LIVRO QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

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Química Geral e 
Inorgânica
Dra. Denise Maria Malachini Miotto Bigatão
C397 CENTRO UNIVERSITÁRIO DE MARINGÁ. Núcleo de Educação a 
Distância; BIGATÃO, Denise Maria Malachini Miotto. 
 
 Química Geral e Inorgânica. Denise Maria Malachini Miotto 
Bigatão. 
 Maringá-PR.: Unicesumar, 2019. 
 216 p.
“Graduação - EAD”.
 
 1. Química. 2. Inorgânica . 3. EaD. I. Título.
 
CDD - 22 ed. 540
CIP - NBR 12899 - AACR/2
NEAD - Núcleo de Educação a Distância
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da Mantenedora Cláudio Ferdinandi.
NEAD - NÚCLEO DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
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Núcleo de Produção de Materiais Nádila de 
Almeida Toledo, Projeto Gráfico José Jhonny Coelho 
e Thayla Guimarães Cripaldi, Fotos Shutterstock.
PALAVRA DO REITOR
Em um mundo global e dinâmico, nós trabalha-
mos com princípios éticos e profissionalismo, não 
somente para oferecer uma educação de qualida-
de, mas, acima de tudo, para gerar uma conversão 
integral das pessoas ao conhecimento. Baseamo-
-nos em 4 pilares: intelectual, profissional, emo-
cional e espiritual.
Iniciamos a Unicesumar em 1990, com dois 
cursos de graduação e 180 alunos. Hoje, temos 
mais de 100 mil estudantes espalhados em todo 
o Brasil: nos quatro campi presenciais (Maringá, 
Curitiba, Ponta Grossa e Londrina) e em mais de 
300 polos EAD no país, com dezenas de cursos de 
graduação e pós-graduação. Produzimos e revi-
samos 500 livros e distribuímos mais de 500 mil 
exemplares por ano. Somos reconhecidos pelo 
MEC como uma instituição de excelência, com 
IGC 4 em 7 anos consecutivos. Estamos entre os 
10 maiores grupos educacionais do Brasil.
A rapidez do mundo moderno exige dos 
educadores soluções inteligentes para as ne-
cessidades de todos. Para continuar relevante, a 
instituição de educação precisa ter pelo menos 
três virtudes: inovação, coragem e compromisso 
com a qualidade. Por isso, desenvolvemos, para 
os cursos de Engenharia, metodologias ativas, as 
quais visam reunir o melhor do ensino presencial 
e a distância.
Tudo isso para honrarmos a nossa missão que é 
promover a educação de qualidade nas diferentes 
áreas do conhecimento, formando profissionais 
cidadãos que contribuam para o desenvolvimento 
de uma sociedade justa e solidária.
Vamos juntos!
BOAS-VINDAS
Prezado(a) Acadêmico(a), bem-vindo(a) à Co-
munidade do Conhecimento. 
Essa é a característica principal pela qual a 
Unicesumar tem sido conhecida pelos nossos alu-
nos, professores e pela nossa sociedade. Porém, é 
importante destacar aqui que não estamos falando 
mais daquele conhecimento estático, repetitivo, 
local e elitizado, mas de um conhecimento dinâ-
mico, renovável em minutos, atemporal, global, 
democratizado, transformado pelas tecnologias 
digitais e virtuais.
De fato, as tecnologias de informação e comu-
nicação têm nos aproximado cada vez mais de 
pessoas, lugares, informações, da educação por 
meio da conectividade via internet, do acesso 
wireless em diferentes lugares e da mobilidade 
dos celulares. 
As redes sociais, os sites, blogs e os tablets ace-
leraram a informação e a produção do conheci-
mento, que não reconhece mais fuso horário e 
atravessa oceanos em segundos.
A apropriação dessa nova forma de conhecer 
transformou-se hoje em um dos principais fatores de 
agregação de valor, de superação das desigualdades, 
propagação de trabalho qualificado e de bem-estar. 
Logo, como agente social, convido você a saber 
cada vez mais, a conhecer, entender, selecionar e 
usar a tecnologia que temos e que está disponível. 
Da mesma forma que a imprensa de Gutenberg 
modificou toda uma cultura e forma de conhecer, 
as tecnologias atuais e suas novas ferramentas, 
equipamentos e aplicações estão mudando a nossa 
cultura e transformando a todos nós. Então, prio-
rizar o conhecimento hoje, por meio da Educação 
a Distância (EAD), significa possibilitar o contato 
com ambientes cativantes, ricos em informações 
e interatividade. É um processo desafiador, que 
ao mesmo tempo abrirá as portas para melhores 
oportunidades. Como já disse Sócrates, “a vida 
sem desafios não vale a pena ser vivida”. É isso que 
a EAD da Unicesumar se propõe a fazer.
Seja bem-vindo(a), caro(a) acadêmico(a)! Você 
está iniciando um processo de transformação, 
pois quando investimos em nossa formação, seja 
ela pessoal ou profissional, nos transformamos e, 
consequentemente, transformamos também a so-
ciedade na qual estamos inseridos. De que forma 
o fazemos? Criando oportunidades e/ou estabe-
lecendo mudanças capazes de alcançar um nível 
de desenvolvimento compatível com os desafios 
que surgem no mundo contemporâneo. 
O Centro Universitário Cesumar mediante o 
Núcleo de Educação a Distância, o(a) acompa-
nhará durante todo este processo, pois conforme 
Freire (1996): “Os homens se educam juntos, na 
transformação do mundo”.
Os materiais produzidos oferecem linguagem 
dialógica e encontram-se integrados à proposta 
pedagógica, contribuindo no processo educa-
cional, complementando sua formação profis-
sional, desenvolvendo competências e habilida-
des, e aplicando conceitos teóricos em situação 
de realidade, de maneira a inseri-lo no mercado 
de trabalho. Ou seja, estes materiais têm como 
principal objetivo “provocar uma aproximação 
entre você e o conteúdo”, desta forma possibilita 
o desenvolvimento da autonomia em busca dos 
conhecimentos necessários para a sua formação 
pessoal e profissional.
Portanto, nossa distância nesse processo de 
crescimento e construção do conhecimento deve 
ser apenas geográfica. Utilize os diversos recursos 
pedagógicos que o Centro Universitário Cesumar 
lhe possibilita. Ou seja, acesse regularmente o Stu-
deo, que é o seu Ambiente Virtual de Aprendiza-
gem, interaja nos fóruns e enquetes, assista às aulas 
ao vivo e participe das discussões. Além disso, 
lembre-se que existe uma equipe de professores e 
tutores que se encontra disponível para sanar suas 
dúvidas e auxiliá-lo(a) em seu processo de apren-
dizagem, possibilitando-lhe trilhar com tranquili-
dade e segurança sua trajetória acadêmica.
APRESENTAÇÃO
Prezado(a) aluno(a), seja bem-vindo(a)!
Este livro foi elaborado com o objetivo de fornecer os conceitos básicos da 
Química Geral, em suas diversas áreas, necessários não somente no estudo 
de outras disciplinas dos cursos de Engenharia, mas também na atividade 
profissional dos futuros engenheiros.
A disciplina de Química Geral e Inorgânica vislumbra proporcionar um 
aprendizado global da química, por meio de linguagem acessível, e com 
exemplos práticos do nosso cotidiano, a fim de mostrar a presença cons-
tante dessa ciência nos fenômenos da natureza, sejam eles espontâneos ou 
provocados pela ação do homem, bem como nas atividades de pesquisa 
de laboratórios e na produção industrial.
Abordamos deforma gradativa as principais áreas da química. Iniciamos 
pela química inorgânica, seguindo com química orgânica, físico-química, 
termoquímica e, finalmente, eletroquímica. Alguns temas, de maior interes-
se, são apresentados mais detalhadamente e com vários exemplos; enquanto 
outros, menos aplicados, são descritos de forma resumida, sempre buscando 
enfatizar a importância de cada conteúdo à disciplina.
Os conteúdos abordados nas unidades foram selecionados de modo que os 
conhecimentos adquiridos na unidade anterior são direta ou indiretamente 
necessários aos conceitos apresentados na unidade seguinte. Ao final de 
cada unidade, as atividades de estudo visam memorizar os principais temas 
abordados. As Pílulas de Aprendizagem, Realidade Aumentada e Saiba Mais 
foram selecionados com o objetivo de levar você a reflexões sobre aplicações 
práticas da química nas diversas áreas de atividade profissional e, assim, 
despertar o interesse por seu conhecimento. O Material Complementar 
fornece fontes alternativas que abordam de formas diferentes as discussões 
envolvidas em cada unidade, com o objetivo de estimular a interpretação 
e a curiosidade ao conhecimento científico.
Convido você, aluno(a) da disciplina Química Geral e Inorgânica, a mer-
gulhar no universo dessa ciência que se baseia na observação e simulação 
da natureza e consequente quantificação e interpretação dos resultados 
observados. Assim, será possível entender a química como uma grande 
aliada dos profissionais de Engenharia na resolução de problemas do nosso 
cotidiano!
CURRÍCULO DOS PROFESSORES
Dra. Denise Maria Malachini Miotto Bigatão
Possui pós-doutorado (2010), doutorado (2005) e mestrado (2002) em Engenharia Química 
na área de Desenvolvimento de Processos pela Universidade Estadual de Maringá, e gra-
duação em Engenharia Química pela Universidade Estadual de Maringá (1999), atuando, 
principalmente em temas relacionados ao reaproveitamento de resíduos e desenvolvimentos 
de novas tecnologias. Atualmente, é professora de Fundamentos da Química Ambiental, no 
Curso Superior de Gestão Ambiental, e Química Geral e Inorgânica, no Curso de Engenharia 
de Produção na UniCesumar.
Endereço para acessar o currículo: <http://lattes.cnpq.br/2813939541949410>
Elementos Químicos 
e suas Propriedades 
Periódicas 
 13
Ligações 
Químicas e Soluções
 37
Funções Inorgânicas
 65
Funções Orgânicas
Reações Químicas 
e seu Cálculo 
Estequiométrico
 87
111
Estado Gasoso
135
Reações de 
Equilíbrio
Termodinâmica 
das Reações
177
Reações de 
Oxirredução
195
151
17 Elétrons ao redor do núcleo
113 Divisão de moléculas
197 Corrente elétrica em um circuito fechado.
Utilize o aplicativo 
Unicesumar Experience 
para visualizar a 
Realidade Aumentada.
PLANO DE ESTUDOS
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
Dra. Denise Maria Malachini Miotto Bigatão
• Conhecer as teorias que originaram o modelo atômico 
atual e entender a estrutura dos átomos.
• Compreender o agrupamento e a classificação dos ele-
mentos químicos na Tabela Periódica. 
O Átomo e suas 
características
Propriedades 
Periódicas
Elementos Químicos 
e suas Propriedades 
Periódicas 
O Átomo e suas 
Características
A química faz parte das chamadas “Ciências Na-
turais”, que têm por finalidade estudar objetos e 
fenômenos da natureza, quer esses fenômenos 
sejam observados na natureza, quer sejam pro-
duzidos pelo homem. Para iniciar o estudo da 
química, partimos da menor partícula existente 
na natureza, o átomo.
Desde a primeira suposição da existência dos 
átomos, na Grécia Antiga, os filósofos gregos não 
poderiam imaginar algo tão sutil como a estrutura 
dos átomos. Por que precisamos estudar a estrutu-
ra atômica? Segundo Russell (1982), só é possível 
compreender o comportamento físico e químico 
da matéria compreendendo a maneira pela qual 
os átomos se ligam e reagem entre si.
Até o final do século XIX, a Teoria de Dalton, 
baseada em átomos indivisíveis, explicou satisfa-
toriamente muitos aspectos do comportamento 
químico. O químico John Dalton (1766-1844) 
propôs que o átomo era parecido com uma bola 
de bilhar, isto é, esférico, maciço e indivisível, e 
não poderia ser criado nem destruído; concluiu 
que uma alteração química consistia em uma 
combinação, separação ou rearranjo de átomos. 
Entretanto, resultados de alguns experimentos 
15UNIDADE 1
com eletrólise e tubos de descarga de gás levaram 
a vários questionamentos sobre a teoria de Dalton.
O físico Joseph John Thomson (1856-1940) 
utilizou a ampola de Crookes, que consistia em 
um tubo de descarga de gás à baixa pressão, no 
qual gases eram submetidos a voltagens elevadís-
simas, produzindo raios catódicos. Submetendo 
esse sistema à ação de um campo elétrico externo, 
o cientista observou que os raios se desviavam 
em direção à placa positiva, o ânodo do tubo, o 
que significava que as partículas do raio catódico 
possuíam carga elétrica negativa, e foram deno-
minadas elétrons.
A Teoria de Thomson finalmente propôs a es-
trutura atômica, na qual o átomo era considerado 
uma esfera de carga elétrica positiva, não maciça, 
incrustada de elétrons, de modo que sua carga 
total fosse nula. Esse modelo foi comparado a um 
“pudim de passas”.
No início do século XX, o físico Ernest Ruther-
ford (1871-1937) sugeriu que o átomo era com-
posto de um núcleo muito pequeno carregado 
positivamente no centro e circundado por uma 
região comparativamente grande, contendo os 
elétrons, denominada eletrosfera. O átomo seria 
semelhante ao “sistema solar”, em que o núcleo 
representaria o Sol e os elétrons girando ao redor 
do núcleo seriam os planetas.
Elétron
Nêutron
Próton
Figura 1 - Modelo atômico de Rutherford
De acordo com De Boni e Goldani (2007), o 
modelo atual do átomo deriva da proposição 
de Rutherford, composto por duas regiões: (1) 
o pequeno núcleo, que compreende toda a carga 
positiva e praticamente toda a massa do átomo, 
e (2) a eletrosfera, região extranuclear composta 
de elétrons.
Número Atômico e 
Número de Massa
A carga positiva do núcleo é chamada número 
atômico, o Z. Esse número está relacionado com 
a natureza do elemento. Por exemplo, cada átomo 
de enxofre (S) tem um número atômico igual a 16; 
enquanto cada átomo de ferro (Fe) tem número 
atômico 26. Assim, para identificar o átomo de um 
elemento, ou o próprio elemento, basta identificar 
seu número atômico.
O núcleo é composto por dois tipos de partícu-
las, o próton, que tem carga positiva, e o nêutron, 
assim chamado porque é neutro, ou seja, não tem 
carga. Como o átomo não tem carga elétrica, o 
número de prótons no núcleo é igual ao número 
de elétrons na eletrosfera. Além disso, o número 
de prótons no núcleo é igual ao número atômico.
Os prótons e nêutrons no núcleo de um átomo 
são quase totalmente responsáveis pela massa do 
átomo, porque os elétrons são muito leves. Por 
esse motivo, o número de massa, A, consiste na 
soma de prótons e nêutrons presentes no núcleo. 
Se um determinado átomo possui 47 prótons e 60 
nêutrons, por exemplo, seu número de massa A 
será 47+60, igual a 107. Por outro lado, o núcleo 
é muito compacto e o volume do átomo consiste, 
praticamente, do volume da eletrosfera. Simbo-
licamente, o átomo X, com número atômico Z 
e número de massa A, pode ser representado da 
seguinte forma:
16 Elementos Químicos e suas Propriedades Periódicas
xAZ xAZou
Número de Massa
Número Atômico
Figura 2 - Representação simbólica do átomo X
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Todos os átomos neutros de um determinado ele-
mento têm o mesmo número atômico, portanto, a 
mesma carga nuclear, e o mesmo número de elétrons 
na eletrosfera. Entretanto, alguns átomos podem 
Figura 3 - Isótopos do Hidrogênio e do Hélio
Segundo Russell (1982), muitos átomos possuem isótopos estáveis, de modo que a maioria dos elementos 
consiste em uma mistura de isótopos. O boro, por exemplo, ocorre na natureza como uma mistura de 
10B (19,78%) e 11B (80,22%). Essasporcentagens são em número, isto é, de cada 10.000 átomos de boro, 
1.978 são 10B e 8.022 são 11B.
É importante notar que os isótopos têm propriedades químicas iguais (que dependem da estrutura 
da eletrosfera) e propriedades físicas diferentes (que dependem da massa do átomo). Assim, embora 
o hidrogênio (1H) e o deutério (2H ou D) sejam ambos gasosos, a densidade (propriedade física) do 
deutério é o dobro da densidade do hidrogênio. Ambos reagem com o oxigênio, formando água (pro-
priedade química igual); no entanto, o hidrogênio forma a água comum (H2O), de densidade igual a 
1,0g/mL, enquanto o deutério forma a chamada água pesada (D2O), pois tem densidade igual a 1,1g/mL.
Isóbaros são átomos com diferentes números de prótons, ou seja, elementos químicos diferentes, mas 
que possuem o mesmo número de massa (A). Nesse caso, o maior número de prótons é compensado 
por um menor número de nêutrons e vice-versa. Exemplo: Cálcio (Ca, A=40 e Z=20) e Potássio (K, 
A=40 e Z=19). Os isóbaros têm propriedades físicas e químicas diferentes.
conter o mesmo número atômico, mas diferentes 
números de massa; são chamados isótopos e diferem 
entre si no número de nêutrons (A-Z) no núcleo. 
Por exemplo, existem três isótopos do hidrogênio 
que ocorrem naturalmente (Figura 3): o hidrogênio 
ou prótio (1H), que não possui nenhum nêutron; o 
deutério (2H ou D), com 1 nêutron; e o trítio (3H ou 
T), com 2 nêutrons. Nos três casos, o núcleo possui 
apenas 1 próton, e na eletrosfera há somente 1 elétron.
A Figura 3 mostra ainda os quatro isótopos 
do hélio, nos quais o número de nêutrons vai de 
1 (3He) para 4 (6He).
17UNIDADE 1
Isótonos são átomos de diferentes elementos 
químicos, com diferentes números de prótons, 
diferentes números de massa, porém com mesmo 
número de nêutrons (N). Os isótonos possuem 
propriedades químicas e físicas diferentes, como 
Cloro e Cálcio.
Ex.: (Cl, Z=17, A=37 e N=A–Z=20); (Ca, Z=20, 
A=40 e N=A–Z=20).
Peso Atômico
A massa de um átomo é denominada peso atômi-
co e é expressa em uma unidade extremamente 
pequena, chamada unidade de massa atômica 
(uma). Uma unidade de massa atômica (1 uma) 
é definida como sendo exatamente um doze-avos 
(1/12) da massa de um átomo de carbono (12C). 
Isso equivale dizer que a massa de um átomo de 
12C é 12 uma. Dessa forma, a escala de pesos atô-
micos é uma escala relativa.
O Modelo da 
Mecânica Quântica
Segundo o físico Niels Bohr (1885-1962), a mecâ-
nica clássica era inadequada para prever o com-
portamento de pequenas partículas, tais como 
moléculas, átomos, elétrons e núcleos. A mecânica 
quântica, por outro lado, teve grande sucesso. Os 
efeitos quânticos observados na eletrosfera dos 
átomos consistem, principalmente, na quantiza-
ção da energia dos elétrons.
O estudo dos espectros eletromagnéticos dos 
elementos realizados por Bohr permitiu adicionar 
algumas observações ao modelo de Rutherford, 
por isso, o seu modelo passou a ser conhecido 
como modelo atômico de Rutherford-Bohr. O 
pesquisador iniciou seus experimentos conside-
rando a existência de princípios físicos que des-
crevessem os elétrons existentes no átomo estável, 
e concluiu que os átomos possuem um conjunto 
de energia disponível para seus elétrons, ou seja, 
a energia de um elétron em um átomo é quanti-
zada. Esse conjunto de energias quantizadas foi, 
posteriormente, denominado “níveis de energia”.
Com essas conclusões, Bohr aperfeiçoou o mo-
delo atômico de Rutherford e chegou ao modelo 
do átomo como sistema planetário, no qual os 
elétrons se organizam na eletrosfera na forma de 
camadas ou níveis de energia. 
-
-
-
-
-
Núcleo: Formado
por Prótons e Nêutrons
Eletrosfera: Formado
por Elétrons distribuídos 
em várias camadas
Figura 4 - Modelo atômico de Rutherford-Bohr
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
Elétrons ao redor do núcleo
18 Elementos Químicos e suas Propriedades Periódicas
Níveis e Subníveis de Energia
Uma camada consiste em um conjunto de um ou 
mais níveis energéticos quantizados. As camadas 
são designadas de duas maneiras: (1) usando as 
letras K, L, M, N, O, P e Q, e (2) especificando o 
número quântico principal n, como sendo 1, 2, 
3, 4, 5, 6 e 7.
Quanto mais próxima do núcleo está uma ca-
mada, seus elétrons permanecem mais atraídos 
pelo núcleo e adquirem menor energia. Por outro 
lado, os elétrons das camadas mais afastadas são 
menos atraídos pelo núcleo, adquirindo maior 
energia potencial. Isso se explica porque os elé-
trons das camadas mais internas estão mais presos 
ao núcleo; enquanto os elétrons das camadas mais 
externas encontram-se mais livres. Dessa forma, 
os elétrons da camada K (n = 1) possuem a menor 
energia permitida, enquanto a camada Q (n = 7) 
possui os elétrons de maior energia.
A população eletrônica máxima de uma ca-
mada pode ser demonstrada na Figura 5. Assim, 
s p d f
6d
6p7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
5p
4p
3p
2p
5d
5f
4f
4d
3d
�=0 �=1 �=2 �=3
Núcleo
Energia
Números
quânticos
principais (n)
Au
m
en
to
 d
e 
En
er
gi
a
(Q) n =7
(P) n =6
(O) n =5
(N) n =4
(M) n =3
(L) n =2
(K) n =1
a camada K (n = 1) pode conter até 2 elétrons, a 
camada L (n = 2) até 8 elétrons e assim por diante.
2
K
L
M N O P Q
8 18 32 32 18 2
Figura 5 - Camadas de energia ao redor do núcleo
Fonte: Feltre (2004).
Quando um elétron salta de um nível de menor 
energia para um nível mais elevado, ele absorve 
energia, e quando ele retorna para um nível de 
menor energia, o elétron emite uma radiação em 
forma de luz.
Figura 6 - Níveis e subníveis de energia
Fonte: Feltre (2004).
19UNIDADE 1
Cada camada, ou nível de energia, contém um ou 
mais subníveis. Os subníveis são representados 
pelo número quântico secundário ou azimutal 
l, que admite os valores 0, 1, 2 e 3, e são identifi-
cados pelas letras s, p, d e f, respectivamente. A 
população eletrônica máxima de cada subnível 
não é constante. No subnível s, pode haver até 2 
elétrons; enquanto no subnível p, até 6 elétrons; 
no subnível d, até 10 elétrons; e no subnível f, até 
14 elétrons.
Orbitais Eletrônicos
Segundo o físico Werner Heisenberg (1901-1976), 
é praticamente impossível prever a posição corre-
ta de um elétron na sua eletrosfera. Desta forma, 
o físico Erwin Schrödinger (1887-1961) deter-
minou a região do espaço que está ao redor do 
núcleo, em que há máxima probabilidade de se 
encontrar um elétron. Para essa região, deu-se 
o nome de orbital. Os orbitais correspondem a 
regiões do átomo com maior probabilidade de 
se encontrar determinado elétron, ou seja, com 
maior manifestação eletrônica. Cada orbital 
acomoda, no máximo, dois elétrons e, quando 
os elétrons ocupam um mesmo orbital, são ditos 
emparelhados e devem possuir sentidos de rota-
ção (spins) contrários.
O número quântico magnético (ml) indica a 
orientação de um orbital no espaço. O termo mag-
nético é atribuído pelo fato dos diferentes orbi-
tais de um subnível possuírem diferentes energias 
quantizadas na presença de um campo magnético.
O número quântico magnético (ml) pode ter 
valores inteiros desde um mínimo de -l até um má-
ximo de +l. O Quadro 1 mostra as possibilidades 
de orbitais para os diferentes subníveis s, p, d e f.
Quadro 1 - Números quânticos magnéticos e orbitais correspondentes
Subnível de Energia Número quântico magnético (ml) Orbitais possíveis
s (l = 0) 0 1
p (l = 1) -1, 0, +1 3
d (l = 2) -2, -1, 0, +1, +2 5
f (l = 3) -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7
Fonte: o autor.
Spin Eletrônico
Um orbital comporta, no máximo, dois elétrons. Eles não se repelem porque giram em sentidos opostos, 
criando campos magnéticos que se atraem. Dessa forma, a força magnética de atração entre os elétrons 
é contrabalançada pela força elétrica de repulsão entre eles. Portanto, os elétrons permanecem empare-
lhados e possuem spins que se opõem, chamados spins opostos ou antiparalelos. Os spins eletrônicos 
são descritos pelo número quântico de spin, ms, e admitem os valores +½ ou -½.
20 Elementos Químicos e suas Propriedades Periódicas
ConfiguraçãoEletrônica dos Elementos
A maneira específica pela qual os orbitais de um 
átomo são ocupados pelos elétrons é denominada 
“configuração eletrônica” do átomo. A distribui-
ção eletrônica dos orbitais é feita preenchendo-se 
totalmente um subnível antes de passar para o 
próximo. No entanto, a ocupação dos subníveis 
não obedece aos limites dos níveis. Os elétrons 
não vão se acomodando nos subníveis de uma 
mesma camada até preenchê-la, eles seguem uma 
ordem diferente, a ordem crescente de energia.
O químico Linus Pauling (1901 – 1994) elabo-
rou um diagrama que permite fazer a distribui-
ção eletrônica segundo essa ordem crescente. O 
dispositivo ficou conhecido como Diagrama de 
Linus Pauling (RUSSEL, 1982). A Figura 7 ilustra 
o diagrama citado.
Figura 7 - Diagrama de Linus Pauling
O diagrama apresenta os níveis de energia em 
ordem crescente, representados pelos números 
de 1 a 7. Os subníveis que cada nível possui são 
representados pelas letras s, p, d e f. As setas mos-
tram o sentido no qual o diagrama deve ser lido. 
Cada seta deve ser percorrida até o fim, para só 
então iniciar a próxima seta.
A leitura do diagrama fornece a seguinte or-
dem crescente de energia: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 
3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2 – 4d10 – 5p6 – 6s2 – 4f14 
– 5d10 – 6p6 – 7s2 – 5f14 – 6d10 – 7p6.
Para determinar a configuração eletrônica de 
um átomo, é necessário obedecer a essa ordem e 
observar o número máximo de elétrons que cada 
subnível comporta. Por exemplo, o átomo de fer-
ro, Fe (Z = 26), que contém 26 elétrons, possui a 
seguinte configuração eletrônica: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 
3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d6. Notamos que o subnível 3d, 
o último a ser preenchido, tem capacidade para até 
10 elétrons, mas possui apenas 6. Essa distribuição 
eletrônica segue a chamada “ordem energética”, pois 
é desenvolvida em ordem crescente de energia.
Existe outra forma de representar a distribuição 
eletrônica por subníveis de energia, é a chamada 
“ordem geométrica”. Nela, após fazer a distribui-
ção conforme a ordem energética, os subníveis 
são agrupados em cada nível. No caso do átomo 
de ferro, temos a seguinte ordem geométrica: 
1s2 – 2s2 2p6 – 3s2 3p6 3d6 – 4s2.
A ordem energética permite identificar o sub-
nível mais energético, que é o último da sequência. 
No caso do ferro, é o subnível 3d6. Já a ordem geo-
métrica mostra o subnível mais externo, que, no 
caso do ferro, é o 4s2. Em alguns casos, o subnível 
mais energético coincide com o subnível mais 
externo, mas trata-se apenas de uma coincidência.
A camada de valência constitui o nível de 
maior número quântico principal, n. Normalmen-
te, os elétrons pertencentes à camada de valência 
são os que participam das ligações químicas, pois 
são os mais externos. No caso do ferro, a camada 
de valência é o nível 4, referente à camada N.
As Tabelas 1 e 2 apresentam as configurações 
eletrônicas dos elementos da Tabela Periódica. A 
distribuição eletrônica segue a ordem crescente de 
energia, mostrada no Diagrama de Linus Pauling.
21UNIDADE 1
Tabela 1 - Configurações Eletrônicas dos Elementos
K (1) Q (7)
Elemento Z s s p s p d s p d f s p d f s p d f s
H 1 1
He 2 2
Li 3 2 1
Be 4 2 2
B 5 2 2 1
C 6 [He} 2 2 2
N 7 2 2 3
O 8 2 2 4
F 9 2 2 5
Ne 10 2 2 6
Na 11 2 2 6 1
Mg 12 2 2 6 2
Al 13 2 2 6 2 1
Si 14 [Ne] 2 2 6 2 2
P 15 2 2 6 2 3
S 16 2 2 6 2 4
Cl 17 2 2 6 2 5
Ar 18 2 2 6 2 6
K 19 2 2 6 2 6 1
Ca 20 2 2 6 2 6 2
Sc 21 2 2 6 2 6 1 2
Ti 22 2 2 6 2 6 2 2
V 23 2 2 6 2 6 3 2
Cr 24 2 2 6 2 6 5 1
Mn 25 2 2 6 2 6 5 2
Fe 26 2 2 6 2 6 6 2
Co 27 [Ar] 2 2 6 2 6 7 2
Ni 28 2 2 6 2 6 8 2
Cu 29 2 2 6 2 6 10 1
Zn 30 2 2 6 2 6 10 2
Ga 31 2 2 6 2 6 10 2 1
Ge 32 2 2 6 2 6 10 2 2
As 33 2 2 6 2 6 10 2 3
Se 34 2 2 6 2 6 10 2 4
Br 35 2 2 6 2 6 10 2 5
Kr 36 2 2 6 2 6 10 2 6
Rb 37 2 2 6 2 6 10 2 6 1
Sr 38 2 2 6 2 6 10 2 6 2
Y 39 2 2 6 2 6 10 2 6 1 2
Zr 40 2 2 6 2 6 10 2 6 2 2
Nb 41 2 2 6 2 6 10 2 6 4 1
Mo 42 2 2 6 2 6 10 2 6 5 1
Tc 43 2 2 6 2 6 10 2 6 6 2
Ru 44 2 2 6 2 6 10 2 6 7 1
Rh 45 2 2 6 2 6 10 2 6 8 1
Pd 46 2 2 6 2 6 10 2 6 10
Ag 47 2 2 6 2 6 10 2 6 10 1
Cd 48 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2
In 49 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 1
Sn 50 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 2
Sb 51 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 3
Te 52 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 4
I 53 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 5
Xe 54 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 6
N (4) O (5) P (6)
Camada (n entre parênteses)
L (2) M (3)
[Kr]
Fonte: Russell (1982, p. 152).
22 Elementos Químicos e suas Propriedades Periódicas
Tabela 2 - Configurações Eletrônicas dos Elementos (continuação)
K (1) Q (7)
Elemento Z s s p s p d s p d f s p d f s p d f s
Cs 55 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 6 1
Ba 56 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 6 2
La 57 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 6 1 2
Ce 58 2 2 6 2 6 10 2 6 10 1 2 6 1 2
Pr 59 2 2 6 2 6 10 2 6 10 3 2 6 2
Nd 60 2 2 6 2 6 10 2 6 10 4 2 6 2
Pm 61 2 2 6 2 6 10 2 6 10 5 2 6 2
Sm 62 2 2 6 2 6 10 2 6 10 6 2 6 2
Eu 63 2 2 6 2 6 10 2 6 10 7 2 6 2
Gd 64 2 2 6 2 6 10 2 6 10 7 2 6 1 2
Tb 65 2 2 6 2 6 10 2 6 10 9 2 6 2
Dy 66 2 2 6 2 6 10 2 6 10 10 2 6 2
Ho 67 2 2 6 2 6 10 2 6 10 11 2 6 2
Er 68 2 2 6 2 6 10 2 6 10 12 2 6 2
Tm 69 2 2 6 2 6 10 2 6 10 13 2 6 2
Yb 70 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 2
Lu 71 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 1 2
Hf 72 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 2 2
Ta 73 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 3 2
W 74 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 4 2
Re 75 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 5 2
Os 76 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 6 2
Ir 77 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 7 2
Pt 78 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 9 1
Au 79 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 1
Hg 80 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2
Tl 81 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 1
Pb 82 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 2
Bi 83 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 3
Po 84 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 4
At 85 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 5
Rn 86 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6
Fr 87 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 1
Ra 88 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 2
Ac 89 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 1 2
� 90 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 2 2
Pa 91 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 2 6 1 2
U 92 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 3 2 6 1 2
Np 93 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 4 2 6 1 2
Pu 94 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 6 2 6 2
Am 95 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 7 2 6 2
Cm 96 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 7 2 6 1 2
Bk 97 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 9 2 6 2
Cf 98 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 10 2 6 2
Es 99 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 11 2 6 2
Fm 100 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 12 2 6 1
Md 101 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 13 2 6 2
No 102 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 2
Lr 103 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 1 2
Rf 104 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 2 2
Ha 105 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 3 2
106 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 4 2
Camada (n entre parênteses)
L (2) M (3)
[Xe]
[Rn]
N (4) O (5) P (6)
 
Fonte: Russell (1982, p. 153).
23UNIDADE 1
Os Orbitais Atômicos
Segundo Feltre (2004), orbital representa uma região ao redor do núcleo atômico, na qual a probabi-
lidade de se encontrar um elétron é máxima. O comportamento dos elementos químicos deve-se, em 
grande parte, aos seus elétrons de valência e aos tipos e respectivas formas de seus orbitais.
Orbitais tipo s
Em um átomo de hidrogênio, temos apenas um elétron situado no 
subnível 1s. Logo, esse elétron ocupa um orbital tipo s. Isso significa que 
se fosse possível fotografar esse elétron em intervalos de centésimos de 
segundo, obteria uma sequência de imagens mostrando várias posições 
desse elétron. A sobreposição dessas imagens revelaria quais posições 
desse elétron ao redor do núcleo, ou seja, qual a forma do orbital s.
A Figura 8 mostra a representação geométrica do orbital s. Vemos 
um orbital esférico e não direcional, que independe do nível (n = 1, 2, 
3, 4, 5, 6, e 7) ao qual pertence.
Orbitais tipo p
O subnível p possui três orbitais. No átomo isolado, esses três orbitais têm a mesma energia e a mesma 
forma de haltere, com dois lobos separados por um nó. Eles diferem entre si pela sua orientação no 
espaço. Usando um sistema de coordenadas tridimensionais cartesianas, podemos representar os três 
como: px , py e pz. A Figura 9 mostra os três orbitaismencionados.
Orbital px Orbital py Orbital pz
Figura 9 - Orbitais p
Cada orbital possui uma região chamada plano nodal, que consiste em um plano que divide o orbital 
ao meio, no qual a probabilidade do elétron ser encontrado é nula. O núcleo do átomo está nesse plano.
Figura 8 - Orbital s
24 Elementos Químicos e suas Propriedades Periódicas
Orbitais tipo d
O subnível d possui cinco orbitais, representados por dxy , dxz , dyz , 
dx
2- y2 e dz2 (Figura 10). No átomo isolado, todos eles têm energias 
equivalentes. A representação gráfica desses orbitais sugere uma 
região espacial mais complexa do que as regiões dos orbitais s e p.
Figura 10 - Orbitais d
Orbitais tipo f
Os orbitais do tipo f possuem formas variadas e seu estudo torna-se 
importante apenas para os elementos de transição interna da tabela 
periódica, chamados lantanídeos e actinídeos.
Tenha sua dose extra de 
conhecimento assistindo ao 
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25UNIDADE 1
Com o desenvolvimento da química e da física, 
os elementos químicos foram sendo descober-
tos, identificados e catalogados. À medida que 
o número de elementos conhecidos aumentou, 
viu-se a necessidade de organizar as informações 
disponíveis para melhor compreendê-los.
Tabela Periódica
O conceito de periodicidade química deve seu 
desenvolvimento a dois químicos, Lothar Me-
yer (1830 – 1895) e Dmitri Mendeleev (1834 
– 1907). Trabalhando independentemente, eles 
descobriram a lei periódica e publicaram tabelas 
periódicas dos elementos em ordem crescente do 
peso atômico. Atualmente, sabemos que a perio-
dicidade nas propriedades é melhor indicada se 
os elementos são colocados em ordem crescente 
do número atômico. Essa diferença, entretanto, 
afeta poucos elementos, uma vez que aumento do 
número atômico geralmente significa aumento 
do peso atômico.
Propriedades 
Periódicas
26 Elementos Químicos e suas Propriedades Periódicas
A repetição expressa na lei periódica é a base 
da Tabela Periódica moderna (Figura 11). As li-
nhas horizontais são chamadas “períodos” e são 
numerados de 1 a 7, usando algarismos arábicos. 
As colunas verticais são chamadas “grupos”, e cada 
um representa uma “família de elementos”. Os gru-
pos “principais” contêm cinco ou seis elementos e 
são numerados de 1 a 7, usando números romanos 
e a letra A. Os grupos pequenos são chamados 
“subgrupos” ou “grupo B”.
Os grupos ou famílias principais consistem em: 
Grupo IA (Metais alcalinos), Grupo IIA (Metais 
alcalinos terrosos), Grupo IIIA (Família do Boro), 
Grupo IVA (Família do Carbono), Grupo VA (Fa-
mília do Nitrogênio), Grupo VIA (Calcogênios), 
Grupo VIIA (Halogênios) e Gases Nobres.
Os elementos pertencentes aos subgrupos são 
denominados elementos de transição e são todos 
metais. Os elementos pertencentes ao grupo IIIB, 
nos períodos 6 e 7, representam os elementos de 
transição interna e são chamados lantanídeos 
e actinídeos, respectivamente. Todos os outros 
metais de transição são chamados elementos de 
transição externa ou simples.
Figura 11 - Tabela Periódica
27UNIDADE 1
Segundo De Boni e Goldani (2007), atualmente, 
os elementos químicos dividem-se em metais, não 
metais, gases nobres e hidrogênio. Os metais apre-
sentam condutividade elétrica e térmica, em geral, 
são densos, refletem a luz, manifestando brilho 
típico, possuem elevados pontos de fusão e ebu-
lição, são dúcteis (facilmente produzidos como 
fios) e maleáveis (facilmente produzidos como 
lâminas). Exceto no caso do mercúrio, todos os 
metais são sólidos à temperatura ambiente.
Os não metais apresentam propriedades opos-
tas as dos metais. São os elementos mais abundan-
tes na natureza e, ao contrário dos metais, não são 
bons condutores de calor e eletricidade, não são 
dúcteis nem maleáveis e, em geral, são opacos, ou 
seja, sem brilho.
Os gases nobres são todos gases à tempera-
tura ambiente e quimicamente pouco reativos. 
O hidrogênio é considerado um grupo à parte, 
pois suas propriedades são diferentes de todos 
os outros elementos, é inodoro, incolor e pode se 
combinar com metais e não metais. Em tempera-
tura ambiente, consiste em um gás extremamente 
inflamável.
Na Tabela Periódica moderna, existem elemen-
tos químicos naturais e também elementos 
químicos artificiais. Os Elementos naturais são 
aqueles extraídos da natureza, enquanto os 
elementos artificiais são produzidos em labora-
tórios especializados. Dos elementos artificiais, 
podemos destacar dois situados antes do urâ-
nio (92U), denominados elementos cisurânicos, 
representados pelo tecnécio (43Tc) e o promécio 
(61Pm). Os demais elementos artificiais, por esta-
rem localizados depois do urânio, são chamados 
elementos transurânicos.
(Ricardo Feltre)
Periodicidade nas Configurações Eletrônicas
Quando se compara as configurações eletrônicas dos elementos (Tabelas 1 e 2) com a Tabela Perió-
dica (Figura 11), verificamos que cada período começa pela adição de um elétron a um novo nível de 
energia, previamente não ocupado (Figura 12). Assim, o hidrogênio e os elementos do grupo IA têm 
configuração ns1, onde n é o número quântico principal da camada mais externa, também conhecida 
como camada de valência.
Os elementos do grupo principal (grupo A) têm a camada de valência preenchida com um a oito 
elétrons. Os grupos IA e IIA possuem configuração ns1 e ns2, respectivamente; e os grupos IIIA até os 
gases nobres, possuem distribuição eletrônica ns2np1 até ns2np6, respectivamente. Esses elementos são 
denominados “elementos representativos”. A configuração dos gases nobres é bastante estável, o que 
resulta em baixa reatividade desses elementos.
Os elementos do grupo B são também conhecidos como “elementos de transição”. Cada série ho-
rizontal de elementos de transição corresponde ao preenchimento do subnível d da camada (n - 1) 
desses átomos. Uma vez que qualquer subnível d pode acomodar um total de 10 elétrons, o preenchi-
mento dá origem a 10 elementos de transição nos períodos 4 e 5. Na série dos lantanídeos e actinídeos, 
a subcamada a ser preenchida é a f do nível (n – 2). O subnível f tem uma população máxima de 14 
elétrons e assim existem 14 lantanídeos e 14 actinídeos.
28 Elementos Químicos e suas Propriedades Periódicas
Relações nas Propriedades dos Elementos Químicos
Algumas propriedades dos elementos químicos mostram variações periódicas em função do seu núme-
ro atômico, ou seja, de acordo com sua posição na Tabela Periódica. Dentre as principais propriedades, 
podemos destacar o raio atômico, a eletronegatividade, a eletropositividade, a afinidade eletrônica e 
o potencial de ionização.
Raio atômico
1s1 1s2
2s1 2s1 2p1
3p1
4p1
5p1
6p1
2p2
3p2
4p2
5p2
6p2
2p3
3p3
4p3
5p3
6p3
2p4
3p4
4p4
5p4
6p4
2p5
3p5
4p5
5p5
6p5
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
3s2
3d1
4d1
4f
4f 1 4f 2 4f 3 4f 4 4f 5 4f 6 4f 7 4f 8 4f 9 4f 10 4f 11 4f 12 4f 13 4f 14 4f 15
5f 155f 1 5f 2 5f 3 5f 4 5f 5 5f 6 5f 7 5f 8 5f 9 5f 10 5f 11 5f 12 5f 13 5f 14
5f
3d2
4d2
6d2
5d2
3d3
4d3
6d3
5d3
3d4
4d4
6d4
5d4
3d5
4d5
6d5
5d5
3d6
4d6
6d6
5d6
3d7
4d7
6d7
5d7
3d8
4d8
6d8
5d8
3d9
4d9
6d9
5d9
3d10
4d10
6d10
5d10
4s2
5s2
6s2
7s2
fffffff 75f f 7
dddd5d5d6SSSSSs
1
44
55
ppppppp3 44
Figura 12 - Último subnível ocupado em cada elemento da Tabela Periódica
Fonte: Feltre (2004).
De acordo com Feltre (2004), raio atômico con-
siste, basicamente, na distância do núcleo de um 
átomo à sua eletrosfera na camada mais externa, 
a camada de valência. Porém, como o átomo não 
é rígido, calculamos o raio atômico médio defi-
nido pela média da distância entre os centros dos 
núcleos de dois átomos vizinhos de um mesmo 
elemento numa ligação química em estado sólido.
O raio atômico diferencia-se de um elemento 
para outro em função de sua família e período na Ta-
bela Periódica. Dentro de uma mesma família, o raio 
atômico aumenta quando o número atômico dos 
elementos aumenta, ou seja, de cima para baixo. Isso 
significa queo raio atômico cresce quanto maior 
for o número de camadas eletrônicas dos átomos.
Por outro lado, em um mesmo período, o raio 
atômico aumenta da direita para esquerda, no 
sentido de decréscimo do número atômico. Isso 
ocorre em razão de todos possuírem o mesmo 
número de camadas eletrônicas, o que os diferen-
cia é a quantidade de elétrons nessas camadas, e 
quanto maior o número de elétrons na camada 
de valência, maior sua atração pelo núcleo, dimi-
nuindo, assim, o raio do átomo.
29UNIDADE 1
O elemento de maior raio atômico conhecido é o 
Césio (55Cs), entretanto, é provável que o Frâncio (87Fr) 
tenha um raio maior, porém isso ainda não foi confir-
mado, em razão da raridade desse elemento na natureza. 
A Figura 13 apresenta o sentido de crescimento do raio 
atômico nas famílias e períodos da Tabela Periódica.
Eletronegatividade
Eletronegatividade consiste na tendência que um áto-
mo tem de atrair elétrons para perto de si em uma 
ligação química, de modo que não pode ser calculada 
a eletronegatividade de um átomo isolado.
A escala de Pauling, largamente utilizada, define que 
a eletronegatividade cresce nas famílias da Tabela Pe-
riódica de baixo para cima, no sentido da diminuição 
do raio atômico, resultante do aumento das interações 
do núcleo com a eletrosfera. Nos períodos da Tabela 
Periódica, o aumento ocorre da esquerda para direita, 
acompanhando o aumento do número atômico e con-
sequente redução do raio atômico.
O elemento mais eletronegativo da Tabela Perió-
dica é o Flúor (⁹F). A Figura 14 apresenta o sentido de 
crescimento da eletronegatividade dos elementos.
Eletropositividade
Ao contrário da eletronegatividade, a eletropositividade 
consiste na tendência que um átomo tem em perder 
elétrons em uma ligação química. Dessa forma, a eletro-
positividade aumenta no sentido oposto da eletronega-
tividade, crescente de cima para baixo nas famílias, e da 
direita para a esquerda nos períodos da Tabela Periódica.
Assim, a eletropositividade segue o mesmo sentido 
de crescimento do raio atômico, pois quanto maior o 
raio de um átomo, mais facilmente pode perder seus 
elétrons da camada de valência. O Frâncio (87Fr) é o 
elemento mais eletropositivo da Tabela Periódica, como 
mostrado na Figura 15.
Raio Atômico
Figura 13 - Sentido de crescimento do Raio atômico 
na Tabela Periódica
Fonte: Feltre (2004).
Eletronegatividade
Figura 14 - Sentido de crescimento da Eletronegati-
vidade na Tabela Periódica
Fonte: Feltre (2004).
Eletropositividade
Figura 15 - Sentido de crescimento da Eletropositi-
vidade na Tabela Periódica
Fonte: Feltre (2004).
30 Elementos Químicos e suas Propriedades Periódicas
Afinidade eletrônica
Muitos átomos podem receber elétrons, tornando-se íons negativos, denominados ânions. Quando 
um átomo isolado no estado gasoso recebe um elétron, há uma liberação de energia, que é medida pela 
afinidade eletrônica ou eletroafinidade do átomo, e sua intensidade mede quão fortemente o elétron 
se liga ao átomo.
A Equação X(g) + e
- → X-(g) + energia, mostra que o átomo X(g), ao receber um elétron (e
-), transfor-
ma-se no ânion X-(g) e libera energia. Quanto maior a energia liberada nessa reação, maior a afinidade 
eletrônica do átomo pelo elétron adicionado.
No entanto, a afinidade eletrônica é difícil de ser medida e, em razão disso, foi determinada somente 
para alguns elementos. Entretanto, com os valores obtidos, foi possível generalizar o comportamento 
dessa propriedade ao longo das famílias e períodos da Tabela Periódica.
Em uma mesma família, quanto maior o período, menor será a eletroafinidade, ou seja, ela cresce de 
baixo para cima. Por outro lado, em um mesmo período, quanto maior a família, maior será a afinidade 
eletrônica, isto é, ela cresce da esquerda para direita, tal qual observado com a eletronegatividade, na 
Figura 14. Assim, os elementos que apresentam maior afinidade eletrônica são os halogênios (grupo 
VIIA) e o oxigênio. O Cloro (17Cl) possui a maior afinidade eletrônica medida.
Potencial ou energia de ionização
Se, por um lado, a afinidade eletrônica mede a 
energia liberada pelo átomo ao receber um elé-
tron, por outro lado, o potencial de ionização ou 
energia de ionização determina a energia absor-
vida quando um elétron é removido de um átomo 
isolado, no estado gasoso, dando origem a um íon 
positivo, um cátion.
A Equação M(g) + energia1 → M
+
(g) + e
- mostra 
que, ao absorver energia, o elétron pode ser trans-
ferido de um elemento para outro, e como mais 
de um elétron pode ser removido do átomo, essa 
primeira energia é denominada primeira energia 
de ionização (energia1). A segunda energia de io-
nização (energia2), por sua vez, é aquela necessária 
para remover o segundo elétron, da seguinte for-
ma: M+(g) + energia2 → M
2+
(g) + e-. Para a primeira 
retirada de elétron, a quantidade de energia reque-
rida (energia1) é menor que a segunda retirada 
(energia2) que, por sua vez, é menor que a terceira 
retirada, e assim sucessivamente.
O potencial de ionização, em geral, apresenta o 
mesmo comportamento de crescimento da afinida-
de eletrônica e eletronegatividade (Figura 14). Ao 
longo do período, o aumento da carga nuclear e a 
redução do raio atômico fazem com que os elétrons 
mais externos se tornem cada vez mais fortemente 
atraídos pelo núcleo, o que resulta em energias de 
ionização cada vez maiores. Nas famílias, por sua 
vez, o potencial de ionização decresce à medida que 
o raio atômico aumenta, pois os elétrons da camada 
de valência, mais distantes do núcleo, apresentam 
menor atração e são mais facilmente removidos. Os 
elementos Flúor (9F) e Cloro (17Cl) apresentam as 
maiores energias de ionização da Tabela Periódica.
Nesta unidade, verificamos, inicialmente, que 
os elementos químicos apresentam características 
específicas em função de sua estrutura nuclear, 
ou seja, de acordo com o número de prótons e 
nêutrons em seu núcleo e, consequentemente, o 
número de elétrons em sua eletrosfera. 
31UNIDADE 1
Observamos, finalmente, que as principais proprie-
dades dos elementos químicos se inter-relacionam de 
forma direta, obedecendo à periodicidade da Tabela 
que, por sua vez, depende principalmente da estrutura 
atômica dos elementos químicos. 
As informações sobre a estrutura e as propriedades 
dos elementos químicos se fazem importantes para 
a compreensão de seu comportamento nas ligações 
químicas, assunto a ser explorado na unidade a seguir. 
Vamos lá!
32
1. A eletrosfera é a região do átomo que:
a) Contém as partículas de carga elétrica negativa.
b) Contém as partículas de carga elétrica positiva.
c) Contém os nêutrons.
d) Concentra grande parte da massa do átomo.
e) Contém os prótons.
2. Um átomo que possui 19 prótons, 19 elétrons e 20 nêutrons apresenta, respec-
tivamente, número atômico (Z) e número de massa (A) igual a:
a) 19 e 19.
b) 19 e 20.
c) 20 a 19.
d) 19 e 39.
e) 39 e 19.
3. A configuração eletrônica do átomo neutro X é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. Sabe-se tam-
bém que o átomo neutro X tem 16 nêutrons, portanto, o número atômico (Z) e 
a massa atômica (A) do átomo neutro X será:
a) 15 e 16.
b) 16 e 31.
c) 15 e 31.
d) 15 e 16.
e) 31 e 15.
Você pode utilizar seu diário de bordo para a resolução.
33
Portal da Química
A Química está presente em inúmeras situações de nossas vidas. No entanto, 
muitas pessoas têm dificuldade em relacionar a teoria estudada com as aplica-
ções práticas do conteúdo em nosso cotidiano. O CD Química no Dia a Dia busca 
exemplificar os principais conceitos de Química por meio de situações com as 
quais, mesmo sem se dar conta, a maioria das pessoas está acostumada a lidar. 
Ao utilizá-lo, leitores de todas as idades irão encontrar mais de 100 histórias 
envolvendo alimentos, plásticos, combustão, elementos químicos, petróleo, 
entre outras, todas apresentadas em forma de diálogos, relacionando a teoria 
à prática. Os conteúdos abordados são os mais variados, como termoquímica, 
átomos, elementos químicos, química orgânica,radioatividade, entre outros.
Para acessar, use seu leitor de QR Code.
WEB
34
DE BONI, L. A. B.; GOLDANI, E. Introdução Clássica a Química Geral. Porto Alegre: Ed. Tche Química 
Cons. Educ. LTDA, 2007.
FELTRE, R. Química. Química Geral. 6. ed. São Paulo: Editora Moderna, 2004. Volume 1.
RUSSELL, J. B. Química Geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1982.
35
1. A.
A eletrosfera é a região do átomo que possui as partículas de carga negativa, que são os elétrons, enquanto 
as partículas de carga positiva (prótons) e os nêutrons situam-se na região central do átomo, o núcleo.
2. D.
Um átomo que possui 19 prótons, 19 elétrons e 20 nêutrons apresenta:
Número atômico (Z) = número de prótons = 19
Número de massa (A) = número de prótons + número de nêutrons = 19 + 20 = 39.
3. C.
A configuração eletrônica do átomo X é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. O átomo tem 16 nêutrons.
Número atômico (Z) = número de prótons = número de elétrons = 15
Número de massa (A) = número de prótons + número de nêutrons = 15 + 16 = 31.
36
PLANO DE ESTUDOS
OBJETIVOS DE APRENDIZAGEM
• Aprender o que induz a uma ligação iônica e quais as 
principais características dos compostos iônicos formados.
• Compreender o mecanismo envolvido na ligação covalente 
e as propriedades dos compostos moleculares formados.
• Descrever de que forma alguns metais se ligam.
• Descrever e classificar as soluções quanto à relação so-
luto/solvente.
• Interpretar as curvas de solubilidade, utilizando dados 
experimentais plotados em gráfico na preparação de so-
luções.
Ligação Iônica
Ligação Covalente Soluções
Curvas de SolubilidadeLigação Metálica
Dra. Denise Maria Malachini Miotto Bigatão
Ligações 
Químicas e Soluções
Ligação 
Iônica
Segundo De Boni e Goldani (2007), na natureza, 
todos os sistemas buscam alcançar a maior esta-
bilidade possível. Por esse motivo, os átomos da 
maioria dos elementos químicos não apresentam 
existência isolada e ligam-se a outros átomos para 
aumentar sua estabilidade. No caso do oxigênio, 
por exemplo, seus átomos isolados se combinam 
com outros átomos iguais a ele, formando O2 e 
O3, ou ligam-se a átomos diferentes, formando 
diversas substâncias (CO, CO2, H2O, SO2, SO3 etc.). 
No entanto, átomos de oxigênio (O) não são en-
contrados na natureza, por serem instáveis.
Os únicos elementos considerados estáveis 
são os gases nobres (He, Ne, Ar, Xe, Kr e Rn), po-
dendo ser encontrados na natureza como átomos 
isolados. Isso porque sua camada de valência é 
completa, não necessitando perder nem ganhar 
elétrons para alcançar uma configuração estável, 
ou seja, um estado de menor energia.
Os demais elementos da Tabela Periódica, en-
tretanto, necessitam ser estabilizados por meio de 
ligações químicas, cuja natureza depende das con-
figurações eletrônicas dos átomos participantes. 
39UNIDADE 2
Os elétrons da camada de valência são responsá-
veis pelas ligações químicas que, por sua vez, são 
decorrentes de dois fatores:
a) A força de atração eletrostática existente 
entre cargas opostas.
b) A tendência dos elétrons em formar pares.
Dessa forma, para que ocorra uma ligação quími-
ca, os átomos podem ganhar ou perder elétrons, 
ou compartilhá-los. A ocorrência de uma dessas 
possibilidades depende da natureza dos átomos 
envolvidos. 
Na ligação iônica, as forças eletrostáticas 
atraem partículas com cargas elétricas opostas, 
geralmente obtidas entre metais e não metais. O 
metal tem grande tendência a perder elétrons, 
formando um íon positivo denominado cátion. 
Isso ocorre devido à baixa energia de ionização 
dos metais, ou seja, é necessária pequena quanti-
dade de energia para remover um elétron da sua 
camada de valência. Simultaneamente, um não 
metal possui grande tendência a ganhar elétrons, 
formando um íon negativo chamado ânion. Isso 
se deve à sua elevada afinidade eletrônica. Final-
mente, os dois íons formados, cátion e ânion, são 
atraídos devido às forças eletrostáticas, resultando 
em uma ligação iônica.
Para exemplificar, consideremos o metal Sódio 
(11Na) e o não metal Cloro (17Cl), com as seguintes 
configurações eletrônicas: 11Na – 1s2- 2s2 2p6- 3s1; 
17Cl – 1s2- 2s2 2p6- 3s2 3p5.
O sódio possui apenas um elétron no nível 
3 (camada M). Basta perder esse elétron (Na+) 
para adquirir uma configuração estável com oito 
elétrons no nível 2 (camada L). Já o cloro necessita 
receber apenas um elétron (Cl-) para preencher o 
subnível p da camada M e tornar-se estável. Sendo 
assim, é conveniente ao sódio doar um elétron, e 
ao cloro receber um elétron. Essa transferência 
de elétrons obedece a Regra do Octeto, condição 
fundamental para uma ligação iônica.
Para Feltre (2004a), os compostos iônicos 
apresentam algumas características em comum: 
são sólidos na temperatura ambiente e formam 
retículos cristalinos; possuem elevados pontos de 
fusão e ebulição; quando fundidos ou em solução 
aquosa, são bons condutores de eletricidade; são 
solúveis em água; são duros e quebradiços.
No sólido iônico formado, NaCl, denominado 
cloreto de sódio, os íons Na+ e Cl- estão ordena-
dos em três dimensões, como visto na Figura 1, 
onde cada Na+ tem seis Cl- vizinhos próximos e, 
da mesma forma, cada Cl- é envolto por seis Na+. 
A estrutura tridimensional organizada formada 
mostra um retículo cristalino.
Figura 1 - Estrutura Tridimensional do Cloreto de Sódio
Fórmulas dos 
Compostos Iônicos
A Regra do Octeto ajuda a prever a estequiometria 
dos compostos iônicos, ou seja, a relação de com-
binação atômica. No exemplo do NaCl, um elé-
tron foi transferido de um átomo de Na para um 
átomo de Cl, conforme discutido anteriormente.
Para determinar as fórmulas dos compostos 
iônicos, devemos, primeiramente, observar a con-
figuração eletrônica de cada átomo envolvido, e 
verificar quantos elétrons precisam ser transferi-
dos do cátion para o ânion.
40 Ligações Químicas e Soluções
No óxido de sódio, a situação é diferente do 
NaCl. O oxigênio (8O) tem configuração 1s2- 2s2 
2p4, em que verificamos que são necessários dois 
elétrons para completar a Regra do Octeto. Como 
o sódio (11Na) possui apenas um elétron na ca-
mada de valência, são necessários dois átomos 
de Na para fornecer os dois elétrons ao átomo de 
O. Assim, temos a ligação iônica entre 2Na+ e O2-, 
obtendo-se o sólido iônico Na2O.
Para encontrar a fórmula do óxido de alumí-
nio, composto por 13Al e 8O, temos que 13Al - 1s
2- 
2s2 2p6- 3s2 3p1 possui três elétrons para doar em 
sua camada de valência, enquanto 8O - 1s2- 2s2 2p4 
necessita receber dois elétrons para completar a 
Regra do Octeto. Assim, para neutralizar a carga 3+ 
do Al e a carga 2- do O, multiplicamos o alumínio 
pela carga iônica do oxigênio (2) e multiplicamos 
o oxigênio pela carga iônica do alumínio (3), re-
sultando em Al2O3.
41UNIDADE 2
A ligação covalente ocorre quando dois átomos 
possuem as mesmas tendências de ganhar e perder 
elétrons. Sob essas condições, a transferência total de 
um elétron não acontece, em vez disso, os elétrons 
ficam compartilhados entre os átomos, de modo 
que um átomo possa “utilizar” os elétrons do outro.
Os pares eletrônicos que se formam são cons-
tituídos por um elétron de cada átomo e per-
tencem simultaneamente a ambos os átomos 
ligados. Nesse caso, não ocorre nem ganho nem 
perda de elétrons e as estruturas formadas são 
eletricamente neutras. Os conjuntos formados 
por meio de ligações covalentes apresentam-se 
como unidades isoladas e de grandeza limitada, 
chamadas moléculas, por isso, a ligação covalente 
é também chamada ligação molecular. Assim, as 
substâncias formadas por ligação covalente são 
chamadas substâncias moleculares e podem ser 
sólidas, líquidas e gasosas.
A ligação covalente geralmente ocorre entre não 
metal e não metal, hidrogênio e não metal, e hidro-
gênio e hidrogênio. O hidrogênio (1H) possui um 
elétron na sua camada de valência e, para adquirir 
a configuração do gás hélio (2He), precisa de mais 
um elétron. Dessa forma, dois átomos de hidrogênio 
compartilham seus elétronspara ficarem estáveis.
Ligação 
Covalente
42 Ligações Químicas e Soluções
Na representação H – H, temos a fórmula es-
trutural plana da molécula de hidrogênio, na qual 
o traço representa o par de elétrons compartilha-
dos. Nesse caso, os dois átomos compartilham os 
dois elétrons, resultando H2, a fórmula molecu-
lar do hidrogênio. Um composto é considerado 
molecular ou molécula quando possui apenas 
ligações covalentes.
Considerando o não metal cloro (17Cl), a ca-
mada de valência necessita de um elétron para 
completar a Regra do Octeto. Assim, dois átomos 
de cloro podem compartilhar um elétron, preen-
chendo sua camada M (n = 3), por meio de uma 
ligação covalente, produzindo Cl – Cl (fórmula 
estrutural plana) e Cl2 (fórmula molecular). A 
Figura 2 mostra a sua fórmula de Lewis, na qual 
verificamos o par de elétrons compartilhados.
Cl Cl
x
x
x
x
x
x
x
Figura 2 - Fórmula de Lewis para Cl2
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
A ligação covalente pode ocorrer, também, entre 
átomos de diferentes elementos, por exemplo, na 
molécula de água. O oxigênio (8O) necessita com-
partilhar dois elétrons para completar a Regra do 
Octeto, enquanto o hidrogênio (1H) compartilha 
um elétron para estabilizar sua eletrosfera. Por-
tanto, são necessários dois átomos de hidrogênio 
para estabilizar cada átomo de oxigênio. A fór-
mula molecular resultante é H2O. As Figuras 3 e 4 
apresentam, respectivamente, a fórmula estrutural 
plana e fórmula de Lewis para a água.
O
H
H
Figura 3 - Fórmula estrutural para H2O
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
O
H
Hxx
xx
x
x
Figura 4 - Fórmula de Lewis para H2O
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
A água, demonstrada nas Figuras 3 e 4, faz duas 
ligações covalentes, representadas de diversas ma-
neiras. A fórmula molecular é a forma mais sim-
plificada, na qual se mostra apenas quais e quantos 
átomos compõem a molécula. Quando os pares 
de elétrons são representados por traços, trata-se 
da fórmula estrutural plana (Figura 3), na qual se 
mostra o número de ligações e quais os átomos 
estão ligados. Finalmente, a fórmula de Lewis ou 
fórmula eletrônica (Figura 4) é representada por 
símbolos (“x” e “o”) e mostra os elétrons compar-
tilhados na ligação molecular.
Ligação Covalente 
Coordenada ou Dativa
Existem casos especiais de ligações covalentes, em 
que o par de elétrons compartilhados é provenien-
te apenas de um dos átomos que já está estável, por 
haver completado seu octeto. Esse tipo de ligação 
covalente é conhecido como coordenada ou dati-
va. Existem exemplos clássicos de moléculas que 
apresentam essa ligação, tais como monóxido de 
carbono (CO) e dióxido de enxofre (SO2).
No caso do monóxido de carbono (CO), o 6C 
possui configuração 1s2- 2s2 2p2, ou seja, possui 
4 elétrons na sua camada de valência. Segundo a 
Regra do Octeto, para ficar estável, precisa receber 
mais 4 elétrons, totalizando 8. Já o 8O apresenta 
configuração 1s2- 2s2 2p4, ou seja, possui 6 elé-
trons na camada de valência e precisa receber 2 
elétrons para ser estabilizado de acordo com a 
Regra do Octeto.
43UNIDADE 2
Desta forma, primeiramente, o carbono e o oxigênio compar-
tilham dois pares de elétrons para que o oxigênio fique estável. No 
entanto, o carbono permanece instável, com apenas 6 elétrons na 
camada de valência. Por isso, o oxigênio, que já está estável, com-
partilha um de seus pares de elétrons com o carbono, isto é, realiza 
uma ligação coordenada ou dativa, tornando-o estável. A Figura 5 
representa a fórmula de Lewis para a molécula de CO.
Na fórmula estrutural plana, a ligação covalente coordenada 
pode ser representada por um traço, assim como a ligação covalente 
comum (Figura 6).
Para o dióxido de enxofre (SO2), cada átomo de 16S (1s
2- 2s2 2p6- 
3s2 3p4) e 8O (1s2- 2s2 2p4) possuem 6 elétrons em suas camadas de 
valência, de modo que eles precisam receber 2 elétrons cada um. 
Inicialmente, o enxofre realiza duas ligações covalentes comuns, 
compartilhando dois pares de elétrons com um dos átomos de 
oxigênio, ficando ambos estáveis com 8 elétrons.
Entretanto, o outro átomo de oxigênio não está estável, por isso, 
o enxofre compartilha um par de seus elétrons com o segundo oxi-
gênio por meio de uma ligação covalente coordenada ou dativa. A 
fórmula de Lewis e a fórmula estrutural plana para o SO2 podem 
ser verificadas nas Figuras 7 e 8, respectivamente.
De modo geral, as ligações iônica e covalente apresentam dife-
renças significativas, que são resumidas no Quadro 1.
C O
Figura 5 - Fórmula de Lewis para CO
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
C O
112.8 pm
Figura 6 - Fórmula estrutural plana 
para CO
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
O S O
Figura 7 - Fórmula de Lewis para SO₂
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
S OO
Figura 8 - Fórmula estrutural plana 
para SO₂
Fonte: De Boni e Goldani (2007).
Quadro 1 - Ligação Iônica versus Ligação Covalente
Ligação Iônica Ligação Covalente
Ocorre entre metal e não metal Ocorre entre não metal e não metal
Transferência de elétrons Compartilhamento de elétrons
Elevados pontos de fusão e ebulição Baixos pontos de fusão e ebulição
Conduz corrente elétrica Não conduz corrente elétrica
Formam retículos cristalinos Formam moléculas
Sólidos a temperatura ambiente Sólidos, líquidos ou gases a temperatura ambiente
Fonte: De Boni e Goldani (2007, p. 133).
44 Ligações Químicas e Soluções
Geometria Molecular
De acordo com Feltre (2004a), o modo como os 
átomos de uma molécula estão arranjados no 
espaço influencia muitas de suas propriedades 
físicas e químicas, por exemplo o ponto de fusão 
e ebulição. Nos sistemas biológicos, como o or-
ganismo humano, as reações químicas que nos 
mantêm vivos dependem de um entrelaçamento 
muito preciso entre as moléculas. Desta forma, a 
compreensão da geometria molecular e dos fato-
res que a afetam é de grande importância para a 
nossa compreensão química.
Em uma molécula composta de um átomo cen-
tral ligado covalentemente a vários átomos perifé-
ricos, as ligações e os pares de elétrons isolados se 
orientam de maneira que as repulsões elétron-elé-
tron sejam as menores possíveis, enquanto que as 
atrações elétron-núcleo são as maiores possíveis. O 
método que determina essa orientação é chamado 
Repulsão entre os Pares Eletrônicos da Camada 
de Valência ou Método VSEPR.
A ligação covalente ocorre pelo compartilha-
mento de pares eletrônicos nas cama-
das de valência dos átomos. Esses 
pares são chamados de “pares 
eletrônicos ligantes”. Por exem-
plo, no caso do CH4, temos qua-
tro pares ligantes, pois os quatro 
elétrons da camada de 
valência do carbono 
(átomo central) 
estão ligados aos 
quatro átomos 
de hidrogênio 
(átomos periféri-
cos), mostrado na 
Figura 9.Figura 9 - Molécula de CH4
No entanto, em muitos casos, alguns pares de 
elétrons sobram na camada de valência sem par-
ticiparem de ligação alguma, sendo chamados de 
“pares eletrônicos livres” ou “pares não ligantes”. 
Isso ocorre no caso da H2O, por exemplo, pois o 
átomo de oxigênio possui seis elétrons na cama-
da de valência, mas apenas dois participam das 
ligações com os dois hidrogênios, restando quatro 
elétrons, ou dois pares de elétrons, sem se ligarem, 
como mostrado na Figura 10.
H H
O
H H
O
Figura 10 - Molécula de H2O
Segundo o Método VSEPR, ao redor do átomo 
central, os pares eletrônicos ligantes e os não li-
gantes se repelem, tendendo a ficar tão afastados 
quanto possível. Com o afastamento máximo, a 
repulsão entre os pares eletrônicos será mínima e, 
portanto, a estabilidade da molécula será máxima.
Essa teoria explica as estruturas espaciais 
de muitas moléculas, pois considera que todas 
as moléculas possuem formas que podem ser 
consideradas como derivadas de um conjunto 
básico de seis geometrias diferentes, indicadas 
na Figura 11. 
45UNIDADE 2
As geometrias observadas dependem do número de átomos constituintes das moléculas.
a. Moléculas com 2 átomos ao redor do átomo central: apresentam estrutura linear plana. Exem-
plos: BeH2, CO2, BeF2, CS2.
b. Moléculascom 3 átomos ao redor do átomo central: apresentam estrutura trigonal plana. 
Exemplos: BF3, SO3, BCl3.
c. Moléculas com 4 átomos ao redor do átomo central: apresentam estrutura espacial tetraédrica. 
Exemplos: CH4, CCl4, SiF4.
d. Moléculas com 5 átomos ao redor do átomo central: apresentam estrutura espacial de bipirâmide 
trigonal (de base triangular). Exemplos: PCl5, MoCl5.
e. Moléculas com 6 átomos ao redor do átomo central: apresentam estrutura espacial octaédrica 
(bipirâmide de base quadrada). Exemplos: SF6, CrCl6
3-.
f. Moléculas com 7 átomos ao redor do átomo central: apresentam estrutura espacial de bipirâ-
mide pentagonal.
Trigonal plana
3 ligantes
Tetraédrica
4 ligantes
Linear
2 ligantes
Octaédrica
6 ligantes
Bipirâmide pentagonal
7 ligantes
Bipirâmide trigonal
5 ligantes
Figura 11 - Modelo VSEPR
46 Ligações Químicas e Soluções
Os metais não exercem forte atração pelos elé-
trons de sua camada de valência, apresentando 
tendência a doar seus elétrons e tornarem-se cá-
tions. Esses elétrons perdidos permanecem livres, 
sendo atraídos por outros átomos metálicos que 
perdem seus elétrons, e assim por diante. Dessa 
forma, os metais apresentam uma estrutura eletri-
camente neutra, e um metal sólido é constituído 
por átomos metálicos (cátions) em posições or-
denadas com seus elétrons de valência livres para 
se movimentar por todo o metal.
De acordo com Feltre (2004a), os metais obe-
decem ao chamado Modelo do mar de elétrons, 
no qual existe um amontoado organizado de íons 
metálicos positivos (cátions) mergulhados em um 
“mar de elétrons livres”. A Regra do Octeto não 
explica a ligação metálica.
Ligação 
Metálica
47UNIDADE 2
Os metais apresentam propriedades características, tais como: brilho característico, elevada conduti-
vidade elétrica e térmica, altos pontos de fusão e ebulição, elevada densidade, maleabilidade (facilidade 
para se transformar em lâminas), ductibilidade (facilidade para se transformar em fios) e resistência 
à tração, no caso do ferro sob a forma de aço em cabos de elevadores.
As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo, ainda, incluir não metais, mas sem-
pre com predominância dos elementos metálicos. Na produção de ligas metálicas, os componentes 
metálicos e não metálicos são fundidos, em seguida, resfriados e solidificados. O produto formado 
apresenta propriedades físicas e químicas muito diferentes de seus metais puros, tornando-se mais 
resistentes para aplicações práticas em geral. As ligas de maior aplicação no nosso cotidiano são 
o aço comum (liga de ferro e carbono), o aço inoxidável (liga de ferro, carbono, cromo e níquel), o 
bronze (liga de cobre e estanho), entre outras.
Fonte: Feltre (2004a).
Tenha sua dose extra de conhecimento assistindo ao vídeo. Para acessar, use 
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48 Ligações Químicas e Soluções
As soluções estão presentes todos os dias em nosso 
cotidiano, como quando preparamos um café, um 
leite com achocolatado ou quando adicionamos 
açúcar ou sal a qualquer alimento ou bebida. Na 
visão da química, essas soluções que preparamos 
em nossa cozinha podem ser diferenciadas quan-
to à quantidade de líquido e de sólido misturados 
e quanto ao aspecto final da solução preparada.
Definição de Dispersões
Para definirmos as dispersões, realizaremos duas 
misturas: na primeira, vamos misturar água e sal 
de cozinha; na segunda, água e areia, ilustradas na 
Figura 12. Podemos verificar que obtemos uma 
mistura homogênea no primeiro caso e uma mis-
tura heterogênea no segundo experimento.
Soluções 
49UNIDADE 2
Água e Sal comum
(Mistura Homogênea)
Água e Areia
(Mistura Heterogênea)
Figura 12 - Misturas homogênea e heterogênea
Fonte: Feltre (2004b).
Dizemos que o sal se dissolveu completamente na 
água, mas a areia não se dissolveu. No primeiro, 
caso, temos uma dissolução total, enquanto no 
segundo caso, obtemos a separação total. Entre-
tanto, pode haver casos intermediários entre as 
duas situações apresentadas.
Se misturarmos água com partículas de diver-
sos tamanhos e densidades e deixarmos o sistema 
em repouso por um tempo determinado, podemos 
encontrar partículas depositadas no fundo e a pre-
sença de partículas que permanecem em solução, 
deixando-a turva, conforme mostra a Figura 13.
Água Turva
Partículas
Pequenas
Partículas
Grandes
Figura 13 - Separação das partículas
Fonte: Feltre (2004b).
Na ilustração, observamos a presença de camadas 
de partículas sedimentadas. As partículas maiores 
são as primeiras a se depositarem, seguidas pelas 
partículas intermediárias, e assim gradativamen-
te, enquanto algumas partículas menores e de bai-
xa densidade não se depositam e permanecem em 
solução, deixando a água turva.
Segundo Feltre (2004b, p. 2), esse experimen-
to nos apresenta a definição de dispersão, pois 
dizemos que 
 “
[...] dispersão representa um sistema no 
qual uma substância chamada fase disper-
sa está disseminada na forma de pequenas 
partículas, em uma segunda substância, o 
dispersante.
De acordo com o tamanho das partículas da fase 
dispersa em nanômetros (1 nm = 10-9m), as dis-
persões são divididas em soluções verdadeiras 
(entre 0 e 1 nm), soluções coloidais (entre 1 e 1.000 
nm) e suspensões (acima de 1.000 nm).
É importante lembrar que as soluções verda-
deiras são chamadas simplesmente de “soluções”.
Em 1861, o cientista Thomas Graham realizou 
experimentos com amido, cola e açúcar em água. 
Ele colocou essas misturas em sacos de pergami-
nho e mergulhou-os em água, observando que, 
no caso do açúcar, a membrana do pergaminho 
era atravessada facilmente, enquanto as subs-
tâncias pegajosas, como o amido e a cola, pra-
ticamente não passavam pela membrana. Essa 
característica da cola e do amido deram origem 
ao nome coloide, pois em grego significa cola. Na 
realidade, essas partículas não atravessaram a 
membrana porque formaram agregados maiores 
do que as moléculas e íons comuns. 
Fonte: adaptado de Novais (1993).
 
50 Ligações Químicas e Soluções
Definição de Solução
Soluções são misturas homogêneas que podem ser obtidas a partir da mistura de duas ou mais substân-
cias. O componente presente em menor quantidade recebe o nome de soluto, enquanto o componente 
presente em maior quantidade é chamado de solvente.
Na mistura homogênea composta de água e sal, ilustrada na Figura 12, temos que o soluto é o sal, 
e o solvente, a água.
Classificação das Soluções
Para Novais (1993), normalmente associamos o termo “solução” a um sistema líquido, e isso se deve 
ao fato da natureza possuir grande quantidade de água e ela ser capaz de dissolver muitas substâncias. 
Frequentemente, nos deparamos com muitas soluções líquidas, como a mistura de água com açúcar 
comum (sacarose), a mistura de água com álcool (etanol), a água do mar etc.
O ar que respiramos, livre de partículas em suspensão, consiste num exemplo de solução gasosa, 
enquanto ligas muito aplicadas na indústria, como o aço, consiste em uma solução sólida.
Concentração de Soluções
Para Usberco e Salvador (2001), o termo “concentração” de uma solução representa a razão entre a 
quantidade de soluto e a quantidade de solvente, ou da solução total. Essas quantidades podem ser 
expressas em unidades de massa (g, kg), de volume (mL, L) ou, ainda, em mols, de modo que existem 
várias formas de representar uma concentração.
Convencionamos usar o índice 1 para soluto, índice 2 para solvente e sem índice para a solução total.
Concentração comum (C)
A forma mais comum de expressarmos concentração relaciona a massa de soluto (em gramas) por 
volume (em litros) de solução que, nesse caso, é igual ao volume do solvente, sendo sua unidade em g/L.
 
C Massa do soluto gramas
Volume do solvente litros
C m
V
= → =
( )
( )
1
 
51UNIDADE 2
Para exemplificar, consideremos a adição de 20 g de sal comum (NaCl) em 1 L de água. O soluto é 
representado pelo NaCl e o solvente ou solução consiste na água, como indicado na Figura 14.
C ou C g L= =
20
1
20
1 L de Solução
20 gde NaCl
Figura 14 - Concentração comum
Fonte: Feltre (2004b).
No exemplo dado, obtemos a concentração de 20 g/L. Além da unidade g/L, a concentração também 
pode ser expressa de outras formas, pois a massa pode ser dada em mg, o volume em mL etc.
Concentração Molar ou Molaridade ( )
A unidade mol é amplamente utilizada para expressar quantidade de matéria, de modo que foi desen-
volvida uma concentração que relaciona a quantidade de soluto dada em mols por litro de solução 
ou solvente. Desta forma, temos:
 
M Quantidade de Soluto mols
Volume da Solução litros
M n
V
= → =
( )
( )
1
 
Para exemplificar, consideremos a adição de 0,5 mol de açúcar em 1 litro de água, ou 1 litro de solução, 
mostrado na Figura 15. A molaridade dessa mistura é dada em mol/L.
M ou M mol L= =
0 5
1
0 5, ,
1L de Solução
0,5 Mol de
Açúcar
Figura 15 - Concentração molar
Fonte: Feltre (2004b).
O número de mols do soluto (n1) pode ser expresso como a razão entre a massa do soluto (m1) e a 
massa molar do soluto (M1). A concentração molar pode, então, ser determinada de outra forma:
 
M m
M V
= 1
1
 
52 Ligações Químicas e Soluções
Fração molar (x)
A fração molar do soluto (x1), em uma solução, é o quociente entre a quantidade de mols do soluto 
(n1) e a quantidade total de mols na solução, ou seja, soluto + solvente (n1 + n2).
Analogamente, a fração molar do solvente (x2), em uma solução, é o quociente entre a quantidade 
de mols do solvente (n2) e a quantidade total de mols na solução, soluto + solvente (n1 + n2).
Por se tratarem de razões entre número de mols, as frações são medidas de concentração sem 
unidade e variam entre 0 e 1.
x n
n n
e x n
n n1
1
1 2
2
2
1 2
=
+
=
+
 
Concentração molal ou Molalidade (W)
Molalidade é a concentração que relaciona a quantidade de soluto (n1 em mols) existente em 1 kg de 
solvente (m2). Diferentemente das concentrações abordadas anteriormente, a molalidade relaciona a 
quantidade de soluto apenas à quantidade de solvente.
Para obter a expressão da molalidade, fazemos a seguinte relação: 
O número de mols do soluto (n1) pode ser calculado por m1/M1, resultando, então:
 
W m
m M
=
1 000 1
2 1
. 
Diluição de Soluções
A diluição consiste em adicionar a uma solução uma quantidade do seu próprio solvente puro. Con-
sideremos a ilustração da Figura 16.
Solvente Puro
Solução Inicial
Solução
Final
Solução mais
concentrada
Solução mais
diluída
m
C
V
1 m
C’
V’
1
Figura 16 - Diluição de solução
Fonte: Feltre (2004b).
53UNIDADE 2
Na Figura 16, observamos dois recipientes em si-
tuações distintas. O primeiro possui uma solução 
mais concentrada, com a concentração C, a massa 
de soluto m1 e o volume da solução V, na qual está 
sendo adicionada uma porção de solvente puro. 
A solução final apresenta a mesma massa de so-
luto m1, mas o volume da solução foi aumentado, 
passando para V´, assim como a concentração da 
solução diminuiu e tornou-se C´.
Podemos representar as duas condições ob-
servadas da seguinte forma:
 
Solução inicial C m
V
m VC
Solução final C m
V
m V C
:
: '
'
' '
= → =
= → =
1
1
1
1
 
Podemos igualar a massa de soluto (m1) na solu-
ção inicial e solução final, pois sua quantidade se 
manteve constante. Obtemos, então:
VC V C= ' ' 
Essa expressão nos mostra que quando o volume 
da solução aumenta (de V para V´), consequen-
temente a concentração da solução diminui (de 
C para C´), na mesma proporção, pois volume e 
concentração são inversamente proporcionais.
Na prática, essa expressão nos mostra que 
concentrar (aumentar a concentração) e diluir 
(aumentar o volume) são operações inversamente 
proporcionais.
Saturação de Soluções
Consideremos a mistura homogênea composta por 
água e sal da Figura 12. Na ilustração apresentada, 
temos uma mistura homogênea, na qual todo o sal, 
denominado soluto, está dissolvido no solvente, a 
água. Entretanto, se continuarmos adicionando 
mais sal à solução, verificamos que, em um deter-
minado momento, o sal em excesso deixará de ser 
dissolvido e vai se depositar no fundo do recipiente. 
Nesse instante, obteremos uma solução saturada 
ou que atingiu o ponto de saturação.
O ponto de saturação é determinado pelo grau 
de solubilidade do soluto no solvente e depende 
do soluto, do solvente e das condições do experi-
mento, tais como temperatura e pressão do siste-
ma, no caso de misturas com gases.
O grau de solubilidade, por sua vez, representa a 
quantidade de uma substância necessária (em gra-
mas geralmente) para saturar uma quantidade pa-
drão (geralmente 100 g, 1.000 g ou 1 L) de solvente, 
em condições específicas de temperatura e pressão.
Quando o grau de solubilidade é muito ele-
vado, tendendo ao infinito, dizemos que o soluto 
é totalmente solúvel no solvente. Por outro lado, 
se o grau de solubilidade do soluto for próximo 
de zero, temos um soluto praticamente insolúvel 
no solvente.
Se considerarmos uma mistura de dois líqui-
dos, dizemos que os líquidos são imiscíveis se o 
grau de solubilidade for próximo de zero, como 
observado com a mistura entre água e óleo. Em 
contrapartida, consideramos dois líquidos total-
mente miscíveis quando o grau de solubilidade 
tende ao infinito, ou seja, as duas substâncias se 
misturam em qualquer proporção, como ocorre 
com a mistura entre água e álcool.
Com base na definição do ponto de satura-
ção das soluções, podemos classificá-las como 
soluções insaturadas ou não saturadas (menos 
soluto do que aquele estabelecido pelo grau de 
solubilidade), soluções saturadas (que atingiram 
o grau de solubilidade) e soluções supersaturadas 
(que ultrapassaram o grau de solubilidade).
Muitas vezes, é possível distinguir os três tipos 
de soluções apenas com a observação visual, como 
indicado na Figura 17.
54 Ligações Químicas e Soluções
Adição 
de Soluto
Na solução
não saturada,
o soluto se
dissolve
Na solução
saturada, o
soluto não se
dissolve
Na solução
supersaturada,
há precipitação 
do soluto excedente
Corpo 
de Fundo
ou
Corpo 
de Chão
Figura 17 - Classificação das soluções
Fonte: Feltre (2004b).
Como a própria ilustração mostra, na solução insaturada do re-
cipiente à esquerda, todo o soluto está completamente dissolvido, 
pois o ponto de saturação ainda não foi atingido. No recipiente do 
meio, podemos encontrar parte do soluto não dissolvido, chamado 
de “corpo de fundo”, pois a solução atingiu o ponto de saturação. Já 
no recipiente à direita, podemos ver maior concentração de soluto 
não dissolvido, denominado “corpo de chão”, porque a solução está 
supersaturada, ou seja, a concentração do soluto ultrapassou o ponto 
de saturação, e o solvente não pode dissolver o soluto excedente.
55UNIDADE 2
O comportamento das soluções depende de vários 
fatores, sendo um deles a relação entre as quanti-
dades de soluto e solvente, o que resulta em tipos 
diferentes de solução. Essas informações podem 
ser melhor exploradas em gráficos, denominados 
“Curvas de solubilidade”.
Regra de Solubilidade
Antes de detalharmos as regras de solubilidade, 
é necessário definirmos o conceito de polaridade 
das moléculas. A polaridade das moléculas é uma 
propriedade que resulta da diferença de eletro-
negatividade entre os elementos químicos que 
compõem a molécula, gerando polos com cargas 
contrárias em sua estrutura. Quando há diferença 
de eletronegatividade significativa na molécula, 
dizemos que se trata de uma molécula polar, e 
quando não há diferença de eletronegatividade 
na molécula, temos, então, uma molécula apolar.
Curvas 
de Solubilidade
56 Ligações Químicas e Soluções
Os compostos iônicos formados por ligação 
iônica são polares, mas as moléculas obtidas por 
ligação covalente podem ser polares ou apolares, de-
pendem dos seus elementos químicos constituintes.
De forma geral, verificamos que um soluto po-
lar se dissolve em um solvente polar, enquanto um 
soluto apolar deve se dissolver em um solvente 
apolar. Em outras palavras, costuma-se dizer que 
“semelhante dissolve semelhante”.
Podemos