Mineralogia do Solo: Conceitos Básicos

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE VIÇOSA 
CENTRO DE CIÊNCIAS AGRARIAS 
DEPARTAMENTO DE SOLOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MINERALOGIA DO SOLO 
 
 
 
 
Mauricio Paulo Ferreira Fontes 
Professor Titular 
Departamento de Solos 
Universidade Federal de Viçosa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VIÇOSA - MG 
2006 
 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Raffiniert ist der Herr Gott, aber boshaft ist er nicht. 
Die Natur verbirgt iht Geheimmis durch die 
Erhabenheit ihres Wesens, aber nicht durch List” 
 
“O Senhor é sutil, mas não malicioso. A natureza 
não esconde os seus segredos por malícia, mas 
sim por causa de sua própria altivez” (Albert 
Einsten). 
 2 
Introdução 
 
 Mineralogia é um dos mais antigos ramos organizados das ciências da 
Terra. Por definição mineralogia é o estudo das substâncias cristalinas que 
ocorrem naturalmente, chamadas minerais. O conhecimento de como esses 
minerais são, onde eles ocorrem e como eles são formados, é de vital 
importância para o entendimento da maioria dos materiais usados pela nossa 
civilização. Nos dias de hoje, a exploração das riquezas minerais e as 
descobertas de novos usos para os minerais em ciência e tecnologia são 
algumas das causas primordiais do desenvolvimento alcançado pelo homem. 
 A mineralogia do solo é hoje uma parte dessa ciência que tem evoluído 
bastante e que a cada dia mais se consolida como apoio de vários ramos das 
ciências da Terra. O solo é a capa mais superficial da crosta terrestre e é o 
meio onde crescem as plantas. É também onde o homem constrói suas 
edificações e estradas e onde se depositam quase todos os seus lixos e 
rejeitos. Conseqüentemente, o solo constitui na parte da crosta terrestre com 
ligação mais íntima com a vida do homem. 
 Assim, o estudo do solo e por extensão da mineralogia do solo tem 
importância fundamental nos campos da agricultura, geotecnia (engenharia 
civil) na ecologia, na preservação do meio ambiente, etc. 
 
Conceito Básico 
 Por ser o mineral o principal objeto de estudo da mineralogia do solo, é 
importante uma definição ou conceituação básica a seu respeito. 
"mineral é um sólido homogêneo; formado por processos inorgânicos; com 
composição química que varia dentro de limites definidos e que pode ser 
expressa por uma fórmula química; que apresenta estrutura interna 
carcterizda por um arranjo atômico ordenado e que ocorre naturalmente na 
crosta terrestre" 
 Dissecando-se este conceito vê-se que o sólido homogêneo significa 
que o mineral é uma substância simples, que não pode ser fisicamente 
 3 
subdividida em compostos químicos mais simples e, ao mesmo tempo, 
permite distingui-lo da maioria das rochas, que naturalmente são 
heterogêneas. A sua natureza sólida exclui os líquidos e gases da 
possibilidade de serem minerais. Ao se considerar a formação por processos 
inorgânicos tenta-se separar os compostos formados organicamente, mesmo 
que, em alguns casos a composição do material orgânico formado seja 
estritamente igual a um mineral formado inorganicamente. Composição 
química definida é a característica que diz que o mineral pode ser expresso 
por uma fórmula química específica. O importante de se salientar, contudo, é 
que isso não implica necessariamente que seja uma fórmula química fixa. Um 
exemplo importante é o do grupo das olivinas de fórmula (Mg, Fe)2SiO4 onde 
as quantidades de Mg e Fe são variáveis entre os membros finais da série, 
que são forsterita (Mg2SiO4) e a faialita (Fe2SiO4). O arranjo atômico regular 
implica na presença de uma estrutura interna na qual os átomos ou íons se 
dispõe de modo ordenado, o que caracteriza o material cristalino. E por 
último, mas não menos importante é a característica de ocorrer naturalmente 
na crosta terrestre, o que permite distingüí-los de substâncias produzidas 
pelo homem em laboratório. No caso de especimens produzidos em 
laboratório o nome sintético deve sempre se associar ao nome do mineral do 
qual o sintético foi baseado. Por exemplo, goethita é o mineral de Fe que 
aparece naturalmente em muitos solos na crosta terrestre ao passo que 
goethita sintética é o material de mesma formulação química e estrutural, 
mas que é produzida em laboratório. 
 
Química Cristalina – conceitos básicos 
 Para o completo entendimento dos minerais é importante que se 
considere a sua composição química, que influenciará diretamente em várias 
de suas propriedades, mas também é importante o arranjo geométrico dos 
átomos ou íons que o constituem e a natureza das forças elétricas que os 
unem. 
 4 
 A cristalografia química é o ramo da ciência que une todos esses 
conhecimentos e para se iniciar nesse campo de estudos se torna 
conveniente uma discussão da estrutura atômica da matéria. 
 
Átomo 
 O átomo é a menor subdivisão da matéria que mantêm as 
características dos elementos. A primeira teoria sólida que buscou explicar o 
átomo pode ser chamada de Rutherford-Bohr. De acordo com esta teoria, 
desenvolvida no início do século XX, o átomo consiste em um núcleo, que 
carrega a carga positiva e que contribui com, praticamente, toda a massa do 
átomo e uma nuvem extra nuclear de carga negativa. O núcleo é constituído 
por prótons cada um carregando uma unidade de carga positiva e nêutrons, 
que são partículas eletricamente neutras. A nuvem extra nuclear é constituída 
por elétrons, cada um carregando uma unidade de carga negativa e de 
massa desprezível. O número de prótons é chamado de número atômico Z 
que é o mesmo número de elétrons que rodeiam o núcleo conferindo 
neutralidade elétrica ao átomo em estado padrão. Nesse modelo inicial de 
átomo, os elétrons se arranjariam em camadas em torno do núcleo, assim 
como os planetas giram em torno do Sol. Para explicar o modelo pleiteava-se 
que, se por um lado havia uma força atrativa entre a nuvem eletrônica e o 
núcleo que tenderia a puxar os elétrons para o núcleo, por outro lado havia a 
força centrífuga atuando nos elétrons que contrabalançaria a força atrativa. 
Nesta explicação, contudo, existia um problema básico importante, pois, de 
acordo com os princípios físicos conhecidos até aquele momento (início do 
século), o átomo com esta estrutura não seria estável. Ainda de acordo com 
a física clássica, um sistema que consistisse de uma partícula carregada 
negativamente se movendo com respeito à outra partícula carregada 
positivamente irradiaria essa energia continuamente. Em outras palavras, os 
elétrons perderiam energia, paulatinamente, e se moveriam em órbitas cada 
vez menores até cair dentro do núcleo. Para explicar porque isso não ocorria, 
 5 
físico dinamarquês Bohr postulou que a energia dos elétrons não variava, 
mas era restrita a um número limitado de valores individuais. Ele demonstrou, 
então, que a energia dos elétrons era "quantificada" ou "quantizada" em 
diferentes níveis pré-determinados e o elétron para passar a um nível mais 
alto de energia teria que receber energia ou para passar a um nível mais 
baixo teria que liberar energia. Na prática, começava a se estabelecer de 
maneira mais consistente a “teoria quântica”, que estava sendo desenvolvida. 
 
 
 
Figura 1 - Modelo atômico de Bohr: elétrons giram em torno do núcleo em 
camadas com níveis de energia especificados. 
 
 Assim, em todos os elementos químicos, a começar pelo hidrogênio, os 
elétrons se distribuem por camadas designadas pelas letras K, L, M, N, ..., 
etc., caracterizadas por um número, chamado “número quântico principal” 
simbolizado por n, sendo n = 1, 2, 3, 4, ...∞. O número quântico principal, 
função da distância dos elétrons a partir do núcleo, reflete os diferentes 
níveis de energia de cada uma das camadas (K, L, M, N, ...) e pode assumir 
valores inteiros positivos variando de 1 a infinito. O número máximo de 
elétrons permitido em cada camada é dada por 2 n², assim: 
 6 
 
 
Camada K L M N O P Q ... 
n 1 2 3 4 5 6 7 ...Num. max. eletrons 2 8 18 32 50 72 98 ... 
 
Esse modelo atômico foi satisfatório para explicar o átomo de 
hidrogênio, mas átomos com mais elétrons se tornava mais complexo e se 
fez necessário a introdução de novas grandezas quânticas. Na definição 
destas novas grandezas quânticas uma importante contribuição veio dos 
cientistas que demonstraram que os elétrons não se comportavam como 
partículas cujas posições podem ser determinadas, mas que os elétrons 
tinham propriedades idênticas às das ondas. Isso foi bem expresso pelo 
princípio de incerteza do cientista alemão Heisenberg que diz: "é impossível 
de se determinar acuradamente, ambos, o momento e a posição de um 
elétron, simultaneamente". Esse princípio demonstra que o mais 
acuradamente que se medir o momento de um elétron em movimento, menos 
acuradamente se medirá a sua posição e vice-versa. Assim, desde que a 
posição exata e a direção de um elétron não podem ser determinadas, o 
melhor que se pode fazer é falar na probabilidade de se encontrar um elétron 
em uma dada posição dentro do átomo. 
 A partir daí, Schrödinger consolidou o modelo teórico da "mecânica 
quântica" que relaciona a probabilidade de se encontrar um elétron a um 
determinado tempo, em um local específico, à massa e à energia potencial 
da partícula naquele tempo e espaço através de uma função de onda. Para 
se especificar completamente um elétron em um espaço tridimensional são 
necessários três números quânticos. Esses números vêm da solução da 
equação de Schrödinger e são os parâmetros específicos para a formulação 
matemática da função de onda. O primeiro número quântico, definido antes 
como principal e simbolizado por n, indica a distância mais provável do 
núcleo de se encontrar um elétron. Mas como elétrons com o mesmo número 
 7 
quântico principal podem possuir diferentes energias, introduziu-se, então, o 
segundo número quântico que foi chamado de número quântico secundário 
ou azimutal. Esse número recebeu o símbolo ℓ e define as subcamadas 
dentro de cada camada. Ele pode assumir valores de 0 até n-1. Elétrons em 
subcamadas ℓ = 0, 1, 2 e 3 são normalmente chamados elétrons s, p, d, f 
respectivamente. As letras que designam as subcamadas são as iniciais dos 
termos espectroscópicos em inglês sharp (s), principal (p), diffuse (d) e 
fundamental (f). Os elétrons que estão presentes em uma mesma subcamada 
tem energias semelhantes, mas aqueles que estão em subcamadas 
diferentes tem energias substancialmente diferentes. Dentro de uma mesma 
camada a energia dos elétrons cresce na ordem s < p < d < f. Embora valores 
de ℓ maiores que 3 sejam possíveis, elétrons com ℓ maior que 3 não são 
encontrados espontaneamente. 
 Os elétrons têm também um momento magnético, o que se traduz em 
diferentes energias quando dentro de um forte campo magnético. Assim, para 
um determinado momento magnético pode-se associar um vetor que 
apresenta orientação espacial e recebe a denominação de terceiro número 
quântico ou número quântico magnético, simbolizado por m. Para um dado 
valor de ℓ, o número quântico m pode assumir 2ℓ + 1 valores, variando de -ℓ, 
..., 0, ..., + ℓ. O número quântico magnético caracteriza o orbital atômico, que 
pode ser definido como o espaço ou a trajetória mais provável de se 
encontrar um elétron ao redor do núcleo. Em cada subcamada existirão 
tantos orbitais quanto 2ℓ + 1: 
 
Subcamada s p d f 
ℓ 0 1 2 3 
n° de orbitais (m) 1 3 5 7 
Posteriormente se demonstrou que o elétron pode ser considerado 
como uma carga específica que gira em torno do seu eixo central, originando 
um movimento de rotação própria. Como o movimento pode ser em sentido 
horário ou anti-horário houve a necessidade da introdução de um quarto 
 8 
número quântico ou o número de spin ou de rotação, simbolizado por s e 
que pode assumir valores +½ e -½. 
Em conjunto, os números quânticos especificam o endereço de todo e 
qualquer elétron dentro do átomo, permitindo-se estabelecer a regra 
conhecida como o princípio de exclusão de Pauli, que diz: qualquer elétron 
no átomo pode ser unicamente descrito pelos valores de n, ℓ, m e s e não 
mais que um elétron no átomo pode apresentar os mesmos números 
quânticos. O segundo e terceiro números quânticos (ℓ e m) determinam a 
forma geral e a orientação da região na qual o elétron se move e em menor 
escala a sua energia. Como as subcamadas s e p são importantes no 
comportamento de alguns elementos no estudo dos minerais, elas serão 
melhor discutidas a seguir. A subcamada s possui uma orbital atômica com 
forma esférica e a subcamada p possui três orbitais de formas diferentes 
conforme Figura 2a e 2b. 
 
 
Figura 2. Orbitais atômicos da subcamada s (a) da subcamada p (b). 
 
 
Hibridização 
 9 
 O conceito de hibridização foi desenvolvido por Linus Pauling em 1935 
e diz que orbitais atômicos diferentes podem se combinar formando novos 
orbitais que contem as características combinadas dos orbitais originais. 
Esses novos orbitais são chamados híbridos. Como regra geral, a 
hibridização produzirá um número de orbitais igual à soma de número de 
orbitais envolvidas no processo. Por exemplo, a combinação de um orbital s 
com um orbital p dará origem a dois orbitais híbridos chamados orbitais sp. 
A combinação de um orbital s com dois orbitais p forma três orbitais sp2. O 
superscrito indica o número de orbitais do tipo entrando na hibridização. 
 A situação mais comum e de maior importância no estudo da 
mineralogia é a combinação de um orbital s com três orbitais p para formar 
quatro orbitais sp3. De acordo com cálculos de mecânica quântica os quatro 
orbitais formados são exatamente equivalentes uns aos outros e são 
arranjados no espaço de modo que as partes arredondadas dos orbitais 
apontam para os vértices de um tetraedro regular. 
 Na formação dos orbitais híbridos a energia dos elétrons das camadas 
s e p que antes eram de níveis de energia diferentes (s < p) passam a ter no 
orbital híbrido o mesmo nível de energia. Por isso mesmo podem participar 
de ligações químicas com o mesmo grau de envolvimento. 
 
 
 
 10 
 
 
 Elementos onde o aparecimento da hibridização sp3 é importante são o 
carbono, silício e o germanio. O carbono é o exemplo, sem dúvida, mais 
estudado e evidências experimentais demonstram que as quatro ligações do 
metano (CH4) são apontadas para os vértices de um tetraedro regular e são 
exatamente iguais em termos de comprimento e força. 
 
 
 
Tabela Periódica 
 A tabela periódica dos elementos químicos depende essencialmente de 
sua configuração eletrônica. A tabela periódica não é apenas uma tabulação 
dos elementos mas o resultado de um ordenamento sistemático das 
propriedades químicas básicas que dependem do número total de elétrons 
constituintes do átomo e da natureza dos elétrons externos ou também 
chamados elétrons de valência. O número total de elétrons interfere no 
tamanho de átomos e íons e conseqüentemente influencia na distribuição dos 
 11 
elementos em locais específicos, cristalograficamente falando, na estrutura 
dos minerais. Os elétrons de valência, por sua vez, são os elétrons 
disponíveis para ligações químicas o que influencia sobremaneira na 
cristalização e na formação de diferentes compostos cristalinos. 
 O ordenamento eletrônico que se inicia com o elemento H é de tal 
forma que os elétrons tendem, naturalmente, a ocupar os estados de mais 
baixo nível de energia. Assim, uma representação esquemática dos níveis de 
energia, em termos relativos, dos diferentes orbitais atômicos é apresentada 
na Figura 3. 
 
 
Figura 3 - Níveis de energia em relação aos orbitais atomicos 
 
 Isso gera uma configuração eletrônica para cada elemento que compõe 
a tabela periódica. 
 O ordenamento sistemático na tabela periódica se dá de modo a 
mostraros elementos arranjados em linhas, que são os chamados períodos, 
que são preenchidos em função do aumento do número atômico dos 
elementos em seu estado padrão. Quando cada uma das camadas, definidas 
pelo número quântico principal, é completadas com os seus elétrons 
 12 
constituintes, nova linha é iniciada. Desta maneira, observa-se que os 
elementos de uma dada coluna formam os chamados grupos, que 
apresentam propriedades semelhantes por possuírem estrutura eletrônica 
semelhante. O elemento hidrogênio, com um simples elétron, inicia o 
preenchimento da tabela periódica, sua configuração é representada por 1s1. 
O hélio (He) com dois elétrons encerra o primeiro período e preenche toda a 
camada K sendo representado por 1s². Daí para frente cada período começa 
com o preenchimento de uma nova camada externa e termina apenas quando 
essa camada tem oito elétrons. O lítio que é o terceiro elemento inicia o 
segundo período e o terceiro elétron tem que ocupar o orbital s da camada L 
que é de maior energia e mais elétrons são adicionados aos outros 
elementos até formar o total de oito na camada L que é o neon, representado 
por 1s² 2s² 3p6. Um aspecto importante que ocorre nesse período e que 
também afeta outros elementos é o que ocorre com o carbono. O elemento 
imediatamente anterior a ele é o B que tem a configuração eletrônica igual a 
1s² 2s² 2px1. Para formar o C mais um elétron é adicionado e, de acordo com 
a regra da máxima multiplicidade de Hund, todos os orbitais livres tem que 
ser ocupados por um elétron simples antes que se inicie o emparelhamento 
de elétrons dentro do orbital inicial. Assim sendo, no caso do C o próximo 
elétron entra no orbital py, gerando uma configuração 1s² 2s² 2px1 2py1. 
 O terceiro período se preenche de modo similar aos dois primeiros, 
mas o quarto período e os subseqüentes apresentam peculiaridades. O 
quarto período se inicia com o preenchimento dos orbitais s da camada N (n 
= 4). K e Ca preenchem 4s1 e 4s², respectivamente. Mas, em função dos 
níveis de energia (Figura 3) a camada mais externa deixa de ser completada 
e os orbitais d da penúltima camada (M) começam a ser preenchidos. Aí se 
inicia a chamada 1ª série de transição ou elementos de transição. Assim, 
do Sc até o Zn, elétrons são adicionados, mas a camada externa não se 
modifica. A mesma seqüência se vê nos quinto e sexto períodos 
caracterizando as 2ª e 3ª série de transição. No sexto e sétimo períodos 
 13 
ocorre outra diferenciação, quando a lantanium começa a 3ª série de 
transição. Acontece que, antes do preenchimento dos orbitais d da penúltima 
camada serem preenchidas, por razões energéticas, os orbitais f da 
antepenúltima camada começam a ser preenchidas e forma-se então a série 
dos Lantanídeos ou o grupo das terras raras. O mesmo ocorre no sétimo 
período originando a série dos Actinídeos. Esses 28 elementos são muito 
semelhantes entre si. 
 Assim se obtém a tabela periódica mostrada na Figura 4, que é de 
muita utilidade para a mineralogia e outras áreas afins, pelo seu poder de 
auxiliar na predição e no melhor entendimento do comportamento dos 
elementos químicos na estrutura dos minerais em a natureza. 
 
Tabela Periódica e Estrutura Eletrônica 
 Ao se lidar com a tabela periódica observa-se que elementos com 
propriedades semelhantes agrupam-se nas mesmas regiões da tabela. Os 
elementos dos mesmos grupos têm estrutura eletrônica semelhante e por 
isso com o mesmo número de elétrons de valência, o que os tornam 
semelhantes em termos de comportamento químico. Torna-se, então, 
conveniente agrupar os elementos da tabela periódica em quatro categorias 
diferentes: 
 
Tipo ΙΙΙΙ: são os gases nobres, nos quais a camada mais externa de elétrons é 
completa. A inatividade química mostra a estabilidade da última camada 
completa e a formação do octeto. São os elementos de muito pouca 
importância nas estruturas cristalinas minerais. São os elementos do grupo 
O da tabela. 
 
 14 
 
Figura 4. Tabela Periódica dos elementos. 
 15 
Tipo ΙΙΙΙΙΙΙΙ: às vezes chamados de elementos representativos, são aqueles nos 
quais os elétrons diferenciadores ocupam a camada de mais alta energia. 
Elementos do tipo II são aqueles que perdem ou ganham elétrons com 
facilidade da sua última camada. Os elementos metálicos perdem 
prontamente os elétrons e formam íons positivos, enquanto que os não 
metálicos adquirem elétrons e formam íons negativos. Elementos desse tipo 
são so dos grupos 1A, Ι2A, 3A, 4A, 5A, 6A e 7A. 
Tipo ΙΙΙΙΙΙΙΙΙΙΙΙ: chamados elementos de transição, são aqueles que os elétrons 
diferenciadores ocupam a penúltima camada externa. São os elementos que 
formam as 1ª, 2ª e 3ª séries de transição. Eles são todos elementos 
metálicos e por isso chamados metais de transição e podem formar íons 
positivos pela perda de elétrons. O importante nesse grupo é que, além da 
perda dos elétrons da camada s mais externa, eles têm a possibilidade de 
perder também elétrons da camada d imediatamente mais interna porque 
isso não implica na destruição de um octeto. Nesses átomos existe a 
possibilidade de transições eletrônicas e de existir vários graus de ionização. 
Geralmente são elementos que apresentam orbitais incompletos e com 
elétrons desemparelhados o que os torna importantes em algumas 
propriedades físicas dos minerais como cor, magnetismo, etc. São os 
elementos dos grupos 1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B e 8B. 
Tipo ΙΙΙΙV: também chamados de transição interna, apresentam os átomos nos 
quais os elétrons diferenciadores ocupam a antepenúltima camada externa. 
Eles são também metais e devido ao fato de que os elétrons diferenciadores 
estarem muito internos em sua estrutura eletrônica eles mostram, entre si, 
uma similaridade extremamente grande. São os elementos das séries dos 
Lantanídeos e Actinídeos que são de ocorrência rara e pouca importância 
em estruturas cristalinas minerais. 
 
 
 16 
Variação de Propriedades na Tabela Periódica 
 A variação nas propriedades dos elementos químicos depende, em 
grande escala, de sua estrutura atômica. Dentro dos grupos espera-se uma 
similaridade nas propriedades e uma variação dessas dentro dos períodos 
desde que cada elemento difere do outro pela adição de um elétron. 
 
Variação no Raio Covalente ou Raio Atômico 
 Esta é uma das maneiras pelas quais se pode determinar o tamanho 
dos átomos. O raio covalente pode ser definido como a metade da distância 
dos núcleos de dois átomos quando ligados por uma ligação covalente 
simples. O raio covalente é também considerado como raio atômico e 
diminui ao longo dos períodos a partir da esquerda. Por exemplo, no período 
4 o K é o maior raio covalente ou atômico e o Br é o menor sendo, 
respectivamente, o 1° e o último elementos desse período. Essa diminuição 
em tamanho pode ser entendida em função de existir um aumento de 
elétrons ao longo do período, conseqüentemente existe um aumento de 
prótons no núcleo, gerando uma maior carga positiva mas o tamanho do 
átomo não aumenta porque a mesma camada externa é que está presente 
em todos os átomos. O preenchimento se dá nas camadas internas. Quando 
se observa para baixo, dentro dos grupos, existe um aumento nesse raio por 
aumento no número de camadas e conseqüentemente maior raio. 
 
Variação no Raio Iônico 
 Átomos que perdem elétrons com facilidade formam íons positivos ou 
cátions, e átomos que aceitam prótons com facilidade formam íons negativos 
ou ânions. 
 
 
 
 17 
 
 
 
Figura 5. Raios iônicos efetivos relacionados com os números de coordenação (NC) 
para alguns dos elementos químicos. 
 
 18 
 A perda de elétrons resulta em raio iônico menor que o raio atômico. 
Isso se explica pela perda de um, dois ou mais elétrons da camada externa 
aliado ao fato de que a carga nuclear que permanece inalterada, cresce em 
termos relativos ao número de elétrons quesobraram. Assim, a atração 
exercida pelo núcleo à nuvem eletrônica vai ser relativamente maior ajudando 
nessa diminuição do raio iônico. 
 No caso da aceitação de elétrons formando um ânion vai existir uma 
maior repulsão entre os elétrons aliada ao decréscimo na carga nuclear 
efetiva por elétron da nova nuvem eletrônica. Assim, apesar de não haver 
formação de nova camada eletrônica, pois o(s) elétron(s) entra(m) em 
camada já existente, há um aumento do raio iônico do ânion formado. 
 Estudos mais recentes têm demonstrado que o raio iônico dos 
elementos é dependente também do número de ions que rodeiam um dado 
íon. Assim, conforme o número de coordenação do cátion ou do ânion 
pode-se ter uma variação considerável no raio iônico. O número de 
coordenação (NC), que é um conceito a ser introduzido mais tarde, é o 
número de átomos ou íons que estão à volta de um dado átomo ou íon na 
estrutura cristalina. Com um aumento do número de coordenação do ânion ou 
do cátion espera-se um aumento do raio iônico do íon envolvido refletindo 
uma expansão do mesmo no espaço maior gerado pelo aumento do NC. O 
raciocínio inverso é verdadeiro. A Tabela 3 mostra raios iônicos efetivos 
relacionados com número de coordenação. 
 
Variação no potencial de ionização: 
 Por definição potencial de ionização é a quantidade de energia 
requerida para remover o elétron menos fortemente preso em um átomo. 
Essa é uma reação endotérmica e o potencial de ionização para remover um 
elétron é chamado primeiro potencial de ionização. O primeiro potencial de 
ionização cresce da esquerda para a direita dentro dos períodos o que 
coincide com o preenchimento das camadas. Isso pode ser atribuído ao fato 
 19 
de que os elétrons a serem perdidos estão saindo de uma mesma camada à 
medida que a carga nuclear está aumentando. Ou ainda, com o 
preenchimento progressivo da camada externa esse número crescente 
refletiria a relutância do átomo a perder elétrons de orbitais que estão quase 
completamente preenchidas. A Figura 6 mostra o primeiro potencial de 
ionização em relação ao número atômico de alguns elementos. 
 
 
Figura 6. Primeiro potencial de ionização dos elementos em função do 
número atômico. 
 
Variação na eletronegatividade: 
 Eletronegatividade é a medida da habilidade de um átomo em atrair 
elétrons para si. A escala de eletronegatividade dos elementos foi proposta 
por Linus Pauling e é composta de números admensionais. Elementos com 
números baixos de eletronegatividade têm muito pequena habilidade para 
atrair elétrons ao passo que elementos com número alto tem grande 
habilidade para atrair elétrons e funcionam como receptores de elétrons. Na 
tabela periódica a eletronegatividade cresce de baixo para cima e da 
esquerda para a direita, sendo o Fr e o Cs os elementos que apresentam 
menor valor (0,7) ao passo que o F apresenta o maior valor (4,0). A figura 7 
apresenta os valores de eletronegatividade para a maioria dos elementos. 
 
 20 
 
Figura 7. Variação da eletronegatividade de alguns elementos. 
 
Ligações Químicas 
 As forças que unem átomos, íons ou moléculas dos sólidos cristalinos 
são de natureza essencialmente elétricas. O estabelecimento de ligações de 
natureza eletrostática entre átomos ou íons dos elementos resulta na união 
desses para formar os diferentes compostos, e por extensão os compostos 
cristalinos minerais. Essas forças elétricas são as ligações químicas e 
influenciam de maneira muito forte nas propriedades químicas e físicas dos 
minerais. A intensidade e natureza das ligações químicas afetam 
características como dureza, clivagem, ponto de fusão, etc. 
 As ligações químicas podem ser classificadas como iônicas, 
covalentes, metálicas, pontes de hidrogênio e forças de van der Waals. Os 
elétrons envolvidos nas ligações químicas são os chamados elétrons de 
valência e são aqueles que se localizam na última camada. A classificação 
das ligações químicas em cinco diferentes tipos não implica em que não 
existam transições entre elas. Na realidade, quando se pensa nas principais 
ligações químicas possíveis, ou seja, a iônica e a covalente, o que se 
observa é que sempre haverá a interferência de uma delas na outra. 
Possivelmente não existe uma ligação puramente iônica, existindo sempre 
 21 
certa dose de caráter covalente, assim como uma ligação covalente sempre 
terá certo caráter iônico. 
 
Ligação Iônica 
 Esta ligação é também chamada de ligação química por transferência 
de elétrons. Quando um elemento que perde elétrons facilmente reage com 
um elemento que aceita elétrons com facilidade, um ou mais elétrons são 
transferidos completamente de um elemento para o outro formando os íons. 
O composto formado por essa transferência é estabilizado por uma forte 
força eletrostática entre os íons de carga oposta. Os íons no composto são 
seguros pela ligação iônica. Assim, uma ligação química chamada iônica é 
obtida quando um ou mais elétrons de valência de um átomo são transferidos 
para a camada de valência de outro de modo que ambos atingem a 
configuração de gás nobre. 
 
 Em termos de propriedades físicas, os cristais ligados ionicamente, em 
sua maior parte, têm superfície específica e dureza moderadas, alto ponto de 
ebulição e são mal condutores de calor e eletricidade. Normalmente 
conduzem eletricidade quando em solução. 
 
Ligação Covalente 
 Na ligação química chamada covalente ao invés da transferência de 
elétrons de valência existe um compartilhamento dos elétrons de valência de 
dois ou mais elementos. Pares de elétrons são compartilhados e ligações 
 22 
covalentes se formam quando entre átomos que apresentam tendências 
similares de doar elétrons para formar íons positivos ou tendências similares 
de ganhar elétrons para formar íons negativos. 
 
 Normalmente, o número de ligações covalentes de um átomo será dado 
pelo número de elétrons que se precisa para atingir a configuração de gás 
nobre. 
 A ligação covalente é a mais forte em a natureza e minerais que 
apresentam suas ligações com maior caráter covalente tem as seguintes 
características: grande insolubilidade, grande estabilidade, ponto de ebulição 
muito alto, e não conduzem eletricidade tanto na forma sólida quanto em 
solução. São ligações químicas altamente direcionais. 
 
Ligação Iônica x Covalente 
 Como foi mencionado anteriormente as ligações químicas iônica e 
covalente tem grande interferência entre si. Tem sido demonstrado que existe 
algum partilhamento de elétrons na maioria dos cristais iônicos, enquanto que 
a maioria dos átomos ligados covalentemente nas substâncias tem alguma 
formação de carga eletrostática. Elementos dos primeiro e segundo grupos 
quando se combinam com elementos dos sexto e sétimo grupos formam 
ligações dominantemente iônicas. Elementos próximos entre si na tabela 
periódica quando se combinam formam ligações nas quais predominam o 
caráter covalente. 
 23 
 A eletronegatividade dos elementos tem uma importância grande na 
definição do caráter iônico ou covalente das ligações. A diferença de 
eletronegatividade entre os elementos permite predizer o caráter mais iônico 
ou mais covalente da ligação formada. Utilizando-se os dados da Figura 7 e 
plotando-se a diferença de eletronegatividade dos elementos envolvidos na 
ligação noeixo X na Figura 8, pode-se observar no eixo Y o caráter iônico das 
ligações formadas. 
 
Figura 8. Curva que relaciona o caráter iônico de ligações químicas com a 
diferença de eletronegatividade dos elementos que tomam parte da ligação. 
 
Ligação Metálica 
 Nesta ligação os átomos são seguros juntos pela atração entre os 
núcleos acompanhados da nuvem eletrônica interna entre si. A parte 
eletrônica da camada externa passa a não pertencer aos núcleos individuais 
mas sim a todos os núcleos, praticamente flutuando na estrutura. Diz-se que 
os elétrons externos formam uma "nuvem eletrônica" naqual os elétrons 
flutuam praticamente livres, podendo se movimentar sem romper as ligações 
metálicas. 
 
 
 24 
 
Figura 9. Ligação metálica de átomos de sódio. 
 
 Esse tipo de ligação é a razão do aparecimento de características 
como plasticidade, tenacidade, maleabilidade, baixa dureza e alta 
condutividade elétrica. Os minerais chamados metais nativos apresentam em 
sua estrutura cristalina ligações metálicas praticamente puras. 
 
Ligação ponte de hidrogênio 
 Mais comumente conhecida simplesmente como ponte de hidrogênio 
ou ponte hidrogeniônica é uma atração eletrostática entre o íon hidrogênio 
positivamente carregado e íons negativamente carregados como O, N, F, etc. 
O hidrogênio ao se combinar com outro elemento cedendo seu elétron o seu 
núcleo se torna de certa forma desprotegido ou mais exposto. Na falta de 
elétrons internos a aproximação com átomos vizinhos pode ser maior devido 
a inexistência de forças repulsivas. Nesse caso a carga positiva tende a 
interagir com os pares de elétrons de outros átomos especialmente aqueles 
eletronegativos ou com íons. Como a interação se dá com os elementos mais 
 25 
eletronegativos como O, N, F, etc, observa-se o caráter eletrostático desse 
tipo de ligação. Essa ligação apesar de fraca se comparada com a covalente 
e a iônica é bem mais forte que a ligação de van der Waals. Como exemplo 
pode-se citar o ácido fluorídrico onde o H e o F formam uma ligação mista 
covalenente e iônica mas o carga exposta do núcleo do H+ é capaz de atrair o 
par de elétrons isolados do F- e dar origem à uma ligação de ponte de 
hidrogênio. 
 
 
 
 Outro exemplo marcante da presença das pontes hidrogeniônicas é no 
gelo onde cada molécula de água é ligada tetraedricamente a quatro outras 
pelos hidrogênios. E ainda, este tipo de ligação está presente em alguns 
oxihidróxidos presentes nos solos, onde o grupamento hidroxila não se 
comporta como grupo aniônico esférico. Nesse caso, o hidrogênio não parece 
ligado especificamente a um oxigênio mas sim ter uma certa movimentação 
com uma probabilidade maior de aparecer ao lado de um oxigênio. Em 
algumas micas e minerais de argila silicatadas a ponte de hidrogênio aparece 
sendo o caso mais comum a caulinita onde essa ligação prende as unidades 
cristalográficas do mineral, tornando-o não expansível. 
 
Ligação de van der Waals 
 Também chamadas de forças de van der Waals, essas ligações fracas 
provenientes da polarização dos átomos momentaneamente gerando um 
momento dipolar definido. Enquanto a nuvem eletrônica se concentra em um 
lado do átomo o núcleo se mantêm do outro lado caracterizando o efeito 
dipolar. 
 
 26 
 Esquematicamente têm-se: 
 
 Qualquer molécula neutra pode desenvolver uma pequena quantidade 
de carga positiva em uma parte e uma pequena carga negativa na outra como 
resultado de um sincronismo de movimentos da nuvem eletrônica de cada 
uma das moléculas no sentido de evitar uma grande proximidade. Nesse 
momento um dipolo elétrico se forma. Essa é uma ligação muito fraca, talvez 
a mais fraca das ligações químicas, mas como ela atua em todos os átomos 
e moléculas e atua de forma aditiva ela pode se tornar importante em alguns 
minerais. Ela normalmente define planos de baixa dureza e alta clivagem 
como no grafite e algumas micas e minerais silicatados. 
 27 
Coordenação de Íons 
 A maioria dos minerais tem sido interpretados como cristais iônicos. 
Provavelmente devido ao fato de que as principais ligações químicas (iônica 
e covalente) quase sempre aparecerem juntas, essa interpretação tem tido 
sucesso na explicação da constituição química da maioria dos minerais. 
 A estrutura cristalina dos sólidos e por extensão dos minerais é a 
configuração de suas partículas constituintes sejam elas átomos, íons ou 
moléculas. Praticamente todas estruturas cristalinas carregam consigo certas 
generalizações que determinam a estrutura da matéria sólida. Esses 
princípios enunciados em 1928 por Linus Pauling, e conhecidos como 
“Regras de Pauling” são os seguintes: 
1. Um poliedro de coordenação de ânions é formado em torno de cada 
cátion, a distância cátion-ânion sendo determinada pela soma dos dois 
raios iônicos e o número de coordenação do cátion sendo determinado 
pela relação dos raios iônicos. 
2. Em uma estrutura estável, a valência de cada ânion com o sinal trocado é 
igual às forças de atração eletrostática (valências) dos cátions adjacentes. 
3. A presença de lados compartilhados e especialmente faces 
compartilhadas em uma estrutura coordenada diminui sua estabilidade; 
este efeito é maior para cátions com valência maior e número de 
coordenação menor. 
4. Em um cristal contendo cátions diferentes, aqueles com valência grande e 
número de coordenação pequeno tendem a não partilhar vértices, lados 
ou faces com eles mesmos. 
5. O número de diferentes tipos de constituintes em um cristal tende a ser 
pequeno. 
 28 
 A primeira regra de Pauling tem vários desdobramentos que serão 
discutidos. Como nessa discussão os íons terão predominantemente ligações 
iônicas, eles serão considerados de forma esférica e de geometria simples. 
Assim como o número total de íons em uma estrutura cristalina estável deve 
ser tal que o cristal como um todo é eletricamente neutro. 
 O número de coordenação para um determinado cátion é, em geral, 
definido como: o número de ânions em uma estrutura estável rodeando um 
cátion de modo que todos os ânions estão em contacto com o cátion central. 
 Existe um relacionamento geométrico que determina qual o número de 
coordenação, o que é relacionado com o tamanho dos cátions e ânions 
envolvidos na ligação. Esses tamanhos podem ser descritos em termos do 
raio do cátion dividido pelo raio do ânion. 
r+/ r- 
 Além do número de coordenação, o ordenamento dos ânions em torno 
dos cátions origina os poliedros de coordenação que podem ser definidos 
como poliedros formados a partir dos planos desenhados ligando os centros 
dos ânions adjacentes em uma dada estrutura. 
 As menores relações r+ / r- se darão quando o cátion for muito pequeno 
e o ânion muito grande. Nesse caso a configuração estável terá o número de 
coordenação 2 pois existirão dois ânions tocando o cátion central numa 
relação espacial planar ou linear. A relação dos dois raios será menor que 
0,155. 
 À medida que o cátion cresce, a relação de raios caminha para 0,155 e 
quando atinge esse número uma nova condição de estabilidade se cria. Essa 
condição é que o cátion central esteja em contato com cada um dos ânions 
ao seu redor e que todos os ânions se toquem. A relação de raios igual a 
0,155 corresponde ao espaço deixado por três esferas maiores ao redor de 
uma esfera menor, preenchendo os requisitos antes mencionados. Assim, 
caracteriza-se o número de coordenação 3, e unindo-se os centros das 
 29 
esferas forma-se o polígono chamado triângulo com a relação mínima de 
raios é igual a 0,155. 
 O principal requerimento para a coordenação estável é que o cátion 
central esteja em contato com os ânions vizinhos. Se o cátion for menor que 
esse espaço a relação de raios será menor que 0,155 e essa situação será 
instável. Mas o cátion pode ser um pouco maior que o espaço mínimo e 
assim sendo ele empurrará os ânions ligeiramente para fora, ainda mantendo 
o contato com cada um deles, representando ainda uma situação estável. 
Isso ocorrerá até o ponto em que essa configuração não é mais estável, o 
que se dará na relação mínima para a próxima configuração geométrica 
estável que é o poliedro chamado tetraedro. 
 Assim, logo que a esfera do interior se torna grande demais para as 
três esferas externas, uma outra tem que ser adicionada para se ter mais 
espaço no interior das esferas grandes. Agora o número de coordenação é 4 
e o poliedro formado pela união das linhas que ligam os centros das esferas 
é o tetraedro. Esta configuração é estável para arelação mínima dos raios 
cátion/ânion igual a 0,255. O cátion pode ser maior até um determinado ponto 
em que ele se torna grande demais e faz com que a estrutura não seja mais 
estável. Isso se dá na próxima relação mínima r+/ r-, que será típica para o 
octaedro. 
 Vê-se então que, quando a esfera do interior cresce mais o número de 
coordenação será 6 e seis esferas maiores se juntam para formar o poliedro 
chamado octaedro. Essa configuração é estável para a relação r+/ r- mínima 
igual a 0,414. Apesar de que o número de esferas seja seis o poliedro 
formado ao se traçar as linhas que ligam os centros das esferas tem oito 
faces. Igual às anteriores essa configuração é estável até que a esfera 
interior se torna muito grande para manter a estabilidade e uma outra 
configuração é atingida que é o cubo. 
 Agora o número de coordenação é 8 e o poliedro formado é o cubo que 
tem como relação mínima dos raios cátion/ânion igual a 0,732. 
 30 
 E por último quando esta configuração não é mais estável tem se a 
formação do cubo-octaedro que tem o número de coordenação 12 (12 
ânions em torno de 1 cátion) o é a relação r+/ r- mínima é igual a 1,00. 
As diversas relações de raios de cátion/ânions, os números de 
coordenação dos diferentes arranjos atômicos são apresentados na figura 10. 
 
 
Figura 10. Relações de raios de cátion/ânions, números de coordenação e 
diferentes esquemas de arranjos atômicos. 
 31 
Empacotamentos densos 
De acordo com a discussão anterior, a relação de raios igual a 1 indica 
que os cátions e ânions são de mesmo tamanho ou que todos os átomos ou 
íons que compõe a estrutura cristalina são idênticos. Para observar as 
diferentes configurações que podem se originar de um arranjo como este, a 
maneira mais simples é arrumar os átomos ou íons como se fossem bolas de 
sinuca, originando um arranjo hexagonal em duas dimensões, como mostrado 
na figura a seguir. 
 
 
Figura 11. Primeira camada de empacotamento denso de átomos 
 
 Este é o chamado empacotamento denso, onde cada esfera é 
rodeada por seis esferas e também por seis espaços vazios ou poros. O raio 
da esfera que poderia caber nesse espaço sem separar as esferas grandes é 
0,155 vezes o raio de esfera grande. Para se ter uma figura tridimensional, 
uma sucessão de camadas em empacotamento denso pode ser empilhada na 
primeira. 
 Assim, para se ter uma estrutura completa uma terceira, quarta, quinta, 
etc., camadas tem que ser empilhadas. Existem duas opções que originam os 
dois tipos diferentes de empacotamento fechado: 
 32 
a) as esferas da terceira camada são colocadas diretamente sobre as 
esferas da primeira camada. Isso faz com que a 4ª camada esteja sobre a 
2ª, a 5ª sobre a 3ª e assim por diante. A estrutura se repete a cada 2 
camadas e recebe o nome de empacotamento denso hexagonal 
(ABABAB...). 
b) as esferas da terceira camada são colocadas de modo a não ficar 
diretamente sobre as da primeira camada. Nesse caso a 4ª camada fica 
sobre a 1ª, a 5ª sobre a 2ª, a 6ª sobre a 3ª e assim por diante. A estrutura 
agora se repete a cada três camadas e o nome é empacotamento denso 
cúbico (ABCABCABC...). 
 
Figura 12. Possibilidades de segunda e terceira camadas de átomos no 
empacotamento denso. 
 
 O número de coordenação (NC) 12 é raro nos minerais mais comuns, 
mas aparece nos metais nativos porque esses minerais são compostos de 
átomos do mesmo tipo, conseqüentemente, todos do mesmo tamanho e que 
se arranjam estruturalmente em um dos empacotamentos densos. Estes 
minerais são constituídos de metais puros e tem como característica 
importante a ligação metálica entre seus átomos constituintes. 
 33 
 Os empacotamentos densos podem ser importantes também quando as 
camadas que se empacotam são constituídas por ânions iguais, originando 
entre elas alguns tipos de poros que serão discutidos a seguir. 
Quando duas camadas são examinadas mais de perto, pode-se ver que 
dois tipos de poros são formados entre as esferas. O primeiro tipo de poro é 
formado onde uma esfera da segunda camada se apoia no topo de três 
outras esferas, ou seja, em cima de um espaço vazio. Este é um poro 
rodeado por 4 esferas, com todas características vistas anteriormente para a 
formação do tetraedro, em conseqüência, obedecendo ao número de 
coordenação 4. 
 Ao mesmo tempo, se formam também poros maiores que são rodeados 
por três esferas de cada camada. Como esse é um poro rodeado por seis 
esferas o poliedro formado é o octaedro e o número de coordenação é 6. 
Estes empacotamentos são importantes na descrição de uma série de 
importantes minerais no estudo da mineralogia de solos. 
 
 Força de Atração Eletrostática 
 De acordo com a 2ª regra de Pauling as estruturas cristalinas estáveis 
devem ser eletrostaticamente neutras na curta distância. Isso significa que os 
cátions em uma estrutura têm suas cargas neutralizadas pelos ânions que o 
rodeiam em contacto direto. Assim, a força de atração eletrostática é 
calculada dividindo-se a valência do cátion pelo número de ânions que o 
rodeia: 
 
FAE Valencia do Cátion
Número de Ânions Vizinhos
= 
 
 
 
 
 34 
Por exemplo: 
 
Figura 13. Força de atração eletrostática: Na em NaCl e para o Ca em CaF2. 
 
No quadro 1 são relacionados vários cátions e são calculados as suas 
relações de raios quando em combinação com o oxigênio. Isso é importante 
porque o oxigênio é o ânion mais encontrado na natureza e a grande maioria 
dos minerais será formada pela combinação do oxigênio com um ou mais 
destes cátions exemplificados. A partir das relações dos raios foram 
calculados os números de coordenação estimados, que podem ser 
comparados com os valores normalmente observados. Finalmente, foram 
calculadas as forças de atração eletrostática, para as diversas combinações 
de cátions e oxigênio, forças estas que tem papel importante em diversas 
áreas em mineralogia do solo. O conceito de força de atração eletrostática 
tem importantes implicações no estudo do desenvolvimento das cargas de 
superfície em óxidos de Fe e Al e na caulinita, assim como, ela é importante 
na predição da maior ou menor facilidade com que o intemperismo vai tender 
a quebrar os minerais. Isso se dará nas ligações mais fracas do mineral, ou 
seja, nas menores forças de atração eletrostática, que será o ponto de 
ataque mais forte do intemperismo. 
 
 
 35 
 
Quadro 1. Relação de raios, números de coordenação estimado e observado e força 
de atração eletrostática para diversos cátions em combinação com oxigênio 
 Número de Coordenadação 
Íon Relação de Raios Estimado Observado FAE 
Si+4 0,30 4 4 1 
Al+3 0,36 4 ou 6 4, 6 ¾ ou ½ 
Fe+3 0,46 6 6 1/2 
Mg+2 0,47 6 6 1/3 
Ti+4 0,49 6 6 2/3 
Fe+2 0,53 6 6, 8 1/3 
Na+ 0,69 6 6 1/6 
Ca+2 0,71 8 8, 9 1/4 
K+ 0,95 8 9, 12 1/9 
 
 A terceira regra de Pauling que trata do compartilhamento de lados ou 
faces dos poliedros na estrutura, simplesmente diz que esse 
compartilhamento vai fazer com que os cátions estruturais sejam trazidos 
para mais perto um dos outros e se a distância entre eles diminui, 
conseqüentemente a força de repulsão vai aumentar. De acordo com a 
equação de Coulomb. 
F
1q . 2q
2r
= 
A força de atração ou de repulsão é o produto das cargas dividido pelo 
quadrado das distâncias, ou seja, a força é diretamente proporcional às 
cargas e inversamente proporcional ao quadrado das distâncias entre elas. 
 Assim quando se vai do partilhamento dos vértices dos poliedros (maior 
distância entre os cátions) para o partilhamento dos lados ou faces (distância 
menor entre os cátions) as forças de repulsão aumentam e esse é um arranjo 
menos estável. Em geral é comum o partilhamento de vértices, menos 
comum o partilhamento de lados ou quinas e muito menos comum é o 
partilhamento de faces de poliedros. 
 36 
 Nos minerais silicatados, principalmente, tetraedros partilhando os 
vértices é comumao passo que partilhamento de lados ou faces praticamente 
não existe (Figura 14). O octaedro partilhando vértices e lados é bastante 
comum já que a redução das distâncias é menos marcante. Octaedros 
partilhando faces é ainda possível em muitos minerais, desde que haja uma 
certa distorção na estrutura. Isso se torna possível porque a distância cátion-
cátion se torna maior e, além disto, nos octaedros os cátions tendem a ter 
valências menores comparado àqueles cátions que ocupam os tetraedros 
(Figura 13). Com poliedros maiores em termos de número de coordenação o 
raciocínio continua válido. 
 
 
Figura 14. Terceira regra de Pauling. 
 
 
 37 
 A regra 4 se refere aos diferentes cátions que aparecem na estrutura. 
Se se tem os de valência grande e número de coordenação pequeno, no 
processo de cristalização eles tendem a assumir certas posições de modo a 
ter o mínimo relacionamento energético. 
 Finalmente a 5ª regra de Pauling, que é também conhecida como 
"princípio da parcimonia", fala sobre os diferentes constituintes para se referir 
aos diferentes peliedros de coordenação. Em outras palavras, mesmo em 
estruturas bastante complexas existem poucas posições diferentes para os 
cátions e ânions. Assim, diferentes íons podem ocupar as mesmas posições 
estruturais e serão considerados como um simples constituinte. 
 
Substituição Isomórfica 
 O fenômeno conhecido como substituição isomórfica pode ser definido 
como a substituição de átomos ou, mais freqüentemente, de íons na estrutura 
cristalina do mineral, sem alteração aparente da forma. Este é um processo 
que ocorre em muitos minerais, principalmente naqueles que formam as 
séries isomórficas ou séries de soluções sólidas como a série das 
olivinas, dos plagioclásios cálcio-sódicos, etc. Nesses casos há uma variação 
contínua e recíproca nas proporções de um par, ou mais de um par, de 
elementos na sua composição química. É também importante em alguns 
minerais como os feldspatos e os minerais de argila silicatados. Nos 
primeiros a substituição isomórfica explica a sua (feldspatos) presença dentro 
do grupo dos tectossilicatos e nos segundos explica, em parte ou quase 
totalmente, algumas vezes, a presença de cargas de superfície. 
 O limite de tolerância para a substituição de íons foi empiricamente 
definido em função do tamanho e da valência iônica. Uma diferença de 15% 
entre os íons envolvidos permite que a substituição isomórfica se dê a 
temperaturas ambientes para uma série de íons. A tolerância pode aumentar 
se altas temperaturas estão presentes no meio no momento da substituição. 
Nesse caso os íons estarão com uma alta energia térmica e o controle dos 
 38 
espaços disponíveis é menos rígido. Algumas vezes com a queda da 
temperatura o íon substituinte é novamente expelido se a diferença for muito 
grande. O outro fator a afetar é a valencia dos ions envolvidos, onde se 
observa que, se dois íons podem igualmente substituir e ocupar um dado 
espaço, o mais altamente carregado será aceito primeiro. 
 As substituições mais comuns envolvendo os elementos maiores nos 
minerais são Al3+ por Si4+ em altas temperaturas e Fe2+ por Mg2+, assim 
como, Fe3+, Al3+ e Cr+3 entre si, em qualquer temperatura. Observa-se que os 
dois primeiros íons não tem raios iônicos tão semelhantes e tem valencias 
diferentes enquanto que os cinco últimos íons apresentam cargas elétricas 
iguais e raios iônicos similares. 
 Credita-se também ao fenômeno de substituição isomórfica a 
localização, grande parte das vezes, dos elementos menores que ocorrem em 
uma série de minerais. Como exemplo a presença de V, Cr, Co,Mn,etc, na 
magnetita com grande importância para a fertilidade de solos derivados de 
rochas básicas e a presença de Rb em minerais potássicos, Sr em minerais 
cálcicos, etc., onde se observa a similaridade de raios e cargas. 
 
Cristalografia 
 Os compostos cristalinos, que são a grande maioria dos minerais, são 
aqueles que têm na sua estrutura um conjunto de átomos que se repete 
regular e tridimensionalmente. Se os átomos ou íons de uma estrutura forem 
representados por pontos, ter-se-á: 
 
• • • • • 
 
• • • • • 
 
• • • • • 
 
• • • • • 
 
• • • • • 
 39 
 Cada ponto representa o componente repetitivo do material cristalino. 
Em termos de distância e de relação espacial eles são idênticos. 
 Pode-se descrever essa distribuição de pontos em termos dos eixos X 
e Y. Por convenção a distância entre os pontos nos eixos Y é chamada b e 
no eixo X é chamda a. Essa figura então pode ser descrita em termos dos 
tamanhos relativos de a e b e do ângulo entre a e b que é chamado γ: 
 
• • • • • 
 
• • • • • 
 
• • • • • 
 
• • • • • 
 
• • • • • 
 
 
As principais distribuições bidimensionais de pontos pode ser baseadas em 
quadrados, retangulos, paralelogramas ou em um arranjo hexagonal que 
pode ser descrito por um romboedro com ângulo de 60° (Figura 15). 
 
 
Figura 15 - Tipos de látice bidimensionais. 
 40 
Para se ter uma distribuição tridimensional de pontos, o eixo Z tem que 
ser incorporado e a distância entre os pontos no eixo Z é chamada c. O 
ângulo entre X e Z é chamado β e o ângulo entre Y e Z é chamado α. 
 Outra maneira de se entender a introdução da tridimensionalidade no 
sistema é se pensar em uma translocação de qualquer das redes 
bidimensionais apresentadas no sentido da terceira dimensão conforme 
mostra a Figura 16. 
 
 
 
Figura 16 – Retículo tridimensional da estrutura cristalina 
 
 
 
 41 
 Então agora nos temos os três lados abc e os três ângulos da seguinte 
forma: 
 
ab bc ac 
⇓ ⇓ ⇓ 
γ α β 
 
 Os pontos em negrito vistos inicialmente representam pontos do 
retículo. Se eles forem conectados tridimensionalmente de modo a formar 
um paralelepípedo, a cela unitária é formada. Cela unitária, por definição é o 
menor paralelepípedo, dentro da estrutura, que contem todos os íons e todas 
as relações geométricas entre os íons do cristal. E a rede tridimensional de 
celas unitárias é chamada de retículo espacial ou rede cristalina. 
 Na figura seguinte a unidade que se repete consiste de uma esfera 
rodeada por 4 sinais positivos: 
 
 + + + 
 + + + 
+ o + + o + + o + 
 + + + 
 + + + 
+ o + + o + + o + 
 + + + 
 + + + 
+ o + + o + + o + 
 + + + 
 + + + 
 
 Pode-se selecionar as esferas como pontos do retículo, mas também 
pode-se selecionar os espaços entre os sinais positivos que seriam também 
chamados pontos do retículo. O importante é selecionar os mesmos pontos 
em todo retículo para serem os pontos do retículo, mas eles não precisam 
necessariamente ser átomos ou íons dentro da estrutura. 
 Os pontos do retículo devem ser aqueles que representam as unidades 
que se repetem e sua característica principal é que a sua vizinhança é 
 42 
idêntica. Isso significa que se alguém pudesse se reduzir em tamanho o 
suficiente para se sentar em um ponto do retículo e olhar em volta, essa 
pessoa não poderia dizer em qual ponto do retículo ela está sentada. Isto 
aconteceria porque porque de todos os pontos do retículo ela verá a mesma 
paisagem. 
 Outro ponto importante é existem possibilidades diferentes ao se unir 
os pontos de retículo para formar uma cela unitária. Normalmente será 
selecionada a mais simples que possa descrever o cristal. 
 Assim tridimensionalmente pode-se ter o seguinte para descrever as 
relações existentes entre os lados (distâncias) e ângulos da cela unitária que 
serão referidos como parâmetros da cela unitária: 
 
Figura 17 - Parâmetros da cela unitária. 
 
Sistemas Cristalinos 
 Ao se considerar todas as combinações de celas unitárias, ou seja, 
todas as combinações possíveis de tamanhos relativos dos lados e valores 
dos ângulos pode-se ver que existem seis combinações possíveis, que são 
referidas como: "os seis sistemas cristalinos". 
 43 
 O maissimples é aquele no qual todos os lados são iguais e todos os 
ângulos são iguais e iguais a 90°. 
a = b = c αααα = ββββ = γ = 90°°°° 
 Este é chamado sistema cúbico ou isométrico. 
 
Exemplos Cela Unitária Å 
 a 
Halita NaCl 5,64 
Silvita KCl 6,29 
Magnetita Fe3O4 8,37 
 
 A partir do sistema cúbico, à medida que decresce a simetria são 
formados todos outros sistemas, da forma com que se segue. 
 A partir do cúbico, se um dos lados é aumentado ou diminuído, então o 
c se torna maior ou menor, sendo formado o sistema tetragonal: 
a = b # c αααα = ββββ = γ = 90°°°° 
Exemplos a c 
Rutilo TiO2 4,59 2,96 
Anatásio TiO2 3,78 9,51 
Zirconita ZrSiO4 6,61 5,98 
Ainda a partir do sistema cúbico, ao se mudar o lado c (aumentar ou diminuir) 
e tornar o ângulo γ exatamente igual a 120°, tem-se o sistema cristalino 
denominado de sistema hexagonal: 
 a = b # c αααα = ββββ = 90°°°° γ = 120°°°° ou 
a1 = a2 # c αααα = ββββ = 90°°°° γ = 120°°°° 
Exemplos a c 
Grafita C 2,46 6,74 
Hematita Fe2O3 5,04 13,76 
Apatita Ca5 (PO4)3F 9,39 6,39 
Contudo, se a partir do sistema cúbico, forem mantidos os lados iguais e os 
ângulos iguais e iguais a 90o mas se dois dos vértices forem empurrados 
 44 
para dentro fazendo uma mudança em todos os ângulos, tem-se, então, uma 
subdivisão do sistema hexagonal, que é o sistema romboédrico: 
 
a = b = c αααα = ββββ = γ todos # 90°°°° 
 
Exemplos a c 
Calcita CaCO3 4,99 17,06 
Dolomita MgCO3 4,84 15,95 
 
O sistema romboédrico, também chamado de trigonal, é considerado uma 
subdivisão do hexagonal porque a projeção de seus vértices faz com que se 
possa observar de modo mais claro a formação de um hexágono. 
 Voltando-se ao sistema cúbico e, agora, mudando-se o tamanho de 
mais um lado, em relação ao tetragonal, observa-se que todos os lados ficam 
de diferentes tamanhos, mas ainda se mantêm os ângulos iguais a 90°. Deste 
modo, forma-se o sistema ortorrômbico. 
a # b # c αααα = ββββ = γ = 90°°°° 
 
Exemplos a b c 
Goethita FeOOH 4,60 9,96 3,02 
Carnalita KMgCl3 9,56 16,05 22,56 
 
 Diminuindo-se ainda mais a simetria, se o sistema ortorrômbico for 
puxado frente ou para trás de modo que o valor do ângulo entre a e c seja 
diferente de 90°, será formado o sistema monocliníco: 
 
a # b # c αααα = γ = 90°°°° ββββ # 90°°°° 
 
Exemplos a b c β 
Gibbsita Al(OH)3 8,62 5,06 9,70 85°26' 
Muscovita 5,19 9,03 20,05 95°30' 
 45 
 E por último, atingindo o mais baixo grau de assimetria em relação ao 
sistema cúbico, se a cela unitária for distorcida de tal modo que, além dos 
lados, nenhum dos ângulos for igual, o sistema triclínico é formado: 
a # b # c αααα ≠≠≠≠ ββββ ≠≠≠≠ γ 
 
Exemplos a b c 
Albita NaAlSi3O8 8,14 12,79 7,16 
 α β γ 
 94°16' 116°51' 87°40' 
Caulinita Al2Si2O5(OH)2 5,14 8,93 7,37 
 91°48' 104°30' 90°00' 
 
A partir dos sistemas cristalinos básicos, existem variações dentro da maioria 
deles, devido ao aparecimento de pontos de retículo nas faces ou no centro 
dos poliedros formados, fazendo com que mais de uma cela unitária possa 
ser formada dentro do mesmo sistema. 
 Assim têm-se, por exemplo, para o sistema cúbico: 
 
 
 
Como se pode ver, as celas unitárias são idênticas em termos dos 
comprimento de a, b e c e valores dos ângulos α, β e γ, mas a primeira 
contêm um ponto do retículo, enquanto que a segunda tem dois pontos do 
retículo. Sendo assim para diferenciá-las são dados nomes diferentes. Se a 
cela unitária tem um ponto do retículo ela é chamada simples ou primitiva 
(P). Se ela tem dois pontos do retículo (um nos vértices e um no centro) ela é 
 46 
chamada de corpo centrada (I). Se a cela unitária tiver dois pontos (um nos 
vértices e um nas bases) ela se chama base centrada (C). E por último, se a 
cela tiver quatro pontos do retículo (um nos vértices e tres nas faces) ela é 
chamada de face centrada (F). 
 Uma análise matemática combinada com as leis fundamentais da 
cristalografia, que leva em consideração a distribuição geométrica dos pontos 
no espaço, tem demonstrado que existem apenas 14 arranjamentos básicos 
nos quais a estrutura interna dos cristais pode ser descrita. Outras 
combinações de pontos irão destruir o requerimento de que a vizinhança de 
cada ponto seja idêntica. Esses 14 retículos básicos também preencher outra 
condição básica que mostra que as celas unitárias se repetindo 
tridimensionalmente não deixam nenhum espaço vazio e se comportam como 
tipos se ajustando uns aos outros em uma parede. Isso foi demonstrado pelo 
cientista francês Auguste Bravais em 1848 e desde então eles são chamados 
retículos de Bravais, que são mostrados na figura 18. 
 Existem seis diferentes sistemas cristalinos que por operações de 
simetria (eixos de rotação, planos espelhos e centros de simetria) originam 
32 “classes cristalográficas”, que por sua vez, quando combinadas com os 14 
retículos de Bravais originam os “grupos espaciais”. Grupos espaciais 
representam, então, os vários modos com que os átomos ou íons podem ser 
arranjados no espaço formando um cristal. Existem 230 grupos espaciais. 
 
 
 47 
 
Figura 18. Os quatorze retículos de Bravais. 
 
 
 
 
 
 
 
 48 
Eixos Cristalográficos 
 Eixos cristalográficos são linhas imaginárias traçadas que definem um 
sistema de coordenadas dentro do retículo cristalino. Eles são eixos de 
referência usados para descrever o cristal em termos de formas externas ou 
de simetria interna. Os eixos cristalográficos geralmente coincidem com os 
eixos de simetria ou coincidem com as três arestas que concorrem para um 
vértice. Os sistemas cristalinos são caracterizados por três eixos 
cristalográficos X, Y e Z com exceção do sistema hexagonal que pode 
também ser descrito por um quarto eixo. 
 
 
 
 
Figura 19. Eixos cristalográficos para os seis sistemas cristalinos. 
 
 
 49 
Índice de Miller 
 Qualquer estrutura cristalina pode ser descrita por um dos 14 retículos 
baseado no comprimento relativo dos lados e nos valores dos ângulos. Sendo 
assim, torna-se conveniente, para caracterização de um dado mineral ou 
comparação de diferentes minerais, ter alguns índices de medidas que 
tragam informações de características da cela unitária. Existem vários 
métodos, mas um de aceitação universal é o chamado índice dos pontos do 
retículo ou índice de Miller. Em mineralogia ele é utilizado na definição das 
faces de cristais ou para determinar os planos atômicos que formam a 
estrutura cristalina (Figura 20). 
 (A) 
 
 
 (B) planos 001; 101; 110; e 111. 
 
 
 
Figura 20 – Possíveis faces de um cristal (A) e possíveis planos atômicos de 
átomos na estrutura cristalina (B). 
 50 
 Em virtude da aplicação maior do índice de Miller para caracterizar 
planos atomicos diferentes na estrutura cristalina, daqui para frente apenas 
esta vertente de sua utilização será enfocada. 
 Para descrever uma família de planos atômicos na estrutura cristalina é 
necessário determinar se estes planos interceptam ou se eles são paralelos 
aos eixos cristalográficos. Adicionalmente, é importante indicar em que 
comprimentos relativos das dimensões da cela unitária os planos inteceptam 
os eixos cristalográficos. 
 Considerando-se os pontos do retículo nos planos X-Y de uma rede 
cristalina cristalina cúbica. 
 
 
 
AA’ - 1a, ∞b, ∞c 
BB’ - 2a, ∞b, ∞c 
CC’ - ∞a, 1b, ∞c 
DD’ - ∞a, 2b, ∞c 
AC - 1a, 1b, ∞c 
BD - 2a, 2b, ∞c 
AE - 1a, 1/2b, ∞c 
BC - 2a, 1b, ∞c 
Figura 21. Intercessões e paralelismos com pontos do retículo 
 
Os pontos do retículo que formam o plano atômico AA’ é paralelo ao 
eixo Y e intercepta o eixo X à uma unidade de comprimento, ou seja, em uma 
dimensão a. Levando-se em consideração o eixo Z para completar a 
tridimensionalidade da rede cristalina, observa-se que o plano AA’ é paralelo 
a este eixo. Com isso, as intercessõesdo plano AA’ serão: 1a, ∞b e ∞c. De 
forma semelhante o plano BB’ é paralelo aos eixos Y e Z mas intercepta o 
eixo X em duas unidades de a fazendo com que suas intercessões sejam: 2a, 
∞b e ∞c. Por outro lado o plano CC’e DD’ são paralelos aos eixos X e Z e 
interceptam o eixo Y a uma e duas unidades de comprimento de a, 
 51 
respectivamente, fazendo com que suas intercessões sejam: ∞a, 1b e ∞c e 
∞a, 2b e ∞c, respectivamente. Por outro lado o plano CC’e DD’ são paralelos 
aos eixos X e Z e interceptam o eixo Y a uma e duas unidades de 
comprimento de a, respectivamente, fazendo com que suas intercessões 
sejam: ∞a, 1b e ∞c e ∞a, 2b e ∞c, respectivamente. Os planos AC e BD 
interceptam ambos eixos cristalográficos horizontais (X e Y) a uma e duas 
unidades de comprimento de a e b, respectivamente, e são paralelos ao eixo 
X, o que leva a intercessões iguais a 1a, 1b e ∞c e 2a, 2b e ∞c, 
respectivamente. Um plano que interceptasse todos os tres eixos 
cristalográficos (X,Y e Z) a uma e duas unidades de comprimento de a, b e c 
teria suas intecessões dadas por 1a, 1b, 1c e 2a, 2b, 2c. 
 Na figura a seguir podem ser vistos alguns destes planos. 
 
 
 Figura 22. Intercessões e paralelismos formando planos atomicos 
 
 Na tentativa de encontrar números simples que pudessem definir as 
intercessões e paralelismos discutidos, um pesquisador de nome Miller 
 52 
propôs que uma série de números inteiros seriam derivados das intercessões 
e paralelos por meio de seus recíprocos e, se necessário, pela subsequente 
eliminação das frações. Com isto o pesquisador criou uma maneira de se 
livrar do conceito de infinito, diretamente ligado ao paralelismo dos planos, já 
que o recíproco de infinito é zero. 
Assim, o índice de Miller, que identifica os planos atômicos é dado por 
tres números entre parenteses (h, k, l), que se referem aos parâmetros da 
cela unitária, que por sua vez se referem aos tres eixos cristalgráficos. Ou 
seja, h se refere ao parâmetro a ou dimensão da cela unitária no eixo X, com 
o mesmo raciocínio para as letras k e l. 
X Y Z 
a b c 
h k l 
 
As conversões das intercessões e paralelismos vistos anteriormente para 
Índices de Miller são dadas a seguir. 
 
AA’ - 1a, ∞b, ∞c � 
∞∞
11
1
1
 � (1 0 0) 
BB’ - 2a, ∞b, ∞c � 
∞∞
11
2
1
 � x 2 � (1 0 0) 
CC’ - ∞a, 1b, ∞c � 
∞∞
1
1
11
 � (0 1 0) 
DD’ - ∞a, 2b, ∞c � 
∞∞
1
2
11
 � x 2 � (0 1 0) 
AC - 1a, 1b, ∞c � 
∞
1
1
1
1
1
 � (1 1 0) 
BD - 2a, 2b, ∞c � 
∞
1
2
1
2
1
 � 2 � (1 1 0) 
AE - 1a, 1/2b, ∞c � 
∞
1
1
2
1
1
 � (1 2 0) 
 BC - 2a, 1b, ∞c � 
∞
1
1
1
2
1
� 2 � (1 2 0) 
 
Em função de sua construção e observando-se os exemplos anteriores, vê-se 
que o índice de Miller vai sempre se referir à cela unitária, independente dos 
 53 
números que o compõe. Assim, fica mais fácil seguir o raciocínio de que os 
números do índice de Miller representam um plano atômico que corta a 
dimensão a da cela unitária em h partes, a dimensão b em k partes e a 
dimensão c em l partes. Assim, o conjunto de planos atômicos simbolizados 
pelo índice de Miller (1 2 0) pode ser referenciado como o conjunto de planos 
que corta a dimensão a em uma parte, corta a dimensão b em duas partes e 
é paralelo à distância c. 
 
Alguns exemplos de índices de Miller para o sistema cúbico: 
 
 
Índice de Miller: (1 0 0) 
 54 
 
Índice de Miller: (1 1 0) 
 
Indice de Miller (1 1 1) 
 55 
 
Índice de Miller (2 1 0) 
Figura 23. Exemplos de diferentes planos e seus índices de Miller 
 
Outro ponto que se torna de interesse e adquire uma importância muito 
grande, principalmente com relação à difração de raios-X, é a distância de 
separação entre os planos paralelos que formam uma família de planos. Ela 
é chamada espaçamento d ou distância d e é representada pela letra d 
seguida de parênteses com o conjunto de números que definem um dado 
conjunto de planos. Esta medida é perpendicular aos planos que formam a 
família de planos e na maioria das vezes não é uma dada distância em 
nenhum dos eixos X, Y, Z. 
 
 56 
Se a família de planos é paralela a dois eixos e intercepta apenas um 
eixo, a distância de separação dos planos ou o espaçamento d é diretamente 
relacionado com a dimensão da cela unitária do plano interceptado. 
 Para o eixo X: 
d (100) = a 
 
Para o eixo Y: 
d (010) = b 
 
Para o eixo Z: 
d (001) = c 
 
 
Associado à utilização do índice de Miller pode-se usar o conceito de 
direção de um conjunto de planos atômicos. A direção de um conjunto ou de 
uma família de planos atômicos é o vetor que partindo da origem dos eixos 
cristalográficos é perpendicular aos planos atômicos definidos pelo índice de 
 57 
Miller. A direção é normalmente expressa com colchetes englobando os 
números dos índices de Miller. Por exemplo: 
Índice de Miller (1 1 1) ⇒⇒⇒⇒ direção [1 1 1] 
 A direção é definida em função das distâncias em cada um dos eixos X, 
Y e Z. Ou seja, a direção [1 1 1] é obtida caminhando-se uma unidade no 
eixo X, uma unidade à direita (correspondendo ao eixo Y) e uma unidade 
para cima (correspondendo ao eixo Z). O vetor proveniente da origem dos 
eixos até esse ponto é o vetor direção [1 1 1]. 
Exemplo de direção [1 1 1]: 
 
 
Exemplo de direção [1 1 0]: 
 
 
 A direção [1 1 0], por sua vez, é obtida caminhando-se uma unidade no 
eixo X, uma unidade no eixo Y e traça-se o vetor da origem até esse ponto. 
 58 
As direções [0 1 0], [1 0 0] e [0 0 1] são as mais simples porque o vetor é o 
próprio eixo cristalográfico Y, X e Z respectivamente. 
 
 O conceito de direção é importante na medição de tamanho de 
partículas dos minerais argilosos do solo. Utilizando-se as direções corretas 
pode-se fazer cálculos que permitem determinar o tamanho de partículas do 
solo. 
 59 
Mineralogia de Solos 
 Os minerais são separados em grupos e tem sua classificação baseada 
em sua composição química. Assim, de acordo com isto, os minerais podem 
ser divididos em classes dependendo, na maioria das vezes, em sua 
composição aniônica ou no grupo aniônico predominante. 
 A classificação a seguir mostra as principais classes de minerais, 
salientando, principalmente, aqueles que tem alguma importância para o 
estudo de solos em geral. Observa-se que com exceção da primeira classe 
de minerais, todos as outras tem sua classificação baseada no grupo 
aniônico característico do mineral. 
 
Elementos Nativos: Ouro (Au), Prata (Ag), Platina, (Pt), Cobre (Cu), 
Diamante (C), Grafita (C). 
Sulfetos: Galena (PbS), Pirita (FeS2), Esfarelita (ZnS). 
Sulfossais: Tetraedrita (Cu12Sb4S13), Enargita (Cu3As4S4). 
Óxidos e Hidróxidos: Cuprita (Cu2O), Hematita (Fe2O3), Coríndon ((Al2O3), 
Ilmenita (FeTiO3), Magnetita ((Fe3O4), Cromita (Fe2Cr2O4) Rutilo 
((TiO2), Pirolusita (MnO2), Brucita (Mg(OH)2), Goethita (FeOOH), 
Gibbsita (Al(OH)3). 
Halóides: Halita (NaCl), Silvita (KCl), Fluorita (CaF2). 
Carbonatos: Calcita (CaCO3), Magnesita (MgCO3), Dolomita (CaMg(CO3)2), 
Siderita (FeCO3). 
Nitratos: Nitratita (NaNO3)(salitre do Chile), Nitro (KNO3)(salitre). 
Boratos: Kernita (Na2B4O6(OH)2. 3H2O), Bórax (Na2B4O5(OH)4. 8H2O). 
Sulfatos e Cromatos: Barita (BaSO4), Anidrita (CaSO4), Gipsita (gesso) 
(CaSO4.2H2O), Crocoita (PbCrO4). 
Tungstatos e Molibidatos: Volframita ((Fe,Mn)WO4), Scheelita ((CaWO4). 
Fosfatos, Arseniatos e Vanadatos: Apatita (Ca5(PO4)3(F, Cl, OH), Eritrita 
(Co3(AsO4)28H2O), Vanadinita (Pb5(VO4)3Cl). 
 60 
Silicatos: Minerais que se caracterizam por ter o grupo aniônico silicato, 
originário da combinação do silicio com oxigênio, os dois elementos 
mais encontrados nas rochas da crosta terrestre. Forma a estrutura 
básica dos minerais silicatados. 
 
Assim, uma visão mais aprofundada do elemento Si e sua combinação 
com o oxigênio, que é o principal ânion existente, é de vital importância. 
 O silício pertenceao grupo IVA e terceiro período da Tabela Periódica, 
o que significa que ele apresenta as três primeiras camadas (n = 3) total ou 
parcialmente preenchidas com quatro elétrons na última camada (camada M). 
Ele possui 14 elétrons no estado padrão assim distribuídos (os níveis de 
energia foram arbitrariamente definidos): 
 
1s² 2s² 2p6 3s² 3px1 3py1 3pzo 
 
 ↑ ↑ 
 ↑↓ 
 ↑↓ ↑↓ ↑↓ 
 ↑↓ 
↑↓ 
Com essa distribuição eletrônica na estrutura se esperaria que o Si 
utilizasse os dois elétrons p como elétrons de valência em suas ligações. 
Mas normalmente isso não acontece. De modo geral, existe a promoção ou 
excitação de um dos elétrons do orbital 3s para o orbital 3pz, resultando na 
configuração: 
 
1s² 2s² 2p6 3s1 3px1 3py1 3pz1 
 ↑ ↑ ↑ 
 ↑ 
 ↑↓ ↑↓ ↑↓ 
 ↑↓ 
↑↓ 
 
 61 
 Os quatro orbitais, agora apresentando elétrons desemparelhados, tem 
a tendência de sofrer o fenômeno de hibridização formando quatro orbitais 
híbridos que recebem a denominação sp3 por serem formados por um orbital 
s e três orbitais p. 
 
1s² 2s² 2p6 3sp3 
 ↑ ↑ ↑ ↑ 
 ↑↓ ↑↓ ↑↓ 
 ↑↓ 
↑↓ 
 
 Esses orbitais terão o mesmo nível de energia e conseqüentemente 
tenderão a formar ligações com mesmos comprimentos e mesmas forças. Na 
ligação com os átomos de oxigênio, cada um desses orbitais se combina com 
um elétron proveniente de um oxigênio. Essas ligações serão, então, 
direcionadas para os vértices de um tetraedro, formando a unidade básica 
presente em todos os minerais silicatados. 
 Postula-se que a energia requerida para excitação e hibridização do 
silício é menor que a energia liberada durante a formação da ligação química 
com os oxigênios, por exemplo. Assim sendo, o estado energético depois da 
excitação, seguida da hibridização e, posteriormente, da formaçào da ligação 
química, é menor que antes desses passos, o que corresponde a um estado 
mais estável. De modo geral, estados mais baixos de energia significam 
situações de maior estabilidade. Acredita-se que, por isto, o Si normalmente 
não aparece em a natureza como cátion tetravalente em solução, mas ele 
está sempre ligado a oxigênios ou hidroxilas. 
 A diferença em eletronegatividade entre o Si e O (1,7) faz com que a 
ligação resultante seja, em torno, de 50% de caráter covalente e 50% de 
caráter iônico. 
 62 
Considerando-se a relação de raio do silício dividido pelo raio do 
oxigênio (0,29) observa-se que o Si se ajusta à configuração tetraédrica 
quando em combinação com oxigênios. 
 Reunindo todas estas informações, vê-se que o Si na combinação com 
oxigênios foram híbridos sp3, direciona esses orbitais em forma de tetraedro, 
tem boa dose de caráter covalente na ligação e se ajusta à configuração 
tetraédrica o que estabiliza essa estrutura, fazendo-a presente em todos 
minerais silicatados. Sua forma espacial pode ser assim representada: 
 
 
Figura 24 - Tetraedro de silício. 
 
 As cargas livres dos oxigênios podem ser balanceadas por metais ou 
os tetraedros podem se ligar a outros tetraedros desenvolvendo unidades 
maiores. A ligação tetraedro-tetraedro se faz através de uma polimerização 
muito semelhante à do carbono na produção das diversas estruturas 
orgânicas. A razão principal da polimerização que acontece com o Si e os O 
se deve ao fato de que começo da diferenciação magmática no sentido de 
formar todos os minerais primários, a quantidade dos dois elementos é 
suficiente para que eles se combinem mantendo uma relação de 1:4, mas à 
medida que os oxigênios são consumidos mais rapidamente que o silício a 
relação tem que ir diminuindo paulatinamente e com isto a polimerização vai 
se processando. De acordo com o arranjo das unidades tetraédricas, os 
minerais silicatados podem ser divididos e classificados nos seguintes 
grupos: 
 63 
 - Nesossilicatos 
 - Sorossilicatos 
 - Ciclossilicatos 
 - Inossilicatos 
 - Filossilicatos 
 - Tectossilicatos 
 
Nesossilicatados (NESO = ILHA) 
 Na estrutura dos minerais pertencentes aos nesossilicatos os 
tetraedros ocorrem isolados, sem nenhum contato direto uns com os outros. 
As ligações tetraedro/tetraedro se fazem através de metais, fazendo com que 
os tetraedros pareçam estar ilhados entre metais. Estes são os primeiros 
minerais a se formar no magma. O radical ou a fórmula básica característica 
do grupo é o (SiO4)4-. 
Exemplos: Granada, Zirconita, Topázio e Olivina. 
 
Sorossilicatados (SORO = PAR) 
 Os minerais têm as unidades tetraédricas ligadas aos pares entre si. 
Esses pares se ligam a outros através de metais. Cada tetraedro compartilha 
um oxigênio com outro tetraedro (1 oxigênio comum ao tetraedro adjacente). 
São os silicatos de condensação mais simples. O radical é (Si2O7)6-. 
Exemplos: Hemimorfita 
 
Ciclossilicatos (CICLO = CÍRCULO) 
 As unidades tetraédricas na estrutura desses minerais, também 
chamados de silicatos cíclicos, formam anéis ou cadeias fechadas, sendo 
que cada tetraedro compartilha dois oxigênios com os tetraedros vizinhos 
(dois oxigênios comuns ao tetraedros adjacentes). Os anéis ou as cadeias 
fechadas podem ser formadas, geralmente, por 3, 4 ou 6 unidades 
tetraédricas. O radical fundamental é (SiO3)n2-. 
Exemplos: Wollastonita, Berilo, Turmalina. 
 
 64 
Inossilicatos (INO = CORRENTE) 
 Na estrutura dos minerais pertencentes aos inossilicatos, dois 
oxigênios de cada tetraedro são compartilhados, constituindo uma corrente 
simples ou cadeias longitudinais de tetraedros (dois oxigênios comuns). 
Outras cadeias simples ligam-se através dos metais. 
 Radical (SiO3)2-. 
 Nos inossilicatos pode-se ter também a formação de cadeias múltiplas, 
onde várias cadeias simples se unem através do compartilhamento de 
oxigênios. Devem-se salientar, devido a sua importância, os inossilicatos de 
cadeia dupla, onde alguns tetraedros partilham 2 oxigênios e outros partilham 
3 (2 e 3 oxigênios comuns). As cadeias duplas ligam-se a outras através de 
metais e o radical fundamental do grupo é (Si4O11)6-. 
 Como íons metálicos ligam as cadeias paralelas dos inossilicatos 
simples ou duplos e essas ligações são mais fracas em relação às ligações 
Si-0, que são fortes e direcionais, esses minerais sofrem clivagem 
relativamente fácil, paralelamente às cadeias, formando fibras. 
Exemplos: Piroxênios (Augita) e Anfibólios (Hornblenda), ainda Tremolita e 
Actinolita, que são os Asbestos ou Amiantos. 
 
Filossilicatos (FILO = LÂMINA) 
 Na estrutura desse minerais os tetraedros formam verdadeiras lâminas, 
com a característica de que cada tetraedro compartilhe 3 oxigênios com os 
tetraedros vizinhos (3 oxigênios comuns). As camadas individuais 
superpostas são ligadas pelas forças eletrostáticas dos íons metálicos 
presentes. Como essas forças não são tão fortes quanto as ligações Si-O, os 
minerais deste grupo sofrem clivagem em folhas finas. O radical 
representativo e (Si2O5)2-. 
 Os minerais pertencentes ao grupo filossilicatos tem como unidade 
básica na sua composição lâmina(s) de tetraedro(s) de silício rodeado por 
oxigênios, como mostrado na figura a seguir. 
 65 
 
 
Figura 25 – Lâmina de tetraedros de silício e oxigênios. 
 
Lâmina(s) de tetraedro(s) de silício se combina(m), em diferentes 
feições, com lâmina(s) de octaedro(s) de Al ou Mg ou Fe, etc. 
 Se na lâmina de octaedros um cátion divalente (Mg, Fe2+) ocupar os 
espaços octaedrais, ter-se-á três cátions ocupando três posições octaédricas, 
então o mineral será chamado de trioctaedral, por exemplo: 
 
Figura 26. Lâmina de octaedros de Mg e hidroxilas, ou seja, lâmina trioctaedral. 
 
 66 
 Se na lâmina de octaedros um cátion trivalente ocupar os espaços 
octaedrais, apenas duas posições em cada três possíveis serão ocupadas e o 
mineral será chamado dioctaedral, por exemplo: 
 
Figura 27.