Química Aplicada - Geral e Inorganica

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Curso de Formação 
de Técnicos de Operação Jr 
do Abastecimento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2ª edição 
 
Química 
Aplicada 
 
 
 
Geral e Inorgânica 
 
 
 
 
 
Índice 
METODOLOGIA CIENTÍFICA 06 
(a) Observação e dados 06 
(b) Leis 07 
(c) Hipóteses e teorias 08 
A MATÉRIA 10 
(a) Volume, massa e inércia 10 
(b) Estados da matéria 11 
(c) Átomos e moléculas 13 
(d) A distribuição eletrônica 19 
(e) Classificação da matéria 23 
TABELA PERIÓDICA 28 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 31 
(a) Ligação iônica 33 
(a.1) Substância iônica 34 
(b) Ligação covalente 36 
(b.1) Polaridade das ligações covalentes 39 
(b.2) Substâncias moleculares e covalentes 41 
(c) Ligações metálicas 43 
(d) Número de oxidação 44 
GASES 47 
(a) Lei de Boyle-Mariotte: relação pressão x volume 47 
(b) Lei de Charles: relação temperatura x volume 48 
(c) Lei de Gay-Lussac das combinações dos volumes 48 
(d) Equação de estado de um gás ideal 49 
(d.1) Gases ideais x gases reais 50 
(e) Propriedades de um gás 51 
(e.1) Volume molar 52 
(e.2) Densidade 52 
(e.3) Lei de Dalton das pressões parciais para mistura de gases 55 
(e.4) Difusão de um gás 55 
(f) Mistura de gases 56 
LÍQUIDOS 58 
(a) Equilíbrio líquido-vapor 58 
(b) Equilíbrio líquido-sólido 61 
(c) Densidade relativa dos líquidos 62 
SOLUÇÕES 63 
(a) Concentração das soluções 64 
(a.1) Concentração comum 64 
(a.2) Concentração molar 65 
(a.3) Molalidade 65 
(a.4) Fração e percentagem molar 66 
(a.5) Fração mássica 67 
(a.6) Parte por milhão – ppm 67 
(b) Densidade de misturas 67 
(c) Solubilidade 68 
(d) Propriedades coligativas 70 
(d.1) Redução da pressão de vapor 71 
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Índice 
(d.2) Elevação do ponto de ebulição – ebuliometria 74 
(d.3) Diminuição do ponto de congelamento – crioscopia 74 
(d.4) Pressão osmótica 74 
(e) Fracionamento de Misturas 75 
(e.1) Fracionamento de misturas heterogêneas 75 
(e.2) Fracionamento de misturas homogêneas 77 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 79 
(a) Ácidos e bases 82 
(a.1) Classificação dos ácidos 86 
(a.2) Nomenclatura dos ácidos 88 
(a.3) Principais ácidos utilizados em uma refinaria 91 
(a.4) Nomenclatura das bases 91 
(a.5) Classificação das bases 92 
(a.6) Principais bases utilizadas em uma refinaria 93 
(a.7) Reações ácido-base 93 
(a.8) Ação sobre indicadores 94 
(b) Sais 94 
(b.1) Nomenclatura dos sais 94 
(b.2) Classificação dos sais 95 
(b.3) Principais sais utilizados em refinarias 96 
(c) Óxidos 96 
(c.1) Nomenclatura dos óxidos 97 
(c.2) Classificação dos óxidos 98 
REAÇÕES QUÍMICAS 100 
(a) A equação química 100 
(a) Classificação das reações químicas 102 
(b.1) Reação de oxirredução 102 
(b.2) Reação de análise ou decomposição 103 
(b.3) Reação de síntese ou composição 104 
(b.4) Reação de deslocamento ou simples troca 104 
(b.5) Reação de dupla troca 106 
(b.6) Reação ácido-base 108 
(b.7) Reação exotérmica e endotérmica 108 
(b.8) Espontaneidade de uma reação 109 
CINÉTICA QUÍMICA 111 
(a) Influência da concentração na velocidade de reação 111 
(b) Influência da temperatura na velocidade de reação 115 
(c) Influência do catalisador na velocidade de reação 116 
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 117 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 119 
(a) Deslocamento do equilíbrio químico 119 
(b) Constante de equilíbrio 122 
(c) Equilíbrio iônico em solução aquosa 123 
(c.1) Produto iônico da água 124 
(c.2) A escala de pH – potencial hidrogeniônico 125 
(c.3) Solução tampão 127 
 
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Índice 
 
 
 
 
 
 
APL
ICA
DA 
 
 
 
 
ELETROQUÍMICA 128 
(a) Pilhas ou células galvânicas 128 
(b) Potencial–padrão de eletrodo 132 
(c) Células eletrolíticas 135 
ALGUNS ELEMENTOS IMPORTANTES E SEUS COMPOSTOS 136 
(a) Hidrogênio 136 
(b) Oxigênio 137 
(c) Flúor 138 
(d) Cloro 139 
(e) Iodo 140 
(f) Bromo 140 
(g) Enxofre 140 
(h) Nitrogênio 142 
(i) Fósforo 143 
(j) Alumínio 143 
(l) Ferro 144 
(m) Cobre 144 
(n) Cromo 144 
(o) Vanádio 145 
(p) Titânio 145 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 146 
ANEXO A 147 
ANEXO B 152 
 
TABELAS 
 
METODOLOGIA CIENTÍFICA 
Tabela 1 - Dados experimentais para a formulação da Lei de Charles 07 
A MATÉRIA 
Tabela 1 - Distribuição dos elétrons 20 
Tabela 2 - Componentes e fases de alguns sistemas 27 
TABELA PERIÓDICA 
Tabela 1 - Nomes dos grupos dos elementos representativos 30 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Tabela 1 - Nox de alguns elementos 46 
SOLUÇÕES 
Tabela 1 - Exemplos de soluções 63 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
Tabela 1 - Classificação quanto ao nº. de hidrogênios ionizáveis 87 
Tabela 2 - Indicadores ácido-base 94 
CINÉTICA QUÍMICA 
Tabela 1 - Cinética de reação 112 
ELETROQUÍMICA 
Tabela 1 - Potenciais-padrão de eletrodo 133 
 
 
 
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Índice 
 
 
 
 
 
 
 
APL
ICA
DA 
 
 
 
 
FIGURAS 
 
METODOLOGIA CIENTÍFICA 
Figura 1 - Esquema de desenvolvimento de um método científico 09 
A MATÉRIA 
Figura 1 - Estrutura didática do átomo 14 
Figura 2 - Eletrosfera e níveis atômicos 19 
Figura 3 - Distribuição eletrônica 20 
Figura 4 - Camada e elétron de valência do átomo de potássio (K) 21 
Figura 5 - Clasificação da matéria 23 
Figura 6 - Eletrólise da água 24 
Figura 7 - Formas alotrópicas do carbono 25 
Figura 8 - Gás liquefeito de petróleo (GLP), uma mistura de C3H8 e C4H10 26 
TABELA PERIÓDICA 
Figura 1 - Classificação periódica dos elementos 28 
Figura 2 - Subnível mais energético de cada grupo da tabela periódica 29 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Figura 1 - Formação do sólido iônico 35 
Figura 2 - Estrutura do NaCl 36 
Figura 3 - Nuvem eletrônica em estrutura metálica 44 
LÍQUIDOS 
Figura 1 - Gráfico de pressão de vapor para o éter dietílico, etanol e água 59 
SOLUÇÕES 
Figura 1 - Variação da solubilidade com a temperatura 68 
Figura 2 - Redução da pressão de vapor 71 
Figura 3 - Pressão de vapor – (a) parcial para a substância 1; (b) 
parcial para a substância 2; e (c) total da solução 73 
Figura 4 - Aparelhagem de laboratório para destilação fracionada 78 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
Figura 1 - Ensaio de condutibilidade elétrica de soluções 80 
REAÇÕES QUÍMICAS 
Figura 1 - Ordem de reatividade de metais e não-metais 105 
CINÉTICA QUÍMICA 
Figura 1 - Cálculo da velocidade instantânea de uma reação 113 
Figura 2 - Energia de ativação 115 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Figura 1 - Escalas de pH e pOH 126 
ELETROQUÍMICA 
Figura 1 - Corrosão do ferro da esponja de aço 129 
Figura 2 - Pilha ou célula galvânica de zinco/cobre 131 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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[Metodologia científica 
 
 
 
 
 
 
 
 
Todos os processos de desenvolvimento científico (e conseqüentemente 
tecnológico) são em sua grande maioriaconcebidos à luz do método científico. 
O método científico, como o próprio nome enaltece, é constituído de procedimentos 
rigorosos de observação e registro de dados, a partir dos quais hipóteses, teorias e 
leis são definidas, comprovadas, publicadas e utilizadas em busca do avanço da 
humanidade. 
 
 
 
 
(a) Observação e dados 
 
 
 
O processo do método científico tem início a partir da observação de algum 
fenômeno. Embora essas observações sejam algumas vezes acidentais, elas devem 
ser feitas sob condições rigorosamente controladas para terem validade dentro do 
método científico. Essas obser vações podem ser de cunho qualitativo ou 
quantitativo. As observações qualitativas não estão em busca de números ou 
quantidades, mas buscam observar outros aspectos, tais como cor, odor, liberação 
ou absorção de calor, reatividade ou não. Por exemplo, a química analítica qualitativa 
utiliza a caracterização de substâncias através da cor que elas apresentam após 
reagirem com substâncias já conhecidas. Por sua vez, as observações e testes 
quantitativos procuram quantificar com números os fenômenos observados. Pode- 
se, então, utilizar um instrumento para obter o valor numérico do comprimento de 
onda refletido por uma superfície que apresente uma cor e, dessa maneira, 
determinar exatamente (quantitativamente) a cor desta superfície. 
 
 
 
 
 
 
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A seqüência do método científico se dá com os registros das observações, 
os quais são chamados de dados. É através dos dados que se pode definir 
uma lei ou basear a formulação de uma teoria. Os dados das observações 
quantitativas são freqüentemente dispostos em tabelas numéricas e podem 
também ser representados por relações matemáticas e gráficos. Para a ob- 
tenção de equações matemáticas, normalmente se lançam os dados tabela- 
dos em um gráfico, com base na curva traçada, obtém-se a equação utili- 
zando-se algum método matemático (geralmente métodos numéricos). 
 
 
(b) Leis 
 
 
 
A análise dos dados pode indicar uma relação intrínseca entre eles, que se revela 
através de uma tendência ou uma constante que os relaciona. Essas relações 
entre os dados são descritas como leis. Vamos tomar como exemplo a Lei de 
Charles. De acordo com essa lei, o volume de um gás é diretamente proporcional 
à sua temperatura absoluta, sob pressão constante. Em outras palavras, um 
aumento na temperatura provoca um aumento no volume do gás, de acordo com 
uma constante. Observe a Tabela 1. Nessa tabela estão registrados os dados 
observados em sucessivos experimentos realizados com um gás, semelhantemente 
ao experimento de Charles. Nesse experimento, mostra-se que variando a 
temperatura de um gás contido em um recipiente, o volume que este gás ocupa 
é proporcional a essa variação de temperatura. 
 
 
Tabela 1 – Dados experimentais para a formulção da Lei de Charles 
 
Experimento Temperatura (K) Volume (L) Temperatura/Volume (K/L) 
 
1 273 
2 283 
3 293 
4 303 
14,92 
15,46 
16,01 
16,56 
18,3 
18,3 
18,3 
18,3 
 
 
 
 
 
 
 
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A razão entre a temperatura do gás e o volume ocupado por este gás é uma 
constante. Este mesmo experimento, realizado para outros gases, também mostrou 
que a razão mantinha-se constante. Essa conclusão sobre a relação entre os 
dados observados está enunciada sob a Lei de Charles. 
 
 
 
(c) Hipóteses e teorias 
 
 
Após a observação e registro de dados científicos, pode-se então procurar a 
relação entre eles e enunciar-se uma lei que descreva esse fenômeno. Entre- 
tanto, a lei não explica por que os eventos ocorrem dessa maneira. Então, o 
levantamento de hipóteses (tentativas de respostas ou previsões) é feito para 
explicar “Por quê?”, “Como?”, “Qual a razão desse resultado?”, observado 
para esse fenômeno. As respostas que se sustentam após vários experimentos 
são chamadas de teorias. 
 
 
O sucesso de uma teoria reside no fato de ela conseguir prever, com certa 
confiabilidade, resultados de diferentes experimentos sob a mesma ótica para a 
qual foi desenvolvida. Caso os novos experimentos concordem com os resultados 
previamente prescritos pela teoria, esta é aceita e torna-se ainda mais confiável. 
Caso os resultados práticos observados não estejam de acordo com a teoria, esta 
é modificada para conseguir explicar os novos resultados ou então é inteiramente 
abandonada, sendo necessário o desenvolvimento de uma nova teoria. 
 
 
A teoria, então, é constituída de um modelo, que busca primeiramente explicar os 
dados observados e posteriormente prever novos resultados. Dessa maneira, o 
método científico constitui-se de um processo lógico de descrição e compreensão 
da natureza, e o Homem, através da Química, Física e outras ciências, segue sua 
evolução. Temos, então, um ciclo fechado, como mostra a Figura 1, que apresenta 
as relações entre observações, dados, leis, teorias propostas e novos experimentos. 
Devemos considerar, no entanto, que por mais bem-sucedido e consistente que 
seja um modelo teórico, ele é apenas a descrição idealizada do fenômeno, 
 
 
 
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tendo sido formulado por pessoas, em uma determinada época, e não des- 
creve perfeitamente a realidade. Portanto, dependendo do avanço tecnológico, 
teorias que antes pareciam ilustrar a realidade podem ser superadas. 
 
 
 
 
 
Figura 1 – Esquema de desenvolvimento de um método científico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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[A matéria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A matéria pode ser definida como tudo aquilo que ocupa lugar no espaço e que 
possui massa. Então, tudo que tenha volume e massa, por menores que sejam, 
é definido como matéria. 
 
 
 
 
(a) Volume, massa e inércia 
 
 
O conceito de massa é um pouco mais complexo que o conceito de volume. 
Volume, como bem sabemos, é o lugar geométrico que um corpo ocupa no 
espaço e pode ser definido em função dos eixos de coordenadas cartesianas. 
 
A massa de um corpo exprime a capacidade deste mesmo corpo em se manter 
no estado de inércia. Inércia é a resistência de um corpo em modificar seu 
estado de repouso ou movimento uniforme na presença de uma força aplicada 
sobre si. Um objeto em repouso e um objeto em movimento com determinada 
velocidade e direção tendem a permanecer nessas condições indefinidamente. 
Desse modo, dois corpos com massas diferentes serão perturbados de maneira 
diferente (atingirão velocidades e alcance distintos) se sobre eles for aplicada 
uma força de igual intensidade e direção. 
 
Através da observação, o célebre físico Isaac Newton descobriu que a força 
aplicada sobre um corpo é proporcional à aceleração experimentada por este 
corpo, tendo como constante de proporcionalidade a sua massa.Assim, 
 
F = m.a 
 
 
onde m é a massa kg, a é a aceleração m/s2 e F é a força em N. 
 
 
 
 
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A massa de um objeto é determinada através de instrumentos de medição que 
comparam o objeto a ser pesado (o termo pesado é erroneamente utilizado e a 
seguir será explicado o porquê) com um outro objeto ou conjunto de objetos com 
a massa já conhecida (um padrão). Esses instrumentos são as balanças, que são 
usadas em laboratórios (onde é necessário medir massas tão pequenas, que até 
a gordura presente nos dedos do analista, se em contato com o recipiente que 
contém o material a ser pesado, interfere no valor real), em indústrias (onde são 
necessários medir toneladas de materiais), passando pelo nosso dia-a-dia, quando, 
por exemplo, compramos batatas em um supermercado. 
 
 
Como citado anteriormente, o conceito de massa ao longo dos tempos tem sido 
erroneamente confundido com o conceito de peso. Peso é a medida da força com 
que uma massa atrai a outra. Por exemplo, no planeta Terra, o peso de um 
objeto é a intensidade com que a força gravitacional da Terra atrai o objeto. O 
peso de um corpo depende então da massa do objeto a ser atraído, da massa da 
Terra e da distância que este corpo se encontra do centro da Terra. Um corpo tem 
no nível do mar um peso maior do que se estivesse no topo da mais alta montanha 
do mundo, o Monte Everest. Porém, a massa do corpo é a mesma. Dessa maneira, 
fica claro que os conceitos de massa e peso são diferentes e devem ser distinguidos 
de modo que quando essas grandezas forem mencionadas em um artigo ou na 
aprendizagem de um novo conceito, sejam compreendidas no seu sentido científico 
e não no sentido coloquial. 
 
 
(b) Estados da matéria 
 
 
As propriedades físicas dos corpos permitem que sejam definidos três estados 
físicos da matéria. Esses estados dependem basicamente das condições de 
temperatura e pressão sob as quais o corpo está submetido. 
 
 
Sólidos: possuem forma e volume próprios, pois as moléculas que os constituem 
estão fortemente unidas por forças intermoleculares, organizadas na grande 
maioria dos sólidos em retículos cristalinos. Alterações na pressão e temperatura 
 
 
 
 
 
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(desde que não haja transformação de estado físico) provocam pequenas modi- 
ficações de contração ou expansão, podendo ser em muitos casos desprezadas, 
dependendo da aplicação. Um sólido apresenta uma estrutura extremamente 
compacta, na qual as partículas estão fortemente ligadas. 
 
 
Líquidos: suas moléculas não estão organizadas em estruturas definidas e não 
se encontram fortemente interligadas, possuindo um certo grau de mobilidade. 
Por isso, os líquidos não apresentam forma própria e se adaptam à forma do 
recipiente que os contém. Em contrapartida, possuem volume definido, sendo a 
variação deste em relação à pressão e temperatura pouco considerável (desde 
que não haja transformação de estado físico). 
 
 
Gases: não possuem forma definida nem volume próprio. As moléculas dos ga- 
ses estão muito mais distanciadas umas das outras do que no caso dos estados 
líquido e sólido. O gás toma a forma do recipiente que o contém e seu volume é 
fortemente dependente da pressão e da temperatura em que se encontra. 
 
 
As forças que mantêm unidos sólidos e líquidos são chamadas de forças 
intermoleculares, e serão tratadas adiante. 
 
 
A matéria pode assumir qualquer um desses estados, que dependem da tempe- 
ratura e pressão. Existem diagramas de fase ou de estado físico que descrevem 
o comportamento das substâncias em relação a essas variáveis. É de extrema 
importância o conhecimento do comportamento das substâncias em relação à 
temperatura e pressão, pois vários processos na indústria, inclusive no 
processamento de petróleo, são baseados nessas condições. 
 
 
Os gases e os líquidos, ao contrário dos sólidos, podem ser agrupados na definição 
de fluidos, pois estes dois estados físicos da matéria têm a capacidade de fluir. O 
estudo sobre o fluxo de fluidos constitui um extenso campo de estudo do qual se 
ocupa a Mecânica dos Fluidos, área extremamente importante na Engenharia e, 
conseqüentemente, na aplicação dos conhecimentos físicos e químicos na indústria. 
 
 
 
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(c) Átomos e moléculas 
 
 
A palavra átomo tem origem na Grécia antiga, e significa “indivisível”. Ainda que 
se saiba que os átomos são constituídos de partículas subatômicas, esta 
denominação permaneceu até hoje. A química moderna observa os fenômenos 
químicos, interpreta seus dados e formula teorias baseando-se fielmente no 
conceito de que a matéria se apresenta de uma forma descontínua, formada por 
entidades denominadas de átomos. 
 
 
Hoje em dia são conhecidos 112 tipos de átomos, sendo 90 naturais e o restante 
artificial (produzido em laboratório mediante aceleração de partículas). A 
combinação desses átomos de diversas maneiras forma toda a espécie de matéria 
existente. 
 
 
As diferentes combinações entre átomos resultam em grupamentos denominados 
moléculas. Dois ou mais átomos do mesmo ou de diferentes tipos compõem 
uma molécula. Em uma molécula, os átomos permanecem unidos por forças 
que são denominadas ligações químicas. É importante salientar que as moléculas 
de uma determinada substância podem estar juntas umas das outras, unidas 
por forças intermoleculares, como nos estados sólido ou líquido, ou afastadas, 
como no estado gasoso. Porém, os átomos que compõem a molécula estão sempre 
ligados quimicamente. As forças intermoleculares não são ligações químicas. 
 
 
A estrutura atômica dos átomos como conhecemos hoje em dia foi sendo 
gradativamente formulada por hipóteses e teorias que eram constantemente 
reformuladas e agregadas de novos dados, à medida que os experimentos 
investigativos em torno do átomo foram avançando. Vários modelos foram descritos 
e chegou-se hoje em dia a uma estrutura tão complexa, que toda a ciência 
precisou ser reformulada e vista com outros olhos para que a estrutura atômica, 
recheada de partículas e subpartículas, fosse descrita. Esse estudo pertence à 
Mecânica Quântica, e envolve uma matemática e conhecimentos físicos 
extremamente sofisticados. Para o nosso propósito, ficaremos com o modelo que 
 
 
 
 
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explica a grande maioria dos eventos físicos e químicos e que se encontra 
representado na Figura 1 
 
 
 
Figura 1 – Estrutura didática do átomo 
Fonte: SARDELLA e MATEUS, 1991 – Adaptação. 
 
 
Nesse modelo, o átomo é composto por três tipos de partículas: prótons, nêutrons 
e elétrons. 
 
 
O núcleo de um átomo é composto por prótons e nêutrons. Os elétrons orbitam na 
eletrosfera que se encontra ao redor do núcleo. Vários experimentos foram realizados 
ao longo do tempo para que esta configuração fosse adotada. Porém, ela é 
meramente didática, pois o núcleo de um átomo é milhares de vezes menor que o 
seu tamanho, sendo que a maior parte do átomo é a eletrosfera. Outra aproximação 
é a forma como os elétrons sãorepresentados. Na verdade, a Mecânica Quântica 
caracterizou o que realmente os elétrons são. Os elétrons se comportam como 
ondas e como partículas, e não há como precisar sua posição e seu momento no 
espaço; por isso, o conceito de órbita foi substituído pelo conceito de densidade de 
probabilidade de se encontrar o elétron, o que chamamos de orbital. 
 
 
A seguir, serão apresentadas características sobre essas partículas, que foram 
determinadas por vários cientistas e seus métodos bem-sucedidos de experimentos 
e conclusões acerca dos dados observados. 
 
 
 
 
 
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O próton e o elétron possuem carga. O próton possui carga positiva e o elétron 
carga negativa. O nêutron, como o nome sugere, é neutro. É dessas cargas dos 
prótons e elétrons que as interações entre átomos ocorrem. Um átomo pode ser 
neutro (como o é em seu estado fundamental) ou pode constituir um íon (se o 
átomo ou um aglomerado deles possui carga, positiva ou negativa). O próton e o 
nêutron possuem massa, sendo a massa deles quase idêntica, e ambas 
aproximadamente igual à unidade de massa atômica. O elétron não possui massa, 
ou melhor, a massa do elétron representa 1/1 837 vezes a massa de um próton, 
sendo desprezível até para as dimensões dos átomos. 
 
 
Átomos do mesmo tipo são os que possuem o mesmo número de prótons, e são 
denominados isótopos quando o número de nêutrons varia. Como o número de 
prótons define o elemento químico ao qual o átomo pertence, esse número passou 
a ser chamado de número atômico, e é simbolizado pela letra Z. 
 
 
Número de prótons = Número atômico = Z 
 
 
Então, com base nessa definição, podemos citar como exemplos: 
 
 
HIDROGÊNIO – qualquer átomo que possui 1 próton. 
CARBONO – qualquer átomo que possui 6 prótons. 
OXIGÊNIO – qualquer átomo que possui 8 prótons. 
 
 
Cada elemento químico, isto é, cada conjunto de átomos de mesmo número 
atômico, é representado por um nome e um símbolo, que pode ser uma letra 
maiúscula ou uma letra maiúscula seguida de outra minúscula. Alguns nomes 
são derivados do latim, e por isso o símbolo que o representa não é a letra inicial 
do nome do elemento. 
 
 
Massa atômica 
Massa atômica é a massa de um átomo, e é, por definição, o número que indica 
quantas vezes a média ponderal (inclui a abundância entre os isótopos) da massa 
dos isótopos desse átomo é mais pesada que uma unidade de massa atômica. A 
massa de um átomo é expressa em unidades de massa atômica. 
 
 
 
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Um exemplo de isótopo bastante conhecido é o carbono 14 (14C); porém o isótopo 
mais abundante é o carbono 12 (12C). A média ponderal da massa dos dois isótopos 
é a massa tabelada. A água “pesada” ou “deuterada” é a molécula de água com 
um hidrogênio que possui um nêutron, chamado de deutério (2H). Na natureza, 
geralmente, os elementos químicos apresentam formas isotópicas em proporções 
bastante distintas. Portanto, a média ponderal proveniente das massas dos isótopos 
em relação às suas proporções na natureza é a massa atômica tabelada. 
 
 
Unidade de massa atômica 
É uma unidade extremamente pequena, e é simbolizada pela letra u. Uma unidade 
de massa atômica corresponde a 1/12 da massa do isótopo mais abundante de 
carbono, o 12C. Então, o isótopo 12C tem massa igual a 12 vezes a unidade de 
massa atômica. Porém, na tabela periódica encontraremos que a massa atômica 
do elemento carbono é 12,011. Como dissemos anteriormente, essa é a massa 
da média entre os isótopos de carbono existentes. 
 
 
Número de massa 
Praticamente toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. O núcleo é por 
sua vez constituído de prótons e nêutrons. Então, o número de massa, representado 
pela letra A, é definido como a soma do número de prótons (Z) mais o número de 
nêutrons (N). 
 
 
A = Z + N (1) 
 
 
Por exemplo, o átomo de oxigênio (16O) tem 8 prótons (Z = 8) e 8 nêutrons 
(N = 8). Então, o número de massa do oxigênio é igual a 16. 
 
 
A = Z + N = 8 + 8 = 16 
 
Para calcular a massa atômica, devemos somar as parcelas correspondentes à 
multiplicação do número de massa de cada isótopo pela percentagem desse isótopo 
existente no planeta, ou seja, efetuar o cálculo da média ponderal dos respectivos 
números de massa. Portanto, número de massa é diferente de massa atômica. 
 
 
 
 
 
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Mol e o Número de Avogadro 
 
 
Um único átomo é tão pequeno e sua massa é tão insignificante, que uma peque- 
na amostra de uma substância contém uma quantidade muito grande de átomos. 
Se utilizássemos as medidas usuais de massa, expressaríamos a massa dos áto- 
mos com números tão pequenos, que não seria prático. Por isso, foi definida uma 
unidade de quantidade de matéria, chamada mol, que representa um número. 
Assim como a dúzia representa 12 unidades, a dezena representa 10 unidades, 
temos na química o mol para representar também um número que expressa 
quantidade. Podemos ter então 1mol de átomos, 1mol de moléculas, 1mol de 
íons, 1mol de canetas, ou seja, o mol representa uma quantidade, um número. 
 
 
Esse número representado pelo mol, porém, é um número que não condiz com 
nada que se possa comparar na nossa vida cotidiana. O mol representa o chamado 
número de Avogadro. Esse número é igual a 6,02.1023. 
 
1mol = 6,02.1023 
 
 
Esse é um número muito, mas muito grande. Porém, é coerente com as grandezas 
que queremos medir, pois como veremos a seguir, 12g de 12C possuem 1mol de 
átomos desse elemento, isto é, um átomo de 12C pesa 12u, e 6,02.1023 átomos de 
12C pesam 12g. 
 
 
Daqui vem então o conceito de massa molar, representada pela letra M. A massa 
molar representa a massa de 1mol de alguma espécie química. Como já foi dito, a 
massa de 1mol de 12C é 12g, portanto sua massa molar é M = 12g/mol. A massa 
molar do 16O é M =16g/mol, pois sua massa atômica é 16u. Para as moléculas, a 
massa molar é igual à soma das massas molares dos átomos que a constituem. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2O exemplo acima com a molécula de água (H O) nos mostra então que em 1mol 
2e de O , pois, pela teoria do orbital molecular, estas são as formas mais 
n = 
2de H 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
 
· 1mol de 1H = 6,02 . 1023 átomos de 1H = 1g de 1H 
· 1mol de 16 S = 6,02 . 1023 átomos de 16S = 16g de 16S 
· 1mol de 35,45 Cl = 6,02 . 1023 átomos de 35,45Cl = 35,45g de 35,45Cl 
2· 1mol de H2O = 6,02 . 10 3
 
moléculas H2O = 18g de H2O 
 
 
pois: 2mols de 1H = 2g 
1mol de 16O = 16g 
 
 
de água, temos 2mols de átomos de hidrogênio (1H) e 1mol de átomos de oxigênio 
(16O). Não devemos confundir átomos de hidrogênio (H), com moléculas de 
hidrogênio (H2), nem tampouco átomos de O com moléculas de O2. A água é 
formada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Porém, a 
decomposição da água em seus elementos constituintes forma sempre moléculas 
 
estáveis (e conseqüentemente mais prováveis) de se encontrar estas substâncias. 
 
 
Existe então uma maneira de se calcular quantos mols de uma substância existem 
em uma certa massa desta mesma substância. Representando-seo número de 
mols por n, temos: 
 
 
massa [g] = [mol] (2) 
massa molar g
[ mol ] 
 
 
Então, 18g de água contêm 1mol de moléculas de água, pois a massa = 18g e 
M = 18g/mol: 
 
 
 
18[g] 
 = 1mol n =
18[g/mol] 
 
 
 
 
 
 
 
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(d) A distribuição eletrônica 
 
 
Os elétrons não são partículas da maneira como são tratados. Como já menciona- 
mos anteriormente, os elétrons são encontrados em regiões de densidade de carga 
que possuem formas esféricas, de halteres, e outras mais complexas, sendo todas 
explicadas e previstas pela teoria da Mecânica Quântica. Porém, para nossos 
objetivos, o modelo simplificado, representado na Figura 2, é bastante útil. 
 
 
Podemos considerar os elétrons como sendo partículas que orbitam (giram) em 
torno do núcleo do átomo. Como o núcleo é composto por prótons (carga +) e 
nêutrons (carga nula) e o número de elétrons (carga -) é igual ao número de 
prótons, o átomo está em equilíbrio eletrostático, quando se encontra no estado 
fundamental. Os elétrons habitam uma região que se chama eletrosfera. A 
eletrosfera representa quase todo o tamanho do átomo, sendo o tamanho do 
núcleo muito pequeno. 
 
 
Figura 2 – Eletrosfera e níveis atômicos 
Fonte: SARDELLA e MATEUS, 1991 – Adaptação. 
 
Cada nível ou camada representa um nível de energia que o elétron ocupa, e é 
representado por letras que vão de K até Q (poderiam continuar, caso existissem 
átomos com quantidade de elétrons superior à quantidade que esta distribuição 
suporta), ou representado por números. À medida que se avança do nível mais 
interno para o mais externo, a energia da camada eletrônica é maior. 
 
 
Cada nível ou camada é subdividido em subníveis de energia. Os subníveis são 
simbolizados por letras características. 
 
 
 
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Nível Subnível 
K – 1 s 
L – 2 s – p 
M – 3 s – p – d 
N – 4 s – p – d – f 
O – 5 s – p – d – f 
P – 6 s – p – d 
Q – 7 s 
2 
8 
18 
32 
32 
 
 
 
 
 
 
 
 
1º subnível – s (1 orbital) 
2º subnível – p (3 orbitais) 
3º subnível – d (5 orbitais) 
4º subnível – f (7 orbitais) 
 
Sabe-se também que cada subnível é dividido em orbitais, que representam 
onde os elétrons estão alocados. Cada orbital pode comportar até 2 elétrons. 
Depois do 5º nível (camada O), os subníveis poderiam continuar aumentando, 
porém já não existem átomos na natureza que possuam elétrons suficientes para 
completar estes subníveis. Dessa maneira, podemos montar a Tabela 1, que 
nos apresenta como a eletrosfera está organizada para a distribuição dos 
elétrons dos átomos conhecidos. 
Tabela 1 – Distribuição dos elétrons 
 
Orbitais Nº de elétrons 
 
1 
4 
9 
16 
16 
9 
1 
18 
2 
 
 
 
A maneira como devemos distribuir 
os elétrons foi dada por Linus Pauling 
através do Diagrama de Pauling, 
representado na Figura 3. 
 
 
 
 
Figura 3 – Distribuição eletrônica 
Fonte: SARDELLA e MATEUS, 1991 
 
 
 
 
 
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Esta distribuição nos dá a ordem de energia dos subníveis, e podemos perceber 
que existem situações em que elétrons de níveis inferiores têm energia superior 
à energia de alguns elétrons de camadas superiores, porque o subnível também 
influi na energia do elétron. 
 
 
Na Figura 4 está representado o átomo de potássio (Z = 19), cuja distribui- 
ção eletrônica é dada por 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. 
 
 
Figura 4 – Camada e elétron de valência do átomo de potássio (K) 
 
 
 
Podemos notar que o elétron do subnível 4s é o mais energético e também o 
elétron de valência, pois a distribuição eletrônica “terminou em 4s1”, e a camada 
de valência é justamente a camada N. 
 
 
Nem sempre o elétron de valência será o elétron mais energético. Vejamos o exem- 
plo do átomo de Sc (Z = 21). Sua distribuição eletrônica é dada por 1s2 2s2 2p6 
3s2 3p6 4s2 3d1. Nesse caso, os elétrons de valência são os do subnível 4s (cama- 
da N), mas o elétron mais energético se encontra no subnível 3d (camada M). 
 
 
A formação de íons 
Os átomos, quando estão em seu estado fundamental, possuem o número de 
prótons igual ao número de elétrons. Dessa forma, o total de cargas positivas 
(prótons) anula o total de cargas negativas (elétrons), isto é, o átomo encontra-se 
eletricamente neutro. Porém, os átomos podem ganhar ou perder elétrons (o que 
pode ocorrer durante a formação de uma ligação química ou em outras situações 
 
 
 
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especiais), sem que seu núcleo, composto de prótons e nêutrons, sofra alguma 
alteração. Nesses casos, haverá diferença entre o número de cargas negativas e 
positivas, formando o que chamamos de íon. 
 
 
Vamos observar os exemplos a seguir. 
 
 
 
O átomo de cloro (17Cl) em seu estado fundamental possui 17 prótons e 17 
elétrons. Ao ganhar um elétron, fica com 17 prótons e 18 elétrons, e passa a ser 
um íon negativo com carga -1. Todos os íons negativos são denominados de 
ÂNIONS. 
 
 
 
 
O átomo de sódio (23Na) tem em seu estado fundamental 11 prótons e 11 elétrons. 
Ao perder um elétron, fica com os mesmos 11 prótons, porém com 10 elétrons, 
e passa a ser um íon positivo com carga +1. Todos os íons positivos são chamados 
de CÁTIONS. 
 
 
Podemos perceber pelas figuras que o íon não possui o mesmo tamanho que o 
átomo que lhe deu origem. Quando o átomo de cloro recebeu um elétron, passou 
 
 
 
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a ser o ânion cloreto, que é maior do que o átomo de cloro. Em contrapartida, o 
átomo de sódio quando perdeu um elétron, passou a ser o cátion sódio, que é 
menor do que o átomo de sódio. Os elétrons causam um efeito que é denominado 
blindagem do núcleo atômico. Eles provocam uma blindagem eletrônica das 
cargas positivas que estão no núcleo, e ao serem retirados, o núcleo consegue 
atrair os elétrons remanescentes com maior intensidade, fazendo com que seu 
raio diminua. De outro lado, se um elétron é adicionado ao átomo, o núcleo 
perde força na atração dos elétrons e o raio atômico aumenta. 
 
 
Os íons podem ser átomos ou um agrupamento de átomos, como, por exemplo, 
2-
 
), que possui cinco átomos e duas cargas negativas. Mais o íon sulfato (SO4 
adiante, quando os conceitos de ligações químicas e de soluções eletrolíticas 
forem abordados, voltaremos a falar sobre íons. 
 
 
 
 
(e) Classificação da matéria 
 
 
A matéria pode ser classificada de acordo com sua composição em substâncias 
puras ou misturas. As substâncias puras, por sua vez, podem ser simples ou 
compostas e as misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas, conforme está 
ilustrado na Figura 5. A seguir trataremos de cada uma dessas classificações. 
 
Figura 5 – Classificação da matéria 
 
 
 
 
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Substância pura 
É a espécie química constituída por átomos ou moléculas quimicamente iguais. 
As substâncias puras podem ser de dois tipos: simples ou compostas. 
 
SUBSTÂNCIA SIMPLES SUBSTÂNCIA COMPOSTA 
 
Toda substância formada por 
apenas um elemento químico. 
Exemplos: Fe, O2 e O3 
 
Toda substância formada por 
dois ou mais elementos 
químicos. 
Exemplos: H2O, CaCO3 e NaCl 
 
 
 
As substâncias puras compostas, ao contrário das substâncias puras simples, 
podem ser decompostas, através de processos químicos, em duas ou mais 
substâncias diferentes. A Figura 6 mostra a eletrólise da substância pura água. 
Neste processo a água é decomposta, sob a ação de uma corrente elétrica, em 
duas substâncias puras simples, o hidrogênio (H2) e o oxigênio (O2). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6 – Eletrólise da água 
 
Fonte: SARDELLA e MATEUS, 1991 
 
 
Um fenômeno interessante e muito importante que ocorre com certos elementos 
químicos é a alotropia, que significa a capacidade que alguns elementos possuem 
de formar mais de uma substância pura simples. Por exemplo, por qual elemento 
você supõe que a mina de grafite (essa mesma de que é feita o seu lápis) seja 
formada? E o diamante? 
 
 
 
 
 
 
 
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Parece estranho, mas as duas substâncias citadas anteriormente são compostas 
exatamente pelo mesmo elemento, o carbono. Tanto a grafite quanto o diamante 
são formas alotrópicas do mesmo elemento. A explicação desse fenômeno está 
na forma como os átomos de carbono estão dispostos na estrutura (arranjo 
cristalino) que forma a substância. Na Figura 7 temos as estruturas cristali- 
nas do carbono nas formas alotrópicas de diamante e grafite. 
 
 
O oxigênio, o fósforo e o enxofre são exemplos de elementos que apresentam alotropia, 
sendo que seus pares de formas alotrópicas são, respectivamente, o oxigênio atmosfé- 
rico (O2) e o ozônio (O3), o fósforo branco e o vermelho, o enxofre rômbico e o monoclínico. 
 
 
 
 
 
Figura 7 – Formas alotrópicas do carbono 
Fonte: SARDELLA e MATEUS, 1991 
 
 
Mistura 
Uma mistura consiste em um conjunto de substâncias puras colocadas juntas. As 
misturas podem ser sólidas, líquidas ou gasosas, e ser separadas por processos 
físicos, de acordo com as propriedades das substâncias que as compõem. Elas 
podem apresentar as mais variadas composições, dependendo da quantidade de 
cada substância presente. As propriedades físicas da mistura (ponto de fusão, 
ponto de ebulição, densidade, etc.) são função de sua composição. Um exemplo de 
mistura de grande complexidade é o petróleo, que é formado por inúmeros 
hidrocarbonetos, entre outros compostos. O leite, o granito, a água do mar, o ar e o 
gás liquefeito de petróleo (ilustrado na Figura 8) são outros exemplos de misturas. 
 
 
 
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Figura 8 – Gás liquefeito de petróleo (GLP), uma mistura de C H e C H 
Fonte: SARDELLA e MATEUS, 1991 . 
3 8 4 10 
 
 
 
As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas, dependendo do número 
de fases que possuem. 
 
 
Fase é cada região ou aspecto da mistura, distinta das demais, na qual todas as 
propriedades são as mesmas. As fases podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. 
Pode haver uma mistura com duas ou mais fases distintas no mesmo estado 
físico (por exemplo, água e óleo), ou as fases podem estar em estados físicos 
diferentes (mistura de água e areia, por exemplo). As misturas podem ser 
classificadas de acordo com o número de fases que apresentam. 
 
 
Monofásicas – apresentam uma única fase. Exemplos: solução de sal em água, 
GLP, ar atmosférico, gasolina, bronze, etc. 
 
 
Bifásicas – apresentam duas fases. Exemplos: óleo e água, areia e limalha de 
ferro, água e éter. 
 
 
Trifásicas – apresentam três fases. Exemplo: um sistema contendo ar, água e 
areia. Temos a fase gasosa (o ar), a fase líquida (água) e a fase sólida (areia). 
 
 
Polifásicas – apresentam quatro ou mais fases. Exemplo: um sistema contendo 
nitrogênio, água, azeite e serragem. Temos uma fase gasosa (o nitrogênio), duas 
fases líquidas (água e azeite) e uma fase sólida (serragem). 
 
 
 
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As misturas monofásicas são chamadas de misturas homogêneas. Uma mistu- 
ra homogênea é também chamada de solução. Pode-se distinguir uma solução 
de uma substância pura (as duas apresentam apenas uma fase) verificando a 
estabilidade da temperatura durante a mudança de estado físico. Para uma 
substância pura, a temperatura permanece constante durante a mudança de 
estado; no caso de uma solução, a temperatura varia durante a mudança de 
estado, em função da concentração da solução. Para exemplificar, vamos consi- 
derar os seguintes sistemas – água pura e uma mistura de água e sal. A água 
pura entra em ebulição sob temperatura constante, enquanto que na mistura de 
água e sal observa-se uma faixa de temperatura onde ocorre a ebulição. 
 
 
Todas as misturas em que possam ser distinguidas duas ou mais fases são 
chamadas de mistura heterogênea. Uma situação interessante é a distinção 
entre fases e componentes em um sistema. Um sistema composto pela mesma 
substância pode possuir mais de uma fase. A Tabela 2 mostra esta diferença. 
 
Tabela 2 – Componentes e fases de alguns sistemas 
 
 
SISTEMA FASES
 
1 – á gua 
 
1 – água (líquida) 
 
2 – á gua e sal 1 – solução de água sa lga da (líquida) 
 
2 – á gua e areia 2 – água (líquida) e are ia (sólida ) 
 
2 – óleo e á gua 2 – água e óleo (líquidas) 
 
2 – óleo, água 3 – água (líquida), gelo (á gua sólida ) e óle o 
(líquida) 
 
2 – á gua e gás carbônico 3 – água íquida), gelo (sólida) e gá s carbônico (l(gaso sa) 
 
4 – óleo, água, sa l, granito
 
6 – óleo (líq.), sol. de á gua sa lga da (líq.), gelo, 
quartzo, mica e feldspato (sólida s) 
 
 
A compreensão do que é uma mistura e dos processos de separação que podemos 
utilizar para isolar seus componentes é de fundamental importância para o 
entendimento do que ocorre em uma refinaria de petróleo. 
 
 
 
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[Tabela periódica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A Tabela Periódica, representada na Figura 1, apresenta os 112 elementos 
químicos conhecidos, dispostos em ordem crescente de número atômico e 
representados por seus símbolos. 
 
 
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 – Classificação Periódica dos elementos 
 
 
As sete linhas horizontais são denominadas de períodos e as dezoito linhas verticais 
são chamadas de grupos ou famílias. Dentro de cada período todos os elementos 
possuem o mesmo número de camadas eletrônicas. Assim, os elementosdo 
primeiro período possuem uma camada eletrônica (camada K), os do segundo 
 
 
 
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período duas camadas eletrônicas (camadas K e L), os do terceiro período três 
camadas eletrônicas (camadas K, L e M), e assim por diante. 
 
 
Dentro de cada grupo ou família, os elementos possuem propriedades químicas 
semelhantes. Isso se deve à semelhança de configuração eletrônica entre os 
elementos pertencentes a um determinado grupo. A Figura 2 apresenta o 
tipo de subnível mais energético que os elementos de cada grupo possuem. 
 
 
Figura 2 – Subnível mais energético de cada grupo da tabela periódica 
 
 
Os elementos também costumam ser classificados de acordo com o tipo de 
subnível mais energético. Assim, o elemento cujo subnível mais energético é do 
tipo s ou p é chamado de elemento representativo. Aquele que apresenta o 
subnível mais energético do tipo d é chamado de elemento de transição ou 
elemento de transição externa, enquanto que o que possui subnível mais 
energético do tipo f é chamado de elemento de transição interna. 
 
Alguns grupos da classificação periódica possuem nomes especiais. A Tabela 1 
apresenta esses nomes e também a indicação mais antiga, mas ainda muito 
usada, para designar tais grupos. 
 
 
 
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31
1A 
2A 
3A 
 
4A 
 
5A 
6A 
7A 
zero 
Metal alcalino 
Metal alcalino-terroso 
Família do boro 
Família do carbono 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 1 – Nomes dos grupos dos elementos representativos 
 
 
Nº do grupo Nº antigo do grupo Nome 
 
1 
2 
13 
 
14 
 
Família do Nitrogênio 
Calcogênio 
Halogênio 
Gás Nobre 
15 
16 
17 
18 
 
 
Os elementos também podem ser divididos de acordo com as suas características 
metálicas em: 
· Não-metais: B, C, N, O, F, Si, P, S, Cl, As, Se, Br, Te, I, At. 
· Metais: todos os demais elementos. 
 
 
Existe uma classificação mais antiga que considera também os elementos B, Si, 
Ge, As, Sb, Te e Po como semimetais. 
 
 
O Anexo B, no fim da apostila, traz a Classificação Periódica com os respectivos 
valores de massa atômica dos elementos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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[Ligações químicas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por que os compostos químicos são formados? 
Quais os mecanismos que envolvem a formação de uma substância? 
 
 
 
Essas são perguntas que sempre nos fazemos quando estamos estudando química. 
Sabe-se que na natureza tudo tende a um estágio de menor acúmulo de energia. 
Portanto, partindo dessa visão, e baseando-se em inúmeros experimentos, 
concluímos que há uma tendência de os elementos reagirem, buscando um 
estado energético mais favorável, mais estável. 
 
 
Essa condição de estabilidade foi desenvolvida por Lewis, Kossel e Langmuir 
mais ou menos na mesma época (1916), e está baseada na estabilidade 
observada nos elementos conhecidos como elementos (ou gases) nobres, que 
são os elementos que se encontram na última coluna da Tabela Periódica. Eles 
postularam que os elétrons de valência dos elementos químicos (elétrons da 
última camada) teriam a capacidade de ser doados ou compartilhados entre 
átomos, adquirindo, desse modo, uma configuração eletrônica igual à de um gás 
nobre, que possui oito elétrons na camada de valência (s2 p6), com exceção do 
hélio, que possui apenas dois (s2). Os gases nobres são os únicos elementos que 
são encontrados na natureza na forma de átomos isolados, e são praticamente 
inertes, só reagindo quimicamente sob severas condições experimentais. 
 
 
Essa teoria, chamada de teoria eletrônica de valência (lembrem-se do conceito 
de teoria, que é uma aproximação da realidade), seria baseada então na Regra 
do Octeto, na qual toda ligação química busca a estabilidade eletrônica de um 
gás nobre, com oito elétrons na camada de valência. Dentro dessa percepção, 
 
 
 
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distinguem-se, então, dois tipos de ligação química - as ligações iônicas e as 
ligações covalentes. É bom salientar que existem vários compostos estáveis que 
não seguem a Regra do Octeto, isto é, cujos átomos que os formam não 
apresentam oito elétrons na camada de valência. Teorias mais modernas a respeito 
das ligações químicas foram então desenvolvidas, mas não serão aqui abordadas 
porque envolvem modelos muito complexos para o objetivo de nosso curso. 
 
 
Antes de conceituarmos a ligação iônica e a ligação covalente, vamos definir alguns 
conceitos que são extremamente importantes para o entendimento do assunto. 
 
 
Potencial de ionização: é a energia necessária para se retirar um elétron de um 
átomo no estado gasoso e transformá-lo em um íon (no caso, um cátion). Este 
valor é representativo da estabilidade da estrutura eletrônica do átomo. Quanto 
maior o potencial eletrônico, mais difícil é de se retirar o elétron de valência e 
mais dificilmente o átomo tende a formar um íon. Experimentalmente, verificou- 
se que os metais têm maior tendência em perder estes elétrons da camada de 
valência, pois possuem baixo potencial de ionização. Uma análise mais profunda 
da configuração eletrônica nos mostra que os metais alcalinos perdendo um 
elétron adquirem configuração de um gás nobre. Já os metais alcalino-terrosos 
precisam perder dois elétrons e, de fato, o potencial de ionização para se retirar 
o segundo elétron de um metal alcalino-terroso é muito menor do que para se 
retirar o segundo elétron do metal alcalino. 
 
 
Afinidade eletrônica: é energia liberada quando um átomo no estado gasoso 
recebe um elétron em sua camada de valência. Esse valor também é representativo 
da estabilidade do átomo, pois quanto menor a energia liberada, menor é a 
capacidade deste átomo em receber o elétron. Os átomos que possuem maior 
afinidade eletrônica são os não-metais (ficam à direita na tabela periódica), pois 
ao receberem elétrons se aproximam da configuração eletrônica do gás nobre. 
 
 
Eletronegatividade: representa a capacidade de um átomo atrair para si a 
densidade eletrônica de uma ligação química. Considerando-se dois átomos que 
estabelecem uma ligação química, pode-se afirmar que quanto menor for o valor 
 
 
 
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do potencial de ionização e da afinidade eletrônica de um desses átomos, e quanto 
maior for o potencial de ionização e a afinidade eletrônica do outro átomo, maior 
será a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos que formam a ligação. 
 
 
Desse modo, as ligações químicas podem ser classificadas em ligação iônica 
(grande diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos) ou ligação 
covalente (baixa diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos). 
Existe ainda um outro tipo de ligação, chamada de ligação metálica, que será 
abordada mais adiante. 
 
 
 
(a) Ligação iônica 
 
 
A ligação iônica ocorre quando a diferençade eletronegatividade entre os átomos 
envolvidos é bastante grande. Como vimos antes, a relação entre os valores dos 
potenciais de ionização e da afinidade eletrônica define a eletronegatividade. Vamos 
tomar como exemplo o composto iônico NaCl. O cloreto de sódio é um composto 
formado por uma ligação iônica entre os íons Na+ e Cl-. Mas como isto ocorre? 
 
 
O átomo de sódio (Na) possui um baixo potencial de ionização (5,14eV – elétron 
volt) e uma baixa afinidade eletrônica (0,3eV), ao passo que o átomo de cloro 
tem alto potencial de ionização (10eV) e alta afinidade eletrônica (3,62eV). As 
configurações eletrônicas desses átomos são a seguintes: 
 
Na – 1s2 / 2s2 2p6 / 3s1 (possui 11 elétrons) 
Cl – 1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p5 (possui 17 elétrons) 
 
 
Vemos que para o metal Na adquirir uma configuração eletrônica estável (de gás 
nobre) ele precisa perder 1 elétron, tornando-se um íon, o cátion Na+. Pelos 
valores fornecidos sobre o potencial de ionização e afinidade eletrônica vemos 
que é bastante fácil para o sódio perder, ou melhor, doar este elétron. Do mesmo 
modo, o Cl para atingir a estabilidade precisa ganhar um elétron, tornando-se 
um íon, o ânion Cl-. Vamos equacionar as energias envolvidas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Na(g) → Na+1(g) + e-1 absorção de 5,14eV/mol 
Cl(g) + e-1 → Cl-1(g) liberação de 3,60eV/mol 
Na+1(g) + Cl-1(g) → Na+1Cl-1(g) liberação de 4,66eV/mol 
 
 
Simplificando: Na(g) + Cl(g) → Na+1Cl-1(g) liberação de 3,12eV/mol 
 
 
 
Percebemos que, além das energias envolvidas nos processos de retirada e ganho 
de elétrons do sódio e do cloro, respectivamente, existe também uma energia 
que é desprendida quando os íons isolados formam o par iônico. O balanço de 
energia nos mostra que o processo libera 3,12eV/mol, ou seja, o par iônico 
Na+1Cl-1 possui menos energia acumulada e é energeticamente mais estável do 
que os átomos originais (Na e Cl). 
 
 
Os elementos que possuem a característica de perder elétrons são os metais e os 
elementos que possuem a característica de receber elétrons são os não-metais; 
sendo assim, a ligação iônica é sempre feita entre um metal e um não-metal. 
 
 
Os átomos que se encontram no grupo 14 (C, Si, Ge, Sn e Pb) apresentam a 
configuração eletrônica na camada de valência igual a ns2 np2, ou seja, possuem 
quatro elétrons na última camada. Entre eles, o chumbo e o estanho apresentam 
tendência a fazer ligação iônica, enquanto os demais costumam fazer ligações 
covalentes, principalmente o carbono. 
 
 
 
(a.1) Substância iônica 
 
 
Quando o átomo de um metal doa elétrons para um não-metal, os dois tornam- 
se íons e, por atração eletrostática, unem-se formando o que chamamos de 
substância iônica ou composto iônico, ou, ainda, sólido iônico. Estes compostos 
estão agrupados em aglomerados iônicos, formando os chamados retículos 
cristalinos, conforme mostra a Figura 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 1 – Formação do sólido iônico 
 
Fonte: SARDELLA e MATEUS, 1991 
 
 
 
Num sólido iônico, os cátions e ânions ocupam os pontos do espaço reticular, 
sendo difícil a distorção deste retículo, em virtude da grande força da ligação 
iônica. Desse modo, o sólido iônico geralmente racha em um plano definido 
quando é submetido a um esforço capaz de proporcionar esta ruptura. Os sólidos 
iônicos também apresentam elevado ponto de fusão em função da força da 
ligação iônica. O NaCl, cuja estrutura cristalina está representada na Figura 2, 
tem ponto de fusão de 808ºC. 
 
 
Os sólidos iônicos são maus condutores de eletricidade. Esta afirmação pode 
causar certa contradição inicialmente. Se os sólidos em questão são formados 
por íons, como não conduzem eletricidade? Considerando-se que a condução 
elétrica é o resultado da movimentação de partículas carregadas, podemos concluir 
que, no estado sólido, os íons estão firmemente presos à estrutura cristalina, não 
havendo mobilidade. Porém, se os sólidos iônicos forem fundidos ou solubilizados, 
os íons passam a apresentar mobilidade, podendo então conduzir a eletricidade 
com grande facilidade. 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 2 – Estrutura do NaCl 
(a) Modelo espacial e (b) modelo de bolas com varetas. 
Fonte: RUSSEL, 1994 
 
 
(b) Ligação covalente 
 
 
Os não-metais, como visto anteriormente, possuem tendência a formar ânions, 
pois possuem potencial de ionização e eletroafinidade elevados. Então, como se 
pode explicar o fato de dois átomos não-metálicos se unirem quimicamente? 
 
 
Explica-se esse tipo de ligação através da teoria da ligação covalente, na qual 
dois átomos de uma ligação compartilham um par eletrônico, formado por 1 
elétron de cada átomo. Desse modo, os átomos envolvidos na ligação 
compartilham tantos pares eletrônicos quantos forem necessários para que possam 
adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre. Após a formação da ligação, 
a nuvem ou densidade eletrônica do par é distribuída entre os dois átomos. 
 
 
Nesse tipo de ligação, o elétron não é retirado do átomo, mas é apenas deslocado 
para formar o par com o elétron do outro átomo. Dessa maneira, os elementos 
que precisam ganhar elétrons unem-se entre si compartilhando pares eletrônicos. 
A ligação covalente ocorre entre dois não-metais, entre um não-metal e o 
hidrogênio, e entre dois átomos de hidrogênio. Observe o exemplo a seguir: 
 
 
 
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H – 1s1 o hidrogênio precisa receber 1 elétron para adquirir a configuração 
eletrônica do gás nobre hélio (1s2). 
 
H • + 
 
H • →
 
H • • H 
 
 
Percebemos que cada átomo de hidrogênio empresta seu elétron para a formação 
do par eletrônico, que é compartilhado entre os dois átomos. Dessa forma, cada 
um dos átomos possui carga eletrônica mais próxima da carga eletrônica do 
hélio, ficando com dois elétrons na última camada. 
 
 
Um átomo pode compartilhar mais de um elétron para formar pares eletrônicos. 
O carbono, por exemplo, pode compartilhar quatro pares eletrônicos, entrando 
com um elétron em cada par. O oxigênio, por sua vez, pode compartilhar dois 
elétrons para adquirir estabilidade eletrônica. 
 
 
As moléculas podem ser representadas por três diferentes fórmulas: fórmula 
eletrônica (ou fórmula de Lewis), fórmula estrutural e fórmula molecular. 
 
 
A fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis é feita representando-se os símbolos 
dos elementos químicos dos átomos que estão se unindo com os elétrons da 
última camada desenhados ao redor deles, e envolvendo-se os pares eletrôni- 
cos que estão sendo compartilhados. O exemplo mostrado acima da ligação 
entre átomos de hidrogênio está representado pela fórmula de Lewis. 
 
 
A fórmula estrutural plana é representada pelo símbolo dos elementos envolvidos, 
unidos por traços que representam os pares eletrônicos compartilhados. 
 
 
A fórmula molecular mostra apenas os elementos envolvidos na formaçãoda molécula e suas quantidades. Existem algumas normas que orientam a 
maneira de se escrever a fórmula molecular de um composto inorgânico. 
 
1. Escreve-se o elemento menos eletronegativo, seguindo a ordem crescente 
de eletronegatividade da esquerda para a direita, sendo que átomos do 
mesmo elemento são representados juntos. 
 
 
 
 
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3 CH 
3CH 
3
 
 
 
 
 
 
 
 
2. A quantidade de átomos de cada elemento é mostrada pelo subíndice ao 
lado direito do elemento, sendo que o subíndice 1 não deve ser escrito. 
 
 
Exemplos: H , HCl, CaCO , H SO , CO 
2 3 2 4 2 
 
 
No caso de compostos orgânicos, em geral, representa-se primeiro o átomo de 
carbono, depois o de hidrogênio, e em seguida os outros átomos. 
 
 
Existem casos em que um átomo, após ter compartilhado elétrons e ficado com 
a configuração eletrônica de um gás nobre, ainda possui pares de elétrons não 
compartilhados, chamado de pares de elétrons livres. Esses pares podem formar 
outras ligações covalentes através do compartilhamento com átomos que 
ainda não completaram sua camada de valência e necessitam de dois elé- 
trons. Esse tipo de ligação covalente é chamado de ligação covalente dativa 
ou ligação covalente coordenada. Observe o exemplo abaixo: 
 
 
 
 
 N : par de elétrons livres 
 
 
CH 
 
 
 
Existem situações onde dois átomos podem compartilhar mais de um par de 
elétrons, originando então as ligações duplas e triplas entre alguns elementos. 
Por exemplo, o carbono tem em sua última camada a seguinte distribuição 
eletrônica s2 p2, podendo então compartilhar 4 elétrons com outros elementos 
em busca de sua estabilidade. Caso o carbono ligue-se à dois átomos de 
hidrogênio, ainda sobram dois elétrons para outros compartilhamentos. Desta 
forma, o carbono pode utilizar estes elétrons para formar dois pares eletrônicos 
com outro carbono que se encontre na mesma situação, ou seja, ligado a 
outros dois átomos de hidrogênio. Desta maneira, temos a formação de uma 
ligação dupla entre os átomos de carbono. Observe os exemplos abaixo: 
 
 
 
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2e N . 2formar as substâncias simples O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
H H H H 
C : : C C C 
 
H H 
ou 
H H 
 
 
 
Dessa mesma forma é que se unem os átomos de oxigênio e nitrogênio para 
 
 
O O N N 
 
 
 
 
(b.1) Polaridade das ligações covalentes 
 
 
Como já vimos, a eletronegatividade nos dá a capacidade de um átomo em atrair 
elétrons de uma ligação química. Caso a ligação seja feita entre dois átomos 
iguais, com a mesma eletronegatividade, não há o deslocamento de densidade 
eletrônica para nenhum dos dois átomos, não havendo a formação de um dipolo. 
Nesse caso temos o que se chama de ligação covalente apolar. Exemplos de 
ligações covalentes apolares são as ligações entre carbono e carbono em moléculas 
orgânicas, entre os átomos de oxigênio nas ligações da molécula de O2, e muitas outras. 
 
No caso de haver diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na 
ligação, existe um deslocamento da carga eletrônica para cima de um dos átomos, 
havendo a formação de um dipolo. Nesse caso, o átomo com maior 
eletronegatividade atrai mais intensamente o par eletrônico. Temos então uma 
ligação covalente polar. Como exemplo podemos citar a ligação entre o átomo 
de hidrogênio e o átomo de cloro na molécula de HCl. 
 
 
µ 
 
 H Cl 
 
 
 
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Neste caso, pela ilustração mostrada acima, a parte escura simboliza que a 
densidade eletrônica está deslocada para o Cl, por este ser mais eletronegativo 
que o hidrogênio. Em cima da representação da molécula, a seta indica este 
deslocamento de carga e a letra grega ì (leia-se mi) é o vetor do momento de 
dipolo ou momento dipolar, que indica o deslocamento da carga na direção do 
elemento mais eletronegativo. Essa grandeza, o momento de dipolo, é uma 
grandeza vetorial, e, como tal, possui módulo (intensidade), direção e sentido. A 
unidade de medida do momento de dipolo é o debye (D). 
 
 
A polaridade de uma molécula depende, portanto, do somatório dos momentos 
de dipolo das ligações. Como essa grandeza é vetorial, a soma dos vetores depende 
de sua direção e sentido, ou em outras palavras, a polaridade da molécula 
depende de sua geometria. É importante não confundir polaridade da liga- 
ção com polaridade da molécula. O estudo em torno da geometria molecular 
é um pouco mais complexo, pois envolve conceitos de repulsão eletrônica de 
pares de elétrons livres e hibridização dos orbitais, os quais não serão 
abordados neste curso. Entretanto, vamos citar dois exemplos onde a molé- 
cula possui ligações polares, mas, devido à sua geometria, a molécula como 
um todo pode ou não possuir polaridade. Observe os exemplos abaixo: 
 
 
Água: 
 
 
 
Observe a molécula de água (H2O). O oxigênio é muito mais eletronegativo 
que o hidrogênio; portanto, a densidade eletrônica é maior no átomo de 
oxigênio. Temos nesse caso duas ligações covalentes polares. Como a geome- 
tria da molécula de água é angular, isto é, as ligações não estão no mesmo 
 
 
 
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eixo, existindo um ângulo entre elas, a soma vetorial dos momentos de 
dipolo das ligações fornece um vetor resultante com uma intensidade, dire- 
ção e sentido definidos, fazendo com que a molécula de água seja polar. 
 
 
Dióxido de carbono: 
 
 
 
 
2Já a molécula de dióxido de carbono (CO ) possui quatro ligações polares 
(devido à diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o carbono). No 
entanto, dois a dois, os vetores momento de dipolo têm a mesma intensidade 
e direção, mas estão em sentidos opostos, fazendo com que a soma vetorial 
seja nula. Assim, a molécula de dióxido de carbono é apolar. Esses conceitos 
de polaridade explicam vários fenômenos químicos, como a solubilidade e o 
deslocamento da molécula em relação a um campo elétrico, por exemplo. 
 
 
Este material não tem a intenção de esgotar o assunto sobre ligações químicas. 
Os dois modelos estudados até agora mostram apenas conceitos básicos a respeito 
das ligações químicas. Existem muitas situações que não podem ser explicadas 
ou previstas por essa teoria. Outros modelos têm sido propostos, como a teoria 
dos orbitais moleculares, que apresenta uma visão mais abrangente do assunto. 
 
 
 
(b.2) Substâncias moleculares e covalentes 
 
 
As substâncias que são formadas a partir da união de átomos por ligações 
covalentes podem ser classificadas como substâncias moleculares e substâncias 
covalentes. 
 
 
 
 
 
 
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43As substâncias moleculares são constituídas por moléculas discretas, apre- 
sentam ponto de fusão e ebulição baixo, não conduzem a corrente elétrica 
em nenhum estado físico, e podem apresentar-se nos estados sólido, líquido 
ou gasoso, à temperatura ambiente, dependendo da polaridade das molécu- 
las, de seu tamanho e formato. São exemplos de substâncias moleculares: 
H2O, Cl2, I2, C2H5OH, etc. 
 
 
As substâncias covalentes são constituídas pela união covalente de um 
número muito grande de átomos, normalmente indeterminado, formando 
macromoléculas, e diferentemente das substâncias moleculares, possuem 
ponto de fusão e ebulição muito altos, elevada dureza e péssima 
condutibilidade. São exemplos de substâncias covalentes: o diamante (Cn), 
a grafite (Cn), a sílica [(SiO2)n] e o carbeto de silício (SiC), utilizado como 
abrasivo e como material cerâmico em peças de motor, refratários e 
queimadores. 
 
Os sólidos covalentes possuem átomos nos pontos reticulares, os quais estão 
unidos por ligações covalentes. Num sólido molecular, quem ocupa as posições 
definidas no retículo cristalino são moléculas. Essas moléculas permanecem 
unidas, formando o sólido, através de forças intermoleculares. 
 
 
As forças intermoleculares são muito mais fracas que a força da ligação química 
que une os átomos que formam a molécula, e só são sentidas nos estados sólido 
e líquido. No estado gasoso, as moléculas estão tão afastadas umas das outras, 
que estas forças são desprezíveis. As forças intermoleculares são classificadas 
como forças de Van der Waals (ou interações dipolo induzido-dipolo induzido), 
forças de dipolo permanente (ou interações dipolo-dipolo) e ligação hidrogênio 
(ou ponte de hidrogênio). 
 
 
As forças de Van der Waals ocorrem em moléculas apolares, como Br2, CO2 e 
4 CCl , e são muito fracas. Elas se devem à formação momentânea de um 
dipolo induzido na molécula. Pode acontecer, por exemplo, que num dado 
instante o par de elétrons da molécula de bromo se aproxime mais de um 
 
 
 
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3 e CHCl , e são mais fortes que as forças de Van der Waals. Como essas 
moléculas apresentam um dipolo permanente, estão organizadas de modo 
que as cargas parciais de sinais opostos estejam próximas e as de mesmo 
 
 
 
 
 
 
 
 
dos dois átomos de bromo, gerando um dipolo momentâneo que induzirá 
nas moléculas próximas outros dipolos, no sentido de aproximar polarida- 
des de carga oposta. Esses fenômenos duram muito pouco tempo, e a 
tendência é de retornarem à condição inicial. Essas forças são responsáveis 
por encontrarmos moléculas apolares nos estados líquido e sólido, pois 
caso não existissem forças intermoleculares nessas espécies, todas seriam 
gasosas. 
 
 
As forças de dipolo permanente ocorrem em moléculas polares, como o HCl, HBr 
sinal afastadas, gerando um arranjo relativamente ordenado, mesmo no 
estado líquido. 
A ligação hidrogênio ou ponte de hidrogênio consiste em um caso extremo 
de atração dipolo-dipolo, que ocorre quando temos na molécula átomos de 
hidrogênio (que possuem eletronegatividade baixa) e átomos de flúor, oxigê- 
nio ou nitrogênio (que possuem eletronegatividade muito alta), gerando uma 
atração muito forte devido à grande diferença de eletronegatividade entre 
esses átomos. Essa força intermolecular é muito mais forte que as demais, e 
as substâncias que a apresentam costumam ter ponto de fusão e ebulição 
muito acima do esperado. 
 
 
 
(c) Ligações metálicas 
 
 
Os metais são sólidos cristalinos que possuem uma rede formada por átomos 
idênticos. Na realidade, são os cátions dos metais que ocupam os pontos reticulares 
na estrutura cristalina, pois devido à grande eletropositividade dos metais, 
ocorre uma liberação parcial dos elétrons mais externos. Esses elétrons livres 
(ou semilivres), isto é, que possuem mobilidade na estrutura metálica cristali- 
na, mas não abandonam o cristal, envolvem a estrutura como uma nuvem 
 
 
 
 
 
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ox 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
eletrônica, fazendo com que os metais sejam bons condutores de eletricidade, 
mesmo no estado sólido. A Figura 3 apresenta um esquema ilustrativo da 
ligação metálica. 
 
 
 
Figura 3 – Nuvem eletrônica em estrutura metálica 
Fonte: BUENO etal, 1978 
 
 
A condução de eletricidade se dá através da nuvem eletrônica. Um modelo 
baseado na teoria dos orbitais moleculares explica a condução de eletricida- 
de tanto nos condutores quanto nos semicondutores e a não-condutância 
nos isolantes. Não vamos entrar nesta teoria. A intenção aqui é simples- 
mente mostrar como os metais estão ligados na sua estrutura e como esta 
ligação feita através da nuvem eletrônica está diretamente relacionada com 
a condução de eletricidade. 
 
 
 
 
(d) Número de oxidação 
 
 
Número de oxidação (N ) é a carga real ou parcial que um átomo adquire quando 
participa de uma ligação química. Quando a ligação é iônica, essa carga é real. 
Quando a ligação é covalente, essa carga significa uma maior ou menor densidade 
de carga, em função da diferença de eletronegatividade dos átomos que fazem a 
ligação. O átomo mais eletronegativo recebe, então, a carga negativa, e o menos 
eletronegativo fica com a carga positiva. Pode-se assim determinar o número de 
oxidação de cada átomo em uma espécie química, analisando cada ligação. 
 
 
 
 
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Existe uma outra maneira, mais prática, de calcular o número de oxidação, sem Existe uma outra maneira, mais prática, de calcular o número de oxidação, sem 
precisar analisar cada ligação existente em um composto. Nesse caso, calcula- precisar analisar cada ligação existente em um composto. Nesse caso, calcula- 
se o número de oxidação médio do átomo, utilizando as seguintes regras: se o número de oxidação médio do átomo, utilizando as seguintes regras: 
 
 
1. Substâncias simples – possuem Nox igual a 0 (zero); 1. Substâncias simples – possuem Nox igual a 0 (zero); 
ox
ox 
ox 
2 ox
2. Íons monoatômicos – possuem N 2. Íons monoatômicos – possuem N igual ao valor de sua carga; igual ao valor de sua carga; 
3. Substâncias compostas – a soma algébrica dos Nox de cada átomo deve 
ser igual a 0 (zero); 
3. Substâncias compostas – a soma algébrica dos Nox de cada átomo deve 
ser igual a 0 (zero); 
4. Íons poliatômicos – a soma algébrica dos Nox de cada átomo deve ser igual 4. Íons poliatômicos – a soma algébrica dos Nox de cada átomo deve ser igual 
à carga do íon. à carga do íon. 
 
 
A Tabela 1 mostra o N A Tabela 1 mostra o N de alguns elementos que possuem número de de alguns elementos que possuem número de 
oxidação fixo, quando formam substâncias compostas. oxidação fixo, quando formam substâncias compostas. 
 
 
Para calcular o Nox de um átomo, deve-se utilizar as regras citadas anteriormente Para calcular o Nox de um átomo, deve-se utilizar as regras