Quimica Geral

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Modelo atômico e formação de íons
APRESENTAR A ESTRUTURA DE UM ÁTOMO, SUAS CARACTERÍSTICAS E COMO PODE SE TRANSFORMAR
EM UM ÍON, GANHANDO OU PERDENDO ELÉTRONS. DISTRIBUIR OS ELÉTRONS DE UM ÁTOMO E DO ÍON
NO DIAGRAMA DE ENERGIA DE LINUS PAULING.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
Diversos estudos sobre a estrutura do átomo levaram os cientistas a afirmar que ele é formado por
partículas chamadas prótons, nêutrons e elétrons, e que estas partículas estão dispostas de tal modo que o
átomo pode ser dividido em duas partes distintas: núcleo e eletrosfera.
O núcleo é a parte central do átomo e a eletrosfera constitui a região que circunda o núcleo. No núcleo são
encontrados os prótons e os nêutrons. Os prótons são partículas carregadas positivamente, ou seja,
apresentam carga positiva; e os nêutrons são partículas nulas, sem carga.
Na eletrosfera são encontrados os elétrons. Os elétrons são partículas carregadas negativamente, ou seja,
apresentam carga negativa.
Legenda: SEM LEGENDA
1.1 - Número atômico ( Z )
Para entendermos o significado do número atômico, vamos fazer uma comparação simples: as pessoas
podem ser diferenciadas por meio de números que chamamos de RG (Registro Geral) ou pelo CPF (Cadastro
de Pessoa Física). Pois bem, como iremos diferenciar um átomo de outro?
O número atômico é a "identidade" de um átomo, ou seja, é por meio dele que podemos diferenciar os
átomos uns dos outros. Portanto, cada átomo pode ser identificado pelo que chamamos de  número
atômico,  que é a quantidade de  prótons  que possui no seu núcleo. Logo, pode-se escrever que  Z = p,
lembrando que p é o número de prótons.
O átomo possui partículas com  carga positiva  e partículas com  carga negativa,  então, para que ele tenha
neutralidade, a quantidade de cargas positivas que ele possui no núcleo deve ser igual  à quantidade de
cargas negativas que ele possui na eletrosfera. Nessas condições, dizemos que o átomo se encontra no
estado fundamental e neutro e, portanto: Z =  p  =  e
 
1.2 - Número de massa ( A )
Por meio da realização de estudos mais recentes, foi permitido adotar como padrão para a massa do
próton o valor 1 e, comparativamente, concluiu-se que a massa do nêutron também corresponde a 1. Já, a
massa de um elétron é aproximadamente 1836 vezes menor que a do próton, ou seja, o elétron possui
massa muito pequena quando comparada à massa do próton e, então, podemos considerar a massa do
elétron como desprezível.
 
Isso nos leva a concluir que a massa do átomo depende somente dos prótons e dos nêutrons.
Logo:                       A = p + n                 (lembrando que n é o número de nêutrons).
 
                                            
 
1.3 - Representação dos elementos químicos
Os átomos dos elementos químicos são escritos utilizando-se um símbolo, que pode ser retirado do nome
do elemento de origem em Latim ou Grego.
Os símbolos dos elementos são escritos normalmente por uma ou duas letras, sendo a primeira maiúscula e
quando houver a segunda, minúscula.
Veja, a seguir, alguns exemplos:
Sódio - símbolo Na (natrium)
Enxofre - símbolo S (sulfur)
Chumbo - símbolo Pb (plumbum)
Prata - símbolo Ag (argentum)
Potássio - símbolo K (kalium)
 
Ao se representar um átomo (ou elemento químico), foi convencionado que se escreva o número atômico à
esquerda e embaixo do símbolo do elemento, e o número de massa em cima, podendo estar localizado à
esquerda ou à direita do símbolo:
                                                              
Vejam agora exemplos com átomos:
Legenda: SEM LEGENDA
Observando a representação do átomo de sódio Na, podemos concluir que:
Número atômico é 11 e seu número de massa é 23.
Ou seja;
Esse átomo apresenta 11 prótons de carga positiva e em razão da neutralidade das cargas, ele também
apresenta 11 elétrons de carga negativa; 
Se A = p + n  então,   23 = 11 + n       logo,     n = 23 – 11        n = 12
Resumindo:
A = 23
Z = 11
p = 11  ( carga + )
e = 11  ( carga - )
n = 12
 
Vamos agora utilizar como exemplo o átomo de chumbo:
 
Número atômico é 82 e seu número de massa é 207.
Ou seja;
Esse átomo apresenta 82 prótons de carga positiva e em razão da neutralidade das cargas, ele também
apresenta 82 elétrons de carga negativa; 
Se A = p + n  então,   207 = 82 + n       logo,     n = 207 – 82        n = 125
Resumindo:
A= 207
Z= 82
p= 82 (c arga + )
e= 82 ( carga - )
n= 125
 
1.4 - Propriedades dos átomos
Isótopos – São átomos do mesmo elemento químico com mesmo número atômico (Z) e diferente número
de massa (seus núcleos possuem mesma quantidade de prótons, mas a quantidade de nêutrons é diferente,
o que ocasiona a diferença no número de massa).
Exemplo:           H     e     H   
 
Isóbaros – São átomos de elementos químicos diferentes que possuem o mesmo número de massa (A). 
Exemplo:           C      e     N 
 
Isótonos – São átomos de elementos químicos diferentes que possuem o mesmo número de nêutrons (n).
Exemplo:           B      e     C   
Na natureza os elementos químicos ocorrem na forma de mistura de todos os seus isótopos. Os isótopos
são utilizados na medicina. 
2 - Formação de um íon
Para um átomo ser eletricamente neutro ele precisa ter a mesma quantidade de prótons e elétrons, mas
como nem sempre isso ocorre, surge então os compostos denominados de íons.
Íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons em razão de reações, eles se classificam em ânions e
cátions.
Ânion: Átomo que recebe elétrons e fica carregado negativamente (ganha carga negativa).
Exemplos: N ,  Cl ,  F , O
Cátion: Átomo que perde elétrons e adquire carga positiva (perde carga negativa).
1
1
1 
2
6 
14
7 
14
5 
11
6 
12
-3 -  -  -2 
Exemplos: Al , Na , Mg , Pb  
 
 
2.1 - Formação de cátions
No átomo de sódio   Na  temos  Z =p = e = 11
Na A carga (+) positiva indica que esse elemento é um cátion, ou seja, perdeu um eletron (carga
negativa).  Portanto ficou com um elétron a menos que o próton. 
p = 11
e = 10
 
No átomo de cálcio  Ca  temos  Z =p = e = 20
Ca    A carga (2+) positiva indica que esse elemento é um cátion, ou seja, perdeu dois elétrons (cargas
negativas). Portanto ficou com dois elétrons a menos que os prótons. 
p = 20
e = 18
No átomo de alumínio   Al  temos  Z =p = e = 13
Al    A carga (3+) positiva indica que esse elemento é um cátion, ou seja, perdeu três elétrons (cargas
negativas). Portanto ficou com três  elétrons a menos que os prótons. 
p = 13
e = 10
 
2.2 - Formação de ânions
No átomo de cloro   Cl  temos  Z =p = e = 17
Cl A carga (-) negativa indica que  esse elemento é um anion, ou seja, ganhou um eletron (carga
negativa). Portanto ficou com um elétron a mais que o próton. 
p = 17
e = 18
 
No átomo de oxigênio   O  temos  Z =p = e = 8
O A carga (2-) negativa indica que  esse elemento é um anion, ou seja, ganhou dois elétrons (cargas
negativas). Portanto ficou com dois elétrons a mais que o prótons. 
p = 8
e = 10
 
+3  +  +2  +4
11
11
+    
20
20
2+
13
13
3+
17
17
-    
8
8
2-    
No átomo de fosfóro   P  temos  Z =p = e = 15
P A carga (3-) negativa indica que  esse elemento é um anion, ou seja, ganhou três elétrons (cargas
negativas). Portanto ficou com três elétrons a mais que o prótons. 
p = 15
e = 18
3 - Eletrosfera do átomo
Os átomos podem se agrupar dando origem às moléculas, que por sua vez se unem formando as
substâncias. Portanto, os átomos podem se rearranjar originando diferentes compostos e a interação entre
eles acontece na eletrosfera.  Devemos ressaltar, entretanto, que todas as interações ocorrem somente na
eletrosfera; as partículas nucleares (prótons e nêutrons) permanecem inalteradas durante todas as
transformações químicas.
O modelo atômico de Rutherford apresentava o átomo com duas regiões: núcleo e eletrosfera, mas não
explicava o comportamento do elétron que até então se imaginava ser estacionário, ou seja, que estivesse
parado na eletrosfera ao redor do núcleoatômico.
Em 1913, Niels Bohr  propôs um modelo que satisfazia a física clássica e explicava o comportamento do
elétron. Bohr realizou algumas experiências com a luz emitida pelas substâncias quando submetidas a altas
temperaturas ou descargas elétricas e percebeu que o movimento dos elétrons estaria relacionado com a
natureza da luz emitida.
Bohr enunciou os postulados que permitiram chegar à conclusão de que a eletrosfera é dividida em níveis
de energia.
 
3.1 - Orbital Âtomico
Orbital – é a região do espaço na qual existe maior probabilidade de se encontrar um elétron.
O orbital apresenta sete níveis diferentes de energia que também podem ser chamados de camadas. Cada
nível ou camada comporta uma quantidade máxima de elétrons, de acordo com sua quantidade de energia.
Os elétrons encontram-se distribuídos nesses níveis ao redor do núcleo e podem receber números de 1 a 7
ou podem ser representados pelas letras maiúsculas:
15
15
3-    
                                             
O cientista Linus Pauling realizou vários estudos sobre a estrutura atômica e, com equipamentos mais
modernos, verificou que cada nível de energia conhecido da eletrosfera era, na verdade, formado por
subníveis de energia; e a estes subníveis foram designadas letras  s, p, d, f  para diferenciá-los. Cada um
desses subníveis comporta um número máximo de elétrons:
Legenda: SEM LEGENDA
3.2 - Como utilizar o diagrama de LInus Pauling
Para se proceder a distribuição eletrônica de um elemento químico é necessário conhecer seu número
atômico (Z) que corresponde ao número de prótons no seu núcleo. Desta forma, se o elemento estiver
eletricamente neutro, conclui-se que o número de elétrons é igual ao número de prótons. Caso o elemento
químico tiver cargas positivas, significa que o número de elétrons deste átomo será o número (Z) menos o
número de cargas, por outro lado, se a carga elétrica do elemento for negativa, então o número de elétrons
que ele possui será o número (Z) mais a sua(s) carga(s).
         Durante a distribuição eletrônica de um átomo é importante lembrar que os elétrons de uma espécie
química não podem ficar espalhados aleatoriamente, em qualquer lugar em torno do núcleo. Os elétrons só
podem ficar nas regiões que forem efetivamente definidas pelos orbitais. Assim, como cada átomo
apresenta certo número de orbitais atômicos, deve haver uma seqüência definida de preenchimento destes
orbitais pelos elétrons do elemento. Essa ordem obedece a uma ordem crescente de energia, ou seja, os
orbitais que tiverem uma energia menor deverão ser preenchidos primeiro. A ordem de preenchimento dos
orbitais é definida segundo um diagrama conhecido por diagrama de Linus Pauling.
 Diagrama de Linus Pauling
- Os elétrons se distribuem numa sequência, obedecendo à ordem crescente de energia.
- Os elétrons vão sendo colocados nos orbitais do subnível de menor energia para o de maior energia,
seguindo a seta diagonal.
- Os subníveis devem ser preenchidos, colocando-se a quantidade máxima de elétrons que cada subnível
pode conter (s , p , d e f ).
Observe o diagrama e veja que devemos nos orientar pelas setas na diagonal, que segue a ordem crescente
de energia, sempre vindo de cima para baixo.
3.3 - Distribuição eletrônica de átomo neutro
Exemplo  : Distribuição eletrônica do átomo neutro de Magnésio (  Mg  )
    Z = 12,  p  = 12, A = 24  e  n  = 12
(Como no átomo neutro o número de prótons é igual ao dos elétrons; p = e =12)
 
2 6 10  14
1 12
24
Utilizando o diagrama de energia de Linus Pauling, começamos pelo primeiro nível   1s e seguiremos pelo
diagrama até finalizarmos o total de elétrons a serem distribuídos, sempre obedecendo ao máximo de
elétrons por camada e subnivel.
1s , 2s  2p , 3s
 
Exemplo  : Distribuição eletrônica do átomo neutro de Ferro (  Fe  )
  Z = 26,  p  =  26,  e  =  26 , A = 56  e  n  = 30
 
1s , 2s  2p , 3s 3p 4s 3d
 
3.4 - Distribuição eletrônica do íon
A distribuição eletrônica dos íons obedece às mesmas regras, mas para torná-la  mais fácil deve-se fazer
primeiro a distribuição do átomo no estado neutro e, a seguir, colocar ou retirar elétrons da camada de
valência, que é a camada ou nível mais afastado do núcleo, não necessariamente o mais energético.
 
Exemplo  : Distribuição eletrônica do íons Al  .
Este íon é um cátion de carga (3+), portanto perdeu três elétrons;
Legenda:
Exemplo  : Distribuição eletrônica do íons  Cl   .
Este íon é um ânion de carga ( - ), portanto ganhou um elétron:                          
2 2 6 2     =    12 elétrons distribuídos.
2 26
56
2 2 6 2 6 2 6     =    26 elétrons distribuídos.
1 13
3+
2 17
-
Legenda:
ATIVIDADE FINAL
Analisando os elementos Ba  e  I  e seus respectivos íons Ba  e
I  podemos afirmar que:
A. São elementos onde seus íons possuem o mesmo número atômico.
B. São elementos onde seus íons possuem o mesmo número de elétrons.
C. São elementos que possuem a mesma massa atômica.
D. Os íons Ba  e I    foram produzidos pelo ganho de elétrons a partir do estado fundamental do átomo
de cada um dos elementos químicos citados.
Um íon de carga (+2) possui 33 elétrons. O seu número de nêutrons é
duas unidades maior que o número de prótons.  Assinale a alternativa
que corresponde ao número de massa do elemento correspondente ;
A. 72
B. 35
C. 37
D. 33
Os implantes dentários estão mais seguros no Brasil e já atendem às
normas internacionais de qualidade. O grande salto de qualidade
aconteceu no processo de confecção dos parafusos e pinos de titânio,
que compõem as próteses. Feitas com ligas de titânio, essas próteses
são usadas para fixar coroas dentárias, aparelhos ortodônticos e
dentaduras, nos ossos da mandíbula e do maxilar."
Considerando que o número atômico do titânio é 22, sua configuração
eletrônica será:
A. 1s 2s  2p 3s  3p
56 
137
53 
127 +2
– 
2+ -
2  2 6  2 3
B. 1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p
C. 1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d
D. 1s  2s  2p  3s  3p  4s
REFERÊNCIA
RUSSEL, John B. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books,1994.
2 2 6 2 6 2 10 6
2 2 6 2 6 2 2
2 2 6 2 6 2
Tabela Periódica
CONHECER A TABELA PERIÓDICA, SUAS PROPRIEDADES E LOCALIZAR UM ELEMENTO QUÍMICO POR
MEIO DA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO DIAGRAMA DE LINUS PAULING.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
A  tabela periódica  dos elementos químicos é a disposição sistemática dos elementos, na forma de uma
tabela, em função de suas propriedades. É muito útil para prever as características e propriedades dos
elementos químicos, como por exemplo, a eletronegatividade, raio iônico e a energia de ionização. Permite
prever também o comportamento de átomos e das moléculas  deles formadas, ou entender o porquê de
certos átomos serem extremamente reativos enquanto outros são praticamente inertes.
Examinando a tabela periódica, pode-se observar que os elementos estão colocados sequencialmente, em
ordem crescente de número atômico e isso é chamado Lei Periódica.
A maioria das tabelas é colorida, a fim de diferenciar os quatro grupos de elementos classificados como:
metal, não metal, gases nobres e o Hidrogênio.
A estrutura da tabela periódica está baseada na repetição das propriedades que os elementos apresentam e
isso os relaciona em colunas verticais e horizontais.
A tabela periódica apresenta sete linhas horizontais e 18 linhas verticais. As linhas horizontais são
chamadas de períodos e as verticais são as famílias ou grupos. A seguir, vamos estudar os períodos e as
famílias.
 
1.1 -  Períodos 
São as sete linhas horizontais da tabela periódica que correspondem aos sete níveis da eletrosfera.  O
número do período indica os níveis ou as camadas da eletrosfera do átomo. Portanto, um átomo localizado
no terceiro período apresenta três níveis de eletrosfera, e um átomo localizado no quarto período apresenta
quatro níveis e, assim por diante.
Outra informação importante é que os elementos de um mesmo período apresentam o mesmo número de
camadas na eletrosfera.Veja neste exemplo em que a distribuição eletrônica do cálcio e do bromo evidencia a informação do
período a que pertencem:
Ca   1s    2s  2p 3s 3p 4s   4º período
Br   1s    2s  2p 3s 3p 4s  3d 4p 4º período
Portanto, os elementos  Ca  e   Br pertencem ao mesmo período da tabela periódica.
Agora veremos outro exemplo com os elementos sódio e fósforo:
Na   1s    2s  2p 3s 3º período
P    1s    2s  2p 3s 3p   3º período
Eles pertencem ao mesmo período, pois apresentam o mesmo número de camadas (três camadas).
 
1.2 - Famílias ou grupos
São as 18 linhas verticais da tabela periódica que atualmente podem ser numeradas de 1 a 18 (nova
recomendação da IUPAC) ou divididas com as letras A e B antes do número (1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A).
Em nossos estudos vamos trabalhar usando as letras A e B, pois é a forma mais utilizada.
Os elementos que estão localizados em uma mesma família apresentam propriedades químicas
semelhantes.
As famílias ou grupos estão divididos em dois subgrupos: Os elementos representativos e os elementos de
transição.
2 - Família dos elementos representativos
As famílias dos elementos representativos recebem nomes específicos:
1A ou 1 família dos metais alcalinos.
2A ou 2 família dos metais alcalinos terrosos.
3A ou 13 família do Boro.
4A ou 14 família do Carbono.
5A ou 15 família do Nitrogênio.
6A ou 16 família dos Calcogênios.
7A ou 17 família dos Halogênios.
8A ou 18 família dos Gases Nobres.
 
Para continuar a estudar a tabela periódica, vamos recordar as informações sobre a distribuição eletrônica
de Linus Pauling:
          
 
n  = ndica o nível de eletrosfera, que representa o período da tabela periódica;
20
2 2 6    2 6     2   
35
2 2 6    2 6     2 10 5  
20 35
11
2 2 6       1      
15
2 2 6      2 3  
X = indica a família: se for s ou p é elemento representativo, se for d é metal de transição e se for f é metal
de transição interna;
e = indica a quantidade de elétrons.
 
Nos elementos representativos, o número da família indica o número de elétrons do último nível ou da
última camada, também chamada de camada de valência.
 
Exemplos de elementos representativos:
Ca   1s    2s  2p 3s 3p 4s  
Como o cálcio apresenta 2 elétrons na última camada (no quarto nível), ele está localizado na família 2A e,
portanto, é metal alcalino terroso.
 
Br   1s    2s  2p 3s 3p 4s  3d 4p
Já, o bromo tem 7 elétrons (2 + 5) na última camada (no quarto nível); ele está localizado na família 7A,
sendo, portanto, um halogênio.
3 - Família dos elementos de transição
Os elementos de transição estão localizados na parte central da tabela periódica e são numerados de 3 a 12
ou com a letra B junto ao número: 3B ou 3, 4B ou 4, 5B ou 5, 6B ou 6, 7B ou 7, tríade 8B (8, 9, 10), 1B ou 11 e
2B ou 12.
Os elementos de transição não possuem nomes específicos e o número da família não se relaciona com a
quantidade de elétrons.
Para melhor entender a numeração e a localização das famílias, observem novamente a tabela periódica.
Observando a disposição dos elementos na tabela periódica, pode-se notar  que os elementos de número
atômico 57 a 71, chamados Lantanídeos, e os de número atômico 89 a 103, chamados Actinídeos, foram
colocados abaixo da tabela e isso se deve somente a uma melhor apresentação estética. Deve-se entender
que eles pertencem ao 6 e 7 períodos, respectivamente.
4 - Localização dos elementos quíimicos pela
distribuição eletrônica
Por meio da distribuição dos elétrons que um determinado átomo possui, será possível conhecer a
localização dele na tabela periódica e, com isso, prever seu comportamento químico.
 
4.1 - Elementos representativos
Exemplos:
P    1s    2s  2p 3s 3p   (localização : 3º período, familia 5 A )
20
2 2 6    2 6    2   
35
2 2 6    2 6    2 10 5  
o o
15
2 2 6      2 3   
 
O fósforo pertence ao 3° período da tabela, pois apresenta três níveis de eletrosfera.
Para saber a família, basta verificar a quantidade de elétrons do último nível, que neste caso é (2 + 3)
somando o 3s  e 3p  sendo 5 elétrons na camada de valência, logo ele está localizado na família 5A (família
do nitrogênio).
 
Ca   1s    2s  2p    3s 3p   4s   (localização : 4º período, família 2A )
 
O Cálcio pertence ao 4° período da tabela, pois apresenta quatro níveis de eletrosfera.
Para saber a família basta verificar a quantidade de elétrons do último nível, que nesse caso é 2 do 4s ,
sendo 2 elétrons na camada de valência, logo, ele está localizado na família 2A (família metal alcalino
terroso).
 
Ar  1s    2s  2p 3s 3p (localização : 3º período, família 8A ).
 
O Argônio pertence ao 3° período da tabela, pois apresenta três níveis de eletrosfera, com respectivamente
K:2; L:8; M:8 elétrons.
Para saber a família basta verificar a quantidade de elétrons do último nível, que nesse caso é 8 (2+ 6),
somando o 4s  e 4p logo, ele está localizado na família 8A (família dos gases nobres).
4.2 - Elementos de transição
Exemplo:
Cr   1s    2s  2p 3s 3p 4s   3d  (localização : 4º período, metal de transição )
 
O Cromo está localizado no 4° período, pois é o nível mais afastado do núcleo do átomo.
Quanto à família, dizemos apenas que é metal de transição (sem nome específico), pois termina no subnível
d.
 
O 4s   representa o nível mais afastado, portanto, determina o período em que o elemento está localizado
na tabela periódica.
O 3d   representa o nível de maior energia (onde termina a distribuição) e, portanto, ele nos dá a
informação que esse elemento está localizado na parte central da tabela periódica, sendo, então, um
elemento de transição.
 
Exemplo:
Cd  1s    2s  2p 3s 3p 4s  3d 4p  5s 4d  (localização : 5º período, metal de transição )
 
Esse elemento está no 5° período, pois é o nível mais afastado do núcleo, ou seja, o último.
2 3
20
2 2 6 2 6 2 
2
18
2 2 6    2  6  
2 6,
24
2 2 6    2 6    2   4  
2
4
48
2 2 6    2 6    2 10 6 2 10
Para determinar a família verificamos qual o nível de maior energia, ou seja, onde termina a distribuição,
que nesse caso é o 4d , sendo um metal de transição.
 
O 5s   representa o nível mais afastado, portanto, determina o período em que o elemento está localizado
na tabela periódica.
4d   representa o nível de maior energia, portanto, ele nos dá a informação queesse elemento está
localizado na parte central da tabela periódica, sendo, então, um elemento de transição.
 
Observe como ficam os níveis e subníveis do digrama de Pauling em um esquema da tabela periódica:
Analisando a tabela pode-se observar que quando a distribuição de um elemento terminar em subnível s ou
p, ele é considerado elemento representativo. (1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, 8A).
Quando a distribuição de um elemento terminar em subnível d ou f, ele é considerado metal de transição. (
Família B)
Observe com atenção a terminação da distribuição eletrônica em cada família A:
Elementos Representativos
s         Família 1A ( coluna 1 )
s       Família 2A  ( coluna 2 )
s  p Família 3A  ( coluna 13 )
s p     Família 4A  ( coluna 14 )
s p      Família 5A  ( coluna 15 )
10
2
10
1
2  
2 1     
2 2 
2 3
s s Família 6A  ( coluna 16 )
s2 p    Família 7A  ( coluna 17 )
s  p  Família 8A  ( coluna 18 )
 
Elementos de transição:
s d Coluna 3
s d  Coluna 4
s d  Coluna 5
s d  Coluna 6
s d    Coluna 7
s d  Coluna 8
s d  Coluna 9
s d  Coluna 10
s d  Coluna 11
s d  Coluna 12
 
Notem que quando a distribuição de um elemento terminar em subnível d, ele é considerado elemento de
transição e não possui nomes específicos..
5 - Propriedades Periódicas
A Eletronegatividade é a propriedades periódica mais importante e se refere a capacidade que um átomo
tem, de atrair os elétrons de outro átomo. Para entendermos a eletronegatividade devemos compreender
outras propriedades como: Raio atômico, Afinidade eletrônica e Potencial de Ionização, pois a
eletronegatividade depende de alguns fatores relacionados a estas prorpiredades citadas.
 
5.1 - Raio Atômico(RA)
O raio atômico é o tamanho do átomo. Pode ser obtido por meio de um conjunto de dados experimentais de
raios atômicos aproximados, ou seja, é a distância entre o núcleo e a parte externa da eletrosfera do átomo.
Na família o raio atômico aumenta de cima para baixo, ou seja, quanto maior o número de camadas, maior
será o raio do átomo, maior é seu tamanho.
No período o raio atômico aumenta da direita para a esquerda.
Átomos que estão no mesmo período possuem o mesmo número de camadas, mas os raios dos átomos são
diferentes,porque quanto maior o número de prótons do núcleo, maior é a atração que eles exercem pelos
elétrons da eletrosfera, o que acarreta em diminuição do seu tamanho (atração do núcleo - elétron).
 
5.2 -  Afinidade eletrônica (AE)
2 4       
5
2 6     
2 1    
2 2   
2 3   
2 4   
2 5
2 6   
2 7   
2 8   
2 9   
2 10 
É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, "captura" um elétron ou seja, é a energia
medida quando um átomo recebe 1 elétron (forma íon negativo).
Na familia a afinidade eletrônica aumenta de baixo para cima, ou seja, quanto menor o átomo, mais perto
do núcleo estará o elétron e, consequentemente, ele sofrerá maior atração dos prótons do núcleo. Com isso,
fica mais fácil colocar o elétron, acarretando no aumento da afinidade eletrônica.
Pelo mesmo motivo apresentado acima, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para direita, pois
quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica.
 
5.3 - Potencial de Ionização (PI) ou Energia de ionização (EI)
É a energia necessária para retirar um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso, ou seja, é a
energia medida quando um átomo perde 1 elétron (forma íon positivo) - Potencial de ionização.
A remoção do primeiro elétron, que é o mais afastado do núcleo, requer uma quantidade de energia, que é
chamada de primeira energia de ionização (1º E.I.). A energia de ionização está relacionada com o tamanho
do átomo, pois quanto  maior for o raio, mais fácil será remover o elétron que está mais afastado (mais
externo).
Na familia o   potencial de ionização aumenta de baixo para cima, ou seja, quanto menor o átomo, mais
perto do núcleo estará o elétron e, consequentemente, ele sofrerá maior atração dos prótons do núcleo,
com isso fica mais difícil arrancar o elétron, acarretando no aumento do potencial de ionização.
No periodo, pelo mesmo motivo apresentado acima, o potencial de ionização aumenta da esquerda para a
direita, pois quanto menor o tamanho do átomo, maior será seu potencial de ionização (é mais difícil retirar
o elétron).
Portanto, um átomo que possui alto potencial de ionização e alta afinidade eletrônica também apresentará
alta atração por elétrons, ou seja, será um átomo com alta eletronegatividade.
Na tabela abaixo serão relacionadas as propriedades periódicas mais importantes com suas variações nas
colunas e respectivos períodos:
ATIVIDADE FINAL
A configuração de um átomo neutro é 1s 2s 2p . Pode-se concluir
sobre esse elemento que:
A. É um elemento de transição. 
B. É um elemento metálico do 3º período
C.  É um halogênio do 2º período
D. É um gás nobre do 2º período. 
Tem-se um elemento químico  cuja configuração eletrônica é: 1s 2s
2p . Indique a alternativa que corresponde à localização desse átomo :
A. 5° período, metal de transição
B. 2° período, halogênio.
C. 2° período, gás nobre. 
D. 4° período, metal alcalino.
2 2 5
2 2
6
Sabendo-se  que as propriedades periódicas podem  prever as
características dos elementos químicos, como por exemplo, a
eletronegatividade, raio iônico e a energia de ionização, assinale a
alternativa que corresponde a afirmativa correta:
A. Para elementos de um mesmo grupo, o raio atômico aumenta com o aumento do número atômico.
B. Os elementos com caráter metálico acentuado possuem grande afinidade eletrônica.
C. Com o aumento do número de camadas, o raio atômico, em um mesmo grupo, diminui.
D. Para íons de elementos representativos, o número do grupo coincide com o número de elétrons que o
átomo possui no último nível.
A Tabela Periódica traz informações importantes a respeito das
características e das propriedades dos elementos químicos, com relação
à classificação periódica moderna dos elementos, assinale a afirmação
verdadeira:
A. Na Tabela Periódica, os elementos químicos estão colocados em ordem decrescente de massas
atômicas.
B. Em uma família, os elementos apresentam geralmente o mesmo número de elétrons na última
camada.
C. Em um período, os elementos apresentam propriedades químicas semelhantes.
D. Todos os elementos representativos pertencem aos grupos B da tabela periódica.
REFERÊNCIA
REIS, M.  Completamente química – Físico-Química.  Ciência, Tecnologia & Sociedade. 1 ed. São Paulo:
Editora FTD S.A. 2001 p. 592.
RUSSELL, J.B. Química Geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 2004. v. 1.
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
Ligações químicas (Iônica e
Covalente)
APRESENTAR A REGRA DO OCTETO COMO MODELO DE ESTABILIDADE DOS ÁTOMOS PARA A
REALIZAÇÃO DE LIGAÇÕES QUÍMICAS. ELABORAR LIGAÇÕES IÔNICAS E COVALENTES ENTRE OS
ELEMENTOS.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
Os átomos são os constituintes básicos da matéria e eles se unem uns aos outros procurando estabilidade e
originando as moléculas.
Molécula é o agrupamento de átomos que se mantém unido por ligação química. Quando dois ou mais
átomos entram em contato, eles o fazem por meio das suas eletrosferas, ou seja, de suas últimas camadas
(camada de valência). Com isso, conclui-se que a última camada de um átomo é quem determina as
condições de formação das ligações químicas.
2 - Regra do octeto
Na natureza, os únicos átomos que são encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas)  são os
gases nobres, cujos átomos apresentam 8 elétrons na camada de valência. Como os gases nobres são
estáveis e apresentam uma característica de serem não-reativos, concluiu-se que os demais átomos se
ligariam tentando adquirir a mesma configuração eletrônica do gás nobre. Todos os gases nobres, com
exceção do He, possuem 8 elétrons.
Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres e note que todos, com exceção do hélio, apresentam 8
elétrons na camada de valência. No caso do átomo de hélio, a explicação para a estabilidade dele ocorre em
razão de possuir apenas a camada K ou o subnível s totalmente preenchido com dois elétrons, que é a
quantidade máxima possível.
He      1s
Ne    1s  2s  2p
Ar    1s  2s  2p 3s  3p
Kr    1s  2s  2p 3s  3p 4s 3d 4p
2
2
10
2 2 6
18
2 2 6 2 6
36
2 2 6 2 6 2 10 6
Xe    1s  2s  2p 3s  3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p
Rn    1s  2s  2p 3s  3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p
 
Com isso, surgiu a Regra do Octeto proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. A valência de um
átomo é quem determina a quantidade de elétrons que ele deve ganhar, perder ou compartilhar para tornar
sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo.
As ligações químicas podem ser classificadas como:
Iônica.
Covalente normal e dativa.
Metálica.
3 - Ligação iônica
A ligação iônica ocorre com a formação de íons pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento
para outro. Esta ligação se forma a partir de um átomo que tenha tendência de doar seu elétron da camada
de valência e se transformar em um cátion (+) com outro átomo com tendência de receber elétron na
camada de valência e se transformar em ânion ( - ). Em ambos os casos, os átomos transferem seus elétrons
a fim de adquirir estabilidade eletrônica, lembre-se dos gases nobres. Nesse tipo de ligação, a atração entre
os átomos que formam o composto é de origem eletrostática.
Na ligação iônica, um dos átomos perde elétrons, enquanto que o outro recebe. O átomo mais
eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade..
Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio:
Átomo com facilidadepara doar os elétrons da última camada: metal.
Átomo com facilidade de receber elétrons em sua última camada: não metal.
Num composto iônico, as soma das cargas negativas e positivas devem ser iguais.
 
Exemplo :
Ligação entre o (Na = metal da família 1A) e o cloro (Cl = não metal da família 7A).
 
Na   1s  2s  2p 3s ( 1 elétron na camada de valência )
Cl  1s  2s  2p     3s 3p     ( 7 elétrons na camada de valência )
 
O sódio perdendo o elétron da última camada passa a ter 8 elétrons em sua camada anterior, adquirindo
configuração eletrônica estável, transformando-se, assim, em um íon positivo com carga 1+ ( Na ).
O cloro tem tendência em receber um elétron na última camada e atingir, dessa forma, configuração
estável, completando 8 elétrons e transformando-se em um íon negativo com carga –1 ( Cl ).
54
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6
86
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6
1
11
2 2 6   1             
17
2 2 6 2 5     
+ 
-
Na representação da ligação, utilizamos os elétrons da última camada de cada átomo. Uma seta indica quem
cede e quem recebe o elétron.
Essa representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis.
A fórmula iônica da ligação é representada assim:   [Na]  [Cl]   . Como foram utilizados um átomo de cada
tipo, a fórmula molecular do composto é NaCl.
Exemplo :
Ligação entre o alumínio (Al = metal da família 3A) e o oxigênio (O = não metal da família 6A).
 
O   1s       2s  2p ( 6 elétrons na camada de valência )
Al  1s  2s 2p  3s  3p    
 
O alumínio perde os três elétrons de sua última camada e se transforma em um cátion trivalente positivo
Al .
O oxigênio possui 6 elétrons em sua última camada e precisa receber 2 elétrons para adquirir estabilidade e
se transformar em ânion bivalente negativo O . Nessa ligação serão necessários três átomos de oxigênio
para receber os elétrons cedidos de dois átomos de alumínio.
+ -
2
8
2 2 4    
13
2 2   6 2 1
3+
2-
A fórmula iônica da ligação é representada assim:    Como foram utilizados dois átomos de
alumínio e três átomos de oxigênio, a fórmula molecular do composto é Al O .
Veja algumas propriedades dos compostos iônicos:
Possuem alto ponto de fusão (PF) e alto ponto de ebulição (PE).
São sólidos as temperaturas ambientes.
Conduzem eletricidade quando fundidos.
São solúveis em água.
Exemplo :
Ligação entre o alumínio (Al = metal da família 3A) e o flúor (F = não metal da família7A).
 
F   1s  2s  2p ( 7 elétrons na camada de valência )
Al  1s  2s 2p  3s  3p    
O alumínio perde os três elétrons de sua última camada e transforma-se em um cátion trivalente positivo
Al .
2 3
3
9
2 2 5           
13
2 2   6 2 1
3+
O flúor possui 7 elétrons em sua última camada e precisa receber 1 elétron para adquirir estabilidade e
transformar-se em ânion monovalente F . 
A fórmula iônica da ligação é representada assim:  Como foi utilizado um átomo de alumínio
e três átomos de flúor, a fórmula molecular do composto é Al F .
 
4 - Ligação Covalente
4.1 - Ligação covalente simples
É a ligação que ocorre quando os átomos participantes precisam receber elétrons em suas últimas camadas.
Isso se torna possível com o compartilhamento de par de elétrons, fazendo com que os átomos atinjam a
estabilidade eletrônica. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par
compartilhado, que passará a pertencer a ambos os átomos. Essa ligação ocorre entre os átomos não
metais.
Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da
ligação.
Observe o exemplo da ligação entre átomos de hidrogênio  H  ( 1s  ).
Como o hidrogênio possui 1 elétron na última camada, ele atinge a estabilidade com apenas mais 1 elétron
(mesma configuração do átomo de Hélio -   He - 1s ), então é necessário que ele compartilhe um elétron.
 
Fórmula eletrônica ou Fórmula de Lewis:
    
Fórmula Estrutural:
    
Fórmula Molecular :
         
Agora vamos estudar a molécula de gás nitrogênio, onde ocorrem três ligações  covalentes entre os dois
átomos.
N  1s  2s  2p
Como ele possui 5 elétrons na última camada, compartilhando mais 3 ele fica com 8 elétrons e adquire
estabilidade.
 
Fórmula eletrônica ou Fórmula de Lewis:       
Fórmula Estrutural:        
-
3
1
1
2
2
7
2 2 3   
  
Fórmula Molecular:
                                 
Outros exemplos importantes:
Molécula de CO , (formada por dois átomos de oxigênio e um átomo de carbono, unidos por meio de
ligações covalentes). 
C    1s  2s  2p
O    1s  2s  2p
 
Fórmula eletrônica ou Fórmula de Lewis:
Fórmula Estrutural: 
Fórmula Molecular:
          CO
 
Molécula de CH , (formada por 1 átomo de carbono e quatro átomos de hidrôgenio, unidos por meio de
ligações covalentes). 
C    1s  2s  2p
H   1s
 
Fórmula de Lewis e estrutural;
Molécula de H O (formada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. 
2
6
2      2 2    4 elétrons
8
2      2 4   6 elétrons
2
4
6
2      2 2    4 elétrons
1
1     1 elétron
2
H    1s
O    1s  2s  2p
 
Fórmula de Lewis e estrutural;
Molécula de HCl (formada por um átomo de cloro um átomo de hidrogênio). 
H    1s
Cl    1s  2s  2p  3s 3p   
 
Fórmula de Lewis e estrutural;
 
4.2 - Ligação covalente dativa ou coordenada
A estrutura de algumas moléculas não pode ser explicada por meio de ligação covalente simples, então, foi
formulada a ligação covalente dativa ou coordenada. Nesse tipo de ligação, um dos átomos que já estiver
com última camada completa entra com os dois elétrons do par compartilhado. Esse par de elétrons
apresenta as mesmas características da ligação covalente simples, o que difere é que a origem dos elétrons
é somente de um dos átomos participantes da ligação. Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os
átomos participantes.
A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se direciona do átomo doador para o
átomo receptor.
 
Como exemplo, vamos observar a ligação que ocorre entre os átomos de enxofre e de oxigênio na formação
das moléculas de gás SO e SO . Lembre-se de que temos que conhecer a quantidade de elétrons da última
camada:
1
1        1 elétron
8
2      2 4   6 elétrons
1
1        1 elétron
17
2      2 6 2 5 7 elétrons
2 3
 
Como vemos na distribuição de seus elétrons, ambos possuem 6 elétrons na camada de valência e,
compartilhando dois elétrons por meio de ligações covalentes simples, eles atingem os oito elétrons na
última camada.
 
Para formar a molécula de SO , entretanto, ainda é necessário incorporar mais um átomo de oxigênio. Tal
fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um dos pares de elétrons não compartilhados em ligações
para formar um par dativo com o oxigênio, observe:
 
Na estrutura acima veja como o enxofre ainda possui um par de elétrons não compartilhado. Portanto, ele
faz mais uma ligação dativa com outro oxigênio, formando a molécula do composto SO .
2
3
ATIVIDADE FINAL
Considere as seguintes espécies químicas: Na , Ca , Al , O , Br , Cl
Analise as alternativas abaixo e assinale a que corresponde a fórmula
correta.
A. Al Br
B. AlO
C. NaCl
D. CaCl
Assinale a alternativa que indica a fórmula do composto formado,
quando átomos do elemento genérico M (cátions trivalentes), ligam-se
com átomos do elemento Y, pertencentes à família dos calcogênios.
A. M Y
B. M Y
C. M Y
D. M Y
+ 2+ 3+ 2- 1- 1-
3
2
2
2
3 2
2 3
3
2
Apesar da posição contrária de alguns ortodontistas, está sendo
lançada no mercado internacional a "chupeta anticárie". Ela contém
flúor, um já consagrado agente anticárie, e xylitol, um açúcar que não
provoca cárie e estimula a sucção pelo bebê. Considerando que o flúor
utilizado para esse fim aparece na forma de fluoreto de sódio, assinale a
alternativa que corresponde a ligação química existente entre o sódio e
o flúor.
é denominada: A) iônica B) metálica C) dipolo-dipolo D) covalente
apolar
A. ligação covalente simples
B. ligação covalente dativa
C. ligaçãoiônica
D. ligação metálica
REFERÊNCIA
RUSSEL, John B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books,1994.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Porto Alegre: Bookman, 2001.
Geometria e Polaridade
INTERPRETAR A GEOMETRIA E A POLARIDADE DE ALGUMAS MOLÉCULAS IMPORTANTES NA ÁREA DA
SAÚDE. COMPREENDER O CONCEITO DE MOLÉCULA POLAR E APOLAR.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
Uma molécula é formada de átomos que se unem por meio de compartilhamento de seus pares de elétrons.
A forma espacial dos átomos de uma molécula é chamada geometria molecular. 
A geometria de uma molécula é a forma espacial que ela apresenta e depende da orientação mais estável
dos seus pares eletrônicos que se encontram ao redor do átomo central. Isso porque os pares de elétrons
dos átomos sofrem força de atração e repulsão entre si, e em uma molécula, eles se orientam de forma a
diminuir o máximo possível essas forças, estabilizando- a.
O par ligante ou par compartilhado é aquele onde ocorre a ligação de um átomo com outro (par de elétrons
que se ligam) e par não ligante ou par isolado é um par de elétrons que não está fazendo ligação química
com outro átomo, ele está isolado.
O método que permite prever a geometria de uma molécula é chamado de Teoria de Repulsão dos Pares de
Elétrons da Camada de Valência (RPE).
2 - Geometria das moléculas
2.1 - Geometria Linear
Moléculas diatômicas ( ângulo entre as ligações será de 180º)
 
                              
Moléculas triatômicas (pares em volta do átomo central compartilhados)
Exemplo:
Na molécula de CO , o carbono é o átomo central e possui 4 elétrons na camada de valência, portanto dois
pares ligantes que estão comprometidos em ligações com os átomos em volta, no caso o oxigênio. Como
não sobra elétron livre em volta do átomo central, as forças de atração e repulsão não atuam e a molécula se
torna linear, com ângulo de 180º.
 
                               
 
Na molécula de HCN ocorre o mesmo, ou seja, o carbono que é o átomo central apresenta todos os seus
elétrons comprometidos com os átomos em sua volta. Pelo mesmo motivo essa molécula será linear.
 
                              
2.2 - Geometria angular
Molécula formada por 3 átomos (um central com dois pares ligantes e um ou dois pares não ligantes)
 
Exemplo:
Molécula do gás SO
               
Exemplo: 
 Na molécula da água H O, o oxigênio é o átomo central, formando quatro pares, sendo dois ligantes ( com
os hidrogênios) e dois não ligantes. Os pares não ligantes exercem repulsão nos outros pares.
2
2
2
     
 
2.3 - Geometria trigonal plana
Molécula formada por 4 átomos (um central com três pares ligantes )
 
Exemplo:
Na molécula do BH , o  boro é o átomo central e possui 3 elétrons na camada de valência e os três estão
ligados, sendo então, três pares ligantes ou compartilhados. Nesse caso a molécula terá geometria trigonal
plana (triangulo equilátero) e o ângulo entre as ligações será 120º.
3 
 
 
2.4 - Geometria piramidal
Molécula com três pares ligantes e um não ligante
Na molécula do NH  o nitrogênio é o átomo central e possui 5 elétrons na camada de valência, formando 4
pares, sendo três ligantes (com os hidrogênios) e um não ligante. O par não ligante exerce repulsão nos
outros pares, resultando em uma geometria piramidal:
 
2.5 - Geometria tetraédrica
Molécula com quatro pares ligantes
Na molécula de CH   o carbono é o átomo central e possui 4 elétrons na camada de valência. Como os
quatros pares estão ligados, a geometria resultante para esta molécula é um tetraedro e o ângulo entre as
ligações será 109º 28.
3
4
3 - Polaridade das moléculas
A polaridade das moléculas depende da sua geometria e a apresenta direção, sentido e intensidade e,
portanto, é representada por um vetor:
Vetor momento dipolo ou momento dipolar (µ) (polarização da ligação covalente).
O vetor momento dipolar em uma molécula sempre caminha no sentido do átomo menos eletronegativo
para o mais eletronegativo. Quando a resultante do momento dipolar for igual a zero, a molécula será
apolar e se for diferente de zero, a molécula será polar.
A eletronegatividade é uma propriedade periódica que está relacionada com a capacidade que um átomo
tem de atrair o par de elétrons que estiver próximo de sua eletrosfera, como por exemplo, em uma ligação
química. Na tabela periódica, os elementos que estão localizados à direita e acima são os que possuem alta
eletronegatividade, ou seja, são os não metais. Então, para facilitar o reconhecimento dos elementos mais
eletronegativos, eles foram ordenados em ordem de eletronegatividade
Como podemos notar, o flúor é o elemento mais eletronegativo e os metais menos eletronegativos.
3.1 - Polaridade de uma molécula de Geometria linear:
Moléculas diatômicas
 
Exemplo:
Na formação do gás hidrogênio (H ) vemos dois átomos iguais unidos por meio de ligação covalente.
Como os dois átomos possuem o mesmo valor de eletronegatividade eles atraem o par de elétrons
compartilhado com a mesma intensidade, não ocasionando deslocamento da nuvem  de elétrons para
nenhum dos dois lados da molécula que, a partir de agora, serão chamados de polos.
2
A ligação covalente entre dois átomos iguais é chamada covalente apolar, pois nela os elétrons são
compartilhados de maneira igual, em que nenhum dos átomos desloca a nuvem de elétrons, pois eles
possuem a mesma eletronegatividade.
Exemplo:
Na formação da molécula de HF (fluoreto de hidrogênio), podemos observar dois átomos diferentes unidos
por meio de ligação covalente.
Como os dois átomos possuem valor de eletronegatividade diferentes, o par de elétrons agora é atraído pelo
elemento mais eletronegativo, no caso, o flúor. Embora o par de elétrons esteja sendo compartilhado, ele se
desloca para perto do polo mais eletronegativo, distanciando-se do hidrogênio que é menos eletronegativo.
Isso forma na molécula dois polos diferentes e a ligação é chamada de covalende polar, pois um átomo atrai
para si mais fortemente os elétrons compartilhados.
A ligação covalente polar origina na molécula as chamadas cargas parciais representada pela letra sigma.
Na molécula de HF, o átomo mais eletronegativo recebe carga parcial negativa, pois o par de elétrons está
mais próximo e, consequentemente, o outro átomo que participa da ligação, no caso o hidrogênio, recebe
carga parcial positiva, pois o par de elétrons está mais distante.
 
Resumindo:
 
A polaridade  de moléculas diatômicas é muito simples de ser compreendida, basta verificar se os átomos
da molécula a ser estudada são iguais ou diferentes:
Se os átomos forem iguais a molécula será apolar, ou seja, não há diferença de eletronegatividade entre
eles.
Se os átomos forem diferentes, a molécula será polar, ou seja, há diferença de eletronegatividade e o polo
mais eletronegativo recebe carga parcial negativa e o polo menos eletronegativo recebe carga parcial
positiva.
Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos, maior será o deslocamento da nuvem
eletrônica, mais intensos serão os polos formados por essa diferença e mais polar será a molécula.
Moléculas triatômicas
A molécula linear pode ser polar ou apolar, conforme os átomos que fazem parte de sua estrutura. No caso
da molécula de CO , o carbono e o oxigênio possuem  eletronegatividades diferentes, portanto a ligação
entre o C e O é apolar. Sendo o oxigênio mais eletronegativo, ele atrai para si o par de elétrons da ligação,
deslocando a nuvem eletrônica para as extremidades da molécula.
 
               
 
O momento dipolar resultante é igual a zero, pois os vetores se anulam (a força de atração dos oxigênios
pelos pares de elétrons tem a mesma intensidade, porém em sentidos opostos, uma anulando a outra) e a
molécula é apolar.
No caso da molécula de HCN, o nitrogênio é o mais eletronegativo, seguido do carbono e do hidrogênio,
então, o momentodipolar caminha para uma das extremidades da molécula, deslocando a nuvem eletrônica
para o lado do nitrogênio.
 
               
 
O momento dipolar é diferente de zero e a molécula é polar.
 
3.2 - Polaridade de uma molécula de Geometria trigonal plana
 
Nas moléculas que apresentam geometria trigonal plana, o momento dipolar é igual a zero, ou seja, os
vetores se anulam e ela é apolar.
 
2
               
3.3 - Polaridade de uma molécula de Geometria piramidal
 
As moléculas que apresentam geometria piramidal o momento dipolar é diferente de zero, ou seja, os
vetores não se anulam e ela é polar.
 
          
 
3.4 - Polaridade de uma molécula de Geometria Tetraédrica
 
As moléculas que apresentam geometria tetraédrica com os átomos da extremidade iguais ao momento
dipolar são iguais a zero, ou seja, os vetores se anulam e elas são apolares.
 
          
 
Agora, se em uma molécula tetraédrica, um dos átomos da extremidade for diferente, o momento dipolar
será diferente de zero, ou seja, os vetores não se anulam e a molécula é polar. Como exemplo pode ser
citado o CHCl .
 
3
          
3.5 - Polaridade de uma molécula de Geometria angular
Nas moléculas que apresentam geometria angular, o momento dipolar é diferente de zero, ou seja, os
vetores não se anulam e elas são polares.
 
          
         
4 - Polaridade e Solubilidade
A solubilidade de uma molécula em uma substância depende de sua polaridade, ou seja, substâncias cujas
moléculas são polares se dissolvem em outras substâncias também polares. O mesmo ocorre com as
apolares, ou seja, as substâncias cujas moléculas são apolares se dissolvem em outras também apolares.
 
Resumindo: polar dissolve polar e apolar dissolve apolar.
 
As substâncias que são derivadas do petróleo, óleos e gorduras vegetais são apolares e não de dissolvem em
água.
Podemos, então, concluir que a água deve ser polar.
Gasolina e água, óleo e água formam sistema heterogêneo.
Outras substâncias como a água e o cloreto de sódio (sal de cozinha) são polares e, quando misturadas, se
dissolvem e formam sistema homogêneo.
Através da polaridade, é possível se determinar se uma substância se dissolve ou não em outra, ou seja sua
solubilidade.
ATIVIDADE FINAL
Considere as fórmulas e ângulos de ligações dados a seguir:
As formas geométricas destas moléculas são, respectivamente:
A. trigonal, trigonal, piramidal, angular.
B.  angular, piramidal, tetraédrica, angular.
C. angular, piramidal, tetraédrica, linear.
D. angular, angular, piramidal, trigonal plana.
Um líquido com moléculas polares sofre influência de um campo
elétrico externo, provavelmente devido a uma orientação das moléculas
do líquido.
Nessas condições, qual molécula abaixo pode sofrer a influência de um
campo elétrico externo:
A. CCl
B. CS
C.  CHCl
D. Br
4
2
3
2
O dióxido de carbono (CO ), presente na atmosfera e nos extintores de
incêndio, apresenta ligação entre seus átomos do tipo covalente  (não
metais x n-metais) e respectiva geometria molécular do tipo_________.
O espaço acima é corretamente preenchido pela alternativa:
A. angular
B. tetraédrica
C. trigonal plana
D. linear
REFERÊNCIA
RUSSEL, John B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books,1994.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Porto Alegre: Bookman, 2001.
2
Forças intermoleculares
COMPREENDER COMO AS FORÇAS DE ATRAÇÃO ATUAM ENTRE AS MOLÉCULAS.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
No nosso cotidiano, podemos perceber várias substâncias com diversas propriedades diferentes, tais como,
os estados físicos, os pontos de fusão e de ebulição, a solubilidade e assim por diante. Em grande parte,
essas diferenças de propriedades que observamos nas substâncias devem-se às diferentes interações e
atrações que se estabelecem entre as suas moléculas.
Os sólidos iônicos estão unidos por causa da forte atração entre seus íons cátions e seus íons ânions. A
maioria dos metais são sólidos a temperatura ambiente por causa da ligação metálica.  Os compostos
formados por  ligações iônicas são  sólidos  à  temperatura ambiente, porém os formados por
ligações  covalentes podem ser, sólidos, liquidos ou gasosos. Isto mostra que as interações entre estas
moléculas podem ser maiores ou menores. 
As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente entre elas.
Quanto maior for a força de atração maior será a coesão entre as moléculas. Isso ocasionará um aumento
nos pontos de fusão e ebulição da substância. As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de
atração entre si. Por isso os gases apresentam baixo ponto de ebulição e extrema facilidade de se expandir. 
Esses tipos de interações moleculares foram bastante estudados pelo físico holandês Johannes Diederik Van
der Waals (1837-1923) e, em sua homenagem, passaram a ser chamadas de Forças de Van der Waals. 
As forças intermoleculares são aquelas responsáveis por manter unidas moléculas formadas por ligações
covalentes, determinando assim propriedades de diferentes compostos, como ponto de fusão, ponto de
ebulição, solubilidade, entre outros. Podem ser são classificadas como;
Força de Van der Waals
Dipolo permanente - dipolo permanente
Ligação de hidrogênio ou pontes de hidrogênio
2 - Forças de Van der Waals
São as forças de atração ou repulsão entre entidades moleculares (ou entre grupos dentro da mesma
entidade molecular) diferentes daquelas que são devidas à formação de ligação iônica ou a interação
eletrostática de íons.
 
2.1 - Forças de London
Essas forças foram percebidas pelo físico polonês Fritz London, que sugeriu que moléculas apolares
poderiam se tornar dipolos temporários. Essas forças ficaram conhecidas como  forças de
dispersão ou forças de London.
Esse tipo de atração intermolecular ocorre em moléculas apolares que são bastante fracas. A nuvem de
elétrons que envolve a molécula está em movimento contínuo. Essa nuvem pode se deslocar
momentaneamente para um dos lados da molécula e isso cria por um instante um polo, ou seja, aparece
uma polaridade momentânea na molécula que induz outra polaridade similar em outra molécula vizinha. O
resultado é uma fraca atração entre essas moléculas, também conhecida como dipolo instantâneo – dipolo
induzido ou ainda Forças de London. As moléculas unidas por esse tipo de interação possuem baixo ponto
de fusão e baixo ponto de ebulição.
 
Exemplo:
Molécula de iodo (I ) - (geometria linear, sem deslocamento da nuvem eletrônica - molécula apolar)
Note, na figura, que as moléculas sofrem uma deformação instantânea em consequência do movimento que
possuem, e acabam criando, por uma fração de segundos, polos positivos e negativos.
2
3 - Dipolo permanente – dipolo  permanente
A  força dipolo  permanente, também chamada de  Forças de Keesom  em homenagem a Willen Hendrik
Keesom, quem primeiro descreveu matematicamente a força em 1921, ocorre em moléculas polares, como,
por exemplo, na molécula de HCl, em haletos de alquila e cetonas.
Na molécula polar, na parte mais eletronegativa forma-se um dipolo elétrico permanente. Com a diferença
de eletronegatividade, existe uma concentração de carga negativa no átomo mais eletronegativo deixando o
átomo menos eletronegativo no lado positivo da molécula. Assim, a extremidade positiva de uma molécula
atrai a extremidade negativa da outra molécula, e assim por diante, dando a interação.
Essas interações tem maior intensidade que a interações dipolo induzido ou dipolo-instantâneo portanto,
as moléculas com esse tipo de interação possuem maior ponto de fusão e de ebulição.
 
Exemplo: 
Molécula de HCl - (geometria linear, com deslocamento da nuvem eletrônica - molécula polar)
 
4 - Ligações de hidrogênio ou Pontes de hidrogênio
A interação intermolecular chamada ligação de hidrogênio ocorre entre moléculas polares, em que o
hidrogênio está presente e ligado aoflúor, ao oxigênio ou ao nitrogênio, que são os elementos mais
eletronegativos e, portanto, tornam a atração intermolecular mais intensa, pois existe uma grande
diferença de eletronegatividade entre os átomos que constituem a molécula. Nesse caso essas substâncias
possuem alto ponto de ebulição.
 
Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos
permanentes. As ligações de hidrogênio são atrações intermoleculares anormalmente intensas e ocorrem
entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e átomos muito eletronegativos devido às
pequenas dimensões do flúor (F) , oxigênio (O) e nitrogênio (N). Nas ligações destes elementos com o
hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.
          As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação
intermolecular total, o que explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H O,
 NH   e  HF, em relação aos hidretos das respectivas famílias. 
 
Exemplos:
                                                                       
                                                                   
                                                                          
  As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para
aumentar a coesão entre as moléculas. Nos álcoois, por exemplo;
 
Metanol ( H C - OH ) tem PE = 64,6º C
Etanol ( H C - CH  - OH ) tem PE = 78,4º C. 
 
A principal  força intermolecular  existente entre as moléculas dos álcoois é a  ligação de hidrogênio, mas
como a molécula de etanol é maior, as dispersões de London são mais intensas. Logo, da interação das duas
forças, resulta um maior ponto de ebulição, em relação ao metanol. Outra consideração importante é que,
2
3
3
3 2
quanto maior o número de grupos OH   ou NH, maior será a intensidade das  ligações de
hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.
 
Os compostos iônicos são sólidos em razão das forças de atração existentes entre os cátions e ânions que
os formam. Eles apresentam partículas em posições definidas, dispostas em estruturas regulares chamadas
de retículo cristalino. Os compostos moleculares podem ser sólido, líquido ou gasoso e entre suas
moléculas pode haver forças com maior ou menor intensidade.
Legenda: FORçAS DE ATRAçãO ENTRE CáTIONS E âNIONS
4.1 - Ligações de hidrogênio nos sistemas biológicos
       Todas as interações moleculares reversíveis em sistemas biológicos como nos aminoácidos e proteínas,
são feitas por 3 tipos de forças: ligações eletrostáticas, pontes de hidrogênio e ligações de Van der Waals.
 
Os aminoácidos são divididos quimicamente em quatro partes: o grupo amina (NH ), grupo carboxílico
(COOH), hidrogênio, carbono alfa (todas as partes se ligam a ele), e um radical R característico de cada
aminoácido. Os aminoácidos se unem através de ligações peptídicas, formando   proteínas com unidades
estruturais que interagem entre si através de  pontes de hidrogênio entre os grupamentos NH e CO,
funcionando na formação de alfa-hélices e folhas beta pregueada no colágeno, elastina, queratina, entre
outras.
 
-
2
 
                                                          
 
Exercícios resolvidos:
Exercício 01:  Analise as substâncias e indique qual tipo de força intermolecular atua em cada uma delas,
justificando sua resposta por meio da polaridade e geometria:
 
Resolução:
 
a) H - H   ( H  )
 
A molécula do H  apresenta geometria linear, sem deslocamento de carga, portanto sem polaridade.
As forças intermoleculares que mantêm moléculas apolares são do tipo Dipolo induzido ou instantâneo.
 
b) H - F  ( HF )
 
A molécula do HF  apresenta  geometria linear, com deslocamento de carga, portanto com diferença de
eletronegatividade entre os átomos ( molécula polar ).
As  forças intermoleculares  que mantêm moléculas polares  que apresentam ligações entre hidrogênio e
átomos muito eletronegativos (F, O, N). no caso o H e o F são do tipo ligações de hidrôgenio ou pontes de
hidrogênio.
 
c) H - Cl  ( HCl )
 
2
2
A molécula do HCl apresenta  geometria linear, com deslocamento de carga, portanto com diferença de
eletronegatividade entre os átomos ( molécula polar ).
As forças intermoleculares que mantêm moléculas polares são do tipo dipolo permanente.
 
d) F - F  ( F )
 
A molécula do F  apresenta geometria linear, sem deslocamento de carga, portanto sem polaridade.
As forças intermoleculares que mantêm moléculas apolares são do tipo Dipolo induzido ou instantâneo.
 
e) H O
 
A molécula da água apresenta  geometria angular, repulsão entre os pares não compartilhados, com
deslocamento de carga ( molécula polar ).
As  forças intermoleculares  que mantêm moléculas polares  que apresentam ligações entre hidrogênio e
átomos muito eletronegativos (F, O, N). no caso o H e o O são do tipo ligações de hidrôgenio ou pontes de
hidrogênio.
 
f) CH
 
A molécula do CH  apresenta geometria tetraédrica, sem deslocamento de carga, portanto sem polaridade.
As forças intermoleculares que mantêm moléculas apolares são do tipo Dipolo induzido ou instantâneo.
 
 
Exercício 02:  Dadas as substâncias:  CH  ; SO ;  H O ;  Cl   e   HCl, qual deverá  apresentar o maior ponto
de ebulição? Justifique sua resposta.
 
Resolução:
 
As moleculas de   Cl   e    CH   são apolares, portanto mantidas pelas forças fracas de atração de dipolo
induzido.
As moléculas de SO  e  HCl são polares, portanto mantidas pelas forças um pouco mais fortes de atração de
dipolo permanente.
A molécula da água é polar, porém por apresentar ligações entre hidrogênio e oxigênio suas forças de
interação são mantidas por ligações de hidrôgenio ou pontes de hidrogênio, que são forças de atração
mais fortes do que as de dipolo induzido e permanente, portanto se espera que a água tenha maior ponto de
ebulição.
2 
2
2
4 
4 
4 2   2 2 
2  4
2 
ATIVIDADE FINAL
Os compostos HF, NH  e H O apresentam elevados pontos de fusão e de
ebulição quando comparados a H S e HCl. Assinale a alternativa que
justifica essa afirmação.
A. Porque os compostos  HF, NH  e H O são mantidos pelas forças de van der Waals.
B. Porque os compostos  HF, NH e H O  são mantidos pelas forças de London.
C. Porque os compostos  HF, NH  e H O são mantidos pelas forças ligações de hidrogênio.
D. Porque os compostos  HF, NH  e H O são mantidos pelas forças de dipolo permanente.
O gás presente nas bebidas gaseificadas é o dióxido de carbono (CO ). O
aumento da pressão e o abaixamento da temperatura facilitam a
dissolução do dióxido de carbono em água. Assinale a alternativa que
corresponde ao tipo de interação intermolecular que ocorre entre as
moléculas de dióxido de carbono e entre as moléculas da  água,
respectivamente;
A. Nos dois casos ocorrem interações do tipo dipolo induzido-dipolo induzido.
B. Ligações de hidrogênio e dipolo induzido-dipolo induzido.
C. Ligações de hidrogênio e ligações de hidrogênio.
D. Dipolo induzido-dipolo induzido e ligações de hidrogênio.
  A compreensão das interações intermoleculares é importante para a
racionalização das propriedades físico-químicas macroscópicas, bem
como para o entendimento dos processos de reconhecimento molecular
que ocorrem nos sistemas biológicos. As  temperaturas de ebulição
(TE), para três líquidos à pressão atmosférica estão mostrados abaixo; 
acetona    [ CH  - CO - CH  ]      -     56ºC
água           [ H O ]                         -    100ºC
3 2
2
3 2
3  2
3 2
3 2
2
3   3
2
etanol         [CH CH - OH ]          -      78 ºC
Com relação aos dados apresentados, podemos afirmar que: 
A. As interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas presentes na água. 
B. As interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na
acetona. 
C. A magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos.D. As interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na água.
REFERÊNCIA
RUSSEL, John B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books,1994.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Porto Alegre: Bookman, 2001.
3 2 
Funções Inorgânicas (Parte I)
CONHECER A CLASSIFICAÇÃO E A NOMENCLATURA DOS SAIS E SUA RESPECTIVA SOLUBILIDADE.
EQUACIONAR REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO ENTRE ÁCIDOS E BASES.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Estudo dos Sais
Os sais são bastante comuns no cotidiano e nas indústrias químicas, sendo utilizados para as mais diversas
aplicações. São compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente do H  e um ânion diferente
do OH .  Os sais são, portanto, compostos iônicos, sólidos à temperatura ambiente e em água sofrem
dissociação, liberando seus íons em solução.
A seguir veremos os compostos que pertencem ao grupo dos sais inorgânicos que são mais importantes e
aplicados no cotidiano:
Cloreto de sódio – NaCl (sal de cozinha)
Carbonato de sódio – Na CO ( soda ou barrilha, usada na produção de vidro,  no tratamento de piscinas,
na produção de sabão, detergentes e nas indústrias têxteis e siderúrgicas)
Bicarbonato de sódio – NaHCO ( usado  como antiácidos estomacais, em fermento de bolos, pães e
biscoitos, em extintores de incêndios e em cremes dentais para clareamento dos dentes)
Carbonato de cálcio – CaCO  (constituinte do calcário ou mármore)
Nitrato de sódio – NaNO  (salitre do Chile, usado para produzir fertilizantes, na fabricação de pólvora
negra e  como conservante de carnes enlatadas)
Sulfato de cálcio – CaSO (usado como matéria-prima do giz e na forma hidratada é conhecido como
gesso, usado na construção civil e em imobilização ortopédica)
Carbonato de amônio - (NH ) CO  ( presente em xarope expectorante)
Carbonato de lítio -  Li CO ( usado como antidepressivo)
Fluoreto de estanho II  - SnF ( usado para fortalecer o esmalte dos dentes)
Permanganato de potássio -  KMnO  (usado como antimicótico)
Sulfato de ferro II -  FeSO ( usado em medicamento como fonte de ferro para anêmicos)
Sulfato de magnésio  - MgSO ( usado como laxante)
+
-
2 3 
3 
3 
3
4 
4 2 3
2 3 
2 
4 
4 
4 
Legenda:
2 - Definição de Arrhenius
Sais  são compostos que provêm ou dos ácidos, pela substituição total ou parcial dos seus hidrogênios
ionizáveis por cátions, ou das bases, pela substituição total ou parcial dos grupos OH pelos ânions  dos
ácidos.  Segundo o exemplo, os sais podem ser considerados como produtos de uma REAÇÃO DE
NEUTRALIZAÇÃO. 
Legenda:
3 - Formulação e nomenclatura dos sais
Um sal é formado por um cátion (metal) Me  ligado a um ânion A  e apresenta a fórmula geral:
 
Me  A  ou   Me  A
 
O nome de um sal é dado da seguinte forma:
(nome do ânion) de (nome do cátion), lembrando que é necessário consultar a tabela de cátions e de ânions
apresentada nos temas anteriores.
 
Exemplos:
 
- 
x+ -y
x+ y-   
y x
Li CO =     Li CO             Carbonato de lítio
Ca SO =    CaSO           Sulfato de cálcio
Na PO   =     Na PO            Fosfato de sódio
Fe Cl =    FeCl                   Cloreto de ferro II
Mg PO =   Mg (PO )     Fosfato de magnésio
 
Os sais podem ser formados na reação de um ácido com uma base de Arrhenius, em que o cátion da base se
une ao ânion do ácido para formação do sal, e o H do ácido se une ao OH da base formando água.
 
Essa reação entre um ácido e uma base de Arrhenius é chamada de reação de neutralização e origina sal e
água.
4 - Classificação dos sais
4.1 - Sal neutro
São sais provenientes da neutralização total de um ácido com uma base, ou seja, todos os íons H  do ácido
são neutralizados pelos íons OH  da base, formando água.
Observe as reações:
 
 
Os números que aparecem na frente da fórmula são obtidos pelo balanceamento da reação e também
podem ser chamados de coeficientes estequiométricos que acertam as quantidades de reagentes e produtos
de uma reação química.
Para fazer o balanceamento de uma reação, devemos observar a quantidade de cada átomo que aparece nas
substâncias como reagente e comparar com a quantidade que aparece no produto. Observe este caso:
 
NaOH + H PO    Na PO + H O
 
+  
3
2-          
2 3
2+  
4
2-      
4     
+  
4
3-      
3 4
2+  -            
2
2+  
4
3-      
3 4 2     
+ -
+
-
3 4 3 4  2
Temos um átomo de sódio no reagente e três átomos de sódio no produto, então, para acertarmos essa
quantidade, colocamos o número três na frente do NaOH para acertarmos a quantidade de sódio na reação:
 
3 NaOH + H PO    Na PO  + H O
Agora escolhemos outro átomo, por exemplo, o fósforo: tem apenas um átomo no reagente e um no
produto, então, não há necessidade de alteração.
O próximo pode ser o hidrogênio: temos 3 átomos de hidrogênio no NaOH e mais 3 átomos no H PO ,
totalizando 6 átomos no reagente. Como no produto tem 2 átomos de hidrogênio na H O, se colocarmos o
número 3 na frente da molécula de água, as quantidades se igualam, veja:
 
3 NaOH + H PO    Na PO  + 3 H O
Agora falta o oxigênio; temos 3 átomos no NaOH e 4 átomos de H PO , totalizando 7. No produto temos 4
átomos no Na PO e 3 átomos  na água, também totalizando 7. Portanto, a reação está balanceada.
4.2 - Sal ácido ou hidrogenossal
Esses sais são provenientes de uma neutralização parcial de um ácido com uma base de Arrhenius. Nem
todos os íons H  são neutralizados em razão da falta de hidroxila da base OH .
O sal formado é chamado sal ácido e sua nomenclatura é semelhante ao sal normal, apenas indicamos o
número de hidrogênio (H ) pelo prefixo: monoácido, diácido, triácido ou pela expressão: monohidrogeno,
di-hidrogeno, tri-hidrogeno.
 
Observe os exemplos:
 
KOH   +   H SO       K H SO     +    H O
OH         2 H (sobra um H )      monohidrogeno-sulfato de potássio ou sulfato monoácido de potássio
               
NaOH  +  H PO     Na H PO +    H O
OH       3 H (sobram dois H )    di-hidrogeno-fosfato de sódio ou fosfato diácido de sódio
 
4.3 - Sal básico ou hidroxissal
Esses sais também são provenientes de uma neutralização parcial de um ácido com uma base de Arrhenius.
Nesse caso nem todos os íons OH  são neutralizadas em consequência da falta de H  do ácido. O sal formado
é chamado de sal básico e a nomenclatura é semelhante ao sal normal, apenas indicamos o número de
hidroxilas (OH ) pelo prefixo; mono, di-, tri- ou expressão: monobásico, dibásico, tribásico.
 
Observe os exemplos:
 
Ca(OH)     +   HCl               Ca(OH)Cl    +    H O
3 4 3 4 2
3 4
2
3 4 3 4 2
3 4
3 4
+ -
+
2 4 4 2
- + +       
3 4 2  4     2
- +  +     
- +
-
2 2
2 OH          H (sobra uma OH )     monohidroxi-cloreto de cálcio ou cloreto monobásico de cálcio
 
Al(OH)     +   HNO        Al(OH) NO   +    H O
3 OH          H (sobram duas OH )  di-hidroxi-nitrato de alumínio ou nitrato di-básico de alumínio
5 - Reações de neutralização - Dupla troca
Uma  reação de neutralização  é uma reação de dupla troca caracterizada pela reação química entre um
ácido (partícula capaz de ionizar-se, produzindo no mínimo um cátion hidrônio H ) e uma base (partícula
capaz de dissociar-se, liberando no mínimo um ânion hidroxila  OH ), resultando como produtos um sal e
água.
O pH das soluções varia em valores que vão de 0,0 a 14,0. O pH da água pura é 7,0 e, dessa forma, dizemos
que ela é neutra. Valores abaixo de 7,0 são soluções ácidas e acima de 7,0 correspondem a soluções básicas.
 
                                   
 
Por exemplo, o ácido cloridríco produzido no estômago tem pH de aproximadamente 1,5 - 2,0 e o leite de
magnésia é básico com pH em torno de 10,0.  Se adicionarmos o ácido gota a gota no leite de magnésia, o
valor do pH do ácido irá subir progressivamente, ou seja, ele estará sendo neutralizado. Chegará um
momento em que todos os átomos de hidrogênios ionizáveis (H ) do ácido cloridríco estarão na mesma
quantidade que osânions hidróxidos (OH ).
Nesse momento temos a neutralização total que ocorre ao ingerirmos esse medicamnto quando produzimos
escesso de ácido no estômago.
 
Observe as reações como exemplo:
 
2 HCl   +  Mg(OH)      MgCl   + 2 H O
 
Outros exemplos
- +       -  
3 3         2 3 2
- +        -  
+
-
+
-
2 2 2
HCl + NaOH  NaCl + H O
Ba(OH) + 2HNO    Ba(NO )  + 2H O
NaCl + AgNO    AgCl + NaNO
Legenda:
6 - Solubilidade dos sais
Todo sal ao entrar em contato com a água irá sofrer dissociação iônica. A diferença é que os sais
considerados solúveis liberam uma quantidade de íons maior que a liberada pelos sais insolúveis.
Exemplo da equação que representa a dissociação do sal cloreto de cálcio em água:
CaCl  → Ca  + 2 Cl
 
A solubilidade está muito relacionada com as interações elétricas entre as moléculas do solvente que
utilizamos para dissolver um determinado material.
 
Por isso, a dissociação ou dissolução segue os princípios abaixo:
Interação da molécula do solvente com a molécula do solvente (água).
Interação entre a molécula do solvente e a molécula do soluto (sal).
Interação entre a molécula do solvente e os íons do soluto.
Interação entre os íons do soluto.
2
2  3 3 2 2
3 3
2(aq)
+2
(aq)
-
(aq)
 
A dissociação vai acontecer quando as interações elétricas entre as moléculas de água e os íons do sal forem
mais fortes que as interações entre os íons do sal propriamente dito.
Para se conhecer a solubilidade dos sais deve-se observar o quadro demonstrativo abaixo:
Legenda:
O NaCl é um sal solúvel em água como a maioria dos cloretos, porém o AgCl faz parte da exceção, portanto
não é solúvel.
Os sulfetos em sua maioria são insolúveis, porém o Na S é solúvel pois faz parte da exceção.2
Os fosfatos como regra são insoluveis, portanto o FePO  é insoluvel, pois não faz parte de nenhuma
exceção.
Todos os nitratos são soluveis, portanto o AgNO  será um sal solúvel em água.
ATIVIDADE FINAL
Entre os nutrientes inorgânicos indispensáveis aos vegetais, estão o
Nitrogênio (para o crescimento das folhas), o Fósforo (para o
desenvolvimento das raízes) e o Potássio (para a floração). Por isso, na
fabricação de fertilizantes para o solo, são empregados, entre outros, os
compostos KNO , Ca (PO ) , e NH Cl . Assinale a alternativa que
corresponde a nomenclatura correta desses compostos.
A. nitrato de potássio, fosfato de cálcio e cloreto de amônio .
B. nitrato de potássio, fosfito de cálcio e clorato de amônio.
C.  nitrato de potássio, fosfito de cálcio e cloreto de amônio.
D. nitrito de potássio, fosfito de cálcio e clorato de amônio.
Uma reação de neutralização é a reação química entre um ácido e uma
base resultando como produtos um sal e água.  A seguir, temos várias
reações não balanceadas.  Assinale a alternativa que não corresponde
a uma reação de neutralização.
A.  KOH + H CO    K CO  + H O
B.   Ca(OH)  + 2 HF  CaF  + 2 H O
C.  CH + 2 O    CO  + 2 H O
D.    H PO  + NaOH  NaH PO  + H O
Considere os íons a seguir:
Cátions: Li  (lítio), NH  (amônio), Mg  (magnésio) e Fe  (ferro III);
Ânions: NO  (nitrato), SO  (sulfato) e PO  (fosfato).
4
3
3 3 4 2 4
(aq)  2 3(aq) 2 3(aq) 2 (aq)
2(aq) (aq)  2(aq) 2 (aq)
4(g)  2(g) 2(g) 2 (aq)
3 4(aq) (aq)  2 4(aq)  2 (aq)
+
4
+ 2+ 3+
3
-
4
2-
4
3-
Assinale a alternativa que indica corretamente os nomes e as fórmulas
dos sais formados com esses íons:
A. LiSO  (sulfato de lítio), Mg(SO )  (sulfato de magnésio) e Fe(NO )  (nitrato de ferro III).
B.  Li SO  (sulfato de lítio), Mg(SO )  (sulfato de magnésio) e Fe(NO )  (nitrato de ferro III).
C. LiSO  (sulfato de lítio), NH NO  (nitrato de amônio), Fe PO  (fosfato de ferro III).
D. Li SO  (sulfato de lítio), NH NO  (nitrato de amônio) e FePO  (fosfato de ferro III).
REFERÊNCIA
RUSSEL, John B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books,1994.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Porto Alegre: Bookman, 2001.
4 4 2 3 3
2 4 4 2 3 3
4 4 3 3 4
2 4 4 3 4
Funções Inorgânicas (Parte I)
CONHECER A CLASSIFICAÇÃO E AS NOMENCLATURAS DAS FUNÇÕES INORGÂNICAS: ÁCIDOS E BASES.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
Para facilitar o estudo das substâncias químicas, elas foram divididas em grupos ou funções químicas, que
são conjuntos de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes, por possuírem
estruturas parecidas. As duas principais funções químicas são: funções inorgânicas e funções orgânicas.
Antigamente acreditava-se que as substâncias orgânicas eram aquelas que se originavam de organismos
vivos (vegetal e animal); e as inorgânicas seriam as de origem mineral.
No entanto, verificou-se que isso não era correto, pois grande parte das substâncias orgânicas pode sim ser
sintetizada em laboratório. Então, hoje em dia, esses grupos são conceituados da seguinte forma:
Legenda: SUBSTâNCIAS ORGâNICAS E INORGâNICAS
As principais funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos.
É importante verificarmos o fenômeno da condução de eletricidade em algumas substâncias para definirmos
o que é dissociação e ionização.
No primeiro esquema está dissolvido açúcar em água e no segundo sal de cozinha.  Em ambos os casos
houve a dissolução total da substância e uma delas conduz eletricidade e a outra não.
O açúcar é um composto molecular (formado por ligações covalentes) e, portanto, não possui íon para a
condução de eletricidade, por isso, no experimento, a lâmpada não se acende e a solução é não eletrolítica.
Todos os compostos iônicos são eletrolíticos, pois os íons já se encontram presentes. Quando colocados em
água, como no caso do NaCl,  se separam e esse processo recebe o nome de dissociação.
Dissociação é a separação dos íons presentes em uma substância, esses íons livres conduzem à
eletricidade.
Agora vamos estudar o que acontece quando um ácido, que é um composto molecular, é adicionado na
água. Em nosso exemplo, vamos usar a molécula de HCl.
 
 
O hidrogênio do ácido (HCl) migra para a molécula de H O, pois o par de elétrons livres do oxigênio atrai o
H do ácido, formando a molécula de H O  (hidroxônio) e o ânion Cl .
Em solução aquosa, o H que se separa do ácido combina-se com a água, formando cátion hidroxônio:
 
H   +  H O   H O
2
+
3
+ -
+ 
+
2 3
+
 
Nessa estrutura, o H   se une à molécula de água por meio de ligação covalente dativa, originando o
hidroxônio de carga positiva.
Portanto, a água cria condições para que os íons sejam formados. Esse processo é chamado ionização.
 
Ionização é um fenômeno pelo qual a partir de substâncias moleculares se formam íons.
 
No experimento apresentado acima, se tivéssemos uma solução de ácido em água, a lâmpada se acenderia,
pois o ácido se ioniza em água, formando íons.
2 - Ácidos
Os  ácidos  são muito encontrados em nosso cotidiano, uma das suas características é o sabor azedo. Essa
propriedade está presente em inúmeros alimentos, para descobrir quais são ácidos, é só observar quais
deles produzem salivação na boca. Esse fato se explica pela presença do cátion H , que diante das células da
língua produz mais saliva.
Outros exemplos de ácidos podem ser encontrados em medicamentos como o  ácido acetilsalicilico,
princípio ativo da aspirina,  no vinagre como ácido acético, na fabricação de refrigerantes como o ácido
fosfórico  e alguns ácidos presentes nas frutas;
Ácido tartárico = uva.
Ácido málico = maçã.
Ácido cítrico = laranja, acerola, limão.
+
+
Legenda: ÁCIDOS DO COTIDIANO
2.1 - Definição de Arrhenius
Os ácidos são compostos que, em solução aquosa, se ionizam produzindo o cátion hidrogênio H , também
chamado de próton.
A equação que demonstra a ionização de um ácido é:
                   HX   +   H O      H O +   X
Ou então, de forma simplificada:
                  HX       H +   X
Veja mais exemplos:
HCl   +  H O   H O   +  Cl
H PO    + 3 H O   3 H O   +  PO
H SO + 2 H O   2H O   +  SO
 
Os ácidos são substâncias moleculares,geralmente são solúveis em água, conduzem eletricidade em
solução aquosa (eletrolíticos) e possuem sabor azedo.
 
2.2 - Classificação dos ácidos
Os ácidos podem ser classificados segundo alguns critérios dos quais os mais importantes são:
 
a) De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula:
 
Hidrácidos: não contêm oxigênio:  HCl, HCN.
Oxiácidos: contêm oxigênio:  HNO , H SO .
 
b) De acordo com o grau de ionização  :
- Ácidos fortes:   > 50%
- Ácidos moderados : 5% <  < 50%
- Ácidos fracos:    < 5%
 
Observe que o grau de ionização nos dá como informação a força do ácido. O   pode ser determinado
experimentalmente por meio da equação:
 
 
+
2 3
+    -
+    -
2 3
+ -
3 4 2 3
+
4
3-
2 4  2 3
+
4
2-
3 2 4
 
Para facilitar usamos uma regra que nos permite saber se um ácido é forte, moderado ou fraco, sem fazer os
cálculos, apenas separando-os em hidrácidos e oxiácidos, veja:
Legenda: SEM LEGENDA
Para os hidrácidos:
Ácido forte - HCl, HBr, HI
Ácido moderado - HF
Ácido fraco - todos os demais
 
Para os oxiácidos:
Subtrair o número de oxigênios do número de hidrogênios ionizáveis ( m ).
Se  ácido forte
         m = 1   ácido moderado
         m = 0   ácido fraco
 
Observe os exemplos:
 
H SO     m = 4 - 2 = 2     ácido forte
H PO     m = 4 - 3 = 1     ácido moderado
H BO     m = 3 - 3 = 0     ácido fraco
 
Exceção:
H CO     m = 3 - 2 = 1     ácido fraco
2.3 - Fórmula dos ácidos
 
                H A    H A
 
Em que:
H = é o hidrogênio que caracteriza os ácidos
A = pode ser um ânion qualquer (veja a tabela de ânions)
x = valência do ânion
 
2.4 - Nomenclatura de ácidos
2 4
3 4
3 3
2 3
+ x- 
x
Para nomear os ácidos temos de consultar os nomes e as fórmulas dos ânions. Veja a seguir uma tabela com
os principais ânions.
                               
 
                                 
                                 
Agora vamos seguir as modificações das terminações dos nomes apresentadas nos esquemas a seguir:
Ácido + raiz do nome do ânion + terminação
 
                                   
 
HClO  =  ácido + (ClO  ) ânion perclorato + terminação (ico) =    ácido perclórico
HClO =  ácido  + (ClO ) ânion clorato+ terminação (ico) =    ácido clórico
HClO   =  ácido + (ClO ) ânion clorito + terminação (oso) =    ácido cloroso
HClO   =  ácido + (ClO )  ânion hipoclorito  + terminação (oso) = ácido  hipocloroso 
3 - Bases
As  bases inorgânicas  são substâncias muito encontradas em nosso cotidiano e estão presentes desde os
produtos de higiene e limpeza até os medicamentos. Uma das características das bases é seu sabor
adstringente, que “amarra” a boca, ou seja, diminui a salivação. Na presença de água sofrem dissociação
iônica e liberam o íon OH  além de um cátion que pode variar conforme a base.
4 4
-
3 3
- 
2 2
- 
- 
-
Legenda: ENCONTRADO EM : HTTP://WWW.IBATRADEMART.COM/SUPPLIER/CLEANING-AGENT/P-B-
KHANNA-COMPANY-NEAR-DELHI/47108 DATA: 30/06/2016
3.1 -  Definição de Arrhenius
São compostos que em solução aquosa sofrem dissociação, liberando a hidroxila OH .   As  bases são
formadas por um metal ligado ao grupo hidroxila OH , solúveis em água e conduzem corrente elétrica no
estado aquoso ou fundido.
3.2 - Classificação das bases
As bases podem ser classificadas segundo alguns critérios dos quais os mais importantes são:
 
a) De acordo com o grau de dissociação :
Bases fortes = 100% (Todos os hidróxidos dos metais alcalinos, LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH  os
alguns hidróxidos de metais alcalinos terrosos como o Ca(OH)  ,Ba(OH)  e Sr(OH) .
Bases fracas < 5% (todas as demais bases, incluindo o Mg(OH) e NH OH.
 
b) De acordo com a solubilidade em água:
Todas as bases fortes são solúveis, mais o hidróxido de amônio (NH OH ).
As bases fracas são insolúveis.
 
3.3 - Formulação das bases
 
Me (OH)  Me(OH)
 
Em que:
Me = qualquer metal da tabela periódica
OH  = hidroxila
x = valência do cátion
 
3.4 - Nomenclatura das bases: Hidróxido do nome do metal
Para facilitar a nomenclatura das bases devemos consultar a tabela a seguir, em que estão listados os nomes
dos principais cátions (metais);
 
-
-
2 2 2
2 4
4
+x -  
x
-
                                   
Exemplos de bases metálicas com valência fixa:
               
Na  : sódio (monovalente)
NaOH  = hidróxido de sódio
Ca  : cálcio (bivalente)
Ca(OH)  = hidróxido de cálcio
Al  : aluminio (trivalente)
Al(OH)  = hidróxido de alumínio
 
Exemplos de bases metálicas com valência variável:
 
Hidróxido de (nome do metal + ico) (maior valência) ou algarismos romanos
Hidróxido de (nome do metal + oso) (menor valência) ou algarismos romanos
 
Fe : (bivalente) menor valência : Fe(OH)  = hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso
Fe : (trivalente) maior valência : Fe(OH)  = hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico
outros exemplos:
Cu  : (monovalente) (menor valência) : CuOH = hidróxido de cobre I ou hidróxido cuproso
Cu : (bivalente) (maior valência) : Cu(OH)  = hidróxido de cobre II ou hidróxido cúprico
 
Agora que sabemos a fórmula e o nome das bases, vamos estudar a dissociação, que é a separação de seus
íons. 
NaOH      Na +  OH
Ca(OH)  Ca   +   OH
NH OH    NH   +  OH
Fe(OH)   Fe  + OH
+
2+
2
3+
3
2+
2
3+  
3
+
2+  
2
+   -
2  
2+ -
4 4
+ -
3
3+   -
ATIVIDADE FINAL
A água da chuva é naturalmente ácida em virtude da presença normal
de CO   (dióxido de carbono) na atmosfera, que reage com a água e
forma o ácido de fórmula  H CO . No entanto, óxidos de enxofre,
como o SO   e de nitrogênio, como o NO , contribuem para elevar
ainda mais o pH da água, porque, ao se combinar com ela, eles reagem e
formam os ácidos  H SO   e  HNO . Assinale a alternativa que
corresponde aos   nomes respectivos dos três ácidos mencionados
acima:
A.  carbônico, sulfúrico e nítrico.
B. carbônico, sulfuroso e nítrico.
C.  carbonoso, sulfuroso e nitroso.
D. percarbônico, persulfúrico e nítrico.
Para desentupir um cano de cozinha e para combater a acidez
estomacal, necessita-se respectivamente, de uma base forte e solúvel e
de uma base fraca e parcialmente solúvel. Analise as alternativas
abaixo e assinale a que corresponde as fórmulas dessas bases:
A. NaOH e Mg(OH)
B. Al(OH) e NaOH
C. Cu(OH) e Mg(OH)
D. Mg(OH) e Fe(OH)
Com base na tabela de graus de ionização apresentada a seguir,
2(g)
2 3(aq)
2(g), 2(g)
2 3(aq) 3(aq)
2
3
2 2
2 3
Assinale a alternativa que corresponde ao ácido mais forte da tabela e
seu respectivo nome.
A. H SO  - ácido sulfúrico
B. HCl - ácido clórico
C. HCl - ácido clorídrico
D. H PO  - ácido fosfórico
REFERÊNCIA
RUSSEL, John B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books,1994.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Porto Alegre: Bookman, 2001.
2 4 
3 4
Cálculo Químicos
INICIAR OS CÁLCULOS QUÍMICOS, APRESENTANDO OS CONCEITOS DE MOL E DO NÚMERO DE
AVOGADRO. APLICAR OS CÁLCULOS QUÍMICOS NAS REAÇÕES.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
Em uma reação química (que ocorre em sistema fechado), a quantidade de átomos que estava presente
como reagente permanece inalterada depois que se formam os produtos, isto é, se medíssemos a massa dos
reagentes antes de ocorrer uma reação e depois de seu término, seria observado que a massa não sofre
alteração alguma.
Essas observações são explicadas pelas Leis Ponderais, que são leis experimentais que se referem às massas
das substâncias envolvidas em reações químicas:
 
Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas:
Para Lavoisier as massas das substâncias antes e depois da reação permanecem as mesmas. Esta frase pode
ser descrita como: "A soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos formados".
 
Lei de Proust ou Lei das Proporções Definidas:
Para Proust "uma substância é sempre formada por elementos químicos combinados na mesma proporção
em massa".Os cálculos químicos ou estequiometria são ferramentas que podem ser utilizadas para:
Determinar a composição de uma substância, isto é, conhecer a quantidade de cada elemento presente na
substância.
Calcular as quantidades de reagentes, que serão consumidas, e dos produtos que serão obtidos numa
reação química.
Por meio do uso do cálculo estequiométrico, podemos prever o quanto de substância em massa, em mol ou
em volume deve ser utilizada, ou será obtida numa reação realizada em laboratório ou em escala industrial.
Para efetuarmos os cálculos que envolvem as massas numa reação química devemos entender como são
"pesados" os átomos dos diferentes elementos. Como sabemos, os átomos e as moléculas são partículas
extremamente pequenas e para medirmos suas massas é necessário utilizar um padrão de comparação.
2 - Conceitos de massa atômica e molecular
Massa Atômica (MA): A massa de um átomo é chamada de massa atômica e pode ser calculada através dos
valores apresentados na tabela periódica.
Massa Molecular (MM): a massa molecular (massa da molécula) é calculada pela soma das massas
atômicas de cada átomo que forma a molécula.
Na água, por exemplo, H O, temos 2 átomos de H (MA= 1u) e 1 átomo de O (MA =16u), então MM H O =
(2x1) + (1x16) = 18u, indicando que a molécula de água tem MM = 18u.
 
Veja outros exemplos:
Procure na tabela periódica os valores das massas atômicas:
 
MM do sulfato de potássio K SO
K = 39; S = 32; O =16.
MM = (39x2) + (32x1) + (16x4) = 174 u
 
MM do bicarbonato de sódio NaHCO
MA ? Na = 23; H = 1; C = 12; O =16
MM = (23x1) + (1x1) + (12x1) + (16x3) = 84 u
 
MM do cloreto de sódio NaCl
Na = 23; Cl  = 35,5
MM = (23x1) + (35,5x1)  = 58,5 u
2 2
2 4
3
Legenda: MOLéCULA DO CLORETO DE SóDIO
3 - Mol
O mol é definido como uma medida de quantidade de matéria. Como foi dito anteriormente, não é possível
medir a massa do átomo, nem tampouco de uma molécula, pois as massas são pequenas demais. É possível,
porém, saber a massa de uma molécula, que é a soma de suas massas atômicas em unidade de massa
atômica (u).
Pois bem, o mol nos permite comparar a massa da molécula que é dada em (u) com uma unidade que é
possível de ser medida, o grama (g).
Portanto o MOL relaciona a massa de uma molécula em grama (g).
Vamos aos exemplos:
Neste mesmo tema calculamos as MM de algumas moléculas e vamos usá-las em nossos exemplos:
 
MM da H O = 18u      então    1 mol de H O  ----- 18 g
MM do NaCl = 58,5u   então   1 mol de NaCl ----- 58,5 g
MM do NaHCO  = 84u  então 1 mol de NaHCO  --- 84 g
 
Veja nos exemplos como o conceito de mol é simples: Para sabermos quantos mols de certa substância
existem, basta igualar a massa molecular desta substância em grama (g).
O símbolo adotado para o mol é a letra n, pois ele é um número que representa a quantidade de matéria
contida na massa molecular. Podemos calcular o MOLl
(https://ava.uninove.br/seu/SEU0258/SEU_VIS0023.php?
exib=s&VERSAO=1&SAPX_CODDIS=3SA3719&SAPX_IDEMPRESA=1) utilizando a expressão: 
 
                                    
Em que:
n é o número de mol
m é a massa da substância
MM é a massa molecular
2 2
3 3
https://ava.uninove.br/seu/SEU0258/SEU_VIS0023.php?exib=s&VERSAO=1&SAPX_CODDIS=3SA3719&SAPX_IDEMPRESA=1
4 - Número de Avogadro
Podemos dizer que o número de Avogadro é uma constante que apresenta o valor 6,02.10 e é o número de
átomos, moléculas ou íons existentes quando a massa molecular de uma substância é expressa em gramas
(g).
(O mesmo raciocínio é aplicado para o átomo ou íon)
Para representar essa quantidade muito grande também usamos o Mol.
1mol -- MM (g) -- 6,02.10 (moléculas ou átomos ou íons)
 
A molécula de água tem MM = 18u então
1 mol de H O   -----  MM(g)  ------  6,02.10
1 mol de H O  -----  18g  -----   6,02.10 moléculas
 
Veja o exemplo para o cloreto de sódio;
MM =58,5 u         1 mol de NaCl  ---  58,5 g  ---  6,02.10 moléculas
 
Com o bicarbonato de sódio;
 
MM = 84u         1 mol de NaHCO -----  84g  ---  6,02.10 moléculas
 
Exemplo:
Em um termômetro clínico são utilizados 4g de mercúrio Hg cuja MA é 200 u. Calcule quantos mols de Hg
existe dentro deste termômetro.
Resposta: Como Hg é metal, a fórmula da substância é Hg.
 
Como 1 mol ---- MM(g)
1 mol de Hg ------- 200g
   x mol ---------- 4g
x = 0,02 mols de Hg
 
Exemplo:
Quando ingerimos uma substância qualquer, alimento ou remédio, sua absorção pode ocorrer nas paredes
do estômago ou intestino. Um medicamento antiácido contém 1,56 g de hidróxido de alumínio Al(OH)  por
comprimido. Calcule o número de mols dessa substância no comprimido.
Temos que calcular a MM do Al(OH)  = 27 + (16x3) + (1x3) = 78 u
1 mol Al(OH)  ------ 78 g 
X mol -------------- 1,56 g
23 
23
2
23
2
23
23
3  
23
3
3
3
X = 0,02 mol de Al(OH)
Legenda: MEDICAMENTO ANTIáCIDO
5 - Cálculo estequiométrico
O cálculo estequiométrico tem como base o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações
químicas, e é realizado utilizando-se as equações químicas que representam essas reações. Para efetuar o
cálculo devemos observar as seguintes regras:
Escrever a equação química mencionada no problema.
Acertar os coeficientes fazendo o balanceamento da equação (lembre-se que os coeficientes indicam a
proporção em número de mols existentes entre os participantes da reação).
Calcular a massa molecular das substâncias envolvidas na reação.
Estabelecer uma regra de três entre os dados do problema e a pergunta proposta, obedecendo aos
coeficientes da equação, e que poderá ser escrita em massa ou em número de mols, conforme o problema.
 
Exemplo 1:
A glicose (C H O ) é um alimento importante, pois o metabolismo dos açúcares envolve reações que são
fontes de energia para o trabalho químico, mecânico e elétrico das células. O metabolismo dos açúcares,
durante a respiração, leva à formação de CO  e H O, conforme a reação a seguir.
C H O  + O      CO  + H O
3
6 12 6
2 2
6 12 6 2 2 2
Considere que uma pessoa ingeriu 27g de glicose, o que equivale a uma colher de sopa cheia. 
(Dados massa atômica C=12u, H=1u, O=16u)
a) Balanceie a reação
C H O  + 6 O    6 CO  + 6 H O
 
b) Calcule a massa de O  necessário para transformar 27g de glicose em energia:
C H O         6O
   180g  ------ (6 x 32) g
     27g  ------- X
X = 28,8g de oxigênio
 
c) Calcule o número de mols de O  consumido nesse processo
1 mol de O  ------ 32g
      X mol ------- 28,8g
X = 0,9 mol de oxigênio
 
d) Calcule o número de moléculas de CO  liberadas no processo
C H O  ------ 6 CO
180g   ----    ( 6x44)g
27g    -----   X
X = 39,6g de CO
1 mol de CO  ---- 44g -----6,02.10 moléculas
                        39,6g  ----   X
X= 5,4 .10 moléculas de CO
Exemplo 2:
Alguns estudos indicam que o ácido fosfórico presente nos refrigerantes como acidulante, é um possível
causador da osteoporose. Pode-se preparar o ácido fosfórico a partir da reação descrita a seguir: fosfato de
cálcio reage com ácido sulfúrico, formando ácido fosfórico e sulfato de cálcio. Partindo de 124g de fosfato
de cálcio, responda:
MA: Ca=40u, P=31u, O=16u, H=1u, S=32u
Ca (PO4)  + 3H SO  2H PO  + 3CaSO
a) Qual a massa de ácido fosfórico obtida no processo
Ca (PO4) --------- 2H PO
   310 g   -----------    2 x 98 g
   124 g -------------   X
    X = 78,4 g
 
6 12 6 2 2 2
2
6 12 6 2
2
2
2
6 12 6 2
2
2
23 
23
2
3 2 2 4     3 4 4
3 2 3 4
b) Quantos mols de ácido fosfórico foram obtidos no processo
1 mol H PO ------ 98 g
    X mol -------- 78,4 g
     X = 0,8 mol
5.1 – Pureza dos reagentes
É comum em reações industriais o uso de reagentes impuros, ou porque são mais baratos ou por geralmente
serem encontrados na natureza acompanhados de impurezas, fato muito comum de ocorrer com os
minérios. Como exemplo podemos citar o caso do  calcário,  que é um mineral formado por  CaCO ,  porém
acompanhado de várias outras substâncias que podem ser consideradas como impurezas: se em  100 g de
calcário  encontramos90 g de CaCO e  10 g de impurezas, dizemos que o calcário tem  90%  de pureza
(porcentagem ou teor de pureza) e 10% de impurezas (porcentagem das impurezas).
 
Exemplo:
Em 200g de um sal destinado à produção de um medicamento encontramos 199g do sal e 1,0g de impureza.
Qual o grau de pureza deste sal?
200g ---- 100%
199g ---- x%
X= 99,5 % de pureza
5.2 - Rendimento de uma reação
3 4  
3
3 
É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a esperada pela equação
química correspondente. Quando isso acontece, dizemos que o rendimento da reação não foi total. Esse fato
pode ocorrer ou porque a reação é incompleta (reação reversível) ou por ter ocorrido perdas durante a
reação.
 
Exemplo:
Determinar a massa de dióxido de carbono ao se queimar 30 g de carbono puro, com rendimento de 90%, de
acordo a reação:  C + O → CO
Resolução:
Se o rendimento for 90%, o rendimento propriamente dito será igual a 90/100 = 0,90.
Temos então:
C   +   O   →    CO
12g ---------------  44g
30g  -------------   X
X= (30x44/12) = 110g de CO  
 
Mas como a reação tem apenas 90% de rendimento:
110g ---------100%
X ---------- 90%
X= 99g de CO
ATIVIDADE FINAL
Considere que a massa de uma gota de água H O é de 0,05 g. Assinale a
alternativa que corresponde a quantidade de mols (n) que existe nessa
gota de água. Dado: massa molecular da água é igual a 18 u.
A.  0,28 mol
B. 0,0028 mol
C. 0,056 mol 
D. 1,27 10  mol
Foi coletada uma amostra de 1 litro de água do Rio Tiête, para se
estudar a posssibilidade de tratamento dessa água.    Para se oxidar
completamente toda a matéria orgânica contida nesta amostra,
2 2 
2 2
2
2
2
·
21
microorganismos consumiram 48,0 g de oxigênio (O ).  Admitindo que
a matéria orgânica possa ser representada por C H O e sabendo que
sua oxidação completa produz CO e H O,  assinale a alternativa que
representa a massa da matéria orgânica por litro da água do rio.  
(Dados: H = 1, C =12 e O = 16)
Dada a reação balenceada: C H O + 6 O ---------> 6CO + 5H O
A. 20,5 g
B. 40,5 g
C. 80,0 g
D. 160 g
Determine as massas moleculares dos seguintes compostos:
C H O , Ca (PO ) , Ca(OH)  e assinale seus respectivos valores:
Dados: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u; Ca = 40 u; P = 31 u.
A. 180, 310 e 74
B. 150, 340 e 73
C. 180, 150 e 74
D. 200, 214 e 58
REFERÊNCIA
RUSSEL, John B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books,1994.
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente.
Porto Alegre: Bookman, 2001.
2
6 10 5
2 2
6 10 5 2 2 2
6 12 6  3 4 2  2
Soluções
CONHECER E PREPARAR SOLUÇÕES ATRAVÉS DAS PRINCIPAIS UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO.
DETERMINAR A PARTIR DE CÁLCULOS AS UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
Solução é o nome que se dá a uma mistura homogênea, ou seja, a um sistema que apresenta duas ou mais
substâncias e ainda assim mantém um aspecto uniforme. 
Nas soluções o disperso recebe o nome de soluto e o dispersante o nome de solvente. Na maioria das vezes
pensamos em soluções como sendo sistemas líquidos, mas as soluções podem ser não só sistemas líquidos
como também sistemas sólidos ou gasosos. 
A água mineral é uma mistura homogênea (portanto uma solução) de água e uma pequena quantidade de
diversos sais, cujos cátions e ânions você pode conferir no rótulo da garrafa. Alguns exemplos são cálcio,
magnésio, potássio, sódio, sulfato, fluoreto, brometo, nitrato, bicarbonato, fosfato... em diversas
quantidades.
Legenda: SOLUçãO: ÁGUA MINIERAL
O aço é uma solução sólida, pois é uma mistura homogênea de metais. No caso do aço inoxidável, presente
no nosso dia a dia, o metal principal – em maior quantidade – é o ferro, e a ele se adiciona outros elementos
químicos, chamados “elementos de liga”, como cromo e níquel, que aumentam a resistência do aço à
corrosão.
O ar atmosférico é uma solução gasosa, pois é uma mistura homogênea de diversos gases como nitrogênio
(cerca de 78%), oxigênio (cerca de 20%), argônio e outros.
Soluto é a substância que está sendo dissolvida e solvente é a substância que efetua a dissolução.
Geralmente se diz que o solvente é aquele que está em maior quantidade, e o soluto está em menor
quantidade.
No exemplo da solução conhecida como água mineral, a água seria o solvente e os sais minerais os solutos.
No exemplo da solução conhecida como aço inoxidável o solvente seria o ferro e o cromo seria um dos
solutos. No exemplo da solução conhecida como ar atmosférico o gás nitrogênio seria o solvente e o
oxigênio seria um dos solutos.
No preparo de soluções é necessário observar a quantidade de soluto que uma determinada quantidade de
solvente consegue dissolver. Diferentes solventes dissolvem diferentes quantidades de diferentes solutos, e
estes processos sofrem influencia de fatores como temperatura e pressão. Isso acontece porque no preparo
da solução as partículas do soluto ficam dispersas entre as partículas do solvente e a dispersão depende das
forças intermoleculares envolvidas.
Os principais fatores que determinam a quantidade de soluto que se dissolve em um determinado solvente
formando uma solução são: a quantidade de solvente disponível e a temperatura. Dados estes fatores,
podemos considerar o  coeficiente de solubilidade  CS, que é  “a maior quantidade de soluto X que se
consegue dissolver em determinada quantidade de solvente Y, numa dada temperatura Z”.
Então o valor de CS=63,9g KNO /100g H O 40ºC nos diz que, na temperatura de 40ºC, a quantidade máxima
de KNO que se consegue dissolver em 100 g de água é 63,9g. Nestas condições qualquer massa acima deste
valor permanecerá como corpo-de-fundo (ou seja, ficará sem dissolver).
No exemplo acima, temos 1,1g de KNO  como corpo-de-fundo.
2 - Classificação das soluções
As soluções podem ser classificadas conforme alguns critérios:
 
2.1 - Condução de corrente elétrica:
Solução molecular: nesta solução as partículas dispersas (partículas do soluto) são apenas moléculas, não
apresentam carga elétrica e não conduzem corrente elétrica detectável por aparelhos comuns de
laboratório. Exemplo: solução de açúcar (sacarose) em água.
C H  O  C H O
Onde a sacarose C H O é uma substância molecular
 
3 2
3
3
12  12 11(s) 12 12 11(aq)
12 22 11 
Solução iônica ou eletrolítica: nesta solução as partículas dispersas são íons, e portanto conduzem
corrente elétrica que pode ser detectada em laboratório. Exemplo: solução de sal (cloreto de sódio) em
água.
NaCl Na  + Cl
Onde o cloreto de sódio NaCl é uma substância iônica
Aqui é importante lembrar que substâncias iônicas solúveis se dissociam e liberam íons formando soluções
eletrolíticas, mas as substâncias moleculares que forem capazes de sofrer ionização em presença de água
também liberam íons e formam soluções eletrolíticas, como acontece, por exemplo, com o ácido acético:
CH COOH +H O H O +CH COO
Onde o ácido acético CH COOH é uma substância molecular
Quanto maior for a quantidade de íons livres em solução, maior será a corrente elétrica conduzida.
 
2.2 - Concentração de soluto na solução: em relação à concentração do soluto na solução ela pode ser
classificada como:
Solução diluída: nesta solução a concentração do soluto é considerada pequena. Embora não haja um
padrão rigoroso, a maioria dos autores considera uma solução diluída aquela que apresenta no máximo 0,1
mol de soluto por litro de solução.
Solução concentrada: nesta solução a concentração do soluto é considerada elevada. Embora não haja um
padrão rigoroso, a maioria dos autores considera uma solução concentrada aquela que apresenta mais que
0,1 mol de soluto por litro de solução.
(s)
+
(aq)
-
(aq)
3 (I) 2 (l) 3
+
(aq) 3
-
(aq)
3
Coeficiente de Solubilidade: a classificação em função do coeficiente de solubilidade depende da
proporção soluto/solvente que se estabelece em uma determinada temperatura. Os valores de coeficientes
de solubilidade (CS) para assubstâncias são cientificamente conhecidos e tabelados.
Soluções Insaturadas: são aquelas que apresentam, em uma determinada temperatura, uma quantidade de
soluto inferior à quantidade do coeficiente de solubilidade conhecido. Exemplo: para o sal nitrato de
potássio o valor de CS= 63,9g de KNO  em 100 g H O, a 40ºC. Assim sendo, uma solução preparada a 40ºC
dissolvendo-se em 100g de H O uma quantidade qualquer de KNO  inferior a 63,9g deverá ser classificada
como “solução insaturada”.
Soluções Saturadas: são aquelas que apresentam, em uma determinada temperatura, uma quantidade de
soluto exatamente igual à quantidade do coeficiente de solubilidade conhecido. Exemplo: a 40ºC, para o
sal nitrato de potássio, teremos uma solução saturada apenas se dissovermos 63,9g deste sal em 100 g de
H O. Ou, mantendo a proporção e a temperatura, 127,8g de KNO  em 200 g de H O e assim por diante.
Soluções Supersaturadas: são sistemas instáveis nos quais a mínima perturbação faz com que o excesso
de soluto sofra precipitação. Nestes sistemas existe uma quantidade maior que o coeficiente de
solubilidade dissolvida no solvente, em uma determinada temperatura. Geralmente são preparadas
dissolvendo a quente o soluto e depois resfriando lentamente e em repouso absoluto o sistema. As
soluções supersaturadas são de difícil obtenção.
3 - Unidades de Concentração
No preparo de uma solução podemos dissolver diversas quantidades de soluto em uma determinada
quantidade de solvente até atingir o ponto de saturação.
Sabemos preparar, por exemplo, aqueles “sucos de pacote”: basta dissolver o conteúdo do pacote em um
litro de água, conforme explicado na embalagem. No entanto, se você desejar um suco “mais fraco”, pode
usar uma quantidade menor de granulado ou uma quantidade maior de água. Se desejar um suco “mais
3 2
2 3
2 3 2
forte” pode acrescentar outro envelope de suco ou colocar menos água... Na realidade, ao preparar um suco
“mais forte” ou “mais fraco”, o que estamos fazendo é alterar a concentração da solução “suco” proposta
pelo fabricante.
É importante conhecer a relação entre as quantidades de soluto e solvente em uma solução. Isso é feito na
medicina, na indústria, no comércio e principalmente na ciência... quem nunca ouviu falar que a diferença
entre o veneno e o remédio é a dose? Quando estudamos as relações entre as quantidades de soluto e
solvente estas quantidades podem ser dadas em massa, em volume, ou em mols (quantidade de matéria).
 
3.1 - Concentração comum (C): 
A concentração comum é dada pela massa do soluto (m) que se encontra dissolvida em certo volume (V) de
solução.
 
 
Na maioria das vezes a massa é expressa em gramas (g) e o volume em litros (L), e portanto a concentração
comum virá expressa em gramas de soluto por litro de solução (g/L), mas eventualmente a concentração
comum pode aparecer em gramas por mililitro (g/mL), gramas por centímetro cúbico (g/cm3) ou kilogramas
por litro (kg/L).
 
Exemplo:
O soro fisiológico é uma solução de cloreto de sódio de concentração comum igual a 9,00 g/L. Qual é a
massa de cloreto de sódio que deve ser pesada para o preparo de 15 litros de soro fisiológico?
Então temos C = 9,00 g/L ; m = ? ; V = 15 L
3.2 - Concentração molar (M) ou molaridade: 
É é relação entre a quantidade de matéria do soluto (número de mols do soluto) e o volume da solução em
litros. Neste caso, a unidade será sempre mol por litro (mol/L).
 
 
Onde   M = concentração molar (em mol/L)
           n = número de mols
          m = massa em gramas
          V = volume em Litros
          MM = massa molar (g/mol)
 
Exemplo:
Calcule qual é a massa de hidróxido de sódio necessária para preparar 1,50 L de solução com concentração
molar igual a 0,25 mol/L. Dado de massa molar do NaOH = 40 g/mol.
Então temos: MM = 40 g/mol ; m = ? ; V = 1,50 L ; M = 0,25 mol/L
Assim teremos: msoluto = 15 g de NaOH
 
Existe uma relação matemática entre a concentração comum e a concentração molar que pode facilitar seus
cálculos: dividindo as fórmulas correspondentes, membro a membro, teremos:
 
Onde:  C = concentração comum em g/L
          M = concentração molar (mol/L)
          MM = massa molar do soluto (g/mol)
Então, a relação entre concentração comum g/L e concentração molar é
 
C = M . MM 
3.3 - Título  ou procentagem em massa
O título ou porcentagem em massa é a relação entre a massa do soluto e a massa da solução, conforme as
expressões abaixo:
 
soluto
 
Pois a solução nada mais é do que a soma de soluto e solvente. Se você observar bem, o título será sempre
um número adimensional, ou seja, puro, pois a unidade será sempre a mesma tanto no numerador como no
denominador da fração (grama com grama, miligrama com miligrama etc). Outra dica importante é que o
valor do título obrigatoriamente será menor que 1, pois sempre o numerador (massa do soluto) é menor que
o denominador (soma das massas do soluto e solvente) da fração.
Se o valor do título for multiplicado por 100, teremos a porcentagem em massa do soluto na solução.
% =  .100
Exemplo:
Um frasco de enxaguante bucal contém 250g de solução, na qual o triclosan age como principal agente anti-
séptico. O rótulo indica a presença de 0,075g de triclosan no frasco, entre outras substâncias. Calcule:
a. O título da solução:
b. A porcentagem em massa de triclosan no enxaguante bucal:
Então msoluto = 0,075g ;               msolução = 250g               t = ?
a) 
b)        % soluto =   . 100 então
           % soluto = 0,0003 . 100 ⇒   = ?
3.4 - Concentração em ppm (partes por milhão):
È é a expressão mais utilizada quando se trabalha com soluções extremamente diluídas. Ela indica quantas
partes do soluto podem ser encontradas em um milhão de partes de solução - em volume ou em massa. Se
as concentrações forem ainda menores, é possível usar a concentração em ppb (parte por bilhão): indica
quantas partes do soluto podem ser encontradas em um bilhão de partes de solução.
Com frequência usa-se concentração em ppm ou em ppb na quantificação de resíduos de agrotóxicos em
plantas, de resíduos de fármacos em produtos cárneos, de poluentes atmosféricos e muitas outras. As
expressões matemáticas são:
soluto(m/m)
 (m / n)
 (m / n)
Densidade (d): assim como a concentração comum, a densidade também é uma relação entre massa e
volume, mas tome cuidado: enquanto a concentração comum traz uma relação entra massa de soluto e
volume da solução, a densidade traz a relação da massa da solução e volume da mesma solução. Observe:
Assim sendo, podemos dizer que a densidade da solução relaciona a massa da solução com seu próprio
volume, ou seja, a densidade indica a massa de solução que corresponde a uma unidade de volume. Apesar
da densidade não ser exatamente uma unidade de concentração, ela é importante pois está relacionada com
a concentração da solução.
É possível correlacionar em apenas uma expressão matemática o título, a concentração comum e a
densidade de uma mesma solução:
C = 1000 . d . 
Na dedução desta expressão já foram levadas em conta as unidades mais frequentes para concentração
comum (g/L) e densidade (g/mL) e como nestes casos as unidades de volume diferem, o fator de correção já
está embutido na fórmula. Assim, quando precisar usar esta expressão matemática, certifique-se de
trabalhar com a concentração comum em g/L e com a densidade da solução em g/mL.
ATIVIDADE FINAL
As literaturas médicas citam uma concentração média de 0,143 mol de
íons sódio por litro de sangue humano. A massa, em gramas, de íons
sódio contida em 7,00 litros de sangue nesta concentração  será igual a:
A.  58,5 gramas
B.  23,01 gramas
C.  1,00 gramas
D.  3,29 gramas
Na embalagem de um determinado iogurte consta que em 150 mL de
produto há 150 mg de cálcio. A concentração de íons cálcio nesse
iogurte é de:
A. 0,0225 mol/L
B. 0,0250 mol//L.
C. 1,00 mol/L
D. 0,300 mol/L
Nas campanhas de desidratação infantil, a população é orientada a
fazer uso de soro caseiro.Este soro é constituído de uma solução
aquosa contendo 3,50 g/L de cloreto de sódio e 11,00 g/L de sacarose
(C H O ). O cloreto de sódio e a sacarose, dissolvidos no soro
caseiro, formam uma solução com concentração em mol por litro.
Assinale a alternativa que corresponde as suas concentrações em
mol/L, respectivamente.
A. 0,060 mol/L e 0,032 mol/L
B. 0,032 mol/L e 0,060 mol/L
C.  0,060 mol/L e 0,092 mol/L
D. 0,060 mol/L e 0,188 mol/L
Nas campanhas de desidratação infantil, a população é orientada a
fazer uso de soro caseiro. Este soro é constituído de uma solução
aquosa contendo 3,50 g/L de cloreto de sódio e 11,00 g/L de sacarose
(C H O ). O cloreto de sódio e a sacarose, dissolvidos no soro
caseiro, formam uma solução com concentração em mol por litro.
Assinale a alternativa que corresponde as suas concentrações em
mol/L, respectivamente.
A. 0,060 mol/L e 0,032 mol/L
B. 0,032 mol/L e 0,060 mol/L
C.  0,060 mol/L e 0,092 mol/L
D. 0,060 mol/L e 0,188 mol/L
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Nas campanhas de desidratação infantil, a população é orientada a
fazer uso de soro caseiro. Este soro é constituído de uma solução
aquosa contendo 3,50 g/L de cloreto de sódio e 11,00 g/L de sacarose
(C H O ). O cloreto de sódio e a sacarose, dissolvidos no soro
caseiro, formam uma solução com concentração em mol por litro.
Assinale a alternativa que corresponde as suas concentrações em
mol/L, respectivamente.
A. 0,060 mol/L e 0,032 mol/L
B. 0,032 mol/L e 0,060 mol/L
C.  0,060 mol/L e 0,092 mol/L
D. 0,060 mol/L e 0,188 mol/L
REFERÊNCIA
REIS, M.  Completamente química – Físico-Química.  Ciência, Tecnologia & Sociedade. 1 ed. São Paulo:
Editora FTD S.A. 2001 p. 592.
RUSSELL, J.B. Química Geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 2004. v. 1.
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2002.
12 22 11
Diluição de soluções
COMPREENDER O CONCEITO DE DILUIÇÃO E FAMILIARIZAR-SE COM SEUS CÁLCULOS E APLICAÇÕES.
AUTOR(A): PROF. GISELE RIBEIRO FELIX
1 - Introdução
Na rotina de um laboratório químico é comum o preparo de soluções e também o trabalho com soluções
prontas previamente. Frequentemente é necessário partir de uma solução mais concentrada e acrescentar
certa quantidade do próprio solvente para obter uma solução menos concentrada, ou seja, é necessário
fazer uma diluição.
O processo de diluição de uma solução também é muito usado no dia-a-dia, seja na vida doméstica quando
se dilui um suco de frutas para suavizar seu sabor; seja na indústria, quando se acrescenta solvente para
diminuir a viscosidade de um lote de tinta antes da aplicação em uma linha de montagem de automóveis;
seja na utilização de um produto de limpeza, que precisa ser diluído no balde antes de ser aplicado no chão.
 
 
Sempre que ocorre adição de solvente a uma amostra de solução haverá aumento de volume, mas não de
soluto. Assim sendo, a concentração da solução resultante será menor que a concentração da amostra de
partida.
Um exemplo bastante simples é a adição de água a uma xícara de café que inicialmente estava muito “forte”
(mais concentrado). Após a adição de água o volume de café na xícara aumenta, mas o café resultante será
mais “fraco” (menos concentrado).
Cálculos simples podem ser usados para conhecer as concentrações das soluções antes e depois da diluição.
O modo mais prático é usar uma das correlações seguintes:
 
C  . V  = C  . V  ou M  . V  = M  . V
 
1 1 2 2          1 1 2 2
Onde ;
 
C  = Concentração comum da solução inicial
C = Concentração comum da solução após a diluição
V  = Volume utilizado da solução inicial
V  = Volume da solução após a diluição
M  = Concentração molar da solução inicial
M  = Concentração molar da solução após a diluição
Legenda: PREPARAçãO DE SOLUçõES
Exemplo:
Em um laboratório técnico um químico dispõe de uma solução de nitrato de cálcio Ca(NO )     8,50 g/L.
Calcule o volume desta solução que ele deverá utilizar para preparar 500 mL de solução de nitrato de cálcio
2,00 g/L.
 
Resolução:
Dados:        C  = 8,50g/L                    V  = ?             C  = 2,00g/L                             V  = 500 mL     V  = 0,500
L
Usando a fórmula:      
C .V  = C .V         
8,50g/L x V  = 2,00g/L x  0,500 L
V  = 0,118 L    ou    118 mL
 
Exemplo:
 
1
2 
1
2
1
2
3 2
1 1 2 2 2
1 1 2 2 
1
1
Uma amostra de 23,4 mL de solução de NaOH 0,015 mol/L foi colocada em um béquer e este béquer
adicionou-se 75,0 mL de água. Calcule a molaridade da solução diluída M .
 
Resolução:
Dados:   M  = 0,085 mol?L        V  = 23, 4 mL     M  = ?     V  = V  + V  V  = 23,4  +  75,0  =  98,4 mL
Usando a fórmula:    
M  , V  = M  . V
0,085 . 23,4  =  M  . 98,4
M  = 0,02 mol/L
 
Embora a concentração esteja em mol/L, neste caso não foi necessário fazer a conversão da unidade de
volume pois tanto V  como V  já estavam na mesma unidade (mL).
2 - Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo
solvente
Neste caso podemos considerar o esquema abaixo:
2
1 1 2 2 1 água     2
1 1 2 2
2
2
1 2 
Legenda: MISTURA DE SOLUçõES DE UM MESMO SOLUTO
Observamos que quando duas soluções de mesmo soluto e mesmo solvente são misturadas, a massa de
soluto presente na solução resultante será a somatória das massas presentes nas soluções iniciais e o
volume da solução resultante também será a somatória dos volumes das soluções inicialmente misturadas.
Então, como existe a relação.
 podemos escrever :   m = C  . V
E assim teremos:
m = m  + m      
então;
C  . V =  C .V  + C .V
 
onde:
C  = Concentração comum da solução resultante
C  = Concentração comum da solução 1
C = Concentração comum da solução 2
V  = Volume da solução resultante
V  = Volume da solução 1
V  = Volume da solução 2
O mesmo raciocínio é válido para soluções cuja concentração é dada em quantidade de matéria por
litro (concentração molar), e assim vem a relação:
 
                                         M  . V  = M  . V  + M  . V
3 - Mistura de soluções diferentes sem reação
Quando se mistura soluções de solutos diferentes sem que haja reação química entre eles, não haverá
variação de massa de nenhum deles e consideramos que o os volumes se adicionam. Portanto é como se os
solutos apenas sofressem diluição e assim podemos calcular a concentração de cada um deles na solução
final.
 
                                                                    C  . V  = C  . V  ou  M  . V  = M  . V
soluto  solução solução
solução resultante  solução 1 solução 2
R R   1 1 2 2
R
1
2 
R
1
2
resultante resultante 1 1 2 2
1 1 2 2           1 1 2 2
4 - Mistura de soluções com solutos diferentes com
reação química
A mistura de soluções contendo solutos que reagem entre si deve ser analisada como reação química.
Conhecendo-se as proporções estequiométricas da reação que ocorre no processo se pode determinar as
quantidades de solutos presentes, excedentes ou produtos da reação através de um processo conhecido
como “titulação”.
As reações mais comuns trabalhadas em titulações são reações entre um ácido e uma base, entre solução de
um oxidante e solução de um redutor; ou soluções de dois sais que reagem entre si.
A titulação é uma técnica de análise volumétrica e o exemplo mais comum é a titulação entre um ácido e
uma base. Neste método coloca-se para reagir uma solução de concentração conhecida – que chamaremos
“titulante” – com uma solução da qual se deseja conhecer a concentração – que chamaremos de “titulado”.
Quando se mistura um ácido e uma base ocorre entre eles a chamada “reação de neutralização”, na qual
íons H   (ou H O ) provenientes do ácido neutralizam íons OH   provenientes da base com formação de
molécula de água. Quando se usa ácido e base fortes e a neutralização é completa, o pH do meio fica
próximo a 7, ou seja, pH neutro. A reação química que ocorre entre o ácido e a base deve ser perfeitamente
conhecida para que sua estequiometria seja utilizada nos cálculos que devem ser feitos ao término do
processo de titulação.
Nastitulações frequentemente se usa substâncias conhecidas como “indicadores”, que são substâncias
capazes de mudar de coloração de acordo com o meio químico no qual estão. Dependendo da reação
química que se deseja trabalhar na titulação, há um indicador mais adequado. Os indicadores são
adicionados previamente ao frasco reacional da titulação.
+
3
+ -
Legenda: ESQUEMA INSTRUMENTAL PARA A REALIZAçãO DE UMA TITULAçãO
Durante a titulação adiciona-se o ácido à base (ou vice-versa) aos poucos, sob gotejamento. Quando a
reação estiver próxima do ponto de equivalência o indicador troca de cor devido a variação brusca do pH (é
o chamado “ponto de viragem”) e a adição do reagente na titulação deve ser interrompida. Anota-se o
volume de titulante gasto e os cálculos já podem ser feitos.
ATIVIDADE FINAL
Na preparação de 0,500 L de uma solução aquosa de ácido sulfúrico
com concentração 3,00 mol/L a partir de uma solução com
concentração 15 mol/L do mesmo ácido, deve-se diluir um certo volume
de solução concentrada em água. Assinale a alternativa que
corresponde ao volume da solução concentrada a ser diluida ( V )?.
A. 100 ml
B. 150 ml
C. 250 ml
D. 300 ml
Para se preparar uma solução de hidróxido de amônio NH OH   com
concentração 6,00 mol/L, foram transferidos 300 mL de solução com
concentração 15 mol/L para um recipiente. Adicionou-se uma certa
quantidade de água para diluir a solução até a concentração desejada.
Assinale a alternativa que indica o volume de água adicionada à
solução concentrada M .
A. 750 mL de água
B. 500 mL de água
C. 450 mL de água
D.  300 mL de água 
1 
4
1
Misturam-se 200 mililitros de solução de hidróxido de potássio de
concentração 5,00 g/L com 300 mililitros de solução da mesma base
com concentração 4,00 g/L. Qual a concentração em g/L da solução final
(resultante)? 
A. 32 g/L
B. 4,4 g/L
C. 44 g/L
D. 5,2 g/L
REFERÊNCIA
http://www.mundoeducacao.com/quimica/titulacao-acido-base.htm>. Acesso em 18/03/2016
REIS, M.  Completamente química – Físico-Química.  Ciência, Tecnologia & Sociedade. 1 ed. São Paulo:
Editora FTD S.A. 2001 p. 592.
RUSSELL, J.B. Química Geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 2004. v. 1.
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2002.