, incorporando em seu desenvolvimento a hipótese da existência de níveis quantizados de 
energia para os elétrons num átomo, também chamados estados estacionários. 
Sua teoria consistia que ao girar em torno de um núcleo central, os elétrons deveriam girar 
em órbitas específicas com níveis energéticos bem definidos. Que poderia haver a emissão ou 
absorção de pacotes discretos de energia chamados de quanta ao mudar de órbita. 
Bohr enunciou o princípio da complementaridade, segundo o qual um fenômeno físico deve 
ser observado a partir de dois pontos de vista diferentes e não excludentes. Observou que existiam 
paradoxos onde poderia haver o comportamento de onda e de partícula dos elétrons, dependendo 
do ponto de vista. Essa teoria acabou por se transformar na hipótese proposta por Louis de Broglie, 
na qual todo corpúsculo atômico pode comportar-se de duas formas, como onda e como partícula. 
Erwin Schrödinger, Louis de Broglie e Werner Heisenberg, reunindo os conhecimentos de 
seus predecessores e contemporâneos, acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo 
atômico, além de postular uma nova visão, chamada de mecânica ondulatória. Fundamentada na 
hipótese proposta por Broglie onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se como onda e como 
partícula, Heisenberg, em 1925, postulou o princípio da incerteza. 
A ideia de órbita eletrônica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de 
probabilidade de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determinada região do 
espaço. Todos estes modelos foram, na verdade, precursores do atual modelo atômico, cujas 
órbitas bem definidas dos elétrons foram substituídas por zonas de probabilidade eletrônica – os 
orbitais. 
Em 1932, James Chadwick evidenciou a existência de uma terceira partícula sub-atômica. A 
estas partículas Chadwick chamou nêutrons e atribuiu a elas a função de estabilizar o núcleo uma 
vez que prótons são cargas positivas que deveriam repelir-se mutuamente. Os nêutrons não 
possuem carga. A figura 1 ilustra a representação das diferentes teorias atômicas. 
 
 
 
 
 
 
Dalton Thomson Rutherford Bohr Atual 
Figura 1: Representação dos diferentes modelos atômicos. 
4 
 
A tabela 1 a seguir apresenta as partículas sub-atômicas e suas propriedades. 
 
Tabela 1: Partículas subatômicas. 
Partícula Massa (grama) Massa relativa 
Carga elétrica 
(Coulomb) 
Carga relativa 
Próton (p+) 1,7.10-24 1 +1,6.10-19 +1 
Nêutron 
(n0) 
1,7.10-24 1 0 0 
Elétron (e-) 9,1.10-28 1/1840 -1,6.10-19 -1 
 
1.2. Elemento Químico 
Atualmente, são conhecidos, aproximadamente, 118 diferentes tipos de átomos que, 
combinados entre si, de diversas maneiras, irão originar todo o tipo de matéria existente. Átomos 
de mesmo tipo são aqueles que possuem o mesmo número de prótons. Assim, como o número de 
prótons define a espécie de átomo, ele passou a ser chamado de número atômico e simbolizado 
pela letra Z. 
Então, define-se que elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número 
atômico. 
Exemplos: 
Hidrogênio – átomos que possuem 1 próton; 
Carbono – átomos que possuem 6 prótons. 
 
Como praticamente toda a massa do átomo está contida em seu núcleo, denomina-se o 
número de prótons (p) mais o número de nêutrons (n) de um átomo, como sendo, o seu número de 
massa, simbolizado pela letra A. Então: 
A = p + n , ou ainda, se p = Z, então: A = Z + n 
Na Tabela Periódica, são apresentados todos os elementos químicos, com seus respectivos 
números atômicos e massas atômicas. 
 
1.3. Ligações Químicas 
Na natureza, somente poucos elementos, como aqueles do grupo (família) dos gases 
nobres, aparecem na forma de átomos isolados. 
O termo “nobre” tem raízes históricas e era utilizado para descrever o comportamento de 
certos metais, como o ouro (Au), a prata (Ag) e a platina (Pt) são pouco reativos. Assim, esse 
termo, aplicado aos elementos do grupo 18 da tabela periódica indica o caráter inerte desses 
gases. 
5 
 
Quando nos referimos às substâncias químicas, muitas vezes pensamos na sua utilidade. 
Quando deseja-se um isolante procura-se um determinado material, quando precisa-se de um 
condutor pensa-se em outro, quando é necessário riscar algo pensa-se em substâncias mais duras 
e resistentese assim poderia-se citar vários outros exemplos. 
Mas qual a relação entre a utilidade dos materiais e suas propriedades? Qual será a 
explicação para que os materiais tenham comportamentos completamente diferentes e, por 
conseguinte, usos tão variados? 
O estudo das ligações químicas permite responder essas questões, por isso, é muito 
importante dentro do estudo de química. Imagine o que faz com que dois átomos interajam a ponto 
de estabelecer uma ligação química. Se estiverem em seus estados fundamentais, somente 
deveriam alterar este estado frente à possibilidade de atingir um estado de ainda menor energia, ou 
seja, de maior estabilidade. É exatamente isto que faz com que as ligações químicas ocorram 
muito embora para atingir o estado de energia mais baixo se tenha que passar por algum estado 
altamente energético. Uma ligação química é estabelecida entre as espécies apenas se o arranjo 
final de seus núcleos e de seus elétrons conferir ao par uma energia potencial menor que a soma 
das energias dos átomos ou íons isolados. 
As ligações químicas podem ser classificadas de acordo com suas energias. As ligações 
químicas fortes são mais estáveis e compreendem as ligações iônica, covalente e metálica. As 
ligações são interações entre átomos ou íons e estão intimamente relacionadas às configurações 
eletrônicas dessas espécies. O tipo de ligação química é determinado pela distribuição eletrônica 
(ou configuração eletrônica) dos átomos que estão sendo conectados, ou seja, pelo poder de 
combinação ou valência de um átomo, que é o número de ligações que este pode fazer para 
alcançar a estabilidade, ou seja, para ficar com oito elétrons na camada de valência. Esse poder de 
ligação está relacionado à camada eletrônica mais externa (camada de valência). Os elétrons de 
valência, de acordo com Gilbert Newton Lewis, podem ser representados pela colocação de pontos 
( ) em volta do símbolo do elemento. A representação apresentada na figura 2 mostra as fórmulas 
de Lewis para alguns elementos representativos e suas respectivas valências. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2: Fórmulas de Lewis para alguns elementos químicos: representação dos elétrons de valência. 
6 
 
Quando, nessas ligações, ocorre perda ou ganho de elétrons, com a formação de íons, a 
valência é chamada de eletrovalência e é representada por um sinal que indica a carga do íon 
formado. Os metais têm tendência a perder elétrons, formando cátions, e os não-metais, tem 
tendência a receber elétrons, formando ânions. 
 
Exemplos: Quando um átomo ganha elétrons, ele se transforma em um íon negativo, também 
chamado de ÂNION. 
 
O átomo (neutro ou no estado fundamental) de cloro (Cl) tem 
17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons. Ele pode ganhar um 
elétron e transformar-se em ânion cloreto (Cl–), que terá 17 
prótons, 18 nêutrons e 18 elétrons. 
 
Quando um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, também chamado de CÁTION. 
 
O átomo (neutro ou no estado fundamental) de sódio (Na) 
tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Ele pode perder 
um elétron e transformar-se em cátion sódio (Na+), que terá 
11 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons. 
 
1.3.1 Ligação iônica 
Como o próprio nome indica, a ligação iônica ocorre entre íons, positivos (cátions) e 
negativos (ânions), e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre eles. 
Essa ligação ocorre, portanto, entre elementos que apresenta tendências opostas, ou seja, 
é necessário que um dos átomos participantes da ligação possua a tendência de perder elétrons, 
enquanto o outro, a de receber elétrons. 
Os elementos dos grupos 1, 2 e 13 (metais) tendem a perder seus elétrons de valência, 
respectivamente 1, 2 e 3 elétrons. Dessa maneira, sua penúltima camada passa a ser a de 
valência, o que satisfaz a regra do octeto. Os elementos das famílias 15, 16 e 17 (não-metais) 
tendem a receber elétrons, respectivamente 3, 2 e 1 elétrons, para ficarem com 8 elétrons de 
valência, e assim satisfazer a regra do octeto. 
Para compreender a ligação iônica, vamos analisar a substância cloreto de sódio. Para que 
esta substância seja obtida é necessário um átomo de sódio (Na11) e um de cloro (Cl17), que no 
estado elementar (fundamental) não irão reagir em hipótese nenhuma. No entanto, fornecendo 
energia pode-se excitar estes átomos a um estado no qual a formação de uma nova espécie 
química, combinada, poderá levar ao estado final de mais baixa energia do que a energia inicial do 
sistema de dois átomos. O átomo de sódio possui a configuração eletrônica 1s2, 2s2, 2p6, 3s1. Em 
função das propriedades periódicas as quais estes átomos estão subordinados (eletronegatividade, 
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raio atômico, potencial de ionização e afinidade eletrônica) e a fim de contemplar a regra do octeto, 
o sódio irá perder o elétron do sub-nível 3s igualando sua distribuição à do gás neônio. Em função 
de seu grande raio atômico, sua baixa eletronegatividade e seu baixo potencial de ionização, deve-
se fornecer uma quantidade de energia, que não necessariamente é pequena, como segue: 
Na(g) → Na
+
(g) + 1 e
- energia fornecida = 494 kJ/mol 
Para o átomo de cloro, que pertence ao mesmo período do sódio, mas no outro extremo da tabela 
periódica, tem-se um processo semelhante considerando alta eletronegatividade (com respeito ao 
sódio) e alta afinidade eletrônica. Para contemplar a regra do octeto, o cloro irá buscar um elétron 
para aproximar sua distribuição eletrônica (1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5) do gás argônio. Neste sentido, 
pode-se escrever a seguinte equação: 
Cl(g) + 1 e
- → Cl-(g) energia liberada = 349 kJ/mol 
Neste momento deve-se fazer uma avaliação da condição de energia do sistema. Assim, o sistema 
que no início possuía dois átomos no seu estado fundamental, recebeu 494 kJ/mol e cedeu 349 
kJ/mol, descrevendo um acréscimo líquido de energia de 145 kJ/mol. Como conclusão, tem-se que 
este processo de ionização é desfavorável energeticamente em função do aumento da energia do 
sistema. No entanto, após a formação dos dois íons (o cátion sódio, positivo e o ânion cloreto, 
negativo) observa-se uma interação entre estas espécies que assume caráter eletrostático. Esta 
interação, regida pela lei de Coulomb, descrita genericamente como “os opostos se atraem e os 
semelhantes se repelem” proporciona uma grande estabilização das espécies, pois o sódio acaba 
de ceder um elétron, contemplando a regra do octeto, para o cloro que recebe este elétron também 
contemplando tal regra segundo as propriedades mencionadas. 
Na+(g) + Cl
-
(g) → NaCl(s) energia liberada = 787 kJ/mol 
A variação líquida de energia no processo é da ordem de 642 kJ/mol (787 – 145), ou seja, 
embora se aumente a energia do sistema para gerar os íons, após as suas formações a interação 
entre eles leva o sistema a um estado de energia mais favorável (de menor energia) do que o 
inicial. Este estado mais favorável é o que determina a formação da ligação iônica entre sódio e 
cloro para formar o cloreto de sódio. A quantidade chamada de energia do retículo cristalino, ou 
energia reticular, é uma medida da energia da ligação iônica. 
A energia reticular, é a energia associada ao processo de formação de 1 mol de um 
composto iônico sólido a partir da combinação de seus íons em fase gasosa. Nesta definição, o 
valor de energia reticular é negativo. A figura 3 apresenta a formação do cloreto de sódio a partir 
dos íons Na+ e Cl-, assim como o retículo cristalino formado. 
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Figura 3: Formação e retículo cristalino do NaCl 
 
Da perspectiva apresentada acima, sempre que a atração entre os íons for maior que a 
energia para gerá-los, tem-se a formação de uma ligaçãoquímica iônica. Na prática, a energia 
limitante que define o processo é a de formação do cátion. Esta energia está associada tipicamente 
a elementos metálicos que têm energias de ionização baixas o suficiente para que a formação de 
cátions monoatômicos possa ser energeticamente favorável. 
Uma substância iônica, geralmente sólida, é um conjunto de cátions e ânions agrupados de 
maneira muito organizada em um arranjo regular. A ligação iônica é a única em que ocorre 
transferência definitiva de elétrons. De maneira geral podemos dizer que as fórmulas dos 
compostos formados por íons monoatômicos dos elementos dos grupos principais podem ser 
previstas pela consideração de que os cátions perderam todos seus elétrons de valência, e que os 
ânions ganharam estes elétrons. Estes elétrons serão depositados na camada de valência até que 
cada íon tenha um octeto de elétrons, ou um dubleto nos casos do hidrogênio, do hélio e do berílio. 
Usando a representação de Lewis, para o cloreto de sódio, tem-se: 
Na perde 1 e [Na] + + Cl
ganha 1 e [ Cl ]
-
 
Os compostos assim formados são denominados compostos iônicos e constituem 
substâncias eletricamente neutras. 
 
1.3.1.1 Determinação das fórmulas iônicas 
A fórmula correta de um composto iônico deve apresentar o menor número possível de 
cátions e ânions, de maneira que forme um conjunto eletricamente neutro. 
Uma maneira prática de determinar a quantidade de íons na fórmula iônica é: 
Na[Na]
x+
 Cl[ Cl ]
y-
xy y x
 
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Como o no caso do Na e do Cl, ambos perdem e ganham, respectivamente, 1 elétron. 
Observe que não se representa Na1Cl1, mas apenas NaCl. 
 
1.3.1.2 Propriedades dos compostos iônicos 
As intensas forças de atração e repulsão entre os íons (atração de Coulomb) e o seu arranjo 
geométrico são responsáveis pelas propriedades dos sólidos iônicos, bem como por seus altos 
pontos de fusão e ebulição. Quando são fundidos, ocorre o afastamento entre os íons, as forças de 
interação são enfraquecidas e o retículo cristalino é destruído, permitindo a movimentação dos 
íons, de forma que, sob ação de um campo elétrico, eles se orientam e se movimentam de modo a 
estabelecer condutividade iônica por meio do líquido (material fundido). São ainda sólidos 
quebradiços em função também da característica de interação de Coulomb, figura 4. 
 
 
 
Figura 4: Interações no NaCl. 
 
Os cristais iônicos oferecem resistência considerável ao rompimento do retículo, mas são 
solúveis em água. A solubilidade em água é justificada pelo fato de a molécula de água ser um 
dipolo elétrico (apresentar alta constante dielétrica), que, por atração eletrostática, separa os íons e 
destrói a rede cristalina. Assim, a água se caracteriza como um ótimo solvente para as substâncias 
iônicas. 
 
1.3.2 Ligação covalente 
A ligação covalente tem importância única na química e é, sem duvida, o tipo predominante 
de união entre átomos, já que está presente em todas as moléculas, sejam elas orgânicas ou 
inorgânicas. 
Ao contrário da ligação iônica, que é estabelecida entre elementos que apresentam grande 
diferença de eletronegatividade, a ligação covalente é estabelecida entre elementos que 
apresentem nenhuma ou pequena diferença de eletronegatividade, normalmente não metais entre 
si. Mas o fato é que os elementos não metálicos possuem altas energias de ionização e assim não 
são adequados à formação de cátions monoatômicos. Mas então, como é estabelecida a ligação 
covalente? Esta foi uma pergunta que complicou muito a vida dos químicos até 1916, quando 
Gilbert Lewis apresentou uma explicação razoável. A proposta de Lewis era de que uma ligação 
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covalente poderia ser descrita como o compartilhamento de um par de elétrons por dois átomos 
diferentes, figura 5. 
 
Figura 5: Formação do gás cloro (Cl2) a partir do compartilhamento de elétrons entre dois átomos de cloro. 
 
Na figura acima pode-se verificar que não há a transferência de elétrons de um átomo para 
o outro e sim o compartilhamento de dois elétrons, um de cada átomo de cloro. Mas, por que os 
átomos se unem por ligação covalente? Para responder esta pergunta é preciso verificar a energia 
de ionização do elemento hidrogênio que equivale a 1310 kJ/mol. Comparando com a energia do 
sódio, de 494 kJ/mol, pode-se dizer que a do hidrogênio é bastante alta. Mas na natureza 
encontram-se elementos químicos combinados na forma de pares iônicos ou moléculas, com 
exceção dos gases nobres que se apresentam na forma realmente elementar. Isto quer dizer que o 
hidrogênio, mesmo com alta energia de ionização, irá se combinar para formar a molécula de 
hidrogênio H2. A ideia de Lewis para explicar este fenômeno foi que o par de elétrons necessário 
para contemplar o dubleto eletrônico do hidrogênio estaria localizado entre os dois núcleos e 
interagindo de forma equivalente com estes dois núcleos. Estabelecida esta interação, os dois 
átomos se manteriam unidos por interações de Coulomb entre os elétrons e os núcleos dos 
átomos. Deste ponto de vista nenhum dos átomos deve perder ou receber formalmente elétrons, ou 
se ionizar, não necessitando, assim, absorver ou liberar toda a energia correspondente. 
Um modelo gráfico para a visualização desta aproximação entre dois átomos de hidrogênio 
é o modelo do Poço de Potencial, apresentado na figura 6. Os átomos permanecem unidos por um 
conjunto de forças que podem ser classificadas como: 
- atrativas: entre os elétrons e os núcleos; 
- repulsivas: elétron-elétron e núcleo-núcleo. 
O equilíbrio entre esse conjunto de forças ocorre a certa distância entre os núcleos, que 
corresponde a uma situação de menor energia e máxima estabilidade. Nessas condições, essa 
substância corresponde ao comprimento de ligação. 
 
Figura 6: Modelo gráfico da aproximação de dois átomos de hidrogênio. 
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No diagrama acima, da direita para a esquerda, tem-se: 
a) no primeiro momento os dois átomos de hidrogênio comportam-se como dois sistemas isolados, 
sendo então, a energia deste sistema igual a duas vezes a energia de um só sistema; 
b) no segundo momento inicia-se a aproximação das espécies químicas e a interação eletrostática, 
quando o núcleo de um dos átomos atrai a eletrosfera do outro e vice-versa; 
c) no terceiro momento a atração entre os dois átomos alcançará um limite. Neste momento, à 
distância de 0,74 Å, o sistema alcança sua mais baixa energia devido ao maior e completo 
compartilhamento do para de elétrons. Dizemos, então, que foi estabelecida uma ligação química 
covalente. Neste caso ao invés de cada átomo de hidrogênio receber a energia correspondente ao 
potencial de ionização, o sistema como um todo libera em torno de 436 kJ/mol, situação muito mais 
estável energeticamente; 
d) no quarto e último momento o limite de 0,74 Å será ultrapassado e aumentará radicalmente a 
energia do sistema como um todo em função de tendência à ocupação, por parte de dois corpos 
distintos, da mesma região do espaço. 
Como na ligação covalente não ocorre ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas 
eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse motivo, essa 
ligação também é denominada molecular. 
De acordo com Lewis, os pares eletrônicos podem ser constituídos por 1 elétron de cada 
átomo, ou mais elétrons de um mesmo átomo, e são compartilhados simultaneamente pelos 
átomos envolvidos na ligação. Assim, as ligações covalentes são classificadas de acordo com o 
número de pares de elétrons compartilhados, em simples, duplas ou triplas, tabela 2. Cada par de 
elétrons compartilhado é representado por um traço (–), que origina a chamada fórmula estrutural 
de Couper ou simplesmente fórmula estrutural.Tabela 2: número de elétrons compartilhados e tipos de ligações covalentes. 
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Pares de elétrons 
compartilhados 
Classificação 
A A A A 
1 par Ligação simples 
A A A A 
2 pares Ligação dupla 
A A A A 
3 pares Ligação tripla 
 
Importante: 
- A estabilidade eletrônica é alcançada quando o átomo atinge a configuração eletrônica 
semelhante à de um gás nobre (8 elétrons na camada de valência). 
12 
 
H
H
O
CO O
- A estabilidade do hidrogênio é alcançada com 2 elétrons (e-), semelhante ao hélio. 
- Os pares de elétrons formados na ligação covalente são compartilhados pelos dois átomos, e 
assim, são “contados” como constituintes de ambas eletrosferas. 
- O número de ligações covalentes estabelecida depende, obviamente, do número de elétrons de 
valência. 
A tabela 3 apresenta a relação entre o número de elétrons e o número de ligações 
estabelecidas. 
 
Tabela 3: número de elétrons compartilhados e número de ligações estabelecidas. 
Grupo Elétrons de valência 
Nº de pares 
compartilhados 
Possibilidades de ligação 
17 7 1 
Cl 
16 6 2 
O O 
15 5 3 
N
 N N 
14 4 4 
C
 C 
C
 C 
 
1.3.2.1 Fórmulas Químicas 
A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita por 
uma fórmula química. Existem três tipos de fórmulas: a molecular, a eletrônica e a estrutural plana 
(Couper). 
a) Fórmula Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada 
elemento químico formam a molécula. 
Ex.: H2O CO2 
 
b) Fórmula Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo mostra, além dos 
elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons de valência de cada átomo e a formação 
dos pares eletrônicos. 
Ex.: 
 
 
c) Fórmula Estrutural Plana: mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de elétrons 
compartilhado representado por um traço. 
13 
 
PCl Cl
Cl
PCl Cl
Cl
PCl Cl
Cl
PCl Cl
Cl
CO O
CO O
H
H
O
CO O
 
 
 
 
1.3.2.2 Representação da estrutura de Lewis (fórmula de Lewis) e fórmula estrutural dos 
compostos covalentes 
 
a) PCl3 (tricloreto de fósforo) 
1a Etapa Estabelecer o arranjo dos átomos que constituem a molécula. 
Normalmente o átomo central é aquele que se encontra em 
menor quantidade na fórmula molecular. Os demais átomos são 
dispostos simetricamente ao redor do átomo central. 
 
2a Etapa 
 
Representar os elétrons de valência de todos os átomos. 
 P (grupo 15) 5 elétrons de valência 
 Cl (grupo 17) 7 elétrons de valência 
 
3ª Etapa Conectar o átomo central com os átomos periféricos utilizando 1 
elétron de cada átomo para estabelecer as ligações, de modo 
que todos os átomos fiquem com o octeto completo. 
Podemos observar, na estrutura, a formação de três ligações 
simples. Além disso, cada átomo de cloro tem três pares 
isolados e o átomo de fósforo tem um par isolado. O octeto de 
todos os átomos está completo. 
 
 
4ª Etapa Os elétrons compartilhados que originaram a ligação entre os 
átomos são substituídos por traços (). 
 
 
5ª Etapa Na fórmula estrutural (final) os elétrons de valência não 
envolvidos nas ligações não são representados. 
 
 
 
b) CO2 (Dióxido de carbono) 
1a Etapa Estabelecer o arranjo dos átomos que constituem a molécula. 
2a Etapa 
 
Representar os elétrons de valência 
C (grupo 14): 4 elétrons de valência 
O (grupo 16): 6 elétrons de valência 
 
3ª Etapa Conectar o átomo central com os átomos periféricos utilizando 1 
elétron de cada átomo para estabelecer as ligações. 
 
 
14 
 
CO O
C OO
C OO
 Observa-se que com estas ligações o octeto do carbono, assim 
como o octeto dos átomos de oxigênio não está completo. 
4ª Etapa Neste caso, deve-se formar ligações duplas até completar o 
octeto do átomo central. 
 
5ª Etapa Os elétrons compartilhados que originaram a ligação entre os 
átomos são substituídos por traços (). Neste caso, têm-se dois 
pares de elétrons entre cada átomo assim, deve-se substituí-los 
por dois traços. 
 
6ª Etapa Na fórmula estrutural (final) os elétrons de valência não 
envolvidos nas ligações não são representados. 
 
 
 
***Exceções 
Grande parte dos elementos representativos respeita a regra do octeto na formação de 
moléculas. Contudo, existem várias exceções a essa regra. Essas exceções podem ocorrer devido 
a um número menor que oito elétrons na camada de valência (contração do octeto) ou a um 
número maior que oito elétrons (expansão do octeto). Exemplos de contração do octeto são mais 
comuns em elementos do 2o período da classificação periódica, especialmente em moléculas 
neutras de Be e B (exemplos: BeCl2 e BF3). Especialmente (não exclusivamente) alguns óxidos 
neutros de nitrogênio também podem se apresentar como exceções à regra do octeto, por 
exemplo: NO e NO2. Esses casos formam espécies chamadas radicais, por apresentarem pelo 
menos um elétron desemparelhado. Compostos do tipo AlX3 (onde X é um halogênio) são 
exemplos de contração de octeto em um elemento do 3o período (alumínio). 
 Exemplos de expansão de octeto incluem exclusivamente elementos do 3o período em 
diante. Atenção: elementos do segundo período NUNCA expandem seu octeto! Exemplos de 
espécies onde há expansão de octeto: PCl5, SF6, ICl3, I3
-, BrO3
-, SO4
2- etc. 
 
1.3.2.3 Modelo da ligação coordenada 
Durante muito tempo usou-se o modelo da ligação coordenada (ou dativa) para explicar 
ligações nas quais os dois elétrons que formam um par eletrônico, são provenientes de um mesmo 
átomo. Esse modelo propunha que, nessa situação, a ligação covalente ocorre entre um átomo que 
já atingiu a estabilidade eletrônica e outro (ou outros) que necessitem de dois elétrons para 
completar sua camada de valência. 
Segundo esse modelo um par eletrônico inteiro é cedido por apenas um dos átomos da 
ligação. Essa ligação é feita para completar o octeto do átomo que ainda precisa se estabilizar, e 
costuma-se representá-la por uma seta, partindo do átomo que cede o par eletrônico para o átomo 
15 
 
SO OSO OSO O
que o recebe. Entretanto, é importante deixar claro que uma ligação covalente coordenada não é 
diferente de uma ligação covalente comum. "Comum" e "coordenada" são apenas termos 
convenientes para indicar a origem dos elétrons do par compartilhado. Veja o exemplo a seguir: 
 
 
 
1.3.2.4 Propriedades das substâncias moleculares 
Da mesma forma que nos compostos iônios, as propriedades das substâncias moleculares 
são diferentes das propriedades dos elementos que as formam. 
As substâncias moleculares, em condições ambientes podem ser encontradas nos três 
estados físicos: sólido (sacarose-C12H22O11), líquido (água-H2O) e gasoso (gás hidrogênio-H2). 
Geralmente apresentam ponto de fusão e ebulição inferiores às substâncias iônicas e quando 
puras não conduzem corrente elétrica. 
 
1.3.3 Ligação Metálica 
A ligação metálica é característica de substâncias formadas exclusivamente por átomos de 
metais, do mesmo elemento ou de elementos diferentes. Esse tipo de ligação explica algumas 
propriedades apresentadas pelos metais que são diferentes das observadas em substâncias 
formadas por ligações iônicas ou covalentes. 
Experiências com raios-X levam a crer que os retículos cristalinos dos metais sólidos 
consistem em um agrupamento de cátions fixos, rodeados por elétrons (modelo do mar de elétrons) 
(figura 7). Esses elétrons são provenientes da camada de valência dos respectivos átomos e não 
são atraídos por nenhum núcleo em particular: encontram-se deslocalizados.Figura 7: Modelo da ligação metálica: cátions fixos envolvidos por uma nuvem de elétrons da camada de 
valência que se movimentam constante e desordenadamente. 
 
Esses elétrons ocupam o retículo cristalino do metal por inteiro e a liberdade que têm de se 
moverem através do cristal é responsável pelas propriedades que caracterizam os metais: 
- condutibilidade: os metais são excelentes condutores elétricos e térmicos; 
- maleabilidade: possuem a capacidade de produzir lâminas, até chapas muito finas; 
16 
 
- ductibilidade: podem ser transformados em fios. Através da aplicação de pressão adequada em 
determinada região da superfície do metal, pode-se provocar deslizamento das camadas de átomo, 
produzindo lâminas e fios; 
- elevadas temperaturas de fusão e ebulição: com exceção do mercúrio (PF = - 38,8ºC), do gálio 
(PF = 30ºC) e do frâncio (PF= 28,5ºC), os metais apresentam elevadas temperaturas de fusão e 
ebulição. 
Exemplo: 
Elemento chumbo ferro níquel ouro 
Símbolo Pb Fe Ni Au 
Ponto de fusão (ºC) 327 1538 1455 1064 
Ponto de ebulição (ºC) 1749 2861 1913 2856 
 
1.4 Geometria Molecular 
Como qualquer porção de matéria, as moléculas ocupam lugar no espaço e apresentam 
forma tridimensional. Define-se como geometria molecular a figura geométrica formada quando 
imaginamos linhas retas unindo todos os núcleos dos átomos de uma molécula. 
Como visto anteriormente, as moléculas são formadas por átomos unidos por ligação 
covalente. A distância espacial dos núcleos desses átomos irá determinar diferentes formas 
geométricas para as moléculas. 
Todas as moléculas formadas por dois átomos (diatômicas) têm dois núcleos, que 
determinam uma única reta entre eles. Assim, a geometria dessas moléculas é linear (H2, HCl, O2). 
Já moléculas triatômicas (três núcleos) podem apresentar geometria diferente: a medida 
que aumenta o número de átomos que formam uma molécula, aumenta o número de geometrias 
possíveis. Uma das maneiras mais simples e mais utilizadas para prever a geometria das 
moléculas que apresentam mais de dois átomos consiste na utilização da “teoria da repulsão dos 
pares eletrônicos da camada de valência” (Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR). Esta 
teoria fundamenta-se na ideia de que os pares eletrônicos ao redor do átomo central estejam ou 
não participando das ligações, comportam-se como nuvens eletrônicas que se repelem entre si, de 
forma a ficarem orientadas no espaço com a maior distância angular possível. 
A orientação espacial dessas nuvens dependerá do número total de nuvens eletrônicas ao 
redor do átomo central. A geometria das moléculas, porém, será determinada pela posição dos 
núcleos dos átomos ligados ao átomo central. Considerando a orientação das nuvens e o número 
de átomos ligados ao átomo central, tem-se as possíveis geometrias moleculares, conforme a 
figura 8. 
 
17 
 
 
Figura 8: Geometria molecular das moléculas (Fonte: Usberco e Salvador, 2009). 
 
1.5 Polaridade das Ligações 
 
1.5.1 Ligações Covalentes 
A distribuição da nuvem eletrônica ao redor dos núcleos está relacionada com a força de 
atração exercida pelos núcleos dos átomos sobre os elétrons da ligação. Numa ligação covalente, 
o par eletrônico é compartilhado entre dois átomos. Isto significa que o par é atraído 
simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. 
A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de valência depende da 
carga nuclear efetiva (a carga nuclear menos o efeito de blindagem das camadas internas) e da 
distância entre os núcleos e a camada de valência. Esta atração é medida pela 
eletronegatividade. Pauling (1932) definiu eletronegatividade () como o “poder de um átomo, 
numa molécula, de atrair os elétrons compartilhados para si”. A escala de eletronegatividade de 
Pauling é uma escala relativa. 
 Nas ligações entre átomos de mesma eletronegatividade, os elétrons são igualmente 
atraídos pelos núcleos, assim nesse tipo de ligação não ocorre acúmulo de elétrons em nenhuma 
região, ou seja, não há a formação de pólos. Por outro lado, quando existe diferença de 
eletronegatividade () entre os átomos envolvidos isso leva a uma polarização da ligação. Em 
outras palavras, o átomo mais eletronegativo atrai para si o par compartilhado, adquirindo uma 
18 
 
carga elétrica parcial negativa (-) (em unidades atômicas) e o átomo menos eletronegativo adquire 
carga elétrica parcial positiva (+) de mesmo valor em módulo. 
Quando os átomos ligados por covalência são idênticos, não há diferença de 
eletronegatividade, portanto, ambos os átomos atraem o par eletrônico com a mesma intensidade. 
Nesse caso, dizemos que a ligação é covalente apolar. Se houver diferença de eletronegatividade 
entre dois átomos, a ligação será covalente polar, pois o par eletrônico estará distribuído 
assimetricamente, mais próximo do átomo mais eletronegativo, figura 9. 
 
Figura 9: moléculas formadas por ligação covalente apolar (H2) e ligação covalente polar (HCl). 
 
Uma molécula apolar é aquela em que a posição média de todas as cargas positivas 
coincide com a posição média de todas as cargas negativas. Numa molécula polar existe uma 
separação de cargas, ou seja, os dois centros de carga não coincidem. Observe como primeiro 
exemplo, a molécula de hidrogênio (H - H): os centros de carga positiva são os dois núcleos. O par 
eletrônico compartilhado está igualmente distante de ambos, ou seja, se traçarmos um plano que 
divida a molécula exatamente ao meio, teremos duas metades com um núcleo e um elétron. Isso 
significa que entre os átomos de hidrogênio não existe diferença de eletronegatividade, portanto, o 
par eletrônico é igualmente atraído pelos dois átomos e a molécula é apolar. 
A situação é diferente na molécula de cloreto de hidrogênio (HCl) na qual os centros de 
carga não coincidem. O centro de cargas negativas se encontra mais próximo do átomo de cloro, 
que é mais eletronegativo. Se traçarmos um plano que divida a molécula exatamente ao meio, têm-
se duas metades diferentes. Uma com o núcleo do hidrogênio e outra com o núcleo do cloro e com 
o par eletrônico compartilhado. Isso significa que, apesar da molécula ser eletricamente neutra, 
existe um pólo positivo e um pólo negativo. Diz-se que a molécula é polar, ou constitui um dipolo. 
Generalizando: 
 
 Ligação entre átomos de mesma eletronegatividade Ligação covalente apolar 
 
 
 Ligação entre átomos de diferentes eletronegatividades Ligação covalente polar 
 
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a polarização da ligação. Observe 
as representações apresentadas a seguir: 
19 
 
 
Para representar um dipolo covalente utiliza-se o símbolo grego δ (delta) seguido da carga 
que está envolvida no dipolo. Na figura 10, δ+ representa deficiência de elétrons e δ- excesso de 
elétrons. O momento de dipolo elétrico gerado pelas densidades de carga descritas para o cloreto 
de hidrogênio será representado por um vetor que aponta para o átomo que apresenta a maior 
densidade eletrônica. 
 
 
Figura 10: Formação de polos nas ligações covalentes: (a) e (b) polarização na molécula do HCl; (c) 
molécula apolar do CO2. 
 
A polaridade de uma molécula diatômica depende exclusivamente da polaridade de sua 
ligação. No entanto, em moléculas poliatômicas é preciso levar em conta não só a polaridade de 
suas ligações, mas também a sua geometria. Consideremos, por exemplo, a molécula de dióxido 
de carbono (O=C=O): pelo método VSPER pode-se predizer que a molécula é linear. Entretanto, 
apesar de todas as ligações carbono-oxigênio serem polares, o CO2 é uma molécula apolar. Isto 
sedeve ao fato do deslocamento da carga eletrônica (em direção ao átomo mais eletronegativo) 
em uma ligação ser exatamente compensada pelo correspondente deslocamento na outra ligação. 
Trata-se de uma simples observação da resultante entre vetores. Nestes casos, dizemos que o 
momento dipolar (µ) da molécula é zero. Nas moléculas polares o momento dipolar é diferente de 
zero. 
 
1.5.2 Polaridade entre ligações 
Como visto anteriormente, a maior ou menor polaridade de uma ligação está relacionada à 
diferença de eletronegatividade dos elementos que a constituem. Quando envolve átomos de 
mesma eletronegatividade, a ligação é denominada covalente pura ou 100% covalente (apolar). 
(a) (b) (c) 
20 
 
OO
H H
O
As ligações envolvendo átomos de diferente eletronegatividades apresentam polos que se 
tornam mais intensos à medida que a aumenta a diferença de eletronegatividade (E) entre os 
átomos, o que atribui a essas ligações certo caráter iônico. 
Ex.: Cálculo do E baseando-se nos valores de eletronegatividade apresentados na tabela 
periódica. 
Ligação Fórmula Cálculo de E 
Covalente apolar H2 E=0 
Covalente polar HCl E=3,1-2,2= 0,9 
Covalente polar HF E=4,0-2,2= 1,8 
Iônica NaCl E=3,1-0,9= 2,2 
 
Em uma ligação iônica como há transferência definitiva de elétrons sempre haverá polos, 
então, toda ligação iônica é polar. Embora não exista uma regra, aceita-se que a diferença de 
eletronegatividade dos elementos em uma ligação iônica seja igual ou superior a 2. 
Para as substâncias moleculares nem sempre é fácil identificar o caráter polar ou apolar. 
Assim, para determinar a polaridade em ligações covalentes deve-se considerar o momento dipolar 
resultante (r), isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar da molécula. Assim, quando r 
for diferente de zero a molécula é polar e quando r for igual a zero a molécula é apolar. Para 
determinar o vetor r, deve-se considerar dois fatores: 
- a escala de eletronegatividade, que permite determinar a orientação dos vetores de cada ligação 
polar; 
- a geometria da molécula, que permite determinar a disposição espacial desses vetores. 
 
Ex.: 
1) O2: geometria linear 
Todas as moléculas diatômicas formadas por elementos de mesma eletronegatividade são 
apolares. Outros exemplos: Cl2, Br2, I2, N2, H2 
 
2) H2O geometria angular 
 
Como os vetores não se anulam a molécula é polar. 
 
A geometria da molécula nem sempre é simples, para identificar se uma molécula é polar ou 
apolar, pode-se utilizar uma regra prática: 
 
 = 
Conforme 
aumenta o E, 
aumenta o 
caráter iônico. 
nº de pares eletrônicos ao redor 
do átomo central 
nº de átomos iguais ligados 
ao átomo central 
Molécula apolar 
21 
 
 
  
 
 
As ligações dativas, duplas e triplas contam como apenas um par eletrônico, veja a tabela 4 
 
Tabela 4: polaridades das moléculas em função do número de elétrons compartilhados e número 
de ligações estabelecidas. 
 
Fórmula 
molecular 
Fórmula de Lewis 
(eletrônica) 
Nº de pares eletrônicos ao 
redor do átomo central 
Nº de átomos iguais 
ligados ao átomo 
central 
Polaridade 
da molécula 
CO2 
C OO 
2 2 apolar 
H2O HH O 
4 2 polar 
NH3 
HH N
H 
4 3 polar 
CH4 
HH C
H
H
 
4 4 apolar 
HCCl3 
ClH C
Cl
Cl
 
4 3 polar 
BF3 
FF B
F 
3 3 apolar 
BeCl2 
ClCl Be 
2 2 apolar 
 
 
Exercícios: 
1. Quando um átomo perde a neutralidade elétrica ele passa a ser chamado de íon. Se o número 
de prótons identifica o tipo de átomo, ele pode variar quando um átomo se transforma em íon? 
Caso a resposta seja negativa, indique o que deve acontecer para que um átomo transforme-se em 
íon. 
2. Desenhe a estrutura de Lewis para as moléculas a seguir. 
a) HCl b) NH3 c) H2 d) O2 
e) NO2 f) CS2 g) H2S h) PCl5 
i) H3CCH3 (considere que os átomos de carbono estão ligados entre si) 
j) H2CO (considere o carbono como átomo central) 
nº de pares eletrônicos ao redor 
do átomo central 
nº de átomos iguais 
ligados ao átomo central 
Molécula polar 
22 
 
3. Dados os cátions e os ânions abaixo, preveja a fórmula dos compostos formados: 
 
4. O que você entende por momento dipolar? Dê exemplos de compostos moleculares com 
momento dipolar diferente de zero. 
5. Dentre os compostos abaixo, qual apresenta elementos com maior diferença de 
eletronegatividade é: 
a) OF2 b) BrCl c) CCl4 d) NaF e) AlCl3 
 
6. Dentre as seguintes substâncias qual apresenta molécula mais polar? 
a) H−H b) H−F c) H−Cl d) H−Br e) H−I 
7. Na ligação de um metal alcalino A com um elemento B, obteve-se uma substância de fórmula 
A2B. O elemento B provavelmente é um: 
a) halogênio b) metal de transição c) metal d) gás nobre e) elemento do grupo do oxigênio 
8. O elemento químico metálico A combina-se com o oxigênio formando o composto A2O3. O 
número atômico do metal pode ser: 
a) 12 b) 20 c) 30 d) 31 e) 37 
9. O fosgênio "COCl2", um gás, é preparado industrialmente por meio da reação entre o monóxido 
de carbono e o cloro. A fórmula estrutural da molécula do fosgênio apresenta: 
a) urna ligação dupla e duas ligações simples. b) uma ligação dupla e três ligações simples. 
c) duas ligações duplas e duas ligações simples. d) uma ligação tripla e duas ligações simples. 
e) duas ligações duplas e uma ligação simples. 
10. A água (H2O), o sal de cozinha (NaCl) e o principal componente do gás de cozinha (C4H10), 
substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de alimentos, têm suas estruturas 
constituídas, respectivamente, por ligações: 
a) iônicas, iônicas e covalentes. b) covalentes, iônicas e covalentes. 
c) covalentes, covalentes e covalentes. d) iônicas, iônicas e iônicas. 
e) covalentes, covalentes e iônicas. 
23 
 
11. Examinando-se a fórmula eletrônica do ácido fosfórico (H3PO4), encontra-se: 
a) 4 ligações iônicas. b) 3 ligações covalentes. 
c) 1 ligação dativa. d) 2 ligações dativas. 
e) elétrons desemparelhados. 
12. Na tentativa de se explicar a interação entre átomos de cobre e estanho no bronze, emprega-se 
o modelo de ligação: 
a) de Van der Waals. b) covalente polar. 
c) iônica. d) metálica. 
e) covalente apolar. 
13. A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se: 
a) ruptura de ligações iônicas. b) ruptura de ligações covalentes. 
c) existência de prótons livres. d) existência de elétrons livres. 
e) existência de nêutrons livres. 
14. Considere as substâncias: 
I. argônio II. Diamante III. Cloreto de sódio IV. água 
Dentre elas, apresentam ligações covalentes apenas: 
(a) I e lI. (b) I e III. (c) II e III (d) II e IV. (e) III e IV. 
 
15. Os compostos com elevados pontos de fusão, via de regra, são: 
(a) iônicos. (b) coloridos. (c) formados de carbono e hidrogênio. 
(d) pouco reativos. (e) incolores. 
Instruções: as questões 16 e 17 referem-se às seguintes substâncias consideradas nos estados 
físicos indicados: 
I. cianeto de sódio, sólido II. água, líquida III. cobre, sólido 
IV. cloreto de cálcio, líquido (fundido) 
16. Apresentam átomos em arranjos mais organizados as substâncias: 
(a) I e II. (b) I e III. (c) I e IV (d) II e IV. (e) III e IV. 
17. Conduzem melhor a corrente elétrica, as substâncias: 
(a) I e II. (b) I e III. (c) I e IV (d) II e IV. (e) III e IV. 
18. Determinada substância apresenta as seguintes característica: conduz eletricidade; é formada 
por átomos de um só elemento químico. 
Essa substância pode ser: (a) aço (b) bronze (c) latão 
(d) amônia (e) ferro 
19. No composto iônicode fórmula XY, o íon X é bivalente positivo. Nesse caso, Y poderia estar 
indicando o íon: 
(a) hidrogênio (b) oxigênio (c) potássio (d) magnésio (e) flúor 
24 
 
20. Uma substância AB, sólida nas condições ambiente, não conduz corrente elétrica, porém torna-
se boa condutora quando fundida ou em solução aquosa. A e B podem ser representados, 
respectivamente, por: 
(a) K e F (b) C e S (c) Si e O (d) Cl e Br (e) P e H 
1. No cátion amônio, NH4
+, os átomos de hidrogênio unem-se ao átomo de nitrogênio por: 
(a) ligações covalentes. (b) ligações iônicas. (c) ligações metálicas. 
(d) ligações de Van der Waals. (e) pontes de hidrogênio. 
22. A fórmula do carbonato de cálcio é CaCO3. Nesta substância há átomos unidos por ligações: 
(a) iônicas, apenas. (b) covalentes, apenas. 
(c) metálicas, apenas. (d) covalente e metálicas. 
(e) iônicas e covalentes. 
Instruções para as questões 23 e 24. 
Dados os esboços de formas geométricas moleculares ao 
lado: 
23. Quais das moléculas representadas apresentam 
momento dipolar igual a zero? 
(a) I, II III e V (b) I, II e V (c) II, III e IV 
(d) II e III (e) III e IV 
24. Identifique os compostos, colocando nos parênteses o 
número correspondente da estrutura molecular: 
Cloreto de berílio BeCl2 ( ) 
Tetracloreto de carbono CCl4 ( ) 
Cloreto de boro BCl3 ( ) 
Cloreto de enxofre SCl2 ( ) 
Cloreto de hidrogênio HCl ( ) 
25. Considere as informações a respeito de uma substância X: 
I. Em condições ambientais é sólida. II. Dissolve-se em água. 
III. Possui alto ponto de fusão. IV. No estado sólido não conduz eletricidade. 
V. Conduz eletricidade em solução aquosa ou quando fundida. 
O mais provável é que X seja: 
(a) um composto iônico que se dissocia em água. 
(b) um composto molecular polar que se ioniza em água. 
(c) um metal que reage com a água. 
(d) uma substância apolar que se dissocia em água. 
(e) um composto molecular polar que se dissocia em água. 
26. O elemento químico enxofre pode estabelecer ligação iônica ao se combinar com 
(a) césio. (b) oxigênio (c) hidrogênio (d) flúor. (e) carbono 
25 
 
27. O Cr3+ está ligado a ânion bivalente na fórmula 
(a) Cr(NO3)3 (b) Cr2S3 (c) CrPO4 (d) CrCl3 (e) Cr4 (P2O7)3 
28. Dos átomos de 13Al
27, é incorreto afirmar que: 
a) formam cátions trivalentes. 
b) apresentam três níveis de energia. 
c) ao se ligarem a átomos do elemento Y da família dos calcogênios, formam o composto Al2Y3. 
d) apresentam três elétrons na camada de valência. 
e) pertencem à família dos halogênios. 
29. A fórmula do composto e o tipo de ligação que ocorre quando se combinam átomos dos 
elementos químicos Ba (Z=56) e Cl (Z=17) são, respectivamente: 
a) Ba2Cl e dativa b) BaCl e iônica c) Ba2Cl2 e covalente normal 
d) BaCl2 e iônica e) BaCl e covalente normal 
30. As substâncias cujas fórmulas são: CO2, KI, H2O , representam, respectivamente, exemplos de 
compostos: 
iônico – covalente polar – covalente apolar 
covalente polar – covalente apolar – iônico 
covalente apolar – iônico – covalente polar 
iônico – covalente polar – covalente apolar 
covalente apolar – covalente polar – iônico 
31. Dentre as substâncias água, cloreto de hidrogênio, tetracloreto de carbono e gás carbônico, é 
correto afirmar que: 
todas são moléculas polares 
somente o gás carbônico e o tetracloreto de carbono são moléculas polares 
somente a água e o cloreto de hidrogênio são moléculas polares 
somente o cloreto de hidrogênio e o tetracloreto de carbono são moléculas polares 
somente o tetracloreto de carbono e a água são moléculas polares 
32. Explique o que é uma ligação iônica. Dê exemplos de compostos iônicos. 
33. Quais as propriedades dos compostos iônicos? 
34. Explique o que é uma ligação covalente. Dê exemplos de compostos com esse tipo de ligação. 
35. Quais as propriedades dos compostos moleculares (ligação covalente)? 
36. Explique como ocorre a ligação metálica e quais as propriedades que resultam desse tipo de 
ligação. 
37. Defina o que é um cátion e o que é um ânion. 
38. O que é uma ligação covalente coordenada? Em que ela difere das outras ligações covalentes? 
39. Quais das seguintes substâncias têm ligações que são predominantemente 
a) iônicas: AlCl3, MgO, Al2O3, NF3, CsF, FeCl2, SO2, Ca3P2 
b) covalentes: NH3, MnF2, BCl3, MgCl2, BeI2 
26 
 
40. Considerando a tabela periódica, hidrogênio e enxofre devem formar o composto de fórmula: 
a) HS b) H2S c) HS2 d) H2S3 e) H3S2 
41. "A ligação covalente estabelecida entre dois elementos químicos será tanto mais polar quanto 
maior for a diferença entre as ____________ desses elementos." 
a) massas atômicas. b) eletronegatividades. c) temperaturas de fusão. 
d) densidades. e) cargas nucleares. 
42. A uréia (CH4N2O) é o produto mais importante de excreção do nitrogênio pelo organismo 
humano. Na molécula de uréia, que e formada por oito átomos, o carbono apresenta duas ligações 
simples e uma dupla, o oxigênio uma ligação dupla, cada átomo de nitrogênio três ligações simples 
e cada átomo de hidrogênio uma ligação simples. Átomos iguais não se ligam entre si. Baseando-
se nessas informações, escreva a fórmula estrutural da uréia. 
43. Os compostos formados pelos pares: 
Mg e Cl Ca e O Li e O K e Br 
Possuem fórmulas cujas proporções entre os cátions e os ânions são, respectivamente: 
a) 1:1 2:2 1:1 1:2 
b) 1:2 1:2 1:1 1:1 
c) 1:1 1:2 2:1 2:1 
d) 1:2 1:1 2:1 1:1 
e) 2:2 1:1 2:1 1:1 
44. Considerando os dados abaixo, assinale a alternativa incorreta: 
Átomo ou 
íon 
prótons nêutrons elétrons 
I 17 18 17 
II 11 12 11 
III 17 20 17 
IV 11 12 10 
V 17 18 18 
45. Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com 38 elétrons. Com base nos elétrons de 
valência, podemos afirmar que a fórmula do composto formado pelos elementos é? 
46. O elemento flúor forma compostos com hidrogênio, carbono, potássio e magnésio, 
respectivamente. Com quais destes elementos o flúor forma ligações covalentes? Com quais 
elementos forma ligações iônicas? Apresente as fórmulas dos compostos formados entre o flúor e 
os demais elementos citados. 
47. Considere as espécies químicas Br2 e KBr. Com base no número de elétrons de valência, 
informe o tipo de ligação que ocorre entre os átomos presentes nestas substâncias, justificando sua 
resposta. 
48. Os átomos dos elementos relacionados a seguir estabelecem entre si ligação (ões) covalente 
(s) para adquirir a estabilidade. Forneça para cada caso a fórmula molecular, a estrutural e a 
eletrônica (de Lewis) das substâncias obtidas. 
a) V é ânion de I. 
b) I, III e V têm o mesmo número de massa. 
c) IV é cátion de II. 
d) I e V têm o mesmo número de massa. 
e) I, II, III são átomos neutros. 
27 
 
a) Hidrogênio e bromo b) cloro e enxofre c) nitrogênio e iodo 
49. Apresente as fórmulas dos seguintes compostos: 
a) hidróxido de lítio b) ácido bórico c) hidróxido de magnésio d) ácido fluorídrico 
50. A nanofiltração é um processo de separação que emprega membranas poliméricas cujo 
diâmetro de poro está na faixa de 1 nm. Considere uma solução aquosa preparada com sais 
solúveis de cálcio, magnésio, sódio e potássio. O processo de nanofiltração dessa solução retém 
os íons divalentes, enquanto permite a passagem de água e dos íons monovalentes. Assinale a 
alternativa que apresenta as espécies iônicas retidas: 
a) sódio e potássio b) potássio e cálcio c) magnésio e sódio d) cálcio e 
magnésio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
2. FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
2.1 Conceitos GeraisFunção química é uma classificação das substâncias de acordo com a semelhança nas 
suas propriedades químicas, denominadas propriedades funcionais. Assim, têm-se as funções 
inorgânicas e orgânicas, de modo a classificar estas duas categorias de compostos dentro da 
Química. 
As substâncias inorgânicas são classificadas em quatro funções químicas: ácidos, bases, 
sais e óxidos. 
 
2.2 Teoria de Arrhenius 
A classificação dos compostos inorgânicos de acordo com suas propriedades esta 
diretamente relacionada ao trabalho desenvolvido por Svant Arrhenius, no final do século XIX. Este 
cientista estudou profundamente a dissociação de compostos e em 1887, propôs a teoria de 
dissociação iônica, na qual dizia, que determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, 
originavam íons positivos e negativos. As experiências de Arrhenius se fundamentaram nas 
observações da condutividade elétrica em soluções aquosas entre compostos iônicos e covalentes. 
Sabia-se que, de modo geral, compostos iônicos, em solução ou no estado fundido conduziam 
corrente elétrica, enquanto esta característica não era observada para os compostos moleculares. 
No entanto, Arrhenius observou que certas substâncias moleculares também apresentavam como 
propriedade a condução de corrente elétrica. Assim, classificou-se todas as substâncias que 
apresentavam esta propriedade como eletrólitos e as que não conduziam de não-eletrólitos. Os 
não-eletrólitos são sempre substâncias moleculares, mas os eletrólitos podem ser substâncias 
moleculares ou iônicas. 
 
2.2.1 Dissociação e ionização 
Os conceitos de dissociação e ionização estão relacionados à propriedades de certos 
compostos inorgânicos de conduzirem a corrente elétrica quando estão em solução. Quando se 
tem uma substância iônica como o cloreto de sódio (NaCl), em seu estado natural (sólido) este é 
formado por íons (Na+ e Cl-). Assim, quando este composto é colocado em água esta separa os 
íons já existentes. 
Ex.: Na+Cl- + H2O  Na
+ + Cl- 
Esta separação dos íons pré-existente chama-se dissociação iônica ou dissociação 
eletrolítica. Por outro lado, quando se tem uma substância como HCl, sabe-se que o mesmo é 
uma molécula (ligação covalente ou molecular). Ao ser dissolvido em água, a mesma irá “quebrar” 
a ligação química provocando a formação dos íons H+ e Cl-. 
Ex.: HCl + H2O  H
+ + Cl- 
29 
 
Esta formação de íons chama-se ionização e este processo poderá ser mais ou menos completo, 
dependendo da substância a ser ionizada, propriedade que é dependente do grau de ionização. 
Ex.: 
HCl – de 100 moléculas em água, 92 se ionizam em H+ e Cl- 
HF – de 100 moléculas em água, 8 se ionizam em H+ + F- 
 
O Grau de ionização () é uma grandeza que mede a maior ou menor extensão da 
ionização. 
= n1/n2 
sendo: 
n1 o número de moléculas ionizadas; 
n2 o número total de moléculas dissolvidas 
Ex.: HCl - = 92/100 = 0,92 ou 92% 
HF - = 8/100 = 0,08 ou 8% 
 
O valor de  varia de 0 a 1 ou de 0 a 100%. Quando o valor de  está próximo de zero, a 
substância está pouco ionizada e é chamada de eletrólito fraco. Quando o valor de  está 
próximo de um (1), a substância está bastante ionizada e é chamada de eletrólito forte. 
 
2.3 Ácidos 
Tendo como base os conceitos de dissociação/ ionização, Arrhenius definiu um ácido como 
a substância composta que, em solução aquosa, sofrem ionização produzindo como único e 
exclusivo cátion o hidrônio (H3O
+ ou H+). O H+ é chamado radical funcional dos ácidos. Além desta 
propriedade fundamental analisada por Arrhenius, as substâncias classificadas como “ácidos” 
apresentam outras características observadas desde os tempos dos alquimistas. Dentre estas se 
destacam: 
- sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e maçã (a palavra 
ácido é proveniente do latim acidus - azedo, picante); 
- formação de soluções aquosas condutoras de eletricidade; 
- reatividade (efervescência), quando em contato com o calcário; 
- mudança de cor nos indicadores ácido-base. 
Exemplos: 
HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2- 
H3PO4 + 3H2O 3H3O
+ + PO4
3- 
O íon hidrônio é formado por duas covalências normais e uma covalência dativa. 
30 
 
H+ + H2O  H3O
+ 
 
2.3.1 Classificação dos ácidos 
Os ácidos são classificados conforme algumas características: 
 
a) Número de hidrogênios ionizáveis: número de íons (cátions) H+ formados na ionização da 
molécula 
Classificação Número de H+ formados na ionização 
Monoácidos HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
Diácidos H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2- 
Triácidos H3PO4 + 3H2O 3H3O
+ + PO4
3- 
Tetrácidos H4P2O7 + 4H2O 4H3O
+ + P2O7
4- 
 
Quando um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis, ele é denominado poliácido e, 
na verdade, os H+ se ionizam em etapas sucessivas. 
Ex.: Ionização do H3PO4 
 
 
 
 
 
b) De acordo com a presença ou ausência de Oxigênio 
Hidrácidos Oxiácidos 
não contém oxigênio na molécula contém oxigênio na molécula 
HCl, H2S, HBr H2SO4, H3PO4, HClO4 
 
c) De acordo com o grau de ionização 
Ácidos fracos Ácidos moderados Ácidos fortes 
0<  < 5% 5% <  < 50% 50% <  < 100% 
HCN = 0,008% 
H2CO3 = 0,18% 
HF = 8% 
H2CO3 = 27% 
HCl = 92% 
H2SO4 = 61% 
 
Em relação à força tem-se que: 
- Dentre os hidrácidos são: 
ácidos fortes: HCl, HBr, HI 
ácido moderado: HF 
31 
 
ácidos fracos: todos os demais. 
Nos oxiácidos a força é tanto maior quanto maior for a diferença entre o número de átomos 
de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio. 
HClO4  4-1=3  ácido muito forte (=97%) 
HNO3  3-1=2  ácido forte (=92%) 
H2SO4  4-2=2  ácido forte (=61%) 
H3PO4  4-3=1  ácido moderado (=27%) 
H3BO3  3-3=0  ácido fraco (=0,0025%) 
 
d) De acordo com a volatilidade 
Ácidos fixos: São sólidos ou líquidos pouco voláteis. Possuem alto ponto de ebulição (acima 
de 100 C) e em condições ambientais passam muito lentamente para a fase vapor. 
Exemplos: H2C2O4 é sólido 
 H2SO4 é um líquido que ferve a 338 C 
Ácidos voláteis: São líquidos voláteis ou gases. Possuem baixo ponto de ebulição (abaixo 
de 100 C) e em condições ambientais passam facilmente para a fase vapor. 
Exemplos: HNO3 é um líquido que ferve a 86C 
 HCl, H2S e HCN são gases. 
Observação: Não deve-se confundir ácido volátil com ácido fumegante. O ácido fumegante 
em geral é um ácido fixo que libera vapores tóxicos de uma substância que se encontra dissolvida 
em seu interior. O H2SO4 fumegante libera fumaça de dióxido de enxofre (SO2) que se encontra 
dissolvido no ácido. 
 
2.3.2 Fórmulas dos ácidos 
Todo ácido é formado pelo cátion H+ e por um átomo ou grupo de átomos com carga negativa 
(ânion ou radical negativo). A carga total positiva dos H+ deve anular a carga total do radical 
negativo de tal modo que a molécula seja eletricamente nula. 
Assim, genericamente 
 
 
2.3.2.1 Fórmulas estruturais 
Nos ácidos oxigenados, os hidrogênios ionizáveis sempre se ligam ao átomo central através 
de um átomo de oxigênio. Os demais átomos de oxigênio ligam-se ao átomo central, ou por meio 
de duas ligações covalentes ou por meio de uma ligação dativa. 
 
 
32 
 
Exemplos: 
 H2SO4 H2CO3 
 
Quando o hidrogênio está ligado diretamente ao átomo central, ele não é ionizável. 
 
Exemplo: O H3PO3 é um diácido, pois apresenta somente dois hidrogênios ionizáveis. 
 
2.3.3 Nomenclatura: 
O nome de um ácido é dado da seguinte forma: 
1o) a palavra ácido; 
2o) radical do nome do elemento; 
3o) terminação ídrico, ico ou oso 
 
Para os hidrácidos:Exemplos: 
HCl  ácido clorídrico 
HCN  ácido cianídrico 
 
Para os Oxiácidos: 
- Quando o elemento forma apenas um oxiácido usa-se a terminação ico ao nome do elemento. 
- Quando o elemento forma dois oxiácidos usa-se a terminação ico para o maior NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO (NOX) e oso para o menor. 
Exemplos: 
H2CO3  ácido carbônico 
H3BO3  ácido bórico 
 
O Nitrogênio forma dois ácidos: 
HNO3  N
+5  ácido nítrico 
HNO2  N
+3  ácido nitroso 
 
33 
 
O enxofre forma dois ácidos: 
H2SO4  S
+6  ácido sulfúrico 
H2SO3  S
+4  ácido sulfuroso 
 
2.3.4 Características gerais dos ácidos: 
- Desidratam a matéria orgânica; 
- Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; 
- Neutralizam bases formando sal e água; 
 
Os ácidos reagem com grande parte dos metais, originando hidrogênio, conforme: 
Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2 
 
2.4 Bases ou hidróxidos 
Segundo a teoria de Arrhenius base é toda substância que em água sofre dissociação e 
produz como íon negativo apenas OH-, chamado de hidroxila. 
Ex.: NaOH → Na+ + OH- 
Dessa forma concluí-se que para uma substância ser considerada uma base de Arrhenius 
ela deve possuir em sua estrutura a hidroxila, isto é, o grupo OH-. O radical OH- é o radical 
funcional das bases. 
Exemplos: 
KOH  K+ + OH- 
Mg(OH)2 Mg
2+ + 2OH- 
Ba(OH)2  Ba
2+ + 2OH- 
Al(OH)3  Al
3+ + 3OH- 
 
2.4.1 Classificação das bases 
Assim como os ácidos, as bases também são classificadas conforme algumas 
características. 
a) De acordo com o número de hidroxilas 
Classificação Número de OH- 
Monobases NaOH, NH4OH 
Dibases Ca(OH)2, Mg(OH)2 
Tribases Al(OH)3, Fe(OH)3 
Tetrabases Pb(OH)4, Sn(OH)4
 
 
Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos, 
temos: 
 
Nome Número de oxidação 
Ácido Per...........ico +7 
Ácido ..........ico +6, +5 
Ácido ..........oso +4, +3, +2 
Ácido Hipo..........oso +1 
 
Exemplo: 
HClO4  Cl
+7
  ácido perclórico 
HClO3  Cl
+5
  ácido clórico 
HClO2  Cl
+3
  ácido cloroso 
HClO  Cl
+1
  ácido hipocloroso 
 
34 
 
Assim como os poliácidos, as polibases também se dissociam por etapas, liberando uma 
hidroxila por vez. 
Ex.: Dissociação do Al(OH)3 
 
 
 
 
b) De acordo com o grau de dissociação iônica 
Bases fracas Bases fortes 
 é inferior a 5%  é praticamente 100% 
hidróxido de amônio (NH4OH) e as demais bases 
 
hidróxidos de metais alcalinos e metais alcalinos 
terrosos, grupos 1 e 2 da tabela periódica, 
respectivamente. 
 
 
c) De acordo com a solubilidade em água 
Solúveis 
Hidróxidos dos metais do Grupo 1 (metais alcalinos) e o NH4OH. 
Ex.: KOH, NaOH, KOH. 
Obs.: É redundante dizer que o hidróxido de amônio é solúvel em água, pois 
o hidróxido de amônio consiste de uma solução aquosa, tendo em vista o 
fato de não existir um composto sólido de fórmula NH4OH. 
Ex.: NH3 +H2O NH4OH 
Pouco solúveis 
Hidróxidos dos metais do Grupo 2 (metais alcalino-terrosos). Estes álcalis 
são pouco solúveis quando comparados aos do Grupo 1, mas são bastante 
solúveis quando comparados com os álcalis de outros metais. Os metais 
deste grupo costumam provocar o fenômeno conhecido como “agua dura”. 
Ex.: Ca(OH)2, Mg(OH)2 
Praticamente não 
solúveis 
 
Os álcalis dos demais metais, que apresentam uma solubilidade muito baixa. 
Ex.: Fe(OH)3 ,Pb(OH)4, Sn(OH)4 
 
A figura 11 apresenta o grau de solubilidade de alguns alcalis. 
 
 
 
 
35 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 11: solubilidade de bases em água a 20ºC (Fonte: DE BONI, GOLDANI, 2007). 
 
2.4.2 Fórmulas das bases (hidróxidos) 
Uma base é formada por um radical positivo (metal ou NH4
+) ligado invariavelmente ao 
radical negativo hidroxila (OH-). A carga positiva do cátion é neutralizada pela carga negativa total 
das hidroxilas. 
Assim: 
 
onde x  4 
 
2.4.3 Nomenclatura 
a) Quando o elemento forma apenas uma base: hidróxido de + “nome do elemento” 
Ex.: NaOH - hidróxido de sódio 
NH4OH - hidróxido de amônio 
b) Quando o elemento forma duas bases: hidróxido de + “nome do elemento” + 
 
Alternativamente as terminações ICO e OSO, pode-se usar também um algarismo romano 
indicando a valência do elemento. 
Ex.: Fe(OH)3 – hidróxido férrico – hidróxido de ferro III 
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso – hidróxido de ferro II 
 
2.4.4 Características gerais das bases: 
- Apresentam sabor caustico; 
- Tornam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; 
- Neutralizam ácidos formando sal e água; 
 
 
 
ICO (maior NOX) 
OSO (menor NOX) 
36 
 
2.5 Sais 
Sal é toda substância que em água dissocia liberando um cátion diferente de H+ e um ânion 
diferente de OH-. A reação de neutralização (salificação), reação de um ácido com uma base de 
Arrhenius tem como resultante a formação de um sal, e pode ser representada esquematicamente 
por: 
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA 
 
 
Ex.: NaOH + HCl  NaCl + H2O 
 
 
 
Representando o ácido genericamente por HxA e a base por B(OH)y, teremos: 
y HxA + x B(OH)y  BxAy + xy H2O 
 
sendo BxAy a fórmula geral de um sal normal ou neutro, formado pelo cátion B da base (de 
valência +y) e pelo ânion A do ácido (de valência –x). 
 
2.5.1 Classificação dos sais 
Os sais podem ser classificados em quatro diferentes grupos, segundo a sua natureza: 
a) Sais normais (também denominados sais neutros): são provenientes da neutralização total de 
um ácido e de uma base. Na sua fórmula não aparece H+ nem OH-. 
Ex.: NaCl, K2CO3, CuCl2 
Ex.: 2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O 
 
b) Hidrogenossal (também denominados sais ácidos): são provenientes da neutralização parcial 
de um ácido. Estes sais apresentam dois cátions, sendo um deles o íon H+ (hidrogênio ionizável) e 
somente um ânion. 
Ex.: NaHSO4, NaH2PO4 
Ex.: NaOH + H2CO3  NaHCO3 + H2O 
 
c) Hidroxissal (também denominado sal básico): são sais provenientes da neutralização parcial de 
uma base. Estes sais apresentam dois ânions, sendo um deles formado pelo íon OH- e somente 
um cátion. 
Ex.: Ca(OH)NO3, Al(OH)Cl2, Al(OH)2Cl 
Ex.: 2MgOH + 2HCl  2MgOHCl + H2O 
37 
 
d) Sais duplos ou mistos: são sais que apresentam dois cátions diferentes (exceto o hidrogênio 
ionizavel H+) ou dois ânions diferentes (exceto a hidroxila OH-). 
Ex.: NaCa(PO4), KAl(SO4)2 
 
e) Os sais também são classificados quanto a presença de água, presença de oxigênio e quanto 
ao numero de elementos: 
Quanto à presença de agua 
- Hidratados: CuSO4.5H2O, CaSO4.2H2O 
- Anidros: NaCl, KCl, CaSO4 
 
Quanto a presença oxigênio 
- Oxissais: KNO3, CaCO3, CaSO4 
 
Quanto ao numero de elementos 
- Binários: CaCl2, KBr, NaCl 
- Ternários: CaSO4, Al2(SO4)3 
- Quaternários: NaCNO, Na4Fe(CN)6 
 
2.5.2 Nomenclatura dos sais 
O nome de um sal deriva do nome do ácido e da base dos quais são originados. 
a) Sais normais 
NOME DO SAL = nome do ânion do ácido + de + nome do cátion da base 
O nome do ânion pode ser consultado em uma tabela de ânions, como apresentado na figura 12. 
 
 
 
Figura 12: principais ânions. 
 
38 
 
Ex.1) HCl + NaOH  NaCl + H2O 
Ácido Clorídrico Hidróxido de sódio Cloreto de sódio 
 
Ex. 2) HNO2 + KOH  KNO2 + H2O 
Ácido Nitroso Hidróxido de potássio Nitrito de potássio 
 
Ex.3) H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2H2O 
 Ácido Sulfúrico Hidróxido de cálcio Sulfato de cálcio 
 
Outra maneira