Quimica Geral I_com corte (1)

Prévia do material em texto

Cláudio Henrique Chadu Santos
Ely Zago 
Mauro Luiz Begnini
Natal Junio Pires
Sebastião Francelino da Cruz
Revisão técnica
Fernanda Ferraz Lima
Wilson de Sousa Benjamin
Química geral I
Catalogação elaborada pelo Setor de Referência da Biblioteca Central Uniube
Q41 Química geral I / Cláudio Henrique Chadu Santos ... [et
 al.]. – Uberaba : Universidade de Uberaba, 2017.
 172 p. : il.
 Programa de Educação a Distância – Universidade de Uberaba.
	 Inclui	bibliografia.
 ISBN
 1. Química. 2. Química – Estudo e ensino. 3. Ligações
 químicas. I. Santos, Cláudio Henrique Chadu. II. Universidade de
 Uberaba. Programa de Educação a Distância.
 CDD 540
© 2017 by Universidade de Uberaba
Todos os direitos reservados. Nenhuma parte desta publicação poderá ser 
reproduzida ou transmitida de qualquer modo ou por qualquer outro meio, eletrônico 
ou mecânico, incluindo fotocópia, gravação ou qualquer outro tipo de sistema de 
armazenamento e transmissão de informação, sem prévia autorização, por escrito, 
da Universidade de Uberaba.
Universidade de Uberaba
Reitor
Marcelo Palmério
Pró-Reitor de Educação a Distância
Fernando César Marra e Silva
Coordenação de Graduação a Distância
Sílvia Denise dos Santos Bisinotto
Editoração e Arte
Produção de Materiais Didáticos-Uniube
Projeto da capa
Agência Experimental Portfólio
Revisão técnica
Fernanda Ferraz Lima
Wilson de Sousa Benjamin
Edição
Universidade de Uberaba
Av. Nenê Sabino, 1801 – Bairro Universitário
Sobre os autores
Cláudio Henrique Chadu Santos
Mestre em Química (Físico-Química) pela Universidade Federal de Uberlândia. 
Especialista em Educação a Distância pela Universidade de Uberaba. Graduado 
em Química pela Universidade Federal de Uberlândia. Docente da Universidade 
de Uberaba na modalidade presencial e a distância. Possui experiência no ensino 
técnico tendo trabalhado como Professor substituto no Centro Técnico Federal 
(CEFET) Unidade Araxá.
Ely Zago
Licenciado em Química pelas Faculdades Integradas São Tomaz de Aquino, 
pós -graduado em Metodologia do Ensino Superior pela Universidade Federal 
de Santa Catarina e especializado em Química pela Universidade Católica de 
Minas Gerais. 
Mauro Luiz Begnini
Doutor em Química Orgânica (Síntese Orgânica) pela Universidade de São 
Paulo (FFCLRP). Mestre em Química Orgânica (Síntese Orgânica) pela 
Universidade Federal de Santa Maria (UFSM). Graduado em Química Industrial 
pela Universidade Federal de Santa Maria (UFSM). Atualmente é professor na 
Universidade de Uberaba nos Cursos de Licenciatura em Química, Farmácia 
Industrial e Biomedicina.
IV UNIUBE
Natal Junio Pires
Doutorado em Educação pela Universidade São Francisco (USF) com período 
sanduíche na Universidad Pedagogica Nacional (Bogotá/Colômbia) dentro do 
programa PDSE/2014 do MEC financiado pela CAPES. Mestrado em Química, 
com ênfase em Química Analítica, pela Universidade Federal de Uberlândia 
(UFU). Graduado em Química (Licenciatura e Bacharelado) pela Universidade 
Federal de Uberlândia (UFU). Professor nível D401 do Centro Federal de 
Educação Tecnológica de Minas Gerais (CEFET/MG). Tem experiência na área 
de Química e Educação, atuando principalmente nos seguintes temas: biopolítica, 
governamentalidade na perspectiva foucaultiana, políticas públicas de educação, 
educação científica, ensino de química, química inorgânica, biocombustíveis e 
técnicas espectroanalíticas.
Sebastião Francelino da Cruz
Doutorado em Química pela Universidade Federal de Uberlândia (UFU). 
Mestrado em Química (área de concentração: físico-química) pela Universidade 
Federal de Uberlândia (UFU). Licenciatura e Bacharelado em química pela 
Universidade Federal de Uberlândia (UFU). Professor na Universidade de 
Uberaba (Uniube) de 2002 a 2012, atuando nos cursos de licenciatura em 
química, engenharia química, engenharia de produção, biomedicina e tecnologia 
em produção sucroalcooleira. De 2008 a 2012 foi diretor do curso de licenciatura 
em Química da Universidade de Uberaba (Uniube). Tem experiência na área 
de Química, com ênfase em polímeros e em educação, atuando principalmente 
nos seguintes temas: educação, ensino a distância, reciclagem de polímeros. 
Professor efetivo e Diretor Geral do Instituto Federal de Educação, Ciência e 
Tecnologia de São Paulo-IFSP, campus Avaré-SP.
Sumário
Apresentação ................................................................................................ VII
Capítulo 1 Unidades de medida, notação científica e algarismos significativos ... 1
1.1 As unidades de medida ................................................................................................2
1.1.1 Um pouco da história das medidas ......................................................................2
1.1.2 Unidades de medidas ...........................................................................................3
1.2 Utilizando a informação numérica na ciência ................................................................5
1.2.1 Massa e peso .......................................................................................................6
1.2.2 Comprimento ........................................................................................................8
1.2.3 Volume .................................................................................................................8
1.3 Expressando valores em notação científica e algarismos significativos no cotidiano ...9
1.3.1 Notação científica .................................................................................................9
1.3.2 Algarismos significativos ....................................................................................11
1.4 Conclusão....................................................................................................................16
Capítulo 2 Uma breve introdução à química ..................................................17
2.1 Uma grande proposta, uma breve história ..................................................................19
2.2 A visão moderna da estrutura atômica ........................................................................21
2.3 Pesos atômicos ou massas atômicas .........................................................................24
2.4 A continuidade histórica: ideias de formação e estudando o átomo ...........................29
2.5 Mecânica quântica e os orbitais atômicos ...................................................................36
2.6 Representações de orbitais .........................................................................................41
2.7 Átomos polieletrônicos ................................................................................................43
2.8 Configurações eletrônicas ...........................................................................................44
2.9 Conclusão....................................................................................................................48
Capítulo 3 Conhecendo a tabela periódica ....................................................49
3.1 Histórico da tabela periódica .......................................................................................50
3.2 Relacionando a tabela periódica à distribuição eletrônica ..........................................54
3.3 As séries dos lantanídeos e actinídeos .......................................................................55
3.3.1 Lantanídeos .......................................................................................................55
3.3.2 Actinídeos ..........................................................................................................55
3.4 As dezoito colunas (famílias ou grupos) ......................................................................56
3.5 Os blocos s, p e d ........................................................................................................573.5.1 Elementos do bloco s e p ...................................................................................57
3.5.2 Elementos do bloco d .........................................................................................59
3.6 Configurações eletrônicas e a tabela periódica...........................................................60
VI UNIUBE
3.7 Carga nuclear efetiva ..................................................................................................63
3.8 Tamanhos de átomos e íons .......................................................................................65
3.9 Energia de ionização ...................................................................................................68
3.10 Afinidades eletrônicas................................................................................................74
3.11 Conclusão ..................................................................................................................76
Capítulo 4 Ligações químicas – conceitos básicos ........................................79
4.1 Conceitos básicos sobre ligações químicas ................................................................80
4.1.1 Ligação iônica ....................................................................................................84
4.1.2 Ligação covalente ..............................................................................................85
4.1.3 Símbolo de Lewis para os átomos .....................................................................87
4.2 Formação de ligações químicas ..................................................................................89
4.2.1 Ligação em compostos iônicos ..........................................................................91
4.2.2 Ligações covalentes e estruturas de Lewis ........................................................94
4.3 Estrutura eletrônica de Lewis ......................................................................................96
4.4 A regra do octeto .........................................................................................................98
4.5 Prevendo estruturas de Lewis ...................................................................................101
4.5.1 Compostos de hidrogênio ................................................................................102
4.5.2 Ressonância .....................................................................................................103
4.6 Exceções à regra do octeto .......................................................................................104
4.7 Ligação metálica........................................................................................................109
4.7.1 As principais ligas metálicas .............................................................................109
4.8 Breve história do DNA – uma “ligação” entre a química e a vida ................................. 111
4.9 Conclusão.................................................................................................................. 111
Capítulo 5 Forças intermoleculares – teorias e aplicações ............................ 115
5.1 Origem das forças intermoleculares ..........................................................................116
5.2 Relações com os objetos do cotidiano ......................................................................118
5.3 Modelos atômicos, tabela periódica e ligações químicas: um pequeno retorno ....... 118
5.4 Compreendendo moléculas polares e apolares ........................................................122
5.5 Forças intermoleculares e suas relações com as propriedades dos compostos e 
 da matéria .....................................................................................................................124
5.5.1 Tipos de forças intermoleculares..........................................................................125
5.5.2 Forças de interações tipo íon -dipolo ....................................................................125
5.5.3 Forças de interações tipo dipolo -dipolo ...............................................................126
5.5.4 Forças de Van der Waals ou dipolo induzido e instantâneo ................................128
5.5.5 Forças de interação de hidrogênio (ligações ou pontes de hidrogênio) ........... 129
5.6 Conclusão..................................................................................................................131
Capítulo 6 As forças intermoleculares e suas consequências ........................ 133
6.1 As consequências das forças intermoleculares nas propriedades dos compostos 
 orgânicos ......................................................................................................................134
6.1.1 As forças intermoleculares ...............................................................................134
6.2 Polaridade dos compostos e suas consequências ...................................................134
6.3 Viscosidade ..............................................................................................................140
6.4 Conclusão..................................................................................................................142
UNIUBE VII
Capítulo 7 As propriedades físicas da matéria ..............................................143
7.1 Propriedades da matéria ..........................................................................................144
7.1.1 Densidade ........................................................................................................146
7.2 Estados físicos da matéria .......................................................................................153
7.2.1 Estado sólido ....................................................................................................154
7.2.2 Estado líquido ...................................................................................................154
7.2.3 Estado gasoso .................................................................................................154
7.2.4 Plasma: o quarto estado da matéria ...............................................................155
7.2.5 Ponto de fusão (PF) ........................................................................................155
7.2.6 Ponto de ebulição (PE) ...................................................................................156
7.2.7 Viscosidade .....................................................................................................156
7.3 Conclusão..................................................................................................................158
VIII UNIUBE
Apresentação
Prezado(a) aluno(a).
Quando nos deparamos com o estudo de química, iniciamos memorizando 
fórmulas e conceitos, vendo os professores apresentarem a sequência de 
conteúdos, logicamente organizados, que se repete na maioria dos livros desta 
disciplina. Passamos, depois, para o curso superior e pouco ou nada mudou 
em relação a isso. 
Existirá outro caminho diferente e que seja viável? A resposta é: sim. Mas, que 
metodologia empregar? Para esta pergunta não existe uma resposta definitiva.
Em nosso cotidiano, várias situações são comuns e nos conduzem a uma 
pequena reflexão. Por exemplo, você já imaginou por que o gelo derrete e a 
água evapora? Por que as folhas das árvores mudam de cor no outono? Por 
que os alimentos levam mais tempo para estragar quando mantidos refrigerados, 
ou como nosso organismo usa os alimentos para manter a vida?
Esses pequenos questionamentos da vida evidenciam a importância da química 
como uma ciência aplicada. A química fornece respostas para essas e outras 
incontáveis perguntas. A química é o estudo das propriedades dos materiais e 
das mudanças sofridas por estes. Um dos prazeresde aprender química é ver 
como os princípios químicos estão presentes em todos os aspectos de nossa 
vida, desde atividades cotidianas, como acender um fósforo, até as mais 
complexas, como o desenvolvimento de novos medicamentos. Você está apenas 
começando a viagem de aprender química. De certo modo, este primeiro livro 
será seu guia no início dessa viagem. À medida que você estudar, tenha em 
mente que os princípios e conceitos químicos aprendidos são ferramentas para 
ajudá lo(a) a entender melhor o mundo ao seu redor, e não fins em si mesmos.
O primeiro capítulo prepara a base para nossos estudos fornecendo uma visão 
geral da Química e estabelece alguns conceitos fundamentais sobre a formação 
da matéria. Em seguida, passaremos a estudar as transformações da matéria, 
as quais são possíveis por meio das reações químicas que frequentemente 
ocorrem.
X UNIUBE
Uma compreensão dessas transformações depende, essencialmente, de uma 
visão microscópica das partículas formadoras da matéria. Assim, começaremos 
fazendo uma abordagem dos átomos e sua constituição. Nesta mesma linha, 
passaremos a abordar as propriedades intrínsecas dos átomos. A partir daí, 
daremos o primeiro passo para o entendimento da formação e transformação 
da matéria, ou seja, como e por que os átomos se unem, formando o que 
denominamos moléculas. Dessa forma compreenderemos a razão pela qual 
existe uma grande diversidade de materiais e substâncias que encontramos 
no nosso cotidiano, cada uma apresentando uma aplicação diferente, de forma 
a dar mais conforto para a nossa vida. A seguir, entenderemos como essas 
moléculas (entidades microscópicas) interagirão para formar aquilo que 
conseguimos enxergar com nossos olhos (mundo macroscópico). Ao final do 
livro entenderemos também por que algumas substâncias são usadas para 
determinados fins, baseando se em suas propriedades, que dependem 
essencialmente do tipo de interação existente entre as partículas constituintes 
da matéria.
Assim, iniciamos o fascinante estudo da química, presente em nosso dia a dia. 
Bom estudo a todos
Newton Gonçalves Garcia / Renata de Oliveira
Introdução
Iniciamos, aqui, parte fundamental da sua formação como professor de 
língua inglesa: a fonética. Porém, além de se dedicar ao estudo dessa 
importante faceta da língua, você deve se preparar para ensiná-la ao 
seu grupo de alunos.
Você que já iniciou ou inicia agora seus estudos da língua inglesa cer-
tamente já teve dificuldades com a pronúncia desse idioma. Isso é algo 
esperado de ocorrer já que se trata de um idioma com origens na língua 
anglo-saxã, portanto, com características distintas de nosso idioma de 
origem latina. 
Apesar desse aspecto, por meio do estudo da fonética, é possível con-
seguir uma pronúncia inteligível aos falantes nativos e não nativos do 
idioma, como frisa Underhill (200?, p.92) em:
The aim of pronunciation teaching can no longer be to get 
students to sound [...] like native speakers, or more like the 
teacher […]. The primary aim must be to help learners to com-
municate successfully when they listen or speak in English, 
often with other non-native speakers.
O objetivo do ensino da pronúncia não pode ser mais fazer com que 
os alunos soem como falantes nativos ou como seu professor. O 
objetivo primário deve ser ajudar os aprendizes a se comunicar 
com 
Fonética: a sonoridade 
da língua inglesa
Capítulo
1
Natal Junio Pires
Introdução
Neste capítulo apresentaremos algumas considerações introdutórias 
sobre os aspectos relacionados às medidas. Abordaremos, também, uma 
análise histórica do surgimento da necessidade de se fazer medidas, uma 
vez que quase tudo aquilo que temos – roupas, carros, casa e outros – é 
produzido com partes que foram medidas e é vendido em partes medidas 
(quilograma, metro, unidades etc.). Sendo assim, verificaremos a 
importância de se conhecer as principais unidades de medidas.
Enfatizaremos também a importância das medidas 
dentro do laboratório de ciências, como parte 
fundamental do método científico. Conhecidas as 
unidades básicas de medidas, torna -se necessário 
aprender como elas devem ser expressas, de maneira 
a facilitar a sua escrita, o entendimento e o uso da 
notação científica e dos algarismos significativos.
Finalmente, vamos abordar a relação entre precisão 
e exatidão com algarismos significativos, quando se 
expressam resultados de medidas diversas. Esses 
conhecimentos são de fundamental importância para 
a sua formação profissional. Nesse sentido, podemos 
confirmar a importância da matemática como uma 
ferramenta indispensável a qualquer campo da 
ciência.
Unidades de medida, 
notação científica e 
algarismos 
significativos
Capítulo
1
Notação científica 
Expressão de números 
na forma N x 10n. 
Algarismos 
significativos
Dígitos de uma 
medida, até o primeiro 
dígito incerto da 
notação científica. 
Exemplo: 0,0380 ml, 
ou seja, 3,80 x 10–2 ml, 
uma medida com três 
algarismos 
significativos.
2 UNIUBE
Objetivos
Esperamos que, ao término dos estudos deste capítulo, você seja 
capaz de:
• entender a origem das unidades de medidas;
• compreender os vários tipos de unidades de medidas do sistema 
métrico decimal;
• expressar valores usando a notação científica;
• relacionar os conceitos de precisão e exatidão com algarismos 
significativos;
• realizar corretamente a leitura de equipamentos graduados.
Esquema 
• Um pouco da história das medidas.
• Unidades de Medidas: massa, peso, comprimento e volume.
• Algarismos significativos.
• Precisão e exatidão.
1.1 As unidades de medida
“Todo conhecimento que não pode ser expresso por números é de qualidade 
pobre e insatisfatória.”
(Lord Kelvin)
1.1.1 Um pouco da história das medidas
Desde a Antiguidade, o homem sentiu a necessidade de realizar medidas para 
facilitar a sua vida cotidiana. Entretanto a falta de uniformidade entre as unidades 
de medida dificultava a relação entre outras comunidades e aquilo que foi criado 
para facilitar as transações passava a ser um problema. Surgia uma necessidade 
de padronizar as unidades de medida para que outros povos 
pudessem fazer uso do mesmo conjunto e assim se chegar 
a um denominador comum.
Em 1789, para tentar resolver o problema, o Governo 
francês solicitou à Academia de Ciências da França que 
criasse um sistema de medidas. Então foi criado o sis-
tema métrico decimal. Mais tarde, várias nações pas-
Sistema métrico
Sistema que define o 
conjunto de unidades 
com as quais devemos 
realizar as medidas.
UNIUBE 3
saram a adotar esse sistema, inclusive o Brasil, aderindo à Convenção do 
Metro. Esse sistema adotou, inicialmente, três unidades básicas de medida: 
o metro, o litro e o quilograma.
 saiba mais 
No decorrer do tempo, em virtude do crescente avanço científico e tecnológico, houve 
a necessidade de se realizar medições cada vez mais precisas e diversificadas. 
Dessa forma, em 1960, o sistema métrico decimal passou a ser substituído pelo 
Sistema Internacional de Unidades (SI), um pouco mais complexo e sofisticado. 
Este sistema foi também adotado pelo Brasil em 1962 e ratificado pela Resolu-
ção no 12 de 1988, do Conselho Nacional de Metrologia, Normalização e Qua-
lidade Industrial – Conmetro, passando a ser de uso obrigatório em todo o 
território nacional.
1.1.2 Unidades de medidas
Fazer química requer a observação de reações químicas e mudanças físicas. 
Por exemplo, vamos supor que você misture duas soluções no laboratório e 
observe a formação de um sólido amarelo -ouro. O sólido é mais denso do que 
a água e ele afunda no tubo de ensaio.
Para compreender uma reação química, de forma mais completa, os químicos 
geralmente recorrem a observações quantitativas que envolvem informação 
numérica. Por exemplo, se dois compostos reagirem entre si, quantoproduto é 
formado? Há liberação de calor no processo? Em caso afirmativo, em que quan-
tidade?
A cor e a aparência das substâncias, a liberação ou não de calor ou se o processo 
ocorre rápido ou lentamente são observações qualitativas. Verifique que não esta-
mos nos referindo a nenhuma medida e a nenhum número.
SAIBA MAIS
Podemos então concluir que as observações quantitativas envolvem informações 
numéricas.
PARADA PARA REFLEXÃO
4 UNIUBE
Em química, medidas quantitativas de tempo, massa, 
volume e distância, entre outras, são comuns. Uma das 
áreas que mais se desenvolveu em ciência, a nanotec-
nologia, estuda a matéria em escala nanométrica.
Um nanômetro (nm), que equivale a 1 x 10–9 m (metro), é uma dimensão comum em 
Química e em Biologia.
SAIBA MAIS
Por exemplo, uma típica molécula tem aproximadamente 1 nm de largura e uma 
bactéria tem aproximadamente 1.000 nm de comprimento.
A comunidade científica escolheu uma versão modificada do sistema métrico 
como sistema padrão para o armazenamento e a divulgação de medidas. Esse 
sistema decimal, usado internacionalmente em ciência, é chamado de Système 
International d’Unités (Sistema Internacional de Unidades), abreviado por SI. 
Todas as unidades SI são derivadas de unidades -base. Algumas estão apre-
sentadas a seguir, no Quadro 1.
Quadro 1: As sete unidades fundamentais de medidas (SI)
Propriedade física Nome da unidade Símbolo
Comprimento Metro m
Massa Quilograma kg
Tempo Segundo s
Corrente elétrica Ampère A
Intensidade luminosa Candela cd
Quantidade de matéria Mol mol
Temperatura Kelvin K
Quando se trabalha com quantidades maiores ou menores, as unidades podem 
ser convenientemente expressas por meio de prefixos, conforme definidos no 
Quadro 2.
Nanotecnologia
Parte da ciência que 
realiza estudos com 
partículas da ordem de 
10 nm.
UNIUBE 5
Vamos ver os exemplos seguintes para compreendermos melhor.
• A distância de Uberaba a Uberlândia é de 115.000 m. Para não escrever um 
número tão grande podemos dizer, de forma equivalente, que a distância 
entre essas duas cidades é de 115 km.
• Da mesma forma, a massa de um caminhão vazio é de 13.000.000 g. Para 
não termos que escrever este número tão grande, podemos dizer que esse 
caminhão pesa 13.000 kg, que é equivalente a 13 toneladas.
Desse modo, sempre que for conveniente, buscamos formas alternativas de 
expressar essas grandezas no intuito de simplificar nossos resultados. Ao ex-
pressar a massa de uma formiga, é mais “elegante” dizermos que ela tem massa 
igual a 4 mg (miligramas) do que 0,000004 kg.
O Quadro 2, a seguir, apresenta alguns prefixos que são comumente emprega-
dos para expressar grandezas de massa, comprimento, energia, entre outras.
Quadro 2: Prefixos usados no SI
Prefixo Abreviação Significado Exemplo
Mega - M 106 1 megametro (Mm) = 1 x 106 m
Quilo -* k 103 1 quilômetro (km) = 1 x 103 m
Deci - d 10–1 1 decímetro (dm) = 1 x 10–1 m
Centi -* c 10–2 1 centímetro (cm) = 1 x 10–2 m
Mili -* m 10–3 1 miligrama (mg) = 1 x 10–3 g
Micro -* µ** 10–6 1 micrograma (µg) = 1 x 10–6 g
Nano -* n 10–9 1 nanograma (ng) = 1 x 10–9 g
Pico - p 10–12 1 picograma (pg) = 1 x 10–12 g
* Esses prefixos são os mais empregados em química.
** Esta é uma letra grega pronunciada como “mi”.
1.2 Utilizando a informação numérica na ciência
A preparação de materiais no laboratório, como parte integrante do curso de 
química, exigirá de você muitos cálculos. Você coletará dados numéricos e os 
utilizará para calcular um resultado ou procurará por correlações entre conjuntos 
de dados.
6 UNIUBE
1.2.1 Massa e peso
Há aqui uma distinção importante!
Massa é a medida da quantidade de matéria que um corpo possui. A massa de 
um corpo não varia quando sua posição é mudada. Por outro lado, o peso de 
um corpo é a medida da atração gravitacional que a Terra exerce sobre o corpo 
e esta varia com a distância a que o objeto se encontra em relação ao centro 
da Terra.
O peso de um objeto na superfície da Lua (g = 1,62 m/s2) é diferente do seu peso 
na superfície da Terra (g = 9,80 m/s2), embora o corpo tenha a mesma massa.
Um homem de massa 70 kg tem:
Na Lua à P = m x g à P = 70 kg x 1,62 m/s2 = 113,4 N 
Na Terra à P = m x g à P = 70 kg x 9,80 m/s2 = 686 N
Dessa forma, temos então que um homem de 70 kg é mais pesado na superfície 
da Terra que na superfície da Lua, embora sua massa seja a mesma nesses dois 
locais.
SAIBA MAIS
Pelo fato de a massa de um corpo não variar com a sua posição, a massa é 
propriedade mais fundamental de um corpo do que seu peso. No entanto esta-
mos acostumados a usar o termo “peso” quando nos referimos à massa, uma 
vez que a pesagem é uma forma de medir a massa. Assim, precisamos ter em 
mente que estas duas grandezas (peso e massa) são diferentes.
A unidade SI básica de massa é o quilograma (kg), conforme apresentado no 
Quadro 3. Essa unidade básica é singular, uma vez que usa o prefixo quilo -, em 
vez de usar somente a palavra grama. Obtêm -se outras unidades para massa, 
adicionando -se prefixos à palavra grama.
O Quadro 3 apresenta algumas subunidades utilizadas para expressar a massa 
de um corpo.
UNIUBE 7
Quadro 3: Algumas unidades de massa do SI
Unidade Fator de conversão
Quilograma, kg 1 kg
Grama, g 1.000 g = 1 kg
Miligrama, mg 1.000 mg = 1 g
Micrograma, µg 1.000 µg = 1 mg
Nanograma, ng 1.000 ng = 1 µg
A unidade de massa, o quilograma, é a massa do protótipo internacional do 
quilograma, que nada mais é do que um cilindro, constituído de uma liga de 90% 
de massa de platina (Pt) e 10% de massa de irídio (Ir).
Observe com atenção o Quadro 4 a seguir:
Quadro 4: Alguns valores aproximados de massa de objetos comuns
Medida Massa (kg)
Universo observável ~1052
Sol 1,99 x 1030
Terra 5,98 x 1024
Lua 7,36 x 1022
Tubarão ~103
Humano ~102
Rã ~10–1
Mosquito ~10–5
Bactéria ~1 x 10–15
Átomo de hidrogênio 1,67 x 10–27
Elétron 9,11 x 10–31
O metro é a unidade padrão de comprimento (distância) no SI. O metro é definido 
como a distância percorrida pela luz no vácuo em 1/299.792.458 de segundo.
SAIBA MAIS
8 UNIUBE
1.2.2 Comprimento
Quadro 5: Valores aproximados de comprimento típicos em nosso cotidiano
Medida Tamanho (m)
Distância da Terra ao mais remoto quasar* 1,4 x 1026
Distância da Terra à mais remota galáxia normal 9 x 1025
Distância da Terra à mais próxima grande galáxia (M 31, 
galáxia Andrômeda)
2 x 1022
Distância do Sol à mais próxima estrela (Centauri) 4 x 1016
Um ano -luz 9,46 x 1015
Raio médio da órbita da Terra ao redor Sol 1,50 x 1011
Distância média da Terra à Lua 3,84 x 108
Distância do equador ao polo Norte 1,00 x 107
Raio médio da Terra 6,37 x 106
Altitude típica de um satélite orbitando a Terra 2 x 105
Comprimento de um campo de futebol 9,1 x 101
Tamanho de uma partícula de poeira ~ 10– 4
Tamanho das células da maioria dos organismos ~ 10–5
Diâmetro do átomo de hidrogênio ~ 10–10
Diâmetro do núcleo atômico ~ 10–14
Diâmetro de um próton ~ 10–15
* Quasar: objeto extragalático brilhante e muito distante. Também é chamado de quasars, abreviação 
de quasi ‑stellar radio source, ou seja, fontes de rádio quase-estelares que estão entre os mais misteriosos 
objetos do nosso universo.
1.2.3 Volume
O volume é, às vezes, medido em litros ou mililitros no sistema métrico. Um litro 
(1 l) é um decímetro cúbico (1 dm3) ou 1.000 centímetros cúbicos (1.000 cm3). Um 
mililitro (1 ml) é 1 cm3.
Veja só! No SI, o metro cúbico é a unidade -base de volume e o decímetro cúbico 
substitui a unidade métrica, o litro.
SAIBA MAIS
UNIUBE 9
Diferentes espécies de vidrarias são usadas para medir os volumes de líquidos. 
Por exemplo, o volume de um líquido a ser transferido para outro recipiente pode 
ser transferido, comuma exatidão maior, ao se utilizar uma bureta em vez de uma 
pipeta graduada.
Algumas vezes devemos combinar duas ou mais unidades para descrever uma 
quantidade. Por exemplo, podemos expressar a velocidade de um carro como 80 
km/h (quilômetros por hora). Lembre -se de que a notação algébrica x1 significa 
1/x e, aplicando esta notação a unidades, nota -se que h–1 significa 1/h, ou “por 
hora”. Dessa maneira, a unidade de velocidade poderia ser expressa como km x h–1.
1.3	 Expressando	valores	em	notação	científica	e	algarismos	
significativos	no	cotidiano
Na química, medimos e calculamos várias coisas, de maneira que devemos ter 
clareza em como usar os números. Então, nesta seção, discutiremos dois as-
pectos relacionados ao uso de números: a notação utilizada para expressar 
números muito grandes e números muito pequenos e uma indicação de até que 
ponto realmente conhecemos os números que estamos usando.
1.3.1	Notação	científica
Usamos a notação científica quando estamos trabalhando com números muito 
grandes ou muito pequenos. Por exemplo: 
• 197 gramas de ouro contém, aproximadamente, 602.000.000.000.000.000.000.000 
átomos de ouro.
• A massa de um átomo de ouro é, aproximadamente, 0,000.000.000.000.000
.000.000.327 gramas.
Ao trabalhar com números tão grandes ou tão pequenos, é conveniente escrevê -los 
em notação científica, também chamada de exponencial.
IMPORTANTE!
10 UNIUBE
Na notação científica ou exponencial, um número é expresso como produto de dois 
números: N x 10n.
SAIBA MAIS
O primeiro número, N, é chamado de termo dígito e é um número entre 1 e 10. 
O segundo número, 10n, o termo exponencial, é alguma potência inteira de 10. 
Por exemplo, 1.234 é escrito em notação científica como 1,234 x 103, ou seja, 
1,234 multiplicado por 10, três vezes.
Veja um exemplo: 1.234 = 1,234 x 10 x 10 x 10 = 1,234 x 103
Por outro lado, qualquer número menor do que 1, como 0,01234, é escrito como 
1,234 x 10–2. Esta notação nos diz que 1,234 deve ser dividido duas vezes por 
10 para se obter 0,01234.
Agora, observe como fazermos essa conversão no exemplo a seguir:
1 2
1 1
1, 234üüüüüüüüüüü
10 .10
−− − =
Sendo assim:
4.300.000 = 4,3 × 106 e 0,000348 = 3,48 × 10–4
Como fazer?
Um dos problemas enfrentados pelos estudantes é a determinação correta de 
n. Sendo assim, vamos aprender, a seguir, uma regra simples para encontrar 
tal valor em um exemplo!
Considere o número seguinte: 4.300.000
• agora, posicione a vírgula após o último número à direita: 4.300.000;
• mova a vírgula para a esquerda até que o número esteja entre 1 e 10. Isto 
resultará em 4,300 000;
• observe que, para conseguir isto, a vírgula “andou” seis posições para a es-
querda. Daí temos que n vale 6, que é um valor positivo;
UNIUBE 11
• portanto podemos escrever que 4.300.000 = 4,3 × 106.
Considere agora o número 0,000348
• neste caso a vírgula já está posicionada pela própria natureza do número (é 
menor que 1);
• dessa forma, iremos movimentá -la para a direita até obter um número entre 
1 e 10. Isso resulta em 00003,48. Neste exemplo, a vírgula foi deslocada 
quatro casas para a direita;
• daí o valor de n, neste caso, é –4 (valor negativo). Portanto 0,000348 = 3,48 x 10–4.
1.3.2	Algarismos	significativos
Existem duas espécies de números: números obtidos pela contagem ou a partir de 
definições são números exatos. Estes são conhecidos com absoluta exatidão.
IMPORTANTE!
Por exemplo:
• O número exato de pessoas em uma sala fechada pode ser contado e não 
existe dúvida nenhuma sobre essa quantidade.
• Uma dúzia de ovos é definida como sendo exatamente 12 ovos.
Atenção...
Nem mais, nem menos!
Números obtidos de medidas não são exatos. Toda medida que fazemos envolve 
um valor estimado.
Por exemplo, suponha que seja pedido para você medir o comprimento desta 
página com uma precisão de 0,1 mm. Como você faria isso?
Veja a menor divisão (linhas de calibração) sobre a régua é 1 mm. Uma tentativa 
para medir 0,1 mm requer uma estimativa. Se três pessoas diferentes medirem o 
comprimento da página com uma aproximação de 0,1 mm, elas darão a mesma 
resposta?
12 UNIUBE
Provavelmente não.
Nós trabalhamos com esse problema usando algarismos significativos.
Suponha a medida de uma distância realizada com uma régua e que o valor en-
contrado tenha sido de 343,5 mm.
O que significa este número?
No julgamento de quem fez a medida, a distância é maior do que 343,4 mm, 
porém menor do que 343,6 mm. A melhor estimativa é 343,5 mm. O número 
343,5 mm contém 4 algarismos significativos.
Atenção, pois o último dígito é o que chamamos de algarismo duvidoso, ou seja, 
é um algarismo obtido a partir de uma estimativa. Entretanto, mesmo assim, ele 
é considerado um algarismo significativo.
IMPORTANTE!
Ao expressar números obtidos em medidas, deve -se apresentar não mais do 
que um dígito estimado (duvidoso). Como a pessoa que realizou a medida não 
está certa de que o dígito 5 está correto, não teria sentido expressar a distância 
como 343,53 mm (dois algarismos duvidosos!). Para entender mais claramente 
o papel desempenhado pelos algarismos significativos ao se expressar o 
resultado de uma medida, considere a Figura 1.
Provetas são usadas para medir volumes de líquidos quando não se requer um alto 
grau de exatidão. As linhas de calibração em uma proveta de 50 ml apresentam 
incrementos de 1 ml.
Assim a estimativa do volume de um líquido é de 0,2 ml (1/5 de um incremento de 
calibração) com uma razoável certeza. Dessa forma, podemos medir o volume do 
líquido em uma proveta e expressá -lo como sendo 38,6 ml, isto é, com três algaris-
mos significativos.
Buretas são usadas para medir volumes de líquidos quando uma alta exatidão é re-
querida. As linhas de calibração em uma bureta de 50 ml apresentam incrementos 
de 0,1 ml, permitindo -nos fazer estimativas de 0,02 ml (1/5 de um incremento de 
calibração) com razoável certeza. Por exemplo, usando uma bureta de 50 ml, pode-
-se medir um volume de 38,57 ml (quatro algarismos significativos) do líquido com 
boa exatidão. Observe na Figura 2 como fica a marca desse volume em uma bureta.
SAIBA MAIS
UNIUBE 13
Figura 1: Escala de uma proveta 
mostrando o posicionamento do 
menisco em 38,6 ml
Figura 2: Escala de uma bureta 
mostrando o posicionamento do 
menisco em 38,57 ml
Quando se faz uma medida ou um conjunto delas, é interessante que conheça-
mos a exatidão e precisão dos nossos resultados.
A exatidão refere -se a quanto um resultado se aproxima do valor correto. Imagine 
a seguinte situação: dois indivíduos estão realizando, em um laboratório, uma 
série de três medidas cada um, para determinação de ácido acetilsalicílico em 
um comprimido de aspirina. O Quadro 6, a seguir, resume os resultados obtidos 
por tais indivíduos.
Quadro 6: Massa de ácido acetilsalicílico em mg/comprimido de aspirina
Testes Indivíduo 1 Indivíduo 2
Medida 1 510 504
Medida 2 506 502
Medida 3 505 497
Média 507 501
Em um comprimido de aspirina há 500 mg de ácido acetilsalicílico (valor 
verdadeiro). Analisando os resultados obtidos, vê -se que o resultado do indivíduo 
2 é mais exato do que o resultado do indivíduo 1, já que este último é o que mais 
se aproxima do valor verdadeiro.
14 UNIUBE
Já a precisão refere -se a quanto os valores obtidos em uma medida concordam 
entre si, ou seja, quanto mais próximo um do outro forem os resultados, diz -se 
que maior será a precisão da medida. Assim o conjunto de medidas cujos resul-
tados sejam 25,2 ml, 25,6 ml e 25,4 ml é mais preciso do que o conjunto que 
apresenta os valores 25,3 ml, 25,9 ml e 26,2 ml, uma vez que os últimos resulta-
dos estão mais dispersos em relação à média quando comparados com o primeiro 
conjunto. Com o mesmo raciocínio você pode verificar que o indivíduo 2 apresentamaior precisão, embora o seu resultado não possua boa exatidão.
O ideal para qualquer conjunto de resultados é que ele possua boa precisão e exatidão. 
Porém nem sempre é possível atingir essas duas metas em uma metodologia 
científica.
O que se faz geralmente é um conjunto maior de medidas para que possam ser 
conseguidas, precisão e exatidão aceitáveis, já que o valor médio de um conjunto, 
na maioria das vezes, é o valor mais representativo de uma medida.
SAIBA MAIS
Avaliando a exatidão pelo erro absoluto ou erro relativo
Uma forma de se avaliar a exatidão de uma medida é calcular o erro absoluto (Ea) 
ou o erro relativo (Er).
Ea = | Vexperimental – Vverdadeiro |
Er =
 | Vexperimental – Vverdadeiro | x 100 
 Vverdadeiro
Na determinação de ácido acetilsalicílico, podemos obter os seguintes resultados, 
empregando as equações acima.
Indivíduo 1  Ea = 7 mg/comprimido Er = 1,4%
Indivíduo 2  Ea = 1 mg/comprimido Er = 0,2%
Analisando os resultados anteriores, concluímos facilmente que o indivíduo 2 realizou 
a determinação mais exata, pois em sua determinação há os menores erros absoluto 
e relativo.
EXEMPLIFICANDO!
UNIUBE 15
Os algarismos significativos servem para mostrar a precisão com a qual as medidas 
foram realizadas, assumindo que a medida tenha sido realizada por uma pessoa 
capacitada. A seguir são apresentadas algumas regras para uso de algarismos 
significativos.
I – Números diferentes de zero sempre serão algarismos significativos.
Por exemplo, 38,57 ml apresenta quatro algarismos significativos; 288 g apresenta 
três algarismos significativos.
II – Os zeros algumas vezes são algarismos significativos e outras vezes não.
a) Zeros posicionados no início de um número (são usados apenas para 
posicionar a vírgula decimal) nunca serão significativos.
Por exemplo, 0,052 g apresenta dois algarismos significativos, enquanto 0,00364 
m têm apresenta. Estes dois números também podem ser representados por 
notação científica, como 5,2 x 10–2 g e 3,64 x 10–3 m, respectivamente.
b) Zeros entre números diferentes de zero sempre serão significativos.
Por exemplo, 2.007 g apresenta quatro algarismos significativos; 6,08 km apresenta 
três.
c) Zeros no fim de um número decimal são sempre significantes, pois indicam 
a precisão da medida.
Por exemplo, 380,0 cm e 440,0 m têm quatro algarismos significativos cada um. 
Estes números também poderiam ser representados por notação científica, como 
sendo 3,800 x 102 cm e 4,400 x 102 m, respectivamente.
III – Números exatos podem ser considerados como tendo infinitos algarismos 
significativos. 
Por exemplo, 1 km é exatamente igual a 1.000 m e 1.000 ml é exatamente 1 l.
IV – Na soma ou diferença de números que não apresentam a mesma 
quantidade de algarismos significativos será retido o número de casas 
decimais daquele valor que é menos preciso. 
Por exemplo:
37,24 ml + 10,3 ml = 47,54 ml (resultado na calculadora)
16 UNIUBE
A forma correta é expressá -lo apenas com três algarismos significativos, ou seja, 
47,5 ml.
27,87 g – 21,2342 g = 6,6358 g (resultado na calculadora). O valor deve ser 
expresso como 6,64 g.
V – Na multiplicação ou divisão, o número de algarismos significativos na 
resposta final não deve ser maior do que o menor número de algarismos 
significativos.
Por exemplo:
12,34 cm x 1,23 cm = 15,1782 cm2 (resultado na calculadora). O valor correto 
deve apresentar três algarismos significativos, ou seja, 15,2 cm2.
Arredondamento de números
No arredondamento de números, durante os cálculos, algumas convenções devem 
ser seguidas. Nos cálculos, arredonde para cima se o dígito imediatamente posterior 
ao algarismo duvidoso for superior a 5 e para baixo se for inferior a 5. Quando o 
número termina em 5, arredonde sempre para o número par mais próximo. Por 
exemplo, o número 5,35 deve ser arredondado para 5,4 e o 7,65 para 7,6. Durante 
a realização de cálculos, é prudente em várias etapas realizar todos os cálculos e 
fazer o arredondamento apenas na última operação. Se possível, armazene os 
dígitos na memória da calculadora durante as várias etapas.
SAIBA MAIS
1.4 Conclusão
Nos estudos da química, sempre nos deparamos com equações matemáticas e 
medidas de massas e volumes, expressos em equipamentos de diferentes níveis 
de precisão. Para isso é importante o estudo que acabamos de realizar, pois, 
conhecendo unidades de medidas e algarismos significativos, podemos resolver 
essas equações matemáticas e os problemas encontrados dentro dos estudos 
químicos. Com a notação científica, podemos representar, de uma maneira mais 
simples, pequenos ou grandes números encontrados também no estudo da 
química. Por exemplo, quando falamos em mol de uma molécula X, estamos 
falando de uma quantidade equivalente a 6,02 x 1023 moléculas de X. Caso não 
usássemos a notação científica, deveríamos representar da seguinte maneira: 
602300000000000000000000 moléculas de X. Este é apenas um entre os 
inúmeros exemplos de aplicação correta da notação científica utilizada em química.
Uma breve introdução 
à química
Capítulo
2
Cláudio Chadu / Ely Zago
Introdução
Há muito tempo, a fama injusta – de difícil – da química vem sendo 
mantida junto aos alunos, principalmente do ensino médio, que a têm 
como disciplina distante da realidade e sem função.
Mas	a	crescente	sofisticação	das	técnicas	 instrumentais	de	análise	
química, principalmente com a introdução de computadores nas escolas 
e em laboratórios, melhores técnicas de acompanhamento e resolução 
de	problemas,	contribui	para	desmistificar	e	levar	o	aluno	a	se	interessar	
por esta ciência. Nos últimos anos, a química vem tomando novos rumos, 
tornando -se mais aceita na sociedade.
O	desafio	no	momento	é	acabar	com	aquelas	frases	construídas	sem	
informação	científica	nenhuma,	tais	como:
1) “Não vou mais comer pão de padaria, pois é química pura”.
Essa é uma frase realmente injusta, porque todos os componentes do 
pão feito em nossas casas são também produtos químicos. A farinha de 
trigo, por exemplo, é amido puro. Amido é um carboidrato formado por 
elementos químicos, tais como carbono, hidrogênio e oxigênio, ou seja, 
é química.
2) “Não sou adepto dos produtos reciclados, eles podem estar 
contaminados”.
Realmente isso pode acontecer em função da ganância humana. Mas 
não é muito mais barato reciclar do que fazer de novo? Se vamos reciclar, 
vamos diminuir drasticamente a quantidade de lixo acumulado em aterros 
sanitários mal construídos e que, na maioria das vezes, contamina os 
lençóis freáticos.
18 UNIUBE
Tenho certeza de que você já falou uma dessas frases até mesmo 
sem pensar!
Este primeiro capítulo tem como principal objetivo mostrar que a química 
está presente em todo nosso ciclo de vida e até mesmo além dele.
Em alguns momentos, a química parece mágica, pois cuida das transformações 
da matéria.
Você já pensou que as moléculas que constituem seu corpo já foram 
utilizadas para constituir outros seres vivos? Sim, já foram. Preste atenção 
ao nosso diálogo:
 No seu almoço de hoje você saboreou um belo bife acebolado.
— De onde veio a carne?
— Do boi ou da vaca (não vamos discriminar).
— Como os animais abatidos se alimentavam?
— De capim.
— Quem “alimentou” o capim?
— Os nutrientes oriundos do metabolismo das bactérias.
— Quem alimentou as bactérias?
— Os restos mortais de vegetais e animais que formam a matéria 
orgânica.
É, meu amigo! Nossas moléculas já foram utilizadas milhões e milhões 
de vezes por outros seres. E ainda temos a coragem de xingar os nossos 
desafetos de germes. Não queremos aqui desapontá -lo. Mas, para al-
guns, germe é elogio.
Todas as informações acima são para dizer da seriedade dos nossos pro-
pósitos de estudar química.
Objetivos
Neste	capítulo,	nosso	foco	principal	será	identificar	historicamenteos	
principais	cientistas	e	suas	contribuições	para	a	evolução	científica	até	
os dias atuais, construindo assim bases teóricas que contribuirão para o 
processo de aprendizagem e que cercam os conceitos iniciais do estudo 
da química, valorizando -a como uma ciência verdadeiramente importante 
e atuante em nosso dia a dia. Para tal lançaremos mão de exemplos do 
cotidiano para explicar fatos e fenômenos, utilizando uma linguagem 
simples,	mas	retratando	a	realidade	de	tais	fatos	científicos.
UNIUBE 19
Esquema
O que veremos neste capítulo:
• Introdução ao histórico da Química.
• A evolução histórica do estudo do átomo.
• O estudo da eletrosfera.
• O diagrama de Linus Pauling.
 2.1 Uma grande proposta, uma breve história
De fato, nós, professores de química da Universidade de Uberaba, adoramos 
viver,	amar,	contribuir	socialmente	para	a	vida.	Por	isso	aceitamos	o	grande	desafio:	
ensinar química a distância.
Formar professor/educador de química: essa é a nossa meta. E mais, a cada dia, 
trabalhamos para aumentar a “legião” de “seres humanos” com um objetivo único: 
contribuir, direta ou indiretamente, para a preservação, ou até mesmo para a 
reconstrução, em alguns casos, do nosso tão desgastado e explorado planeta 
azul. Portanto informar, formar para a cumplicidade da vida e saber educar são 
os nossos grandes objetivos.
A maior de todas as perguntas é: onde começa e onde termina a química? A 
resposta	é	simples	e	direta:	ela	não	tem	um	começo	e	não	tem	um	fim.
O que você é? De que você é construído? Para que você se alimenta? O que são 
os seus cabelos? que são suas vestes e seus produtos higiênicos? Olhando à 
sua volta, você vê o quê? O que é belo, o que é feio? São várias perguntas com 
uma	única	resposta:	tudo	é	construído	por	infinitas	combinações	de	elementos	
químicos, portanto tudo é química.
Agora,	sem	vermos	ou	conhecermos	você,	podemos	afirmar	sem	medo	de	errar	
que você, nós e tudo mais que constitui o universo somos química pura. Tudo 
consiste	em	um	grande	entendimento	científico.
20 UNIUBE
A química não é uma ciência antiga como a matemática, a astronomia ou a física, 
que	tiveram	seus	princípios	científicos	iniciados	há	muitos	séculos	antes	de	Cristo.	
Mas a Bíblia narra fatos como a “multiplicação do pão” e a “transformação” da 
água em vinho, produtos que, para serem fabricados, necessitam de fermentação, 
que nada mais é do que um processo químico.
Como será que os egípcios conservavam seus corpos após a morte? Pode apostar: 
química de alto nível.
Segundo Aristóteles (384 -322 a.C.), tudo era constituído por quatro elementos 
básicos:	fogo,	terra,	ar	e	água.	Este	pensamento	influenciou	muito	a	evolução	da	
ciência como um todo e durou até o século XVI. No início do século XVII, foi que 
realmente apareceram conceitos que marcaram a química como ciência. Processos, 
como separação de misturas e o estudo das propriedades de seus componentes, 
foram denominados ALQUIMIA.
A alquimia, uma mistura de ciências, arte e magia, nasceu durante a Idade Média, 
tendo como objetivo a busca da longevidade da vida, contribuindo muito com o 
diagnóstico e a produção de produtos para a cura de doenças. Mas o objetivo 
maior	era	a	pedra	filosofal,	aquela	que,	com	um	simples	toque,	transformava	
qualquer metal em ouro. Não com objetivo econômico, mas sim religioso, em 
virtude de esse metal ser maleável e quase não sofrer corrosão. Ele era utilizado 
para esculpir peças para rituais religiosos.
Nesse fato histórico, os chineses têm uma contribuição relevante na evolução da 
química como ciência. Vários conceitos metalúrgicos foram criados e os chineses 
descobriram a pólvora, utilizada inicialmente na fabricação de fogos de artifício.
Nos séculos XVII e XIX, grandes nomes surgiram, tais como Lavoisier, Berzelius, 
Gay -Lussac, Dalton, Avogrado, Kekulé e tantos outros, que nortearam princípios 
científicos, caracterizando a química como uma ciência investigativa.
A inquisição, em determinados momentos, interrompeu este crescimento e, em 
outros, contribuiu para ele. No século XX, tivemos realmente uma grande evolução.
IMPORTANTE!
UNIUBE 21
No século XX, o avanço tecnológico colocou a química, em vários momentos, 
como a ciência da destruição, em outros momentos, como a ciência da transformação 
e, no momento atual, como a ciência da salvação. Pretendemos mostrar que os 
avanços	científicos	conseguiram	melhorar	a	qualidade	de	vida	dos	seres	vivos,	
incluindo, claro, os seres humanos.
Uma das nossas metas, durante todo o curso, é fornecer um material bem 
fundamentado, para a compreensão dos princípios da química e a utilização destes 
princípios nas mais variadas disciplinas relacionadas com as ciências ambientais 
e da própria vida.
Não esqueça...
Ninguém aprende para você.
Os caminhos importantes para você dominar este curso são: muita leitura, muita 
motivação, dedicação e realização de todas as atividades propostas.
Você está aprendendo para ensinar!
IMPORTANTE!
Para dar continuidade a nosso assunto, vamos voltar ao século XIX, lá pelo ano 
de	1807,	quando	o	inglês	John	Dalton	deu	um	caráter	científico	para	o	átomo,	
baseando -se empiricamente nas “Leis ponderais das reações químicas” (este 
assunto será estudado um pouco mais adiante!).
 2.2 A visão moderna da estrutura atômica
A matéria, como sabemos, é feita de partículas extraordinariamente pequenas, 
e a menor partícula é o átomo. A maioria dos elementos é encontrada na natureza 
como misturas de isótopos e em proporção relativamente constante. O silício, 
por exemplo, existe na natureza em proporção fixa de três isótopos, com 14, 15 
e 16 nêutrons, respectivamente.
Nem todos os átomos de um mesmo elemento possuem a mesma massa. As 
massas do elemento podem ser identificadas por análises em um equipamento 
denominado espectrômetro de massas. Por exemplo, se formos analisar a massa 
de uma amostra de Neônio pura, a maior parte dos átomos tem 3,32 x 10-24 kg, 
ou seja, cerca de 20 vezes a massa do átomo de hidrogênio. No entanto alguns 
22 UNIUBE
átomos de neônio são aproximadamente 22 vezes mais pesados do que o átomo 
de hidrogênio e outros aproximadamente 21 vezes mais (Figura 1). Os três tipos 
de átomos têm o mesmo número atômico e são, sem nenhuma dúvida, átomos 
de neônio. 
Figura 1: Espectro de massas do neônio. Localização dos picos no eixo x dá a massa dos 
átomos e as intensidades dão o número relativo de átomos de cada massa 
A partir desta observação, cientistas notaram que o núcleo atômico deve conter 
outras partículas subatômicas além dos prótons e sugeriram que ele também deve 
conter partículas eletricamente neutras, chamadas de nêutrons. Como os nêutrons 
não possuem carga, eles não afetam a carga do núcleo nem o número de elétrons 
do átomo. Porém eles aumentam substancialmente a massa do núcleo do átomo 
e, por isso, um número diferente de nêutrons no núcleo dá origem a átomos de 
massas diferentes, mesmo que os átomos pertençam ao mesmo elemento. 
Isótopos
Isótopos são espécies de átomos que contêm o mesmo número atómico Z, assim 
constituindo o mesmo elemento químico, embora tenham um número de massa 
diferente. Os átomos que são isótopos têm entre si o mesmo número de prótons 
no núcleo, ocupando o mesmo lugar na tabela periódica. 
UNIUBE 23
Por exemplo, alguns átomos de hidrogênio têm um próton e dois nêutrons, como 
podemos observar na Figura 2.
Figura 2: Isótopos do Hidrogênio
É importante notar que a maior parte dos elementos químicos conta com mais 
de um isótopo. Apenas 21 elementos possuem um único isótopo natural. 
Podemos classificar os isótopos em isótopos estáveis e isótopos instáveis, ou 
radioativos.
Um isótopo radioativo apresenta uma relação inadequada entre o número de 
prótons e de nêutrons para manter a estabilidade nuclear. A noção de estabilidade, 
entretanto, não é exata,considerando que há isótopos quase estáveis devido a 
um tempo de neutralização excessivamente longo.
O isótopo radioativo possui um núcleo atômico instável diante do balanço de 
nêutrons e prótons, fazendo com que o núcleo emita energia ao mudar de forma 
sob condições mais estáveis. Os isótopos instáveis possuem um período de 
desintegração em que a energia é emitida sob a forma de raios beta (elétrons 
ou prótons), alfa (núcleos de hélio) ou gama (energia eletromagnética).
Como fazer
O magnésio possui três isótopos com massas 24, 25 e 26. 
a) Escreva o símbolo químico completo para cada um deles. 
b) Quantos nêutrons existem no núcleo de cada um dos isótopos?
24 UNIUBE
Solução:
a) O magnésio tem número atômico 12, logo todos os átomos de magnésio contêm 
12 prótons e 12 elétrons. Os três isótopos são, portanto, representados por 2412Mg, 
2512Mg e 2612Mg .
b) O número de nêutrons em cada isótopo é o número de massa menos o número 
de prótons (A = Z + N). O número de nêutrons em cada um dos núcleos de cada 
isótopo é, portanto, 12, 13 e 14, respectivamente.
2.3 Pesos atômicos ou massas atômicas
Mesmo sabendo que um átomo de carbono sempre possui 6 prótons e 6 elétrons, 
não podemos afirmar que um átomo de carbono deve ter qualquer número es-
pecífico de nêutrons. Alguns átomos de carbono que encontramos na natureza 
têm 6 nêutrons. O número de massa desses átomos é 12 e são escritos como 
carbono-12, cujo símbolo é 126C. Outros átomos de carbono têm 6 prótons e 7 
nêutrons e, portanto, número de massa 13, sendo escritos como carbono-13, 
cujo símbolo é 136C. Outros têm 6 prótons e 8 nêutrons, sendo escritos como 
carbono-14 ou 146C.
Pratique: 
Quantos nêutrons existem em cada isótopo de oxigênio? Escreva o símbolo de 
cada isótopo.
a) Oxigênio-16 
b) Oxigênio-17 
c) Oxigênio-18
Isóbaros
Os isóbaros constituem átomos de diferentes números de prótons que, no entanto, 
possuem o mesmo número de massa (A). Portanto, ainda que sejam átomos de 
elementos químicos distintos, eles possuem a mesma massa, pois um maior 
número de prótons será compensado por um menor número de nêutrons e assim 
por diante. Logo terão propriedades físicas e químicas diferentes, como podemos 
observar a seguir:
146C 147N
UNIUBE 25
A massa de um próton é 1,6726 x 10-24 g, mas este número é tão pequeno que 
é mais conveniente usar outra unidade, denominada massa atômica (u), para 
descrever sua massa.
1 u = 1,666054 x 10-24 g e 1 g 6,02214 x 1023 u
A massa atômica de um elemento na tabela periódica é a média ponderada das 
massas (em u) de seus isótopos encontrados na terra. 
É possível encontrar a massa atômica de um elemento usando as massas de 
seus isótopos e suas abundâncias relativas. Por exemplo, o carbono encontrado 
na natureza é composto de 98,93% de 12 C e 1,07% de 13 C. As massas desses 
núcleos são 12 u e 13,000335 u, respectivamente. Calculamos a massa atômica 
do carbono a partir da abundância fracionada de cada isótopo e da massa 
daquele isótopo:
(0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335 u) = 12,01 u
A massa atômica de cada elemento é também conhecida como o peso atômico 
do elemento. 
Como fazer
Sendo as quantidades naturais (abundância isotópica) dos três isótopos estáveis 
de magnésio, são 78% para o magnésio-24 (23,98504 u), 10,00% para o 
magnésio-25 (24,9858 u) e 11,01% para o magnésio-26 (25,9829 u), calcule a 
massa atômica do magnésio.
Solução:
(0,7899 x 23,99 u) + (0,1 x 24,99 u) + (0,1101 x 25,98 u) = 24,31 u
Isótonos
Os isótonos são átomos de diferentes números de prótons e de massa, que, no 
entanto, possuem o mesmo número de nêutrons, ou seja, são elementos distintos 
com propriedades físicas e químicas diferentes, como podemos observar a 
seguir:
Para o B, temos que: 
26 UNIUBE
N = A + Z 
N = 11 – 5 
N = 6
Para o Be, temos que: 
N = A + Z 
N = 10 – 4 
N = 6
Para Dalton, na combinação, seria sempre mantida a proporção de um para um 
entre os elementos, ele sugeriu que estas combinações fossem denominadas 
moléculas. Portanto a molécula da água seria “HO”.
Posteriormente, Gay -Lussac e Avogadro demonstram que nem todas as molé-
culas obedecem à proporção de um para um. Assim a molécula da água torna-
-se H2O. O modelo atômico de Dalton contribuiu muito para o progresso da 
ciência no século XIX.
Porém, ainda no século XIX, vários cientistas descobriram uma série de fenô-
menos, tais como a condução de corrente elétrica por soluções, o raio X etc., 
que não podiam ser explicados pelo modelo atômico de Dalton. Originou -se, 
então, a suspeita de uma possível ligação entre matéria e energia elétrica.
Hoje, como Dalton explicaria a eletricidade, os ímãs, a 
radioatividade ou a energia que os seres vivos con-
somem em seus movimentos? 
Grande tacada a do Dalton!
Mas a molécula de água fica mais bonitinha assim: 
TROCANDO IDEIAS!
Radioatividade
Propriedade que certos 
elementos têm de emitir 
espontaneamente 
radiações corpulares ou 
eletromagnéticas.
UNIUBE 27
Joseph John Thomson, cientista inglês, trabalhando melhor com raios catódicos, 
concluiu em 1897 que esses raios, na verdade, eram partículas menores que 
os átomos e que possuíam carga elétrica negativa. Pronto, estava aí a desco-
berta dos elétrons! Thomson propôs que o átomo seria formado por uma esfera 
de carga elétrica positiva e, em sua superfície, haveria os elétrons, com carga 
negativa, anulando assim a carga elétrica do átomo.
Pouco tempo depois, o alemão Eugene Goldstein descobre, por meio dos raios 
catódicos, uma nova partícula. Esta partícula tinha um peso de 1.836 vezes mais 
que o do elétron e tinha carga elétrica positiva. Estava descoberto o próton.
Foi o cientista inglês Ernest Rutherford (1871 -1937), em 1908, quem 
apresentou uma nova fase para o átomo, demonstrando sua 
divisibilidade, em função de novas experiências com o espalhamento 
de partículas alfa (α).	Estas	também	são	conhecidas	como	núcleos	
de átomos hélio (He) e serão oportunamente estudadas no capítulo 
sobre radioatividade.
Para testar o modelo atômico de Thomson, Rutherford colocou 
polônio radiativo dentro de um bloco de chumbo e bombardeou 
uma	finíssima	lâmina de ouro com partículas alfa, emitidas pelo 
polônio. Estas saem de um bloco de chumbo por um canal e 
encontram	pela	frente	a	finíssima	lâmina	de	ouro	(0,0001	mm	de	
espessura), atravessando -a e colidindo com uma peça cilíndrica revestida internamente 
com	sulfeto	de	zinco,	que	é	fluorescente.	Na	trajetória	das	partículas	alfa,	apareceu	
uma	fluorescência	constante.	Mas,	de	tempo	em	tempo,	fora	desta	trajetória,	surgiram	
pontos luminosos.
Material 
radiativo
Bloco 
de chumbo Lâmina de ouro
 Figura 3: Experimento de bombardeamento de partículas α de Rutherford
 Fonte: Acervo EAD-Uniube.
Alfa
Primeira letra 
do alfabeto 
grego.
Lâmina
Fragmento 
chato e delgado 
de qualquer 
substância.
28 UNIUBE
A interpretação dada por Rutherford foi:
a) a maioria das partículas atravessava a lâmina de ouro, então a matéria era 
praticamente oca, embora a lâmina de ouro parecesse compacta;
b) o átomo devia ser constituído de uma parte central, denominada núcleo, com 
carga elétrica positiva, pois repelia violentamente as partículas alfa, também 
de carga positiva, quando estas passavam próximo ao núcleo;
c) analisando o número de partículas que sofreram desvio, bem menor em relação 
às de trajetórias normais, chegou -se à conclusão de que o tamanho do núcleo 
seria 100.000 vezes menor que o tamanho normal do átomo, e o núcleo era 
quem realmente contribuía com a maior parte para a massa das substâncias. 
A relação seria como colocar uma bola pequena no centro de um estádio de 
futebol (o Mineirão, por exemplo), em que a bola seria o núcleo e o resto do 
estádio, uma região provável de se encontraroutras partículas (os elétrons);
d) porém, se o átomo tivesse apenas núcleo positivo e nada mais, a matéria seria 
eletricamente positiva. Para contornar este problema, Rutherford admitiu que 
a carga nuclear seria equilibrada por elétrons em movimento para não colidirem 
com o núcleo.
Em resumo, o átomo seria muito parecido com o sistema solar: o núcleo 
representaria o sol e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares, 
formando o que se denominou eletrosfera.
O modelo de Rutherford descrito anteriormente contribuiu enormemente para o 
entendimento	da	estrutura	da	matéria,	mas	apresentava	algumas	deficiências.	
Rutherford foi obrigado a admitir que os elétrons (carga negativa) giravam em 
torno	do	núcleo	(carga	positiva),	pois,	se	ficassem	parados,	eles	seriam	atraídos	
pelo núcleo e o átomo entraria em colapso, da mesma forma que um satélite em 
órbita cairia sobre o planeta. Mas os elétrons não se comportavam assim, pois, 
se assim fosse, a matéria seria destruída. No entanto, ao admitir que os elétrons 
se movimentam em torno do núcleo, Rutherford acabou criando um paradoxo.
A física clássica diz que uma partícula em movimento circular (situação em que 
o elétron se encontra) está constantemente perdendo energia. Dessa forma, se 
o elétron emitisse energia, a sua velocidade de rotação diminuiria com o tempo e 
o elétron acabaria indo de encontro ao núcleo em movimento espiralado. Como 
sair	desse	impasse	se	isso	não	é	observado	na	prática?	Estas	dúvidas	exemplificam	
mais uma vez o modo pelo qual a ciência evolui.
UNIUBE 29
Alguns	anos	mais	tarde,	o	físico	dinamarquês,	Niels	Bohr,	introduziu	a	justificativa	
para o comportamento do elétron. Com base em seus estudos, ele postulou que 
os	elétrons	giram	ao	redor	do	núcleo	em	órbitas	bem	definidas	e,	ao	girarem,	não	
irradiam energia.
Para completar a história, em 1932, outro inglês, James Chadwick, descobriu outra 
partícula subatômica de massa muito próxima à do próton, porém sem carga 
elétrica, mas que contribui para a massa total do átomo. Essa partícula passou a 
ser chamada de nêutron. Portanto podemos resumir as propriedades das partículas 
fundamentais de um átomo da seguinte maneira:
Quadro 1: Comparação entre as propriedades de prótons, elétrons e nêutrons
Partículas Natureza Carga relativa Massa relativa 
Prótons Positiva +1 1
Nêutrons Nula 0 1
Elétrons Negativa –1 1/1.836
Portanto:
• O nêutron possui massa relativa igual a um, carga relativa igual a zero e é 
simbolizado por N.
• O próton possui massa relativa igual a um e carga relativa igual a mais um (+1).
• O elétron possui massa relativa 1.836 vezes menor que a do próton e carga 
relativa igual a menos um (–1).
2.4 A continuidade histórica: ideias de formação e estudando o átomo
De acordo com os conceitos vistos até aqui, podemos perceber que a formação 
da natureza, incluindo animais, vegetais, terra, ar e tudo que se pode ver, sentir 
e palpar, é química.
Epa! No amor não tem química. Mas, se tem amor, há hormônios. Se há hormônios, 
tem estrutura química. Portanto até o amor é química!
SAIBA MAIS
30 UNIUBE
Pela proximidade dos conceitos envolvendo química com nosso dia a dia, 
podemos tirar vantagens destes fatos corriqueiros. E, para que possamos entender 
o que virá pela frente, vamos aprofundar um pouco mais no estudo do átomo 
segundo os postulados de Bohr.
Algumas situações do nosso cotidiano em que a química se faz presente:
1. Passeando por uma cidade, por menor que seja, sempre há uma rua que é o centro 
comercial com luminosos de cores diferentes para chamar a atenção dos fregueses 
para os mais variados produtos. Esses luminosos geralmente são de gás neônio, 
vapor de sódio ou vapor de mercúrio.
2. Outro fato curioso é a leitura de código de barra. Hoje, em tudo que você compra 
esse código está presente. Pela leitura desse código, é informado o preço, a data de 
fabricação, o lote de produção e outras informações.
3. E as comemorações de passagem de ano! Todos os anos vemos espetáculos 
pirotécnicos, com várias colorações sendo emitidas após as explosões.
PARADA PARA REFLEXÃO
Percebemos que, em todas as situações, há o envolvimento de luminosidade.
Como será então que ocorrem estes fenômenos? O que dá cor aos fogos de 
artifício? O que explica a fosforescência de alguns materiais?
Muito simples! Preste atenção. Baseando -se nos postulados de Bohr, podemos 
responder a essas indagações:
• Os elétrons nos átomos giram em órbitas circulares, ao redor do núcleo, nas 
chamadas camadas ou níveis de energia;
•	 A	 esses	elétrons	são	permitidas	somente	algumas	energias	fixas	em	seu	
movimento	ao	redor	do	núcleo,	energia	esta	que	não	é	suficiente	para	que	o	
elétron irradie energia, permanecendo assim em um estado estacionário de 
energia.
• Quando os elétrons do átomo absorvem energia (quantum de energia), seja na 
forma de luz, calor ou eletricidade, ele (elétron) “salta” de um nível de menor 
energia para um de maior. Quando isto acontece, dizemos que o elétron foi 
“excitado” (Figura 4).
UNIUBE 31
• Ao retornar ao seu nível inicial, o elétron emite ondas eletromagnéticas (fótons 
de luz), que chamamos de espectro atômico (Figura 4).
Energia
absorvida
Luz emitida
(Fóton)
"Salto
Quântico"
Energia
crescente
K
L
M
f
 Figura 4: O “salto” quântico do elétron
Podemos ainda, para explicar a da situação 2, ir um pouco 
mais longe. Com a descoberta do “salto” quântico, Albert 
Einstein em 1916 lançou as bases teóricas para a criação 
de pequenos feixes com altas concentrações de energia. 
Durante	a	Segunda	Guerra	Mundial,	seu	estudo	ficou	
esquecido, sendo retomado em 1953 por outros cientistas 
que descobriram um dispositivo capaz de emitir ondas, 
porém de forma descontínua. Apesar de a descoberta não 
ser atribuída a Einstein, ele levaria todo o mérito. Em sua 
investigação, descobriu a emissão estimulada, condição 
necessária para se ter o equilíbrio térmico da radiação 
com a matéria. Estava criado o laser, feixes de luzes 
contínuas, de alta intensidade e de frequência bem 
definidas.	Hoje	o	 laser é aplicado em vários campos, 
desde pesquisas até cirurgias médicas, em leitores de CD 
e DVD, impressoras e na indústria em geral.
Ah! Então o que ocorre na verdade é um fenômeno físico?! E nós que achávamos 
que eram corantes que produziam as cores dos fogos de artifício!
SAIBA MAIS
Todos os conceitos utilizados até agora têm como objetivo claro o estudo da 
eletrosfera e o comportamento dos elétrons nesta.
Albert Einstein 
(1879 -1955)
Físico e matemático, 
nascido em Ulm 
(Württemberg, sul da 
Alemanha), formulou a 
Teoria da Relatividade 
Generalizada em 1919.
Laser
Light amplification by 
stimulated emission of 
radiation, ou 
simplesmente 
“amplificação	da	luz	por	
emissão estimulada por 
radiação”.
32 UNIUBE
Bohr, servindo -se da teoria quântica de Max Planck, utilizou o átomo de hidrogênio 
e, em 1913, conseguiu formular seu novo modelo, como descrito nos postulados 
anteriormente. Em uma análise mais aprofundada da eletrosfera, concluiu que 
as camadas (níveis) possuíam subcamadas (subníveis) e que os elétrons na 
verdade se encontravam nestes locais.
 Figura 5: Níveis ou camadas de energia
Lembre: quando o átomo é “excitado”, ele salta de um nível de menor energia 
para um de maior, portanto existe uma ordem crescente que rege esses níveis.


Consequentemente os subníveis também possuem uma ordem crescente de 
energia e cada um comporta um número máximo de elétrons. Vejamos a seguir:

 

Vamos dar mais uma olhada no Quadro 2. 
Quadro 2: Níveis, subníveis de energia e quantidade total de elétrons por camada
CAMADA NÍVEL SUBNÍVEL ELÉTRONS TOTAIS
K 1 s 2
L 2 s, p 8
M 3 s, p, d 18
N 4 s, p, d, f 32
O 5 s, p, d, f 32
P 6 s, p, d 18
Q 7 s 2
UNIUBE33
Podemos perceber que cada nível possui certa quantidade de subníveis e, como 
vimos que cada subnível comporta um número máximo de elétrons, podemos 
concluir o número de elétrons que cada nível possui.
Exemplo 1:
• A camada “K” possui somente o subnível “s”, que comporta no máximo 2 
elétrons, portanto essa camada (nível) acomoda 2 elétrons.
• A camada “L” possui os subníveis “s” e “p”, que comportam no máximo 2 e 6 
elétrons respectivamente, portanto essa camada (nível) acomoda 8 elétrons e 
assim por diante.
Vamos fazer uma analogia simples, mas que nos ajudará no entendimento de todo 
conceito visto até agora. 
Vamos imaginar que o átomo seja um condomínio (horizontal), onde as casas sejam 
os níveis (ou camadas), os quartos sejam os subníveis e os elétrons, as pessoas 
que habitam esses “lares”. Então vejamos:
• A “casa” K (nível 1) possui o “quarto” s (subnível), o qual comporta 2 “pessoas” 
(elétrons).
• A “casa” L (nível 2) possui os “quartos” s e p (subníveis), os quais comportam 2 e 6 
“pessoas” (elétrons) respectivamente, formando a seguinte representação:
1s2
2s2 2p6
1 é o nível (camada K)
s é o subnível
2 é o número de elétrons
em que
em que
2 é o nível (camada L)
s é p subníveis
2 e 6 são os número de elétrons
Essas informações serão importantes para entendermos como construir o diagrama 
de Linus Pauling e como pode ser obtida a ordem crescente de energia dos subníveis.
PARADA PARA REFLEXÃO
34 UNIUBE
Lembre : 
Cada camada possui um número máximo de elétrons que são distribuídos nos 
subníveis na sua ordem crescente. Como esses subníveis comportam um número 
máximo	de	elétrons,	fica	fácil	montar	o	diagrama:
Exemplo 1:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
2 elétrons na camada K
8 elétrons na camada L
18 elétrons na camada M
... ..
...
.
2 + 6 + 10 = 18 elétrons
E sucessivamente para as camadas:
N com 32 elétrons 
O com 32 elétrons 
P com 18 elétrons 
Q com 2 elétrons
Após a montagem, devemos traçar uma diagonal de cima para baixo cortando 
os subníveis. Isso revela que a energia dos elétrons aumenta de acordo com as 
diagonais do diagrama de Pauling e não de acordo com os níveis energéticos 
de Bohr.
K
L
M
N
O
P
Q
1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
2s6
3s6
4s6
5s6
6s6
3s10
4s10
5s10
6s10
4s14
5s14
UNIUBE 35
Segundo Pauling, o átomo do estado fundamental, isolado ou neutro, apresenta 
os seus elétrons em ordem crescente de energia, como mostrado nas setas do 
diagrama.
Distribuição eletrônica em ordem crescente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 
5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10
Observação: um átomo necessariamente não possuirá todos os níveis (camadas) 
de energia, isso dependerá do seu número atômico (Z), ou seja, de seu número 
de	elétrons.	Esse	fator	é	que	influenciará	o	tamanho	do	átomo	no	seu	raio	atômico.
Exemplo 2:
Oxigênio	(O)	=	(número	atômico)	8	→	1s2 2s2 2p4
Explicando melhor:
Camada K ou nível energético 1 (1s2) = 2 elétrons. 
Camada L ou nível energético 2 (2s2 e 2p4) = 6 elétrons.


Nos conceitos a seguir, veremos que, para a formação de uma ligação química, 
o que nos interessa é a última camada preenchida, ou seja, a camada mais 
externa ou também chamada de camada de valência.
Atividade 1
Agora faça você mesmo a distribuição eletrônica para os exemplos a seguir:
a) 20Mg f) 41Nb
b) 17Cl g) 19K
c) 31Ga h) 34Se 
d) 27Co i) 79Au 
e) 10Ne j) 21Sc
AGORA É A SUA VEZ
36 UNIUBE
Veremos também nos estudos a seguir que, a partir das informações já adquiridas, 
podemos relacionar a distribuição eletrônica dos átomos com a disposição da 
tabela periódica.
 2.5 Mecânica quântica e os orbitais atômicos
Ao estudarmos a proposta de De Boglie e o princípio da incerteza de Heisenberg, 
percebemos que estas ideias caracterizam de forma distinta aspectos do 
comportamento das partículas microscópicas. No entanto havia a necessidade 
de uma nova teoria que agregasse essas duas ideias. Assim, como a mecânica 
clássica não as incorporava, era necessário o desenvolvimento de uma nova 
mecânica que levasse em conta os fenômenos quânticos, deixando para trás 
conceitos clássicos, como o de trajetória de uma partícula ou o movimento de um 
elétron em uma órbita. Essa nova mecânica, denominada mecânica quântica, foi 
desenvolvida a partir das ideias de De Broglie, Heisenberg, Schrödinger, Dirac, 
entre outros. 
A equação de onda apresentada por Schrödinger é bastante complexa e, para 
resolvê-la, é necessário um conhecimento matemático avançado. Portanto, para 
facilitar, vamos abordar alguns aspectos importantes dessa equação de maneira 
qualitativa, sem entrar em pormenores sobre as operações matemáticas envolvidas.
No ano de 1933, Erwin Schrödinger recebeu o prêmio Nobel de Física pela 
formulação da Teoria da Mecânica Quântica. A mecânica quântica determina que 
só se pode estudar o comportamento de sistemas microscópicos em termos de 
“probabilidades”. Dessa forma, não podemos utilizar expressões, tais como a 
trajetória de um elétron pode ser encontrado, mas sim a região de maior 
probabilidade em que um elétron, que é o orbital atômico, passando estes sistemas 
a	serem	descritos	por	uma	função	de	onda,	representada	pela	letra	grega	Ψ	(Psi).
Antes disso, em 1926, Schrödinger havia formulado uma equação de onda para 
descrever o comportamento de sistemas microscópicos, em que considerava o 
comportamento dualístico de uma partícula se movimentando em três dimensões. 
A equação proposta é:
∂2Ψ	/∂x2	+	∂2Ψ	/∂y2	+	∂2Ψ	/∂z2	+	8π2m/	h2	(E	−	V	)Ψ	=	0
UNIUBE 37
Sendo, 
Ψ	a	função	de	onda	relacionada	à	partícula;	
m a massa;
E a energia total do sistema;
V a energia potencial da partícula. 
Quando	esta	equação	é	resolvida,	temos	como	solução	as	funções	de	onda	(Ψ),	
as quais oferecem todas as informações associadas à partícula em cada estado 
de energia permitido.
A função de onda pode assumir qualquer valor numérico positivo ou negativo. 
No entanto, para que ela retrate um sistema real, como o átomo, seus valores 
devem ser sempre números reais e positivos. Assim Max Born interpretou a 
função	de	onda	levando	em	consideração	o	quadrado	do	valor	absoluto	de	Ψ,	
|Ψ|2	como	sendo	a	densidade	de	probabilidade	de	se	localizar	o	elétron	em	uma	
dada posição em torno do núcleo. Desse modo, para obtermos a probabilidade 
P	de	encontrar	a	partícula	em	um	sistema	unidimensional	descrita	por	Ψ	no	
intervalo entre x e x + dx, devemos multiplicar a densidade de probabilidade, 
|Ψ|2,	pela	dimensão	infinitesimal	da	vizinhança	dx,	estabelecendo-se	que	P	=	
|Ψ|2	·	dx.	No	caso	de	uma	partícula	que	se	movimenta	em	três	dimensões,	como	
um elétron em um átomo, a possibilidade de encontrarmos o elétron nas vizi-
nhanças de um dado ponto, em um volume infinitesimal dv(dv = dx dy dz), é 
dada por:
P	=	|Ψ|2	·	dv
No modelo mecânico-ondulatório, consideramos que o elétron demonstra ca-
racterísticas tanto de uma onda quanto de uma partícula. Assim um elétron não 
é mais tido como uma partícula que se move em um orbital distinto. Considera-
mos a posição do elétron como sendo a probabilidade de um elétron estar em 
vários locais ao redor do núcleo.
A solução da equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio produz o que 
é conhecido como funções de ondas, que dão origem aos orbitais. Para cada 
orbital haverá uma densidade eletrônica diferente no espaço com uma determi-
nada quantidade de energia. Por exemplo, o orbital de menor energia para o 
átomo de hidrogênio é mostrado na Figura 6.
38 UNIUBE
Figura 6: Distribuição da densidade eletrônica no estado fundamental do átomo de hidrogênio
O modelo da mecânica quântica não se refere a órbitas porque o movimento do 
elétron em um átomo não pode ser medido ou localizado com precisão.
IMPORTANTE!Ao utilizarmos a mecânica ondulatória, veremos que cada elétron em um átomo 
é caracterizado por quatro parâmetros, que são chamados de números quânti-
cos. O tamanho, a forma e a orientação espacial da densidade de probabilidade 
de um elétron são determinados por três desses números quânticos. Além disso, 
os níveis energéticos de Bohr são divididos em subcamadas eletrônicas, e os 
números quânticos especificam o número de estados (ou orbitais) em cada 
subcamada. 
As camadas são estabelecidas por um número quântico principal n, que pode 
assumir números inteiros a partir da unidade. Algumas vezes essas camadas 
são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q e assim por diante, que 
correspondem, respectivamente, a n = 1, 2, 3, 4, 5... Devemos observar que 
este número quântico, e somente este, também está relacionado com o modelo 
de Bohr e a distância de um elétron a partir do núcleo, ou a sua posição.
O segundo número quântico, l, também conhecido com angular ou azimutal, 
significa a subcamada, que é apresentada por uma letra minúscula – s, p, d, ou 
f. Está correlacionada à forma da subcamada eletrônica. Além disso, a quanti-
dade dessas subcamadas está limitada pela magnitude de n. 
UNIUBE 39
Valor de l 0 1 2 3
Letra utilizada s p d f
O número de estados energéticos para cada subcamada é estabelecido pelo 
terceiro número quântico, ml, também designado como magnético. Para uma 
subcamada s, há somente um estado energético, enquanto para as camadas 
p, d e f há, respectivamente, três, cinco e sete estados ou orbitais.
Os espectros atômicos demonstram que os elétrons nos átomos ocupam esta-
dos de energia ou níveis de energia discretos. O modelo mecânico-quântico 
possibilita somente certas combinações de números quânticos para descrever 
estes estados. As combinações permitidas de números quânticos podem ser 
determinadas a partir das seguintes regras:
Regras para selecionar as combinações permitidas de números quânticos:
• Os três números quânticos (n, l e ml) são todos números inteiros: 0,1,2,3...
• O número quântico principal (n) não pode ser 0. Os valores permitidos para n 
são, portanto, 1,2,3,4...
• O número quântico angular (l) pode ser qualquer número inteiro entre 0 e n-1. 
Se n = 3, por exemplo, l pode ser 0, 1 ou 3
• O número quântico magnético (ml) pode ser qualquer número inteiro entre -l e +l
As combinações permitidas dos números quânticos n, l e ml para os orbitais nas 
quatro primeiras camadas são dadas na Tabela 1. 
Tabela 1: Combinações permitidas de números quânticos para as camadas n = 1, 2, 3 ou 4
nn l ml
Notação 
Subcamada 
(subnível)
Número de 
orbitais na 
subcamada 
(subnível )
Número de elétrons 
necessários para preencher 
a subcamada (subnível)
1 0 0 1s 1 2 Total na 1ª camada = 2
2 0 0 2s 1 2
6 Total na 2ª camada = 82 1 1, 0, -1 2p 3
40 UNIUBE
3 0 0 3s 1 2
6
10 Total na 3ª camada = 18
3 1 1, 0, -1 3p 3
3 2 2, 1, 0, -1, -2 3d 5
4 0 0 4s 1 2
6
10
14 Total na 4ª camada = 32
4 1 1, 0, -1 4p 3
4 2 2, 1, 0, -1, -2 4d 5
4 3 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3 4f 7
Podemos observar na tabela que, quando n = 4, existem 4 subcamadas (4 sub-
níveis), ou seja, l (0, 1, 2 e 3). Essas subcamadas são chamadas de 4s, 4p, 4d 
e 4f. O número dado na designação de uma subcamada (subnível) é o número 
quântico principal, n; a letra seguinte designa o valor do número quântico angu-
lar l. Existe um orbital 4s (quando l = 0, há apenas um valor possível para ml = 
0). Existem três orbitais 4p (quando l = 1, há três valores possíveis para ml = 
1, 0 e -1). Existem cinco orbitais 4d (quando l = 2, há quatro valores possíveis 
para ml = 2, 1, 0, -1, -2). Existem sete orbitais 4f (quando l = 3, há sete valores 
possíveis para ml = 3, 2, 1, 0, -1, -2 -3). 
Para cada orbital temos uma quantidade de energia envolvida, como pode ser 
observado na Figura 7. Cada quadrícula simboliza um orbital; os orbitais de 
mesma subcamada, como 2p, estão agrupados juntos. Quando o elétron está 
em um orbital de menor energia (o orbital 1s), podemos dizer que o átomo está 
no seu estado fundamental. Quando o elétron está em qualquer outro orbital, o 
átomo está em estado excitado. Sabemos que o elétron pode ser excitado para 
um orbital de mais alta energia pela absorção de um fóton de energia apropriada.
Figura 7: Diagrama completo de níveis energéticos utilizando o modelo mecânico ondulatório
UNIUBE 41
2.6 Representações de orbitais
Os orbitais são regiões na eletrosfera do átomo onde é máxima a probabilidade de 
se encontrar o elétron.
IMPORTANTE!
Os orbitais são demonstrados por nuvens eletrônicas e são distintos para cada 
tipo de interação. Os orbitais do tipo s são esféricos, como podemos observar 
na Figura 8.
Figura 8: Representações de superfícies limite para os orbitais 1s, 2s e 3s
Os orbitais do tipo p têm forma de duplo ovoide. Para o orbital de tipo p, há três 
possibilidades, pois há três orientações espaciais possíveis (x, y, z), como po-
demos observar na Figura 9. 
Da mesma maneira que os orbitais s, os orbitais p ampliam de tamanho quando 
passam de 2p para 3p e assim em diante.
Figura 9: Representação da densidade eletrônica e dos três orbitais p
42 UNIUBE
Se n é igual ou maior que 3, temos os orbitais d. Existem 5 orbitais d neste caso. 
As orientações possíveis para os orbitais são mostradas na Figura 10. Um dos 
orbitais localiza-se no plano xy e é chamado de orbital 3dxy. Os orbitais 3dxz e 
3dyz têm a mesma forma, mas se localizam entre os eixos do sistema de coor-
denadas nos planos xz e yz. Temos ainda o orbital nesta subcamada localizado 
ao longo dos eixos x e y, chamado de orbital 3dx-2y2. A maioria do espaço 
ocupado no quinto orbital reside ao longo do eixo z e este orbital é chamado de 
orbital 3dz2.
Figura 10: Representação da densidade eletrônica e dos cinco orbitais d
Existem 7 orbitais f possíveis quando n for superior a 4. As formas são ainda 
mais complexas, como pode ser observado na Figura 11.
Figura 11: Representação da densidade eletrônica e dos sete orbitais f
UNIUBE 43
2.7 Átomos polieletrônicos
A mecânica quântica é satisfatória para descrição do átomo de hidrogênio, que 
possui apenas um elétron. Assim é natural o surgimento da pergunta: como 
ficaria a descrição da estrutura eletrônica se tivéssemos mais de um elétron? 
Para obtermos essa resposta, precisamos considerar os orbitais e suas energias 
e ainda como os elétrons ocupam estes orbitais.
Em um átomo polieletrônico, para determinado valor de n, a energia de um orbital 
aumenta de acordo com o aumento do valor de l.
IMPORTANTE!
Spin eletrônico e o princípio da exclusão de Pauli 
Após estudos de espectros de linhas de átomos polieletrônicos, cientistas no-
taram algumas características. O que antes aparentava ser apenas uma linha, 
na verdade, eram duas linhas muito próximas, o que significa dizer que havia 
mais níveis de energia do que era suposto. Então houve uma propriedade in-
trínseca que foi denominada spin eletrônico. O elétron age como se fosse uma 
esfera minúscula rodando em torno do seu próprio eixo.
Relacionado a cada elétron está um momento de spin (rotação), que deve estar 
orientado para cima ou para baixo. O quarto número quântico magnético de 
spin, ms, está associado a este momento de spin, para o qual há dois valores 
possíveis (+1/2 e -1/2), um para cada uma das orientações de spin, como po-
demos observar na Figura 12.
Figura 12: Elétron girando ao redor de seu eixo nas direções de seu campo magnético 
44 UNIUBE
Para definir a forma com que os estados eletrônicos são preenchidos com elétrons, 
devemos usar o princípio da exclusão de Pauli, outro conceito quântico-mecânico 
que determina que cada estado ou orbital eletrônico pode comportar um máximo 
de dois elétrons, que devem possuir valoresde spin opostos.
Nem todos os estados possíveis em um átomo estão preenchidos com elétrons. 
Para a maior parte dos átomos, os elétrons ocupam os orbitais energéticos mais 
baixos possíveis nas camadas e subcamadas eletrônicas, dois elétrons por 
estado. Quando todos os elétrons preenchem as menores energias possíveis, 
podemos dizer que o átomo está em seu estado fundamental. A configuração 
eletrônica ou a estrutura de um átomo apresenta a maneira segundo a qual estes 
orbitais são ocupados. Os elétrons de valência são aqueles que ocupam a 
camada preenchida mais externa. Esses elétrons são muito importantes, pois 
participam da ligação entre os átomos para formar os agregados atômicos e 
moleculares.
Alguns átomos possuem configurações eletrônicas estáveis, isto é, os orbitais 
dentro da camada eletrônica mais externa ou de valência estão totalmente 
preenchidos.
Somente dois elétrons podem ocupar um orbital e, se existem dois elétrons dentro 
de um orbital, os spins destes elétrons têm que estar emparelhados.
IMPORTANTE!
2.8	Configurações	eletrônicas
A configuração eletrônica representa a estrutura eletrônica de um átomo com 
todos os orbitais preenchidos e o número de elétrons que cada orbital possui. 
No estado fundamental de átomos com muitos elétrons, os elétrons preenchem 
orbitais atômicos de forma que a energia total do átomo seja a menor possível. 
Sendo assim, podemos considerar que um átomo tem sua menor energia quando 
todos os seus elétrons estão no orbital 1s, mas isso nunca pode acontecer. 
O átomo de hidrogênio em seu estado fundamental tem um elétron no orbital 
1s, portanto sua configuração eletrônica é 1s1. 
 Conjunto de números quânticos n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 
UNIUBE 45
No estado fundamental do átomo de hélio (Z = 2), os elétrons preenchem um 
orbital 1s, assim sua configuração eletrônica é 1s2. 
 Conjunto de números quânticos n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 
 n = 1, l = 0, ml = 0, ms = -1/2
Esse tipo de representação é o que chamamos de configuração de quadrículas, 
em que cada orbital é representado por uma quadrícula e cada elétron por uma 
meia seta. A meia seta apontada para cima representa o spin +1/2 e para baixo 
o -1/2. 
Elétrons emparelhados são aqueles que possuem spins opostos quando estão 
em um mesmo orbital 

.
Regra de Hund 
De acordo com a Regra de Hund, o arranjo mais estável dos elétrons é aquele 
com o número máximo de elétrons desemparelhados, com o mesmo sentido de 
spin, o que torna a energia total de um átomo o mais baixa possível. 
Lembre: no estado fundamental, o número de elétrons do átomo será igual ao 
número atômico Z. 
Assim vamos analisar a distribuição eletrônica do carbono (Z = 6). 
Um átomo de carbono tem seis elétrons. O sexto elétron pode ficar junto com o 
anterior no orbital 2p ou deve ocupar um orbital 2p diferente? 
Segundo a Regra de Hund, a melhor configuração para o átomo de carbono é 
1s22s22px12py1, que também pode ser escrita na forma compacta como 
1s22s22p2: 
46 UNIUBE
Conjunto de números quânticos n = 2, l = 2, ml = 0, ms = +1/2 
Como vimos anteriormente, o diagrama de Pauling é uma ótima ferramenta para 
a distribuição dos elétrons em um átomo.
Vejamos algumas distribuições eletrônicas de alguns elementos mais leves e a 
atribuição dos seus respectivos números quânticos:
Li (Z = 3) 1s22s1 n = 2, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 
Be (Z = 4) 1s22s2 n = 2, l = 0, ml = 0, ms = –1/2 
B (Z = 5) 1s22s22p1 n = 2, l = 1, ml = -1, ms = +1/2 
C (Z = 6) 1s22s22p2 n = 2, l = 1, ml = 0, ms = +1/2 
N (Z = 7) 1s22s22p3 n = 2, l = 1, ml = +1, ms = +1/2 
O (Z = 8) 1s22s22p4 n = 2, l = 1, ml = -1, ms = –1/2 
Como fazer 
Agora faça você mesmo a configuração de quadrículas para o Na (Z = 11) e P 
(Z = 15). Quais os números quânticos? Quantos elétrons desemparelhados 
possuem esses dois átomos?
UNIUBE 47
Metais de transição
Vamos observar dois elementos muito comuns, o cobre e o cromo, que não 
obedecem ao Diagrama. A seguir, temos a configuração eletrônica teórica, ou 
seja, a prevista seguindo o diagrama e a real de acordo com os dados experi-
mentais.
Esse é um caso bem conhecido e a resposta padrão para ele é dizer que, como 
os orbitais d são degenerados, o ideal é que todos tenham o mesmo preenchimento, 
seja parcialmente ou totalmente preenchido, e, para isso, existe a transferência 
interna de um elétron do orbital s para o orbital d.
Se os orbitais d têm a mesma energia, então como podemos ter quatro orbitais 
parcialmente preenchidos e um “vazio” sendo os cinco idênticos do ponto de 
vista energético? Por isso, ao gerar um “desequilíbrio energético”, parece que 
a natureza seguiu uma distribuição mais simétrica no caso do cobre e do cromo. 
Ao observarmos a tabela periódica, podemos levantar algumas questões 
interessantes acerca do comportamento do elétron. O terceiro período termina 
com o argônio, cuja configuração eletrônica é 3s23p6. Percebemos então que 
os elétrons são adicionados antes ao orbital 4s antes dos orbitais 3d serem 
preenchidos. Isso ocorre devido ao efeito de blindagem, ou seja, o orbital 3d no 
átomo está concentrado em uma região mais afastada em relação à camada 
interna constituída por 18 elétrons. Logo a carga nuclear sentida pelos elétrons 
d é bem menor do que a carga total do núcleo. 
Lantanídeos e actinídeos
Os lantanídeos e os actinídeos são os elementos químicos localizados no grupo 
3 da Tabela Periódica que ocupam, respectivamente, o sexto e o sétimo período. 
Dessa forma os lantanídeos apresentam sempre seis níveis eletrônicos e os 
actinídeos apresentam sempre sete níveis eletrônicos. Do Ce em diante, os 
orbitais 4f começam a ser ocupados. Podemos observar a configuração eletrônica 
para o La: [Kr]6s25d14f1. Os elementos Ce-Lu têm os orbitais 4f preenchidos e 
são chamados lantanídeos ou elementos terras raras. Os elementos Th-Lr têm 
os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos. 
48 UNIUBE
No próximo capítulo, voltaremos a falar dos orbitais, relacionando -os com a 
tabela periódica.
 2.9 Conclusão
De todas as Ciências, a Química é a mais recente, porém, em um curto espaço 
de tempo, tem sido a que mais evoluiu e contribuiu para o entendimento de 
vários fenômenos que ocorrem na natureza e em nossas vidas. Ao longo dos 
tempos os cientistas já procuravam entender e dominar esses fenômenos. Os 
precursores foram os Alquimistas, que, na busca dos seus objetivos, conseguiram 
desenvolver reações e descobrir novas substâncias importantes para os 
processos industriais.
Sabe -se hoje que eles contribuíram muito, mas seus argumentos, baseados na 
teoria dos quatro elementos, não foram consolidados. Assim a ideia de que a 
matéria teria sido formada por átomos voltou ainda mais forte, dando início ao 
seu processo evolutivo. 
Referências
BROWN, T.; LEMAY, H.; BURSTEN, B. Química, a ciência central, 9. ed. São Paulo: 
Pearson Prentice Hall, 2005. p. 182 -206.
Capítulo
3
Conhecendo a tabela 
periódica
Cláudio Chadu / Ely Zago
Introdução
Já pensou se em um supermercado o setor de alimentos estivesse junto 
com os produtos de higiene pessoal? Ou o setor de enlatados junto com 
hortifrutigranjeiros?
Isso	ocorreria	nas	drogarias.	Imagine	a	dificuldade	que	era	para	encontrar	
uma aspirina. Hoje isso seria quase impossível visto que temos mais de 
200.000 itens entre produtos de beleza, fármacos e medicamentos.
Caso fôssemos comprar farinha de milho no supermercado, pense o 
tamanho	da	confusão	se	cada	uma	não	tivesse	suas	especificidades	em	
seu rótulo. Com a falta de informações, você poderia correr o risco de 
comprar farinha de trigo no lugar da farinha de milho!
De maneira análoga, temos a tabela periódica! São mais de cem elementos,cada um com seu nome e suas propriedades físicas e químicas.
Por que o nome tabela periódica?
Já são quase dois séculos de pesquisas, estudos e modificações 
e, com certeza, ainda não se chegou ao final desta montagem.
Periódico(a)
Que sucede ou 
aparece com 
intervalos regulares.
50 UNIUBE
Objetivos
Esperamos que, ao término dos estudos deste capítulo, você seja 
capaz de:
• conhecer o breve histórico sobre o desenvolvimento da tabela 
periódica;
•	 entender	a	configuração	eletrônica	e	a	construção	da	tabela	pe-
riódica;
• estudar as propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos 
químicos;
•	 identificar	cada	um	dos	períodos	da	tabela	periódica	com	suas	
respectivas propriedades;
• enumerar cada uma das famílias da tabela periódica com suas 
respectivas propriedades;
•	 identificar	os	diferentes	formatos	da	tabela	periódica,	isto	é,	a	po-
sição dos períodos (longo e curto);
•	 relacionar	configuração	eletrônica	às	famílias	da	tabela	periódica;
• explicar diferenças entre metais e não metais quanto às suas pro-
priedades.
Esquema
Veremos neste capítulo:
• Histórico da tabela periódica.
• Relacionando a tabela periódica à distribuição eletrônica.
• Os períodos (linhas) e famílias (grupos).
• Os blocos s, p e d.
 3.1 Histórico da tabela periódica
O nome tabela periódica é devido à periodicidade, ou seja, à repetição de propriedades. 
De intervalos em intervalos, como ocorre com as fases da lua, que mudam durante 
o mês e se repetem mês após mês.
SAIBA MAIS
UNIUBE 51
Agora, você, com os estudos de modelos atômicos, sabedor de que tudo está 
inserido em um grande contexto que se chama QUÍMICA, entenderá uma perfeita 
organização natural, montada ao longo de muito tempo. À medida que os 
elementos químicos foram sendo descobertos, os estudiosos observaram 
semelhanças entre as propriedades físicas e químicas em determinados grupos 
desses elementos.
Experimentalmente, procurava -se selecionar os elementos em conjuntos de 
propriedades semelhantes, colocando -os em ordem, no qual suas propriedades 
variavam gradativamente.
Em 1817, o cientista Döbereiner, baseado no “bom senso”, chamou a atenção 
para a existência de diversos grupos de três elementos com propriedades 
semelhantes. Em cada grupo, colocavam -se os elementos na ordem crescente 
de suas massas atômicas, e a massa dos elementos intermediários era 
aproximadamente a média aritmética das outras massas.
Por exemplo:
A massa atômica do Lítio é 6,9 e a do Potássio, 39,1.
Fazendo o cálculo de acordo com Döbereiner:
2
=
massa atômica dolítio+massa atômica do potássioMassa atômica do sódio
Outros exemplos:
2
=
massa atômica doCl+massa atômica do IMassa atômica do Br
Massa atômica do Cloro _____ 35,5
Massa atômica do Iodo ______ 126,9
Massa atômica do Bromo ____ 79,9
52 UNIUBE
2
=
massa atômica do Zn+massa atômica do HgMassa atômica do Cd
Massa atômica do Zinco _____ 65,4
Massa atômica do Mercúrio __ 200,6
Massa atômica do Cádmo ____ 112,4
K
2
=
massa atômica doCs+massa atômicaMassa atômica do Rb
Massa atômica do Césio _____ 132,9
Massa atômica do Potássio ___ 39,1
Massa atômica do Rubídio ___ 85,5
Com o número crescente de elementos encontrados na 
natureza, as tríades	de	Döbereiner	perderam	o	significado,	
pois outros elementos que tinham propriedades químicas 
semelhantes desrespeitavam a regra das tríades.
Em 1862, Chancortois imaginou que seria mais fácil o entendimento se a organi-
zação dos elementos estivesse em ordem crescente de suas massas atômicas 
sobre uma espiral traçada na superfície de um cilindro. Porém, para massas 
atômicas mais elevadas, não se observava nenhuma obediência à regra.
Em	1869,	Lothar	Meyer	e	Dimitri	Ivanovich	Mendeleyev	fizeram	pesquisas	inde-
pendentes	e	lançaram,	no	mesmo	ano,	classificações	quase	idênticas.
O primeiro construiu uma tabela baseando -se nas propriedades físicas dos ele-
mentos (densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição etc.). Mendeleyev dedicou -se 
mais ao estudo das propriedades químicas desses elementos como reações com 
o oxigênio, ácidos, hidretos etc.
O grande mérito desses cientistas foi o de terem descoberto que, observando 
os elementos na ordem crescente de suas massas atômicas, de tempos em 
tempos, repetiam -se muitas propriedades físicas e químicas.
E assim foi lançada a Lei da Perio dicidade dos Elementos: “Muitas propriedades 
físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de suas massas atômicas”.
SAIBA MAIS
Tríades
Conjunto ou grupo 
de três; trindade; 
trilogia.
UNIUBE 53
Considerando que naquela época só se conheciam cerca de 60 elementos e 
que os elementos de massa atômica elevada eram mal conhecidos, somos 
obrigados a aceitar que, apesar de muito incompleta, a tabela periódica de 
Mendeleyev foi um grande passo para se ter o modelo atual.
As lacunas encontradas no modelo a seguir seriam as previsões das propriedades 
físicas e químicas de elementos que posteriormente foram descobertos.
A descoberta dos gases nobres em 1894 obrigou a introdução de uma nova 
coluna, denominada grupo zero, na tabela primitiva.
Em 1911, Van der Broek sugeriu que a carga nuclear do elemento (atual número 
atômico) seria o número de ordenação do elemento na tabela, isto é, se o elemento 
tem apenas um próton, ele ocupará a posição número 1. Se o elemento tem 25 
prótons, ele ocupará a posição de número 25 e assim por diante.
Com	a	descoberta	das	configurações	eletrônicas	dos	
átomos, a tabela periódica recebeu uma nova interpretação, 
isto é, pelo número de elétrons. Este estudo foi iniciado 
por Bohr em 1922.
Dê uma olhada agora como ficou a tabela periódica.
Figura 1: Tabela periódica atual.
Elétrons
Partículas contidas 
no átomo com carga 
negativa. 
54 UNIUBE
3.2 Relacionando a tabela periódica à distribuição eletrônica
Como já vimos, a atual tabela está montada em sequência dos elementos quí-
micos, quanto ao seu número atômico (Z), em linhas horizontais, denominadas 
PERÍODOS, e nos GRUPOS quanto às suas propriedades químicas.
Você percebeu que as sete camadas do diagrama de Pauling coincidem com os 
sete períodos da tabela periódica?
Isto não é coincidência, então vamos conhecer um pouco mais sobre essas 
relações.
Observe	a	configuração	eletrônica	dos	mesmos	elementos	citados	anteriormente:
Na = 1s2; 2s2; 2p6 e 3s1
Al = 1s2; 2s2; 2p6; 3s2 e 3p1
S = 1s2; 2s2; 2p6; 3s2 e 3p4
Ar = 1s2; 2s2; 2p6; 3s2 e 3p6
Se colocarmos essas distribuições em ordem crescente de níveis, poderemos 
perceber uma semelhança entre eles:
Quadro 1: Distribuição eletrônica em níveis (camadas)
11Na 13Al 16S 18Ar
K = 2 K = 2 K = 2 K = 2
L = 8 L = 8 L = 8 L = 8
M = 1 M = 3 M = 6 M = 8
Veja, o sódio, o alumínio, o enxofre e o argônio possuem 3 camadas (K, L e M), 
portanto são do terceiro período. Logo átomos que estão em um mesmo período 
possuem o mesmo número de camadas eletrônicas.
A	configuração	eletrônica	dos	quatro	elementos	nos	informa	que	o	número	má-
ximo de camadas é três, portanto, como já vimos, pertencem ao terceiro período 
da tabela periódica.
UNIUBE 55
O número máximo de camadas determina o período, mas não podemos esquecer 
a sobreposição de alguns orbitais quanto à questão energética.
SAIBA MAIS
Vejamos o exemplo do elemento ferro (Z = 26):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Subnível de maior energia
Última camada
(determina o período)
Assim os sete períodos são:
 3.3 As séries dos lantanídeos e actinídeos
3.3.1 Lantanídeos 
Os elementos deste período são os de número atômico 57 (latânio) a 71 (lutêcio), 
totalizando 15. Os lantanídeos localizam -se no sexto período.
3.3.2 Actinídeos 
Os elementos deste período são os de número atômico 89 (actíneo) a 103 
(laurêncio), totalizando também 15. Os actinídeos localizam-se no sétimo período, 
são todos radioativos, sendo que os de número atômico 89 a 92 são naturais, e 
os de 93 ao 103, artificiais.
1o período, muito curto, com 2 elementos, H e He
2o período, curto, com 8 elementos, do Li ao Ne
3o período, curto, com 8 elementos, do Na ao Ar
4o período, longo, com 18 elementos, do K ao Kr
5o período, longo, com 18 elementos, do Rb ao Xe
6o período, muito longo, com 32 elementos, do Cs ao Rn
7o período, incompleto, com 25 elementos, do Fr ao...
56 UNIUBE
Como são 15 lantanídeos e 15 actinídeos, eles são desdobrados em duas séries, 
colocadas logo abaixo da tabela. Os actinídeos são todos radioativos, sendo 
que	os	de	número	atômico	93	a	103	são	todos	artificiais,	 isto	é,	obtidos	em	
laboratório, não sendo encontrados na natureza. Os elementos de número 
atômico	93	(netúnio)	e	94	(plutônio)	são	também	produzidos	artificialmente,	mas	
já foram encontrados, embora em pequena quantidade, na natureza.
 Figura 2: Períodos da tabela periódica
 3.4 As dezoito colunas (famílias ou grupos)
As colunas (verticais) da tabela são chamadas de grupos ou famílias. Os 
elementos que estão em uma mesma coluna têm propriedades químicas 
semelhantes, tendo como principal característica em comum o mesmo número 
de elétrons na última camada (camada de valência).
Vamos começar nossa explicação pelas famílias A.


 Figura 3: Famílias A da tabela periódica
UNIUBE 57
 3.5 Os blocos s, p e d
3.5.1 Elementos do bloco s e p
As famílias A são chamadas de elementos representativos e os átomos que nelas 
se encontram têm suas distribuições eletrônicas terminadas em ns ou ns, np.
Exemplos:
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
9F: 1s2 2s2 2p5
Portanto as famílias A são caracterizadas pelos elétrons da camada mais externa, 
ou	seja,	os	elementos	de	uma	mesma	família	apresentam	a	mesma	configuração	
na última camada, por este motivo se assemelham quimicamente.
Vamos ver mais um exemplo:
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Podemos perceber que ambos os elementos possuem 1 elétron na última camada.
Primeiro exemplo:
Mg = (12) 1s2; 2s2; 2p6 e 3s2.
Ca = (20) 1s2; 2s2; 2p6; 3s2; 3p6 e 4s2.
Sr = (38) 1s2; 2s2; 2p6; 3s2; 3p6; 4s2; 3d10; 4p6 e 5s2.
O	magnésio,	o	cálcio	e	o	estrôncio	têm	a	mesma	configuração	na	última	camada,	
isto é, ns2. Os três elementos formam substâncias com características semelhantes. 
Portanto ambos pertencem à família 2A.
58 UNIUBE
Segundo exemplo: 
O = (8) 1s2; 2s2 2p4.
S = (16) 1s2; 2s2;2p6; 3s2 e 3p4.
Se = (34) 1s2; 2s2;2p6; 3s2; 3p6; 4s2;3d10 e 4p4.
O	oxigênio,	o	enxofre	e	o	selênio	têm	a	mesma	configuração	na	última	camada,	
isto é, ns2 np4. Os três elementos formam substâncias com características 
semelhantes. Portanto ambos pertencem à família 6A.
Além de serem indicadas por números e letras, essas famílias recebem também 
nomes característicos.
Quadro 2: As famílias A da Tabela Periódica
Algumas observações importantes:
• O elemento químico hidrogênio (H) é mostrado no grupo1 (família 1A), pois 
apresenta 1 elétron em sua camada de valência, porém não faz parte da família 
dos metais alcalinos, porque apresenta propriedades químicas diferentes.
• No mesmo período do hidrogênio temos o gás nobre hélio (He), que é mostrado 
no grupo 18 (família 8A ou zero) e que apresenta 2 elétrons em sua camada 
de valência, mas não pertence à família 2A, ou seja, é uma exceção.
UNIUBE 59
3.5.2 Elementos do bloco d
As famílias B são chamadas de elementos de transição, pois suas propriedades 
são intermediárias às propriedades dos elementos do bloco s (grupos 1 e 2) e 
dos elementos do bloco p (grupos 13 a 18).
 Figura 3: Famílias B da tabela periódica
Os elementos deste bloco têm como principal característica apresentar o seu 
elétron mais energético situado em um subnível d.
Vejamos alguns exemplos:
Escândio (21Sc) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Titânio (22Ti) – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Como podemos perceber nos exemplos anteriores, o subnível mais energético 
desses elementos é o 3d, porém sua última camada é a 4s. Portanto, para os 
elementos destes grupos, a localização na família ou grupo não é feita utilizando 
o número de elétrons da camada de valência, mas sim o número de elétrons 
existentes no seu subnível mais energético (d). Então, de acordo com a distri-
buição eletrônica do escândio e titânio, suas famílias serão:
Escândio: como o subnível mais energético é o d, contendo 1 elétron, este ele-
mento está situado na família 3B.
Titânio: como o subnível mais energético é o d, contendo 2 elétrons, este ele-
mento está situado na família 4B.
60 UNIUBE
E assim por diante para todos os elementos terminados nos subníveis d.
Tabela 1: As famílias B e seus subníveis de referência
3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
3.6	Configurações	eletrônicas	e	a	tabela	periódica
Podemos observar uma associação entre as configurações eletrônicas dos 
átomos e a tabela periódica. Ao realizarmos a análise da distribuição eletrônica 
do átomo, podemos estabelecer onde ele se localiza na tabela periódica. Vimos 
que todos os elementos da família 2A têm configuração mais externa ns2, assim 
como os elementos da família 3A têm configuração mais externa ns2np1. 
A tabela foi elaborada com base nas tendências, ou seja, periodicidades das 
propriedades químicas e físicas. 
Enfatizamos que a tabela periódica é o guia para a ordem na qual os orbitais 
são preenchidos.
Os elementos são agrupados pelos tipos de orbital dentro dos quais são colo-
cados. Vimos na mecânica quântica os orbitais s, p, d e f. Como pode ser ob-
servado na Figura 4, a tabela periódica está agrupada e dividida por blocos de 
acordo com o tipo de orbital preenchido.
Figura 4: Diagrama de blocos dos orbitais de valência da tabela periódica
UNIUBE 61
Para o preenchimento dos orbitais s, p, d e f, são necessários 2, 6, 10 e 14 elétrons 
respectivamente. 1s, 2p, 3d e 4f são o primeiro subnível de cada orbital, respectivamente.
IMPORTANTE!
Agora vamos observar a configuração eletrônica dos elementos do grupo 7A, cuja 
camada mais externa é ns2np5, família dos halogênios. Na tabela periódica, o 
flúor é o primeiro elemento e seu número atômico é igual a 9. A forma abreviada 
para o flúor é F: [He]3s23p5 e, assim como acontece com todos os outros 
elementos desta família, à medida que o átomo aumenta sua camada, temos um 
valor maior. 
Podemos apresentar as configurações para os elementos de todas as famílias. 
Vejamos o exemplo do chumbo Pb (Z = 82).
Observe a Figura 4 para encontrar a configuração completa para este elemento 
passando pela tabela periódica e mostrando cada período no qual podemos 
observar a ocupação dos orbitais.
Façamos a distribuição completa para o chumbo: 1s22s22p63s23p64s23d104p6 
5s24d106s24f145d106p2, neste caso, temos seis períodos, 3 é o menor valor 
possível que n pode ter para um orbital d e 4 é o menor valor possível que n pode 
ter para um orbital f.
Se somarmos todos os índices superiores na distribuição eletrônica, esta deve 
ser igual ao número de elétrons disponível no elemento, no caso, 82. 
Também podemos utilizar a tabela periódica para determinarmos a distribuição 
eletrônica condensada do chumbo.
A distribuição eletrônica condensada é aquela na qual o primeiro gás nobre que 
se encontra anteriormente ao elemento é mostrado. Vamos analisar o caso do 
chumbo, Pb, quando recorremos a tabela, temos o xenônio, Xe, (Z = 54). Logo 
podemos escrever a distribuição sendo: [Xe] 6s2, 4f14, 5d10, 6p2.
As distribuições eletrônicas condensadas para alguns átomos podem ser 
observadas na Tabela 2.
62 UNIUBE
Tabela 2: Configuração eletrônica condensada 
Número 
atômico Z
Elemento
Distribuição 
eletrônica
Número 
atômico Z
Elemento Distribuição eletrônica
1 H 1s1 55 Cs[Xe] 6s1 
2 He 1s2 56 Ba [Xe] 6s2
3 Li [He] 2s1 57 La [Xe] 5d16s2
4 Be [He] 2s2 58 Ce [Xe] 4f15d16s2
5 B [He] 2s22p1 59 Pr [Xe] 4f36s2
10 Ne [He] 2s22p6 64 Gd [Xe] 4f75d16s2
11 Na [Ne] 3s1 71 Lu [Xe] 4f145d16s2
12 Mg [Ne] 3s2 79 Au [Xe] 4f145d106s1
13 Al [Ne] 3s23p1 80 Hg [Xe] 4f145d106s2
18 Ar [Ne] 3s23p6 81 Ti [Xe] 4f145d106s26p1
19 K [Ar] 4s1 82 Pb [Xe] 4f145d106s26p2
20 Ca [Ar] 4s2 86 Rn [Xe] 4f145d106s26p6
21 Sc [Ar] 3d14s2 87 Fr [Rn] 7s1
22 Ti [Ar] 3d24s2 88 Ra [Rn] 7s2
31 Ga [Ar] 3d104s24p1 89 Ac [Rn] 6d17s2
36 Kr [Ar] 3d104s24p6 90 Th [Rn] 6d27s2
37 Rb [Kr] 5s1 91 Pa [Rn] 5f26d17s2
38 Sr [Kr] 4d15s2 93 Np [Rn] 5f46d17s2
39 Y [Kr] 4d25s2 96 Cm [Rn] 5f176d17s2
46 Pd [Kr] 4d10 101 Md [Rn] 5f137s2
47 Ag [Kr] 4d105s1 102 No [Rn] 5f147s2
54 Xe [Kr] 4d105s25p6 103 Lr [Rn] 5f146d17s2
Interligando conceitos
O boro tem número atômico (Z = 5) e encontrado na natureza como mistura de 
2 isótopos, 10B e 11B, com abundâncias de 19,9% e 80,1%, respectivamente. 
Assim podemos evidenciar a diferença dos 2 isótopos mediante a diferença do 
número de nêutrons no núcleo. Para o 10B temos 5 nêutrons, enquanto para o 
11B temos 6 nêutrons. As configurações eletrônicas dos dois isótopos são idên-
ticas, 1s22s22p1, uma vez que cada um possui 5 elétrons. 
UNIUBE 63
Analisando a representação dos orbitais pela configuração de quadrículas para 
um átomo 11B, temos:
Os elétrons do nível de valência são 2s2, 2p1 e os elétrons do nível 1s2 repre-
sentam os elétrons do cerne, que representamos como [He]. Quando represen-
tamos a configuração eletrônica condensada, temos [He]2s22p1.
3.7 Carga nuclear efetiva
A carga nuclear de um átomo é determinada pelo número de prótons presentes 
no núcleo deste átomo, sendo denominada número atômico (Z). Logo Z = carga 
nuclear = número de prótons.
 A carga nuclear efetiva trata-se da carga sofrida por um elétron em um átomo 
polieletrônico, não sendo igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons 
internos.
Cada elétron de um átomo é protegido (blindado) do efeito de atração da carga 
nuclear pelos elétrons do mesmo nível de energia e pelos elétrons dos níveis 
mais internos, especialmente. Somente a Carga Nuclear Efetiva (Zef) age de 
fato sobre os elétrons.
A carga nuclear efetiva que age sobre um elétron é dada por: 
Zef = Z – S 
Sendo,
Zef = carga nuclear efetiva; 
Z = carga nuclear (número atômico); 
S = constante de blindagem. 
Á medida que se aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga 
nuclear efetiva (Zef) diminui. 
64 UNIUBE
Para determinar Zef, os elétrons são separados em grupos e para cada um há 
uma constante de blindagem correspondente. Para qualquer elétron de um 
grupo, a constante de blindagem S constitui-se da soma das seguintes parcelas: 
• zero para qualquer grupo exterior ao elétron em consideração;
• 0,35 para cada um dos outros elétrons do mesmo grupo que o elétron em 
consideração, com exceção do grupo 1s, para o qual usa-se o valor 0,30;
• se o elétron em consideração pertencer a um grupo (ns, np), cada elétron do 
nível (n –1) contribui com 0,85 e cada elétron dos níveis mais internos contribui 
com 1,00;
• se o elétron em consideração pertencer a um grupo (nd) ou (nf), cada elétron 
dos grupos mais internos contribui com 1,00. 
Vamos observar os exemplos a seguir:
H (Z = 1) 1s1 
Zef (1s) = 1 – 0 = 1 
Be (Z = 4) 1s2, 2s2 
Zef (2s) = 4 – [(1 x 0,35) + ( 2 x 0,85 )] = 1,95 
F (Z = 9) 1s2, 2s2, 2p5 
Zef (2p) = 9 – [(6 x 0,35) + ( 2 x 0,85 )] = 5,20 
Mg (Z = 12) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 
Zef (2p) = 12 – [(1 x 0,35) + (8 x 0,85) + (2 x 1,00)] = 2,85
Ni (Z = 28) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8 
Zef (4s) = 28 – [(1 x 0,35) + (16 x 0,85) + (10 x 1,00)] = 4,05 
UNIUBE 65
Zef (3d) = 28 - [(7 x 0,35) + (18 x 1,00)] = 7,55 
Zef (1s) = 28 - [(1 x 0,30)] = 27,70 
Para elementos do mesmo grupo da tabela periódica: 
Elemento Li Na K Rb Cs 
 Zef 1.30 2,20 2,20 2,20 2,20
A carga nuclear efetiva que age sobre o elétron mais externo dos elementos de 
grupo igual da tabela periódica é aproximadamente a mesma. Isso é devido a 
Z aumentar e S também aumentar de cima para baixo no grupo. Assim, como 
os aumentos são mais ou menos iguais, o valor de Zef é mais ou menos o 
mesmo.
Para elementos do mesmo período da tabela periódica: 
Elemento Li Be B C N O F Ne 
 Zef 1,30 1,95 2,60 3,25 3,90 4,55 5,20 5,85
A carga nuclear efetiva age sobre o elétron mais externo dos elementos do 
mesmo período da tabela periódica e aumenta de acordo com o número atômico 
(da esquerda para a direita). Isso ocorre, pois Z aumenta mais do que S da 
esquerda para a direita no período, o que faz com que Zef aumente da esquerda 
para a direita no período.
A força de atração entre o elétron e o núcleo é dependente da magnitude da carga 
nuclear efetiva, atuando no elétron, e da média da distância entre o núcleo e o 
elétron.
IMPORTANTE!
3.8 Tamanhos de átomos e íons
Estabelecemos o tamanho de um átomo pelo tamanho de seu orbital ocupado 
mais externo. Por exemplo, o tamanho de um átomo de sódio é o tamanho de 
seu orbital 3s ocupado por um único elétron, enquanto o tamanho de um átomo 
de cloro é determinado pelo tamanho de seus três orbitais 3p. A forma mais 
simples de se estabelecer o tamanho de um átomo é determinar a distância 
entre os átomos em uma amostra do elemento. Na Figura 5 podemos conferir 
como se determina o raio atômico de um elemento.
66 UNIUBE
Figura 5: Ilustração do raio atômico
Um átomo de cloro, por exemplo, tem um diâmetro de 198 pm (pm = picômetro; 
1 pm = 10-12 m). O raio de um átomo de cloro tem, portanto, 99 pm, que é a 
metade entre os dois átomos de cloro no Cl2. Podemos observar na Figura 6.
Figura 6: Cálculo do raio atômico do átomo de cloro
Há três definições muito utilizadas para o raio atômico: raio de Van der Waals, 
raio iônico e raio covalente. De acordo com a definição, o termo pode ser adotado 
apenas para átomos isolados ou também para átomos em matéria condensada, 
ligados covalentemente em moléculas, ou em estados ionizados e excitados. 
Podemos obter seu valor por meio de medições experimentais ou calculando a 
partir de modelos teóricos. 
O valor do raio pode estar relacionado ao estado e ao contexto do átomo. Os 
elétrons não têm órbitas ou intervalos bem definidos, seus posicionamentos são 
descritos como distribuições de probabilidade que diminuem progressivamente 
à medida que se afastam do núcleo. Em matéria condensada e moléculas, as 
nuvens de elétrons dos átomos normalmente se sobrepõem e alguns dos elétrons 
são capazes de percorrer uma grande região que envolve dois ou mais átomos.
UNIUBE 67
Na maioria das definições, os raios dos átomos neutros isolados vão de 30 a 
300 pm, ou de 0,3 a 3 ångströms. Assim o raio de um átomo é mais de 10.000 
vezes o raio do seu núcleo e menos de 1/1000 do comprimento de onda da luz 
visível (400-700 nm).
Os átomos podem ser modelados como esferas, sendo que este é apenas um 
modelo aproximado, mas que pode oferecer explicações quantitativas e previ-
sões para alguns fenômenos, como a densidade de líquidos e sólidos, a difusão 
de fluidos por meio de peneiras moleculares, a disposição de átomos e íons em 
cristais e o tamanho e forma de moléculas.
Os raios atômicos sofrem variação de forma previsível e que pode ser explicada 
por meio da tabela periódica. Os raios normalmente diminuem ao longo de cada 
período (linha) da tabela, dos metais alcalinos aos gases nobres, e aumentam 
para baixo em cada grupo (coluna), por exemplo. O raio aumenta de forma 
acentuada entre o gás nobre no final de cada período e o metal alcalino no 
início do período seguinte.
Estas tendências dos raios atômicos, bem como de outras propriedades quími-cas e físicas dos elementos, são explicadas pela teoria do átomo de concha de 
elétrons. 
Os raios atômicos diminuem na tabela periódica porque, à medida que o número 
atômico aumenta, o número de prótons aumenta ao longo do período, mas os 
elétrons extras são somados somente à mesma concha quântica. Assim a carga 
nuclear efetiva em direção aos elétrons mais externos aumenta, atraindo os 
elétrons mais externos mais próximos. Dessa forma, a nuvem de elétrons se 
contrai e o raio atômico diminui.
Os raios atômicos podem ser usados para determinar muitos aspectos da quí-
mica, como algumas propriedades físicas e químicas. A tabela periódica auxilia 
no estabelecimento do raio atômico e fornece uma série de tendências. Conforme 
você começa a se mover para frente ou para baixo na tabela periódica, surgem 
tendências que auxiliam na explicação de como os raios atômicos se modificam. 
Os tamanhos dos íons demonstram as mesmas tendências que os tamanhos dos 
átomos, porém os ânions são maiores e os cátions são menores que seus átomos 
originais.
IMPORTANTE!
68 UNIUBE
3.9 Energia de ionização
A energia de ionização é outra propriedade relacionada com a configuração 
eletrônica. Trata-se da energia mínima necessária para remover um elétron de 
um átomo no seu estado fundamental e que se relaciona à energia exigida para 
a reação: 
X0(g)	→	X+(g)	+	e−
A notação de estado gasoso (g) destaca que os átomos devem estar isolados 
uns dos outros. Esta também é a energia de ligação do último elétron a ser posto 
no átomo. Assim que o elétron é totalmente removido, o átomo passa a ser um 
íon positivo (cátion), por isso o processo é chamado de ionização. O elétron que 
possui maior energia e está menos atraído pelo núcleo é o mais facilmente 
removível. A energia para remover este primeiro elétron mais externo é chamada 
primeira energia de ionização. Quando há átomos com mais de um elétron 
removível, dizemos que a energia para remover um segundo elétron é a segunda 
energia de ionização e assim por diante. A segunda energia de ionização é a 
energia necessária, portanto, para provocar o seguinte processo: 
X+(g)	→	X+2(g)	+	e−	
UNIUBE 69
A energia de ionização, cuja unidade é dada normalmente em kJ/mol (quilojoules 
por mol), também é uma propriedade periódica que varia com o número atômico 
e, geralmente, quanto maior este for, maior será a carga nuclear do elemento e 
maior será a atração dos elétrons pelo núcleo, sendo mais difícil sua ionização. 
Assim a energia de ionização tende a aumentar durante o período. 
Alguns fatores que influenciam a energia de ionização:
• o tamanho do átomo; 
• a carga do núcleo;
• o efeito de proteção das camadas internas; 
• o tipo de orbital em que se encontra o elétron; 
• a proximidade do elétron em relação ao núcleo. 
A tendência da energia de ionização em um período, para os elementos 
representativos, é de aumentar da esquerda para a direita, pois uma grande 
atração do núcleo sobre a eletrosfera causa uma maior energia de ionização. A 
tendência dentro do grupo é da energia de ionização diminuir de cima para baixo, 
pois, como o tamanho do átomo aumenta neste sentido, os elétrons ficam mais 
distantes do núcleo e se torna mais fácil removê-los. Ou seja, quanto maior o 
tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização, o que torna 
esta propriedade inversamente proporcional ao tamanho atômico.
70 UNIUBE
Vejamos a energia de ionização para os elementos do sódio até o argônio na 
Tabela 3. Podemos observar que as energias de ionização aumentam de mag-
nitude quando os elétrons são removidos: EI1 → EI2 → EI3 etc.
Tabela 3: Valores da energia de ionização (EI) em KJ.mol-1 para o segundo período da 
tabela periódica
Elemento EI1 EI2 EI3 EI4
Na 496 4560
Mg 738 1450 7730
Al 578 1820 2750 11600
Si 786 1580 3230 4360
P 1012 1900 2910 4960
S 1000 2250 3360 4560
Cl 1251 2300 3820 5160
Ar 1520 2670 3930 5770
Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Como con-
sequência, a formação de s2p0 se torna mais oportuna. Quando um segundo 
elétron é posto em um orbital p, a repulsão elétron-elétron é aumentada. Quando 
esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que 
a configuração inicial s2p4. Logo temos uma diminuição na energia de ionização. 
Podemos observar este comportamento no gráfico a seguir.
UNIUBE 71
No gráfico é possível observar a primeira energia de ionização versus o número 
atômico. Os pontos mais abaixos demarcam o início de um período (metais 
alcalinos) e os pontos mais altos, o fim de um período (gases nobres).
As tendências periódicas nas primeiras energias de ionização dos elementos 
representativos também podem ser observadas na Figura 7.
Figura 7: As primeiras energias de ionização para os elementos representativos nos primeiros 
seis períodos. A energia de ionização geralmente aumenta da esquerda para a direita e diminui 
de cima para baixo
Interligando conceitos
Agora, vamos observar a tabela 4 na qual estão representados os valores da 
carga nuclear efetiva (Zef) sobre os elétrons mais externos de alguns elementos 
do terceiro período, assim como os valores da primeira energia de ionização 
correspondente. 
Tabela 4: Valores da carga nuclear de elementos do (Zef) segundo período da tabela 
periódica expressos em kj.mol–1
Elemento Zef Energia de Ionização / kJ mol-1
Al 3,50 577,6
Si 4,15 786,5
P 4,80 1011,8
S 5,45 999,6
Cl 6,10 1251,1
72 UNIUBE
Podemos notar que, ainda que a carga nuclear efetiva do enxofre seja maior 
que a do fósforo, sua energia de ionização é menor. Isso se dá porque a 
configuração eletrônica do P é [Ne]3s23p3, ou seja, o subnível 3p encontra-se 
parcialmente preenchido, o que é uma configuração estável. Assim ionizar o P 
é mais difícil do que o S. Na tabela, o Al terá o maior raio atômico, pois sua carga 
nuclear efetiva é a menor. O Cl terá a afinidade eletrônica mais negativa, pois 
sua configuração eletrônica é [Ne]3s23p5, logo ele tem tendência de ganhar um 
elétron para obter a configuração do argônio. 
Como fazer
O cloreto de tionila, SOCl2, é um importante agente de coloração e também 
agente oxidante em química orgânica. Ele é preparado industrialmente por meio 
de transferência de um átomo de oxigênio de SO3 para SCl2. 
SO3(g) + SCl2(g)	→	SO2(g) + SOCl2(g) 
Qual dos elementos envolvidos nesta reação (S, O, Cl) deve ter a menor energia 
de ionização? E o menor raio? Justifique. 
Resolução: Recorrendo à tabela periódica, observamos que o enxofre possui 
a menor energia de ionização, pois seus elétrons de valência estão no nível três 
e sua carga nuclear efetiva é menor que a do cloro. O oxigênio possui o menor 
raio, pois seus elétrons de valência estão no nível 2, enquanto os elétrons de 
valência do enxofre e do cloro estão no nível 3. 
Configurações eletrônicas de íons
Quando os elétrons são removidos de um átomo para formar um cátion, eles 
são sempre removidos primeiro do orbital com o maior número quântico principal 
disponível, n. 
Vamos ver um exemplo para a formação de íons cátions: 
Cátions: primeiro, os elétrons são removidos do orbital com o maior número 
quântico principal, n: 
Li (1s2, 2s1) → Li+ (1s2) 
Fe ([Ar]3d6, 4s2) → Fe3 + ([Ar]3d5) 
UNIUBE 73
Para a formação de íons ânions: 
Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n dis-
ponível: 
F (1s2, 2s2, 2p5) →	F−	(1s2, 2s2, 2p6) 
Como fazer:
Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de energia de ionização: 
F, O, S e justifique sua resposta. 
Solução:
S < O < F 
O S está no terceiro período da tabela periódica, enquanto o O e o F estão no 
segundo. Assim os elétrons do S são menos atraídos pelo núcleo do que os 
elétrons do O e F, logo é mais fácil ionizar o S do que os demais elementos.Em 
relação ao O e F, será mais fácil ionizar o O, já que a sua carga nuclear efetiva 
é menor que a do F. 
Como fazer:
Coloque as seguintes espécies em ordem crescente de tamanho: O2-, Na+, 
F- e F e justifique sua resposta. 
Solução:
Na+ < F < F- < O2- 
O cátion será o menor de todos, pois os cátions são sempre menores que seus 
átomos de origem. O flúor e o oxigênio estão no mesmo período da tabela pe-
riódica. Como os ânions são maiores que seus átomos de origem, o íon O2- será 
o maior da série.
Como fazer:
Para retirar o segundo elétron do lítio é necessária uma maior quantidade de 
energia do que para retirar o quarto elétron do carbono. Explique.
74 UNIUBE
Solução:
A configuração eletrônica do lítio é [He]2s1, assim, ao perder um elétron, o lítio 
adquire a configuração do hélio. Já a configuração eletrônica do carbono é 
[He]2s2 2p2, logo, para adquirir a configuração do gás nobre, o carbono preci-
saria perder quatro elétrons. Por isso é mais fácil retirar dois elétrons do carbono 
do que do lítio. 
3.10	Afinidades	eletrônicas
Há átomos que, apesar de já terem todos os seus próprios elétrons, ainda são 
capazes de receber elétrons extras com facilidade. Esta capacidade é denominada 
afinidade por elétrons, ou eletroafinidade. Átomos de elementos com alta 
eletroafinidade transformam-se em íons negativos (ânions) bastante estáveis 
ao receberem elétrons extras. Os átomos que não aceitam elétrons facilmente, 
ou seja, átomos de elementos com baixa eletroafinidade, formam ânions 
instáveis. Afinidade eletrônica ou eletroafinidade é a medida da capacidade de 
um átomo de receber um ou mais elétrons. Essa capacidade se refere a átomos 
isolados, o que ocorre no estado gasoso. 
A energia implicada na afinidade eletrônica pode ser medida nas mesmas 
unidades do potencial de ionização. Normalmente, a unidade utilizada é o elétron 
volt. O valor da eletroafinidade é, geralmente, negativo, no entanto pode também 
ser positivo. Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a 
facilidade do átomo para receber um ou mais elétrons. De forma contrária, quanto 
mais positivo esse valor, mais será necessário “forçar” o átomo para que receba 
elétrons. Assim como o potencial de ionização, a variação da afinidade eletrônica 
na tabela periódica tende a ser contrária à variação do raio atômico.
Vamos ver o exemplo da adição de um elétron ao átomo de cloro, que é 
acompanhado por variação de energia de - 349 KJ/mol, em que o sinal negativo 
indica que a energia é liberada durante o processo. Assim a afinidade eletrônica 
do cloro é - 349 KJ/mol.
Cl(g)		+		e-	→			Cl-(g)							∆E	=		-	349	KJ/mol.
[Ne]3s2, 3p5 [Ne]3s2, 3p6 
UNIUBE 75
É importante compreender as diferenças entre energia de ionização e afinidade 
eletrônica. A energia de ionização mede a facilidade com que um átomo perde 
um elétron, enquanto a afinidade eletrônica mede a facilidade com que um átomo 
ganha um elétron. 
Ar(g)	+	e-		→		Ar-						∆E	>	0	
[Ne]3s2, 3p6 [Ne]3s2, 3p6, 4s1 
Como	∆E	>	0,	o	íon	Ar-	é	instável	e	não	se	forma.
Os valores das afinidades eletrônicas em KJ/mol para alguns elementos da 
tabela periódica podem ser observados na Tabela 4. Quanto mais negativa a 
afinidade eletrônica, maior a atração do átomo por um elétron. Podemos, então, 
dizer	que	se	∆E	>	0	o	íon	negativo	é	mais	alto	em	energia	que	o	átomo	ou	o	
elétron separadamente.
Tabela 4: Valores de afinidade eletrônica para alguns elementos da tabela periódica
Como o foco desta unidade é o estudo da tabela periódica, vamos então apro-
fundar no estudo dos atómos que a formam, utilizando como parâmetros o raio 
atômico, a energia de ionização e a afinidade eletrônica.
76 UNIUBE
Após o estudo desses itens, podemos perceber que alguns átomos terão 
comportamento parecido enquanto outros não e que estas propriedades são 
fatores importantes para se formar uma ligação química, tema do nosso próximo 
capítulo. Até lá! 
 3.11 Conclusão
A tabela periódica é a organização dos elementos em ordem crescente de 
número atômico. Os elementos que possuem propriedades químicas semelhantes 
são alocados nas mesmas colunas, ou seja, nos grupos ou famílias. Os elementos 
classificados como metálicos são a grande maioria da tabela e estão localizados 
do lado esquerdo e no meio. Os não metálicos ou ametais estão localizados do 
lado direito superior. Os semimetais, conhecidos também por metaloides, fazem 
parte da linha que separa os metais dos ametais, por possuírem propriedades 
intermediárias.
A tabela periódica é dividida em três classes de elementos. Os elementos 
representativos são aqueles nos quais o último subnível completo termina em 
s ou p. Os elementos que terminam em subnível d são chamados de transição. 
Já os terminados em 4f e 5f são chamados respectivamente de lantanídeos e 
actinídeos. 
Referência
BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN JÚNIOR, Bruce E. Química, a ciência 
central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. p. 220 -244.
UNIUBE 77
Anexo – tabela periódica atual
Capítulo
4
Ligações químicas – 
conceitos básicos
Natal Junio Pires
Introdução
Neste capítulo serão discutidos conceitos sobre ligações químicas 
que permitem o entendimento da natureza microscópica da matéria. Vale 
destacar que os conceitos aqui trabalhados são essenciais para entender 
o conteúdo, principalmente no que diz respeito à distribuição eletrônica 
e a propriedades periódicas. Cabe ressaltar que as discussões sobre 
tais conceitos trabalhados não se esgotam aqui, pois perpassam as 
outras unidades temáticas do curso.
Quanto à metodologia, trata -se de ensino experimental que envolve 
elaboração de ideias referentes aos conceitos trabalhados. O estudo da 
química torna -se mais concreto quando o aluno vivencia o que ele está 
estudando. Portanto, sempre que possível, procurou -se estabelecer um 
vínculo entre aquilo que se aprende e o cotidiano.
Alguns procedimentos experimentais serão realizados nos encontros 
presenciais, mas alguns dados são apresentados como atividade para 
discussão. As atividades propostas priorizam a discussão dos conceitos 
aprendidos, e não a simples memorização ou aplicação de fórmulas 
matemáticas.	Desse	modo,	 a	 análise	 e	 a	 reflexão	 do	conhecimento	
são necessárias, fazendo com que, mesmo a distância, você faça 
inferências,	comparações,	estabeleça	relações	e	interpretações	a	fim	
de propiciar o desenvolvimento de habilidades cognitivas.
Objetivos
Esperamos que, ao término dos estudos deste capítulo, você seja 
capaz de:
80 UNIUBE
• compreender os vários tipos de ligação química entre os elementos;
• montar as estruturas de Lewis para moléculas simples;
• descrever a importância da regra do octeto nas ligações químicas 
bem como suas exceções;
• interpretar o modelo de ligação iônica por meio do modelo de 
transferência de elétrons;
• entender a ligação covalente, utilizando o modelo de partilhamento 
de elétrons;
• aplicar os conceitos construídos em situações práticas;
• analisar diversos tipos de materiais e utilizá -los para determinado 
fim	com	base	em	suas	propriedades.
Esquema
O que veremos neste capítulo:
• Os conceitos iniciais sobre as ligações químicas.
• As ligações iônicas e covalentes.
• A simbologia de Lewis para os átomos.
• A formação das ligações iônicas e covalentes.
• Estrutura eletrônica de Lewis e regra do octeto.
• Exceções à regra do octeto.
• Ligações metálicas.
• Ligações químicas e o DNA humano.
 4.1 Conceitos básicos sobre ligações químicas
Veja que, aos poucos, estamos aprofundando cada vez mais nossos conhecimentos, 
por isso não acumular dúvidas passa a ser um procedimento importante para que 
você	possa	ter	um	bom	aproveitamento	e	também	para	evitar	dificuldades	de	
entendimento à medida que caminharmos para novas descobertas,tudo bem?
Então, nas duas primeiras unidades de estudo, pudemos registrar que toda a 
matéria é constituída de átomos e que eles são os formadores de materiais simples 
como a folha deste capítulo que você lê agora, como a água que bebemos, como 
o sal que consumimos e, até mesmo, de organismos mais complexos, como o 
nosso corpo.
UNIUBE 81
Veja	o	que	afirma	o	professor	Richard Feynman (2006) em 
um dos livros que escreveu:
a ideia mais importante para o conhe-
cimento humano é que todas as coisas 
são formadas por átomos.
Neste quarto capítulo, vamos discutir sobre a maneira como os átomos se unem 
para	formar	as	substâncias	químicas,	já	que	eles	raramente	ficam	isolados,	de	
maneira que cada substância tem a sua fórmula, por exemplo:
 
Figura 1: Substâncias químicas
Fonte: Acervo EAD – Uniube.
Podemos utilizar como exemplo a junção das letras do alfabeto na formação de 
palavras em que as letras poderiam ser comparadas aos átomos e as moléculas 
às palavras. Na formação de palavras, nós não podemos simplesmente ir juntando 
as	letras,	veja:	 ‘addo’,	em	português,	não	tem	significado,	por	outro	 lado,	se	
organizarmos essas letras, surgirá a palavra ‘dado’, que já passa a ter um 
significado.	Percebemos	então	que	ambas	as	uniões	estabelecidas	–	átomos	e	
Richard Feynman 
(1918 -1988)
Ganhador do Prêmio 
Nobel de física e 
professor respeitado 
no California Institute 
of Technology.
82 UNIUBE
letras – não ocorrem de qualquer forma, certo? Deve haver, neste caso, condições 
apropriadas	para	que	a	ligação	aconteça	entre	eles,	tais	como:	afinidade,	contato	
e energia.
Mas como os cientistas chegaram às fórmulas, ou seja, às combinações 
dos átomos, que formam as moléculas?
A História nos mostra que o caminho foi longo. No início do século XIX, Dalton 
imaginava que os átomos sempre se uniam de um a um, de maneira que a fórmula 
da água, em vez de ser H2O, seria HO. Somente depois de muito tempo, 
aproximadamente na metade do século XIX, com as contribuições dos resultados 
dos estudos e experimentos de Avogrado e Canizzaro, é que se consolidou a 
noção de molécula que conhecemos atualmente, em que várias circunstâncias 
podem acontecer para que elas sejam constituídas.
John Dalton (1766 -1844): químico e físico inglês, fundador da teoria atômica 
moderna.
Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro (1766 -1856): cientista italiano, nascido 
em Turim, que formulou a hipótese sobre a composição molecular dos gases (1811).
Stanislao Cannizzaro (1826 1910): químico italiano nascido em Palermo, pioneiro 
no desenvolvimento da teoria atômica moderna, cujas exposições foram fundamentais 
para a classificação dos elementos em termos de seus pesos atômicos.
SAIBA MAIS
Veja alguns exemplos:
(a) por um único átomo – o hélio (He);
(b) por mais de um átomo do mesmo elemento – o oxigênio (O2);
(c) por átomos de elementos diferentes – a água (H2O).
Os cientistas sabem, há muito tempo, que a chave para a interpretação das 
propriedades de uma substância química passa primeiro pelo conhecimento e 
pela compreensão da sua estrutura e das suas ligações:
• estrutura – forma com que os átomos estão arranjados no espaço;
•	 ligações	–	definem	as	forças	que	mantêm	os	átomos	adjacentes	(vizinhos)	
unidos.
UNIUBE 83
A	partir	desses	conhecimentos,	passamos	a	obter	artificialmente,	por	meio	da	
síntese química, novos materiais, mais resistentes e úteis que os formados 
naturalmente. Veja alguns exemplos:
•	 medicamentos	mais	eficientes	contra	as	doenças; 
• produtos que amenizam as tarefas cotidianas do lar;
• muitas outras coisas para melhorar a qualidade de vida.
Mas o que de fato é uma ligação química?
Quando detalhamos o que seria ligação, estávamos falando justamente sobre a 
ligação química, por isso já até a conceituamos, não é mesmo? Vamos, agora, 
ver outras abordagens, classes e importâncias que a ligação química exerce 
sobre a formação das moléculas, dando assim continuidade aos nossos estudos.
Veja a Figura 2 e perceba a estrutura do DNA (ácido desoxirribonucleico), na 
forma de dupla hélice, que nos possibilita indagar: por que sua forma é helicoidal 
– em hélices?
Dupla hélice
Hélice 01
Hélice 02
Figura 2: Exemplo de um DNA para 
visualização do formato dupla hélice
84 UNIUBE
A resposta está relacionada à geometria das ligações químicas ao redor de cada 
um	de	seus	átomos.	Os	fatores	específicos	dessas	geometrias	se	tornarão	mais	
evidentes à medida que se aprender mais a respeito de estrutura e ligações 
químicas.
Nossos objetivos agora são de explicar:
(a) a maneira como os átomos se arranjam em compostos químicos;
(b) o que os mantém unidos.
Para isso podemos começar observando como se relacionam a estrutura e as 
ligações em uma molécula de modo a compreender as suas propriedades 
químicas e físicas.
De composto a composto, os átomos do mesmo elemento participarão da ligação 
e da estrutura de maneira semelhante. Essa consistência permite desenvolver 
um conjunto de princípios que se aplicam aos mais variados sistemas químicos, 
incluindo desde aqueles simples até os que apresentam estruturas complexas, 
como o DNA.
Vamos discutir agora sobre duas classes de ligações químicas?
Mantenha em mente tudo o que você aprendeu sobre as propriedades periódicas. 
Este conhecimento será muito importante em nosso estudo, pois elementos de uma 
mesma família tendem a ter o mesmo comportamento quando se ligam a outro 
elemento.
IMPORTANTE!
Nos próximos capítulos veremos que alguns compostos covalentes conduzem cor-
rente elétrica em meio aquoso porque eles reagem com a água para formar íons, 
num processo denominado ionização.
SAIBA MAIS
4.1.1 Ligação iônica
Interação de natureza eletrostática entre íons resultantes da transferência com-
pleta de um ou mais elétrons de um átomo ou grupo de átomos para outro.
UNIUBE 85
4.1.2 Ligação covalente
Resultam do compartilhamento de um ou mais pares de elétrons.
Ligação Química
Ligação Covalente
Ligação Iônica
Compartilhamento de elétrons
Transferência de elétrons
Estes dois tipos de ligações representam dois extremos, porém toda ligação entre 
átomos possui, de certa forma, um grau de caráter iônico e outro também de 
caráter covalente. Substâncias contendo ligações predominantemente iônicas são 
denominadas compostos iônicos. Já aqueles que se mantêm unidos principalmente 
por ligações covalentes são denominados compostos covalentes.
Algumas propriedades normalmente associadas com vários compostos iônicos e 
covalentes são apresentadas no Quadro 1. As diferenças nessas propriedades 
podem ser entendidas pela diferença entre os átomos ou íons.
Quadro 1: Propriedades de compostos iônicos e covalentes
Compostos iônicos Compostos covalentes
1. Eles são sólidos com alto ponto de fusão 
(tipicamente	>	400	°C).
1. Eles são gases, líquidos ou sólidos, com 
baixos	pontos	de	fusão	(tipicamente	<	300	°C).
2. Muitos são solúveis em solventes polares, tal 
como a água.
2. Muitos são insolúveis em solventes polares.
3. Maioria é insolúvel em solventes apolares, 
tal como hexano (C8H12), tetracloreto de 
carbono (CCl4).
3. Maioria é solúvel em solventes apolares, 
tal como hexano (C8H12), tetracloreto de 
carbono (CCl4).
4. Quando fundidos, conduzem corrente 
elétrica pelo fato de existirem partículas 
carregadas livres (íons).
4. Quando líquidos ou fundidos, eles não 
conduzem corrente elétrica.
5. Soluções aquosas conduzem bem a corrente 
elétrica pelo fato de existirem partículas móveis 
carregadas em meio líquido (íons).
5. Soluções aquosas são péssimas 
condutoras de corrente elétrica pelo fato de 
não existirem partículas móveis carregadas 
em meio líquido (íons).
6. Eles são formados geralmente por dois 
elementos com relativa diferença de 
eletronegatividade, normalmente ummetal e 
um não metal.
6. Eles são formados por dois ou mais 
elementos com eletronegatividades diferentes, 
geralmente não metais.
86 UNIUBE
E você? Já se perguntou por que os átomos se unem?
Nos capítulos anteriores, você aprendeu que os elétrons estão distribuídos num 
átomo em várias camadas. A camada mais externa recebe a denominação camada 
de valência e, consequentemente, nela se encontram os elétrons de valência.
IMPORTANTE!
Para você entender o motivo pelo qual os átomos se unem, faz -se necessário 
relembrar um conceito extremamente importante, que é a valência de um átomo. 
Os elétrons em um átomo estão divididos em dois grupos:
• Elétrons de valência são os da camada mais externa de um átomo e são 
os que determinarão as propriedades químicas do átomo, uma vez que as 
reações químicas resultam da perda, do ganho ou do rearranjo dos elétrons 
da camada de valência.
• Elétrons das camadas internas não se relacionam com o comportamento 
químico.
Considere, agora, os elementos do grupo principal (aqueles do Grupo A, da 
tabela periódica, conforme você aprendeu no Capítulo 3). Os elétrons de valên-
cia estão distribuídos nos orbitais s e p, da camada mais externa (Quadro 2). Já 
aqueles elétrons acomodados em subcamadas d preenchidas (orbitais d) são 
denominados elétrons de camadas internas.
Para os elementos do grupo principal, o número de elétrons de valência é igual 
ao número do grupo.
PARADA OBRIGATÓRIA
Devido ao fato de todos os elementos de um grupo periódico terem o mesmo 
número de elétrons de valência, podemos afirmar que isso se relaciona com 
a semelhança das propriedades químicas entre componentes do grupo.
Quando se consideram os elétrons de valência para elementos de transição, 
observamos uma diferença. Agora, os elétrons estão nos orbitais ns e (n–1)d, 
conforme se pode notar no Quadro 2. Os elétrons restantes são internos. Da 
UNIUBE 87
mesma forma que, para os elementos do grupo principal, os elétrons do grupo 
de valência para metais de transição governarão as propriedades químicas de 
tais elementos.
Quadro 2: Elétrons de valência e de camadas internas para diversos elementos comuns
Elementos Grupo periódico Elétrons internos Elétrons de valência
Elementos do grupo principal
Na 1A 1s22s22p6 = [Ne] 3s1
Si 2A 1s22s22p6 = [Ne] 3s23p2
As 5A
1s22s22p63s23p63d10 
= [Ar]3d10
4s24p3
Elementos de transição
Ti 4B
1s22s22p63s23p6 = 
[Ne]
3d24s2
Co 8B [Ne] 3d74s2
Mo 6B [Ar] 4d65s1
4.1.3 Símbolo de Lewis para os átomos
No decorrer da Primeira Guerra Mundial, dois americanos, G. N. Lewis e Irving 
Langmuir, e o alemão Walther Kossel publicaram ideias similares e importantes 
sobre ligações químicas.
Destacaremos aqui as ideias de Lewis, que introduziu uma maneira útil de se 
representar os elétrons na camada de valência de um átomo. O símbolo do 
elemento representa o núcleo do átomo junto com os elétrons internos.
Considere, por exemplo, o átomo de sódio (Na).
88 UNIUBE
Átomos que possuem até quatro elétrons de valência, os quais são representados 
por pontos, são colocados um de cada vez em torno do símbolo do elemento. 
Quando se tem mais do que quatro elétrons, estes devem ser colocados ao lado 
de algum outro elétron que lá já esteja. Atualmente tais representações são 
denominadas símbolos de Lewis. O Quadro 3 a seguir apresenta alguns 
símbolos de Lewis para os elementos do grupo principal do segundo e terceiro 
períodos.
Quadro 3: Símbolo de Lewis para alguns elementos
Analisando a distribuição dos elétrons de valência em torno de um átomo em 
quatro pares, entendemos que cada camada de valência de um elemento 
principal do grupo pode acomodar um total de oito elétrons. Tal característica é 
chamada de octeto de elétrons.
UNIUBE 89
A tendência de um elemento químico de apresentar oito elétrons na camada de 
valência será muito importante em nossa discussão sobre ligações químicas, já 
que	um	octeto	de	elétrons	em	torno	de	um	átomo	é	considerado	uma	configuração	
estável.
Essa ideia pode ser racionalizada com base no fato de que os gases nobres, com 
exceção do hélio, têm oito elétrons de valência e, dessa forma, não possuem 
reatividade. Os gases hélio, neônio e argônio não se envolvem em nenhuma 
reação química, enquanto os outros gases nobres apresentam pequena reatividade 
química.
Como comentado anteriormente, as reações químicas envolvem mudanças na 
camada de elétrons de valência. Assim podemos atribuir a inexistente ou pequena 
reatividade	dos	gases	nobres	à	estabilidade	de	sua	configuração	eletrônica	
representada genericamente como sendo ns2 np6. O fato de o hidrogênio em seus 
compostos apresentar dois elétrons em sua camada de valência pode ser 
entendido	como	uma	busca	da	configuração	eletrônica	do	He.
 4.2 Formação de ligações químicas
Conseguiu perceber por que os átomos se unem?
Isso mesmo! Eles fazem as ligações no sentido de obterem um octeto 
completo, adquirindo assim estabilidade.
Reação química é um processo em que substâncias são transformadas em outras 
substâncias por meio do rearranjo, recombinação ou separação de átomos.
SAIBA MAIS
Ao ocorrer uma reação química entre dois átomos, os seus elétrons de valência 
irão se reorganizar, fazendo com que uma força atrativa – uma ligação química 
– ocorra entre eles. Conforme já dissemos anteriormente, as ligações ocorrem 
em dois tipos gerais, iônica e covalente, e sua formação pode ser descrita por 
meio dos símbolos de Lewis.
90 UNIUBE
Assim que ocorre a ligação iônica (quando um ou mais elétrons são transferidos 
de um átomo para outro), criam -se íons positivos (cátions) e negativos (ânions). Veja 
a seguir a reação entre o sódio e o cloro, em que um elétron do átomo de sódio é 
transferido para um átomo de cloro, formando o cátion Na+ e o ânion Cl–.
RELEMBRANDO
Observe a configuração eletrônica do sódio e do cloro antes da ligação:
Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Como o sódio transferiu seu elétron para o cloro, ele ficou com uma carga positiva 
e sua nova configuração é: Na+:1s2 2s2 2p6.
Dessa forma a sua camada de valência passa a ser formada pelos orbitais 2s e 2p, 
que somam um total de 8 elétrons (octeto completo!).
Se você analisar esta configuração eletrônica, concluirá que é a do gás nobre 
neônio, Ne.
Por outro lado, o cloro recebeu um elétron do sódio e sua carga passou a ser 
negativa. A configuração do íon cloro passa a ser a do gás nobre argônio, Ar.
Cl–:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Observe que a camada de valência, formada pelos orbitais 3s e 3p, possui um 
total de 8 elétrons. Note que, em torno de cada átomo de cloro, tem -se um total 
de 8 elétrons.
PARADA PARA REFLEXÃO
UNIUBE 91
Neste caso, ocorreu uma ligação química a partir de uma força atrativa de natureza 
eletrostática entre os íons positivos e negativos. Por outro lado, já na ligação 
covalente, em que os elétrons são compartilhados e não transferidos, dois átomos 
de cloro, para completar o seu octeto, precisam apenas compartilhar um par de 
seus elétrons, sendo um elétron de cada átomo, para formar a ligação covalente.
Analisando atentamente as estruturas de Lewis, percebemos mais uma vez a 
diferença entre a ligação iônica e a covalente. Na verdade, nas duas situações, 
o que acaba ocorrendo é o emparelhamento dos elétrons desemparelhados nos 
átomos participantes das ligações, para formar espécies que apresentem oito 
elétrons na posição do par de elétrons entre os dois átomos ligados. Podemos 
perceber com isso uma significante diferença entre ligações iônicas e ligações 
covalentes. Na molécula de cloro (Cl2), o par de elétrons é compartilhado igualmente 
pelos dois átomos. Já no cloreto de sódio (NaCl), o par de elétrons passou a fazer 
parte da camada de valência do cloro.
Vale ressaltar aqui que os dois tipos de ligação – transferênciacompleta de elétrons 
e compartilhamento igual dos elétrons – são casos extremos. Na grande maioria 
das substâncias, os elétrons são geralmente compartilhados de forma desigual. 
Sendo assim, pode -se pensar que este compartilhamento desigual de elétrons 
poderá levar a uma alteração das propriedades físicas e químicas dos compostos.
4.2.1 Ligação em compostos iônicos
Quando se coloca sódio metálico, na presença de cloro gasoso, acontece uma 
reação explosiva, ou seja, uma reação que ocorre muito rápido e com liberação 
de grande quantidade de energia: “calor”, para formar o cloreto de sódio, da mesma 
forma que o cálcio metálico e o oxigênio reagem para formar o óxido de cálcio. 
Nos dois casos relatados, o produto formado é um composto iônico: no primeiro 
caso, temos o NaCl, que contém íons Na+ e Cl–, e, na segunda situação, o CaO 
é composto por íons Ca2+ e O2–.
92 UNIUBE
∆Hº	(variação	de	entalpia)	representa	a	quantidade	de	calor	envolvida	na	reação.
Uma reação química acontece ou absorvendo (endotérmica) ou liberando (exotérmica) 
calor.	Para	uma	reação	endotérmica	tem-se	∆Hº>0	e,	para	uma	reação	exotérmica,	
tem-se	um	∆Hº<0.
SAIBA MAIS
Na(s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s)	 	 ΔHO = –411,12 kJ/mol
Ca(s) + 1/2O2(g) → CaO(s)	 	 ΔHO = –635,09 kJ/mol
Na frente das reações acima, aparece uma grandeza que denominamos variação 
de	entalpia	(∆Ho). Essa é uma grandeza muito importante em química, que se 
relaciona com a quantidade de calor liberada ou absorvida no decorrer de uma 
reação química. 
Quando	o	valor	de	∆Ho for precedido pelo sinal negativo, temos o que denominamos 
reações exotérmicas. No caso representado acima, temos um exemplo do 
comportamento químico geral dos elementos nesses grupos periódicos, que 
podem ser compreendidos com base nas propriedades periódicas descritas no 
Capítulo 2.
Na formação do NaCl, o sódio precisa doar um elétron para o cloro e cada átomo 
de cloro tem que receber um elétron. Com base nessa informação, demonstre que 
a combinação entre cálcio e flúor resulta em CaF2 e que entre o cloro e o alumínio 
forma-se AlCl3.
AGORA É A SUA VEZ
No Capítulo 2, você deve ter compreendido que os metais alcalinos e alcalinos-terrosos 
apresentam baixas energias de ionização. Dessa forma, relativamente pouca 
energia é necessária para remover os elétrons de valências desses elementos de 
modo a formar os cátions com configuração de gás nobre. Diferentemente, os 
elementos imediatamente anteriores ao Grupo 8A (os halogênios e os elementos 
do Grupo 6A) têm elevadas afinidades eletrônicas.
Neste caso, tais elementos formarão os ânions por meio da adição de elétrons, 
de modo que, na maioria dos casos, ter -se -á um íon com uma configuração 
eletrônica equivalente à do gás nobre seguinte.
UNIUBE 93
Esta tendência para atingir uma configuração de gás nobre pelo ganho ou pela 
perda de elétrons é importante na química dos elementos do grupo principal. 
Outra característica muito importante é o fator energético favorável à formação 
dos compostos. Em todas as reações químicas em que a formação dos produtos 
é favorecida, ou seja, reações químicas espontâneas, estes têm energia potencial 
química mais baixa do que os reagentes. A estrutura resultante de um composto, 
seja ele iônico ou covalente, é aquela que tem a energia potencial mais baixa, ou 
seja, a maior estabilidade termodinâmica.
O fato de elementos químicos reagirem entre si para formar substâncias e estas 
reagirem para formar outras mais estáveis (produtos de uma reação química) vem 
sendo aproveitado pela humanidade há muito tempo. Um exemplo é a energia liberada 
durante a combustão da gasolina no motor de um automóvel, a explosão de dinamite 
para a construção de estrada e túneis etc. Isso tudo só é possível porque os produtos 
dessas reações são mais estáveis do que aqueles que se tinha no início. Sendo assim, 
mantenha sempre em mente o seguinte: tudo na natureza tende ao estado de menor 
energia (maior estabilidade).
IMPORTANTE!
Atividade 1 
O etanol (C2H5OH) é uma substância que vem sendo usada como combustível de 
automóveis no Brasil. O uso do etanol como combustível decorre do fato de que 
sua combustão libera uma grande quantidade de energia (em forma de calor e 
trabalho mecânico). Na combustão do etanol, ocorre uma reação com oxigênio e 
forma -se gás carbônico (CO2) e água, além de vários outros subprodutos, resultantes 
da combustão incompleta.
a) Considerando a discussão acima, qual contém maior quantidade de energia: 
reagentes ou produtos? Justifique sua resposta.
b) Considerando a resposta do item anterior, quem seria mais estável: reagentes 
ou produtos? Explique sua afirmação. 
AGORA É A SUA VEZ
94 UNIUBE
4.2.2 Ligações covalentes e estruturas de Lewis
E a ligação covalente? Como representá -la pelos símbolos de Lewis?
Embora este esquema seja um tanto quanto simplista, ele é útil para se fazer uma 
previsão do tipo de ligação e, consequentemente, das propriedades físicas das 
substâncias obtidas a partir das várias combinações possíveis. Assim podemos 
prever que um composto obtido a partir de Ca (metal) e flúor (não metal) será um 
composto iônico, com ponto de fusão relativamente alto e que, quando dissolvido 
em água, conduzirá corrente elétrica. Por outro lado, um composto formado entre 
carbono (não metal) e oxigênio (não metal) terá características de um composto 
covalente.
IMPORTANTE!
Como vimos anteriormente, na ligação covalente, os pares de elétrons são 
compartilhados entre os átomos ligados. Exemplos de compostos contendo 
ligações covalentes incluem os gases na nossa atmosfera (O2, N2, H2O e CO2), 
combustíveis comuns C3H8 (componente do gás de cozinha), CH3CH2OH (usado 
como combustível em automóveis), CH4 (gás natural usado em usinas 
termoelétricas) e a maioria dos compostos em nosso organismo. As ligações 
covalentes também mantêm unidos os átomos em íons comuns como HSO3–, 
CO32–, CN–, NH4+, NO3–, SO42– e PO43–.
Considere, por exemplo, o sulfato de sódio (Na2SO4), o principal componente 
do giz.
UNIUBE 95
Vamos entender os princípios básicos de estrutura e ligação, usando como 
exemplos moléculas e íons mais simples, porém os mesmos princípios aplicam-se 
a moléculas complexas, desde a aspirina a proteínas e DNA, que apresentam 
milhares de átomos.
Você deve ter notado que as moléculas e os íons que acabamos de mencionar 
são compostos formados inteiramente por não metais.
Um ponto importante a ser ressaltado é que, em moléculas e íons constituídos 
apenas por átomos de não metais, os átomos estão unidos por ligações covalentes. 
Diferentemente, a presença de um metal em uma fórmula é um sinal de que o 
composto é provavelmente iônico.
Ligação Covalente
Não metal + Não metal
Hidrogênio + Não metal
Ligação Iônica
Metal + Não metal
Hidrogênio + Metal
96 UNIUBE
Atividade 2
Faça uma previsão do tipo de ligação existente entre os 
seguintes pares de elementos com o auxílio da tabela 1 
e da tabela periódica, apresentando duas possíveis 
propriedades físicas do composto formado.
a) Ca e Cl
b) C e O 
c) K e Br
d) C, H e N
Atividade 3
Os metais alcalinos não são encontrados na natureza 
na forma elementar, mas sim combinados com outros 
elementos. Os metais alcalinos, quando obtidos na forma 
elementar, são tão reativos que não podem ser deixados 
expostos ao ar, pois reagem com o oxigênio. O sódio, por exemplo, é guardado em 
querosene para evitar o contato com o ar. A água não pode ser usada no lugar do 
querosene, porque o sódio reage violentamente com ela. Relacione as ideias de 
energia, estabilidade e reatividade para explicar esses fatos.
AGORA É A SUA VEZ
 4.3 Estrutura eletrônica de Lewis
Como já mencionamos em momentos anteriores, a ligação covalente é resultante 
do compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos.Dessa forma 
o par de elétrons entre os dois átomos de uma molécula de H2 é representado por 
um par de pontos ou uma linha.
UNIUBE 97
Tais representações são denominadas estruturas eletrônicas de Lewis, ou estrutura 
de Lewis.
Aprendemos agora uma sistemática para escrever as estruturas de Lewis para 
diferentes compostos. As estruturas simples de Lewis podem ser desenhadas 
começando com símbolos de Lewis para os átomos e, posteriormente, arranjando 
os elétrons de valência para formar as ligações. Considere que queiramos criar 
a	estrutura	de	Lewis	para	a	molécula	de	flúor	(F2). Comecemos com o símbolo de 
Lewis	para	o	átomo	de	flúor.	O	flúor	pertence	ao	grupo	7A,	portanto	possui	sete	
elétrons	de	valência.	Dispondo	os	elétrons	aos	pares	em	torno	do	flúor,	percebemos	
que o símbolo de Lewis mostra que o átomo de F apresenta um único elétron 
desemparelhado, ao lado de três pares de elétrons. Já no F2 os elétrons 
desemparelhados, sendo um de cada átomo de F, estão emparelhados, formando 
a ligação covalente.
Uma diferenciação importante entre os pares de elétrons é feita aqui. O par de 
elétrons da ligação F–F é o par de ligação, ou par ligado. Os outros seis pares 
que	estão	livres	em	torno	do	átomo	de	flúor	são	denominados	pares	isolados.	
Pelo fato de eles não estarem envolvidos na ligação, também são chamados de 
elétrons não ligantes.
Os pares isolados podem ser muito importantes na estrutura. Estando na mesma 
camada de valência que os elétrons envolvidos nas ligações, eles podem influenciar 
a forma da molécula, determinando, por exemplo, a sua polaridade.
Toda linha existente entre dois ou mais elementos simboliza o compartilhamento de 
um par de elétrons. Assim duas linhas (ligação dupla) simbolizam o compartilhamento 
de dois pares de elétrons; três linhas (ligação tripla) são o compartilhamento de três 
pares de elétrons.
IMPORTANTE!
98 UNIUBE
Na	molécula	de	flúor,	observamos	a	formação	de	uma	única	ligação.	Essa	liga-
ção é denominada ligação simples. Entretanto existem moléculas nas quais os 
átomos fazem mais do que uma única ligação. Exemplos são o dióxido de car-
bono, CO2, e o nitrogênio, N2, em que os átomos apresentam ligações múltiplas, 
ou seja, compartilham mais de um par de elétrons.
Na molécula do dióxido de carbono, o átomo de carbono compartilha dois pares 
de elétrons com cada átomo de oxigênio e, portanto, está ligado a cada O por 
uma ligação dupla. A camada de valência de cada átomo de oxigênio no CO2 
tem dois pares de ligação e dois pares isolados.
Já no nitrogênio os dois átomos de nitrogênio compartilham três pares de elé-
trons, portanto estão ligados por uma ligação tripla. Observe que cada átomo 
de N possui um único par isolado. Como você verá no Capítulo 4, o par isolado 
assume	um	papel	importantíssimo	na	configuração	espacial	de	algumas	molé-
culas, sendo que esta estará intimamente relacionada com as forças intermole-
culares que atuam entre elas, sendo uma das responsáveis pelas propriedades 
físicas das substâncias.
 4.4 A regra do octeto
Como escrever uma estrutura de Lewis para um composto qualquer? Existe 
alguma sistemática para isto? A partir de agora, procuraremos uma resposta para 
essas perguntas. Uma observação importante pode ser feita sobre as moléculas 
que você viu até aqui: cada átomo (exceto H) tem na camada de valência quatro 
pares	de	elétrons,	assim	cada	um	atingiu	uma	configuração	de	gás	nobre,	ou	seja,	
está rodeado por um octeto de elétrons. A tendência das moléculas e íons 
poliatômicos de possuir estruturas em que oito elétrons cercam cada átomo é 
conhecida como regra do octeto. Na molécula de nitrogênio, uma ligação tripla é 
necessária para que se tenha um octeto em torno de cada átomo de nitrogênio. 
No átomo de carbono e em ambos os átomos de oxigênio no CO2,	a	configuração	
do octeto é atingida por meio da formação de ligações duplas.
UNIUBE 99
Embora a regra do octeto seja largamente aplicada, há exceções. Felizmente, mui-
tas serão óbvias, como quando um elemento faz mais de quatro ligações ou quando 
ocorre um número ímpar de elétrons.
IMPORTANTE!
Alguns passos podem ser seguidos para se escrever as estruturas de Lewis para 
os compostos. Vamos tomar o formaldeído (metanal), CH2O, como exemplo: (KOTZ 
e TREICHEL, 2005).
SAIBA MAIS
1. Escolha do átomo central. O átomo central é geralmente aquele com a 
afinidade	eletrônica	mais	 baixa.	No	CH2O, por exemplo, o átomo central é 
C. Você reconhecerá que certos tipos de átomos aparecem frequentemente 
como átomo central, entre eles C, N, P e S. Halogênios são em geral átomos 
terminais que formam uma única ligação com outro átomo, mas podem ser 
átomos centrais quando combinados com O nos oxiácidos (como HClO4). O 
oxigênio é o átomo central na água, mas, em conjunção com o carbono, nitro-
gênio, fósforo e halogênios, é em geral um átomo terminal. O hidrogênio é um 
átomo terminal porque ele faz uma única ligação.
100 UNIUBE
As eletronegatividades relativas dos átomos podem também ser usadas para se 
escolher o átomo central.
IMPORTANTE!
2. Determine o número total de elétrons de valência na molécula ou íon. Em 
uma molécula neutra, esse número será a soma dos elétrons de valência de 
cada átomo. Para um ânion, adicione um número de elétrons igual à carga 
negativa e para um cátion, retire um número de elétrons igual à carga positiva. 
O número de pares de elétrons de valência será metade do número total de 
elétrons de valência
Elétrons de valência = 12e– ou 6 pares de e–.
= 4 para o C e (2 x 1 para 2 átomos de H) + 6 para o O.
Para compostos simples, o primeiro átomo em uma fórmula é frequentemente o 
átomo central (por exemplo, SO2, NH4+, NO3–). Entretanto este não é sempre o caso. 
Exceções notáveis incluem a água (H2O) e a maioria dos ácidos comuns (HNO3 e 
H2SO4), em que o hidrogênio ácido é geralmente escrito primeiro, mas em que N 
ou S são os átomos centrais.
IMPORTANTE!
3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados para formar 
uma ligação simples. Aqui, três pares de elétrons são usados para fazer três 
ligações simples (que são representadas por linhas únicas). Falta usar três 
pares de elétrons.
4. Use todos os pares restantes como pares isolados em torno de cada átomo 
terminal (exceto H) de modo que cada átomo esteja rodeado por oito elétrons. 
Se, depois disso feito, houver elétrons sobrando, atribua -os ao átomo central. 
UNIUBE 101
Se o átomo central for um elemento do terceiro período ou de um período 
maior, ele pode acomodar mais de oito elétrons.
Aqui todos os seis pares foram atribuídos, mas o átomo de carbono tem par-
ticipação em apenas três deles.
5. Se o átomo central contiver menos de oito elétrons nesse ponto, mova um ou 
mais pares isolados dos átomos terminais para uma posição intermediária 
entre o átomo central e o terminal para formar ligações múltiplas.
Como regra geral, ligações duplas ou triplas são formadas quando ambos os 
átomos pertencem à seguinte lista: C, N, O ou S. Isto é, ligações como C=C, 
C=N, C=O e S=O serão encontradas frequentemente.
 4.5 Prevendo estruturas de Lewis
As estruturas de Lewis são úteis para se obter uma perspectiva da estrutura e 
da química de uma molécula ou íon. As diretrizes para se desenhar as estruturas 
de Lewis são úteis, mas os químicos podem também se basear em padrões de 
ligação em moléculas semelhantes.
102 UNIUBE
4.5.1 Compostos de hidrogênio
O número de ligações formadas por um elemento pode ser facilmente derivado 
a partir de sua estrutura de Lewis. Um exemplo que podemos citar é o seguinte: 
se não há nenhuma carga, o nitrogênio tem cinco elétrons de valência. Dois 
elétrons estão na forma de par isolado, enquanto os outros três estão como 
elétrons desemparelhados com um elétron de outro átomo. Dessa forma 
espera-se que o átomo de N forme três ligaçõesem moléculas sem cargas e 
isso é o que de fato ocorre. Do mesmo modo, espera -se que o carbono forme 
quatro	ligações;	o	oxigênio,	duas	e	o	flúor,	uma,	conforme	pode	ser	notado	no	
esquema a seguir.
Na química presente em nosso cotidiano, os hidrocarbonetos (compostos 
formados apenas por carbono e hidrogênio) são de extrema importância. Eles 
estão presentes no gás de cozinha, nos combustíveis, no gás natural etc. Os 
primeiros dois membros da série denominada alcanos (os hidrocarbonetos mais 
simples) são CH4 e C2H6. Você poderia então perguntar qual seria a estrutura 
de Lewis do terceiro membro da série: o propano, C3H8? Neste ponto, devemos 
imaginar que os átomos dessa série formam ligações de maneira previsível. 
Conforme discutimos anteriormente, o carbono deverá formar quatro ligações, 
enquanto o hidrogênio poderia ligar -se a somente outro átomo.
Dessa forma o único arranjo de átomos que atenderia a esses critérios apresenta 
três átomos de carbono unidos por ligações simples carbono -carbono. As outras 
posições em torno dos átomos de carbono são completadas com átomos de 
hidrogênio, de modo que teremos, assim, três átomos de hidrogênio nos dois 
átomos carbonos da extremidade da molécula e dois hidrogênios no átomo de 
carbono no meio:
UNIUBE 103
4.5.2 Ressonância
Vamos agora aplicar os conceitos aprendidos anteriormente à molécula de ozônio, 
O3, um gás instável, azul, com um odor irritante característico e que protege a Terra 
e seus habitantes da radiação ultravioleta intensa do Sol. Observamos que há duas 
maneiras possíveis de se escrever a estrutura de Lewis para a molécula:
Tais estruturas são equivalentes no sentido de que cada uma delas apresenta 
uma dupla ligação de um lado do átomo central de oxigênio e uma ligação simples 
do outro. Supondo que qualquer uma delas fosse a estrutura real do ozônio, 
deveríamos ter uma das ligações mais curta (O=O) do que a outra (O–O).
A estrutura verdadeira da molécula de ozônio mostra que 
este não é o caso. Sendo assim, o que se pode concluir 
é que nenhuma dessas estruturas de Lewis representa 
corretamente as ligações de ozônio.
Um importante cientista, Linus Pauling, propôs a teoria 
da ressonância para resolver o problema. Segundo ele, 
as estruturas de ressonância representam a ligação em 
uma molécula qualquer ou em um íon quando uma única 
estrutura de Lewis não descreve precisamente a estrutura 
eletrônica verdadeira.
Linus Carl Pauling 
(1901 -1994)
Foi um dos maiores 
químicos de todos os 
tempos e certamente 
um cidadão muito 
importante neste 
século, pois foi a única 
pessoa a receber o 
famoso Prêmio Nobel 
por duas vezes, por 
motivos completamente 
diferentes.
104 UNIUBE
Desse modo as estruturas alternativas apresentadas para o ozônio são denominadas 
estruturas de ressonância. Suas ligações são idênticas e energeticamente iguais. 
Você então deve enxergar que a estrutura real da molécula do ozônio é uma 
mistura, ou híbrido de ressonância, das estruturas de ressonância equivalentes. 
Esta conclusão é coerente com resultados experimentais que mostram que a 
ligação O–O tem comprimento de 127,8pm, valor intermediário entre o comprimento 
médio de uma ligação dupla O=O (121pm) e uma ligação simples O–O (132pm).
Descrever uma molécula como uma mistura de diferentes estruturas de ressonância 
é o mesmo que descrever uma cor de tinta como uma mistura de cores primárias. 
A tinta verde é uma mistura da tinta amarela com a tinta azul. Não podemos 
descrever o verde com base em apenas uma das cores (azul ou amarelo), mas 
sim uma mistura das duas.
Um outro hidrocarboneto, o benzeno, é um exemplo clássico em que a ressonância 
é usada para representar uma estrutura. A molécula de benzeno é um anel de 
seis átomos de carbono com seis ligações carbono -carbono equivalentes (e um 
átomo de hidrogênio ligado a cada átomo de carbono). Todas as ligações entre 
os átomos de carbono têm 144pm de comprimento, que é um valor intermediário 
entre o comprimento médio de uma ligação dupla C=C (134pm) e uma ligação 
simples C–C (154 pm).
 4.6 Exceções à regra do octeto
Será que todas as moléculas que conhecemos seguem a regra de 
octeto? Existirão exceções?
Embora a maioria dos compostos e dos íons moleculares obedeça à regra do 
octeto, existem algumas exceções, incluindo as moléculas e os íons que possuem 
um número menor do que quatro pares de elétrons em torno do átomo central. 
Duas outras situações são aquelas em que se tem mais do que quatro pares e 
aquelas em que se tem um número ímpar de elétrons.
O elemento químico boro, um não metal do Grupo 3 ou 3A, apresenta três elétrons 
de valência e, sendo assim, poderemos esperar que ele forme três ligações 
covalentes com outros elementos não metálicos. Este resultado leva a uma 
camada de valência com somente seis elétrons para o boro em seus compostos, 
dois a menos do que um octeto. Dos compostos de boro, muitos desse tipo são 
conhecidos, incluindo alguns compostos comuns, como o ácido bórico (B(OH)3) 
UNIUBE 105
(usado em colírios para os olhos), o bórax (Na2B4O5(OH)4.8H2O) 
(empregado na produção de sabões) e os trialetos de boro 
(BBr3 e BI3) (importantes em sínteses orgânicas).
Aqueles compostos de boro, tais como o BF3, em que faltam dois elétrons para 
se completar o octeto, são bastante reativos. Como sabemos, o átomo de boro 
pode acomodar um quarto par de elétrons, mas somente quando este par é 
fornecido por um outro átomo, já que ele não apresenta mais um elétron para 
compartilhar com um outro átomo. Moléculas ou íons com pares isolados podem 
desempenhar esse papel. Você se lembra do par de elétrons isolado sobre o 
átomo de nitrogênio na molécula de amônia? Neste caso, a amônia reage com 
BF3 para formar o H3N à BF3. A ligação entre os átomos de B e N utiliza um par 
de elétrons originado do átomo de N (par isolado). Um outro exemplo, agora 
com um íon, é a reação do fluoreto (F–) com BF3 para formar o íon BF4–.
Ligação coordenada é aquela em que o par de elétrons da ligação provém de apenas 
um dos átomos. Esse tipo de ligação também era denominado ligação dativa. 
Entretanto atualmente se recomenda a utilização do termo ligação coordenada.
EXPLICANDO MELHOR
Bórax
Este mineral 
comum, utilizado 
em sabões, 
contém um ânion 
interessante, 
B4O5(OH)42–. Este 
íon de boro e 
oxigênio apresenta 
dois átomos de B 
rodeados por 
quatro pares de 
elétrons e dois 
átomos de B 
rodeados por 
apenas três pares.Triflureto de Boro Ácido Bórico
Átomo d B rodeado por 
4 pares de elétrons
Átomo d B rodeado por 
3 pares de elétrons
106 UNIUBE
O tipo de ligação abordado anteriormente apresenta uma característica peculiar 
que é o fato de o par de elétrons da ligação ser oriundo de apenas um dos átomos 
que estão ligados. Esta ligação é denominada ligação covalente coordenada. Nas 
estruturas de Lewis, uma ligação covalente coordenada pode ser designada por 
uma seta (→) que aponta do átomo que doa o par de elétrons para o átomo que 
o recebe.
Por outro lado, existem aqueles elementos em que um dos átomos acaba aceitando 
mais do que oito elétrons na camada de valência. Os elementos do terceiro período 
ou em períodos mais elevados frequentemente apresentam esta tendência. Na 
maioria dos compostos e dos íons nessa categoria, o átomo central está ligado a 
átomos	pequenos	como	o	flúor,	o	cloro	ou	o	oxigênio.
A partir da fórmula de um composto, é natural percebermos que existe um número 
maior de elétrons na camada de valência de determinado átomo. Vamos considerar 
o	hexafluoreto	de	enxofre,	SF6, gás formado pela reação do enxofre com excesso 
de	gás	flúor.
O	enxofre	é	o	átomo	central	nesse	composto	e	o	flúor	liga	-se	geralmente	a	apenas	
outro átomo com uma ligação simples de um par de elétrons, por exemplo, no HF 
(usado para escrever em vidros) e CF4. Como são necessáriasseis ligações S–F 
no SF6, concluímos que haverá seis pares de elétrons na camada de valência do 
átomo de enxofre.
Quando se tem mais do que quatro grupos ligados a um átomo central tem -se 
forte evidência de que existem mais de oito elétrons em torno do referido átomo.
Uma observação importante aqui é que apenas elementos do terceiro período 
e períodos mais elevados da Tabela Periódica formam compostos e íons em 
que o octeto é expandido. Elementos do segundo período, tais como B, C, N, 
Ligação covalente coordenada
UNIUBE 107
O tipo de ligação abordado anteriormente apresenta uma característica peculiar 
que é o fato de o par de elétrons da ligação ser oriundo de apenas um dos átomos 
que estão ligados. Esta ligação é denominada ligação covalente coordenada. Nas 
estruturas de Lewis, uma ligação covalente coordenada pode ser designada por 
uma seta (→) que aponta do átomo que doa o par de elétrons para o átomo que 
o recebe.
Por outro lado, existem aqueles elementos em que um dos átomos acaba aceitando 
mais do que oito elétrons na camada de valência. Os elementos do terceiro período 
ou em períodos mais elevados frequentemente apresentam esta tendência. Na 
maioria dos compostos e dos íons nessa categoria, o átomo central está ligado a 
átomos	pequenos	como	o	flúor,	o	cloro	ou	o	oxigênio.
A partir da fórmula de um composto, é natural percebermos que existe um número 
maior de elétrons na camada de valência de determinado átomo. Vamos considerar 
o	hexafluoreto	de	enxofre,	SF6, gás formado pela reação do enxofre com excesso 
de	gás	flúor.
O	enxofre	é	o	átomo	central	nesse	composto	e	o	flúor	liga	-se	geralmente	a	apenas	
outro átomo com uma ligação simples de um par de elétrons, por exemplo, no HF 
(usado para escrever em vidros) e CF4. Como são necessárias seis ligações S–F 
no SF6, concluímos que haverá seis pares de elétrons na camada de valência do 
átomo de enxofre.
Quando se tem mais do que quatro grupos ligados a um átomo central tem -se 
forte evidência de que existem mais de oito elétrons em torno do referido átomo.
Uma observação importante aqui é que apenas elementos do terceiro período 
e períodos mais elevados da Tabela Periódica formam compostos e íons em 
que o octeto é expandido. Elementos do segundo período, tais como B, C, N, 
O e F, comportam um máximo de oito elétrons na sua camada 
de valência. Considerando o nitrogênio vemos que ele forma 
compostos e íons como o NH3, o NH4+ e NF3, mas o NF5 não 
é conhecido. O fósforo, elemento do terceiro período 
pertencente à mesma família do nitrogênio, forma as espécies 
PH3, PH4+ e PF3. Porém este elemento pode acomodar até 
cinco ou seis pares de elétrons de valência em compostos, 
tais como o PF5, ou em íons como o PF6–.
O arsênico, o antimônio e o bismuto, elementos abaixo do fósforo no Grupo 5A, 
são semelhantes ao fósforo em seu comportamento. Lembra -se do Capítulo 2 
sobre as propriedades periódicas?
Como explicar tais diferenças? Atualmente a explicação para o comportamento 
contrastante entre os elementos do segundo e terceiro períodos baseia -se no 
número de orbitais na camada de valência destes átomos. Elementos do segundo 
período apresentam quatro orbitais de valência (um orbital 2s e três orbitais 2p). 
No Capítulo 2, vimos que cada orbital acomoda no máximo dois elétrons. Isto 
resulta em um total de oito elétrons ao redor de um átomo. Já, quando se 
consideram elementos do terceiro período e posterior, os orbitais d na camada 
exterior possuem energia muito parecida com aquela dos orbitais s e p, de modo 
que agora poderemos ter os orbitais s, p e d envolvidos nas ligações. 
Exemplificando,	para	o	fósforo,	os	orbitais	3d se unem aos orbitais 3s e 3p como 
orbitais de valência. Dessa forma os orbitais d juntamente com os outros (s e p) 
fornecem ao elemento a possibilidade de acomodar 12 elétrons (ou mais).
Existem, entretanto, moléculas que apresentam um número ímpar de elétrons. 
Exemplos são os óxidos de nitrogênio – NO, com 11 elétrons de valência, e NO2, 
com 17 – que fazem parte de um pequeno grupo de moléculas estáveis com 
número ímpar de elétrons. Com um número ímpar de elétrons torna -se impossível 
escrever estruturas que obedeçam à regra do octeto para essas moléculas. No 
entanto este fato não nos impossibilita de escrever uma estrutura de Lewis para 
tais moléculas. Ela poderá ser escrita e representará de forma aproximada as 
ligações presentes na molécula. Para a molécula de NO2, teremos as estruturas 
representadas a seguir.
Observe o elétron desemparelhado sobre cada molécula.
108 UNIUBE
Uma evidência experimental para o NO2 indica que a ligação entre N e O é intermediária 
entre uma ligação dupla e uma tripla. Já para o NO tem -se que é praticamente 
impossível apresentar uma estrutura de Lewis que consiga explicar as observações 
experimentais acerca de tal composto. Sendo assim, faz se necessária uma outra 
teoria sobre ligação para se entender a ligação presente no NO.
Estes dois óxidos do nitrogênio, NO e NO2, pertencem a um grupo de substâncias 
químicas denominadas radicais livres. Os radicais livres são espécies químicas 
que apresentam elétrons desemparelhados. Esses elétrons desemparelhados 
fazem com que tais espécies se tornem bastante reativas. Estes compostos estão 
muito envolvidos com a poluição do meio ambiente. Pequenas quantidades de 
NO são liberadas pelos escapamentos de veículos. Este NO transforma -se em 
NO2 rapidamente e se decompõe na presença da luz solar e do oxigênio para 
formar mais NO, bem como ozônio, O3. Este ozônio formado na baixa atmosfera 
passa também a ser um poluente muito prejudicial ao sistema respiratório.
Radicais livres podem ser gerados em nosso organismo, por exemplo, quando 
somos expostos à radiação ionizante. Esses radicais são altamente reativos e podem 
causar sérios danos à nossa saúde.
EXPLICANDO MELHOR
NO2(g) + O2(g) → NO(g) + O3(g)
Estes dois óxidos de nitrogênio, NO e NO2, apresentam características próprias, 
uma vez que sua reatividade não é tão alta a ponto de poderem ser isolados em 
laboratório. O NO2, quando é resfriado, sofre um processo de dimerização, 
ocorrendo o emparelhamento dos elétrons desemparelhados, formando o N2O4.
Atividade 4
Com base no que foi discutido anteriormente, explique o fato de existir o composto 
PCl5 e não existir o NCl5.
AGORA É A SUA VEZ
UNIUBE 109
 4.7 Ligação metálica
Diferentemente da ligação iônica que ocorre entre íons positivos e negativos, a 
ligação metálica só ocorre entre metais. 
Nesse tipo de ligação química, temos átomos 
que tendem a perder elétrons, os elétrons de 
valência, e, ao ocorrer tal perda, transformam -se 
em cátions. Como diminuem de tamanho, 
aproximam -se uns dos outros num arranjo cris-
talino, sendo que ao redor desse aglomerado 
de cátions estarão os elétrons que antes perten-
ciam à camada de valência de cada um. Esse 
amontoado de elétrons, circundando os cátions, 
recebe o nome de “mar de elétrons livres” ou 
“nuvem de elétrons livres”. É devido a essa nu-
vem de elétrons livres que ocorre a estabilização da estrutura metálica, funcio-
nando como uma cola que une os cátions do cristal metálico.
Ao representar um cristal metálico formado por átomos iguais, o mais sensato 
seria escrever Fen, Cun etc., uma vez que a substância metálica é constituída 
por um número infindável (n) de átomos metálicos. Por simplificação, representa-
-se um metal apenas por seu símbolo: Fe, Cu etc. Há substâncias metálicas 
formadas por metais diferentes e recebem o nome de Ligações metálicas. 
4.7.1 As principais ligas metálicas
Independentemente de ser uma substância metálica formada por um único 
elemento metálico, ou mais de um, a estrutura do mar de elétrons livres oferece 
à substância uma elevada capacidade de conduzir corrente elétrica e também 
calor. Isto se deve à grande mobilidade dos elétronslivres.
Para qualquer meio conduzir corrente elétrica, ele deve possuir cargas livres (íons 
ou elétrons). Nos metais o “mar de elétrons” é responsável pelo fato de fios de cobre 
conduzirem a eletricidade até nossas casas. Esses elétrons também são responsáveis 
pela relativa facilidade com a qual os metais conduzem o calor. Ao colocar uma 
colher de metal sobre a chama de um fogão, podemos sentir rapidamente a 
transmissão de calor até nossas mãos.
SAIBA MAIS
110 UNIUBE
Liga metálica Constituição
Latão 67% de cobre (Cu) + 33% de zinco (Zn)
Bronze 90% de cobre (Cu) + 10% de estanho (Sn)
Ouro branco Ouro (Au) + níquel (Ni 20% a 50%)
Ouro 18 quilates 18 g Ouro + 6 g de prata ou cobre
Ouro 12 quilates 12 g de Ouro + 12 g de prata ou cobre
Aço carbono 98% de ferro (Fe) + 2% de C
Aço inox 74% de aço carbono + 18% de Cr + 8% de Ni
Ímã 63% de Fe + 20% de Ni + 12% de Al + 5% Co
Amálgama dental Hg + outros metais como Sn, Ag, Cu, Cd
Solda elétrica 67% de Pb + 33% de Sn
Essas substâncias podem ser moles ou duras, porém, contrastando com as 
substâncias iônicas, não são de todo quebradiças, pois, ao se deslocar alguns 
cátions do cristal, o mar de elétrons estabiliza -os novamente, não ocorrendo 
repulsão imediata. 
As substâncias metálicas são estáveis em conformidade com o cristal que 
conseguem formar e, por isso, possuem elevadas temperaturas de fusão, como 
as substâncias iônicas. 
Atividade 5
Nenhuma teoria convencional de ligação química é capaz de justificar as propriedades 
dos compostos metálicos. Investigações indicam que os sólidos metálicos são 
compostos de um arranjo regular de íons positivos, no qual os elétrons das ligações 
estão apenas parcialmente localizados. Isto significa dizer que se tem um arranjo 
de íons metálicos distribuídos em um “mar” de elétrons móveis. Com base nestas 
informações, é correto afirmar que os metais, geralmente:
a) Têm elevada condutividade elétrica e baixa condutividade térmica.
b) São solúveis em solventes apolares e possuem baixas condutividades térmica e 
elétrica.
c) São insolúveis em água e possuem baixa condutividade elétrica.
d) Conduzem com facilidade a corrente elétrica e são solúveis em água.
e) Possuem elevadas condutividades elétrica e térmica.
AGORA É A SUA VEZ
UNIUBE 111
 4.8 Breve história do DNA – uma “ligação” entre a química e a vida
As pessoas têm usado materiais para armazenar 
informações desde o tempo das pinturas em cavernas. 
A natureza já faz isso há milhões de anos por meio 
do que conhecemos como ácido desoxirribonucleico 
(DNA). O DNA é formado por duas hélices que se 
mantêm unidas uma à outra. Cada hélice da molécula 
da dupla hélice do DNA consiste em três unidades: 
um fosfato, uma molécula desoxirribose (uma 
molécula de açúcar com um anel de cinco membros) 
e uma base nitrogenada. As bases do DNA podem 
ser uma entre quatro moléculas: adenina (A), guanina 
(G), citosina (C) ou timina (T).
Um pergunta natural de se fazer é: por que o DNA tem duas hélices com o 
esqueleto O – P – O – C – C – C na parte exterior e as bases nitrogenadas no 
interior? Este fato pode ser explicado pelas propriedades das ligações entre as 
moléculas das bases ligadas ao esqueleto. Os átomos de H, unidos ao N, na 
molécula de adenina possuem carga positiva e isso resulta numa forma especial 
de ligação, denominada ligação de hidrogênio, com a molécula de base da cadeia 
vizinha. Sendo assim, a ligação química acaba sendo uma força diretora no 
processo de armazenamento das informações genéticas dos indivíduos, 
sustentando dessa forma a vida. Você terá uma noção mais detalhada da 
importância da ligação de hidrogênio em estudos posteriores.
Você aprenderá muito sobre ligação de hidrogênio no próximo capítulo. Este 
conhecimento vai ajudá -lo a entender uma série de fenômenos importantes.
 4.9 Conclusão
A combinação ou recombinação de átomos dá origem a várias substâncias 
diferentes, mas já vimos que essas interações entre átomos ocorrem segundo 
regras, ou tendências destes próprios átomos. Na grande maioria, os átomos 
adquirem estabilidade quando apresentam oito elétrons na camada mais 
externa, também chamada de camada de valência, seguindo a configuração 
eletrônica dos gases nobres. As ligações iônicas possuem como principal 
característica a geração de cátions e ânions, ou seja, formam -se forças 
eletrostáticas. As ligações covalentes se caracterizam pelo compartilhamento 
de elétrons por dois ou mais átomos e as ligações metálicas que ocorrem entre 
átomos metálicos, formando ligas. 
DNA
Uma molécula chamada de 
ácido desoxirribonucleico, 
que é usada para armazenar 
informação genética que 
permite aos seres vivos se 
reproduzirem. Cada célula 
viva contém pelo menos 
uma molécula de DNA para 
controlar a produção de 
proteínas e carregar 
informação genética de uma 
geração de células para a 
próxima.
112 UNIUBE
Os elétrons participantes das ligações, elétrons de valência, podem ser 
representados por símbolos de pontos, chamados de símbolos de Lewis. Às 
vezes as estruturas de Lewis são insuficientes para representar uma molécula. 
Esses compostos são descritos usando duas ou mais estruturas de ressonância, 
sendo vistos como uma mistura destas estruturas múltiplas. 
Atividade 6
6.1 Que características as partículas devem apresentar em um meio para que 
haja passagem de corrente elétrica em um sistema?
6.2 Por que, quando fundido, o cloreto de sódio conduz corrente elétrica?
6.3 Quantas ligações covalentes os elementos da família do nitrogênio precisam 
estabelecer para completarem seu octeto?
6.4 Suponha que, em um outro universo, os elementos apresentem a tendência 
a completar o noneto (nove elétrons na camada de valência) e não o octeto 
como aprendemos nesta unidade. Uma ligação covalente é estabelecida 
quando três elétrons são compartilhados entre dois átomos. Sendo assim, 
desenhe a estrutura de Lewis para os compostos que seriam formados a 
partir de:
a) hidrogênio e oxigênio;
b) hidrogênio e flúor.
6.5 O elemento fósforo tem fórmula molecular P4. Proponha uma estrutura de 
Lewis para esta molécula. (Pense: cada átomo de fósforo deve se ligar a 
outros três átomos de fósforo.)
Atividade 7
7.1 Classifique os compostos listados abaixo como covalentes ou iônicos.
CH4, KF, CO, SiCl4 e BaCl2.
7.2 Escreva a estrutura de Lewis para o AlCl3. Mostre que no AlCl3 o alumínio não 
atende à regra do octeto.
7.3 Escreva estruturas de Lewis aceitáveis para os seguintes poluentes atmosféricos: 
a) SO2; b) NO2; c) O3; d) CO; e) SO3; f) (NH4)2SO4. Qual deles é um sólido?
AGORA É A SUA VEZ
UNIUBE 113
7.4 Os seguintes dados foram encontrados em um Handbook (livro com uma série 
de propriedades químicas e físicas de elementos e compostos).
Cânfora – C10H16O – cristais incolores, densidade de 0,990g/cm3	a	25ºC,	sublima	
a	204ºC,	insolúvel	em	água	e	muito	solúvel	em	água	e	éter.
Cloreto de praseodímio – PrCl3 – cristais verde -azulados em forma de agulhas, 
densidade de 4,02g/cm3	a	25ºC,	ponto	de	fusão	igual	a	786ºC,	ponto	de	ebulição	
igual	a	1.700	ºC,	solubilidade	em	água	fria	igual	a	103,9	g/ml	e	muito	solúvel	em	
água quente. Você descreveria cada um desses compostos como iônico ou 
covalente? Por quê?
7.5 Explique por que HCl é uma molécula polar e Cl2 não é uma molécula polar.
7.6 Explique por que uma solução de NaCl conduz corrente elétrica enquanto uma 
solução de sacarose (açúcar comum) não conduz. E álcool etílico (C2H5OH) em 
água conduzirá? Explique.
7.7 Cerâmicas são compostos inorgânicos tal como Al2O3 (utilizado na fabricação 
de velas de ignição para motores e substrato para peças microeletrônicas), SiO2 
(isolante elétrico em microeletrônica), Fe3O4 (usado na produção de memórias 
de computadores) e SiC (um abrasivo). Com base em seus conhecimentos, diga 
qual o tipo (caráter) deligação (iônica ou covalente) predomina em cada um 
dos compostos, justificando a sua escolha.
Atividade integradora
O uso de materiais e ligação química
Para realização desta atividade, você deverá pesquisar sobre um determinado 
material com o objetivo de entender suas propriedades e explicá -las com base 
nos modelos de ligação química, verificando como a utilização desse material 
para fabricar diferentes objetos e artefatos do cotidiano urbano, industrial e rural 
relaciona -se com essas propriedades. Procure se informar sobre os processos 
de obtenção do material estudado, a distribuição das reservas de matéria -prima 
para sua obtenção no Brasil e no mundo, assim como as implicações sociais e 
ambientais da sua produção e uso. Você deverá escolher o material a ser 
estudado entre os seguintes grupos:
• Metais – ferro e aço.
• Metais – alumínio e cobre.
AGORA É A SUA VEZ
114 UNIUBE
• Materiais cerâmicos – vidros e tijolos refratários.
• Materiais de origem natural – madeira, papel, fibras vegetais.
• Novos materiais – biomateriais, catalisadores, polímeros condutores, nanomateriais.
• Plásticos e borrachas.
• Silício e outros materiais usados na fabricação de componentes eletrônicos.
No relatório que deve ser feito sobre o material, você deverá responder às questões 
e atender às demandas:
1) Qual é a origem do material considerado? Como ele é produzido e/ou extraído? 
Descreva todas as fases do processo de extração e do processo industrial de 
produção. Qual é o impacto ambiental e social de sua produção e extração? 
Quais são as reservas potenciais em uso das matérias -primas para fabricação 
desse material no Brasil?
2) Descreva uma aplicação de um produto em que esse material é usado. Deixe 
claro que propriedades fazem com que o material seja indicado para esse uso.
3) Quais são os principais impactos ambientais e sociais decorrentes do uso desse 
material?
4) Como o uso do material estudado pode contribuir ou não para o desenvolvimento 
sustentável?
5) Selecione, prepare e apresente algum experimento relacionado ao “seu” material.
Referências
FEYNMAN, R. P. O prazer da descoberta. Lisboa: Gradiva, 2006.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, J. P. Química geral e reações químicas. v. 2. 3. ed. Rio de Janeiro: 
Livros Técnicos e Científicos, 2005.
Forças 
intermoleculares – 
teorias e aplicações
Capítulo
5
Mauro Luiz Begnini
Introdução
Caro(a) aluno(a),
Neste capítulo serão abordados conceitos sobre as ligações químicas 
e as propriedades físicas dos compostos, possibilitando que estes 
sejam classificados como polares ou apolares. Assim, por meio da 
análise das forças intermoleculares que são exercidas em cada 
composto estudado, será possível compreender as propriedades 
diferenciadas de um composto em relação ao outro. Para facilitar a 
assimilação dos conceitos e das aplicações das forças intermoleculares, 
é necessária a compreensão de vários outros conceitos, principalmente 
o de eletronegatividade, uma propriedade periódica já estudada no 
primeiro capítulo. Ao avançarmos em nossos estudos, você perceberá 
que as discussões sobre os conceitos trabalhados não se esgotam 
neste capítulo, mas perpassam os outros capítulos temáticos do curso. 
Durante os encontros presenciais, o conteúdo será trabalhado também 
na forma experimental. A experimentação em química contribui para 
um resultado mais significativo da aprendizagem.
Considerando o objetivo do curso, que é formar um professor -educador, 
diversos conceitos e experimentos são realizados com materiais 
alternativos, com o objetivo de despertar a criatividade inata de cada 
um. As atividades propostas nos capítulos de estudos buscam a 
discussão e reflexão sobre conceitos e traçam o perfil das habilidades 
a serem desenvolvidas durante o curso, fazendo com que, mesmo a 
distância, haja o diálogo e a discussão entre educador e educando. 
Assim sendo, desejamos a você bons estudos!
116 UNIUBE
Objetivos
Esperamos que, ao término dos estudos deste capítulo, você seja 
capaz de:
• reconhecer as moléculas;
• identificar moléculas polares e apolares;
• caracterizar as forças intermoleculares em uma molécula;
• estudar as características físicas e químicas dos diferentes com-
postos;
• reconhecer as forças intermoleculares;
• interpretar a influência das forças intermoleculares nas proprie-
dades dos compostos.
Esquema
O que veremos neste capítulo:
• As origens das forças intermoleculares.
• Os estudo das moléculas polares e apolares.
• Forças intermoleculares e suas relações com as propriedades. 
dos compostos e da matéria.
• Os vários tipos de interações.
 5.1 Origem das forças intermoleculares
Em nosso dia a dia, ouvimos comentários sobre assuntos diversos. Com certeza, 
colesterol, triglicérides e diabetes já foram temas de alguns destes. Estes temas, 
e ainda outros, apresentam determinadas características que são tocantes às 
propriedades de alguns compostos. Essas propriedades são regidas pelas forças 
intermoleculares desses compostos. Cada composto possui diferente somatório 
de forças que transferem características próprias para a molécula. Isso causa 
influência nas propriedades químicas, tais como solubilidade, densidade, tensão 
superficial, ponto de fusão, ponto de ebulição, entre outros. 
Assim, com o estudo das forças, começamos a entender 
como a matéria se forma e como se organizam os compostos. 
A dar um pouco de espaço entre as palavras desta frase 
origem das forças intermoleculares é a eletronegatividade, 
uma propriedade periódica de extrema importância.
Eletronegatividade
É a capacidade que 
um átomo tem de atrair 
para si o par eletrônico 
que ele compartilha 
com outro átomo em 
uma ligação química.
UNIUBE 117
A eletronegatividade varia de forma regular e periódica à medida que o número 
atômico aumenta. Veja de forma esquemática:
Eletronegatividade
Como mostra o esquema, a eletronegatividade cresce da esquerda para a direita, 
nos períodos, e de baixo para cima, nas famílias.
Os gases nobres, por não apresentarem tendências a receber ou compartilhar 
elétrons, não serão agora estudados. Observe a escala a seguir:
Figura 1: Eletronegatividades dos elementos
Como se pode perceber, a eletronegatividade é uma propriedade mensurável. O 
flúor é o elemento mais eletronegativo e os metais são os menos eletronegativos. 
Perceber isto é muito importante para a compreensão do caráter polar e apolar 
das ligações covalentes que veremos mais adiante.
118 UNIUBE
 5.2 Relações com os objetos do cotidiano
Agora que compreendemos o significado de eletronegatividade, vamos ver quais 
são as consequências dela em uma ligação química e em uma molécula.
Mas, antes, vejamos algumas perguntas:
• Óleo de soja é solúvel em água? E gordura de porco ou vaca dissolve na 
água? Por quê?
• Sal de cozinha (NaCl) dissolve na água? E, na gasolina, dissolve? Por quê?
• Como faço para tirar mancha de gordura de um tecido ou de um material? 
Com água pura?
Bem, diante de tantos questionamentos, vamos trabalhar.
Você sabe o que é uma ligação polar ou apolar? Lembre -se do conceito de 
eletronegatividade que vimos há pouco! Para você compreender melhor o 
assunto, não deixe de voltar aos primeiros capítulos e rever os conceitos de 
modelos atômicos!
SAIBA MAIS
 5.3 Modelos atômicos, tabela periódica e ligações químicas: um 
pequeno retorno
Como vimos nos Capítulos 1 e 2, foram propostos vários modelos atômicos 
para a representação do átomo e, a partir desses, fica fácil compreender a 
formação das ligações químicas. Este será nosso assunto agora.
Considere a molécula de HF.
O par de elétrons da ligação hidrogênio – flúor não é atraído igualmente pelos 
átomos. Isso se deve ao fato de os átomos não possuírem a mesma 
eletronegatividade. Na ligação química apresentada,que não é estática, o flúor é 
UNIUBE 119
muito mais eletronegativo que o hidrogênio (veja na escala de eletronegatividade 
de Pauling, na página anterior). Com isto, os elétrons da ligação permanecem por 
mais tempo próximos do flúor e menos tempo próximos do hidrogênio, caracterizando 
assim um polo negativo e um polo positivo parcial. É importante perceber que esta 
formação de polos deve -se à desigualdade do compartilhamento dos elétrons da 
ligação e isso é decorrente da diferença de eletronegatividade entre os átomos 
de hidrogênio e de flúor.
Assim fica fácil perceber que a ligação é covalente, pois ocorre 
o compartilhamento, mas desigual devido à eletronegatividade, 
criando polos, sendo, portanto, um exemplo clássico de 
ligação covalente polar.
Vimos que a ligação iônica ocorre entre espécies químicas 
com cargas elétricas opostas (cátions e ânions). Por esse 
motivo, toda e qualquer ligação iônica é polar. Por exemplo, o 
sal de cozinha (NaCl) é um composto iônico e se dissolve na 
água, portanto é um solvente polar.
Toda e qualquer ligação iônica é polar
IMPORTANTE!
Em uma ligação covalente, não existe um elemento que perde e um outro que 
recebe elétrons, mas existe sim um compartilhamento de elétrons entre os 
átomos desta ligação. Significa que não ocorre formação de cátions e ânions 
nesse tipo de interação atômica. Entretanto, quando a ligação covalente se faz 
entre átomos diferentes, um deles tende a atrair o par eletrônico ligante para 
perto de si, produzindo cargas elétricas parciais de cada lado da ligação. Como 
no exemplo da molécula de HF, o HCl também possui diferentes átomos e, 
portanto, diferentes eletronegatividades, o que confere um caráter polar para a 
ligação e, como consequência, para a molécula.
Ligação covalente 
polar
Ligação entre 
átomos com 
diferentes 
eletronegatividades 
ou com 
compartilhamento 
desigual dos 
elétrons da ligação.
120 UNIUBE
Toda e qualquer ligação iônica é polar.
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
Par de elétrons ligantes atraído 
mais fortemente pelo Cloro que 
pelo Hidrogênio
IMPORTANTE!
Já uma ligação covalente apolar ocorre quando os átomos que fazem a ligação 
química entre eles possuírem a mesma eletronegatividade ou igual comparti-
lhamento de elétrons. 
Veja o exemplo:
Uma molécula de gás cloro (Cl2):
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
Par de elétrons igualmente 
atraído pelos 2 cloros
Podemos observar que esta molécula é composta de dois átomos iguais, que 
possuem a mesma eletronegatividade, sendo, portanto, uma molécula sem polos, 
ou seja, apolar.
Vejamos alguns exemplos de ligações, acompanhadas do respectivo valor da 
diferença	da	eletronegatividade	(∆),	entre	os	elementos	que	as	compõem.
UNIUBE 121
Observando o exemplo acima, podemos perceber que uma ligação covalente 
apolar ocorre quando a eletronegatividade dos elementos for igual e, à medida 
que a diferença de eletronegatividade aumenta, o caráter polar de uma ligação 
covalente também aumenta. Quando essa diferença se acentua muito, teremos 
um caso extremo de ligação polar, ou seja, não ocorre mais ligação covalente 
(compartilhamento de elétrons), mas sim ligação iônica (transferência dos 
elétrons para o elemento mais eletronegativo). Percebeu como é fácil analisar 
moléculas que possuem somente uma ligação covalente? O resultado disto, se 
a ligação é polar ou apolar, é transferido para a molécula.
Mas, se a molécula contiver mais ligações, como interpretar? Neste caso, para facilitar 
a compreensão do caráter polar ou apolar de uma molécula composta por mais de 
uma ligação covalente, passaremos a utilizar os termos vetor ou soma vetorial. 
A figura abaixo é uma representação de um deslocamento. Imagine que um 
jogador, em um campo de futebol, saia do ponto A e corra em direção ao ponto 
B. Em seguida, desloque-se para o ponto C.
 Figura 2: Deslocamento de vetores
Vetor
É uma grandeza 
matemática 
caracterizada por 
direção, sentido e 
módulo.
122 UNIUBE
O somatório desse deslocamento pode ser obtido por meio da representação do vetor, 
com origem no ponto A e em direção ao ponto C, que chamamos de soma vetorial.
 Figura 3: Soma de vetores
 5.4 Compreendendo moléculas polares e apolares
Como já visto, em uma molécula de HCl ocorre o aparecimento de polos, devido à 
diferença de eletronegatividade entre os átomos. Como ela tem somente uma 
ligação, a molécula como um todo adquire características de molécula polar. Essa 
polarização tem uma direção, um sentido e uma intensidade, que são dependentes 
da diferença da eletronegatividade entre os átomos, o que caracteriza um vetor.
Assim sendo, podemos conceituar que um vetor momento de dipolo ou momento 
dipolar é aquele que representa a polarização de uma ligação covalente e é 
representado pela letra grega mi . Este vetor possui direção, módulo e sentido 
e é orientado no sentido do polo positivo para o negativo da ligação polar. Já as 
ligações apolares possuem o momento de dipolo nulo, ou seja, = zero.
Quando há moléculas com mais de dois átomos, essa análise fica um pouco mais 
complexa, pois cada ligação possui um momento de dipolo. Consequentemente, 
deve -se levar em consideração a geometria das moléculas para poder resolver o 
somatório dos vetores e verificar se a molécula é polar ou apolar. Se for nulo, a 
molécula é apolar; caso contrário, a molécula possui um caráter polar.
Não se esqueça! O caráter polar ou apolar de uma molécula, com mais de 
dois átomos, é expresso pelo vetor momento de dipolo resultante da molécula. 
Se for nulo, a molécula será apolar e, caso contrário, será polar.
IMPORTANTE!
Para compreendermos melhor, vamos verificar alguns exemplos de moléculas 
simples e suas características:
UNIUBE 123
Quadro 1: Fórmula molecular e representação geométrica de alguns compostos
* Neste caso, quando considerarmos o par de elétrons não ligantes na estrutura, teremos a 
geometria trigonal plana; quando este não for considerado na estrutura, teremos a geometria 
angular.
124 UNIUBE
 5.5 Forças intermoleculares e suas relações com as propriedades 
dos compostos e da matéria
A intensidade das forças intermoleculares em diferentes substâncias varia em uma 
grande faixa, mas elas são muito mais fracas que ligações iônicas e covalentes.
Dessa forma é necessário menos energia para evaporar um líquido ou fundir um 
sólido do que para quebrar ligações covalentes em moléculas. Por exemplo, são 
necessários apenas 16 kJ/mol para vencer as atrações intermoleculares entre as 
moléculas de HCl no estado líquido para evaporá-lo. No entanto a energia para 
dissociar HCl em átomos de HCl requer 431 kJ/mol. Portanto, quando uma 
substância molecular, como HCl, transita entre os estados sólido, líquido e gasoso, 
as moléculas em si permanecem intactas. Esse mesmo exemplo pode ser 
considerado para uma molécula de água.
Quando fervemos a água e ela evapora, não estamos quebrando as suas 
moléculas, mas assim apenas separando umas das outras.
SAIBA MAIS
A intensidade das forças intermoleculares é refletida por meio das muitas pro-
priedades dos líquidos, entre elas, o ponto de ebulição.
Por exemplo, uma vez que as forças entre as moléculas de HCl são fracas, este 
entra em ebulição a apenas –85oC à pressão atmosférica.
Um líquido entra em ebulição quando se formam bolhas de seu vapor. As moléculas 
de um líquido devem vencer as forças de atração para separar -se e formar um 
vapor.
Quanto mais fortes as forças de atração, maior é a temperatura na qual o 
líquido entra em ebulição.
De forma similar, o ponto de fusão de um sólido aumenta à medida que as forças 
intermoleculares ficam mais fortes.
Para ajudar na compreensão desse assunto, vamos estudar agora os tipos de 
forças atrativas entre moléculas neutras.
UNIUBE 125
5.5.1 Tipos de forças intermoleculares• forças de Van Der Waals (dipolo instantâneo)
• forças dipolo -dipolo (dipolo permanente)
• forças de ligação de hidrogênio (antes chamadas de ponte de hidrogênio)
• forças íon -dipolo
Essas forças são também chamadas forças de Van der Waals em homenagem 
a Johannes Van Der Waals, que desenvolveu a equação para determinar o desvio 
de gases do comportamento ideal. A força atrativa íon -dipolo é importante em 
soluções. Todas as quatro forças são eletrostáticas por natureza, envolvendo 
atrações entre espécies positivas e negativas. Todas tendem a ser até 15% menos 
fortes que as ligações covalentes e iônicas.
Agora, passaremos a estudar cada força, separadamente, para depois fazermos al-
gumas considerações sobre suas implicações nas propriedades dos compostos.
5.5.2 Forças de interações tipo íon -dipolo
Uma força íon -dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de 
uma molécula polar. As moléculas polares possuem dois polos (são dipolos); 
elas têm um lado positivo e outro negativo. P o r exemplo, HCl é u ma mo l é cu l a 
polar, porque as eletronegatividades dos átomos de H e Cl são diferentes, con-
forme visto anteriormente. Os íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um 
dipolo, enquanto os negativos são atraídos pelo lado positivo.
A magnitude da atração aumenta conforme a carga do íon ou a magnitude do dipolo 
aumenta. As forças íon -dipolo são especialmente importantes em soluções de 
substâncias iônicas em líquidos polares, como uma solução de NaCl em água. Esse 
tipo de interação explica por que muitos compostos, preferencialmente iônicos, 
dissolvem-se em água, como o sal de sozinha (NaCl). Observe e analise a figura.
 Figura 4: Interação entre moléculas
126 UNIUBE
A Figura 4 demonstra a interação preferencial entre 
moléculas, que, quando em ausência de campo magnético 
externo, orientam-se em relação aos íons. Esse exemplo 
pode facilmente explicar o fenômeno de solvatação de 
íons quando em meio aquoso.
Considerando a dissolução de sal de cozinha (NaCl) em 
água, os íons sódio (Na+) interagem com a parte negativa 
do momento magnético de uma molécula de água, ou seja, 
os átomos de oxigênio, enquanto os íons cloretos (Cl–) 
interagem com a parte positiva da molécula de água.
Na figura abaixo, pode -se perceber melhor esse tipo de interação, que caracteriza 
o fenômeno da solvatação por interações do tipo íon -dipolo.
 Figura 5: Íons solvatados
A parte negativa da molécula da água (parte do oxigênio) se orienta em direção 
ao cátion, ou seja, o íon sódio, enquanto a parte positiva da água (parte dos 
hidrogênios) se orienta em direção ao ânion cloreto. Isso acontece quando 
essa solução aquosa não está submetida a nenhum campo magnético externo.
Assim sendo podemos dizer que moléculas polares neutras se atraem quando 
o lado positivo de uma molécula está próximo do lado negativo de outra.
5.5.3 Forças de interações tipo dipolo -dipolo
Por outro lado, forças tipo dipolo -dipolo são efetivas somente quando moléculas 
polares estão muito próximas, sendo elas geralmente mais fracas que as forças 
íon -dipolo. Em líquidos, as moléculas polares estão livres para movimentar -se em 
relação às outras. Duas moléculas que se atraem passam mais tempo próximas 
uma da outra que duas moléculas que se repelem, tendo como efeito a atração 
entre elas. Assim chegamos a uma conclusão experimental:
Solvatação
Fenômeno pelo qual 
os íons em solução 
estão interagindo com 
moléculas de água 
através de interação 
tipo íon -dipolo, 
possibilitando a 
estabilidade desses 
íons em solução 
aquosa.
UNIUBE 127
Em moléculas com massas e tamanhos aproximadamente iguais, a força das 
atrações intermoleculares cresce com o aumento da polaridade.
O quadro a seguir relaciona várias substâncias com massas moleculares 
semelhantes, mas com diferentes momentos de dipolo. Pode -se observar que o 
ponto de ebulição da substância aumenta porque o momento de dipolo da molécula 
também aumenta.
Quadro 2: Substâncias e suas propriedades 
 
Como exemplos de substâncias orgânicas que apresentam esse tipo de inte-
ração intermolecular, podemos citar o metanal, a acetona e o éter dimetílico ou 
metílico. 
No esquema a seguir, pode -se analisar esse tipo de interação que acontece entre 
as moléculas citadas.
128 UNIUBE
Esse tipo de interação é mais forte que as moléculas que apresentam interações 
de London e, como consequência, moléculas que possuem essa interação, 
comparativamente, possuem ponto de ebulição, viscosidade e tensão superficial 
maiores que moléculas que apresentam apenas interações de London.
5.5.4 Forças de Van der Waals ou dipolo induzido e instantâneo
Esses tipos de interação são mais fracas que as do tipo dipolo -dipolo. Como 
não pode haver forças tipo dipolo -dipolo entre átomos e moléculas apolares, 
deve existir algum tipo de interação atrativa porque gases apolares podem 
ser liquefeitos. A origem de suas atrações foi proposta inicialmente em 1930 
por Fritz London, um físico germano -americano. London identificou que o 
movimento de elétrons em um átomo ou molécula pode criar um momento 
de dipolo instantâneo.
Em uma coleção de átomos de hélio, por exemplo, a distribuição média de elétrons 
ao redor de cada núcleo é esfericamente simétrica. Os átomos são apolares e 
não possuem momento permanente. Entretanto a distribuição instantânea dos 
elétrons pode ser diferente da distribuição média. Se pudéssemos congelar o 
movimento de elétrons de um átomo de hélio em determinado instante, os elétrons 
poderiam estar em um lado do núcleo. Apenas, nesse momento, o átomo teria 
um momento de dipolo instantâneo.
Como os elétrons se repelem, os movimentos em um átomo influenciam os 
movimentos dos elétrons em seus vizinhos. Assim o dipolo temporário em um 
átomo pode induzir um dipolo similar em um átomo adjacente, fazendo com que 
os átomos sejam atraídos entre si. Essa interação atrativa é chamada de forças 
de dispersão de London (ou meramente forças de dispersão). Tal força, como 
as dipolo–dipolo, é significativa somente quando as moléculas estão próximas. 
A figura abaixo mostra uma representação esquemática desse tipo de interação.
Figura 6: Forças de dispersão de London
As forças de dispersão ocorrem entre todas as moléculas. Não importa se 
elas são polares ou apolares. As moléculas polares sofrem interações 
dipolo-dipolo, mas elas também sofrem forças de dispersão ao mesmo tempo. 
UNIUBE 129
Na realidade, estima -se que as forças de dispersão são responsáveis por mais de 80% 
da atração total entre as moléculas e as atrações dipolo -dipolo respondem pelo resto.
Quando comparadas às forças relativas das atrações intermoleculares, as 
seguintes generalizações devem ser consideradas:
• Quando as moléculas têm massas moleculares e formas comparáveis, as 
forças de dispersão são aproximadamente iguais. Nesse caso, as diferenças 
em magnitudes das forças atrativas devem -se às diferenças nas forças de 
atração dipolo -dipolo, com a maioria das moléculas polares tendo as atrações 
mais fortes.
• Quando as moléculas diferem muito em suas massas moleculares, as forças 
de dispersão tendem a ser decisivas. Nesse caso, as diferenças nas magnitudes 
das forças atrativas podem, geralmente, ser associadas com as diferenças 
nas massas moleculares, com a molécula mais massiva tendo as atrações 
mais fortes.
Compostos formados apenas por carbono e hidrogênio (hidrocarbonetos) possuem 
somente forças de Van der Walls ou dipolo induzido (forças fracas). Esses compostos, 
na prática, são essencialmente apolares e imiscíveis (que não podem ser misturados) 
em água.
IMPORTANTE!
5.5.5 Forças de interação de hidrogênio (ligações ou pontes de hidrogênio)
Quando, em uma molécula, tivermos o hidrogênio ligado a um dos três átomos 
mais eletronegativos da tabela (F, O, N),haverá uma grande diferença de 
eletronegatividade entre eles, levando a uma grande polarização dessa ligação, 
o que acarretará, no hidrogênio, uma deficiência grande de elétrons. Essa 
deficiência leva o hidrogênio a interagir com o par de elétrons de uma molécula 
vizinha, resultando em uma interação muito forte entre as moléculas, a qual 
chamamos de interação de hidrogênio ou ponte de hidrogênio. Trata -se de uma 
interação mais forte do que as do tipo dipolo -dipolo. Na 
água (H2O), no fluoreto de hidrogênio (HF) e na amônia 
(NH3), líquidos ou sólidos, são essas forças que mantêm 
as moléculas unidas.
Ligações de hidrogênio
São interações que 
ocorrem entre moléculas 
que apresentam átomos 
de H ligados diretamente 
a átomos de F, O ou N.
130 UNIUBE
É por meio das ligações de hidrogênio que conseguimos explicar por que 
determinadas moléculas pequenas, como a água (H2O), possuem propriedades 
diferenciadas.
Nesse sentido, por que a água – molécula pequena – tem um ponto de ebulição 
de	100	ºC?	Isso	pode	ser	explicado	pela	atuação	das	ligações	de	 hidrogênio	
intermoleculares, que fazem com que as moléculas fiquem muito próximas 
umas das outras. Na figura a seguir, podemos verificar esse tipo de interação.
Acima pode -se observar a interação de hidrogênio entre alguns compostos. Na 
letra a, as interações com fluoreto de hidrogênio; na letra b, as interações que 
ocorrem entre moléculas de água; na letra c, entre álcoois e, na letra d, as 
interações entre ácidos carboxílicos.
É importante sublinhar que esse tipo de interação intermolecular é muito forte e 
proporciona modificações profundas nas propriedades dos compostos que podem 
formar esse tipo de interação.
Em geral, o ponto de ebulição aumenta com o aumento da massa molecular, 
devido ao aumento das forças de dispersão. Alguns compostos apresentam 
exceção para esse tipo de tendência. O mais notável é a água. Nesses casos 
o ponto de ebulição é muito mais alto do que esperaríamos com base em sua 
massa molecular e sua pequena estrutura. Além disso, tem alto ponto de fusão, 
UNIUBE 131
alto calor específico e alto calor de vaporização. Cada uma dessas propriedades 
indica que as forças intermoleculares na água são muito fortes. Essas atrações 
intermoleculares na água resultam da ligação de hidrogênio.
A ligação de hidrogênio é um tipo especial de atração intermolecular entre o 
átomo de hidrogênio em uma ligação polar (particularmente uma ligação H–F, 
H–O ou H–N) e um par de elétrons não compartilhado em um íon ou átomo 
pequeno e eletronegativo que esteja próximo (geralmente um átomo de F, O ou 
N em outra molécula). Esse tipo de interação é explicado pela eletronegatividade. 
Como F, N e O são muito eletronegativos, uma ligação entre o hidrogênio e 
qualquer um desses três elementos é bastante polar, com o hidrogênio no lado 
positivo.
Uma das consequências observáveis do efeito da ligação de hidrogênio nas 
moléculas é quando comparamos as densidades do gelo e da água. Em muitas 
substâncias, as moléculas no sólido são mais densamente empacotadas do que 
no líquido. Assim a fase sólida é mais densa que a fase líquida. Contrariamente, 
a densidade do gelo a 0oC (0,917 g/cm3) é menor que a da água líquida (1,00 g/
cm3), de forma que o gelo flutua na água líquida. No estado líquido, cada molécula 
de água sofre variações contínuas de interações com seus vizinhos.
A ligação de hidrogênio é uma componente principal dessas interações. As 
moléculas estão tão próximas quanto possível, mesmo que seus movimentos 
térmicos mantenham -nas em constante movimento. Entretanto, quando a água 
congela, as moléculas assumem o arranjo aberto e ordenado. Esse arranjo 
otimiza as interações de ligação de hidrogênio entre as moléculas, mas ele 
cria uma estrutura menos densa para o gelo se comparada com a da água. Uma 
determinada massa de gelo ocupa maior volume que a mesma massa de água 
líquida.
O conhecimento das f orças intermoleculares é de extrema importância para 
a análise das alterações nas propriedades físico -químicas dos compostos. Isso 
será visto logo mais adiante em outros capítulos do Curso.
 5.6 Conclusão
As forças intermoleculares agem de forma diferente nos três estados de 
agregação que conhecemos, dando características macroscópicas e 
microscópicas diferentes em cada uma delas. Nos gases, estas forças são 
praticamente desprezíveis, pois o movimento das moléculas neste estado é 
132 UNIUBE
aleatório. Nos líquidos estas forças são fortes o suficiente para manter as 
moléculas próximas umas das outras, contudo elas ainda possuem um certo 
movimento. Nos sólidos as forças atrativas são mais fortes e mantêm as 
moléculas em posições específicas, restringindo o movimento entre elas.
Nestas moléculas agem diferentes tipos de interações intermoleculares. As forças 
dipolo -dipolo aumentam com o aumento da massa molar e a forma da molécula 
e dependem da polaridade destas moléculas. As ligações de hidrogênio ocorrem 
em substâncias que possuem ligações de hidrogênio (H) com flúor (F) ou oxigênio 
(O), ou nitrogênio (N). As forças de dispersão de London, ou também chamadas 
de dipolo instantâneo -dipolo induzido, sofrem uma certa variação, deixando tais 
moléculas momentaneamente polarizadas, induzindo à polarização de moléculas 
adjacentes.
Por causa destas particularidades em cada tipo de interação, elas assumem 
intensidades de forças variáveis. As interações entre íon -dipolo são mais fortes, 
seguidas das ligações de hidrogênio, dipolo -dipolo e as mais fracas, as forças 
de dispersão de London.
Essas interações interferem em várias propriedades físicas das substâncias: 
viscosidade, tensão superficial e temperatura de ebulição.
Referências
BROWN, T.; LEMAY, H.; BURSTEN, B. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: 
Pearson Prentice Hall, 2005. p. 262.
As forças 
intermoleculares e 
suas consequências
Capítulo
6
Mauro Luiz Begnini 
Introdução
Neste capítulo, apresentaremos modelos explicativos que relacionam 
as características das partículas que constituem as substâncias (átomos, 
moléculas, íons) com a força de interação entre elas. Sempre buscando 
relações entre as propriedades das substâncias e suas aplicações no 
cotidiano, este capítulo reúne uma série de conceitos já abordados 
anteriormente e que são essenciais para a compreensão de fenômenos 
presentes no nosso dia a dia. 
Objetivos 
Esperamos que, ao término dos estudos deste capítulo, você seja 
capaz de:
• entender as propriedades das substâncias em função do tipo de 
interação intermolecular; 
• relacionar as propriedades das substâncias em função do tipo 
de interação intermolecular; 
• compreender por que a água não se mistura com óleo; 
• reconhecer grupos polares e apolares em uma estrutura um 
pouco mais complexa;
• compreender a existência da viscosidade nos líquidos bem como 
suas aplicações em nosso dia a dia. 
Esquema
• Consequências das forças intermoleculares nas propriedades 
dos compostos orgânicos.
• Polaridade dos compostos e suas consequências.
• Viscosidade.
134 UNIUBE
 6.1 As consequências das forças intermoleculares nas propriedades 
dos compostos orgânicos
6.1.1 As forças intermoleculares
Pelo estudo das forças intermoleculares que acabamos de abordar no capítulo 
“Forças intermoleculares – teoria e aplicação” deste livro, vimos que elas são 
interações existentes entre moléculas, caracterizando grande parte de suas 
propriedades físico -químicas, e esse estudo nos ajudará a entender muitas 
propriedades familiares de líquidos e sólidos. Neste capítulo, passaremos a 
examinar as modificações ou as consequências diretas da atuação de forças 
intermoleculares nas propriedades físico -químicas dos compostos. 
Mas o que seriam as propriedades físico -químicas de um composto?
Na verdade são essas propriedades que caracterizamas substâncias! Entre elas 
podemos citar: a polaridade, a densidade, a viscosidade, que é definida como a 
resistência de um fluido (líquido ou gás), o ponto de fusão e ebulição, que está 
relacionado com a polaridade e outras. 
Iniciaremos nosso estudo com a polaridade dos compostos, principalmente os 
orgânicos. 
Mas como reconhecer uma função orgânica? Ou comod dar nome a ela?
É importante deixar claro que ainda não estamos estudando o nome (nomenclatura) 
dos compostos ou funções orgânicas. Para isso teremos capítulos mais 
específicos adiante! No entanto já aparecem algumas nomenclaturas inseridas 
dentro do contexto deste estudo.
 6.2 Polaridade dos compostos e suas consequências
Uma das grandes preocupações do ser humano ao longo dos tempos foi a de 
estudar as observações que acontecem à sua volta e usar esse conhecimento 
em benefício próprio, entendendo o porquê de alguns acontecimentos. 
Começaremos agora a explorar este fantástico mundo em que somos espectadores 
de fatos cotidianos associados à química. 
UNIUBE 135
Imaginemos a seguinte situação experimental ou prática. De posse de um funil 
de separação de 125 ml, um aluno fez a adição de 50 ml de água e, em seguida, 
50 ml de n -hexano. Sabendo que os dois compostos são líquidos à temperatura 
ambiente e são incolores, qual seria o resultado esperado? Uma solução composta 
por uma única fase (homogênea)? Ou duas fases (heterogênea)? 
Essa situação pode ser interpretada ao se analisar a polaridade das duas substâncias 
envolvidas na situação!
IMPORTANTE!
Sabemos que a água é um composto com relativo caráter polar (solvente 
universal), que pode ser explicado pela soma vetorial, como representado a 
seguir. Esse caráter polar é decorrente da diferença de eletronegatividade entre 
os átomos de oxigênio e hidrogênio e também da geometria trigonal plana da 
molécula da água. Observe: 
Vamos analisar agora a molécula de n -hexano, um hidrocarboneto. Vimos, no 
Capítulo 5, que compostos que possuem somente carbono e hidrogênio, 
independentemente de ser saturado ou insaturado, possuem caráter apolar na 
prática, mesmo que entre carbono e hidrogênio exista uma pequena diferença 
de	eletronegatividade	(∆	=	0,4).	
Assim sendo o n -hexano possui caráter apolar. Pela regra do semelhante dissolve 
semelhante, água e n -hexano não serão miscíveis e formarão uma solução 
heterogênea visível, mesmo sendo suas substâncias incolores. 
136 UNIUBE
Propriedades fisiológicas dos alcanos (hidrocarbonetos*) 
Os alcanos mais simples (gasosos) possuem propriedades anestésicas. Alcanos 
líquidos podem ser muito tóxicos, especialmente pelo fato de que, quando inalados, 
eles atingem os pulmões, dissolvendo os lipídeos (substâncias de natureza apolar) 
das membranas celulares dos alvéolos, dificultando as trocas gasosas, levando a um 
quadro semelhante a uma pneumonia. Em contato com a pele eles podem ocasionar 
dermatites. 
*Grupo de moléculas orgânicas formadas apenas por carbono e hidrogênio.
EXPLICANDO MELHOR
Utilizando esse tipo de análise, podemos observar que diferentes compostos 
pertencem ao mesmo grupo funcional. Por exemplo, os álcoois. Deduzimos que 
o aumento da cadeia carbônica (aumento da fração hidrocarbônica) do álcool 
diminui a solubilidade em água. O Quadro 1 demonstra a solubilidade em água 
de alguns álcoois. 
Quadro 1: Solubilidade de álcoois em água
Nome Fórmula estrutural
Solubilidade em água 
(g/100 g de H2O)
Metanol CH3OH Ilimitada
Etanol CH3CH2OH Ilimitada
Propanol CH3CH2CH2OH Ilimitada
Butanol CH3CH2CH2CH2OH 7,9
Pentanol CH3CH2CH2CH2CH2OH 2,3
Hexanol CH3CH2CH2CH2CH2CH2OH 0,6
Heptanol CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2OH 0,2
Octanol CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2OH 0,05
Entendemos por função orgânica um grupo de átomos que carrega um conjunto 
característico de propriedades químicas em uma molécula orgânica. Desta forma 
a função orgânica álcool é caracterizada pela presença de uma hidroxila ligada 
diretamente ao carbono de uma cadeia carbônica, o qual realiza apenas simples 
ligações. 
UNIUBE 137
Os álcoois possuem grande solubilidade em água em decorrência da ligação 
de hidrogênio (ponte de hidrogênio) do grupamento – OH com a molécula de 
água (isso foi estudado no capítulo “Forças intermoleculares – teoria e aplicação”, 
do primeiro volume!). Se aumentarmos a cadeia carbônica do álcool em até três 
carbonos, poderemos observar diferenças pouco significativas na solubilidade 
dos álcoois em água, ou seja, metanol, etanol e propanol são muito solúveis. 
A partir de quatro carbonos (butanol), essa solubilidade diminui gradualmente 
com o aumento do número de carbonos da cadeia. Percebemos na prática, que 
o octanol é praticamente insolúvel em água. Essa diminuição da solubilidade 
pelo aumento da cadeia se deve ao aumento da contribuição apolar pela fração 
hidrocarbônica (somente carbonos e hidrogênios), tornando a polaridade do 
composto cada vez menos semelhante à da água. 
Veja na representação abaixo: 
Generalizando, podemos dizer que a fração hidrocarbônica da molécula, formada 
por átomos de carbono e hidrogênio, não possui afinidade com a água, pois é a 
parte apolar (sem polos) da molécula. Quanto maior for essa fração, menos solúvel 
em água será o composto. Alguns grupos que possuem caráter polar, como (–OH), 
(–NH2) e (–COOH), possuem boa afinidade com a água (interações de hidrogênio). 
A presença desses grupos contribui para a solubilização do composto em água. 
As partes da molécula que contenham grupos polares são chamadas hidrofílicas 
(boa solubilidade em água) e contribuem para o aumento da solubilidade do composto 
em água.
IMPORTANTE!
A fração hidrocarbônica (apolar) de uma molécula é chamada de hidrofóbica (medo 
de água), e sua presença contribui para que o composto possua pouca ou nenhuma 
solubilidade em água. Chamamos de substância hidrofóbica toda espécie que não 
interage com a água e, quando a substância tem afinidade com a água, chamamos 
essa espécie de hidrofílica. Uma cadeia de hidrocarboneto é considerada hidrofóbica, 
enquanto grupos hidroxilas (–OH) são hidrofílicos. 
138 UNIUBE
O caráter anfipático do sabão 
Substâncias que apresentam em sua estrutura uma parte hidrofílica e outra hidrofóbica 
são denominadas anfipáticas, dessa forma são capazes de interagir com substâncias 
polares e apolares. Os sabões, detergentes, xampus etc. que usamos todos os dias 
possuem substâncias com esta característica. Isso explica por que conseguimos 
remover a sujeira empregando tais produtos. Imagine que você esteja com as mãos 
sujas de óleo de cozinha, uma substância apolar. Você não consegue remover o óleo 
de sua mão com água, pelo fato de esta substância ter caráter polar, não interagindo 
assim com o óleo. 
Quando usamos um detergente ou sabão conseguimos remover facilmente o óleo 
com água. Por que será que isso acontece? A explicação é bastante simples. Como 
no detergente e no sabão temos uma substância anfipática, a sua parte apolar 
interagirá com as moléculas de óleo (semelhante interage com semelhante) e a 
parte polar, com as moléculas de água. Dessa forma a água arrasta o óleo de nossas 
mãos, deixando -as limpas. O mesmo acontece todo dia quando lavamos com um 
xampu nossos fios de cabelos engordurados. 
SAIBA MAIS
Seguindo esse raciocínio, observamos que álcoois e outros compostos que 
contenham mais que um grupamento hidroxila na cadeia, ou outro grupo que 
possibilite interações de hidrogênio com a água, apresentam uma grande 
solubilidade em água. 
Assim sendo tanto o 1, 2, 3 propanotriol (glicerina) como o etanodiol apresentam 
uma boa solubilidade em água devido à formação de interações de hidrogênio 
entre as hidroxilas do álcool e a água. Dessa maneira compostos que possuem 
várias hidroxilas em sua fórmula estrutural possibilitam a formação de muitas 
interações de hidrogêniocom a água e assim possuem uma boa solubilidade e 
são chamados de hidrossolúveis. Por outro lado, compostos que possuem uma 
longa cadeia de carbonos e apenas uma hidroxila apresentam pequena solubilidade 
em água e são chamados de lipossolúveis. 
UNIUBE 139
Para exemplificar esse tipo de comportamento das substâncias, vamos analisar 
as vitaminas de nossa alimentação, que são substâncias nutrientes, indispensáveis 
para a à nossa dieta alimentar. 
O que determina se uma vitamina pertence a um grupo ou a outro?
Certamente, essa classificação é dependente da estrutura da vitamina e pode 
ser claramente interpretada pela presença ou ausência de grupamentos polares. 
A presença de vários grupos hidrófilos (hidrofílicos) tende a fazer com que essa 
vitamina seja muito solúvel em água, ou seja, hidrossolúvel. Esse tipo de 
característica é encontrada na vitamina C, presente principalmente em frutas 
cítricas. Ao contrário, a ausência de grupamentos hidrófilos faz com que se 
prepondere a fração hidrocarbônica, apolar, diminuindo a solubilidade da vitamina 
em água. Esse tipo de estrutura química é encontrada na vitamina A, caracterizando 
uma vitamina lipossolúvel, ou seja, insolúvel em água. 
As vitaminas são classificadas em dois grandes grupos:
Hidrossolúveis (hidro = água) e Lipossolúveis (lipo = gordura)
As hidrossolúveis são aquelas que se dissolvem em água, e as lipossolúveis são 
aquelas que se dissolvem bem em óleos e gorduras e são praticamente insolúveis 
em água.
Observando essas estruturas químicas, podemos concluir que: 
• a presença de vários grupamentos – OH (grupos hidrófilos) determina uma grande 
solubilidade em água para a vitamina C; 
• a enorme cadeia carbônica formada apenas por carbono e hidrogênio (hidrófobo) 
predomina sobre a presença de apenas um grupo hidrófilo e, assim, a vitamina A 
não possui solubilidade em água.
PARADA PARA REFLEXÃO
140 UNIUBE
Polaridade das vitaminas e hipervitaminose 
As vitaminas hidrossolúveis apresentam grande solubilidade em água e podem 
ser facilmente eliminadas de nosso organismo pelos rins, sendo assim excretadas 
na urina, uma vez que esta é composta em sua maior parte por água. Dessa 
forma devemos repor estas vitaminas diariamente por meio de hábitos alimentares 
adequados. Por outro lado, as vitaminas lipossolúveis não exibem uma grande 
solubilidade em água e, assim, acumulam -se no fígado para serem liberadas à 
medida que o organismo necessitar. Um grande excesso pode levar o indivíduo 
a um quadro de hipervitaminose, no qual a vitamina passa a funcionar como 
uma substância tóxica para ele. Uma dose pequena de vitamina A, equivalente 
a 7,5 mg diários, por um período de apenas 25 dias, já é suficiente para causar 
efeitos tóxicos, tais como dores de cabeça, irritabilidade, pequena perda de 
cabelo e ressecamento da pele com ulcerações.
SAIBA MAIS
 6.3 Viscosidade 
Uma das propriedades características de um líquido é a habilidade de fluir. A 
medida dessa habilidade é denominada viscosidade.
SAIBA MAIS
Imagine uma situação: você tem em suas mãos um copo com água e um outro 
com mel. O copo que contém a água pode ser esvaziado rapidamente, enquanto 
o copo em que está o mel demora muito mais tempo para ser esvaziado. Quanto 
maior a viscosidade de um líquido, mais lentamente ele flui. 
Um dos fatores mais importantes na viscosidade de uma substância são as 
forças intermoleculares existentes entre as moléculas constituintes do material 
em questão. Grandes forças intermoleculares mantêm as moléculas unidas, não 
deixando que elas “escorreguem” entre si. Assim podemos compreender por 
que a água tem uma viscosidade maior que as moléculas de benzeno. 
Em termos de interações, as moléculas de água estão unidas por fortes ligações 
de hidrogênio (pontes de hidrogênio), enquanto as moléculas de benzeno estão 
unidas por fracas forças do tipo dipolo induzido -dipolo induzido. Dessa forma as 
moléculas de benzeno escorregam entre si com grande facilidade, mas, para 
que as moléculas de água se movam, as fortes ligações de hidrogênio precisam 
UNIUBE 141
ser rompidas. Ácido fosfórico, H3PO4, e glicerol, C3H8O3, são bastante viscosos 
à temperatura ambiente devido às numerosas ligações de hidrogênio que essas 
moléculas fazem entre si. 
E atenção: uma ideia errônea que muitas pessoas acabam tendo é aquela de 
que forças intermoleculares do tipo dispersões de London não contribuem para 
a alta viscosidade de alguns líquidos. Um exemplo para romper com esse mito 
é o caso do azeite de oliva que consiste em moléculas com longas cadeias de 
carbono e é aproximadamente cem vezes mais viscoso do que o etanol, uma 
molécula pequena com apenas dois átomos de carbono e um de oxigênio. Essas 
cadeias longas do óleo são maleáveis e entrelaçam entre si (como se fosse um 
espaguete cozido) e dessa forma, quanto maior a cadeia, maior o entrelaça-
mento, portanto maior a viscosidade.
A viscosidade também sofre grande influência da temperatura. Quanto maior for a 
temperatura do líquido, menor a viscosidade.
IMPORTANTE!
A	água,	por	exemplo,	a	100	°C	é	6	vezes	maior	do	que	a	0	°C.	Isso	quer	dizer	que	
a	água	a	100	°C	poderá	escoar	por	um	cano	6	vezes	mais	rápido	do	que	a	0	°C.
Os cientistas ainda não conseguiram explicar por que a água, com seu grande 
número de ligações de hidrogênio, não apresenta maior viscosidade. Quem sabe 
um dia você poderá nos fornecer essa explicação!
SAIBA MAIS
Uma aplicação importante da viscosidade se encontra na indústria automotiva. A 
Sociedade dos Engenheiros Automotivos (SAE) dispõe de uma grande quantidade 
de óleos lubrificantes, os quais são classificados segundo o grau de viscosidade 
que apresentam. De acordo com esse órgão, os óleos lubrificantes podem ser 
divididos em dois grupos: aqueles que são adequados para o “verão”, cuja 
142 UNIUBE
viscosidade é medida a altas temperaturas (SAE 20, SAE 30, SAE 40, SAE 50 e 
SAE 60), e aqueles de “inverno” (winter, em inglês), identificados pela letra W, 
com viscosidade medida em baixas temperaturas (SAE 0W, SAE 5W, SAE 10W, 
SAE 15W, SAE 20W e SAE 25W). A escolha do óleo ideal é de grande importância 
para a vida útil do motor. Um óleo fino (menos viscoso) evita o atrito entre as peças 
do motor, enquanto um óleo mais grosso (mais viscoso) leva a um gasto maior 
de combustível. 
No mercado existe o que se denomina óleos multiviscosos, que atendem a duas 
exigências. Eles são indicados para temperaturas baixas, assim como para altas. 
Com isso obtém -se um desempenho maior, pois eles se comportam como óleos mais 
“finos” (ideal para o inverno) no momento da partida do motor, garantindo assim boa 
lubrificação e menor resistência ao atrito das peças quando o motor está frio. Para 
exemplificar, tome por base o óleo classificado como SAE 10W/40, que, em baixas 
temperaturas, comporta-se como um óleo SAE 10W, facilitando a partida a frio. Já 
em altas temperaturas, comporta-se como um produto SAE 40, garantindo a formação 
de uma camada lubrificante suficientemente espessa para proteção dos componen-
tes do motor. Comparando um óleo SAE 20W/40 com um SAE 20W/50, pode -se dizer 
que, a baixas temperaturas (ou na partida a frio), eles têm a mesma viscosidade, 
porém a altas temperaturas o óleo SAE 20W/50 propicia a formação de uma camada 
mais grossa do que um lubrificante SAE 20W/40.
SAIBA MAIS
 6.4 Conclusão
Acabamos de estudar, neste capítulo, a relação entre polaridade e viscosidade 
com as forças intermoleculares, presentes em compostos orgânicos, e como 
podemos explicar algumas condições físico -químicas dessas espécies. Esses 
conhecimentos são importantes quando aplicados a situações cotidianas que 
apresentam problemáticas, em razão de a interação entre as moléculas não ser 
efetiva. Além disso, o estudo das forças intermoleculares pode nos orientar em 
situações decontrole de qualidade de matérias -primas, por exemplo, a viscosidade, 
tão empregada e conhecida nos mais diversos segmentos industriais, químicos 
e biotecnológicos.
As propriedades 
físicas da matéria
Capítulo
7
Sebastião Francelino da Cruz 
Introdução
Neste capítulo serão discutidos conceitos sobre as propriedades físicas 
que permitem a identificação de substâncias sólidas, líquidas ou gasosas. 
Vários conceitos são essenciais para o entendimento deste capítulo e 
principalmente para o estudo sobre forças intermoleculares. Cabe res-
saltar que as discussões sobre os conceitos trabalhados não se esgotam 
neste capítulo, pois perpassam as outras unidades temáticas do curso. 
Quanto à metodologia, trata -se de ensino experimental, que envolve 
elaboração de ideias e conduz a conceitos trabalhados. O estudo da 
química torna -se mais concreto quando o aluno vivencia o que está sendo 
estudado. Portanto temos atividades teóricas e práticas, as quais poderão 
ser realizadas em sua própria casa com materiais domésticos. 
Alguns procedimentos experimentais serão realizados nos encontros 
presenciais, e outros dados são apresentados como atividade para 
discussão. As atividades propostas priorizam a discussão dos conceitos 
estudados e não a simples memorização ou aplicação de fórmulas 
matemáticas. Desse modo faz-se necessário um trabalho operativo do 
conhecimento e, mesmo a distância, espera -se que o aluno faça infe-
rências, comparações, estabeleça relações, interpretações gerando 
uma discussão entre educador e educando, propiciando o desenvolvi-
mento de habilidades cognitivas.
O texto a seguir serve como alicerce para a discussão dos conceitos 
trabalhados neste capítulo. As atividades estão colocadas ao longo do 
texto, no final ou, quando necessário, é indicada outra leitura obrigató-
ria, a qual é essencial para a construção do conhecimento. Alguns 
conceitos essenciais também estão presentes em outros capítulos e 
será sugerida a leitura ou releitura destes, se necessário. 
144 UNIUBE
Então vamos começar nossa viagem pelo mundo da química! 
Objetivos 
Esperamos que, ao término dos estudos deste capítulo, você seja 
capaz de:
• conceituar e identificar as propriedades da matéria, de suas 
várias formas de transformação, produção e utilização;
• analisar dados obtidos nos experimentos e/ou fornecidos em 
tabelas, elaborando conclusões a partir de suas análises;
• selecionar e organizar informações para compreensão de 
situações -problema referentes às propriedades dos materiais;
• relacionar as propriedades físicas da matéria com as proprieda-
des microscópicas; 
• utilizar instrumentos de medição e cálculo aplicados à química;
• entender métodos e procedimentos próprios das ciências natu-
rais, aplicando -os ao cotidiano.
Esquema
• Propriedades da matéria.
• Densidade.
• Determinação da densidade de sólidos.
• Bureta.
• Proveta.
• Determinação da densidade de líquidos.
• Variação da densidade em função da temperatura.
• Estados físicos da matéria.
• Plasma: o quarto estado da matéria.
• Ponto de fusão.
• Ponto de ebulição.
• Viscosidade.
 7.1 Propriedades da matéria 
Sempre que tocamos ou medimos a massa de algo, estamos tratando diretamente 
com matéria. Toda a química preocupa -se com as propriedades da matéria e, 
particularmente, com como uma forma de matéria pode ser convertida em outra. 
UNIUBE 145
Propriedades da matéria são características físico -químicas que permitem 
identificar e diferenciar materiais. De fato matéria é algo difícil de ser definido com 
precisão, sem se apoiar em ideias avançadas da física das partículas elementares, 
mas uma definição de trabalho imediata é que matéria é qualquer coisa que tenha 
massa e ocupe lugar no espaço. Agora, pare e tente identificar no seu cotidiano 
o que é matéria e o que não é. 
Portanto cadeira, água e brinquedos são formas de matéria; radiação eletromagnética 
e justiça não são. Se você realizou o exercício, notou que os diferentes materiais 
identificados possuem propriedades que permitem identificá-los e diferenciá -los. 
Estas características são chamadas de propriedades da matéria. Podemos analisar 
as características de uma substância química de duas formas: primeiro por meio 
de uma análise macroscópica, caso em que se estudam as características que 
podemos perceber sem a ajuda de instrumentos, como o gosto de substância, o 
cheiro, o estado físico (sólido, líquido ou gasoso), a cor entre outras, ou por meio 
de uma análise microscópica, realizada com a ajuda de um microscópio. Por meio 
deste tipo de análise podemos, por exemplo, observar como estão organizadas 
as partículas no estado líquido, sólido ou gasoso de uma substância. 
A química está intimamente envolvida com as “propriedades da matéria”, e estas 
características macroscópicas estão relacionadas diretamente com as propriedades 
microscópicas que veremos em nosso curso.
Você deve ter percebido que propriedades, como cheiro, sabor, cores, podem nos 
ajudar na diferenciação de materiais.
SAIBA MAIS
As propriedades das substâncias podem ser classificadas de duas formas: como 
extensivas ou intensivas.
Propriedades extensivas: são diretamente proporcionais à quantidade de 
matéria da substância presente na amostra. 
Por exemplo: massa (m) e volume (V). 
Propriedades intensivas: independem da quantidade de matéria. 
Por exemplo: temperatura (T), pressão (p), cor e densidade (d). 
Neste capítulo, abordaremos as seguintes propriedades: densidade, ponto de 
fusão e ebulição e viscosidade. 
146 UNIUBE
7.1.1 Densidade
De todas as propriedades que podemos utilizar para diferenciar um material, a 
densidade é uma das mais importantes, que é definida como a relação entre a 
massa de uma substância e o volume que ela ocupa. Por meio de conceitos 
simples e fatos do cotidiano, o educador pode levar o aluno a uma viagem no 
mundo da Química. 
Muitos pensam que a densidade é apenas o resultado de uma operação arit-
mética de divisão entre a massa e o volume de uma substância, mas esse 
conceito é muito mais amplo e está relacionado a outros, como compressão e 
empacotamento. Por exemplo: quanto maior for o empacotamento dos átomos, 
mais densa será a substância. 
Assim podemos definir densidade ou massa específica como a quantidade de 
matéria que se pode colocar em um determinado espaço, mas especificamente 
em um determinado volume. Quanto maior o valor da densidade de um material, 
maior a quantidade de massa presente no espaço abordado. O diamante, por 
exemplo, possui uma densidade de 3,52 g/cm3, indicando que no espaço de 1 
cm3 cabe uma massa de 3,52 g de diamante. Já a densidade da pedra preciosa 
rubi é de 4,10 g/cm3, indicando que no mesmo espaço de 1 cm3 ocupado por 3,52 
g de diamante cabe uma maior massa de rubi: 4,10 g. 
A densidade recebe o nome de massa específica porque indica, especificamente, a 
quantidade de material que cabe em um determinado volume.
IMPORTANTE!
O cálculo da densidade é feito utilizando a equação a seguir:
Mas lembre -se de que o volume pode apresentar -se sob outras unidades. 
Então torna -se necessária a transformação para a unidade em que se 
deseja realizar o cálculo, de acordo com a proporcionalidade:
1 cm3 = 1 ml
1 dm3 = 1 l
1 l = 1.000 ml
UNIUBE 147
Existem várias situações que podem levar o aluno ao entendimento do conceito 
de densidade. A melhor metodologia para auxiliar a construção do conhecimento 
é utilizar fatos experimentais que envolvam elaboração de ideias que conduza 
o aluno aos conceitos trabalhados. O simples fato de blocos de gelo flutuarem 
na água traz evidência de várias propriedades físico -químicas. Vamos ver alguns 
exemplos em que a densidade é aplicada para caracterizar um material. 
7.1.1.1 Aplicações da densidade 
A seguir serão descritas algumas situações emque a densidade é utilizada no 
nosso cotidiano para caracterização de materiais. 
Densidade da urina 
Você já notou que, ao se fazer um exame clínico de urina, uma das características 
analisadas é a densidade? A densidade normal da urina humana varia de 1,003 
g/ml a 1,030 g/ml. Valores fora desta faixa têm valor de diagnóstico. Por exemplo: 
a urina de uma pessoa que sofre de diabetes melito contém maior quantidade 
de açúcar, assim terá uma densidade maior do que a normal. Por outro lado, uma 
pessoa que sofre de diabetes insípido terá a urina com densidade em torno de 
1,00 g/ml em virtude da grande quantidade de água excretada.
Osteoporose e densidade óssea 
Osteoporose é uma enfermidade que diminui a massa óssea como resultado 
da deficiência em compostos de cálcio. Os ossos de uma pessoa com osteoporose 
são frágeis e suscetíveis à fratura. As mudanças de densidade óssea são 
medidas por meio de técnicas radiográficas ou imagens de ultrassom para 
determinar a presença da perda de cálcio.
Caracterização do leite:
O leite é constituído principalmente por água, gordura, vitaminas, proteínas, 
enzimas, lactose e substâncias minerais. A densidade do leite varia entre 1,023 
g/ml	e	1,040	g/ml,	a	15	°C.	O	valor	médio	é	1,032	g/ml.	O	leite	com	alto	teor	de	
gordura apresenta menor densidade em relação ao leite com baixo teor de 
gordura, sendo uma das características determinada nos laticínios para assinalar 
quanto ao tipo do leite.
A densidade de substâncias líquidas e sólidas pode ser medida por meio de 
experimentos simples, por exemplo, a medição da massa e do volume de determinado 
líquido ou de técnicas mais sofisticadas como as realizadas na densiometria óssea. 
148 UNIUBE
Nos encontros presenciais serão realizados experimentos para determinação de 
densidades de algumas substâncias sólidas e líquidas, mas alguns experimentos 
são fáceis de ser realizados e podem ser executados em sua própria casa. 
7.1.1.2 Determinação da densidade de sólidos 
Para determinação da densidade de um sólido precisamos determinar a sua massa 
e o seu volume. A massa é determinada simplesmente 
pesando o sólido em uma balança de precisão. Já o volume 
pode ser determinado por meio do método de deslocamento 
de volume. Este método consiste em colocar o material em 
uma vidraria graduada, a qual contém certa quantidade 
conhecida de um líquido no qual o sólido não flutue. Entre 
as vidrarias que podem ser utilizadas estão as buretas e 
as provetas, que deverão ser escolhidas de acordo com a 
dimensão do sólido. Portanto o volume do sólido é obtido 
fazendo -se a diferença entre o volume final e o volume inicial. Ao anotar o volume, 
o aluno deve tomar o cuidado de olhar corretamente a posição do menisco para 
não haver erro na leitura da medida. 
Figura 1: Menisco
Fonte: Desenho; 
Acervo EAD-Uniube.
Bureta 
Uma bureta é um tubo graduado de vidro com uma torneira na sua parte inferior, 
usada para medir e escoar líquidos. As buretas variam, em tamanho, de 1 a 100 ml. 
Uma bureta com capacidade para 50 ml é subdividida em intervalos de 0,1 ml. 
Buretas que possuem capacidades de 10 ml ou menos são classificadas como 
microburetas. 
Menisco
É a curvatura que os 
líquidos experimentam 
devido às diferenças 
de forças físicas que 
ocorrem entre o líquido 
e o recipiente e entre 
as próprias moléculas 
do líquido.
UNIUBE 149
Figura 2: Bureta
Fonte: Desenho; Acervo EAD-Uniube.
O escoamento do líquido a partir da bureta é geralmente controlado por uma 
torneira feita de vidro ou teflon. O último tipo não requer lubrificante, sendo 
especialmente útil quando o titulante é um álcali. A torneira feita de vidro deve ser 
suavemente untada com lubrificante do tipo vaselina. 
As buretas são utilizadas em análises volumétricas, tais como a titulação ácido-base. 
Proveta
Figura 3: Proveta
Fonte: Desenho; Acervo EAD-Uniube.
Uma proveta ou cilindro graduado é um frasco cilíndrico com graduações, 
destinado a medidas aproximadas de volume de líquidos. Pode ser de vidro ou 
de material plástico. Não pode ser aquecido e é menos preciso que as buretas. 
7.1.1.3 Determinação da densidade de líquidos 
A densidade do líquido pode ser determinada analogamente à densidade do 
sólido, medindo -se a sua massa e determinando o seu volume. Entretanto, no 
caso dos líquidos, uma alteração relativamente pequena na temperatura pode 
afetar consideravelmente o valor da densidade, enquanto a alteração de pressão 
tem que ser relativamente alta para que o valor da densidade seja afetado. 
150 UNIUBE
A densidade apresenta variações periódicas com o número atômico, mas essas 
variações não são regulares, já que a relação entre as propriedades físicas e a 
configuração eletrônica não é direta. 
A densidade também pode ser medida experimentalmente, utilizando -se vidrarias 
específicas. Os densímetros (aerômetros ou ainda flutuadores) são os aparelhos 
utilizados para determinação da densidade de líquidos. Constituem -se de uma 
coluna de vidro graduada, a qual termina num tipo de bulbo com forma 
aerodinâmica e na qual se deposita um lastro ou peso.
O aparelho é mergulhado no líquido, atingindo o equilíbrio numa posição vertical. 
Neste ponto, o peso do aparelho é igual ao empuxo, ou seja, ao peso do volume 
líquido deslocado: 
Figura 4: Densímetro
Fonte: Desenho; 
Acervo EAD-Uniube. 
Um exemplo de aerômetros que podemos encontrar no nosso cotidiano são 
aqueles dispositivos que são colocados em um recipiente ao lado da bomba de 
álcool nos postos de abastecimento. Este tipo de medida é muito fácil de se fazer 
e é rápido, mas não tem muita precisão. Os aerômetros são calibrados para uma 
única temperatura de referência e apresentam uma grande variedade de escalas. 
Utilizando a densidade podemos medir indiretamente outras propriedades do 
material. Cada ramo da indústria criou sua própria escala baseando -se na 
densidade de seus materiais. Por exemplo, a densidade do álcool é 0,79 g/ml e 
a densidade da água é próxima de 1,0 g/ml dependendo da temperatura. Portanto 
a densidade de soluções de álcool e água deve ficar entre 0,79 e 1,0 g/ml. Vale 
ressaltar que há soluções com maior quantidade de álcool, que tendem a ficar 
mais próximas da densidade do álcool, enquanto soluções com menor quantidade 
de álcool tendem a ficar próximas da densidade da água. 
UNIUBE 151
As indústrias de bebidas destiladas utilizam esta relação para medir o teor de 
álcool em um densímetro conhecido por alcoômetro. Do mesmo modo, a indústria 
de laticínios tem o lactômetro para medir o teor de lactose. 
Figura 5: Picnômetro
Fonte: Desenho; 
Acervo EAD-Uniube.
Os picnômetros são pequenos frascos de volume definido. Os mais comuns são 
os de 1 ml, 2 ml, 5 ml, 10 ml e 25 ml. Picnômetros são utilizados para a 
determinação de densidades de líquidos e sólidos, além de serem vidrarias mais 
precisas que os densímetros.
7.1.1.4 Variação da densidade com a temperatura 
A temperatura de uma amostra da matéria afeta diretamente os valores numéricos 
de suas propriedades. A densidade é um exemplo particularmente importante. 
Embora a mudança na densidade da água de acordo com a temperatura pareça 
pequena, ela afeta profundamente nosso ambiente. Por exemplo, à medida que 
a água de um lago esfria, sua densidade aumenta e a água mais densa afunda. 
Isso	continua	até	que	a	temperatura	da	água	atinja	4,0	°C.	Se	água	é	resfriada	
a	0	°C,	forma	-se	o	gelo	sólido,	que,	por	ser	menos	denso	que	a	água,	flutua	
nela. O Quadro 1 apresenta a variação da densidade da água em função da 
temperatura. 
Quadro 1:	Variação	da	densidade	da	água	em	função	da	temperatura	–	°C
152 UNIUBE
Experimentando na cozinha
Experimentando na cozinha são roteiros de aulas práticas com materiais de fácil 
aquisição ou que você pode até mesmo encontrar na cozinha de sua casa.Estas 
práticas devem ser realizadas para uma melhor compreensão dos conceitos 
estudados. A realização de experimentos contribui significativamente para a 
construção do conhecimento, despertando no aluno um senso prático de 
observação. 
Experimento 1: comparando a densidade de líquidos 
Materiais e reagentes necessários:
– Copo de 200 ml
– Água
– Groselha
– Azeite
– Mel
– Álcool etilíco
Procedimento experimental: 
• Coloque um pouco de groselha na água de maneira que esta fique ligeiramente 
corada de vermelho. A adição de groselha é feita somente para facilitar a visualização. 
• Coloque a solução de água e groselha no copo de 200 ml. 
• Em seguida, cuidadosamente, coloque o azeite na superfície da água corada. 
Utilize um lápis ou caneta para fazer a adição, deixando o azeite escorrer 
lentamente. 
• Utilizando o mesmo procedimento anterior, adicione o álcool etílico. 
• Finalmente, adicione o mel. 
• Observe atentamente o resultado e registre detalhadamente estas observações.
EXPERIMENTANDO
UNIUBE 153
Experimento 2: comparando a densidade de sólidos e líquidos 
Materiais e reagentes necessários: 
– Copo de vidro
– Pedaço de borracha
– Pedaço de palito
– Pedaço de rolha ou cortiça
– Plástico
– Água
– Azeite
– Groselha
– Mel
– Álcool Etílico
Procedimento experimental:
• Neste experimento, vamos utilizar o mesmo copo com os líquidos que foram 
utilizados no experimento anterior. 
• Agora, com cuidado, coloque o pedaço de borracha, o pedaço de palito, o pedaço 
de rolha ou cortiça e por fim o plástico. 
• O que você observa? Compare a densidade dos sólidos em relação à dos líquidos. 
• É possível verificar que a madeira e a rolha ficam à superfície do álcool. O plástico 
coloca -se na superfície do azeite, e o pedaço de borracha fica na superfície do mel. 
• Mais uma vez, observe atentamente o resultado e registre detalhadamente estas 
observações.
EXPERIMENTANDO
 7.2 Estados físicos da matéria 
Para analisarmos o estado físico de um material, devemos levar em consideração 
o tipo de força que existe entre as partículas que constituem o material: atrações 
ou repulsões.
A seguir, faça um resumo, apresentando as principais características dos estados 
físicos da matéria. 
154 UNIUBE
7.2.1 Estado sólido
Prevalecem as forças atrativas. O material terá suas partículas constituintes bem 
próximas e unidas. Logo:
•	 Forças	atrativas	>	forças	repulsivas.
• Partículas muito próximas umas das outras. 
• Pouca energia cinética (Ec), isto é, as partículas estão impossibilitadas de 
se movimentarem. 
• Forma fixa em virtude de as forças de atração prevalecerem sobre as for-
ças de repulsão. 
• À temperatura constante, o volume é fixo. Como as partículas estão imóveis, 
o espaço ocupado por elas não varia. 
7.2.2 Estado líquido
Prevalecem as forças repulsivas. O material terá suas partículas bem afastadas. 
Logo:
•	 Forças	atrativas	≈	forças	repulsivas.	
• Partículas nem muito afastadas, nem muito próximas. Num estágio interme-
diário entre o sólido e o gasoso. 
• Energia cinética (Ec) maior que no estado sólido, mas menor que no estado 
gasoso. As partículas adquirem certa mobilidade. 
• Perde a forma fixa devido à diminuição das forças de atração. 
• À temperatura constante, o volume mantém -se fixo, pois a mobilidade das 
partículas é limitada. 
7.2.3 Estado gasoso 
Ocorre uma proximidade entre a intensidade das forças atrativas e repulsivas. 
Logo:
UNIUBE 155
• Forças atrativas < forças repulsivas. 
• Partículas muito afastadas umas das outras. 
• Muita energia cinética (Ec), isto é, as partículas tendem a ficar o mais distante 
umas das outras. 
• Forma fixa inexistente toma a forma do recipiente que a contém. 
• Volume fixo inexistente ocupa o espaço total do recipiente onde se encontra. 
7.2.4 Plasma: o quarto estado da matéria 
O quarto estado da matéria é o plasma, originado dos 
gases. É um intermediário da fusão nuclear e, por isso, 
alvo de pesquisa da física moderna. O plasma é um 
conjunto quase neutro de partículas eletricamente 
carregadas, formado pela ionização de átomos e moléculas 
por excitação energética de radiações eletromagnéticas, 
calor (radiação térmica), micro -ondas etc. Este processo 
faz com que haja a formação de íons que, durante a 
recombinação de seus elétrons, emitem radiação visível 
ou não. Exemplo comum de plasma é o fogo e a aurora boreal e austral, formada 
pela excitação de átomos da atmosfera por correntes de partículas carregadas 
do vento solar. Existiria ainda um quinto estado da matéria, que ocorre quando os 
átomos são resfriados até os elétrons pararem de girar. 
7.2.5 Ponto de fusão (PF) 
Entende -se por ponto de fusão o ponto em que um material passa do estado 
sólido para o estado líquido. Para um material passar para o estado líquido é 
necessário calor, pois este faz com que as partículas (átomos, moléculas, íons) 
que o formam se separem ou, pelo menos, que aumente a distância entre elas. 
O valor da temperatura em que ocorre essa mudança de fase sólida para fase 
líquida recebe o nome de ponto de fusão. Essa temperatura única somente 
ocorre quando estamos aquecendo substâncias puras, uma vez que as misturas, 
ao mudarem de fase, só a fazem com variação da temperatura. Por exemplo: a 
água,	substância	pura,	tem	ponto	de	fusão	igual	a	0	ºC	e	o	ferro,	também	uma	
substância	pura,	tem	seu	ponto	de	fusão	a	1.536	ºC,	o	que	significa	que	a	água	
transforma	-se	de	sólida	em	líquida	quando	atinge	0	ºC,	ao	passo	que	o	ferro	só	
mudará	da	fase	sólida	para	a	líquida	a	1.536	ºC.	
Energia cinética
É a quantidade de 
força aplicada sobre 
um objeto ao longo de 
um deslocamento, 
para tirá -lo do repouso 
e colocá -lo a uma 
velocidade v.
156 UNIUBE
7.2.6 Ponto de ebulição (PE) 
Define -se ponto de ebulição como a temperatura em que um corpo passa do 
estado líquido para o estado gasoso. Para que isto ocorra é necessário calor, que 
faz com que as partículas (átomos, moléculas, íons) que o formam se separem, 
ou pelo menos que aumente a distância entre elas. O valor da temperatura em 
que ocorre essa mudança de fase líquida para fase gasosa recebe o nome de 
ponto de ebulição. Essa temperatura única só ocorre quando estamos aquecendo 
substâncias puras, uma vez que as misturas, ao mudarem de fase, só a fazem 
com variação da temperatura. Por exemplo: a água, substância pura, tem 
temperatura	de	ebulição	(t.e.)	igual	a	100	ºC	e	o	ferro,	também	uma	substância	
pura,	tem	uma	t.e.	de	3.000	ºC,	o	que	significa	que	a	água	transforma	-se	de	líquida	
em	vapor	quando	atinge	100	ºC,	ao	passo	que	o	ferro	só	mudará	da	fase	líquida	
para	a	gasosa	a	3.000	ºC.
Quanto mais fortes forem as atrações entre as partículas constituintes de um material, 
maior será a temperatura de fusão e a temperatura de ebulição, pois maior quantidade 
de calor será necessária para a separação dessas partículas e, por conseguinte, a 
mudança de estado físico.
SAIBA MAIS
7.2.7 Viscosidade 
Outra propriedade utilizada para caracterizar fisicamente um material é a 
viscosidade, definida como a resistência apresentada por um líquido de fluir 
(escoamento).
Na indústria de óleos, cosméticos, vernizes e tintas, a viscosidade constitui uma 
de suas principais preocupações, por isso essas indústrias empregam diversos 
instrumentos de medida de grande precisão. 
A viscosidade dos líquidos vem do atrito interno, isto é, das forças de coesão entre 
moléculas relativamente juntas. Desta maneira, enquanto a viscosidade dos gases 
cresce com o aumento da temperatura, nos líquidos ocorre o oposto. Com o 
aumento da temperatura, aumenta também a energia cinética média das moléculas, 
diminuindo assim o intervalo de tempo em que as moléculas passam uma junto 
da outra, tornando menos efetivas as forçasintermoleculares, consequentemente, 
menor será a viscosidade. O octano, por exemplo, tem viscosidade de 0,706 cP 
a	0	°C	e	0,433	cP	a	40	°C.	A	temperaturas	mais	altas,	quanto	maior	a	energia	
cinética das moléculas, maior a facilidade para vencer as forças atrativas entre 
as moléculas. 
UNIUBE 157
Os conceitos sobre forças intermoleculares, que foram vistos nos Capítulos 5 e 6 
deste livro, são extremamente importantes para o entendimento deste conteúdo. 
IMPORTANTE!
Figura 6: Viscosímetro – Ostwald
Fonte: Acervo EAD-Uniube.
Os viscosímetros são aparelhos destinados à medição da viscosidade dos líquidos. 
Segundo a lei de Poiseuille para o escoamento de líquido viscoso num tubo estreito: 
“A vazão é inversamente proporcional ao comprimento do tubo e ao coeficiente 
de viscosidade do líquido; é diretamente proporcional à quarta potência do raio 
do tubo e à diferença das pressões entre suas extremidades”. Na maioria dos 
viscosímetros, é feita a medida do tempo gasto por uma quantidade definida de 
líquido para fluir através de um tubo de raio e comprimento conhecidos. Os 
exemplos mais comuns de viscosímetros são os de Engler, Ostwald, Barber e os 
de Saybolt -Furol, usados na indústria de lubrificantes. 
O viscosímetro de Ostwald mede, basicamente, o tempo de escoamento de um 
líquido através de um tubo capilar de comprimento L, conforme mostra a Figura 
6. Se considerarmos dois líquidos (um deles tomado como padrão, normalmente 
a	água,	cuja	viscosidade	é	1.000	centipoise	a	20	°C),	 teremos	apenas	duas	
variáveis no escoamento através do viscosímetro: o próprio tempo de escoamento 
e a massa ocupada pelo líquido. Chamando de “2” o líquido padrão e de “1” o 
líquido cuja viscosidade se deseja medir e aplicando a equação de Poiseuille para 
ambos os líquidos, pode -se chegar à seguinte equação:
158 UNIUBE
Em que: 
d = densidade
t = tempo de escoamento (s)
η	=	viscosidade	relativa	(lê	-se:	centipoise)
 7.3 Conclusão
No estudo da formação da matéria, introduzimos os estudos das propriedades 
macroscópicas e microscópicas, interagindo-as com as propriedades extensivas 
e intensivas da matéria. Dessa forma foi trabalhada a densidade de sólidos e 
líquidos e as várias maneiras de se determinar seus valores, apresentando técnicas 
precisas, como a picnometria.
Apresentamos ainda os estados da matéria e a viscosidade de líquidos e como 
estas propriedades são totalmente dependentes da temperatura.
Além dos estudos teóricos desenvolvidos no capítulo, trabalhamos algumas 
propostas para experimentos práticos que podem ser executados com materiais 
alternativos encontrados em nossas casas com facilidade.
A densidade de metais pode ser medida pelo método de pesagem e deslocamento 
de volume, utilizando uma proveta. Por meio da medida de densidade, podemos 
determinar se o metal é uma liga ou não.
IMPORTANTE!
Grupo 1
Massa do chumbo 13,23 g
Volume de água na proveta 5,0 ml
Volume final da proveta (água + chumbo) 6,11 ml
Grupo 2
Massa do alumínio 5,56 g
Volume de água na proveta 30,0 ml
Volume final da proveta (água + metal) 31,99 ml
UNIUBE 159
Grupo 3
Massa do estanho 8,56 g
Volume de água na proveta 30,0 ml
Volume final da proveta (água + metal) 31,21 ml
Observe as densidades aproximadas de algumas substâncias nas tabelas a seguir:
Substância d/(g cm–3) Substância d/(g cm–3)
Aço inoxidável 7,9 Latão 8,4
Água 1,0 Mercúrio 13,6
Álcool 0,79 Níquel 8,9
Alumínio 2,7 Ouro 19,3
Chumbo 11,3 Platina 21,4
Cobre 8,9 Prata 10,5
Estanho 7,26 Vidro 2,6
Ferro 7,9
a) Determine o resultado da densidade obtido por cada grupo de alunos e calcule 
o erro relativo percentual para cada resultado. Não se esqueça de considerar 
os valores de densidade aproximados que estão nas tabelas anteriores.
Experimental Tabelado
Tabelado
V V
Er x 100
V
− 
=  
 
Experimental
b) Indique qual dos grupos obteve melhor exatidão em seu experimento. Justifique 
sua resposta calculando o erro relativo percentual.
c) Se os alunos trabalhassem com massas maiores de metais, o valor da densidade 
calculada seria o mesmo? Justifique sua resposta.
Sugestão: calcule o volume do metal, fazendo a diferença entre o volume final 
(água + metal) e o volume inicial.
Vamostra = Vfinal – Vinicial
160 UNIUBE
UNIUBE 161
Anotações
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________