Apostila - Química Geral e Orgânica

Prévia do material em texto

QUÍMICA GERAL
 E ORGÂNICA
PROF.A MA. JULIANA LUNA BILHEIRO PEIXOTO
Reitor: 
Prof. Me. Ricardo Benedito de 
Oliveira
Pró-reitor: 
Prof. Me. Ney Stival
Diretora de Ensino a Distância: 
Profa. Ma. Daniela Ferreira Correa
PRODUÇÃO DE MATERIAIS
Diagramação:
Alan Michel Bariani/
Thiago Bruno Peraro
Revisão Textual:
Gabriela de Castro Pereira/
Letícia Toniete Izeppe Bisconcim/ 
Mariana Tait Romancini 
Produção Audiovisual:
Eudes Wilter Pitta / 
Heber Acuña Berger/ 
Leonardo Mateus Gusmão Lopes/
Márcio Alexandre Júnior Lara
Gestão da Produção: 
Kamila Ayumi Costa Yoshimura
Fotos: 
Shutterstock
© Direitos reservados à UNINGÁ - Reprodução Proibida. - Rodovia PR 317 (Av. Morangueira), n° 6114
 Prezado (a) Acadêmico (a), bem-vindo 
(a) à UNINGÁ – Centro Universitário Ingá.
 Primeiramente, deixo uma frase de Só-
crates para reflexão: “a vida sem desafios não 
vale a pena ser vivida.”
 Cada um de nós tem uma grande res-
ponsabilidade sobre as escolhas que fazemos, 
e essas nos guiarão por toda a vida acadêmica 
e profissional, refletindo diretamente em nossa 
vida pessoal e em nossas relações com a socie-
dade. Hoje em dia, essa sociedade é exigente 
e busca por tecnologia, informação e conheci-
mento advindos de profissionais que possuam 
novas habilidades para liderança e sobrevivên-
cia no mercado de trabalho.
 De fato, a tecnologia e a comunicação 
têm nos aproximado cada vez mais de pessoas, 
diminuindo distâncias, rompendo fronteiras e 
nos proporcionando momentos inesquecíveis. 
Assim, a UNINGÁ se dispõe, através do Ensino 
a Distância, a proporcionar um ensino de quali-
dade, capaz de formar cidadãos integrantes de 
uma sociedade justa, preparados para o mer-
cado de trabalho, como planejadores e líderes 
atuantes.
 Que esta nova caminhada lhes traga 
muita experiência, conhecimento e sucesso. 
Prof. Me. Ricardo Benedito de Oliveira
REITOR
UNIDADE
3WWW.UNINGA.BR
ENSINO A DISTÂNCIA
SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ............................................................................................................................................................. 4
PRINCÍPIOS ELEMENTARES DE ATOMÍSTICA ...................................................................................................... 5
O ÁTOMO MODERNO ................................................................................................................................................ 8
TABELA PERIÓDICA ................................................................................................................................................. 12
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS ........................................................................................................................ 15
LIGAÇÕES QUÍMICAS .............................................................................................................................................. 18
ESTRUTURA ATÔMICA, TABELA 
PERIÓDICA, PROPRIEDADES 
PERIÓDICAS E LIGAÇÕES 
QUÍMICAS
PROF.A MA. JULIANA LUNA BILHEIRO PEIXOTO
01
4WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
INTRODUÇÃO
Bem-vindo à Química! Você está prestes a embarcar em uma viagem fascinante que 
o levará ao centro da ciência. Neste curso você aprenderá que a química contribui para a 
compreensão da propriedade mais impressionante da matéria, a vida. Por fim, você será capaz 
de observar os objetos comuns do dia a dia, imaginar sua composição em termos de átomos e 
compreender como ela determina suas propriedades.
A química é uma ciência multidisciplinar nos temas que aborda e nas técnicas/tecnologias 
que utiliza para explicar a natureza. Originalmente, a química pode ser dividida em quatro grandes 
áreas do conhecimento: química inorgânica (estuda os compostos inorgânicos e a estrutura da 
matéria), química orgânica (estuda os compostos de carbono, suas reações e propriedades), 
química analítica (estuda técnicas de identificação e quantificação de substâncias químicas) e 
físico-química (estuda os aspectos termodinâmicos e cinéticos das substâncias e reações) 
Neste curso serão abordados, de forma geral, os conteúdos de inorgânica, orgânica e 
analítica. A literatura utilizada para elaboração deste material consiste basicamente nos livros dos 
autores Brown (2016), Atkins e Jones (2012), Bruice (2006), Solomons (2009) e Russell (2006). As 
referências complementares utilizadas foram todas referenciadas no texto.
Nesta primeira unidade, serão abordados os seguintes conteúdos; princípios elementares 
de atomística (uma breve revisão histórica do modelo atômico), caracterização da estrutura 
atômica e sua configuração eletrônica (o modelo atômico atual e suas implicações), os elementos 
químicos e sua aplicabilidade nos sistemas biológicos mediante o estudo da tabela periódica, 
propriedades periódicas dos elementos (raio atômico, energia de ionização e afinidade eletrônica) 
e ligações químicas. 
Sucesso em seus estudos! 
5WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
PRINCÍPIOS ELEMENTARES DE ATOMÍSTICA
Desde a Antiguidade, o ser humano tenta encontrar respostas para compreender 
a natureza e tudo que o cerca. Com o objetivo de explicar essas observações filósofos antigos 
especulavam sobre a natureza da ‘matéria’. Demócrito (460-370 a.C.) e outros filósofos gregos 
antigos pensavam que o mundo material deveria ser constituído de partículas indivisíveis muito 
pequenas que eram chamadas de átomos, o que significava ‘indivisíveis’. Entretanto, a estrutura 
atômica só começou a ser definida quando os químicos aprenderam a medir a quantidade de 
matéria que reagia com outra para formar uma nova substância. Essa teoria surgiu durante o 
período 1803-1807 no trabalho de John Dalton. Argumentando a partir de um grande número 
de observações, Dalton estabeleceu os seguintes postulados: 
1) Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas átomos;
2) Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes elementos 
são diferentes e têm diferentes propriedades (e também diferentes massas);
3) Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos de átomos por meio 
de reações químicas; os átomos não são criados nem destruídos nas reações químicas;
4) Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento se combinam; 
um determinado composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos.
De acordo com a teoria atômica de Dalton, átomos são os componentes básicos da 
matéria. Eles são as menores partes de um elemento que mantêm a identidade química desse 
elemento.
O físico inglês J. J. Thomson, em 1887, através de experimentos com tubos de Crookes, 
mostrou que as partículas em raio catódico são carregadas negativamente. Os raios catódicos 
(elétrons) são formados na placa negativa à esquerda e acelerados em direção à placa positiva, 
que possui um orifício no centro. Um feixe de elétrons passa através do orifício e é desviado 
pelos campos magnéticos e elétricos. A razão carga-massa dos elétrons foi determinada pela 
medida dos efeitos dos campos magnéticos e elétricos na direção do feixe (Figura 1). Essas 
medidas permitiram calcular um valor de 1,76 x 108 coulomb por grama para a proporção de 
carga elétrica do elétron em relação a sua massa. 
Figura 1 – Diagrama do tubo de raios catódicos de J.J. Thomson. Fonte: Openstax, CC BY 4.0 (2012).
6WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Para explicar os fenômenos anteriores, J. J. Thomson propôs que o átomo é constituído 
de uma esfera positiva grande e difusa, no qual os elétrons eram encaixados (esse modeloficou 
conhecido como pudim de passas, observe a Figura 2).
Figura 2 - A estrutura do átomo da teoria de Thomson é análoga a um pudim de passas, uma sobremesa 
inglesa (à esquerda). Fonte: Openstax, CC BY 4.0 (2012).
A descoberta, em 1890, de que certos elementos eram radioativos possibilitou a 
compreensão de que esses elementos emitem radiação de alta energia, da qual há três tipos: 
partículas alfas (α), partículas beta (β) e raios gama (γ). Uma partícula alfa carrega uma carga 
positiva e tem uma massa que é muito maior do que um elétron. Rutherford, Geiger e Marsden 
lançaram um fluxo de partículas alfa emitidos por uma pequena quantidade do elemento radioativo 
polônio em várias folhas finas de diversos materiais como mica, papel e ouro. Observaram que, 
embora muitas partículas atravessassem as folhas em linha reta, algumas foram espalhadas ou 
desviadas da linha reta (Figura 3). 
Os três cientistas ficaram intrigados pelo espalhamento da partícula alfa e projetaram 
um aparelho para medir o ângulo do desvio sofrido pelas partículas alfa, quando estas passavam 
através de uma folha extremamente fina de ouro. Neste aparelho, indicado esquematicamente na 
Figura 3, as partículas alfas foram detectadas por um darão formado sobre um anteparo revestido 
com uma camada de sulfeto de zinco fosforescente. O anteparo era móvel e o espalhamento das 
partículas através de diferentes ângulos poderia ser detectado e os ângulos, medidos.
Figura 3 – Experimento de Rutherford sobre espalhamento de partículas α. Fonte: Brown (2016).
7WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Figura 4 – Experimento de Rutherford sobre espalhamento de partículas α mostrando a Lâmina de ouro 
formada por núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios. Fonte: Brown (2016).
Em 1911, Rutherford estava apto a admitir que a lâmina de ouro não era constituída 
de átomos maciços e justapostos, como pensaram Dalton e Thomson. Ao contrário, ela seria 
formada por núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios (Figura 
4).
A maior parte do volume total do átomo consiste em grandes espaços vazios que explicam 
por que a grande maioria das partículas α não sofre desvios. Todavia, lembrando que as partículas 
α são positivas, é fácil entender que: no caso de uma partícula α passar próximo de um núcleo 
(também positivo), ela será fortemente desviada; no caso extremo de uma partícula α chocar 
diretamente com um núcleo, ela será repelida para trás. Para completar seu modelo, Rutherford 
imaginou que ao redor do núcleo estavam girando os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam 
contrabalançar a carga positiva do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Sendo 
muito pequenos e estando muito afastados entre si, os elétrons não iriam interferir na trajetória 
das partículas α. Em resumo, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo representaria 
o Sol; e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares e formando a chamada 
eletrosfera. 
Rutherford sugeriu que a carga positiva de um núcleo atômico deve-se a presença de 
um número destas partículas, que em 1920 ele denominou de prótons e que embora os prótons 
contivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor sua massa. O problema da 
massa extra foi resolvido quando, em 1932, o físico inglês J. Chadwick descobriu uma partícula 
que tinha aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não era carregada eletricamente.
8WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
O ÁTOMO MODERNO
Os físicos têm contribuído muito sobre a constituição do núcleo atômico. As descobertas 
de partículas que compõem o núcleo têm aumentado muito e tende a crescer ainda mais. 
Entretanto, o modelo atual do átomo está fundamentado no de Rutherford. Quimicamente falando, 
é possível admitir uma visão simplista do átomo porque apenas três partículas subatômicas - 
próton, nêutron e elétron, - influenciam o comportamento químico. No entanto, a menor carga 
possível corresponde aos prótons e elétrons, cujos valores relativos são +1 e -1, respectivamente. 
O átomo não possui carga devido ao número de prótons ser igual ao número de elétrons. A 
soma das massas dos elétrons em um átomo é praticamente desprezível em comparação com a 
massa dos prótons e nêutrons. Portanto, a carga presente na composição de m núcleo, isto é, a 
quantidade de prótons, é a grandeza que caracteriza um elemento. Um elemento químico, por 
sua vez, corresponde a um conjunto de átomos com o mesmo número de prótons.
IDENTIFICAÇÃO DO ÁTOMO
A identificação de um átomo individual (ou seu núcleo) é normalmente realizada 
especificando dois números inteiros: o número atômico Z e o número de massa A. 
 O número atômico Z corresponde o número de prótons no núcleo e 
 O número de massa A é a soma de prótons e nêutrons contidos no núcleo.
A = Z + N
 Pode-se concluir com estas definições que o número de nêutrons no núcleo é igual a:
N = A - Z
 Para a notação dos elementos, recomenda-se que o número atômico (Z) seja escrito 
abaixo do símbolo (X), e o número de massa (A) acima. Ambos os números à esquerda. 
A
Z X
Por exemplo, refere-se a um átomo de carbono com número atômico 6 e número de 
massa 12.
12 C
 6
Nesse site, são disponibilizados vídeos, simulações e animações re-
lacionadas a disciplina de química em especial sobre os experimen-
tos realizados por Thomson e Rutherford. Para compreender mais 
sobre os modelos atômicos, acesse o site:
<http://www.e-quimica.iq.unesp.br/> 
9WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
ISÓTOPOS
Os átomos que têm o mesmo número atômico (e pertencem ao mesmo elemento) e 
diferentes números de massas são chamados de isótopos do elemento. Como os isótopos de um 
elemento têm o mesmo número de prótons e o mesmo número de elétrons, eles têm essencialmente 
as mesmas propriedades físicas e químicas. O hidrogênio tem três isótopos. O mais comum 
(1H) não tem nêutrons; logo o núcleo formado por um próton isolado. Os outros dois isótopos 
são menos comuns, mas são tão importantes em química e física nuclear que recebem nomes e 
símbolos especiais. O isótopo que possui um nêutron (2H) é chamado de deutério (D) e o outro, 
com dois nêutrons (3H), de trítio (T).
DISTRIBUIÇÃO DE ELÉTRONS EM UM ÁTOMO
A energia cinética dos elétrons gerada por seu movimento contínuo repele a força de 
atração exercida pela carga positiva dos prótons, caso contrário, puxariam a carga negativa 
do elétron para o interior do núcleo. Durante muito tempo, os elétrons foram considerados 
partículas, como se fossem planetas orbitando o núcleo de um átomo.
 Em 1924, o físico Francês Louis de Broglie propôs que os elétrons também apresentavam 
propriedades ondulatórias. Fez isso combinando a relação desenvolvida por Einstein, que associa 
massa e energia, com a relação desenvolvida por Planck, que associa frequência a energia. As 
evidências de que os elétrons possuíam propriedades de onda incentivaram os físicos a sugerir 
um conceito matemático conhecido como mecânica quântica.
Em 1926, o físico Austríaco Erwin Schrödinger propôs uma equação, conhecida como 
equação de onda de Schrödinger, que incorpora tanto o movimento ondulatório como o de 
partícula do elétron. Seu trabalho abriu uma nova maneira de lidar com partículas subatômicas 
conhecida como mecânica quântica. A mecânica quântica utiliza as mesmas equações matemáticas 
que descrevem o movimento da onda de uma corda de violão para caracterizar o movimento de 
um elétron em torno do núcleo. De acordo com Schrödinger, o comportamento de cada elétron 
em um átomo ou molécula pode serdescrito por uma equação de onda. As soluções para a 
equação de Schrödinger são chamadas funções de onda ou orbitais. Elas nos revelam a energia 
de um elétron e a região do espaço em torno do núcleo onde é mais provável se encontrar um 
elétron.
A mecânica quântica sugere que o elétron em um átomo pode ser encontrado nas 
camadas concêntricas que rodeiam os núcleos, sendo a primeira camada a mais próxima do 
núcleo. A próxima camada, a segunda, está longe do núcleo, e mais distante são a terceira 
camada e as demais camadas, as maiores. Cada camada contém subcamadas conhecidas como 
orbitais atômicos. Cada orbital atômico tem forma e energia características e ocupa uma região 
característica no espaço, que é prevista pela equação de Schrödinger. É importante saber que 
quanto mais perto o orbital atômico está do núcleo, menor é sua energia. Os orbitais em um 
átomo são agrupados em conjuntos chamados subcamadas. Em átomos no estado fundamental, 
há quatro tipos de subcamadas que são ocupadas por elétrons, designadas por s, p, d e f, que 
consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente.
Um agrupamento de subcamadas é denominado camada. Todos os elétrons em uma dada 
camada estão a mesma distância média do núcleo. 
10WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
OS NÚMEROS QUÂNTICOS
Os números quânticos representam uma maneira de designar a energia do elétron no 
átomo e são muito importantes para determinar a posição dos elétrons nos átomos.
1) O número quântico principal, n, designa a camada em que o elétron se encontra. Os 
valores permitidos para n são números inteiros positivos: 1, 2, 3, 4... O valor do número quântico 
principal indica para o elétron sua distância média do núcleo, iniciando por n = 1, a camada mais 
próxima do núcleo;
2) Número quântico azimutal, l, especifica a subcamada e, assim, a forma do orbital. 
O número quântico azimutal pode apresentar valores inteiros de zero até n - 1. L = 0 designa 
uma subcamada, o que significa que o orbital s é esfericamente simétrico. L = 1 designa uma 
subcamada p, o que quer dizer que o orbital apresenta a forma típica de dois lobos de um orbital 
p. Da mesma forma, l = 2 designa uma subcamada d e l =3, uma subcamada f;
3) Número quântico magnético, ml, fornece informação sobre a orientação de um orbital 
no espaço. Pode assumir valores inteiros no intervalo de -1 a +1. Vimos que para a subcamada 
d, l = 2, então, para esta subcamada, ml pode ser igual a -2, -1, 0, +1 ou +2, cinco valores 
correspondentes aos cinco orbitais da subcamada d;
4) Número quântico spin, ms, especifica o spin do elétron e possui um valor de + 1/2 ou 
–1/2. Foi primeiro interpretado como indicador dos dois sentidos opostos nos quais o elétron 
pode girar. Uma carga giratória produz um campo magnético. Os dois sentidos opostos de 
rotação produzem campos magnéticos diretamente opostos, como mostrado na Figura 5.
Figura 5 - O elétron se comporta como se estivesse girando em volta de um eixo através de seu centro. 
Fonte: Brown (2016).
Para compreender mais sobre química quântica, leia o artigo que 
está no site: http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/mod-te-
or.pdf. 
Neste artigo há informações sobre a matéria e sua constituição 
(prótons, elétrons e nêutrons). Nele são apresentados também os 
principais aspectos relacionados ao conceito e ao formalismo da 
química quântica.
11WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
O spin eletrônico é crucial para o entendimento das estruturas eletrônicas dos átomos. 
Em 1925, o físico austríaco Wolfgang Pauli (1900-1958) descobriu o princípio que governa a 
distribuição dos elétrons em átomos polieletrônicos. O princípio da exclusão de Pauli afirma 
que dois elétrons em um átomo não podem possuir o mesmo conjunto dos quatro números 
quânticos n, l, ml, e ms.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS 
  A configuração eletrônica no estado fundamental de um átomo descreve o orbital 
ocupado pelos seus elétrons quando eles estão em orbitais disponíveis com menor energia. Se 
energia é dada ao átomo no estado fundamental, um ou mais elétrons podem passar para orbitais 
de maior energia. O átomo poderá estar em uma configuração eletrônica no estado excitado. 
Essa ordem de energia foi deduzida pela mecânica quântica é dada pelo diagrama de Pauling, 
conforme esquema apresentado na Figura 6.
Podemos resumir qualquer configuração eletrônica escrevendo o símbolo para cada 
subnível ocupado e adicionando um índice superior para indicar o número de elétrons em cada 
subnível. Por exemplo, para o lítio escrevemos 1s2 2s1 (lê-se ‘1s dois, 2s um’). 
 (a) (b) 
Figura 6 - Número máximo de elétrons nos subníveis (a) Sequência de preenchimento das subcamadas(b). 
Fonte: Russell (2006).
Podemos também mostrar a distribuição dos elétrons como:
Nesse tipo de representação, que chamaremos configuração de quadrículas, cada orbital é 
representado por uma quadrícula e cada elétron, por uma meia-seta. Uma meia-seta apontando 
para cima representa um elétron com número quântico magnético de spin positivo (ms = +1/2) 
e a meia-seta apontando para baixo representa um elétron com número quântico magnético de 
spin negativo (ms= -1/2).
12WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
TABELA PERIÓDICA
 
A Tabela Periódica foi desenvolvida primeiramente por Mendeleev e Meyer, baseada 
nas simililaridades das propriedades química e físicas exibidas por certos elementos. Moseley, 
estabeleceu que os elementos estão dispostos em ordem crescente de número atômico, pois nesta 
disposição muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na 
sequência de seus números atômicos. Essa é a base da tabela periódica moderna.
As colunas verticais da Tabela Periódica são chamadas grupos (Figura 7). Estes grupos 
identificam as principais famílias dos elementos. As colunas mais altas (Grupos 1, 2 e 13 até 18) 
são chamadas de grupo principal da Tabela. As linhas horizontais são chamadas de períodos e 
são numeradas de cima para baixo. 
Figura 7 - A estrutura da Tabela Periódica. Fonte: Brown (2016).
As quatro regiões retangulares da Tabela são chamadas de blocos e, por razões relacionadas 
com a estrutura atômica, são chamados de s, p, d e f. Os membros do bloco d, com exceção dos 
elementos do Grupo 12 o grupo do zinco) são chamados de metais de transição. Os membros do 
bloco f, que são mostrados abaixo da tabela principal (para economizar espaço) são metais de 
transição internos (Figura 08).
13WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Figura 08 - Diagrama de bloco da tabela periódica mostrando a disposição dos elementos de acordo com 
tipo de orbital preenchido pelos elétrons. Fonte: Brown (2016).
No topo da Tabela Periódica, sozinho, está o hidrogênio. Algumas Tabelas colocam o 
hidrogênio no Grupo 1, outros no Grupo 17 e outros ainda em ambos os grupos. Este material 
tratará como um elemento muito especial e não o colocamos em grupo algum. 
Os elementos são classificados como metais e não-metais. Um metal conduz eletricidade, 
tem brilho, é maleável e flexível. Um não-metal não conduz eletricidade e não é maleável nem 
flexível.
TABELA PERIÓDICA E CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
As configurações eletrônicas dos elementos variam à medida que passamos de um 
elemento para outro ao longo da tabela periódica. O hidrogênio tem um elétron, que ocupa o 
orbital 1s em seu estado fundamental.
O próximo elemento, o hélio, tem dois elétrons. Uma vez que dois elétronscom spins 
contrários podem ocupar um orbital, ambos os elétrons do hélio estão em um orbital 1s.
Os dois elétrons presentes no hélio completam o primeiro nível. Essa distribuição 
representa uma configuração muito estável, como é evidenciado pela inatividade química do 
hélio.
14WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
As configurações eletrônicas do lítio e de vários elementos posteriores a ele na tabela 
periódica são mostradas no Tabela 1. Para o terceiro elétron do lítio, a mudança no número 
quântico principal representa um salto largo na energia e um salto correspondente na distância 
média do elétron ao núcleo. Ela representa o início de um novo nível de elétrons. Pode-se observar 
pelo exame da tabela periódica, o lítio começa um novo período da tabela periódica.
Para o correto preenchimento dos orbitais é preciso obedecer a regra de Hund que afirma 
que para orbitais degenerados, a menor energia será obtida quando o número de elétrons como o 
mesmo spin for maximizado. Isso significa que os elétrons ocuparão individualmente os orbitais 
até a máxima extensão possível, com o mesmo número quântico magnético de spin. Diz-se que 
os elétrons distribuídos dessa forma têm spins paralelos.
Quadro 1 – Configurações eletrônicas de vários elementos mais leves
Fonte: Brown (2016).
Pode-se escrever a configuração eletrônica de um elemento de forma condensada. A 
forma condensada consiste na configuração eletrônica do gás nobre de menor número atômico 
mais próximo representada por seu símbolo químico entre colchetes. Para o lítio e sódio suas 
configurações condensadas podem ser representadas como: 
Li: [He]2s1 Na: [Ne]3s1
APLICAÇÕES DOS ELEMENTOS
A tabela periódica atual conta com 118 elementos, entretanto menos de 30 elementos de 
ocorrência natural são essenciais para os organismos. A maioria dos elementos essenciais tem 
um número atômico relativamente baixo. 
Os quatro elementos químicos mais abundantes nos organismos vivos, em termos de 
porcentagem do total de número de átomos, são hidrogênio, oxigênio, nitrogênio e carbono, que 
juntos constituem mais de 99% da massa da célula. (DAVID, MICHAEL, 2014).
Alguns elementos químicos podem ser utilizados como biomateriais que pode ser definido 
como dispositivos que entram em contato com sistemas biológicos (incluindo fluidos biológicos), 
com aplicações diagnósticas, vacinais cirúrgicas ou terapêuticas, podendo ser constituídos de 
compostos de origem sintética ou natural. Dos diversos tipos de matérias-primas disponíveis para 
a obtenção de biomateriais, a classe dos metais destaca-se por apresentar excelente desempenho 
mecânico, como alta resistência à fadiga e à fratura. Devido a estas características, os metais têm 
sido amplamente utilizados como componentes estruturais visando à substituição, reforço ou 
estabilização de tecidos rígidos, os quais são constantemente submetidos a altas cargas de tração 
e compressão. Neste âmbito, as aplicações mais comuns incluem fios, parafusos e placas para 
fixação de fraturas, implantes dentários e próteses para substituição de articulações.
15WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Atualmente, os metais mais utilizados na área médica são os grupos dos aços inoxidáveis 
(carbono e ferro), as ligas de titânio e o titânio comercialmente puro, e as ligas à base de cobalto-
cromo. No Quadro 2, estão detalhados os principais tipos de metais ou ligas e exemplos de suas 
aplicações mais frequentes (PIRES et.al., 2015).
Quadro 2 - Principais metais e ligas e respectivas aplicações na área biomédica. 
METAL OU LIGA APLICAÇÕES
Aço inox 316L Fixação de fraturas, stents, instrumentos cirúrgicos
Ti-Al-V, Ti-Al-Nb, Ti-Mo-Zr-Fe Substituição de ossos e articulações, implantes dentários, encapsulação de marca-passo
Co-Cr-Mo, Cr-Ni, Cr-Mo
Substituição de ossos e articulações, restau-
rações e implantes dentários, válvulas cardía-
cas
Ni-Ti Placas ósseas, stents, fios ortodônticos
Ligas de ouro, amálgama de Hg-Ag-Sn Restaurações dentárias
Prata Agente antimicrobiano
Platina e Pt-Ir Eletrodos
Fonte: Pires et. al (2015).
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS
Algumas das propriedades dos elementos mostram variações periódicas em função do 
número atômico. Neste tópico serão descritos a variação de três importantes propriedades: raio 
atômico, energia de ionização e afinidade eletrônica.
CARGA NUCLEAR EFETIVA
Várias propriedades dos átomos são determinadas pela carga nuclear efetiva sofrida por 
seus elétrons mais externos, ou de valência. Sabe-se que a os elétrons mais internos blindam ou 
protegem os elétrons mais externos da carga total do núcleo. Visto que os elétrons mais internos 
estão situados basicamente entre o núcleo e os elétrons mais externos, eles são mais eficientes em 
blindar os elétrons mais externos. No entanto, os elétrons de mesmo nível dificilmente blindam 
uns aos outros da carga do núcleo. Dessa forma, a carga nuclear efetiva sofrida pelos elétrons 
mais externos é determinada basicamente pela diferença entre a carga do núcleo e a carga dos 
elétrons internos.
16WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
RAIO ATÔMICO
Raio atômico de um elemento é definido como a metade da distância entre os núcleos de 
dois átomos vizinhos Figura 9.
Figura 09 - Ilustração de um raio atômico. Fonte: Atkins (2012).
Na Figura 10 são apresentados alguns raios atômicos, observe a periodicidade o raio 
atômico geralmente decresce da esquerda para direita ao longo de um período e cresce de cima 
para baixo em um grupo.
Figura 10 - Os raios atômicos do grupo principal da tabela periódica Fonte: Atkins (2012).
RAIO IÔNICO
Os tamanhos dos íons consistem na distância entre íons vizinhos em um composto 
iônico. Um cátion é formado pela perda de um ou mais elétrons, desocupando os orbitais mais 
extensos, diminuindo assim as repulsões totais elétron-elétron. Como consequência, os cátions 
são menores que os átomos que lhes dão origem, como apresentado na Figura 11. O contrário é 
válido para íons negativos (ânions). Quando elétrons são adicionados a um átomo neutro para 
formar um ânjon, o aumento das repulsões elétron-elétron faz com que os elétrons se espalhem 
mais no espaço. Assim, os ânions são maiores que os átomos de origem.
17WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Figura 11 - Comparação dos raios em angstrom de átomos neutros e íons para vários dos grupos de 
elementos representativos. Fonte: Brown (2016).
ENERGIA IONIZAÇÃO
A ionização é um processo de formação de um íon positivo pela remoção de um elétron. 
A energia de ionização é a mínima energia necessária para retirada de um elétron de um átomo 
isolado, no seu estado fundamental. A primeira energia de ionização, é a energia necessária para 
remover o primeiro elétron de um átomo neutro. Por exemplo, para o cobre,
Cu(g) → Cu+(g) + e-(g) energia requerida =I1 (785kJ/mol)
A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para retirada do segundo 
elétron, e assim por diante, para remoções de elétrons adicionais. Portanto, I2, para o átomo de 
cobre, é a energia associada com o seguinte processo:
Cu+(g) → Cu+2(g) + e-(g) energia requerida =I2 (1955kJ/mol)
Quanto maior a energia de ionização, mais difícil remoção de um elétron.
18WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
A energia de ionização geralmente decresce de cima para baixo em um grupo. O 
decréscimo significa que é necessário menos energia para remover um elétron de um átomode 
césio do que de um átomo de sódio, por exemplo. Com raras exceções, a primeira energia de 
ionização cresce da direita para a esquerda no período. Espera-se que os elementos com baixa 
energia de ionização formem cátions facilmente e que conduzam eletricidade em suas formas 
sólidas.
AFINIDADE ELETRÔNICA
A afinidade eletrônica de um átomo pode ser definida como a quantidade de energia, 
necessária no processo em que um átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um 
elétron formando um íon negativo.
Quando um átomo tende a ganhar um elétron, energia é liberada e, assim, a quantidade 
de energia para o processo é negativa. Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, 
maior a tendência do átomo em receber elétrons. 
A afinidade eletrônica é uma propriedade muito menos periódica que o raio e energia de 
ionização. No entanto, uma larga tendência é claramente visível: a afinidade eletrônica é maior 
próximo no canto direito superior da Tabela Periódica (Figura 12), perto do oxigênio, enxofre e 
halogênios. Nesses os átomos, o elétron adicionado ocupa um orbital p próximo ao núcleo com 
carga alta e sentindo sua forte atração.
Figura 12 - A variação da afinidade eletrônica dos elementos dos grupos principais. Fonte: Atkins (2012).
LIGAÇÕES QUÍMICAS
As propriedades das substâncias são determinadas em grande parte pelas ligações 
químicas que mantêm seus átomos unidos. 
Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante de seus dois 
núcleos e seus elétrons tiver energia mais baixa que a energia total dos átomos separados. Existem 
três tipos gerais de ligações químicas: iônica, covalente e metálica. Nesta unidade focalizaremos 
duas das forças de interações mais fortes: a ligação iônica e a ligação covalente.
19WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
OS SÍMBOLOS DE LEWIS
Lewis, um químico norte-americano, sugeriu uma forma simples de colocar os elétrons 
em átomos, íons ou moléculas. O método consiste em representar elétron de valência como um 
ponto em torno do símbolo do elemento. Um ponto, apenas, representa um elétron sozinho; um 
par de pontos representa dois elétrons. Exemplos dos símbolos de Lewis dos átomos são:
Os pontos podem ser colocados acima, abaixo e dos lados esquerdo e direito. Cada lado 
pode acomodar até dois elétrons. Todos os lados do símbolo são equivalentes; a colocação de dois 
elétrons em um lado e um elétron do outro é arbitrária.
Um átomo de oxigênio, por exemplo, possui 6 elétrons de valência (Família 16), sua 
configuração eletrônica e estrutura de Lewis, portanto, são:
REGRA DO OCTETO
Os átomos normalmente ganham, perdem ou compartilham seus elétrons para alcançar 
o número de elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Os gases nobres têm 
distribuições eletrônicas muito estáveis, como evidenciados por suas altas energias de ionização, 
baixas afinidades por elétrons adicionais e deficiência geral de reatividade química. 
 Como todos os gases nobres (exceto o He), têm oito elétrons de valência, e muitos átomos 
sofrendo reações também terminam com oito elétrons de valência. Essa observação levou a uma 
norma conhecida como regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar 
elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência.
LIGAÇÃO IÔNICA
Uma ligação iônica é o resultado da atração eletrostática de íons com cargas opostas. 
Este tipo de ligação ocorre com transferência de elétrons entre um metal com baixa energia 
de ionização e um não-metal com alta afinidade eletrônica. Usando a representação de Lewis 
podemos representar essa reação como a seguir:
 
A transferência de um elétron do átomo de sódio para um átomo de cloro é indicada pela 
seta. Cada íon tem um octeto de elétrons.
Os compostos iônicos formados a partir de metais dos grupos 1, 2 e 13 formem cátions 
com cargas 1+,2+ e 3+, respectivamente. Já os compostos iônicos de não-metais dos grupos 
15, 16 e 17 geralmente têm ânions de cargas 3-, 2- e 1-, respectivamente. Não é muito comum 
compostos iônicos de não-metais do grupo 14 tais como C, Si e Ge. Os elementos mais pesados 
do grupo 4A (Sn e Pb) são metais e encontrados normalmente como cátions 2+ em compostos 
iônicos: Sn2+ e Pb2+
20WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
 A energia necessária para formação de ligações iônicas é fornecida, pela atração coulômbica 
entre íons de cargas opostas resultando num sólido iônico com empacotamento regular (Figura 
13). Essa forte atração que une íons de cargas opostas responde pelas propriedades típicas dos 
sólidos iônicos, tais como seus altos pontos de fusão e sua fragilidade. Uma temperatura muito 
alta é necessária antes de que os íons sejam capazes de moverem-se para longe uns dos outros 
para formar um líquido.
Figura 13 - A estrutura de um sólido iônico. Fonte: Wikimedia Commons (2006).
LIGAÇÃO COVALENTE
 A ligação covalente ocorre quando os dois átomos têm a mesma tendência de ganhar e 
perder elétrons. Nesse caso não ocorre transferência total de elétrons, mas um compartilhamento 
de elétrons entre os átomos que estão fazendo a ligação.
O exemplo mais simples possível de ligação covalente é a molécula de hidrogênio 
(H2). À medida que dois átomos de hidrogênio se aproximam um do outro, surgem interações 
eletrostáticas entre eles. A carga positiva dos núcleos repele-se mutuamente, da mesma forma 
que os dois elétrons carregados negativamente, enquanto o núcleo e os elétrons atraem um ao 
outro. Para que a molécula de H2 exista e seja estável, as forças atrativas devem exceder as forças 
repulsivas.
ESTRUTURAS DE LEWIS
A formação da molécula de H2 pode ser representada da seguinte maneira:
A formação do Cl2 pode ser representada como mostrado abaixo:
21WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Nos dois exemplos o par compartilhado entre os dois símbolos. Os seis elétrons que 
sobraram na formação de Cl2 são organizados entre pares ao redor dos átomos de Cloro e são 
chamados de pares não-ligantes ou pares não-compartilhados. Os elétrons entre os dois símbolos 
são chamados de elétrons ligantes.
Para montar as estruturas de Lewis, normalmente colocamos cada par de elétrons 
compartilhados entre os átomos como um traço e os pares de elétrons não compartilhados como 
pares de pontos. As estruturas de Lewis para H2 e Cl2 podem ser representadas como a seguir:
Uma maneira bem simples de montar as estruturas de Lewis é partir do princípio de que 
nos não-metais, o número de elétrons de valência em um átomo neutro é o mesmo do número 
do grupo sem o número um. Por exemplo, os elementos da coluna 17 apresentam 7 elétrons 
na camada de valência, como o F, formariam uma ligação covalente para atingir um octeto; os 
elementos de 16, como O, formariam duas ligações covalentes; os elementos de 15, como o N, 
formariam três ligações covalentes; e os elementos de 4A, como C, formariam quatro ligações 
covalentes. Essas previsões valem para muitos compostos como os apresentados abaixo:
O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação covalente simples, 
geralmente chamada ligação simples. Em muitas moléculas, os átomos atingem os octetos pelo 
compartilhamento de mais de um par de elétrons entre eles. Quando dois pares de elétrons são 
compartilhados, dois traços são desenhados, representando uma ligação dupla. No dióxido de 
carbono, por exemplo, as ligações ocorrem entre o carbono, que tem quatro elétrons no nível de 
valência, e o oxigênio, que tem seis. Já o nitrogênio possui 5 elétrons de valência, três pares de 
elétrons, portanto devem ser compartilhados para atingir aconfiguração de octeto.
RESSONÂNCIA
A estrutura de Lewis consiste num resumo esquemático representado pelos elétrons de 
valência na molécula. Algumas vezes, entretanto, não é possível representar uma partícula com 
uma única, estrutura de Lewis. Um exemplo é a molécula de ozônio, O3, que apresenta a seguinte 
geometria:
22WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Figura 14 - Estrutura molecular do ozônio. Fonte: Brown (2016).
Escrevendo a estrutura de Lewis para esta molécula nota-se que é possível escrever não 
somente uma estrutura, mas duas: 
 Estrutura 1 Estrutura 2
A colocação dos átomos nas duas estruturas de Lewis alternativas para o ozônio é a 
mesma, mas a colocação dos elétrons é diferente. Quando duas ou mais estruturas de Lewis 
podem ser escritas para uma mesma molécula, e as propriedades da molécula são intermediárias 
(distância de ligação, força, etc.) às esperadas para estas estruturas, então as duas formas são 
escritas lado a lado com uma seta de duas pontas entre elas: 
A estrutura da molécula de ozônio é conhecida como um híbrido de ressonância 
das formas I e II, ou seja, é uma forma intermediária entre I e II e não pode ser representada 
satisfatoriamente por uma simples estrutura de Lewis. Cada ligação O-O não é simples, nem 
dupla, é intermediária. 
CARGA FORMAL
As estruturas de Lewis, diferentes na maioria das vezes, não dão a mesma contribuição 
para a estrutura de ressonância. É possível decidir quais estruturas são as maiores contribuintes 
pela análise de como os elétrons são compartilhados em cada uma e atribuindo uma carga formal 
para cada átomo. Quanto menor for o valor da carga formal para uma estrutura, maior será sua 
configuração para o híbrido de ressonância.
A carga formal de um átomo é igual ao número de elétrons de valência no átomo isolado 
menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis. 
23WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
A carga formal pode ajudar a diferenciar estruturas de Lewis alternativas, como na 
molécula de CO2, por exemplo, que pode ser representado como tendo duas ligações duplas. 
Entretanto, a regra do octeto é também obedecida em uma estrutura de Lewis contendo uma 
ligação simples e uma tripla. Calculando a carga formal para cada átomo nessas estruturas, temos:
A estrutura mais estável tem: 
• A carga formal mais negativa nos átomos mais eletronegativos;
• A carga formal mais baixa em cada átomo; 
✓ Portanto, a estrutura O=C=O é a mais provável, pois nela todos os átomos possuem 
carga formal zero.
A FORMA DA MOLÉCULA E A SUA ESTRUTURA
Uma estrutura de Lewis representa uma localização aproximada dos elétrons ligantes 
e dos pares isolados em uma molécula. No entanto, por se tratar de um diagrama em duas 
dimensões da ligação entre os átomos, com exceção dos casos mais simples, não pode descrever 
corretamente a geometria da molécula.
O modelo de repulsão de pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR) fornece um 
método confiável de prever as formas das moléculas e dos íons poliatômicos. Este modelo é 
baseado na ideia de que pares de elétrons isolados e de ligação na camada de valência de um 
elemento repelem uns aos outros e buscam ficar o mais longe possível uns dos outros. As posições 
adotadas pelos elétrons de valência de um átomo definem assim os ângulos entre ligações de 
átomos vizinhos. A teoria VSEPR tem êxito na previsão das geometrias das moléculas e dos 
íons dos elementos do grupo principal. Entretanto, é menos eficaz para prever geometrias dos 
compostos que apresentam metais de transição.
Para compreender mais sobre ligações químicas, acesse o site: 
<http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/04/ligacoes.pdf>. 
Neste artigo são apresentadas a natureza da ligação química reve-
lada a partir da estrutura eletrônica dos átomos, mostrando como 
esta afeta as propriedades macroscópicas das substâncias. Os três 
tipos mais comuns de ligações químicas, consideradas fortes e que 
estão presentes na maioria das moléculas (ligação iônica, ligação 
covalente e ligação metálica), são discutidas em detalhe.
24WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
A geometria molecular, por sua vez, descreve o arranjo espacial do átomo central e dos 
átomos ligados diretamente a ele. Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo 
dos átomos que a compõem. As principais classificações são lineares, angular, trigonal plana, 
tetraédrica, piramidal e octaédrica (KOTZ, 2009).
Um par ligante de elétrons, portanto, define uma região no espaço, na qual é mais provável 
que os elétrons sejam encontrados. Chamaremos tais regiões de domínio de elétron. Igualmente, 
um par não-ligante (ou par solitário) de elétrons define um domínio de elétron localizado em 
certo átomo. Por exemplo, a estrutura de Lewis de NH3 tem um total de quatro domínios de 
elétrons ao redor do átomo de: nitrogênio central (três pares ligantes e um não-ligante).
Em geral um domínio de elétron consiste em um par não-ligante, uma ligação simples ou 
uma ligação múltipla.
Uma vez que os domínios de elétrons são carregados negativamente, eles se repelem. A 
melhor disposição de determinado número de domínios de elétrons é a que minimiza as repulsões 
entre eles. Essa simples ideia é a base do modelo de repulsão dos pares eletrônicos.
A distribuição dos domínios de elétrons ao redor do átomo central de uma molécula ou 
íon é chamada arranjo. A geometria molecular é a distribuição dos átomos no espaço. No modelo 
de repulsão dos pares eletrônicos, determinamos a geometria molecular de uma molécula ou íon 
a partir de seu arranjo.
Para determinar as formas espaciais das moléculas com o modelo VSEPR, pode-se seguir 
os passos abaixo:
1) Desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon e conte o número total de domínios 
de elétrons ao redor do átomo central. Cada par de elétrons não-ligante, cada ligação simples, 
cada ligação dupla e cada ligação tripla são contados como um domínio de elétron;
2) Determine o arranjo organizando o número total de domínios de elétrons de tal forma 
que a repulsão entre eles seja minimizada, como mostrado nas Tabela 3 e 4;
3) Use a distribuição dos átomos ligados para determinar a geometria molecular.
É possível determinar forma espacial da molécula de CO2 seguindo esses passos:
 Passo 1- determinar a estrutura de Lewis. Por essa estrutura nota-se dois domínios de 
elétrons (duas ligações duplas) ao redor do átomo de carbono central. Dois domínios de elétrons 
se distribuirão para dar um arranjo linear e o ângulo da ligação O-C-O é de 180o.
25WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Quadro 3 - Arranjos e formas espaciais para moléculas com dois, três e quatro domínios 
de elétrons ao redor do átomo central
Fonte: Brown (2016).
26WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Quadro 4 - Arranjos e formas espaciais para moléculas com cinco, seis domínios de 
elétrons ao redor do átomo central
Fonte: Brow (2016).
POLARIDADE DA LIGAÇÃO E ELETRONEGATIVIDADE
Os modelos usados para representar a ligação covalente e iônica correspondem a situações 
extremas de ligação. Uma ligação covalente pura, em que os átomos dividem igualmente um 
par de elétrons, ocorre somente quando dois átomos idênticos se ligam. Quando dois átomos 
diferentes formam uma ligação covalente, o par de elétrons será compartilhado de forma 
desigual. O resultado é uma ligação covalente polar, ligação em que os dois átomos possuemcargas residuais ou parciais.
27WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
As ligações covalentes são polares porque nem todos os átomos seguram seus elétrons de 
valência com a mesma força, e átomos diferentes não aceitam elétrons adicionais com a mesma 
facilidade. Em uma ligação covalente polar, a polaridade é indicada escrevendo-se os símbolos 
ᵟ+ e ᵟ- ao lado dos símbolos do átomo, onde ᵟ (a letra grega delta) significa uma carga parcial.
A eletronegatividade, um parâmetro usado para decidir se uma ligação é polar ou não, 
pode ser definido como uma medida da habilidade de um átomo em uma molécula de atrair 
elétrons para si. Estimativas numéricas das eletronegatividades podem ser baseadas em variedade 
de propriedades, não apenas a energia de ionização e afinidade eletrônica.
Em um período da tabela periódica, geralmente existe um aumento contínuo na 
eletronegatividade da esquerda para a direita, isto é, a partir do elemento mais metálico 
para o menos metálico. Com algumas exceções (especialmente nos metais de transição), a 
eletronegatividade diminui com o aumento do número atômico em um grupo e as afinidades 
eletrônicas não variam muito.
POLARIDADE DE UMA MOLÉCULA
É possível quantificar a polaridade de uma molécula, sempre que duas cargas elétricas 
de mesma magnitude, mas de sinais contrários são separadas por uma distância, estabelece-se 
um dipolo. A medida quantitativa da magnitude de um dipolo é chamada momento de dipolo, 
denominado µ. Se duas cargas iguais e contrárias, Q+ e Q-, são separadas por uma distância r, a 
magnitude do momento de dipolo é o produto de Q e r é representada abaixo:
µ = Qr
Para uma molécula com mais dois átomos, o momento de dipolo depende tanto das 
polaridades das ligações individuais quanto da geometria da molécula. Para cada ligação na 
molécula, podemos considerar o dipolo de ligação, que é o momento de dipolo relativo apenas a 
dois átomos naquela ligação. Na molécula linear de CO2, por exemplo cada ligação C =O é polar 
e, porque as ligações C=O são idênticas, os dipolos de ligação também o são em magnitude.
Os dipolos de ligação e os momentos de dipolo são grandezas vetoriais; isto é, eles possuem 
módulo, direção e sentido. Os dois dipolos de ligação no CO2, apesar de serem vetores com a 
mesma direção e com módulos iguais, possuem sentidos opostos. Somá-los é o mesmo que somar 
dois números com módulos iguais, mas opostos em sinais, os dipolos de ligação, “cancelam-se”. 
Consequentemente, o dipolo total do CO2 é zero, ainda que as ligações sejam polares. Assim, a 
geometria da molécula impõe que o momento de dipolo total seja zero, fazendo com que CO2 
seja uma molécula apolar. Na Figura 15 são apresentados alguns exemplos de moléculas polares 
e apolares sendo todas com ligações polares.
28WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 1
ENSINO A DISTÂNCIA
Figura 15 - Exemplos de moléculas polares e apolares. Fonte: Brown (2016).
UNIDADE
29WWW.UNINGA.BR
ENSINO A DISTÂNCIA
SUMÁRIO DA UNIDADE
INTRODUÇÃO ........................................................................................................................................................... 30
FUNÇÕES INORGÂNICAS ........................................................................................................................................ 31
EQUILÍBRIO QUÍMICO: BREVE INTRODUÇÃO ..................................................................................................... 34
A ESCALA DE PH ...................................................................................................................................................... 38
EFEITO DO ÍON COMUM ................................................................................................................................................ 42
SOLUÇÃO TAMPÃO .................................................................................................................................................. 43
INDICADORES ÁCIDO-BASE E TITULAÇÃO .......................................................................................................... 44
TITULAÇÕES ............................................................................................................................................................ 45
ÁCIDO E BASE E EQUILÍBRIO 
ÁCIDO BASE
PROF.A MA. JULIANA LUNA BILHEIRO PEIXOTO
02
30WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
INTRODUÇÃO
Os ácidos e bases são muito importantes em muitas reações químicas que ocorrem a 
nossa volta, desde processos industriais até processos biológicos. O tempo necessário para um 
objeto metálico imerso em água se corroer, a habilidade do ambiente aquático dar suporte à 
vida de peixes e plantas, o destino de poluentes removidos do ar pela chuva e até mesmo as 
velocidades de reações que mantêm nossa vida, todos dependem de maneira crítica da acidez e 
basicidade das soluções. Uma grande parte da química pode ser entendida em termos de reações 
ácido-base. Nesta unidade estudaremos ácidos e bases de bronsted e lowry e de Lewis; sais e 
óxidos; equilíbrio ácido-base: a auto-ionização da água – Kw, pKw, pH e pOH, Equilíbrio de 
dissociação de ácidos e bases fortes e fracos (Ka, Kb, pKa e pKb), relação entre Ka e Kb e a força 
dos ácidos pKa e pKb, Equilíbrio em fase aquosa – íon comum, composição e ação das soluções 
tampões e Titulações ácido-base.
31WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
FUNÇÕES INORGÂNICAS
ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED E LOWRY
Os ácidos têm sabor azedo e fazem com que determinados corantes mudem de cor (por 
exemplo, o tornassol fica vermelho no contato com ácidos). A palavra ácido vem da palavra 
latina acidus, que significa azedo ou adstringente. As bases, por outro lado, têm sabor amargo 
e dão a impressão de ser escorregadias (o sabão é um bom exemplo). A palavra base vem do 
inglês arcaico ‘rebaixar’ (a palavra em inglês de base ainda é utilizada nesse sentido, significando 
abaixar o valor de alguma coisa). Quando as bases são misturadas em determinadas proporções, 
suas propriedades características desaparecem simultaneamente.
Em 1923, Bronsted e Lowry, de forma independente, sugeriram uma definição ácido-base 
muito útil. A definição de Bronsted é uma definição protônica. De acordo com ela, ácido é uma 
espécie que tende a doar um próton (H+) e base é uma espécie que tende a receber um próton. A 
reação ácido-base, portanto, seria uma reação de transferência de próton. Por exemplo, quando 
o cloreto de hidrogênio (HCl) se dissolve em água, uma molécula de HCl doa um próton à H2O 
(uma base que recebe um próton) para formar H3O+ (um ácido) e Cl- (uma base). Esse processo 
pode ser representado pela equação:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
ácido1 base1 ácido2 base1
Nesta equação, HCl e Cl- constituem uma par ácido-base conjugado, designado como 
ácido1 e base1. Similarmente, H2O e H3O+ representam o outro par conjugado, designado como 
base2 e ácido2. Este tipo de reação pode ocorrer na ausência de qualquer solvente.
De acordo com esta teoria, a força de um ácido é a sua tendência para doar um próton, 
enquanto a força de uma base é a sua tendência para receber um próton. Considere a ionização 
do HCl:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
Nesta reação, após a adição de HCl nenhuma quantidade apreciável deste ácido 
permanece em solução. Isto significa que o HCl tem uma tendência maior para doar um próton 
do que H3O+ e, assim, destes dois ácidos, o HCl é o ácido mais forte. Da mesma forma, devido 
á menor tendência doCl- de receber um próton do que a água, o Cl- tem somente uma ligeira 
tendência para receber um próton. Em geral, quanto mais forte é um ácido, mais fraco será sua 
base conjugada.
Os ácidos fracos (Figura 1) dissociam-se apenas parcialmente em solução aquosa 
existindo em solução como uma mistura de moléculas de ácido e íons constituintes. As bases 
conjugadas de ácidos fracos mostram ligeira habilidade para remover prótons da água. 
As substâncias com acidez desprezível são aquelas como CH4 que contêm hidrogênio, 
mas não demonstram qualquer comportamento ácido em água. Suas bases conjugadas são fortes, 
reagindo completamente, abstraindo prótons das moléculas de água para formar íons OH.
32WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
Figura 1 - Força relativa de alguns pares ácido base. Fonte: Brown (2016).
ÁCIDOS E BASES DE LEWIS
Para uma substância ser um bom receptor de próton (uma base de Bronsted-Lowry), ela 
deve ter um par de elétrons não-compartilhado para que o próton se ligue. NH3 por exemplo, 
atua como receptor de prótons. Usando as estruturas de Lewis, podemos escrever a reação entre 
H+ e NH3 como segue:
G. N. Lewis propôs uma definição de ácido e base que enfatiza o par de elétrons 
compartilhado: um ácido de Lewis é um receptor de par de elétrons, e uma base de Lewis é um 
doador de par de elétrons. Na teoria de Lewis, uma base pode doar seu par de elétrons para 
outras espécies químicas além de H+. A definição de Lewis, consequentemente, aumenta bastante 
o número de espécies que podem ser consideradas ácidos; H+ é um ácido de Lewis, mas não é o 
único.
33WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
Nesta reação, a molécula de BF3 é um ácido de Lewis e a amônia (NH3) é a base de Lewis.
ÁCIDOS E BASES FORTES
Os ácidos e as bases fortes são eletrólitos fortes, existindo em solução aquosa inteiramente 
como íons. 
Os ácidos fortes mais comuns são (HCI, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4 e H2SO4). Para 
uma solução aquosa de HNO3 ou de qualquer outro ácido citado acima sua solução encontra-se 
inteiramente ionizada. Para o HNO3 sua solução aquosa consiste inteiramente em íons H3O+ e 
NO3-.
HNO3 + H2O →H3O+ + NO3-
Não se usa seta dupla por se tratar de um ácido forte a reação localiza-se completamente 
para a direita, no sentido dos íons (H3O+ e NO3-).
As bases fortes assim como os ácidos fortes existem em número relativamente pequeno. 
As bases fortes solúveis mais comuns são os hidróxidos iônicos dos metais alcalinos (grupo 
1A) e os metais alcalinos terrosos (grupo 2A), como NaOH, KOH e Ca(OH)2. Esses compostos 
dissociam-se completamente em íons em solução aquosa. 
SAIS
A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização, e o composto 
iônico produzido na reação é chamado de sal. A forma geral de uma reação de neutralização em 
solução aquosa é:
Ácido + base → sal + água
O nome sal foi tomado do sal de cozinha, cloreto de sódio, o produto iônico da reação 
entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
Em qualquer reação o cátion do sal vem da base e o ânion vem do ácido.
Para compreender mais sobre teorias ácido-base, acesse o site:
 <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc09/historia.pdf>.
Neste artigo, são apresentadas as diferentes teorias ácido-base pro-
postas durante o século XX, mostrando como evoluem e como es-
tão relacionadas entre si.
34WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
ÓXIDOS
Os ácidos de uma forma mais geral, tem um ou mais H na fórmula molecular que dissocia 
(m) em água para formar íons H+. Existem, entretanto compostos que também formam soluções 
ácidas, porém menos óbvios de se determinar. Esses são óxidos não metálicos, como o dióxido 
de carbono (CO2) e o trióxido de enxofre (SO3), que não possuem nenhum átomo H, mas que 
reagem com água para produzir íons H+.
A tabela periódica é uma grande ajuda para decidir se um óxido binário provavelmente 
formará um ácido ou uma base em água. Os óxidos metálicos mais solúveis são bases fortes em 
água. Contrariamente, muitos óxidos não-metálicos reagem com água para formar ácidos:
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
P4O10(s) + 6H2O(l) → 4H3PO4(aq)
Um óxido ácido é um óxido que reage com água para formar um ácido; um óxido básico é 
um óxido que reage com água para formar uma base. Os óxidos ácidos são reconhecidos porque 
reagem com bases; similarmente, óxidos básicos reagem com ácidos. Por exemplo, o óxido de 
magnésio, um óxido básico, reage com HCl:
MgO(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O(l)
O dióxido de carbono, um óxido ácido, reage com hidróxido de sódio:
2NaOH(aq) + CO2(g) → Na2CO3(aq) + H2O(l)
Os elementos que estão entre os metais e não metais na tabela periódica podem formar 
óxidos ácidos ou básicos e são classificadas como anfótericas
EQUILÍBRIO QUÍMICO: BREVE INTRODUÇÃO
Uma reação química pode atingir um estado no qual os processos direto e inverso 
ocorrem à mesma velocidade. Essa condição é chamada equilíbrio químico e resulta da formação 
de uma mistura no equilíbrio de reagentes e produtos da reação. A composição de uma mistura 
no equilíbrio não varia com o tempo.
A relação entre as concentrações dos reagentes e produtos de um sistema em equilíbrio é 
dada pela lei da ação da massa. Para uma equação de equilíbrio geral da forma aA + bB 
cC + dD, a expressão da constante de equilíbrio é escrita corno segue:
35WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
DISSOCIAÇÃO DE ÁCIDOS FRACOS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO PARA 
ÁCIDOS FRACOS
Um ácido fraco é aquele que não está completamente dissociado. A equação para a 
dissociação do ácido fraco HA é:
HA(aq) + H2O H+(aq) + A–(aq)
Como [H2O] é o solvente, ele é omitido da expressão da constante de equilíbrio, que pode 
ser escrita como: 
O índice inferior a em K denota que ela é uma constante de equilíbrio para a ionização de 
um ácido, logo Ka é chamada constante de dissociação ácida. A ordem de grandeza de Ka indica 
a tendência do ácido se ionizar em água: quanto maior o valor de Ka mais forte o ácido.
O ácido fluorídrico (HF) apresentado na tabela 1 é o mais forte e o fenol é o ácido mais 
fraco. Observe que K é normalmente menor que 10-3
Tabela 1 - Alguns ácidos fracos em água a 250C
Fonte: Brown (2016).
36WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
Constantes de acidez e de basicidade são comumente indicadas através de seus logaritmos 
negativos, pela definição:
pKa=-logKa pKb=-logKb
Quanto maior o valor de pKa mais fraco será o ácido e quanto menor o seu valor mais 
forte será o ácido. Considerações similares aplicam-se às bases: quanto mais alto o valor de pKb 
mais fraca é a base. 
Na tabela 2 são apresentados valores para muitos ácidos orgânicos e inorgânicos. Na 
primeira coluna referente a ácidos inorgânicos, o ácido mais forte é o ácido tríflico (CF3SO3H), 
pois apresenta menor valor de pKa (-14) e o ácido mais fraco é a água apresentando maior valor 
de pKa (15,7).
Tabela 2 - Valores de pKa de ácidos orgânicos e inorgânicos 
Fonte: Evans – Harvard (2018).
37WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
Muitos ácidos têm mais de um átomo ionizável. Estes ácidos são chamados dipróticos se 
houver dois átomos de hidrogênio ionizáveis por molécula, tripróticos se houver três átomos de 
hidrogênio ionizáveis,etc. Dessa forma, o ácido sulfuroso, H2SO3, é um ácido diprótico e pode se 
dissociar em duas etapas, tendo cada uma delas sua própria constante de dissociação.
H2SO3(aq) H+ + HSO3-(aq) Ka1= 1,7 x 10-2
HSO3-(aq) H+ + SO32-(aq) Ka2= 6,4 x 10-8
A DISSOCIAÇÃO DE BASES FRACAS: CONSTANTES DE DISSOCIAÇÃO DE 
BASES FRACAS
As bases fracas reagem com água, retirando prótons de H2O, formando o ácido conjugado 
da base e íons OH-.
B(aq) + H2O HB+ + OH-
Para a qual a condição de equilíbrio é:
Kb = [OH-][HB+] 
 [B]
A constante Kb é chamada de constante de dissociação básica.
AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA
A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, ainda que baixa, como 
consequência de sua habilidade em sofrer auto dissociação. Isto pode ser explicado devido a 
água ter habilidade de agir tanto como ácido quanto como base de Bronsted, dependendo das 
circunstâncias. Na presença de um ácido, a água age como um receptor de próton; na presença 
de uma base, a água age como um doador de próton. Esse processo é chamado de auto ionização 
da água.
A auto-ionização da água é um processo em equilíbrio então pode-se escrever a sua 
expressão da constante de equilíbrio como:
Kw=[H3O+].[OH-]
38WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
O valor da constante Kw, chamada constante de dissociação para a água, é 1,0 x 10-14 a 
25°C (Kw é também chamada produto iônico da água). A esta temperatura, independentemente 
de a água ser a mais pura das águas destiladas ou a mais suja proveniente do grande, escuro 
e lamacento rio Tietê, o produto das concentrações do íon hidrogênio (hidratado) e do íon 
hidróxido é uma constante: 1,0x10-14 a 25°C.
Esta equação é útil e aplicável não apenas para água pura, mas também para qualquer 
solução aquosa. Em uma solução aquosa ácida a concentração de íons H+ (hidrônio) é maior 
do que a de íons hidróxido. Uma solução básica é aquela na qual ocorre o inverso, isto é, [OH–] 
excede [H+]. Finalmente, em uma solução neutra, [OH–] é igual a [H+]. Como [OH–] [H+] é 
igual a uma constante, estas duas concentrações podem ser consideradas “balanceadas” uma em 
relação à outra: quando uma delas aumenta, a outra deve diminuir. Elas não são independentes, 
são vinculadas por meio de [OH–] [H+] = Kw, o que nos permite calcular a concentração de uma 
a partir da outra.
A ESCALA DE pH
A concentração de H+ em uma solução é geralmente muito pequena podendo variar de 
mais de 10 mol/L a menos de 1 x 10-15 mol/L desta forma, foi criada uma escala de pH de modo 
a expressar este grande intervalo de acidez de uma maneira mais conveniente. O pH é definido 
como o logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica (ou do íon hidrônio).
pH=-log[H+]
Dessa forma, uma solução que apresenta [H+] = 1 x 10-3 mol/L, o pH é 3,0. 
pH=-log(1 x 10-3)=-(-3)=3
Uma solução neutra, [H+] =1,0 x 10-7 mol/L, tem pH 7,0.
Exemplo: Qual é o pH de uma solução de HCl 4,6 x 10-3 mol/L?
Como o HCl é um ácido forte, [H+] = 4,6 x 10-3 mol/L. Então: 
 HCl + H2O → H3O+ + Cl-
4,6 x 10-3 mol/L 4,6 x 10-3 mol/L
pH = –log (4,6 x 10-3) = 2,34
A 25°C o pH de uma solução neutra é 7 e, portanto, sua concentração de íons H+, em uma 
solução é 1,0 x 10–7 mol/L. 
Uma solução ácida tem uma [H+] maior que 1,0 x 10–7 mol/L, e um pH menor que 7,00. Já 
uma solução básica tem uma [H+] menor que 1,0 x 10–7 mol/L, e um pH maior que 7,00. O uso do 
simbolismo foi estendido para outras quantidades. Por exemplo, pOH = –log [OH–], pCl = –log 
[Cl–], e pKa = –log Ka, pOH é especialmente útil por causa, da seguinte relação:
pH + pOH = 14
39WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
Os valores de pH característicos de várias soluções presentes no cotidiano são mostrados 
na Figura 2:
Figura 2 - Concentrações de H+ e valores de pH de algumas substâncias comuns a 250C. Fonte: Brown 
(2016).
Se você tem dificuldades com logaritmos, acesse o site: < https://
www.ime.unicamp.br/~chico/ma091/precalculo5.pdf>. 
Esta apostila possui vários conteúdos de matemática básica incluin-
do o conteúdo de logaritmo. O material (página 475) é apresentado 
de forma detalhada e didática além de ensinar como usar a calcula-
dora para realizar os cálculos. 
40WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
RELAÇÃO ENTRE KA E KB
Para que possa ser encontrada uma relação quantitativa entre as constantes de equilíbrio 
ácida e básica, é necessário considerar o par ácido-base conjugado. Como exemplo, consideraremos 
NH4+ e NH3. Cada uma dessas espécies reage com a água:
NH4+(aq) NH3(aq) + H+(aq) Ka=[NH3][ H+]/[ NH4+]
NH3(aq) + H2O NH4+(aq) + OH-(aq) Kb=[ NH4+][OH-]/[NH3]
Multiplicando estas duas constantes de equilíbrio obtemos:
Ka x Kb = [NH3][ H+] x [ NH4+][OH-] = [H+][OH-]
 [ NH4+] [NH3]
O resultado da multiplicação de Ka por Kb é exatamente a constante do produto iônico 
da água, Kw.
Ka x Kb=Kw
Quando calculamos o logaritmo dos dois lados, temos:
pKa + pKb = pKw
CÁLCULO DO PH DE UM ÁCIDO FRACO OU BASE FRACA
A maioria das substâncias ácidas é ácido fraco ionizando-se apenas parcialmente em 
soluções aquosas. Podemos usar a constante de equilíbrio para a reação de ionização para 
expressar a extensão na qual um ácido fraco ioniza-se.
Para se calcular o valor de K. para um ácido fraco ou o pH de suas soluções, será realizada 
aproximações devido a pequena ordem de grandeza de K. a fim de simplificar o problema. Ao fazer 
esses cálculos, é importante reconhecer que as reações de transferência de próton geralmente são 
muito rápidas. Como resultado, o pH medido ou calculado de uma solução sempre representa 
uma condição de equilíbrio.
Exemplo: A niacina, uma das vitaminas B, tem a seguinte estrutura molecular:
Uma solução de 0,020 mol/L de niacina tem pH de 3,26. Com essas informações, 
questiona-se:
(a) Qual é a porcentagem de ácido ionizada nessa solução? 
(b) Qual é a constante de dissociação ácida, Ka para a niacina?
Resolução:
O primeiro passo na resolução de qualquer problema é escrever a equação para a reação 
em equilíbrio. O equilíbrio de ionização para a niacina pode ser escrito como segue:
41WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
A partir do pH medido, podemos calcular [H+]:
pH=-log[H+] = 3,26
log[H+] = -3,26
[H+] = 5,5x10-4 mol/L
 
Para determinar as concentrações das espécies envolvidas no equilíbrio, podemos fazer 
pequenos cálculos. Considere que a solução inicialmente seja de 0,020 mol/L de moléculas de 
niacina. Em seguida, consideramos a ionização do ácido em H+ e o seu ânion correspondente. 
Para cada molécula de niacina que ioniza, um íon H+ e um ânion são produzidos em solução. 
Como o pH medido, indica-se que [H+] = 5,5x10-4 mol/L no equilíbrio, assim, podemos construir 
a seguinte tabela:
a) A porcentagem de ácido que ioniza é dada pela concentração de H+ ou ânion; no 
equilíbrio, dividida pela concentração inicial do ácido, multiplicada por 100:
Porcentagem de ionização: [H+] no equilíbrio x 100
 Concentração inicial 
 
 Porcentagem de ionização: 5,5x10-4 x 100 = 2,7%
 0,020
Inicial 0,020 mol/L 0 0
Variação -5,5x10-4 mol/L +5,5x10-4 mol/L +5,5x10-4 mol/L
Equilíbrio (0,020 -5,5x10-4) mol/L 5,5x10-4 mol/L 5,5x10-4 mol/L
42WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂNI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
b) Ka= 5,5x10-4 x 5,5x10-4 
 0,019
 Ka= 1,6x10-5
Para os cálculos com bases fracas, utiliza-se o mesmo raciocínio. 
EFEITO DO ÍON COMUM
A condição de equilíbrio da dissociação de um ácido fraco pode ser usada para calcular 
as concentrações das espécies de soluto presentes em solução destes ácidos. Por meio destes 
cálculos pode ser mostrado que a presença de uma concentração apreciável de ânion de um ácido 
fraco em uma solução reprime a dissociação do ácido. Esta é uma ilustração do princípio de Le 
Chatelier chamada efeito do íon comum. Cálculos com ácidos fracos também evidenciam que o 
grau de dissociação de um ácido fraco aumenta com a diminuição da concentração - outro efeito 
previsto pelo princípio de Le Chatelier.
O princípio de Le Chatelier diz que quando sistemas em equilíbrio são submetidos a 
qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido contrário a fim de minimizar 
esta perturbação. Conforme o sistema se ajusta, “a posição de equilíbrio” muda. Isto significa que 
após o equilíbrio ter sido restabelecido, mais produtos reagentes aparecem, dependendo do que 
foi formado durante a mudança. 
Vamos considerar como exemplo soluções que contêm não apenas um ácido fraco, como 
o ácido acético (HC2H3O2), mas também um sal solúvel desse ácido, como NaC2H3O2. O que 
acontece quando NaC2H3O2 é adicionado à solução de HC2H3O2? Uma vez que C2H3O2- é uma 
base fraca, o pH da solução aumenta, isto é, [H+] diminui.
Entretanto, é mais fácil observar esse efeito a partir da perspectiva do princípio de Le 
Chatelier. Como a maioria dos sais, NaC2H3O2 é um eletrólito forte (se dissocia completamente). 
Em consequência, ele se dissocia completamente em solução aquosa para formar íons: Na+ e 
C2H3O2-. Em comparação, HC2H3O2 é um eletrólito fraco que se ioniza como segue:
HC2H3O2 + H2O C2H3O2- + H+
A adição de C2H3O2- a partir de NaC2H3O2 faz o equilíbrio se deslocar para a esquerda, 
diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+(aq).
HC2H3O2 + H2O C2H3O2- + H+
A dissociação do ácido fraco HC2H3O2 diminui quando adicionamos o eletrólito forte 
NaC2H3O2 que tem um íon comum a ele. Podemos generalizar essa observação, que chamamos 
efeito do íon comum: a extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à 
solução de um eletrólito forte na qual há um íon comum como eletrólito fraco.
43WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
SOLUÇÃO TAMPÃO
O conceito de tampão é aplicado nas diversas áreas do conhecimento. Bioquímicos 
utilizam tampões devido às propriedades de qualquer sistema biológico ser dependente do pH; 
além disso, em química analítica e industrial, o controle adequado do pH pode ser essencial 
na determinação das extensões de reações de precipitação e de eletrodeposição de metais, na 
efetividade de separações químicas, nas sínteses químicas em geral e no controle de mecanismos 
de oxidação e reações eletródicas (FIORUCCI et al., 2001). Por definição, uma solução tampão 
resiste a variações no pH decorrentes da diluição ou da adição de ácidos ou bases.
Geralmente, as soluções tampão são preparadas a partir de um par ácido-base conjugado 
como ácido acético/acetato de sódio ou cloreto de amônio/amônia. Os químicos empregam 
as soluções tampão para manter o pH de soluções sob níveis predeterminados relativamente 
constantes (SKOOG, 2014).
Um tampão resiste às variações no pH porque ele contém tanto espécies ácidas para 
neutralizar os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+. Entretanto, as 
espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela 
reação de neutralização. Essas exigências são preenchidas por um par ácido-base conjugado, como 
HC2H3O2-C2H3O2 ou NH4+-NH3. Assim, os tampões são geralmente preparados pela mistura 
de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base. O tampão HC2H3O2-
C2H3O2 pode ser preparado, por exemplo, pela adição de NaC2H3O2 à solução de HC2H3O2; o 
tampão NH4+-NH3 pode ser preparado pela adição de NH4Cl à solução de NH3. Escolhendo os 
componentes apropriados e ajustando as respectivas concentrações relativas, podemos tamponar 
uma solução a virtualmente qualquer pH.
CÁLCULO DO PH DE SOLUÇÕES TAMPÃO
Para entender melhor como um tampão funciona, considere uma solução contendo um 
ácido fraco, HA, e sua base conjugada, A-, pode ser ácida, neutra ou básica, dependendo da 
posição dos dois equilíbrios envolvidos:
Se íons OH- são adicionados à solução-tampão, eles reagem com o componente ácido do 
tampão para produzir água e o componente básico (A-). 
OH- (aq) + HA(aq) H2O(aq) + A-(aq)
Essa reação permite que [HA] diminua e [A-] aumente. Entretanto, contanto que 
as quantidades de HA e A- no tampão sejam grandes comparadas com a quantidade de OH- 
adicionada, a razão [HA]/ [A-] não varia muito, tornando a variação no pH pequena. 
Se íons H+ são adicionados, eles reagem com o componente básico do tampão. 
H3O+ + A- HA + H2O
44WWW.UNINGA.BR
QU
ÍM
IC
A 
GE
RA
L 
E 
OR
GÂ
NI
CA
 |
 U
NI
DA
DE
 2
ENSINO A DISTÂNCIA
Usando qualquer equação, a reação faz com que [A-] diminua e [HA] aumente. Desde 
que a variação na razão [HA]/ [A-] seja pequena, a variação no pH será pequena. Os tampões 
resistem mais eficazmente à variação de pH em qualquer sentido quando as concentrações de 
ácido fraco e base conjugada são aproximadamente as mesmas.
Duas importantes características de um tampão são capacidade e pH. A capacidade 
de tampão é a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH 
comece a variar a um grau apreciável. A capacidade de tampão depende da quantidade de ácido 
e base da qual o tampão é feito. O pH do tampão depende de Ka para o ácido e das respectivas 
concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém.
Para o cálculo do pH de uma solução tampão podemos usar a equação de Henderson-
Hasselbalch (abaixo), que é empregada para calcular o pH de soluções tampão, é frequentemente 
encontrada na literatura biológica e em textos de bioquímica.
pH = pKa + log [A-]
 [HA]
Em geral, usamos:
pH = pKa + log [base]
 [ácido]
ADIÇÃO DE ÁCIDOS OU BASES FORTES AOS TAMPÕES
Quando ácidos ou bases fortes são adicionados a uma solução, as reações entre os ácidos 
fortes e as bases fracas prosseguem praticamente até se completarem, da mesma forma como 
acontece com as reações entre bases fortes e ácidos fracos. Assim, desde que não extrapolemos 
a capacidade de tamponamento do tampão, podemos supor que o ácido forte, ou a base forte, é 
completamente consumido pela reação com o tampão.
1) Para calcular como o pH do tampão responde à adição de ácido forte ou base forte, 
seguiremos os passos abaixo: 
Considere a reação de neutralização ácido-base e determine seu efeito em [HA] e [A-];
2) Use K. e as novas concentrações de HA e A- da etapa 1 para calcular [H+]. Essa segunda 
etapa do procedimento é o cálculo de equilíbrio padrão e é mais facilmente feito com a equação 
de Henderson-Hasselbalch.
INDICADORES ÁCIDO-BASE E TITULAÇÃO
Um indicador é um par conjugado de ácido e base de Brönsted-Lowry cujo ácido 
apresenta uma coloração e a base, outra (algumas vezes uma das duas é incolor). Pelo menos uma 
das colorações é suficientemente intensa para ser visualizada em soluções diluídas. A maioria 
dos indicadores são moléculas orgânicas com estruturas relativamente complexas; um indicador 
comum cuja fórmula é HC2OH13O4 é conhecido como fenolftaleína. A interconversão entre suas 
duas formas pode ser representada pela equação de Brönsted-Lowry:
HC20H13O4(aq) + H2O C20H13O4 – (aq) + H3O+(aq)