Apostila quimica

Projeto Institucional
Edital nº 015/2010/CAPES/DED
Fomento ao uso de tecnologias de comunição e informação nos cursos de graduação
Química Tecnológica
Química Geral e Orgânica:
uma abordagem para Química Tecnológica
Filipe Martel de Magalhães Borges
Salete Martins Alves
Tatiana de Campos Bicudo

Natal – RN
Janeiro/2011
Filipe Martel de Magalhães Borges
Salete Martins Alves
Tatiana de Campos Bicudo
Química Tecnológica

COORDENAÇÃO DE PRODUÇÃO DE MATERIAIS DIDÁTICOS
Marcos Aurélio Felipe
GESTÃO DE PRODUÇÃO DE MATERIAIS
Luciana Melo de Lacerda
Rosilene Alves de Paiva
PROJETO GRÁFICO
Ivana Lima
REVISÃO DE MATERIAIS
Revisão de Estrutura e Linguagem
Eugenio Tavares Borges
Janio Gustavo Barbosa
Jeremias Alves de Araújo
Kaline Sampaio de Araújo
Luciane Almeida Mascarenhas de Andrade
Rossana Delmar de Lima Arcoverde
Thalyta Mabel Nobre Barbosa
Revisão de Língua Portuguesa
Camila Maria Gomes
Cristinara Ferreira dos Santos
Emanuelle Pereira de Lima Diniz
Janaina Tomaz Capistrano
Priscila Xavier de Macedo
Rhena Raize Peixoto de Lima
Rossana Delmar de Lima Aroverde
Revisão das Normas da ABNT
Verônica Pinheiro da Silva
EDITORAÇÃO DE MATERIAIS
Criação e edição de imagens
Adauto Harley
Anderson Gomes do Nascimento
Carolina Costa de Oliveira
Dickson de Oliveira Tavares
Leonardo dos Santos Feitoza
Roberto Luiz Batista de Lima
Rommel Figueiredo
Diagramação
Ana Paula Resende
Carolina Aires Mayer
Davi Jose di Giacomo Koshiyama
Elizabeth da Silva Ferreira
Ivana Lima
José Antonio Bezerra Junior
Rafael Marques Garcia
Módulo matemático
Joacy Guilherme de A. F. Filho
IMAGENS UTILIZADAS
Acervo da UFRN
www.depositphotos.com
www.morgueﬁle.com
www.sxc.hu
Encyclopædia Britannica, Inc.
FICHA TÉCNICA
Catalogação da publicação na fonte. Bibliotecária Verônica Pinheiro da Silva.
Borges, Filipe Martel de Magalhães.
Química Geral e Orgânica: uma abordagem para Química Tecnológica / Filipe Martel de
Magalhães Borges, Salete Martins Alves e Tatiana de Campos Bicudo. – Natal: EDUFRN, 2011.
110 p.: il.
Disciplina integrada ao Projeto Institucional da UFRN de fomento ao uso de tecnologia de
comunicação e informação nos cursos de graduação.
ISBN 978-85-7273-835-4
1. Química: tecnológica. 2. Ligações químicas. 3. Tabela periódica. 4. Combustíveis:
Lubriﬁcantes. I. Alves, Salete Martins. II. Bicudo, Tatiana Campos. III. Título.
CDU 54-029.6
B732q
Governo Federal
Presidenta da República
Dilma Vana Rousseff
Vice-Presidente da República
Michel Miguel Elias Temer Lulia
Ministro da Educação
Aloizio Mercadante Oliva
Universidade Federal do Rio Grande do Norte – UFRN
Reitora
Ângela Maria Paiva Cruz
Vice-Reitora
Maria de Fátima Freire Melo Ximenes
Secretaria de Educação a Distância (SEDIS)
Secretária de Educação a Distância
Maria Carmem Freire Diógenes Rêgo
Secretária Adjunta de Educação a Distância
Eugênia Maria Dantas
© Copyright 2005. Todos os direitos reservados a Editora da Universidade Federal do Rio Grande do Norte – EDUFRN.
Nenhuma parte deste material pode ser utilizada ou reproduzida sem a autorização expressa do Ministério da Educacão – MEC

Apresentação Institucional
A
Secretaria de Educação a Distância – SEDIS da Universidade Federal do Rio Grande
do Norte – UFRN, desde 2005, vem atuando como fomentadora, no âmbito local, das
Políticas Nacionais de Educação a Distância em parceira com a Secretaria de Educação
a Distância – SEED, o Ministério da Educação – MEC e a Universidade Aberta do Brasil –
UAB/CAPES. Duas linhas de atuação têm caracterizado o esforço em EaD desta instituição: a
primeira está voltada para a Formação Continuada de Professores do Ensino Básico, sendo
implementados cursos de licenciatura e pós-graduação lato e stricto sensu; a segunda volta-se
para a Formação de Gestores Públicos, através da oferta de bacharelados e especializações
em Administração Pública e Administração Pública Municipal.
Para dar suporte à oferta dos cursos de EaD, a Sedis tem disponibilizado um conjunto de
meios didáticos e pedagógicos, dentre os quais se destacam os materiais impressos que são
elaborados por disciplinas, utilizando linguagem e projeto gráfico para atender às necessidades
de um aluno que aprende a distância. O conteúdo é elaborado por profissionais qualificados e
que têm experiência relevante na área, com o apoio de uma equipe multidisciplinar. O material
impresso é a referência primária para o aluno, sendo indicadas outras mídias, como videoaulas,
livros, textos, filmes, videoconferências, materiais digitais e interativos e webconferências, que
possibilitam ampliar os conteúdos e a interação entre os sujeitos do processo de aprendizagem.
Assim, a UFRN através da SEDIS se integra o grupo de instituições que assumiram o
desafio de contribuir com a formação desse “capital” humano e incorporou a EaD como moda-
lidade capaz de superar as barreiras espaciais e políticas que tornaram cada vez mais seleto o
acesso à graduação e à pós-graduação no Brasil. No Rio Grande do Norte, a UFRN está presente
em polos presenciais de apoio localizados nas mais diferentes regiões, ofertando cursos de
graduação, aperfeiçoamento, especialização e mestrado, interiorizando e tornando o Ensino
Superior uma realidade que contribui para diminuir as diferenças regionais e o conhecimento
uma possibilidade concreta para o desenvolvimento local.
Nesse sentido, este material que você recebe é resultado de um investimento intelectual
e econômico assumido por diversas instituições que se comprometeram com a Educação e
com a reversão da seletividade do espaço quanto ao acesso e ao consumo do saber E REFLE-
TE O COMPROMISSO DA SEDIS/UFRN COM A EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA como modalidade
estratégica para a melhoria dos indicadores educacionais no RN e no Brasil.
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA
SEDIS/UFRN

Sumário
Aula 1 – Entendendo a Tabela Periódica
Aula 2 – Ligações químicas
Aula 3 – Química para combustíveis e lubriﬁcantes
07
33
69

Entendendo a tabela periódica
1
Aula

1
2
3
Aula 1 Química Tecnológica 9
Apresentação
T
emos certeza de que você já ouviu falar ou já estudou sobre a tabela periódica. Nesta aula,
queremos apresentar a tabela periódica moderna como uma ferramenta importantíssima
para o estudo da química.
No mundo ao nosso redor existe uma enorme diversidade de materiais e de substâncias
que o constitui. Mas, a grande variedade de substâncias obtém-se a partir de um número muito
reduzido de elementos químicos que, atualmente, se encontram organizados numa tabela – a
tabela periódica dos elementos.
A tabela periódica dos elementos químicos que será apresentada nesta aula é uma das
ferramentas mais úteis em química. Além das riquezas de informações, ela pode ser usada
para organizar muitas das ideias da química. É importante que você se familiarize com suas
principais características e sua terminologia.
Além da aula, preparamos para você uma tabela periódica interativa, nela você poderá
fazer uma viagem pelos elementos químicos, conhecendo suas características e curiosidades.
Boa viagem!
Objetivos
Entender como surgiu a tabela periódica.
Conhecer a terminologia da tabela periódica e sua impor-
tância para a química.
Prever características dos elementos baseados na posição
em que ocupam da tabela periódica.

A tabela periódica:
um breve histórico
C
omo surgiu a tabela periódica? Será que ela existe há muito tempo? Quem a desenvol-
veu? Será que você conseguiu responder algumas dessas perguntas? Caso sua resposta
seja negativa, não se desespere, pois nesta aula vamos aprender como se desenvolveu
a tabela periódica até atingir o modelo atual.
A descoberta individual dos elementos químicos foi um pré-requisito necessário para a
construção da tabela periódica.
Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chum-
bo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a Antiguidade, outros elementos como arsê-
nio (As), o antimônio (Sb) e o fósforo (P) foram descobertos pelos alquimistas posteriormente.
Os alquimistas seguiam um objetivo que visava à descoberta da pedra filosofal, a substân-
cia capaz de transformar em ouro qualquer matéria com a qual fosse colocada em contato, e do
elixir da longa vida, que haveria de prolongar a existência dos que o tivessem tomado. Embora
a alquimia não fosse uma ciência experimental, ou seja, os trabalhos eram executados sem
recorrer ao método científico (forma sistemática de organizar as coisas), o impulso oferecido
por ela foi muito grande. Nesta busca incessante, os alquimistas acabaram descobrindo novos
elementos e processos úteis à vida prática, tais como a destilação e a sublimação.
Em 1669, o alquimista alemão Henning Brand, quando procurava descobrir a pedra
filosofal, conseguiu “apenas” obter fósforo elementar através da destilação da urina. Este é o
primeiro elemento sobre o qual existem registros históricos da sua descoberta.
Durante os 200 anos seguintes um grande volume de conhecimento, relativo às proprie-
dades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento
do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para
reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.
Assim, em 1869 Dimitri Ivanovitch Mendeleev apresentou uma classificação, que é a base da
classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas
atômicas (Figura 1), distribuídos em oito colunas verticais e doze faixas horizontais. Verificou
que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica.

TABELLE II
RO4
GRUPPE VIII.
RO4
RH
GRUPPE VII.
RO4
RH2
GRUPPE VI.
R2
O5
RH3
GRUPPE V.
RO2
RH4
GRUPPE IV.
R2
O3
GRUPPE III.
RO
GRUPPE II.
R2
O
GRUPPE I.
REIHEN
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Li = 7 Be = 9,4 B = 11
?Yt = 88
?Di = 138
?Er = 178
H = 1
K = 39
Na = 23
Rb = 85 Sr = 87
(Cu = 63)
Cs = 133
(Ag = 108)
Au = 199
Ca = 40
Mg = 24
Zn = 65
Bd = 137
Cd = 112
C = 12
Ti = 48
Zr = 90
Th = 231
?Ce = 140
?La = 180
Sl = 28
Sn = 118
Pb = 207
N = 14
V = 51
Nb = 94
Ta = 182
P = 31
As = 75
Sb = 122
Bi = 208
O = 16
Cr = 52
S = 32
Mo = 96
W = 184
U = 240
Se = 78
Te = 125
F = 19
Mn = 55 Fe = 56, Co = 59,
Ni = 59, Cu = 63.
Ru = 104, Rh = 104,
Pd = 106, Ag = 108.
Os = 195, Tr = 197,
Pt = 198, Au = 199.
Cl = 35,5
Br = 80
J = 127
Al = 27,3
In = 113
= 44
= 100
= 68 = 72
( )
Hg = 200 Tl = 204
Aula 1 Química Tecnológica12
Figura 1 – Tabela periódica de Mendeleev (1871)
Fonte: Maia e Bianchi (2007)
A lei periódica estabelece que quando os elementos são listados, sequen-
cialmente, em ordem crescente do número atômico, é observada uma repetição
periódica em suas propriedades.
Agora já sabemos como a tabela periódica foi desenvolvida pelos cientistas ao longo dos
anos. Atualmente, ela apresenta 118 elementos, o dobro do número de elementos que havia na
tabela proposta por Mendeleev. O próximo passo é aprender como é a sua divisão. Contudo,
A tabela proposta por Mendeleev contava com 59 elementos e seus símbolos. Aqueles
indicados com sinais de interrogação ainda não haviam sido descobertos. Exatamente pelo ato
de deixar espaços vazios em sua tabela, este cientista teve tanto crédito ao seu trabalho. Aﬁnal,
ele previu propriedades tanto físicas (ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade) como
químicas (combinação com outros elementos) para serem veriﬁcadas quando da descoberta
dos elementos que ocupariam os vazios deixados na tabela.
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de prótons no
núcleo de um determinado átomo era sempre o mesmo. Moseley usou essa ideia para o número
atômico de cada átomo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do
número atômico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. Devido ao
trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elemen-
tos. A tabela atual se difere bastante da de Mendeleev. Com o passar do tempo, os químicos
foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados com as descobertas de
novos elementos ou um número mais preciso na massa atômica e rearranjando os existentes,
sempre em função dos conceitos originais.

1
antes vamos revisar como é a estrutura de um átomo. Este conhecimento será importante para
entender como a tabela periódica está estruturada.
Que tal veriﬁcarmos seu aprendizado sobre esse assunto?
O que estava incorreto na concepção original de Mendeleev sobre a tabela
periódica? Pesquise em livros ou na internet que fato fez Moseley identiﬁcar qual
a lei da periodicidade moderna.

Configurações
eletrônicas dos elementos
Você deve se lembrar que, de modo geral, um átomo é composto por um núcleo, onde
se concentram os prótons e os nêutrons, e uma nuvem eletrônica onde estão distribuídos
os elétrons deste átomo. Para identificar a localização destes elétrons foram definidos níveis
quantizados de energia. Para compreender e prever a distribuição dos elétrons no átomo,
temos que considerar que os elétrons são atribuídos às camadas ou níveis de energia, atual-
mente um átomo pode conter até 7 camadas, cada uma comporta uma quantidade distinta de
elétrons. Também, em uma determinada camada, os elétrons são atribuídos às subcamadas
ou subníveis de energia, o total de subcamadas que um átomo pode ter é 4 e as mesmas são
identificadas pelas letras s, p, d e f. A Tabela 1 indica a quantidade de elétrons que podem ser
acomodados nas camadas e subcamadas de um átomo.
Tabela 1 – Número de elétrons acomodado nas camadas e subcamadas
Camada
eletrônica
Subcamadas
disponíveis
Número possível
de elétrons dentro
da subcamada
Número máximo
de elétrons para
as camadas
1 s 2 2
2
s
p
2
6
8
3
s
p
d
2
6
10
18
4
s
p
d
f
2
6
10
14
32
5
s
p
d
f
2
6
10
14
32
6
s
p
d
2
6
10
18
7
s
p
2
6
8
A ordem de distribuição dos elétrons é dada pelo diagrama de Linus Pauling (Figura 2).
Assim, a ordem de preenchimento é 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→
6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p.

2
1s22
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
3d1010
4d1010
5d1010
6d1010
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
7p6
4f 1414
5f 1414
Figura 2 – Diagrama de Linus Pauling
Para exempliﬁcar esta forma de distribuição eletrônica, consideremos o átomo de silício
(Si) que contém 14 elétrons, seguindo a sequência de preenchimento designada por Linus
Pauling, tem-se a seguinte distribuição:
Si = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p2
. Observa-se que o número em sobrescrito representa a capaci-
dade de elétron do subnível, considerando que restaram apenas 2 elétrons para completar o
último subnível 3p.
Vamos praticar a distribuição eletrônica?
Faça a distribuição eletrônica dos seguintes elementos: Ca, F, W, Br e Ni.

Aumento no caráter metálico
Aumentonocarátermetálico
Metais
Metaloides
Não metais
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
65
Tb
97
Bk
66
Dy
98
Cf
67
Ho
99
Es
68
Er
100
Fm
69
Tm
101
Md
70
Yb
102
No
1
H
3
Li
4
Be
11
Na
12
Mg
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
9876543
2
1
1A
18
8A
2A
13
3A
14
4A
15
5A
16
6A
17
7A
3B 4B 5B 6B 7B
8B
1B 2B
10 11 12
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
37
Rb
55
Cs
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
51
Sb
56
Ba
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
87
Fr
88
Ra
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
52
Te
53
I
54
Xe
84
Po
116114112111110
85
At
86
Rn
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2
He
A construção da tabela periódica
Segundo tendências atuais, a classificação devido às características físicas e químicas
dos elementos, tem-se optado pela disposição dos elementos em dois grupos: metais e os
não metais (ou ametais). No entanto, ainda prevalece o sistema com a divisão em metais, não
metais, semimetais (metaloides), gases nobres e hidrogênio (Figura 3).
Figura 3 – Tabela periódica
Outro critério de organização é estabelecido pela distribuição dos elétrons para cada
elemento químico. O método consiste em numerar as dezoito famílias ou grupos, ou dezoito
colunas, de 1 a 18. O sistema anterior sugeria dois grandes grupos de famílias A e B, e cada
um desses grupos era subdividido em oito grupos. Os elementos de um mesmo grupo pos-
suem o mesmo número de elétrons na última camada eletrônica (ou camada de valência). Por
exemplo, o elemento lítio (Li) pertence ao grupo 1, ou seja, tem 1 elétron na última camada,
já o flúor (F) que pertence ao grupo 17 (7A) possui 7 elétrons na camada de valência.
Os conjuntos de elementos na mesma orientação horizontal (linhas) são denominados
períodos. Na classificação atual, como na anterior, existem sete períodos correspondentes
aos níveis ou camadas de um átomo: (K, L, M, N, O, P, Q). Assim, os elementos de um
mesmo período possuem o mesmo número de camadas. Como exemplo, podemos citar o
cloro (Cl) que se encontra no terceiro período, portanto, esse elemento possui três camadas.
Também vale salientar que podemos dividir a tabela periódica em:
Elementos representativos (antigo grupos A) - o último elétron é colocado em subnível s
ou p. Por exemplo, o magnésio (Mg) é um elemento do segundo grupo, portanto possui
dois elétrons na última camada.

1s
2s
3s
4s
5s
6s
2p
3p
4p
5p
6p
7s
3d
4d
5d
4f
5f
6d
Bloque s
Bloque p
Bloque d
Bloque f
Elementos de transição (grupos B) - o último elétron é colocado no subnível d e na pe-
núltima camada. Esses elementos estão localizados no centro da tabela periódica.
Elementos de transição interna (série dos lantanídeos e actinídeos) - o último elétron é
colocado no subnível f, na antepenúltima camada.
Assim, podemos dividir a tabela em função do subnível, no qual o último elétron do
átomo é inserido. Na tabela a seguir estão agrupados juntamente os átomos, em que o último
elétron é adicionado ao subnível s. Estes átomos têm configuração eletrônica ns1
ou ns2
(n é
o número de camada do átomo, o que corresponde ao número do período) e os chamamos
de bloco s (Figura 4).
Figura 4 – A tabela periódica dividida pela configuração eletrônica
Os grupos de 13 a 18 são compostos por elementos nos quais o último elétron é adicio-
nado ao subnível p, assim eles têm configuração nsnp e constituem o bloco p. A quantidade
de elétron no subnível p aumenta de acordo com a sequência do grupo, por exemplo, se o
elemento for do grupo 13 ele terá a configuração ns2
np1
e se for do grupo 17 terá a configu-
ração ns2
np5
.
Nos elementos dos grupos 3 a 12, o último elétron é adicionado na penúltima camada
e no subnível d, tendo uma configuração (n-1)d. O subnível d pode conter 10 elétrons; este
preenchimento explica o fato de haver dez colunas nos elementos deste bloco (d).
O bloco f é representado pelos lantanoides e actinoides , nestes elementos a subcamada
a ser preenchida é a f da antepenúltima camada, assim sua configuração será (n-2)f .
Desse modo, podemos afirmar que é possível predizer a configuração eletrônica de um
elemento apenas verificando a sua posição da tabela periódica.

Elementos de Transição
Metais
Alcalinoterrosos
MetaisAlcalinos
FamíliadoBoro
FamíliadoAzoto
FamíliadoCarbono
Calcogênios
Halogênios
GasesNobres
Série dos Lantanídeos
Série dos Actinídeos
Zn
Cd
Hg
Uub
Sc
BeLi C N O F
He
B
Y
La
Ac
13 14
1
21˚
2˚
3˚ 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
4˚
5˚
6˚
7˚
15 16 17
18
H
Uma visão geral dos
elementos da tabela periódica
Agora que já sabemos como a tabela periódica está dividida, vamos conhecer um pouco
das características de cada grupo?
As colunas verticais, ou grupos, da tabela periódica contêm os elementos com proprieda-
des químicas e físicas semelhantes. Cada grupo constitui uma família de elementos, às quais
se atribui, por vezes, uma designação própria (Figura 5). Por exemplo, o grupo 1 é o grupo
dos metais alcalinos; o grupo 2 o dos metais alcalinoterrosos; o grupo 16 o dos calcogênios;
o grupo 17 o dos halogênios e o grupo 18 é chamado o grupo dos gases nobres ou inertes.
As características das várias famílias serão exploradas mais adiante.
Figura 5 – Famílias constituintes da tabela periódica
Grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Os elementos na coluna mais à esquerda são conhecidos como metais alcalinos. Todos
são metais e são sólidos à temperatura ambiente. Os metais do grupo 1 são todos reativos.
Por exemplo, reagem com água para produzir hidrogênio e soluções alcalinas. Em razão de sua
reatividade, esses metais somente são encontrados na natureza combinados em compostos
como NaCl, nunca como substâncias simples.
Grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)
Os elementos do grupo 2 são chamados de elementos alcalinosterrosos. Esses elementos
metálicos ocorrem naturalmente apenas em compostos como a calcita (carbonato de cálcio -
CaCO3
). À exceção do berílio (Be), esses elementos também reagem com água para produzir
soluções alcalinas, e a maioria de seus óxidos (como a cal, CaO) forma soluções alcalinas.

O magnésio (Mg) e o cálcio (Ca) são o sétimo e o quinto elementos mais abundantes na
crosta terrestre, respectivamente. O cálcio é especialmente conhecido, pois é um dos elemen-
tos importantes nos dentes e ossos, e ocorre em vastos depósitos de calcário. O carbonato
de cálcio é o constituinte principal da pedra calcária e dos corais, das conchas marinhas, do
mármore e o do giz. O rádio é o elemento alcalinoterroso mais pesado, é radioativo e é usado
no tratamento de alguns tipos de câncer por radiação.
Grupo 13 (B, Al, Ga, In, Tl)
O grupo 13 contém um elemento de grande importância, o alumínio (Al). Esse elemento
(Al) e três outros (Ga, In, Tl) são metais, enquanto o boro (B) é um metaloide. O alumínio (Al)
é o metal mais abundante na crosta terrestre. Sua abundância somente é menor do que a dos
não metais oxigênio e silício. Esses três elementos (Ga, In, Tl) são encontrados combinados
nas argilas e em outros minerais comuns. O boro ocorre no bórax mineral (Na2
B4
O7
·10H2
O)
e é usado como agente de limpeza, antisséptico e como fluxo para trabalho em metal.
Grupo 14 (C, Si, Ge, Sn, Pb)
Neste grupo, encontra-se um não metal (C), dois metaloides, silício (Si) e germânio (Ge),
e dois metais, estanho (Sn) e chumbo (Pb). Devido à mudança de comportamento metálico
para não metálico, existe mais variação nas propriedades dos elementos desse grupo do que
na maioria dos outros.
O carbono é base para a grande variedade de compostos químicos que constituem os
seres vivos. Na Terra, esse elemento encontra-se na atmosfera na forma de CO2
, nos carbo-
natos como calcário e no carvão, no petróleo e no gás natural – os combustíveis fósseis. Um
dos aspectos mais interessantes da química dos não metais é a propriedade da alotropia, na
qual um determinado elemento pode existir em diversas formas.
O silício é a base de muitos minerais, como argilas, o quartzo e as belas gemas, como
a ametista. O estanho e o chumbo são conhecidos há séculos, pois são facilmente obtidos
a partir de seus minérios. A liga de cobre e estanho é o bronze, que foi usado por centenas
de anos em utensílios e armas. O chumbo foi utilizado em encanamentos e tinta, embora o
elemento seja tóxico para os humanos.
Grupo 15 (N, P, As, Sb, Bi)
O nitrogênio, na forma de N2
, constitui aproximadamente três quartos da atmosfera
terrestre, ele também está incorporado em substâncias biologicamente importantes, como a
clorofila e as proteínas de DNA. Dessa maneira, os cientistas têm procurado há muito tempo
formas de fixar o nitrogênio atmosférico (formando compostos do elemento). A natureza
atinge facilmente esse objetivo com as plantas, mas condições severas (altas temperaturas,
por exemplo) têm de ser usadas no laboratório e na indústria para fazer com que o nitrogênio

reaja com outras substâncias elementares (como o H2
, para formar a amônia, e o NH3
que é
muito utilizada como fertilizantes).
O fósforo, essencial à vida, é um constituinte importante dos ossos e dos dentes. O
elemento brilha no escuro se estiver no ar.
Grupo 16 (O, S, Se, Te,Po)
Esse grupo começa com o oxigênio, que constitui aproximadamente 20% da atmosfera
terrestre e que se combina prontamente com a maioria dos outros elementos. A maior parte da
energia que impulsiona a vida na Terra é derivada das reações, em que o oxigênio combina-se
com outras substâncias.
O enxofre, o selênio e o telúrio são conhecidos coletivamente como calcogênios (da pala-
vra grega, khalkos, que significa cobre), eles ocorrem nos minérios de cobre. Seus compostos
podem ser malcheirosos e venosos. Apesar disso, o enxofre e o selênio são componentes
essenciais da dieta humana. O composto mais importante do enxofre é o ácido sulfúrico
(H2
SO4
), que a indústria química produz em maior quantia.
O polônio, elemento radiativo, foi isolado em 1898 por Marie e Pierre Curie, que o sepa-
raram de toneladas de minérios que continham urânio, e deram seu nome em homenagem ao
país de origem da madame Curie, a Polônia.
Grupo 17: halogênios (F, Cl, Br, I, At)
Elementos inteiramente não metálicos. Os elementos desse grupo: flúor, cloro, bromo e
iodo existem como substâncias elementares na forma de moléculas diatômicas. Todos com-
binam violentamente com metais alcalinos para formar sais como o sal de cozinha NaCl.
O nome para esse grupo, halogênios, vem da palavra hals, que significa “sal” e genes, que
significa “formador”. Os halogênios reagem com muitos outros metais para formar compostos e
combinam-se também, como a maioria dos não metais. Eles estão entre os elementos mais reativos.
Grupo 18: gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
Os elementos desse grupo são os menos reativos. Todos são gases e nenhum é abun-
dante na Terra ou na atmosfera terrestre. Por causa disso, não foram descobertos até o fim
do século XIX. O hélio, segundo elemento mais abundante do universo após o hidrogênio,
foi detectado no Sol em 1868 pela análise do espectro solar (o nome do elemento vem da
palavra grega para o Sol, helios). Até 1962, quando um composto de xenônio foi preparado
pela primeira vez, acreditava-se que nenhum desses elementos se combinaria quimicamente
com qualquer outro elemento, o que gerou o nome de gás nobre para esse grupo, termo cuja
intenção é mostrar sua baixa reatividade em geral.

3
1
2
Elementos de transição
Todos são metais e 13 deles estão entre os 30 elementos mais abundantes da crosta
terrestre. Alguns como o ferro (Fe), são abundantes na natureza. A maioria ocorre natural-
mente em combinação com outros elementos, mas alguns com a prata (Ag), o ouro (Au) e
a platina (Pt) são muito menos reativos, de modo que podem ser encontrados na natureza
como substâncias simples puras.
Praticamente, todos os elementos de transição têm usos comerciais – são usados como
materiais estruturais (Fe, Ti, Cr e Cu); em pinturas (titânio, cromo); nos conversores ca-
talíticos em sistemas exaustão de automóveis (platina e ródio); em moedas (cobre, níquel e
zinco) e em baterias (manganês, níquel, cádmio, mercúrio).
O ferro (Fe) desempenha a função biológica de ser o elemento central na química da
hemoglobina (o componente do sangue que transporta oxigênio).
Duas ﬁleiras da parte inferior da tabela periódica acomodam os lantanídeos e os acti-
nídeos. Alguns compostos de lantanídeos são usados nos tubos de televisores coloridos. O
urânio é o combustível das usinas nucleares e o amerício é usado em detectores de fumaça.
Como vimos nesta aula, a química faz parte no nosso cotidiano, os elementos presentes
na tabela periódica estão muito próximos de nós, formando substâncias que são essenciais
para a nossa sobrevivência, ou mesmo, para melhorar a nossa qualidade de vida. Você já havia
enxergado a química desse ponto de vista?
Vamos testar nossos conhecimentos sobre a tabela periódica?
Como está dividida a tabela periódica?
Revendo a tabela periódica:
a) Dê o nome de um elemento do grupo 2.
b) Dê o nome de um elemento do terceiro período.
c) Que elemento está no segundo período do grupo 14?
d) Que elemento está no terceiro período do grupo 16?

e) Que halogênio está no quinto período?
f) Que elemento alcalinoterroso está no terceiro período?
g) Que gás nobre está no quarto período?
h) Dê o nome de um não metal no grupo 16 e terceiro período.
i) Dê o nome de um metaloide do quarto período.

Raio = d/2/2
d
Raio atômico médio
Propriedades periódicas
Algumas das propriedades dos átomos mostram variações periódicas em função de número
atômico, elas tendem a crescer ou a decrescer com o aumento dos números atômicos dos ele-
mentos químicos ao longo do período. Nesta aula, estudaremos quatro propriedades periódicas.
Raio atômico
Você sabe qual é o “tamanho” de um átomo? Segundo a teoria do orbital atômico, os
elétrons não possuem órbitas definidas, torna-se impossível pensar no raio de um átomo
como uma definição puramente matemática. Assim, o raio atômico é medido e definido como
a distância entre dois átomos iguais em uma molécula (Figura 6).
Figura 6 – Determinação do raio atômico de um átomo
Consideremos o caso da molécula de hidrogênio, H2
, a distância de ligação nesta molécula
foi determinada e é de 0,074 nm. O termo distância de ligação é referente à distância entre os
núcleos de dois átomos ligados, portanto, é razoável considerar que, na molécula H2
, a metade
de 0,074 nm, ou 0,037 nm, é o raio atômico de um único átomo de hidrogênio.
A tendência de variação dos raios entre os diversos elementos de uma mesma família
é facilmente previsível. À medida que aumenta o número atômico dentro do grupo, maior
será o raio atômico, pois o número de camadas vai aumentando – quanto maior o número de
camadas, maior o tamanho.
Quanto à variação de tamanho ao longo de um período, a variação não é tão simples
quando comparada à variação ao longo de uma família. De modo geral, os raios dos elementos
diminuem à medida que os números atômicos aumentam ao longo do período, da esquerda
para a direita (Figura 7).

10
5
1,0
1,5
2,0
2,5
20 30 40 50 60 70 80 90
Raioatômico(×10-10
cm)
Li
Na
K Rb
CsRaio atômico (pm)
F
Cl
Br
I
At
64
99
114
133
140
Figura 7 – Periodicidade do raio atômico em função do período
Como podemos explicar esse decréscimo do raio atômico ao longo do período? De acordo
com as configurações eletrônicas, ao longo do segundo e terceiro períodos, os elétrons são
adicionados na camada de valência. Simultaneamente os prótons são adicionados ao núcleo,
aumentando a carga nuclear. Esse aumento atrai todos os elétrons, aproximando-os do núcleo,
como resultado, o raio atômico diminui.
Nos períodos 4, 5 e 6, o decréscimo nos raios atômicos ao longo do período é moderado
pela intervenção da série de elementos de transição. Por quê? A estruturação de configurações
eletrônicas da série dos elementos de transição é caracterizada por um aumento gradual do
número de elétrons na penúltima camada externa (n-1), e não na camada de valência (n). Uma
vez que os elétrons são colocados na penúltima camada e no subnível d, entre o núcleo e a
camada de valência, eles protegem parcialmente os elétrons da camada de valência da força
de atração exercida pelo núcleo. Essa proteção é conhecida como efeito blindagem.
Energia de ionização
Você acha que é possível retirar elétrons de um átomo? A seguir, veremos como isto é
possível e quais são os átomos que têm a tendência de perder elétrons.
Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, o elétron pode
se transferir de um nível energético quantizado para outro. Se a energia fornecida for suficiente,
o elétron pode ser completamente removido do átomo, originando um íon positivo. Assim,
energia de ionização é a mínima energia necessária para remover um elétron de um átomo
isolado no seu estado fundamental.
Um exemplo genérico para o processo de ionização para um elemento X, pode ser
representado por:
X (g) → X+ (g) + 1e-(1ª energia de ionização – EI)
X+(g) → X2
+ (g) + 1e-(2ª energia de ionização – EI)
X2
+(g) → X3
+ (g) + 1e-(3ª energia de ionização – EI)

Primeiraenergiadeionização(kJ/mol)
Número atômico (Z)
0 10 20 03 40 50 60 70 80 90
500
1.000
1.500
2.000
2.500
He
Ne
H
Li Na K Rb Cs
Xe
Rn
Kr
Ar
Se exemplificarmos com o sódio (Na), tem-se:
Na (g) → Na+ (g) + 1e- EI = 497,4 kJ/mol
Na+ (g) → Na2
+ (g) + 1e-EI = 4560 kJ/mol
À medida que aumenta o raio ou o tamanho de um átomo, gradativamente a energia de
ionização torna-se menor (Figura 8) e a primeira energia de ionização tende a aumentar através
do período. Em geral, a carga nuclear aumenta através do período e os elétrons da camada
de valência são atraídos mais fortemente para o núcleo. Consequentemente, mais energia é
necessária para remover um elétron do átomo.
Figura 8 – Primeiras energias de ionização
De uma forma geral, os metais têm energias de ionização mais baixas do que os não me-
tais. Através da figura é, ainda, perceptível que os elementos que têm maior energia de ionização
são os gases nobres, daí a sua inércia química, e os que têm menor energia de ionização são
os metais alcalinos, pois têm configuração de valência ns1, isto é, têm apenas um elétron de
valência que facilmente o perdem para adquirirem a configuração eletrônica do gás nobre do
período anterior. Os metais alcalinoterrosos têm energias de ionização um pouco superiores às
dos metais alcalinos. De todos os elementos, o que tem maior energia de ionização é o hélio.
Seria possível retirar mais de um elétron? A energia necessária para retirar um segundo
ou terceiro elétron seria maior ou menor do que a energia necessária para retirar o primeiro
elétron?
Consideremos que a segunda, terceira, quarta etc. energias de ionização são aquelas
para remover o segundo, terceiro, quarto, etc. elétrons, respectivamente. Elas são maiores
que a primeira energia de ionização. O aumento das energias de ionização resulta do fato de
que cada elétron retirado deixa o íon mais positivamente carregado, do que o íon deixado pelo
elétron anterior, aumentado assim a atração entre o próton presente no núcleo e os elétrons. A
sucessiva remoção de elétrons diminui o tamanho dos íons e aumenta a energia de ionização.

Afinidadeeletrônica(kJ/mol)
Número atômico (Z)
5 10 15 20
−400
−300
−200
−100
0
+100
+200
+300
+400
H
He
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Al
Si
S
Cl
Ar
K
Ca
P
Mg
Li
Afinidade eletrônica
Jávimosqueumátomopodeperderumoumaiselétrons,masumanovaperguntasurge:será
que ele pode receber elétrons?
Umátomotambémpodereceberumelétronproduzindoumíonnegativo:X(g)+e-
→X- (g).
Esseprocessoénormalmenteacompanhadoporumaliberaçãodeenergiaetalquantidademede
o quão fortemente o elétron se liga ao átomo. Assim, define-se afinidade eletrônica como a variação
de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo isolado gasoso, formando um
íon negativo.
Quandoumelétronéadicionadoaoflúor,porexemplo,ocorrealiberaçãode328kJ/mol.Desse
modo,dizemosqueaafinidadeeletrônicadoflúoré-328kJ/mol(osinalnegativoindicaqueaenergia
está sendo liberada).
F(g) + e-
→ F- (g) ΔE = -328 kJ/mol
Quanto maior a atração que um átomo exerce sobre um elétron adicionado a ele, maior será a
afinidadeeletrônicadoátomo(maisnegativaavariaçãodeenergia).Noentanto,nemtodososátomos
possuemafinidadeeletrônicanegativa,poisparaessesátomos,aenergiaenvolvidanaentradadeum
elétron em sua eletrosfera é positiva (ou seja, absorvida).
AperiodicidadenaafinidadeeletrônicaédemonstradanaFigura9.Emboraocomportamentonão
seja uniforme, os elementos do grupo 1, Li e Na têm afinidades eletrônicas ligeiramente negativas.
Esses elementos têm pouca tendência de ganhar elétrons. Os elementos Be e Mg (grupo 2) têm
valores positivos, isto significa que para que esses elementos possam ganhar elétrons, terão
que absorver uma grande quantidade de energia.
Figura 9 – Variação da afinidade eletrônica com o número atômico para os primeiros 20 elementos
Os valores de afinidade eletrônica apresentam a tendência de aumentar à medida que
caminhamos da família 13 para a 17. Os halogênios possuem os maiores valores de afinidade
eletrônica, justamente por necessitarem de um elétron para completar o octeto, ficando com

H
2,2
Li
1,0
Na
0,9
K
0,8
Rb
0,8
Cs
0,7
Fr
0,7
Be
1,5
Mg
1,2
Ca
1,0
Sr
1,0
Ba
0,9
Ra
0,9
Sc
1,3
Y
1,2
*
**
Ti
1,5
Zr
1,4
Hf
1,3
Rf
V
1,6
Nb
1,6
Ta
1,5
Db
Cr
1,6
Mo
1,8
W
1,7
Sg
Mn
1,5
Tc
1,9
Re
1,9
Bh
Fe
1,8
Ru
2,2
Os
2,2
Hs
Co
1,9
Rh
2,2
Ir
2,2
Mt
Ni
1,8
Pd
2,2
Pt
2,2
Ds
Cu
1,9
Ag
1,9
Au
2,4
Rg
Zn
1,6
Cd
1,7
Hg
1,9
Uub
B
2,0
Al
1,5
Ga
1,6
In
1,7
Ti
1,8
Uut
C
2,5
Si
1,8
Ge
1,8
Sn
1,8
Pb
1,9
Uuq
N
3,0
P
2,1
As
2,0
Sb
1,9
Bi
1,9
Uup
O
3,5
S
2,5
Se
2,4
Te
2,1
Po
2,0
Uuh
F
4,0
Cl
3,0t
Br
3,0
I
2,5
At
2,2
Uus
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Uuo
1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
2
3
4
5
6
7
Grupo
Período
Escala de eletronegatividade de Pauling
a configuração de gás nobre. Por outro lado, os gases nobres possuem afinidade eletrônica
positiva, pois um novo elétron tem de ocupar um subnível de mais alta energia.
Como percebemos através dos conceitos de energia de ionização e afinidade eletrônica,
os átomos podem receber ou perder elétrons. Observamos que os metais têm facilidade em
perder elétrons e os não metais em receber elétrons, portanto, podemos ter transferência de
elétrons entre esses grupos de elementos. O que isto significa? Que os elementos podem
reagir (ou ligar) entre si formando novos elementos. O assunto “ligações químicas” será o
tema da aula seguinte. O importante agora é saber que estas duas propriedades periódicas,
energia de ionização e afinidade eletrônica, nos auxiliam a prever se haverá ligações químicas
entre determinados átomos.
Eletronegatividade
É também importante estudar outra propriedade periódica: a eletronegatividade.
A eletronegatividade pode ser definida como a capacidade de um determinado átomo atrair
os elétrons envolvidos em uma ligação química. Assim, podemos concluir que um elemento
químico A é mais eletronegativo do que um elemento químico B se os elétrons envolvidos na
ligação entre A e B sentem mais a atração do átomo do elemento A.
Os valores de eletronegatividade são baseados em outras propriedades dos átomos,
inclusive a energia de ionização. Os elementos com valores elevados de energia de ionização
terão eletronegatividade elevada, e elementos com baixa energia de ionização exibirão baixa
eletronegatividade.
A Figura 10 apresenta os dados de eletronegatividade calculadas por Linus Pauling (1901-
1994), um dos mais influentes químicos do século XX. Com relação aos gases nobres, não se
define eletronegatividade, uma vez que tais elementos não participam de ligações químicas
em condições normais.
Figura 10 – Escala de eletronegatividade de Pauling

Você verá na próxima aula que a eletronegatividade é uma informação importante para
avaliar a polaridade de uma ligação química.
Para finalizar esta aula, apresentamos a você uma quadro (Quadro 1), na qual estão
inseridas as propriedades químicas e físicas dos grupos que acabamos de estudar. Neste
quadro, também se apresenta relações entre as propriedades periódicas e a reatividade dos
elementos, bem como com sua configuração eletrônica. Leia com atenção essas informações.
Grupo da Tabela Propriedades Físicas Propriedades Químicas
Grupo 1
(metais alcalinos)
- São moles e poucos densos.
- São sólidos à temperatura ambiente,
à exceção do césio e do frâncio que se
encontram no estado líquido.
- Apresentam pontos de fusão e ebulição
elevados.
- Têm brilho metálico, quando à superfície,
está recentemente cortada.
- São bons condutores da corrente elétrica.
- Ardem com uma chama característica.
- São muito reativos e, por isso, não existem
livres na Natureza; surgem sob a forma de
compostos iônicos.
- Formam facilmente íons monopositivos,
por terem configuração eletrônica de
valência ns1.
- Reagem com a água, originando
compostos alcalinos (hidróxidos) e
libertando hidrogênio.
- Quando expostos ao ar, reagem com o
oxigênio gasoso para formar vários tipos
diferentes de óxidos.
- Possuem baixas energias de ionização,
pois têm tendência a perder o elétron de
valência.
Grupo 2
(metais
alcalinoterrosos)
- São mais duros e mais densos que os
metais alcalinos.
- Têm brilho metálico quando recentemente
polidos.
- Conduzem bem o calor e a eletricidade.
- Nunca aparecem livres na natureza;
surgem, quase sempre, sob a forma
molecular.
- Quando isolados são muito reativos,
embora menos que os do grupo anterior.
- Formam facilmente íons dipositivos, por
terem configuração eletrônica de valência ns2.
- Quando reagem com a água formam
compostos alcalinos e libertam hidrogênio
(apenas o berílio não reage com a água).
- Reagem com o oxigênio, originando
óxidos.
- Reagem com ácidos, dando origem a
hidrogênio gasoso.
- Possuem energias de ionização mais
elevadas do que as do grupo anterior.
Grupo 13
- O boro é um semimetal.
- O alumínio, o gálio, o índio e o tálio são
metais.
- o gálio é o único que se encontra em
estado líquido à temperatura ambiente;
os outros se encontram no estado sólido.
- Formam muitos compostos moleculares.
- O boro não forma compostos iônicos
binários e não reage com o oxigênio, nem
com a água.
- O alumínio origina óxido de alumínio
quando reage com o oxigênio.
- Têm tendência para formar íons
tripositivos, pois têm configuração
eletrônica de valência ns2np1.
- No entanto, para o tálio, o íon monopositivo
(Tl+) revela-se mais estável do que o íon
tripositivo (Tl3+).

Grupo 14
- São todos sólidos à temperatura
ambiente.
- O carbono é um não metal.
- O silício e o germânio são semimetais.
- O estanho e o chumbo são metais.
- Não formam compostos iônicos.
-Os elementos metálicos desse grupo não
reagem com a água, mas reagem com
ácidos liberando hidrogênio gasoso.
- Têm configuração eletrônica de valência
ns2np2.
- Formam compostos nos dois estados de
oxidação +2 e +4.
Grupo 15
- O nitrogênio encontra-se no estado
gasoso e os outros no estado sólido, à
temperatura ambiente.
- O nitrogênio e o fósforo são não metais.
- O arsênio e o antimônio são semimetais.
- O bismuto é um metal.
- O nitrogênio existe como um gás diatômico
(N2
) e forma um número razoável de óxidos.
- O fósforo existe na forma de molécula (P4)
e forma dois óxidos sólidos (P4
O6
e P4
O10
).
- O bismuto é muito menos reativo do que
os metais do grupo 1 a 14.
- O arsênio, o antimônio e o bismuto têm
estruturas tridimensionais extensas.
- Têm configuração eletrônica de valência
ns2np3.
- O nitrogênio tem tendência para captar
três elétrons.
Grupo 16
(calcogênios)
- O oxigênio é o único que se encontra no
estado gasoso à temperatura ambiente; os
outros são todos sólidos.
- O oxigênio, o enxofre e o selênio são não
metais.
- O telúrio e o polônio são semimetais.
- O oxigênio existe sob a forma de molécula
diatômica simples (O2
), o enxofre e o
selênio existem como unidades (S8
e Se8
).
- O telúrio e o polônio têm estruturas muito
extensas.
- Formam um grande número de compostos
moleculares com não metais, especialmente
o oxigênio.
- Formam íons dinegativos, pois
facilmente captam dois elétrons, por terem
configuração eletrônica de valência ns2np4.
Grupo 17
(halogênios)
- São todos não metais.
- O flúor e o cloro são gasosos, o bromo
é líquido e o iodo é sólido à temperatura
ambiente.
- São tóxicos.
- São muito reativos, deste modo, nunca se
encontram na natureza na forma elementar.
- À exceção do ástato, formam moléculas
diatômicas simples (F2
, Cl2
, Br2
, I2
).
- Formam facilmente íons mononegativos,
por terem configuração eletrônica de
valência ns2np5.
- As suas moléculas reagem com o
hidrogênio, formando halogenetos de
hidrogênio, que quando dissolvidos em
água formam soluções ácidas de caráter
variado.
- Quando suas moléculas reagem com os
metais originam halogenetos metálicos
(compostos iônicos).
- Têm elevadas energias de ionização, pois
têm tendência à captar um elétron para
adquirirem a configuração eletrônica do
gás nobre do mesmo período.
Grupo 18
(gases nobres)
- São gases incolores e inodoros.
- Os átomos desses elementos não
formam moléculas.
- Não apresentam reatividade, por terem
as orbitais de valência completamente
preenchidas (ns2np6).
- São muito estáveis.
Quadro1 – Propriedades das famílias dos elementos representativos e dos gases nobres
Fonte: Maia e Biachi (2007); Brown et al (2005); Kotz e Treichel (2005).

Resumo
Considere os seguintes elementos: Ni, Sn, Cl, Ba, Mg, Si e O. Ordene
estes elementos (do menor para o maior) conforme:
a) raio atômico;
b) energia de ionização;
c) afinidade eletrônica.
4
Nesta aula, você aprendeu que a lei periódica estabelece que as proprieda-
des dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Assim, a
tabela periódica agrupa famílias de elementos com propriedades semelhantes em
colunas verticais chamadas grupos e, em filas horizontais chamadas períodos,
nas quais os elementos de um período possuem o mesmo número de camadas.
Você também aprendeu que existem propriedades dos átomos que são periódicas
e podem ser previstas pelo conhecimento da tabela periódica, são elas: raio atô-
mico, energia de ionização, eletronegatividade e afinidade eletrônica. Conhecendo
estas propriedades é possível reconhecer o papel que desempenham na química
dos elementos.
Autoavaliação
Com o término da nossa aula é chegada a hora de verificarmos se o conteúdo exposto
foi assimilado. Desse modo, preparamos alguns exercícios para você.
É possível a existência de elementos radioativos naturais? Cite dois exemplos.
De que maneira a atual tabela periódica serve como guia para escrever as configu-
rações eletrônicas?
Qual é a configuração eletrônica para a camada de valência dos grupos 1, 2 e 17?
1
2
3

Anotações
Para melhorar a tenacidade, a resistência a corrosão e também a resistência me-
cânica, costuma-se colocar vanádio como constituinte do aço. Faça a distribuição
eletrônica do vanádio (Z=23) e encontre sua posição na tabela periódica.
Qual das duas espécies possui a maior energia de ionização: potássio (K) ou iodo
(I)? Explique sua resposta.
Quais as propriedades físicas e químicas dos metais alcalinos e alcalinoterrosos?
Referências
BROWN, T. L. et al. Química a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M. Química geral 1 e reações químicas. São Paulo: Editora Pioneira
Thomson Learning, 2005.
MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.
RUSSEL, J. B. Quimica geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. v 1.
4
5
6

Anotações

1
2
3
Apresentação
A
pós ter estudado, na Aula 1, a Tabela periódica e as propriedades dos átomos, vamos
aprender nesta aula como os átomos se ligam para formar as diversas substâncias
existentes ao nosso redor, como as ligações químicas explicam as propriedades das
substâncias e, também, estudar a energia envolvida nestas ligações. Esses conhecimentos
servirão de base para uma melhor compreensão dos próximos conteúdos a serem estudados.
Objetivos
Deﬁnir os conceitos associados às ligações químicas (sím-
bolo de Lewis, regra do octeto e eletronegatividade).
Compreender e diferenciar os tipos de ligações químicas.
Associar as ligações químicas às propriedades das subs-
tâncias e suas energias.

Distância
interatômica/pm
Ep/kJ.mol−1
Considerações iniciais
O
s átomos de quase todos os elementos podem se combinar, formando ligações e ge-
rando substâncias cujas energias são sempre menores do que a soma das energias que
esses átomos teriam se permanecessem separados. Em outras palavras: podemos dizer
que um composto químico é formado apenas se proporcionar uma situação de estabilidade
energética (termodinâmica) maior que aquela envolvendo seus constituintes isoladamente.
Como os átomos podem atingir estabilidade energética? Perdendo, recebendo ou com-
partilhando os elétrons de valência (última camada). A forma como os elementos atingem a
configuração mais estável define o tipo de ligação. Considerando a figura a seguir, observamos
o ponto entre os átomos de menor distância na região de menor valor energético e o ponto de
estabilidade cuja ligação se forma.
Figura 1 – Diagrama de energia potencial
Assim, podemos dizer que quando uma ligação química é formada, energia é liberada!
Quando nos referimos às substâncias químicas, muitas vezes pensamos na sua utilidade.
Quando queremos uma substância isolante, procuramos um determinado composto que não
deixe passar a corrente elétrica; quando precisamos de um condutor, a substância permitirá
a passagem da corrente elétrica; quando é necessário riscar algo, pensamos em substâncias
mais duras e resistentes e, assim, poderíamos citar vários outros exemplos. Mas qual a re-
lação entre a utilidade dessas substâncias e suas propriedades? Por que uma determinada
substância pode ter um uso e outra semelhante não serve para o mesmo fim? Qual será
a explicação para que substâncias tenham comportamentos tão diferentes e, consequente-
mente, aplicações tão variadas? Estudaremos as ligações que formam essas substâncias.

Aumento da energia de ionização
Aumentodaenergiadeionização
Energiadeionização(kJ/mol)
0
8A
7A
6A
5A
4A
3A
2A
1A
500
1000
1500
2000
2500
Aspectos gerais
No período em que se procurava desenvolver um modelo atômico compatível com as
observações sobre a natureza, paralelamente, se especulava sobre possíveis mecanismos de
ligação entre os átomos para formar os corpos.
A ligação química, sendo a interação de dois átomos (ou grupos de átomos), está intima-
mente ligada ao rearranjo da estrutura eletrônica, associado à formação da ligação covalente,
ligação iônica e ligação metálica. Relembrando o que estudamos anteriormente, o potencial
de ionização e a aﬁnidade eletrônica são duas propriedades periódicas que podem nos auxiliar
a compreendermos a natureza da ligação química. Lembremos, inicialmente, que a energia
de ionização é a energia requerida para retirar um elétron do átomo no estado gasoso (EI)
e a aﬁnidade eletrônica é a energia liberada quando um átomo recebe um elétron no estado
gasoso (ΔE):
Na(g)
→ Na+
(g)
+ e-
EI (1)
Cl(g)
+ e-
→ Cl(g)-
ΔE (2)
Figura 2 – As primeiras energias de ionização para os elementos representativos
Fonte: Brown et al (2005).

H
−73
Li
−60
Na
−53
K
−48
Rb
−47
Be
>0
Mg
>0
Ca
−2
Sr
−5
B
−27
Al
−43
Ga
−30
In
−30
C
−122
Si
−134
Ge
−119
Sn
−107
N
>0
P
−72
As
−78
Sb
−103
O
−141
S
−200
Se
−195
Te
−190
F
−328
Cl
−349
Br
−325
I
−295
He
>0
Ne
>0
Ar
>0
Kr
>0
Xe
>0
1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A
Figura 3 – Aﬁnidade eletrônica em kJ mol-1
para os elementos representativos
Observando as Figuras 2 e 3, elementos com menor energia de ionização são os de
menores valores, tendo assim maior facilidade de perder elétrons, formando cátions e os
elementos com maior facilidade de receber elétrons são de valores de aﬁnidade eletrônica
negativos, maior facilidade de formar ânions. Vemos que outros elementos tendem a doar seus
elétrons mais facilmente e outros a receber elétrons liberando energia. O processo de receber
ou doar elétrons leva à formação de ânions ou cátions, respectivamente.
Espera-se, assim, que os dois íons formados interajam devido às forças de atração de
cargas, formando uma ligação química. A natureza da ligação química dependerá de como
acontece o rearranjo dos elétrons na molécula formada. Sobre ligações químicas trataremos de
três tipos de ligações, consideradas fortes e que estão presentes na maioria das substâncias:
ligação iônica, ligação covalente e ligação metálica.

Inicialmente, ocorre a sublimação do átomo de sódio metálico, absorvendo
108 kJ mol-1
o cloro gasoso se dissocia absorvendo 122 kJ mol-1
, ambos es-
tando no estado gasoso, podem perder (EI = 496 kJ mol-1
) e receber elétrons
(ΔE = -349 kJ mol-1
), respectivamente, assim formando o íon Na(g)
+ e Cl(g)
- .
A contribuição que falta é a atração eletrostática entre os íons de cargas opostas
no sólido, a qual libera grande quantidade de energia (energia de rede). No caso
do NaCl, temos uma liberação de 788 kJ.mol-1
. Obtendo ao ﬁnal do ciclo uma
energia de formação de - 411,0 kJ kJ mol-1
, ou seja, energia liberada para for-
mação do sólido iônico, a energia liberada pelos íons de cargas contrárias mais
do que compensa a natureza endotérmica das energias de ionização, pois essa
contribuição é a atração eletrostática entre os íons de cargas opostas no sólido,
a qual libera grande quantidade de energia (energia de rede). No caso do NaCl,
temos uma liberação de 788 kJ.mol-1
, tornando a formação de um composto
iônico um processo exotérmico. Como observado na Figura 4.
Ligação iônica
Vocês conhecem sal de cozinha? Com certeza, sem ele não poderíamos deixar a comida
tão saborosa. Pois o nosso tão conhecido sal de cozinha, é formado por ligações iônicas, e o
que é isso? Uma ligação iônica é consequência da atração eletrostática entre íons de cargas
opostas. Normalmente, a reação química entre metais alcalinos (Li, Na, K) e halogênios (F,
Cl) leva à formação de sais que, se dissolvidos em solução aquosa, conduzem eletricidade.
Esta é uma evidência de que os sais são formados por íons (lembra do sal de cozinha? Isso
mesmo, o cloreto de sódio, NaCl).
Formação das ligações iônicas
Por que um cristal de cloreto de sódio (NaCl, o nosso sal de cozinha) tem energia menor
do que um gás de um átomo de sódio e cloro gasoso muito separados? Imagine a formação
de um sólido iônico, mostrado na Figura 4.

Na +(g) +Cl(g)
Na(g) + Cl−
(g)
Na(g) + Cl(g)
−349 KJ
496KJ
122KJ
108KJ −788KJ
−411KJ
Na(g) + Cl2
(g)1
2
Na(s) + Cl2
(g)1
2
NaCl(s)
Na(s) Na(g) Na+(g)
Cl2
(g) Cl(g) Cl−(g)
NaCl(s)
Aﬁnidade eletrônica do Cl
Energia de ionização do Na
Energia de sublimação do Na Energia de rede
Energia de formação
Energia de
sublimação
Energia de
Energia
reticular
ionização
Energia de
dissociação
Aﬁnidade
eletrônica
Energia de dissociação do Cl2
−
− −
−
−
−
Cl −
Na+
Figura 4 – Ciclo de Born-Haber na formação do NaCl
Um aspecto importante é que a ligação iônica é uma característica do cristal como um
todo. Assim, todos os cátions interagem mais ou menos com todos os ânions, todos os cátions
repelem-se uns aos outros e todos os ânions repelem-se uns aos outros, observado na Figura 5.
Figura 5 – Fragmento do sólido iônico NaCl
Fonte: Atkins e Jones (2009).

2
1 2 13 14
3
4
5
6
7
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
B
Al
Ga
In
Tl
Sn
Pb
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Um aspecto importante que não podemos esquecer, é que a energia necessária para a
formação de ligações iônicas é fornecida, em sua maior parte, pela atração eletrostática (cou-
lômbica) entre os íons de cargas opostas. Em um aspecto geral, o modelo iônico é apropriado
para compostos binários entre elementos não metálicos e elementos metálicos, particularmente
os do bloco s (Aula 1). Os elementos metálicos podem perder seus elétrons de valência e formar
cátions, já os elementos não metálicos acomodam os elétrons em suas camadas e tornam-se
ânions, dessa maneira, ambos atingem a estabilidade energética e se formam espontanea-
mente. As estruturas eletrônicas, mais prováveis, para compostos iônicos binários, como no
exemplo estudado anteriormente, podem ser previstas a partir de seus cátions e ânions, e ao
se formarem, ocorrerá uma interação entre estes íons formando o composto iônico binário,
liberando uma grande quantidade de energia, chamada de energia de rede, como foi visto na
Figura 4. Um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, ele perde um ou mais elétrons
(energia de ionização), como podemos observar para o átomo de Lítio (perda de um elétron)
e o átomo de Frâncio (sete elétrons perdidos), até atingir a estrutura de um gás nobre (cerne),
que é chamada de octeto de elétrons, conforme mostra a Figura 6.
Figura 6 – Átomos do bloco s atingindo estrutura de um gás nobre
Vamos testar nossos conhecimentos?
1
Os compostos formados pelos pares:
(1) Mg e Cl (2) Ca e O (3) Li e O (4) K e Br
Possuemfórmulascujasproporçõesentreoscátionseosânionssão,respectivamente:
a) (1) 1 : 1 (2) 2 : 2 (3) 1 : 1 (4) 1 : 2
b) (1) 1 : 2 (2) 1 : 2 (3) 1 : 1 (4) 1 : 1
c) (1) 1 : 1 (2) 1 : 2 (3) 2 : 1 (4) 2 : 1

1
2
3
4
5
6
14 15 16 17
18
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
F
Cl
Br
I
At
O
S
Se
Te
Po
N
H
P
As
Sb
Bi
C
Si
Ge
d) (1) 1 : 2 (2) 1 : 1 (3) 2 : 1 (4) 1 : 1
e) (1) 2 : 2 (2) 1 : 1 (3) 2 : 1 (4) 1 : 1
Dados: Li(Z=3); O(Z=8); Mg(Z=12); Cl(Z=17); K(Z=19); Ca(Z=20);Br(Z=35)
Figura 7 – Átomos de não metais atingindo estrutura de um gás nobre
O magnésio ([Ne]3s2
) forma Mg2+
, que tem a configuração do neônio ([He]2s2
2p6
). Os
íons Mg2+
não perdem mais elétrons em uma reação química porque as energias de ioniza-
ção dos elétrons do cerne são altas demais para serem recuperadas pelas atrações íon-íon.
O hidrogênio perde um elétron para formar um próton exposto. O lítio (Li) e o berílio (Be)
perdem seus elétrons para formar um dublete igualando a configuração eletrônica do hélio
(1s2
), quando se tornam Li+
e Be2+
, respectivamente.
Para o caso dos não metais, Figura 7, estes recebem elétrons para se estabilizarem,
como podemos observar para o oxigênio são dois elétrons, para o cloro é um elétron, isto
está associado diretamente a sua afinidade eletrônica.

Em relação ao bloco d, as energias dos orbitais (n-1
) d (Aula 1) ficam abaixo das dos
orbitais ns. Com isso, os elétrons s são perdidos em primeiro lugar, seguindo um número
variável de elétrons (n-1)d. No caso do ferro ([Ar]3d6
4s2
), para formar o íon Fe3+
deverá
perder 3 elétrons, dos quais 2 são removidos da subcamada 4s e 1 da subcamada 3d, ficando
com a configuração [Ar]3d5
. Os não metais raramente perdem elétrons em reações químicas
por possuírem altas energias de ionização, contudo, podem adquirir elétrons suficientes para
completar a camada de valência e formar o octeto. Eles não ganham elétrons, pois envol-
veria acomodação de elétrons em uma camada com uma energia maior, conforme mostra
a Figura 8. Por exemplo, o nitrogênio tem configuração eletrônica [He]2s2
2p3
, possuindo
5 elétrons na camada de valência e para atingir a configuração de um gás nobre precisa
ganhar 3 elétrons. Veja a Figura 8.
2
Considere as configurações eletrônicas de quatro elementos químicos:
i) 1s2 2s2
ii) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
iii) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
iv) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
Qual deles apresenta tendência a formar um ânion?
a) i
b) ii
c) iii
d) iv
e) nenhum

N[He]22s2
2p3
N 3−
[He]2s2
2p6
2p
2s
2p
2s
Figura 8 – Conﬁguração eletrônica do N e N3-
3
Faça a distribuição eletrônica e dê o número de elétrons de valência para os
elementos a seguir:
a) Sb;
b) Si;
c) Mn;
d) B.

Observamos na Tabela 1 alguns valores de energia de rede para os compostos iônicos.
Tabela 1 – Energia de rede de alguns compostos iônicos binários
Composto Energia de rede/kJ mol-1 Composto Energia de rede/kJ mol-1
LiF 1.030 MgCl2
2.326
LiCl 834 SrCl2
2.127
LiI 730
NaF 910 MgO 3.795
NaCl 788 CaO 3.414
NaBr 732 SrO 3.217
NaI 682
KF 808 ScN 7.547
KCl 701
KBr 671
CsCl 657
CsI 600
Fonte: Brown et al (2005, p.256).
Regra do octeto
Vocês já devem ter ouvido falar da regra do octeto, não é? Vamos conhecer mais um
pouco sobre ela. A denominação “regra do octeto” surgiu em razão da quantidade estabelecida
de elétrons para a estabilidade de um elemento, ou seja, o átomo ﬁca estável quando apresentar
em sua camada de valência 8 elétrons (ns2
np6
) estrutura de um gás nobre, com exceção do
hélio. Destaca-se que os quatro gases nobres mais leves (He, Ne, Ar e Kr) não se ligam
a qualquer elemento. Já os dois seguintes (Xe e Rn) podem se ligar a alguns elementos,
apesar de serem muito pouco reativos. Entre esses, o radônio é radiativo e se degrada com
facilidade, razão pela qual os compostos desse elemento são pouco estudados. Já o xenônio
forma compostos bem conhecidos com o ﬂúor e o oxigênio, além de sais com metais alcali-
nos nos quais aparece formando ânions com o oxigênio (XeO6
4-
, no Na4
XeO6
). Porém, em
todos esses elementos, uma característica comum é a camada de valência com oito elétrons
(exceto no He) e a baixa ou inexistente reatividade, o que consolida a regra do octeto como
um princípio válido.
Símbolos de Lewis
Um símbolo de Lewis é um símbolo no qual os elétrons da camada de valência de um
átomo ou um íon simples são representados por pontos colocados ao redor do símbolo do
elemento. Cada ponto representa um elétron em um orbital e, um par de elétrons representa
dois elétrons emparelhados partilhando um orbital. A Tabela 2 apresenta alguns exemplos dos
símbolos de Lewis.

Saiba mais
Período 2
Período 3
Números de
elétrons de
valência
Li
Na
1 2 3 4 5 6 7 8
Be C N O F Ne
AlClSPSi
B
AlMg
Tabela 2 – Símbolos de Lewis e valências de alguns elementos
Vamos conhecer um pouco sobre Lewis? Gilbert Newton Lewis, físico e
químico norte-americano, nasceu em Weymouth – Massachusetts, em 25 de
outubro de 1875 e faleceu em Berkeley – Califórnia, em 23 de março de 1946. Foi
professor de Química no Instituto de Tecnologia de Massachusetts (MIT) e em
Berkeley, na Universidade da Califórnia desde 1912, levando a cabo investigações
no campo das ligações químicas, termodinâmica e da eletrólise. Foi, também,
criador da noção de par eletrônico, que representou um avanço decisivo no
conhecimento da estrutura atômica.
Publicou diversos trabalhos, destacando-se Valence and the Structure of
Atoms and Molecules. Morreu, em 1946, no seu laboratório, rodeado pelos livros
e instrumentos cientíﬁcos que tanto amava.
Figura 9 – Gilbert Newton Lewis
Fonte: <http://www.infopedia.pt/$gilbert-lewis>. Acesso em: 25 mar. 2011.

1s 2s 2p
Cl + +Ca Cl Cl Ca2+− −
Cl Cl + Na+ −
ClNa
a b
O símbolo de Lewis para o oxigênio, por exemplo, representa a conﬁguração dos elétrons
de valência 2s2
2p4
, veja a Figura 10, com 4 elétrons emparelhados, 2 no orbital 2s e 2 no orbital
2p e 2 elétrons desemparelhados no orbital 2p. O símbolo de Lewis é um resumo visual da
conﬁguração eletrônica dos elétrons de valência de um átomo que permite acompanhar os
elétrons quando um íon se forma.
Figura 10 – Símbolo de Lewis para o oxigênio
Como um composto iônico pode ser explicado pelos símbolos de Lewis?
Para deduzir a fórmula de um composto iônico usando a representação dos símbolos de
Lewis, primeiramente representamos o cátion pela remoção de pontos do símbolo do átomo do
metal. Posteriormente, o ânion é representado pela transferência desses pontos para o símbolo
de Lewis do átomo de não metal, até completar a camada de valência. Talvez seja necessário
ajustar o número de íons de cada tipo para poder acomodar todos os pontos removidos do
símbolo do átomo do metal nos símbolos dos átomos do não metal. Finalmente, escrevemos a
carga de cada íon como um sobrescrito, na forma usual. A Figura 11 representa dois exemplos:
Figura 11 – Representação dos compostos iônicos usando os símbolos de Lewis: (a) cloreto de cálcio (CaCl2
) e
(b) cloreto de sódio (NaCl)

É importante lembrar que:
Os átomos de muitos metais dos blocos d e p podem apresentar valência
variável, ou seja, podem perder um número variável de elétrons. Eles podem
formar compostos diferentes como, por exemplo, chumbo, óxido de chumbo
(II), de fórmula PbO e óxido de chumbo (IV), de fórmula PbO2
.
Propriedades de compostos iônicos
De acordo com essas características de ligação que acabamos de estudar, os compostos
iônicos podem apresentar algumas propriedades, como:
altos pontos de fusão e ebulição;
são sólidos à temperatura ambiente;
condutividade elétrica quando fundidos ou dissolvidos em água;
no estado sólido são maus condutores de eletricidade;
solubilidade em água (a maioria);
apresentam aspecto cristalino.
possuem interações eletrostáticas fortes.
Exemplos de compostos iônicos
Podemos citar como exemplos de compostos iônicos e suas aplicações:
Tabela 3 – Exemplos de compostos iônicos
Substância Fórmula química Aplicações
Cloreto de sódio NaCl
Sal de cozinha
Produção de NaOH
Fluoreto de sódio NaF Cremes dentais
Cloreto de potássio KCl Fertilizantes
Cloreto de mercúrio II HgCl2
Pesticida
Carbonato de cálcio CaCO3
Giz
Dióxido de titânio TiO2
Pigmentos de tintas e esmaltes

Podem ser citadas como propriedades características de substâncias iônicas:
a) Baixa temperatura de ebulição e boa condutividade elétrica no estado sólido.
b) Baixa temperatura de fusão e boa condutividade elétrica no estado sólido.
c) Estrutura cristalina e pequena solubilidade em água.
d) Formação de soluções aquosas não condutoras da corrente elétrica e pequena solubilidade
em água.
e) Elevada temperatura de fusão e boa condutividade elétrica quando em fusão.
Ligação covalente
Na aula anterior, foi visto para o caso da ligação iônica que a ligação química pode ser
considerada como a interação eletrostática entre dois íons. No entanto, certamente, este não
é o caso das moléculas diatômicas gasosas como O2
, N2
, F2
e H2
e as espécies poliatômicas
sólidas P4
e S8
. Neste caso, os dois átomos competem igualmente pelos elétrons. Com uma
intuição brilhante e antes do desenvolvimento da mecânica quântica ou do conceito de orbitais,
Lewis encontrou uma explicação para a natureza das ligações entre átomos de não metais.
Propôs que uma ligação covalente é um par de elétrons compartilhados por dois átomos.
Nenhum dos átomos perde totalmente um elétron e, portanto, nenhum átomo precisa receber
a totalidade da energia de ionização. Deste modo, os elétrons são compartilhados pelos dois
átomos. Mas quantos elétrons serão compartilhados pelos átomos? Observamos que somente
Podem ser citadas como propriedades características de substâncias iônicas:
a) Baixa temperatura de ebulição e boa condutividade elétrica no estado sólido.
b) Baixa temperatura de fusão e boa condutividade elétrica no estado sólido.
c) Estrutura cristalina e pequena solubilidade em água.
d) Formação de soluções aquosas não condutoras da corrente elétrica e pe-
quena solubilidade em água.
e) Elevada temperatura de fusão e boa condutividade elétrica quando em fusão.
4

Figura 12 – Compartilhamento de elétrons da molécula do cloro
os elétrons de valência, ou seja, aqueles que estão na última camada e, consequentemente,
com maior energia, estarão disponíveis para serem transferidos (como numa ligação iônica)
ou compartilhados (como na ligação covalente). Para entendermos melhor a ligação covalente,
precisamos entender alguns conceitos, como, estrutura de Lewis, ressonância e polaridade,
que serão vistos, vamos lá!
Estruturas de Lewis
A ligação covalente se forma pelo compartilhamento de elétrons até atingir a conﬁguração
de um gás nobre. Segundo Lewis a regra do octeto, na formação de uma ligação covalente
dar-se pelos átomos tenderem a completar seus octetos pelo compartilhamento de elétrons,
Figura 12.
Nos compostos moleculares, os átomos se unem por ligações covalentes que
são formadas por:
a) Doação de elétrons
b) Recepção de elétrons
c) Doação de prótons
d) Recepção de prótons
e) Compartilhamento de elétrons.
5

Cl + Cl Cl Cl , ou Cl Cl
ClClClP
Podemos usar os símbolos de Lewis para descrever ligações covalentes com uma linha
(–) para representar o par de elétrons compartilhado e pares de pontos os pares isolados.
Assim, um átomo de cloro tem sete (7) elétrons de valência e utiliza mais um para completar
o octeto. Isso ocorre pelo compartilhamento de um elétron fornecido por outro átomo, como
por exemplo, um outro átomo de cloro, ver Figura 13.
Figura 13 – Estrutura de Lewis para o Cl2
A valência do cloro, isto é, número de ligações que um átomo pode formar, é igual a
um. A molécula de cloro tem pares de elétrons de valência que não participam diretamente da
ligação, que são denominados de pares isolados de elétrons. Os três (3) pares isolados de cada
átomo de cloro ligado repelem-se, e essa repulsão é quase suﬁciente para compensar a atração
favorável do par ligante que mantém a molécula Cl2
unida. Lembrar que alguns constituintes
do sistema de combustão são moléculas diatômicas covalentes apolares. Ex: Combustível
(H2
), comburente (O2
), resíduos gasosos da combustão, os fumos (N2
).
Estrutura de Lewis de espécies poliatômicas
Estudamos anteriormente a estrutura de Lewis para moléculas diatômicas, veremos agora,
como se comporta para moléculas poliatômicas. Cada átomo em uma molécula poliatômica
completa seu octeto ou dueto pelo compartilhamento de pares de elétrons com seus vizinhos
mais próximos. Cada par de elétrons compartilhado em uma ligação covalente é representado
por uma linha entre os dois átomos. A estrutura de Lewis apenas indica que átomos se ligam
e quais têm pares de elétrons isolados, assim não leva em consideração a forma da molécula.
Vejamos a estrutura de Lewis da molécula PCl3
, cloreto de fósforo. Inicialmente, colocamos os
elétrons de valência disponível de todos os átomos na molécula, conforme mostra a Figura 14.
Figura 14 – Estrutura de Lewis para os átomos de P e Cl

Cl P
Cl
Cl Cl P
Cl
Cl
Cl P
Cl
Cl Cl P
Cl
Cl
ou O C O O C Oou
H C C HH C C H ou
a b
c
O próximo passo é arranjar os pontos, representando os elétrons de forma que os átomos
de fósforo (P) e cloro (Cl) tenham um octeto, conforme mostra a Figura 15.
Figura 15 – Estrutura de Lewis do cloreto de fósforo, PCl3
Um par de elétrons emparelhados é denominado de ligação simples, contudo dois átomos
podem compartilhar dois ou três pares de elétrons. Uma ligação dupla e uma ligação tripla
ocorrem quando, respectivamente, dois e três pares de elétrons são compartilhados entre dois
átomos; essas ligações são coletivamente denominadas de ligações múltiplas. Veja na Figura
16 a representação de ligações simples, dupla e tripla.
Figura 16 – Estrutura de Lewis para (a) ligações simples, (b) ligações duplas e (c) ligação tripla entre carbonos e
simples entre carbono-hidrogênio
Uma ligação simples envolve no total de dois elétrons, já a ligação dupla quatro elétrons
e, por último, a ligação tripla seis elétrons. A ordem de ligação é o número de ligações que
une um par especíﬁco de átomos. Logo, a ordem da ligação em Cl2
é 1, no grupo C=O é 2,
e em C≡C é 3.
Para escrever uma estrutura de Lewis, é necessário saber que (1) os átomos estão ligados
entre si na molécula, (2) um átomo terminal liga-se somente a um átomo e (3) um átomo central
é um átomo que se liga a pelo menos dois outros. A escolha do átomo central é geralmente
aquele com a mais baixa energia de ionização, por conduzir ao mínimo de energia. Os átomos
com maiores energias de ionização são mais relutantes em compartilhar e mais propensos a
manter seus elétrons com pares isolados. O hidrogênio é um átomo terminal porque se liga

Conte os elétrons de valência;
Conte os pares de elétrons;
1
H2
O
1 + 1 + 6 = 8
4
2 Arranje os átomos; H O H
3
Localize os pares de elétrons
da ligação;
Identiﬁque os pares de elétrons
ainda não localizados;
H O H
(2)
4 Complete os octetos; H O H
5 Desenhe as ligações. OH H
tipicamente a somente outro átomo. Pode-se predizer a estrutura de uma molécula arrumando
os átomos simetricamente em torno do átomo central.
Para predizermos uma estrutura, vamos agora utilizar a regra do octeto. Base conceitual: pro-
curamos maneiras de usar todos os elétrons de valência para completar os octetos ou dubletes.
Procedimento
1) Conte o número de elétrons de valência em cada átomo isolado. Para íons, ajuste o número
de elétrons para levar em conta a carga. Divida o número total de elétrons da molécula por
2 para obter o número de pares de elétrons.
2) Escreva os arranjos mais prováveis dos átomos usando as regras dadas no texto.
3) Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados.
4) Complete o octeto ou dublete de cada átomo, colocando os pares de elétrons remanescen-
tes em torno dos átomos. Se não existirem pares de elétrons suﬁcientes, forme ligações
múltiplas.
5) Represente cada par de elétrons ligados por uma linha. Para conferir a validade de uma
estrutura de Lewis, observe se cada átomo tem um octeto ou dublete.
Exemplo
Escreva a estrutura de Lewis da água, H2
O.

ou
6
Os elementos químicos fósforo (P) e cloro (Cl) têm, respectivamente, 5 e 7
elétrons na camada de valência.
a) Escreva a fórmula de Lewis do tricloreto de fósforo.
b) Qual é o tipo de ligação formada?
Ressonância
Muitas moléculas e íons poliatômicos não devem ser representados adequadamente por
uma única estrutura de Lewis. Para esses casos, Pauling introduziu o conceito de ressonância.
Linus Pauling propôs estruturas de ressonância, que representam a ligação em uma molécula
ou em um íon quando uma única estrutura de Lewis não descreve precisamente a estrutura
eletrônica verdadeira. Escrevemos as estruturas de ressonância para o benzeno que é usado
como matéria-prima para produção de plásticos, gasolina, borracha etc., fazendo com que as
ligações simples entre cada par de átomos de C e os seis elétrons adicionais estejam deslo-
calizados por todo o anel. Veja a Figura 17.
Figura 17 – Ressonância da molécula de benzeno
Todas as estruturas de ressonância possuem padrões idênticos e energias iguais. As
estruturas de ressonância que diferem somente na colocação das ligações duplas podem ser
escritas para a molécula. As estruturas contribuintes são as estruturas prováveis, não havendo
existência física dessas estruturas, a fusão das estruturas de Lewis é chamada de ressonância.
Portanto, podemos concluir que não ocorre um equilíbrio dinâmico entre as estruturas. No
exemplo do benzeno é utilizada uma seta de dupla direção (↔) como símbolo para associar
as estruturas de ressonância, contudo não existe uma relação de alternância ou vibração entre
as formas diferentes.

Polaridade da ligação e eletronegatividade
Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados. O compartilhamento de
elétrons para formar uma ligação covalente não signiﬁca compartilhamento igual daqueles
elétrons, você sabia?
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próxi-
mos a um átomo do que a outro. O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações
polares. A diferença na eletronegatividade (Aula 1, lembra?) entre dois átomos é uma medida da
polaridade de ligação: Quando as diferenças de eletronegatividade estão próximas a 0, resultam
em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual); próximas
a 2, resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual); próximas
a 3, resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons), como observado na Figura 18 e 19.
Figura 18 – Distribuição de densidades eletrônicas
Limite entre ligação iônica e covalente
Não há uma divisão clara entre ligações iônicas e covalentes: ligações iônica e covalente
apolar representam os dois extremos. A medida da polaridade da ligação varia de modo con-
tínuo com a eletronegatividade. A ligação se torna mais de 50% iônica quando a diferença na
eletronegatividade excede aproximadamente 1,7, como mostra a Figura 19.

0,0
0
50
100
0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0
Diferença na eletronegatividade entre os átomos
Característicadaligaçãoiônica/%
N O N O
Figura 19 – Limite entre a ligação iônica e a covalente
Exceções da regra do octeto
A regra do octeto explica as valências da maioria dos compostos e dos íons moleculares,
contudo, existem algumas exceções à regra, podemos citar moléculas com número ímpar
de elétrons; moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas
deficientes em elétrons; moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja,
moléculas com expansão de octeto. Vamos estudar agora essas exceções.
a) Número ímpar de elétrons
Geralmente, moléculas como ClO2
, NO e NO2
têm um número ímpar de elétrons, como
mostra a Figura 20.
Figura 20 – Molécula de NO
b) Deficiência em elétrons
As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1, 2, e
3. O exemplo mais típico é o BF3
, Figuras 21. As estruturas de Lewis nas quais existe uma
ligação dupla B—F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons.

F F
B
F
Figura 21 – Molécula de BF3
c) Expansão do octeto
Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar
mais de um octeto. Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suﬁciente em energia
para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra. Veja a Figura 22, com
alguns exemplos.
Figura 22 – Estruturas de Lewis em que o átomo central excede um octeto
PF5
F
P
F
F
F
F
SF4
F
S
F
F
F
CIF3
F
Cl
F
F
SF6
F
S
F
F
FF
F
F
Br
F
FF
F
BrF5
XeF2
F
Xe
F
Xe
F
FF
F
XeF4
F
Si
SiF5
−
F
F
F
−
F
F
Si
SiF6
2−
F
F
F
2−
F
F
PF6
−
F
P
F
F
F
−
F
F
Grupo 14 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17 Grupo 18

De acordo com essas características de ligação que acabamos de estudar, os compostos
covalentes podem apresentar algumas propriedades como:
possuem baixos pontos de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE);
são solúveis em solventes apolares;
são maus condutores de energia, não possuem um estado físico característico.
Exemplos de compostos covalentes
Podemos citar como exemplos de compostos covalentes e suas aplicações os itens da
Tabela 4.
Tabela 4 – Exemplos de compostos covalentes
Substância Fórmula química Aplicações
Água H2
O Solvente universal
Ácido Clorídrico HCl Limpeza de pisos
Butano C4
H10
Constitui o gás natural
Gás carbônico CO2
Bebidas e extintores de incêndio
Ácido cianídrico HCN
Produção de explosivos e resinas
acrílicas
Ligação metálica
Como foi estudado anteriormente na Aula 1, a tabela periódica é formada principalmen-
te por metais. Estes apresentam algumas propriedades completamente diferentes daquelas
apresentadas por outras substâncias. Em sua maioria são sólidos à temperatura ambiente
(25 ºC), com exceção do mercúrio (Hg), que é líquido. São bons condutores de calor e de
eletricidade, tanto quando se apresentam no estado sólido como quando fundidos (líquidos).
Embora a interação entre dois átomos metálicos seja fraca, ligações fortes ocorrem quando
um conjunto de átomos forma um sólido metálico, onde os átomos estão arranjados de uma
forma relativamente compacta e regular, a estrutura cristalina. Nesta estrutura, os átomos estão
próximos uns dos outros, sendo que os elétrons de valência são atraídos para os núcleos dos
seus átomos vizinhos. Os elétrons de valência não estão associados com um determinado
núcleo em particular, estão distribuídos pelos diversos átomos sob a forma de uma nuvem de

elétrons de baixa densidade. Num metal sólido, os átomos ligam-se uns aos outros por ligações
metálicas, resultando em um estado de menor energia (ou mais estável). Na ligação metálica,
não são necessários pares de elétrons, como no caso da ligação covalente, nem há restrições
relacionadas à neutralidade elétrica, como no caso da ligação iônica. Na ligação metálica, os
elétrons de valência exteriores são compartilhados por um elevado número de átomos à sua
volta, como observado na Figura 23.
Modelo de mar de elétrons
Metal é visualizado como uma rede de cátions metálicos imersos em um “mar” de elé-
trons de valência, conforme mostra a Figura 23, uniformemente distribuídos pela estrutura. Os
elétrons estão confinados ao metal por meio de atrações eletrostáticas aos cátions e podem
fluir livremente através do metal. Sem quaisquer ligações definidas, os metais são fáceis de
deformar: maleáveis, dúcteis e formam ligas.
Figura 23 – Ilustração esquemática do modelo de mar de elétrons.
Cada esfera é um íon metálico carregado positivamente

21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
Primeira série de transição (3d)
Tríade do
cromo
Tríade do
cobre
Segunda série de transição (4d)
Terceira série de transição (5d)
Metais de transição
Ocupam o bloco d da tabela periódica. Quase todos têm 2 (dois) elétrons s (exceto grupos
6 e 11), como você pode ver na Figura 24.
Figura 24 – Metais de transição
Podemos observar que as tendências atômicas tendem a ser não regulares para os metais
de transição (em cada série), conforme a Tabela 5, e apresentam variados estados de oxidação,
como mostra a Figura 25.
Tabela 5 – Periodicidade química e propriedades físicas dos metais de transição
Grupo 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Elemento Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Conﬁguração eletrônica 3d1
4s2
3d2
4s2
3d3
4s2
3d5
4s1
3d5
4s2
3d6
4s2
3d7
4s2
3d8
4s2
3d10
4s1
3d10
4s2
Primeira energia de
ionização (kJ/mol)
631 658 650 653 717 759 758 737 745 906
Raio atômico de
ligação (Å)
1,44 1,36 1,25 1,27 1,39 1,25 1,26 1,21 1,38 1,31
Densidade (g/cm3
) 3,0 4,5 6,1 7,9 7,2 7,9 8,7 8,9 8,9 7,1
Ponto de fusão 1.541 1.660 1.917 1.857 1.244 1.537 1.494 1.455 1.084 420

3d1
4s2
[18
Ar]
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
33
0
+2+2
+4+4
+6+6
+8+8
4 5 6 7 8 9 1010 1111 1212
3d2
4s2
3d3
4s2
3d5
4s1
3d5
4s2
3d6
4s2
3d7
4s2
3d8
4s2
3d10
4s1
3d10
4s2
Estado de oxidação mais comum
Figura 25 – Conﬁguração eletrônica e estado de oxidação
Assim, ligas metálicas são a união de dois ou mais metais, ou de metais com não metais,
mas com predominância dos elementos metálicos.
Veja a seguir alguns exemplos de algumas ligas metálicas e suas aplicações.
Aço inox (Fe, C, Cr e Ni): usada em talheres, peças de carro, brocas, etc.
Bronze (Cu e Sn): usada em medalhas, moedas, sinos, etc.
Ouro 18 quilates (Au e Cu): usada em joias, etc.
Latão (Zn e Cu): usada em tubos, torneiras, instrumentos musicais, etc.
Prata de lei (Ag e Cu): usada em joias, etc.
Solda (Pb e Sn): usada por funileiros e eletricistas.
Amálgama (Hg, Ag e Sn): usada em obturações.
Liga de Al e Ti é usada na indústria aeronáutica.

7
1
2
3
4
Descreva as propriedades características de um metal típico.
Sobre os metais, analise as aﬁrmativas abaixo:
I – Os metais, em sua maioria, são sólidos à temperatura ambiente (25 °C), com
exceção do mercúrio (Hg), que é gás.
II – Os metais são bons condutores de calor e de eletricidade.
III – A interação entre dois átomos metálicos é sempre forte.
IV – Quando um conjunto de átomos metálicos forma um sólido metálico, as ligações
que ocorrem entre eles são fortes.
V – Em um sólido metálico, os átomos estão empilhados de uma forma relativamente
compacta com um arranjo sistemático e regular, formando uma estrutura cristalina.
Marque a alternativa CORRETA:
a) Apenas I, II e IV estão corretas.
b) Apenas I, III e V estão corretas.
c) Apenas II, IV e V estão corretas.
d) Apenas II e V estão corretas.
A elevada condutividade elétrica nos metais deve-se essencialmente a:
a) Energia de ionização elevadas.
b) Níveis energéticos totalmente preenchidos.
c) Mobilidade dos elétrons.
d) Elevadas eletronegatividades.
Associe a coluna da esquerda com a coluna da direita, informando quais os metais
presentes nas soldas abaixo:
I) Bronze ( ) Fe, C, Cr e Ni
II) Latão ( ) Pb e Sn
III) Solda ( ) Hg, Ag e Sn
IV) Ouro 18 quilates ( ) Zn e Cu
V) Aço inoxidável ( ) Au e Cu
VI) Amálgama dental ( ) Cu e Sn

C C 614
C C 839
C N 615
C N 891
C O 799
C O 1.072
C H 413
C C 348
C N 293
C O 358
C F 485
C Cl 328
C Br 276
C I 240
C S 259
Si H 323
Si Si 226
Si C 301
Si O 368
Si Cl 464
N H 391
N N 163
N O 201
N F 272
N Cl 200
N Br 243
H H 436
H F 567
H Cl 431
H Br 366
H I 299
F F 155
Cl F 253
Cl Cl 242
Br F 237
Br Cl 218
Br Br 193
I Cl 208
I Br 175
I I 151
O H 463
O O 146
O F 190
O Cl 203
O I 234
S H 339
S F 327
S Cl 253
S Br 218
S S 266
O2
495
S O 523
S S 418
N N 418
N N 941
N O 607
Ligações simples
Ligações múltiplas
Energia de ligação –
aproveitamento energético
Agora que já aprendemos sobre os tipos de ligação, vamos agora entender a respeito da
energia associada a elas. Como exemplo, vamos estudar a ligação covalente. Inicialmente para
quebrarmos uma ligação covalente, a energia associada é denominada entalpia de dissocia-
ção de ligação, D. Isto é, para a molécula de Cl2
, a D(Cl-Cl) é dada pelo ΔH para a reação:
Cl2
(g) → 2Cl(g).
Quando mais de uma ligação é quebrada:
CH4
(g) → C(g) + 4H(g) ΔH = 1660 kJ
a entalpia de ligação é uma fração do ΔH para a reação de atomização:
D(C-H) = ¼ ΔH = ¼(1660 kJ) = 415 KJ
As entalpias médias de ligação podem ser observadas na Tabela 6.
Tabela 6 – Entalpias médias de ligação em kj mol-1
Fonte: Brown et al (2005, p. 277).

Cl
Cl Cl
Cl
Cl
H HH
C
H ++ + +
+
+
Cl ClCl
ΔH1
> 0
ΔHr
ΔH2
< 0
H H
H
H
C
C H e Cl Cl
Quebras
ligações
Entalpia(H)
1
C Cl e H Cl
Formação
ligações
2
Cl Cl
Cl
H H
H
C
H Cl
As ligações múltiplas são mais fortes do que as ligações simples, como observado na
Tabela 6. Quando o número de ligações entre os átomos aumenta, os átomos são mantidos
mais próximos e mais ﬁrmemente unidos.
Entalpias de ligação e entalpias de reação
Podemos usar as entalpias de ligação para calcularmos a entalpia para uma reação
química, como por exemplo, a reação de metano com cloro. Admitimos que em qualquer
reação química as ligações precisam ser quebradas para que novas ligações sejam formadas.
A entalpia da reação é dada pela soma das entalpias de ligações quebradas, menos a soma
das entalpias das ligações formadas, de acordo com reação a seguir.
ΔHr
= {[D(C-H)+ D(Cl-Cl)]-[D(C-Cl) + D(H-Cl)]}= -104kJ
Ilustramos o conceito com a reação entre o metano, CH4
, e o cloro:
CH4
(g) + Cl2
(g) → CH3
Cl(g) + HCl(g) ΔHr = ?
Figura 26 – Ilustração do uso das entalpias médias de formação para estimar o ΔH de reação
Nessa reação, uma ligação C-H e uma ligação Cl-Cl são quebradas enquanto uma ligação
C-Cl e uma ligação H-Cl são formadas. A reação como um todo é exotérmica, o que signiﬁca
que as ligações formadas são mais fortes do que as ligações quebradas. Podemos aplicar este
estudo para reações de combustão, como no caso do gás metano, para produção de energia.

Resumo
Autoavaliação
Que tal verificarmos o que você aprendeu neste módulo? Preparamos para você exer-
cícios finais para avaliar os seus conhecimentos. Boa sorte!
Os elementos X e Y têm, respectivamente, 2 e 6 elétrons na camada de valência.
Quando X e Y reagem, forma-se um composto:
1
2
Nesta aula, você aprendeu conceitos sobre as ligações químicas. Apren-
deu como o conhecimento sobre as ligações faz compreender melhor como as
diversas substâncias têm características e propriedades diferentes. Viu ainda
propriedades periódicas como: raio atômico, energia de ionização, eletronegativi-
dade e afinidade eletrônica, e que elas ajudam a entender as ligações. Finalmente,
estudamos as energias associadas às ligações.
a) Covalente, de fórmula XY.
b) Covalente, de fórmula X2
Y.
c) Covalente, de fórmula XY2
.
d) d) Iônico, de fórmula XY.
e) Iônico, de fórmula XY2
.
Assinale verdadeira (V) ou falsa (F) em cada uma das seguintes afirmativas:
( ) Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos que têm pontos
de fusão altos.
( ) Nos compostos covalentes, a ligação ocorre por compartilhamento de elétrons
entre os átomos.
( ) As ligações iônicas ocorrem entre átomos de eletronegatividade semelhantes.

3
4
5
A água (H2
O), o sal de cozinha (NaCl) e o metano principal componente do GLP
(C4
H10
), substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de ali-
mentos, têm suas estruturas constituídas, respectivamente, por ligações:
a) Iônicas, iônicas e covalentes.
b) Covalentes, iônicas e covalentes.
c) Covalentes, covalentes e covalentes.
d) Iônicas, iônicas e iônicas.
e) Covalentes, covalentes e iônicas.
Qual das seguintes substâncias possui ligação metálica?
a) Graﬁte
b) Latão (Zn + Cu)
c) Óxido de magnésio
d) Alumina (Al2
O3
)
Calcule a entalpia do sistema da reação de combustão completa do metano (CH4
)
com oxigênio (O2
). Consulte a Tabela 6 e a Figura 26.
Referências
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
ATKINS, P. W.; JONES, L. Chemical principles. New York: W. H. Freeman; Fifth Edition, 2009.
BROWN, T. L. et al. Química a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
DUARTE, H. A. Ligações Químicas: ligação iônica, covalente e metálica. Cadernos Temáticos
de Química Nova na Escola, n. 4, maio 2001.

Anotações
INFOPÉDIA [Em linha]. Gilbert Lewis. Porto: Porto Editora, 2003-2010. Disponível em: <http://
www.infopedia.pt/$gilbert-lewis>. Acesso em: 30 jun. 2010.
KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química Geral 1 e reações químicas. 5. ed. São Paulo: Pioneira
Thomson Learning, 2005. v 1

Química para
combustíveis e lubriﬁcantes
3
Aula

1
2
3
Apresentação
D
esde os primórdios da civilização, o homem se deparou com estranhos fenômenos
que hoje dizemos estarem ligados ao conceito de energia. Dentre eles, possivelmente
o fogo foi o mais impressionante.
Nesta aula, vamos aprender como as forças intermoleculares influenciam propriedades,
tais como viscosidade, interações de superfície, temperaturas de fusão e ebulição, estados
físicos, entre outras das substâncias que compõem os combustíveis e lubrificantes. Adicio-
nalmente, faremos uma breve introdução sobre as principais funções orgânicas dos compos-
tos que constituem diversos combustíveis e óleos lubrificantes, dos quais podemos citar os
ésteres, álcoois, ácidos carboxílicos e hidrocarbonetos, bem como seus derivados, incluindo
os poliméricos.
Objetivos
Revisar as principais funções orgânicas presentes nos
combustíveis e lubrificantes.
Compreender a origem da energia nos combustíveis.
Entender quimicamente os processos de interações quími-
cas responsáveis por diversas propriedades dos combus-
tíveis e lubrificantes.

Considerações iniciais
M
as, o que é, afinal, a energia? O termo é de origem grega (energéia) e significa força
ou trabalho. Em 1807, o físico inglês Thomas Young propôs que a energia fosse
definida como “capacidade para realizar trabalho”, conceito amplamente utilizado até
os dias atuais. Contudo, essa definição nada diz sobre a natureza mais específica da energia. A
partir do princípio da conservação energética (primeira lei da termodinâmica), o termo energia
passou a ser bastante utilizado no vocabulário científico. Dentre muitas outras transformações
energéticas de amplo domínio, destaca-se a produção de energia elétrica a partir da energia
potencial das quedas d´água. As energias envolvidas nos processos eletroquímicos de uma
célula ou bateria são também exemplos a serem citados. Nas reações de combustão, os fa-
tores que contribuem para a produção de energia estão associados à quebra e formação de
ligações químicas.
Outro tema que nos desperta um grande interesse está relacionado à interação existente
entre as moléculas de determinada substância. Ao analisarmos as propriedades de vários
compostos nos seus estados sólido e líquido (estados condensados), percebemos uma forte
dependência com a composição química e a estrutura molecular, uma vez que estas caracte-
rísticas influenciam diretamente as chamadas forças intermoleculares. Diferentemente dos
gases, as partículas presentes em sólidos e líquidos estão agrupadas muito próximas umas
das outras e as forças entre elas são relativamente elevadas, fazendo com que as substâncias
comportem-se de maneira específica.
Funções orgânicas:
um breve histórico
Durante a década de 1780, os cientistas começaram a distinguir os compostos orgânicos
e inorgânicos. Os orgânicos foram definidos como aqueles que podiam ser obtidos de orga-
nismos vivos, enquanto os inorgânicos eram aqueles que vinham de fontes não vivas. A partir
dessa definição surgiu o chamado “vitalismo”, também conhecido por “teoria da força vital”,
postulada por Jöns Jacob Berzelius (1779-1848). De acordo com essa ideia, a intervenção de
uma força vital era necessária para a síntese de um composto orgânico, ou seja, só poderia
ocorrer nos organismos vivos.

Saiba mais
Saiba mais
(1)
NH2
NH2
NH CNO+ -
4 O
Cianato de amônio Ureia
C∞
Equação
Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) – Grande
químico sueco que se ﬁrmou como um dos fundado-
res da Química Moderna, formulando alguns de seus
conceitos fundamentais. Num período de dez anos
estudou em torno de dois mil compostos químicos,
descrevendo elementos químicos até desconhecidos:
o cério, o selênio e o tório. Entre muitos outros ele-
mentos, isolou pela primeira vez o silício, o zircônio e
o titânio. Deve-se a Berzelius a estruturação da atual
notação química e a introdução dos conceitos de iso-
meria, halogênios, ação catalítica e radical orgânico.
Fonte: <http://portalcienciaecultura.blogspot.com/>. Acesso em: 14 mar. 2011.
No entanto, entre 1828 e 1850, vários compostos orgânicos foram sintetizados a partir de
fontes que eram claramente inorgânicas. A primeira dessas sínteses foi realizada por Friedrich
Wöhler, em 1828, e consistiu na obtenção da ureia (substância orgânica) pela evaporação de
uma solução aquosa, contendo cianato de amônio (substância inorgânica), conforme Equação 1.
Friedrich Wöhler (1800-1882) – Grande
químico alemão, precursor no campo da Química
Orgânica, famoso por sua síntese do compos-
to orgânico ureia. Mediante sua contribuição,
demonstrou-se, ao contrário do pensamento
cientíﬁco vigente na época, que um produto de
processos orgânicos pode ser obtido em labora-
tório a partir de matéria inorgânica.
Fonte: <http://portalcienciaecultura.blogspot.com/>. Acesso em: 14 mar. 2011.

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