Atomistica - Ricardo Feltre e Setsuo Yoshinaga

ATOMÍSTICA Ricardo Feltre • Setsuo Yoshinaga 

1


Ricardo Feltre • Setsuo Yoshinaga 

ATOMÍSTICA 

SÂO PAULO ■ BRASIL 

2 

Volume 2 

Teoria e 

Exercícios


374a 

74-0086 

F 

7 

1974. 

FICHA CATALOGRÁFICA 

[Preparada pelo Centro de Catalogação-na-fonte, 

Câmara Brasileira do Livro, SP] 

Feltre, Ricardo, 1928- 

Atomística: teoria e exercícios |por| Ricardo Feltre 

|e| Setsuo Yoshinaga. São Paulo, Ed. Moderna, 

477p. ilust. 

1. Átomos 2. Moléculas I. Yoshinaga, Setsuo, 

1937- II. Título. 

Índices para o catálogo sistemático: 

1. Estrutura atômica: Química teórica 541.24 

2. Estrutura molecular: Química 541.22 

3. Física moderna: Ciências puras 539 

4. Química molecular 541.22 

É proibida a reprodução 

total ou parcial deste livro, sob as 

penas da lei. 

3 

CDD-539 

-541.22 

-541.24


PREFÁCIO 

4


ABREVIAÇÕES ADOTADAS, PELOS AUTORES, PARA OS 

NOMES DAS ESCOLAS SUPERIORES 

MEDICINA - USP (até 1964) - Faculdade de Medicina da 

Universidade de São Paulo. 

CESCEM - Centro de Seleção de Candidatos a Escolas Médicas e 

Biológicas da Fundação Carlos Chagas. 

EPUSP ou POLI - Escola Politécnica da Universidade de São Paulo. 

ITA - Instituto Tecnológico de Aeronáutica. 

FFCLUSP - Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras da Universidade de 

São Paulo. 

EE MACKENZIE - Escola de Engenharia da Universidade Mackenzie. 

FEI - Faculdade de Engenharia Industrial da Pontifícia Universidade 

Católica de São Paulo. 

EES CARLOS - Escola de Engenharia de São Carlos da Universidade 

de São Paulo. 

EE MAUÁ - Escola de Engenharia Mauá. 

MEDICINA - Santa Casa - Faculdade de Medicina da Santa Casa de 

Misericórdia de São Paulo. 

FEF ARMANDO ALVARES PENTEADO - Faculdade de Engenharia da 

Fundação Armando Alvares Penteado. 

ESQ OSWALDO CRUZ - Escola Superior de Química Oswaldo Cruz. 

ENE - Escola Nacional de Engenharia (Guanabara). 

MEDICINA - GB - Vestibulares Unificados às Escolas de Medicina 

(Guanabara e Rio de Janeiro). 

ENGENHARIA - GB - Vestibulares Unificados às Escolas de 

Engenharia (Guanabara e Rio de Janeiro). 

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ÍNDICE 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

CAPÍTULO 1 - introdução à atomística 

ONDAS ELETROMAGNÉTICAS ................................................... 15 

O que é onda eletromagnética ........................................ 15 

Tipos de ondas eletromagnéticas ....................................... 21 

Propagação das ondas eletromagnéticas ............................ 23 

DESCARGAS ELÉTRICAS NOS GASES À ALTA PRESSÃO ........ 25 

DESCARGAS ELÉTRICAS NOS GASES À BAIXA PRESSÃO ...... 26 

Explicação do fenômeno .................................................... 27 

A ionização inicial ............................................................ 28 

Lâmpada fluorescente ........................................................ 28 

DESCARGAS ELÉTRICAS NO ALTO VÁCU0 .............................. 31 

RAIOS ANÒDICOS - AMPOLA DE GOLDSTEIN ......................... 33 

ESPECTRÓGRAFO DE MASSA .................................................... 35 

ISÓTOPOS - ISÓBAROS - ISÓTONOS ........................................ 37 

RAIOS "X" ..................................................................................... 40 

EXERCÍCIOS E TESTES .............................................................. 43


CAPÍTULO 2 – radiatividade 

DESCOBERTA DA RADIATIVIDADE ............................................. 47 

NATUREZA DAS EMISSÕES ........................................................ 50 

LEIS DA RADIATIVIDADE ........................................................... 53 

CINÉTICA DAS EMISSÕES .......................................................... 59 

Velocidade instantânea de desintegração ......................... 60 

Constante radiativa ............................................................ 61 

Vida média ......................................................................... 62 

Período de semi-desintegração ou meia vida .................... 65 

Relação entre vida média e período 

de semi-desintegração ........................................................ 69 

FAMÍLIAS RADIATIVAS OU SÉRIES RADIATIVAS ...................... 72 

REAÇÕES DE- TRANSMUTAÇÃO ................................................. 77 

FISSÃO NUCLEAR ....................................................................... 85 

FUSÃO NUCLEAR ......................................................................... 99 

ELEMENTOS ARTIFICIAIS ............................................................ 102 

Carbono 14 ......................................................................... 102 

Iôdo radiativo ..................................................................... 103 

Cobalto 60 ......................................................................... 104 

EXERCÍCIOS E TESTES ............................................................. 106 

CAPÍTULO 3 - estrutura do átomo 

O ÁTOMO DE DALTON ................................................................ 121 

O MODELO DE RUTHERFORD - BOHR .................................... 123 

Contradição à teoria de Rutherford ................................ 126 

A teoria de Bohr ................................................................ 126 

Distribuição eletrônica ...................................................... 135 

Os elementos de transição ............................................... 137 

A EVOLUÇÃO DA TEORIA DE RUTHERFORD - BOHR ............ 138 

PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI ........................................ 143 

7


A MECÂNICA ONDULATÓRIA ....................................................... 144 

NÍVEIS, SUBNÍVEIS E ORBITAIS ................................................. 147 

REPRESENTAÇÃO GRÁFICA E REGRA DE HUND .................... 156 

MEMORIZAÇÃO ATRAVÉS DO ESTUDO COMPARATIVO ........... 161 

HIBRIDAÇÃO ................................................................................. 166 

EXERCÍCIOS E TESTES ............................................................. 176 

CAPÍTULO 4 - ligações químicas 

LIGAÇÃO ELETROVALENTE ........................................................ 192 

Estrutura do cloreto de sódio .......................................... 198 

Estrutura dos cristais iônicos .......................................... 200 

Estrutura eletrônica dos íons ........................................... 201 

LIGAÇÃO COVALENTE . ................................................................ 202 

Teoria de Heitler - London ............................................... 203 

Orientação das ligações covalentes no espaço ................. 208 

Covalência coordenada ........................................................ 210 

Principais elementos e número de elétrons 

na camada externa ............................................................ 213 

Contagem dos elétrons na camada, externa .................... 214 

Estrutura de hidretos moleculares ................................... 215 

Estrutura dos Óxidos moleculares .................................... 217 

Estrutura de ácidos oxigenados ........................................ 220 

Estrutura dos sais .............................................................. 223 

Ligação π (pi ....................................................................... 227 

Hibridações parciais ........................................................... 233 

Hibridações especiais ......................................................... 239 

LIGAÇÃO POLAR E MOLÉCULA POLAR ..................................... 244 

Eletronegatividade ............................................................... 244 

Ligação polar ..................................................................... 245 

Momento polar .................................................................... 247 

Molécula polar ................................................................... 249 

Constante dielétrica ........................................................... 251 

Ponte de hidrogênio ............................................................ 253 

Ligação de Van der Waals ............................................... 257 

Fusão e dissolução de um sal ........................................ 263 

8


ESTRUTURAS DAS MOLÉCULAS ............................................... 268 

Átomos que obedecem à regra do octeto ........................ 268 

Átomos que não obedecem à regra do octeto ................. 275 

Estruturas macromoleculares ............................................ 278 

PARAMAGNETISMO ...................................................................... 281 

RESSONÂNCIA ............................................................................... 284 

LIGAÇÃO METÁLICA ..................................................................... 290 

Teoria da "nuvem eletrônica" ou 

"gás eletrônico" ................................................................... 291 

Teoria das faixas eletrônicas ou 

bandas eletrônicas .............................................................. 293 

Retificador de corrente ...................................................... 302 

Transistores ........................................................................ 303 

Célula fotoelétrica ............................................................. 305 

CRISTAIS METÁLICOS ................................................................ 306 

Sistema cúbico de corpo centrado ................................... 306 

Sistema cúbico de face centrada .................................... 308 

Sistema hexagonal compacto ............................................. 309 

EXERCÍCIOS E TESTES .............................................................. 311 

CAPÍTULO 5 - classificação periódica dos elementos 

HISTÓRICO .................................................................................... 333 

A MODERNA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA ................................. 337 

AS ESTRUTURAS ELETRÔNICAS DOS ELEMENTOS ................. 341 

PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS ......................... 348 

Densidade ........................................................................... 348 

Volume atômico................................................................... 349 

Pontos de fusão .................................................................. 351 

Raios: atômico, covalente, iônico e de 

Van der Waals .................................................................... 352 

POTENCIAL DE IONIZAÇÃO ........................................................ 356 

Definição de elétron-volt ..................................................... 356 

Definição de potencial de ionização .................................. 357 

Variação dos potenciais de ionização ................................ 358 

ELETRONEGATIVIDADE ................................................................ 360 

9


PROPRIEDADES QUÍMICAS .......................................................... 368 

Natureza das ligações ........................................................ 368 

Hidretos ............................................................................... 370 

Óxidos .................................................................................. 370 

EXERCÍCIOS E TESTES ............................................................... 372 

CAPÍTULO 6 - óxido-redução 

CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO .................................. 389 

OXIDANTES E REDUTORES ........................................................ 392 

NÚMERO DE OXIDAÇÃO.............................................................. 394 

Número de oxidação de íons ............................................. 396 

Número de oxidação de átomos nas moléculas ............... 397 

AJUSTAMENTO DE COEFICIENTES PELO MÉTODO 

DE ÓXIDO-REDUÇAO ................................................................... 409 

Óxido-redução com 3 elementos ...................................... 416 

Presença da água oxigenada ............................................. 419 

Equações iônicas ................................................................ 421 

MONTAGEM DE EQUAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO ................. 423 


CAPÍTULO 7 - conceitos modernos de ácidos e bases 

CONCEITOS DE LOWRY - BRONSTED ....................................... 439 

Definições............................................................................. 439 

Ácidos e bases conjugadas ................................................ 441 

TEORIA DE LEWIS ....................................................................... 445 

FORÇAS DE ÁCIDOS E BASES .................................................. 447 

Definições e comparações ................................................... 447 

Fatores influentes .............................................................. 451 

Efeitos de indução .............................................................. 452 

Caráter básico das aminas ................................................ 454 


RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS E TESTES ................................. 469 

10


orbitais atômicos 

11


12


13


________________________ 

O que é onda 

eletromagnética? 

____________________ 

14 

A ONDAS 

ELETROMAGNÉTICAS 

Em primeiro lugar vamos recordar o conceito físico de onda. 

Imagine a onda no mar. 

Um barril flutua no mar onde a onda "não se quebra". 

A onda caminha numa direção, mas o barril não 

desliza sobre a superfície,o que prova que a água do mar não 

se desloca no sentido da onda. 

O movimento que a onda vai causar é apenas de 

fazer "subir e descer" o barril. Então, pode-se afirmar que a 

onda possui energia para suspender o barril. Este "sobe" ao 

receber energia e depois devolve a mesma energia ao mar 

quando "desce". 

Nos desenhos ao lado está uma seqüência dos 

movimentos do barril. 

Então: 

Onda é propagação de ENERGIA. 

Imagine agora um lago e os abalos (ondas causadas pela sucessiva queda de 

"pedras" no centro do lago). Suponhamos que caem pe-


dras de modo periódico, vamos dizer de 10 em 10 segundos. 

Formam-se círculos concêntricos equidistantes que se propagam na 

superfície da água. Aquela parte "saliente" na superfície da água será chamada de 

"avista" da onda. 0 que vemos não é senão um conjunto de "cristas" concêntricas 

propagando-se na água a partir do ponto de queda da pedra. 

A distância entre duas cristas consecutivas corresponde ao comprimento de 

onda X (lâmbda) que,no exemplo acima, é a mesma,qualquer que seja o "par de 

ondas". 

Vejamos as ondas numa secção de perfil. 

Chamemos de "T" (período) ao tempo gasto para caírem duas pedras 

consecutivas, que é igual ao tempo para passarem duas ondas consecutivas num 

mesmo ponto. Então X será a distância percorrida pela onda no tempo "T". 

Sabendo-se que: 

espaço percorrido = velocidade x tempo 

λ = v . T 

Dizemos ainda que os pontos "A" e "B" da superfície são pontos em 

concordância de fase, ou seja ,pontos que executam movimentos análogos 

simultaneamente. 

Então: 

_____________________________________________________________________ 

Comprimento de onda (λ) é a menor distância entre dois pontos atingidos 

pelas ondas e que se acham em concordância de fase. 

_____________________________________________________________________ 

15


16 

introdução à atomística -1 

Imagine agora uma rolha que se encontre flutuando na superfície do lago. 

Ocorrerão oscilações na cortiça à medida que as ondas, passam. 

Vamos anotar o número de oscilações provocadas pelas ondas na unidade de 

tempo. Marquemos um minuto como unidade de tempo. 

Ora, se cai no lago uma pedra de 10 em 10 segundos,teremos 6 pedras 

e,portanto, 6 oscilações para a rolha num minuto. Este número de oscilações é 

chamado de freqüência das ondas. 

_____________________________________________________________________ 

Freqüência (f) é o número de oscilações produzidas pelas ondas, na 

unidade de tempo. 

_____________________________________________________________________ 

No caso anterior temos: f = 6 ciclos/minuto 

Podemos relacionar o período (T) com a freqüência (f). 

Vimos que: 

PERÍODO (T): é o tempo gasto para caírem duas pedras consecutivas, ou seja, 

o tempo para repetir uma oscilação idêntica num mesmo ponto atingido pelas ondas. 

FREQÜÊNCIA (f): ê o número de oscilações produzidas pelas ondas, na 

unidade de tempo. 

Ou seja, o período é o inverso da freqüência. Voltando à fórmula de 

propagação de ondas temos: 

substituindo


Daí se conclui que, quanto maior o (X), menor será a (f) das oscilações,já que 

a velocidade de propagação é constante em determinado meio. 

Poderíamos fazer a seguinte comparação: 

Uma rolha "dança" na água (subindo e descendo) ao "ritmo" das pedras que 

caem. Quanto mais depressa as pedras caem, mais depressa, "com maior freqüência" 

oscila a rolha. Mas, então, formam-se ondas sucessivas umas muito próximas das 

outras e diremos que "diminuiu o comprimento de onda" (menor distância entre 2 

cristas consecutivas) . 

Vamos supor agora que a água do lago ou a água do mar se tornasse 

"invisível". Iríamos, então, ver os objetos (barril, rolha, etc) flutuando no espaço e 

não numa superfície visível. 

Além disso, se nessa misteriosa "água invisível" houvesse propagação de 

alguma onda, Iríamos ver os objetos oscilando. Poderíamos até "imaginar" os tipos de 

onda que estariam se propagando nessa "misteriosa água". 

invisíveis. 

Pois bem, existem formas de energia que se propagam em forma de ondas 

Seja um recipiente contendo água. Na superfície flutua uma rolha com um 

prego. Do lado de fora fazemos oscilar um imã bastante forte. 

A rolha também irá oscilar com a mesma freqüência do Imã. É que quando o 

Imã oscila, ele produz ondas invisíveis no espaço capazes de atravessarem o vidro e 

fazer oscilar o prego. Estas ondas são denominadas "ondas magnéticas" e as 

representamos por um conjunto de setas chamadas vetores "campo magnético" (H). 

17


18 

introdução à atomística-1 

Outro tipo de "onda invisível" é aquela produzida por cargas elétricas. 

Imagine um pêndulo de fio de seda que possui uma esfera carregada elétrica 

mente (vamos supor com carga negativa). 

Balançando-se diante da esfera um bastão carregado positivamente, a esfera 

tentará acompanhar o movimento do bastão. 

É porque o bastão, em oscilação, emite ondas invisíveis constituídas de 

"ondas elétricas" representadas por vetores denominados de "campos elétricos" 

(E). 

Na prática constata-se que, quando surge uma "onda elétrica", ela ê 

acompanhada de "onda magnética" e vice-versa. Dizemos, então, que se trata de "onda 

eletromagnética". Experimentalmente, sabe-se que o "plano dos campos elétricos é 

sempre perpendicular ao plano dos campos magnéticos". 

A representação ilustrativa da onda eletromagnética seria:


____________________________________________________________________________ 

A onda eletromagnética é uma forma de energia constituída de campos 

elétricos e campos magnéticos, em planos perpendiculares entre si, capazes de 

propagar-se no espaço. 

____________________________________________________________________________ 

As ondas eletromagnéticas propagam-se em diversos meios e, no vácuo a 

velocidade de propagação é de 300.000 km/seg, ou seja, 7,5 voltas em redor da Terra 

num segundo. 

Graças às ondas eletromagnéticas podemos captar emissoras de rádio, 

televisão, radar, etc. 

Apenas para termos uma idéia ilustrativa de onda eletromagnética, imagine 

uma estação transmissora de rádio. 

═════════════════ 

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___________________________________________ 

Tipos de ondas eletromagnéticas 

___________________________________________ 

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As ondas eletromagnéticas apresentam os comprimentos de onda numa vasta 

gama de variação e, para cada faixa de variação, a onda eletromagnética recebe um 

nome específico. Vejamos os principais nomes. 

Os raios cósmicos são constatados em qualquer parte do Universo, sendo 

constituídos de partículas subatômicas de altíssima velocidade e "ondas 

eletromagnéticas de X curtíssimo". 

Em seguida temos os raios gama, observados nos fenômenos quando se "toca 

ou modifica a estrutura nuclear dos átomos". È o caso de fenômenos radiativos e 

explosões atômicas que veremos adiante, onde são produzidas emissões de "raios 

gama". 

Os raios-X são ondas eletromagnéticas que surgem nas "colisões de elétrons 

contra anteparos duros". 

As ondas eletromagnéticas, nas faixas ultra-violeta, luz visível e infra- 

vermelho, correspondem às "energias libertadas" pelos "saltos de elétrons dentro 

do átomo". 

irradiação” . 

Os raios infra-vermelhos são conhecidos popularmente como "calor de


As ondas eletromagnéticas de comprimento maior surgem quando elétrons 

num condutor sofrem "impulsos". 

Ê o caso das ondas hertzianas libertadas duma torre de transmissão. Lá,os 

elétrons sofrem "impulsos" e libertam ondas eletromagnéticas. 

alguns metros. 

As ondas de F.M. (freqüência modulada) e de televisão possuem somente 

Exemplos: 

o CANAL 9 da T.V. tem À = 1,5 metros 

o F.M. da Eldorado tem A = 3 metros 

As ondas de rádio estão numa faixa de A maior e temos 3 classes: 

A) ondas curtas 10--------- 200 metros. 

B) ondas médias 200 --------- 600 metros. 

C) ondas longas 600 --------- 1000 metros. 

Foi o cientista Hertz quem descobriu a existência de ondas eletromagnéticas. 

Em sua homenagem, a unidade de freqüência ê denominada de "hertz". 

__________________________________________________________________________ 

1 ciclo/segundo = 1 hertz 

1000 ciclos/segundo = 1 khz (ki1ohertz) 

1 milhão ciclos/segundo =1 Mhz (megahertz) 

__________________________________________________________________________ 

Pode-se então caracterizar uma onda eletromagnética, exprimindo o seu 

comprimento de onda "A" ou então, a sua freqüência (f). 

Lembre-se da relação: 

Quando nada se fala da velocidade de uma onda eletromagnética, 

subentende-se que a velocidade é de 300.000 km/seg (no vácuo = no ar) . 

EXERCÍCIOS 

(1) Você está sintonizando uma emissora que opera numa frequência 

de 1.000 Khz. Qual o comprimento de onda dessas emissões? 

RESPOSTA: são ondas de 300 metros. 

21


22 


(2) Uma emissora de T.V. utiliza-se de ondas de λ = 2 metros, Qual 

a freqüência dessa emissora? 

acima indicada. 

(3) Seja um rádio de uma faixa: 

Você está sintonizando uma estação quando no dial temos a posição 

Seu rádio é um receptor de ondas: 

a) médias 

b) curtas 

c) longas 

d) F.M. 

__________________________________________________________________________ 

propagação das ondas eletromagnéticas 

__________________________________________________________________________ 

As ondas eletromagnéticas propagam-se em linha reta num meio homogêneo. 

Ao penetrar noutro meio, pode ocorrer uma mudança de direção que se denomina 

refração. 

Pode mesmo ocorrer reflexão das ondas eletromagnéticas. 

Se você mora num local vizinho a prédios altos, ou onde passam aviões, as 

ondas de T.V. serão refletidas por esses obstáculos, provocando distúrbios no seu 

receptor. (Fantasmas pelo prédio e ondulações da imagem pelo avião). 

Uma torre de emissão, de T.V. ou de rádio, geralmente emite ondas em todas 

as direções, ou seja, ondas tridimensionais, formando se frentes esféricas de ondas. 

(Lembre-se que, na água, a onda causada pela queda da pedra tinha propagação 

bidimensional e tínhamos frentes de onda circulares).


Outro detalhe muito importante ê saber o aspecto energético das ondas 

eletromagnéticas. Elas são emitidas de modo intermitente em forma de conjuntos 

de ondas, que recebem o nome de "fótons". 

Resumindo: As ondas eletromagnéticas são emitidas de modo descontinuo, 

em forma de quantidades bem discretas, denominadas de "fotons? 

A energia do fóton depende do seu comprimento de onda (A). 

Quanto maior o "X", menor será a energia. Podemos dizer, então, que a 

energia do fóton é diretamente proporcional à freqüência da onda eletromagnética,já 

que: 

Essa energia variável de cada fóton é denominada de "quantum" (no plural 

"quanta"). Segundo o cientista Planck o quantum (q) cor responde a: 

q = a energia do fóton 

_____________ 

q = h . f 

_____________ 

h = constante de Planck = 6,62 x 1O -27 erg x seg 

f = freqüência da onda eletromagnética 

Portanto, cada fóton possui uma quantidade definida de energia. Assim, 

quanto mais fótons num feixe de luz, mais intensa será a energia. 

EXERCÍCIOS 

(4) Qual a energia do fóton constituinte da luz violeta de 4000 Ǻ? 

(5) Qual é a energia do fóton constituinte dos raios-X de λ=1Ǻ ? 

23


no alto vácuo. 

24 


B DESCARGAS ELÉTRICAS 

NOS GASES À ALTA PRESSÃO 

São os gases: bons, regulares ou péssimos condutores de eletricidade? 

A resposta seria: "depende da pressão do gás". 

Estudemos, então, os 3 casos principais: à alta pressão, à baixa pressão e 

De modo geral, os gases à pressão elevada (acima de 1 atm) comportam-se 

como isolantes, isto é, oferecem grande dificuldade a passagem de elétrons. 

Veja,por exemplo,os fios de luz nos postes que, às vezes estão descobertos, 

em contato com ar atmosférico (mistura gasosa) sem que ocorra descarga. 

É necessário grande diferença de potencial (AV) entre os pólos e ainda uma 

pequena distância entre esses fios para ocorrer uma descarga à alta pressão. 

Exemplo: Vela de motor à explosão que utiliza alguns milhares de volts para 

produzir a centelha. 

Quanto maior a distancia entre os eletrodos,exigem-se maiores tensões. 

.


C DESCARGAS ELÉTRICAS 

NOS GASES A BAIXA PRESSÃO 

Esses tipos de descargas são realizadas em tubos de Geissler 

Um tubo de Geissler é constituído de uma ampola de vidro possuindo 2 

eletrodos. No interior da ampola pode-se colocar um gás qualquer a uma pressão de 

1 a 30 mm Hg. 

Um dos eletrodos é ligado ao polo negativo e será chamado de 

"CÁTODO". Outro que é ligado ao polo positivo é chamado de "ÂNODO". 

A diferença de potencial, necessária para a descarga, depende do 

comprimento do tubo e da pressão interna. Para um tubo de 40 cm e pressão 

de 3 mm Hg, pode-se usar uma tensão de 60 volts, quando no seu interior temos 

"vapor de mercúrio". 

Durante a descarga aparecerá uma boa luminosidade em toda região entre o 

"cátodo" e o "ânodo" A cor da luz emitida depende da natureza do gás, da pressão 

interna e da tensão utilizada. 

Descargas deste tipo são utilizadas em anúncios 

25


luminosos e também nas lâmpadas fluorescentes. 

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Uma particularidade dessas lâmpadas é que para iniciar a descarga exige-se 

uma tensão elevada,a fim de provocar a ionização inicial das moléculas gasosas. 

___________________________________ 

A) EXPLICAÇÃO DO FENÔMENO 

Vimos no LIVRO I que as moléculas são formadas de átomos. Os átomos são 

constituídos de núcleos e elétrons. Quando o tubo de Geissler ê submetido a 

determinada tensão, dá-se a descarga,porque o "CÁTODO". emite elétrons. 

Na prática o cátodo ê um filamento incandescente, pois a elevada 

temperatura facilita a emissão de elétrons. 

Os elétrons acelerados colidem com as moléculas do gás provocando 

ionizações. Os íons dirigem-se para o"CÁTODO" (-) enquanto que os elétrons vão 

para o "ÂNODO" (+). 

Dentro do tubo existem duas espécies de partículas em movimento: 

- elétrons no sentido cátodo ânodo 

- Íons no sentido ânodo cátodo 

Na realidade, além" das colisões elétron x molécula, ainda ocorrem, em menor 

número, colisões de molécula que também produzem mais ionizações.


Os íons chegam até o cátodo, regenerando assim o elétron e voltando a ser 

molécula neutra. Mas, uma nova colisão imediatamente provocará nova ionização. 

Nessas colisões, uma parcela de energia ê emitida em forma de ondas 

eletromagnéticas que podem ser visíveis ou invisíveis. 

Utilizando-se gases diferentes, ou pressões variadas, podem-se obter os mais 

deslumbrantes coloridos que enfeitam as avenidas na forma de anúncios luminosos. 

_________________________________ 

B) A IONIZAÇÃO INICIAL 

Um tubo de Geissler de um metro de comprimento, contendo vapor de 

mercúrio como gás residual, trabalha numa tensão de 100 volts aproximadamente. 

Mas, para haver descarga nessas condições é necessário que já exista 

considerável número de íons no gás. 

Como poderemos obter essa elevada ionização? 

- Os raios cósmicos que "chovem" em qualquer parte e, portanto, no local de 

experiência causam uma pequena ionização do gás, mas isso é insuficiente para se 

dar a descarga. 

inicia a descarga. 

- Um jato de elétrons,que ê lançado pela cátodo, é que realmente 

A emissão inicial de elétrons exige condições especiais: "cátodo incandescente 

e elevada tensão instantânea" de alguns milhares de volts. 

Na prática, como veremos adiante, o cátodo é um filamento incandescente 

(como o das lâmpadas comuns) e a elevada tensão inicial é conseguida com um 

dispositivo chamado "reator". 

Uma vez iniciada a descarga, a tensão pode baixar sem prejudi car a 

continuidade da descarga elétrica. 

_______________________________________ 

C) LÂMPADA FLUORESCENTE 

É um tubo de Geissler com algumas adaptações. 

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A parte interna do vidro é revestida com uma tinta fluorescente. Essa tinta 

emite luz visível quando excitada por raios ultra-violeta. 

Como a lâmpada trabalha com corrente alternada, qualquer dos pólos é um 

"ânodo-cátodo". Possui um filamento de tungstênio para facilitar a saída de elétrons 

quando aquecido. 

Esquema da lâmpada no início da descarga 

No circuito existe um "REATOR" e um "STARTER". 

O reator destina-se a produzir uma alta-tensão inicial e a manter uma 

tensão adequada para a descarga. 

O starter é uma chave automática . Ele fecha o circuito no início a logo 

em seguida se abre interrompendo o circuito, onde ele foi colocado. 

Para uma lâmpada de 20 Watts temos o seguinte esquema: 

Inicialmente a corrente atravessa: reator, filamento, starter e outro filamento. 

Os filamentos tornam-se incandescentes , facilitando a emissão de elétrons. Então, 

desliga-se automaticamente o"S" (starter). Essa abertura do circuito provoca "alta 

tensão" entre os filamentos,porque o reator está no circuito. (É preciso noções de 

corrente alternada para entender minuciosamente o aparecimento da alta tensão). A 

alta tensão instantânea provoca a ionização inicial que iniciará a descarga elétrica no 

tubo. Dai por diante, o circuito que possui o starter ficará aberto e sem efeito. 

Pode-se mesmo substituir o "S" por uma chave elétrica, que ini


descarga. 

cialmente é fechada e, após alguns segundos, é aberta dando início a 

É por este motivo que, quando ligamos o interruptor de uma lâmpada 

fluorescente, ainda leva alguns segundos para ocorrer a descarga. 

Esse tempo necessário é para aquecer o filamento e esperar o "desliga" do 

starter,que é realizado automaticamente após determinado tempo no circuito. 

A alta tensão inicial é capaz de "succionar" alguns elétrons das moléculas 

vizinhas ao ânodo. 

Durante a descarga da lâmpada, o gás (vapor de mercúrio) emite mais 

intensamente luz ultra-violeta acompanhada de pequena quantidade de luz violeta. A 

luz ultra-violeta (invisível) excita a tinta fluorescente e esta emitira então, a luz visível. 

Dai o nome de lâmpada fluorescente. 

CONCLUSÃO: 

____________________________________________________________________________ 

Admitindo-se que os átomos possuem elétrons pode-se justificar porque 

ocorrem descargas em tubos de Geissler. 

____________________________________________________________________________ 

════════════════ 

29


30 


D DESCARGAS ELÉTRICAS 

NO ALTO VÁCUO 

As descargas desse tipo são estudadas na “ ampola de Crookes “ . Chama- 

se"alto vácuo" uma atmosfera onde se tenta produzir o melhor vácuo possível. Hoje, 

consegue-se alto-vácuo da ordem de l0- 11 mm Hg. 

volts. 

vidro. 

Entre o cátodo e o ânodo, estabelece-se uma tensão de alguns milhares de 

Observa-se, na região em frente ao cátodo, uma luminosidade esverdeada no 

Em 1869, Hitterf demonstrou que a luminosidade era devida aos raios 

provenientes do cátodo, pois, se colocasse uma placa metálica entre o cátodo e o vidro, 

a luminosidade esverdeada do vidro iria desaparecer. 

catódicos". 

Como somente o cátodo emitia esses raios, eles foram denominados "raios


Crookes demonstrou que os "raios catódicos" eram constituídos de partículas 

de carga negativa, pois, sofrem deflexões diante de campos elétricos ou campos 

magnéticos. 

Esta evidência veio provar que o cátodo não emitia raios luminosos, mas sim, 

"PARTÍCULAS DE CARGA NEGATIVA". 

Alguns anos depois, o cientista Thomson conseguiu determinar a massa 

dessas partículas de carga negativa,constatando ser bem menor que o mais leve dos 

átomos ,ou seja, mais leve que o átomo de hidrogênio. 

Ficou assim esclarecido que "EXISTEM PARTÍCULAS" mais leves que o 

"ÁTOMO", ou seja, que "0 ÁTOMO É CONSTITUÍDO DE PARTÍCULAS". 

de"ELÉTRONS" 

As partículas constituintes dos raios catódicos foram chamadas 

Inicia-se,assim, uma nova fase de pesquisa do interior do átomo e, 

evidentemente, o abandono da teoria atômica de Dalton. 

Hoje sabemos que os raios catódicos são formados de elétrons. Os elétrons 

caminham pelo condutor até o cátodo. Como a tensão é muito elevada, os elétrons 

saem do cátodo com grande energia cinética rumo ao ânodo. Durante a trajetória, os 

elétrons quase não perdem energia porque, no meio rarefeito,quase não há colisões 

entre as partículas. No entanto, os elétrons não conseguem curvar sua trajetória e 

acabam colidindo contra as paredes de vidro. Al, parte da energia cinética ê 

transformada em energia luminosa. A seguir os elétrons são "succionados" pelo 

ânodo. 

______________________________________________________________ 

RAIOS CATÓDICOS SÃO ELÉTRONS ACELERADOS 

EMITIDOS PELO CÁT0DO. 

______________________________________________________________ 

Uma das importantes aplicações dos raios catódicos está na televisão. O tubo 

de imagem da televisão é uma ampola de Crookes que possui o canhão (cátodo) 

capaz de, ordenadamente, atirar elétrons 

31


32 

introdução à atomistica -1 

contra a superfície interna do vídeo, onde se encontra um revestimento 

de tinta fluorescente. 

10.000 volts. 

0 tubo de imagem da T.V. opera com uma tensão de aproximadamente 

E RAIOS ANÓDICOS 

ampola de Goldstein 

Em 1886, Goldstein fez experiências de descargas em ampolas contendo gás 

numa pressão de 0,1 mm Hg aproximadamente. Utilizando cátodo perfurado, 

observou que no prolongamento dos orifícios do cátodo formavam-se "focos" 

luminosos. Sugeriu então que nessas descargas houvesse formação de partículas 

positivas vindas da direção do ânodo, que foram denominadas "raios anòdicos". 

A evidencia de que os raios anódicos são constituídos de partículas de carga 

positiva é que, passando-os em campos elétricos e em campos magnéticos, constatam- 

se desviou no sentido oposto no dos raios catódicos.


A explicação do fenômeno é a seguinte: 

Os elétrons dos raios catódicos saem com grande energia cinética e podem 

colidir com moléculas do gás residual, transformando-os em íons positivos . 

Estes íons são "atraídos pelo cátodo" e regeneram o elétron quando colidem 

com o cátodo. No entanto, alguns íons atravessam o orifício e provocam colisões 

na parte posterior do cátodo. Essas colisões serão de íons acelerados x 

moléculas do gás residual, donde é emitida energia em forma de onda 

eletromagnética luminosa. Então o ânodo "não emite raios anódicos.". 

___________________________________________________________________________ 

RAIOS_ANÓDIC0S são íons_do próprio gás residual que são repelidos pelo 

ânodo e atraídos pelo cátodo. 

___________________________________________________________________________ 

Existem métodos para determinar a massa das partículas positivas dos raios 

anódicos. Constatou-se que a massa das partículas positivas é incomparavelmente 

maior que as partículas dos raios catódicos. 

Utilizando-se o hidrogênio como gás residual, foram obtidos raios anódicos, 

constituídos de partículas cujas massas eram o mais leve possível em relação a outros 

raios anódicos. No entanto, essa mais leve partícula positiva,até então conhecida, era 

cerca de 1840 vezes mais pesada que o elétron. 

Para essa partícula, foi sugerido o nome de "PRÓTON", que ficou estabelecido 

como unidade de carga positiva, (pois era a partícula de menor massa e menor 

carga observada naquela época). 

EM RESUMO: 

A descarga numa ampola de Goldstein apresenta: 

- elétrons acelerados num sentido,(raios catódicos) e 

- íons positivos acelerados no sentido contrário,(raios anódicos). 

═══════════════ 

33


34 


F ESPECTRÓGRAFO 

DE MASSA 

Uma das mais importantes aplicações dos raios anódicos é no espectrógrafo 

de massa. Este aparelho permite determinar a massa do átomo. 

de "ASTON". 

Um dos primeiros espectrógrafos de massa utilizado foi o espectrógrafo 

Na ampola onde se encontram o ânodo "A" e o cátodo "B" formam se os íons 

positivos, ou seja , os raios anódicos do gás. Como O cátodo "B" tem uma fenda 

vertical, muitos íons passam e alguns conseguem atravessar as fendas "C" "D". Entre 

"C" e "D^' existe um fortíssimo campo elétrico que acelera bastante as partículas 

positivas nesse trecho. Em "E" existe um fortíssimo campo magnético capaz de curvar 

a trajetória dos raios positivos, fazendo-os colidir com "F", onde existe um filme 

fotográfico. 

Conhecendo-se os valores dos campos elétricos e magnéticos, pode-se 

determinar a massa do íon.


Se na ampola foi colocado gás de um elemento químico e, se no filme "F", são 

obtidas duas ou mais impressões, pode-se concluir que existem partículas do mesmo 

elemento químico com diferentes massas. 

Ora, essas partículas são íons, ou seja, átomos que perderam elétrons. Como 

a massa do elétron é praticamente desprezível,conclui-se que,no elemento gasoso 

utilizado na experiência, existem "ÁTOMOS COM MASSAS DIFERENTES". Os átomos de 

diferentes massas,porém do mesmo elemento, serão chamados de "ISÔTOPOS", e sua 

existência é constatada no espectrógrafo. (Maiores detalhes serão explanados no 

próximo assunto.) 

"B" e "C". 

Então, se no filme "F" tivermos a impressão: 

Conclui-se que,o elemento gasoso em estudo tem 3 isótopos 

Uma representação esquemática seria: 

O isótopo que incide em "A" ê mais leve que aquele que incide em 

Quanto menor a massa do íon, maior será o desvio, ou seja, menor 

será a curvatura da trajetória. 

════════════════ 

35


36 


G ISÓTOPOS 

ISÓBAROS-ISÓTONOS 

Veremos, nos capítulos II e III, os trabalhos de diversos cientistas que 

possibilitaram melhor esclarecimento da estrutura atômica. 

Vamos no entanto adiantar que o átomo ê constituído de duas partes: 

a) Núcleo: onde se encontram principalmente duas espécies de partículas: 

"PRÓTONS e NEUTRONS". Eles possuem massas praticamente iguais. 0 próton ê o 

responsável "pela carga positiva". 

b) Eletrosfera: onde se encontram "ELÉTRONS", partículas de carga negativa 

que contrabalançam as cargas positivas do núcleo. Os elétrons têm massa 

desprezível em relação aos protons e nêutrons. 

As propriedades químicas de um átomo são determinadas pelo número de 

elétrons na eletrosfera, que é igual ao número de prótons do núcleo, também 

chamado "NÚMERO ATÔMICO". 

químicas". 

Em outras palavras: 

"Átomos de mesmo número atômico possuem as mesmas propriedades 

Os nêutrons são partículas "sem carga" e de massa aproximadamente igual 

à do próton e se encontram nos núcleos dos átomos. 

Os prótons e nêutrons determinam praticamente amassa do átomo, pois os 

elétrons têm massa desprezível em relação àquelas anteriores. 

CONVENÇÕES 

Z-------número atômico (número de prótons do núcleo). 

N-------número de nêutrons. 

A-------número de massa (soma de prótons + nêutrons do núcleo). 

Logo: A = Z + N 

ISÓTOPOS: São átomos do mesmo elemento químico (mesmo número 

atômico), porém,com diferentes números de massa (logo, de diferente número de 

nêutrons). 

ISÓBAROS: São átomos de diferentes elementos (diferentes números 

atômicos), porém, com o mesmo número de massa. 

ISÓTONOS: São átomos de diferentes elementos (diferentes números 

atômicos),porém, com o mesmo número de nêutrons.


Sejam os átomos "1" e "2" que apresentam respectivamente: 

número de prótons -----------Z1 e Z2 

número de nêutrons -----------N1 e N2 

número de massa -----------A1 e A2 

Representa-se o NÚMERO ATÔMICO e o NÚMERO DE MASSA de um 

átomo do seguinte modo: 

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37


EXERCÍCIOS 

(6) Examinemos os seguintes átomos: 

38 

Introdução à atomística -1 

(7) São dados três átomos, X, Y e Z. 0 átomo "X" tem número atômico 35 e 

número de massa 80. 0 átomo "Z" tem 47 nêutrons sendo isótopo de "X". 0 átomo "Y" é 

isóbaro de "Z" e isótono de "X". Quantos prótons tem "Y"? 

Foram dados: 

a = 37 

(8) Os elementos A, B e C tem números de massa consecutivos. 

"B" é isótopo de "A" e "A" é isótono de "C". 

0 átomo "B" tem 21 nêutrons e o átomo "C" tem 22 prótons. Quais 

são os números de massa dos átomos "A", "B" e "C"? 

(9) Numa fileira horizontal da tabela periódica (período) os elementos A, B e 

C são consecutivos. "A" e "B" são isóbaros é "C" e isótono de "B". 0 número de massa 

de "C" é 197 e o elemento A tem 119 nêutrons. Calcule os números atômicos 

desses elementos. 

════════════════


39 

H RAIOS "X" 

Em 1895, o físico Wilhelm Konrad Roentgen anunciava a descoberta de raios 

misteriosos capazes de atravessar diversos materiais que são opacos à luz. 

Roentgen estava fazendo experiências com uma ampola de "Crookes" em 

plena descarga. Observou que alguns materiais, como uma placa coberta por sulfeto 

de zinco, tornava-se fluorescente quando colocada nas proximidades da região de 

colisão dos raios catódicos. 

A fluorescência do cartão permanecia, mesmo que entre o cartão e a 

ampola fosse colocada uma placa de papelão. 

A experiência surpreendeu -o e uma investigação mais meticulosa foi 

iniciada a fim de esclarecer a causa da fluorescência. 

Então, foi montado o seguinte dispositivo.


40 


Uma ampola de Crookes foi encerrada dentro de uma caixa de papelão. Do 

lado externo, em frente ã região de colisão dos elétrons, foi colocado o material 

fluorescente. Os raios misteriosos partiam daquela região de colisão, atravessavam o 

papelão e vinham incidir no sulfeto de zinco, tornando-o fluorescente. Como Rôentgen 

não conseguiu desvendar a natureza desses raios invisíveis, ele denominou os de 

"raios-X". 

Em 1912, através de difrações em cristais, foi provado que os "raios-X" são 

ondas eletromagnéticas de " λ "muito curto. 

__________________________________________________________________________ 

Raios-X são ondas eletromagnéticas que surgem na colisão de raios 

catódicos contra anteparos duros. 

__________________________________________________________________________ 

Logo em seguida, constatou-se que os "raios-X" eram capazes de 

impressionar chapas fotográficas. 

Esta descoberta possibilitou "fotografar" o interior de muitos objetos opacos à 

luz, mas transparentes aos raios-X. Uma das aplicações mais notáveis dessa 

descoberta foi na obtenção de radiografias. 

ósseas. 

As primeiras aplicações na medicina foram no diagnóstico de fraturas 

Os "raios-X" atravessam facilmente .materiais constituídos de elementos de 

baixo peso atômico. Então, o tecido ósseo que apresenta cálcio, de peso atômico 40, 

(maior que os do "C", "H" e "N" , principais constituintes da pele, músculo e carne) é 

mais opaco aos "raios-X". 

da radiografia. 

Os "raios-X" não conseguem atravessar o tecido ósseo e daí a mancha branca 

Também é por este motivo que o chumbo de peso atômico 207, retém quase 

que totalmente os "raios-X". Os operadores de aparelhos de "raios-X" utilizam aventais 

de chumbo para proteger-se de eventuais radiações que escapam, pois um excesso de 

"raios-X pode causar lesões internas gravíssimas no ser humano.


Quando uma televisão está ligada, do vídeo deste aparelho emanam 

"raios-X". Porém são "raios-X" de comprimento de onda (λ) maior que aqueles 

utilizados em radiografias. Esses "raios-X", de"A" relativamente longo (λ = 100 

Ǻ), são praticamente inofensivos. 

Os "raios-X" de muita energia e portanto, perigosos aos seres vivos, são os 

"raios-X" denominados duros, de comprimento de onda curtíssimo (λ = 0,01 Ǻ). São 

obtidos fazendo-se colidir raios catódicos bastante energéticos contra anteparos de 

tungstênio. O anteparo é chamado "anti-cátodo". 

Numa ampola de vidro,como indica o esquema, faz-se o melhor alto-vácuo 

possível. Utiliza-se uma tensão da ordem de 100.000 volts e um cátodo incandescente, 

os quais produzirão raios catódicos de elevadíssima energia. 

Nos aparelhos de "raios-X"reais, o próprio ânodo já ê o anti-cátodo. 

A ampola ê envolvida por uma camada de chumbo que protege o operador dos 

"raios-X" que poderiam se dispersar. Existe uma janela no envólucro de chumbo 

por onde saem os "raios-X' : . 

Uma das grandes contribuições científicas foi a aplicação de "raios-X" na 

investigação de cristais, que possibilitou determinar distâncias entre núcleos de 

átomos. Isto desencadeou o esclarecimento da estrutura da matéria. 

═════════════ 

41


TESTES E EXERCÍCIOS 

42 

introdução a atomística -1 

(10)-"Raios-Y" , "raios-X", "ultra-violeta" e "ondas curtas de rádio" são ondas 

eletromagnéticas que apresentam freqüências na ordem: 

a) crescente 

b) decrescente 

c) crescente e depois decrescente 

d) constante 

e) nenhuma das respostas anteriores 

(11)-No item anterior, naquela seqüência, suas velocidades no vácuo 

apresentam-se na ordem: 

a) crescente 


c) crescente e depois decrescente 

d) constante 


(12)-Referindo-se ainda à questão 10, aquelas ondas eletromagnéticas 

apresentam"λ" (comprimentos de onda) na ordem: 

a) crescente 


c) constante 

d) crescente e depois decrescente 


(13)-Uma estação de radar emite ondas com 30.000 Mhz. Qual o 

comprimento de onda dessas emissões? 

(14)-Qual a freqüência da luz de comprimento de onda: λ=5000Ǻ? 

(15)-Quantos ergs de energia possui um foton de uma emissão de 

λ = 1 micron? 

(16) - Seja (q1) a energia do foton de determinado "raios-X" e (q2) a 

energia do foton de "infra-vermelho". Pode-se afirmar que: 

a) q1 > q2 

b) q1 = q2 

c) q1 < q2 

d) não se pode comparar


ATOMÍSTICA 

43 

capítulo 2


44 

radiatividade – 2 

A DESCOBERTA 

DA RADIATIVIDADE 

A descoberta dos "raios X" causou um verdadeiro sensacionalismo no meio 

cientifico. Alguns meses após a sua descoberta, os "raios-X" já eram empregados em 

clinicas médicas. 

Lembremos que esses raios surgem na região esverdeada da ampola de 

Crookes,ou seja, de onde seda a fluorescência no vidro pela colisão dos raios 

catódicos. 

0 fenômeno da fluorescência despertou no cientista Becquerel a desconfiança 

de que haveria uma correlação entre os "raios-X" e a fluorescência das substâncias. 

Em outras palavras, Becquerel achou que as substâncias, quando fluorescentes, 

emitem "raios-X". 

Ele se utilizou então de diversas substâncias fluorescentes ao ultra-violeta, 

expondo-as a luz solar. (A luz solar contém uma dose de radiações ultra-violeta) 

Estas amostras eram colocadas sobre chapas fotográficas envolvidas por 

papel negro. Então, a chapa fotográfica estava protegida dos raios da luz solar. Se a 

fluorescência na amostra emitisse "raios-X" , então, estes atravessariam o papel negro 

e iriam impressionar o filme. 

Após diversas tentativas, Becquerel observou que o sulfato duplo de potássio 

e uranila K2U02(S04))2 era a única substância fluorescente que conseguira 

impressionar o filme. Parecia que as previ


soes do cientista estavam confirmadas. 

Na ocasião em que Becquerel realizava experiências, ele teve que interrompê- 

las em face dos dias chuvosos e nublados que se seguiram. 

Ele guardou numa gaveta o sal de urânio sobre uma chapa fotográfica. Como 

não havia incidência de ultra-violeta no sal, este não poderia emitir "raios-X". 

Alguns dias depois, ao revelar por acaso aquele filme da gaveta, com surpresa 

notou impressões muito mais intensas que nas suas experiências. Estava provado que 

não era a fluorescência a causa das emissões estranhas análogas aos "raios-X". 

Logo,foi evidenciado que o K2U02(S04))2 tinha a propriedade de, espontaneamente, 

produzir emissões que atravessavam o papel negro e vinham decompor o sal de prata 

do filme fotográfico. 

Assim, em 1896,Becquerel declarava que o sulfato duplo de potássio e uranila 

emitia estranhos raios que, inicialmente, foram denominados de "raios de 

Becquerel". 

A nova descoberta causou profundo interesse ao casal de cientistas Marie 

Sklodowska Curie - Pierre Curie,que trabalhavam no laboratório de Becquerel. 

Eles acabaram descobrindo que a propriedade de emitir aqueles raios era 

comum a todos os elementos que possuíam urânio, evidenciando assim que o 

"elemento urânio era o responsável pelas misteriosas emissões". 

Para o fenômeno foi sugerido o nome de radiatividade" ou "radioatividade" que 

quer dizer: atividade de emitir raios (do latim - radius). 

Constatou-se logo que a radiatividade tem muita semelhança com os "raios- 

X" descobertos por Roentgen, sendo, por exemplo, capazes de ionizar gases ou ainda, 

capazes de ser retidos por espessas camadas de chumbo. 

48 

45


ouro. 

46 

radiatividade - 2 

Isto é comprovado utilizando-se um eletroscópio elementar de folhas de 

Quando se encosta um bastão carregado (digamos positivamente) , as 

lâminas de ouro se repelem. Se existe no interior do vidro um material radiativo, este 

ioniza o gás e, rápida mente, descarrega o eletroscópio. fazendo com que as folhas de 

ouro se reaproximem. 

Constata-se ainda que, quanto maior o teor de urânio na amostra, mais 

rapidamente se descarrega o eletroscópio. 

Este aparelho, embora muito simples, foi utilizado pelo casal Curie durante 

suas experiências. 

Para extrair o urânio., compravam minérios de diversas procedências. 

Um deles, apechblenda da cidade de Joachimsthal (hoje na Tchecoslováquia), 

apresentava-se muito mais radiativo que ou trás amostras. 

Examinando o minério com cuidado, foi observado que uma das frações de 

impureza extraída da pechblenda apresentava-se muito mais radiativa que o urânio 

puro. 

Este fato fez com que o casal Curie desconfiasse da existência de um outro 

elemento radiativo até então desconhecido. De fato, em 1898 eles conseguem isolar 

um novo elemento radiativo, cerca de 400 vezes mais radiativo que o urânio. Ao 

novo elemento foi dado o nome de "Polônio" em homenagem à pátria de Mme. 

Curie, natural de Varsóvia. 

As pesquisas continuaram e logo depois, o casal Curie anunciava a 

descoberta de outro elemento muito mais radiativo que o Polônio e que foi 

denominado de "rádio". 

O rádio produz intensas emissões; as quais atravessam até mesmo camadas 

de chumbo que seriam barreiras para os _ "raios-X": tornam muito fluorescentes 

materiais como "sulfeto de zinco" ou "platino cianureto de bário". Estas emissões 

exercem ainda efeito enérgico na destruição de células vivas. O próprio Becquerel que 

carregou um tubo contendo sais de rádio, no bolso do paletó, quando se dirigia a uma 

conferência, recebeu uma forte queimadura na pele que depois se degenerou em 

forma de úlcera, levando meses para curar-se. 

Hoje, o rádio é também empregado para fulminar células cancerígenas, em


virtude das suas enérgicas emanações radiativas. 

0 sal de rádio emite espontaneamente luz azul e calor. 

50 

════════════════ 

B NATUREZA DAS 

47 

EMISSÕES 

Logo após a descoberta da radiatividade, 

os cientistas reconheceram que no fenômeno,havia 

emissão de "partículas" e "radiações'. 

Um engenhoso dispositivo foi 

idealizado,como indica a figura. 

Num cilindro de chumbo é perfurado um 

poço. Ai dentro, coloca-se um material radiativo, 

por exemplo, polônio ou rádio. 

O material vai emitir radiatividade em 

todas as direções, porém, o chumbo estanca a 

propagação. Somente na direção do poço escapam 

as emissões. 

Colocando-se placas fortemente 

eletrizadas, cria-se um campo elétrico capaz de 

desviar a trajetória das radiações. 

No entanto, aparecem 3 direções de 

propagação, o que se pode constatar colocando 

uma placa fotográfica ou um cartão flúorescente no 

plano (XY) (perpendicular à figura).


48 

CONCLUSÕES: 

radiativídade - 2 

A emissão radiativa é constituida de 

partículas de carga positiva, partículas de carga 

negativa e radiações, hoje denominadas "ondas 

eletromagnéticas” . 

As partículas positivas, que foram 

chamadas de "partículas alfa" (a), devem possuir massa elevada, já que, o desvio 

produzido é bem menor em relação às outras partículas. 

O famoso cientista Rutherford conseguiu 

demonstrar que as partículas (a) eram núcleos de 

átomo de hélio e,portanto constituídos de 2 

prótons + 2 nêutrons. 

Num tubo barométrico de vidro espesso 

foi colocada uma cápsula contendo sal de 

rádio. 

0 rádio emite partículas "a", que 

facilmente atravessam a cápsula, mas não 

atravessam a espessa parede de vidro que 

forma o tubo. 

Após algum tempo, verificou-se que o nível de mercúrio abaixou (Ah), 

informando a presença de gás no interior do tubo barométrico. A análise desse gás 

revelou ser o gás hélio. 0 gás formou-se a partir das partículas (a) emitidas pelo rádio. 

As partículas negativas foram denominadas de partículas beta (β) e possuem 

o mesmo comportamento dos raios catódicos. Desta forma,não restava dúvida: tratava 

-se de "elétrons em grande velocidade". 

Estas partículas têm maior poder de penetração que as partículas (a) . 

As partículas (β) sofrem "desvio maior e em sentido oposto" , em relação às 

partículas (α), pois são "partículas leves e de carga negativa".


Enquando as partículas (α) só atravessam alguns milímetros de madeira, as 

partículas (β) chegam a atravessar alguns milímetros de aço. 

A energia dessas partículas depende também do átomo emissor. As partículas 

emitidas pelos átomos de rádio são muito mais penetrantes que aquelas emitidas 

pelo polônio. 

As emissões que "não eram desviadas" pela ação de campos elétricos ou 

magnéticos foram denominadas de "raios gama" (y). Hoje sabemos que "os raios (y) são 

ondas eletromagnéticas de (λ) curtíssimo, mais curtos que os "raios-X"e de grande 

poder de penetração. Chegam a atravessar dezenas de centímetros de chumbo. 

Resumindo temos o seguinte esquema: 

A radiatividade é hoje detectada por um aparelho denominado 

"contador Geiger" - posteriormente melhorado por Muller. 

49 

Trata-se de um 

balão de vidro contendo um gás. 

Quando as partículas e as 

radiações penetram no balão de vidro, 

ocorre uma ionização do gás. 

Internamente, o balão cilín 

drico de vidro e revestido por uma 

folha metálica. 

Existe um fio metálico que 

atravessa longitudinalmente o tubo de 

vidro.


50 


Quando as emissões radiativas ionizam o gás, os íons produzidos são atraídos 

para o fio metálico. Aí, eles recebem os elétrons provenientes do gerador. Os elétrons 

que saltam na ionização do gás, são também atraídos pela parede metálica, que os 

conduz para o gerador. 

EM RESUMO, uma pequena corrente elétrica aparece no circuito assim 

esquematizado. Esta corrente elétrica produz "impulsos" que podem ser 

transformados em ruidos num amplificador. 

Desta forma, podem-se "contar" os ruídos e deduzir o número de ionizações 

que ocorrem na amostra. Os contadores comuns são sensíveis às partículas (β) e raios 

(γ), principalmente. 

Existem diversos modelos desses aparelhos; fixos e portáteis de maior ou 

menor sensibilidade. 

Uma das grandes aplicações é na prospecção de minérios radiativos. 

C LEIS DA 

RADIATIVIDADE 

0 cientista inglês Frederick Soddy partiu da hipótese de que a radiatividade 

era um fenômeno conseqüente a uma instabilidade nuclear. Assim, um átomo 

radiativo, após a emissão de uma partícula (α) ou (β), iria transformar-se em 

átomo de outro elemento. 

Verificou-se que, quando um átomo radiativo emite uma partícula (α ), ele se 

transforma num elemento, cujo átomo recua "2 lugares na tabela periódica" e cuja 

"massa atômica diminui de 4 unidades".


Assim, Soddy enunciou uma lei conhecida como "1a. lei da 

radiatividade" ou "Lei de Soddy", hoje assim interpretada: 

___________________________________________________________________________ 

"Quando um átomo radiativo emite uma partícula (α), seu número atômico 

diminui de 2 unidades e seu número de massa diminui de 4 unidades". 

___________________________________________________________________________ 

Com a colaboração de mais dois cientistas, foi descoberto que, quando um 

átomo radiativo emite uma partícula (β) , o lugar desse átomo na classificação 

periódica "avança de uma unidade" e a sua "massa atômica permanece constante". 

Esta foi a observação de onde resultou a "2a. lei da radiatividade", conhecida 

como "lei de Soddy, Fajans e Russell", assim interpretada: 

___________________________________________________________________________ 

"Quando um átomo radiativo emite uma partícula (β), seu número atômico 

aumenta de uma unidade e seu número de massa permanece constante". 

___________________________________________________________________________ 

Evidentemente, os enunciados dessas leis não tinham esses textos,pois, 

naquela época, nem se admitia o átomo nuclear. Ainda se pensava no átomo "bolinha" 

como aquela imaginada por Dalton. Então, não se podia falar em número atômico 

e número de nêutrons. 

EXPLICAÇÃO ATUAL DA 1a. LEI 

As leis da radiatividade tornaram-se evidentes após a descoberta da 

estrutura nuclear do átomo. 

51 

Como a partícula (α) é 

constituída de 2 prótons e 2 nêutrons, 

teremos uma diminuição de 2 prótons e 2 

nêutrons no núcleo e, 

consequentemente,seu número de massa 

irá diminuir de 4 unidades. 

A saída de uma partícula 

do núcleo provoca simultaneamente a 

emissão de raios gama pelo núcleo.


EXPLICAÇÃO ATUAL DA 2a. LEI 

52 


Admite-se hoje a existência de neutrons instáveis no núcleo dos átomos 

radiativos. Estes nêutrons desintegram-se, ocorrendo o seguinte: 

0 nêutron transforma-se em próton + elétron + neutrino, sendo que "apenas o 

próton permanece no núcleo". O neutrino, por ser uma partícula muito leve e sem 

carga, não é detectada nos contadores Geiger comuns. Neste curso iremos preocupar- 

nos apenas com prótons e neutrons nas emissões (β). 

Apenas para ter uma idéia ilustrativa, pode-se 

admitir que um neutron instável e aquele constituido 

de um próton, um elétron e um neutrino. 

Ora, sempre que do núcleo sai um 

elétron, resulta que "um neutron" transforma-se 

"num próton". Então, o número atômico aumenta de 

uma unidade e o número de massa permanece 

constante, pois diminui um nêutron, mas em seu 

lugar aparece um próton, sem alterar então a 

contagem de "prótons + neutrons" 

Constata-se experimentalmente que, 

apenas os átomos de número atômico superior a 82, 

manifestam a radiatividade natural. São aqueles elementos do fim, na Tabela 

Periódica, incluindo também os artificiais. Os átomos de números atômicos menores 

podem tornar-se radiativos, mas somente após terem seus núcleos bombardeados por 

de terminadas partículas sub-atômicas.


___________________________________________________________________________ 

Radiatividade é a propriedade de os átomos emitirem partículas e radiações, 

como conseqüência de uma instabilidade nuclear. 

___________________________________________________________________________ 

EQUAÇÕES DE DESINTEGRAÇÃO 

Sabendo-se que a partícula (α) é constituída de 2 prótons e 2 nêutrons, pode- 

se escrever +2a 4 nas equações de desintegração. Seja o tório emitindo uma 

partícula (α) e transformando-se em rádio: 

balanceados. 

Desta forma, os números de massa e os números de prótons ficam 

Do mesmo modo, quando um átomo emite uma partícula (β), pode--se 

escrever: -1 β0 . Isto quer dizer que o número de massa do átomo não se alterou e, se 

subtrairmos uma unidade do número atômico do átomo resultante, obteremos o 

número atômico inicial. Seja o tório transformando-se em protactínio: 

A equação geral para a emissão de "x" partículas (α) e"γ" partículas 

(β) é a seguinte: 

(quando após essas emissões, um átomo UX V transforma-se em p Yq ) 

EXERCÍCIOS 

(17) 0 átomo 92U 235 emitiu 5 partículas (α) e 7 partículas (β) 

consecutivamente. Quantos nêutrons possui o átomo final? 

Resposta: 126 nêutrons 

53


54 


(18) Quando o átomo de urânio de "Z" = 92 e "A" = 238 emite 5 partículas (α) 

e 2 partículas (β)» qual o número de neutrons do átomo final? 

(19) Quantos (α) e quantos (β) deve emitir o 91Pa 231 para se 

transformar em 82Pb 207 ? 

EQUAÇÃO GERAL DAS DESINTEGRAÇÕES - FORMULAS 

Vamos admitir que o átomo UX V emitiu "x" partículas (α) e "γ" partículas 

(β), transformando-se no átomo p Yq . 

A equação geral seria: 

Vamos adotar as seguintes convenções: 

A) CALCULO DE ∆A 

Os números de massa nos fornecem a seguinte equação: 

Logo_: 

"A diferença dos números de massa" entre os átomos inicial e final é 

igual a "quatro vezes o número de emissões (a)". 

B) CÁLCULO DE AZ 

A equação dos números atômicos é:


Logo_: 

A diminuigão do número atômico para o átomo radiativo é igual a 2 vezes o 

número de emissões (a), menos o número de emissões (8). 

C) CÁLCULO DE AN 

A diferença entre o número de nêutrons de "X" e "Y" é dada pelo cálculo: 

Então: 

Logo: 

A diminuição do número de nêutrons é igual ã soma das emissões (β) oom o 

dobro das emissões (a). 

EXERCÍCIOS 

(20) Um átomo 89 X emitiu partículas (α) e (β) transformando-se em 86 Y com 

perda de 13 nêutrons. Determinar o número de partículas (α) e (β) emitidas. 

RESOLUÇÃO: 

Resposta: (4α) e (5β) foram as emissões. 

(21) Um átomo radiativo emitiu 5 partículas (α) e3 partículas (β). Quantos 

nêutrons foram diminuídos no seu núcleo? 

(22) 0 número de massa de um átomo radiativo diminuiu de 16 unidades e o 

número de nêutrons diminuiu de 11 unidades,quando ocorreram emissões (α) e 

(β) . Quantos (α) e quantos (β) foram emitidas? 

55


56 


D CINÉTICA 

DAS EMISSÕES 

Logo após a descoberta da radiatividade, a observação do fenômeno 

demonstrou que se tratava de um fenômeno estatístico. Em outras palavras: nenhuma 

previsão de "quanto tempo levara para desintegrar-se" pode ser feita para um 

determinado átomo, mas se examinamos um número grande de átomos, pode-se 

prever o número de desintegrações que ocorrerão em certo intervalo de tempo. Esta 

previsão será tanto mais próxima da realidade quanto maior o número de átomos na 

amostra. 

Apenas para um exemplo comparativo: se você perguntar a um indivíduo 

quanto tempo ele viverá exatamente você não terá nenhuma resposta. Mas, 

analisando-se uma cidade como S. Paulo, pode-se prever, aproximadamente, o 

número de óbitos num mês. Isto é um fenômeno estatístico. 

Então, é absurdo querer prever quanto tempo levará para que, determinado 

átomo de rádio por exemplo seja desintegrado. No en tanto, estudando-se uma 

amostra de 1 grama de rádio, pode-se prever o número de emissões por minuto 

nessa amostra. 

A) VELOCIDADE DE DESINTEGRAÇÃO 

Seja uma amostra radiativa possuindo n0 átomos iniciais. 

Vamos supor que este elemento possa emitir partículas (a) ou (β) Cada 

partícula emitida será contada como uma unidade de emissão. 

Ao fim de um tempo "t" teremos "n" átomos que ainda não emitiram 

nenhuma partícula. 

final e inicial. 

Então, o número de átomos que já emitiram é: n0 - n. 

Chamemos de: ∆n = n - n0 (diferença entre o número de átomos 

Vi-se que "∆n é sempre negativo".


se definir. 

Sendo "∆t" o tempo decorrido para que apareça a diferença "∆n" pode- 

A grandeza "v" é denominada velocidade de desintegração. 

Nota-se que sendo. " ∆n " sempre negativo, "v" será também negativo. Isto 

quer dizer que,na amostra, o número de átomos está diminuindo". 

EXEMPLO: 

(23) Numa amostra de urânio observam-se 180 emissões_por minuto. Qual é 

a velocidade de desintegração expressa em emissões/segundo? 

Então: 

OBSERVAÇÃO IMPORTANTE: 

É claro que um átomo após a emissão de (α) ou (β) não desaparece. Êle 

continua na amostra podendo ou não efetuar mais emissões. No entanto,_para 

simplificar o estudo, vamos admitir que uma vez que o_ átomo já emitiu, ele não 

pertence mais ao conjunto. 

E por isso que dizemos: à medida que os átomos vão emitindo, o número de 

átomos restantes vai diminuindo no conjunto em estudo. 

A) VELOCIDADE INSTANTÂNEA DE DESINTEGRAÇÃO (vi) 

Chama-se, por definição, "Vj_" , o limite da expressão de velocidade 

de desintegração, para " ∆t " tendendo a zero. 

(Lê-se derivada de n em relação a t) 

57


B) CONSTANTE RADIATIVA (-C) 

58 


Verificado que a radiatividade é um fenômeno estatístico, então, pode-se dizer 

que, quanto maior o número de átomos na amostra, maior será a velocidade de 

desintegração. 

Exemplo comparativo: Examinando o número de óbitos/ano numa cidade, 

esse número será tanto maior quanto maior a população dessa cidade. 

Para cada elemento, pode-se determinar uma constante, que relaciona o 

número de desintegração com a velocidade de desintegração. 

Para o mesmo elemento teremos: 

(0 sinal - é porque a velocidade tem sinal negativo, ou seja, vai 

diminuindo a quantidade de átomos na amostra.) 

Para o mesmo elemento teremos: 

(0 sinal - é porque a velocidade tem sinal negativo, ou seja, vai 

diminuindo a quantidade de átomos na amostra)


temos como conseqüência: 

Logo: 

"C" é a fração de átomos desintegrados na unidade de tempo. 

EXEMPLO: 

O radio tem a constante 

Isto quer dizer que numa amostra de rádio contendo 2300 átomos , após 1 

ano, ter-se-ia desintegrado apenas um átomo. 

Evidentemente, para um elemento, quanto maior o valor da 

constante mais radiativo será esse elemento. 

Sejam dois elementos 

Vê-se que "A" e" mais radiativo que "B", pois no mesmo tempo, "A" emite o 

dobro de "B", para o mesmo número de átomos. 

C) VIDA MÉDIA (Vm) 

A vida média da população do nosso pais é 34 anos. Isto não quer dizer que 

todo brasileiro tem que morrer com apenas 34 anos. Para esse cálculo, foi computado 

o tempo de vida de todos os indivíduos e o valor médio caiu bastante, em face da 

grande mortalidade infantil no nordeste. 

59


60 


De modo análogo, calcula-se a vida média de um elemento radiativo. Sejam 5 

átomos de rádio que para emitir partículas (α) levaram: 

Para esses cinco átomos a vida media é: 

Na verdade, uma amostra radiativa,por menor que seja, tem um enorme 

número de átomos. 

Logo 

'Esta ê a definição de vida média. 

Na prática, a vida média é calculada a partir da constante radiativa, 

baseando-se num dos axiomas da probabilidade. 

Imagine 100 esferas numeradas de 1 a 

100, dentro daquele cesto utilizado no jogo de 

BINGO. 

Vamos supor que, em cada hora,é 

sorteado um número. Consideremos que a 

esfera premiada voltará ao cesto, concorrendo 

novamente para o novo sorteio. 

Então, pode-se dizer que de cada 100 

esferas, uma é sorteada, em cada hora. Ou 

seja: 

(C é a constante do sorteio para as esferas).


A probabilidade média de determinado número ser sorteado é de 1/100, ou 

seja, em média, de cada 100 jogadas (100 horas), aquele número escolhido sairá uma 

só vez. Levará em média 100 HORAS para um escolhido número sair. 

Estatisticamente temos: 

Em outras palavras, cada esfera terá que esperar em média 100 horas para 

sair (pode sair antes ou mesmo depois de 100 horas). 

A relação acima é um "axioma da probabilidade". 

Se o leitor não conseguiu acertar a relação acima, vamos pensar de outra 

forma. Você aceita que valor médio num fenômeno estatístico ê um valor hipotético, 

admitindo-se condições de igualdade para qualquer elemento da amostra. 

Então, vamos supor que todas as esferas vão permanecer exata mente o 

mesmo tempo dentro do cesto até serem sorteadas. Isto seria possível com certeza, se 

a retirada não fosse ao acaso. Vamos, então, tirar as esferas na ordem 1, 2, 3, ..., até 

100. "Lembre-se de que cada esfera retirada voltará logo ao cesto e que, em cada 1_ 

hora, retira-se apenas 1 esfera". 

Escolhido certo número, este somente sairá de 100 em 100 horas, e todas as 

esferas teriam esperado 100 horas dentro do cesto para então sairem novamente. Este 

é o valor, médio, pois todas as esferas teriam o mesmo ritmo de retirada. 

Diríamos então, que a vida média de permanência das esferas, para serem 

sorteadas, é de 100 horas, mesmo para o processo de retirada ocasional. 

seria: 

constante: 

Se tivéssemos 200 esferas numeradas de 1 a 200, a constante de retirada 

e a vida média seria de 200 horas. 

Voltemos agora ao exame de uma amostra radiativa. O elemento rádio tem 

Isto quer dizer que,de cada 2300 átomos de rádio, em 1 ano ,a probabilidade 

é de ocorrer uma desintegração. 

então, teremos vm = 2300 anos 

61


62 

radiatividade-2 

Em outras palavras, numa amostra de rádio em exame, já existem átomos em 

desintegração e daqui a 5.000 anos ainda existirão átomos não desintegrados nessa 

amostra, mas a média de duração será de 2300 anos. Ou ainda, muitos átomos irão se 

desintegrar muito antes de 2300 anos, muitos irão durar mais que 2300 anos, mas a 

media prevista é 2300 anos. 

C) PERÍODO DE SEMI-DESINTEGRAÇÃO OU MEIA-VIDA (P) 

Definição: 

Seja uma amostra com n0 átomos radiativos iniciais. 

Após certo tempo, teremos n0/2 átomos não desintegrados. 

Definiremos esse tempo de "P", período de semi-desintegração. 

Note-se que esse tempo, para que sejam desintegrados 50% dos átomos da 

amostra, independe do número global de átomos iniciais, desde que sejam amostras 

do mesmo elemento, pois v = C.n (quanto mais átomos, maior será a velocidade 

de desintegração). 

Se continuarmos observando a amostra inicial, é de se prever que, ap5s mais 

um período,, teremos uma desintegração de mais 50% dos átomos restantes. Isto quer 

dizer que, em relação ao n0, teremos como átomos restantes apenas n0/4; após um 

período, teremos apenas n0/8 átomos e assim sucessivamente. 

Na prática, um átomo que produziu uma emissão continuará junto aos outros 

átomos. Por questão de simplificação didática vamos, teoricamente, considerar 

excluídos da amostra os átomos que já produziram emissões. 

Daí na figura, aparecerem as amostras com uma diminuição de átomos com o 

decorrer dos períodos, pois estamos englobando apenas os átomos que ainda não 

produziram emissões. 

Para cada período "P"que passa, teremos uma diminuição de 50% da 

amostra, que continuamente vai diminuindo, até chegar a uma quantidade tão 

pequena, onde não valem mais as previsões probabilísticas.


Passados "x" períodos, teremos genericamente "n" átomos 

restantes na amostra. Note-se que, se consideramos os números de átomos 

na amostra em intervalos de um período, esses números constituem uma progressão 

geométrica (P.G.) de razão 1/2. 

Uma progressão pode ser representada por: 

A1, a2, a3, ... ak, quando temos k termos. 

Como no instante inicial temos "n0" átomos, sendo n0 já, o a1 (1º. 

termo da P.G.) e ainda com zero período, verifica-se que: 

Ordem do termo da "P.G." = (número de períodos transcorridos + 1) 

ou então: 

0 primeiro termo da "P.G." é o "n0" e o último termo é o "n" que 

corresponde ao "ak". 

radiativa). 

Ora: 

(Obs.: "n" pode representar também a mass a final de uma amostra 

Pode-se relacionar o número de períodos com o tempo observado: 

63


horas, etc. 

64 


"p" é o tempo correspondente a um período, expresso em anos, dias, 

"x" é o número de períodos transcorridos. 

"t" i o tempo de observação na mesma unidade de "p". 

As duas fórmulas utilizadas para a resolução de problemas são: 

EXERCÍCIOS 

(24) Quanto tempo levará para que, uma amostra radiativa de 28 gramas e de 

período de semi-desintegração 17 horas, fique reduzida a 1,75 gramas? 

Resolução: 

(25) Certa amostra radiativa produz 8000 emissões por minuto. Após 60 

horas, constata-se que o número de emissões acusadas num contador Geiger cai para 

250 por minuto. Qual é o período de semi desintegração dessa amostra? 

Temos:


Então: 

Resposta: 12 horas 

(26) 0 período de semi-desintegração do isótopo radiativo Na 24 é 15 horas. 0 

tempo necessário para que 50 gramas desse elemento fique reduzido apenas a 

3,125 g é: 

a) 16 horas 

b) 240 horas d) 120 horas 

c) 60 horas e) 100 horas 

(27) Quanto tempo levará para que seja desintegrado 87,5%de uma 

amostra radiativa de período de semi-desintegração de 14 dias? 

(28) Quando o 90Th 227 transforma-se em 88Ra 223 com a emissão de 

partículas (α), o período de semi-desintegração é de 19 dias. Após 76 dias de 

observação de uma amostra de 90Th 227 , qual é a porcentagem da porção não 

desintegrada? 

(29) 0 período de semi-desintegração é de 6 horas, quando o Ac 228 

emite partículas (β). Quanto tempo levará para que 10 g dessa amostra 

fique reduzida apenas a 2 g? (dado: log 2 = 0,3) 

(30) Quando o Ra 226 emite partícula (α), o período de semi-desintegração é de 

1590 anos. Quanto tempo levará para que a amostra de 100 g fique reduzida 

apenas a 8 gramas? (dado: log 2 = 0,3) 

══════════════════ 

65


E) RELAÇÃO ENTRE VIDA MÉDIA, Vm 

E PERÍODO DE SEMI-DESINTEGRAÇÃO, P 

Pode-se deduzir, com recursos da Matemática Superior,que: 

66 


A dedução da fórmula será dada apenas corno uma curiosidade para os 

leitores que já tenham estudado cálculo diferencial e integral (Curso Superior). 

DEDUÇÃO. 

Para os alunos secundários: SÓ ACREDITEM NA FORMULA E ESQUEÇAM A_ 

Sabemos que a velocidade de desintegração instantânea é:


Então, a formula geral será: 

Onde: 

n0 -> número de átomos ou massa inicial 

n -> número de átomos ou massa após o tempo “ t” 

C -> constante radiativa 

t -> tempo decorrido 

Trata-se de uma função exponencial decrescente. 

Façamos um gráfico para relacionar o n com o tempo, representando 

alguns pontos importantes como: 1IP, 2P, 3P, ..., etc. 

nn/2 átomos. 

Vamos analisar um instante, por exemplo "IP", quando temos apenas 

67


EXERCÍCIOS 

68 


(31) Qual é a constante radiativa do 84Po 210 , quando se transforma em 

82Pb 206 , sabendo-se que o período de semi-desintegraçao é de 140 dias? 

Resolução: 

Isto vem informar-nos que,de cada 200 átomos em média,desintegra-se 

1 átomo por dia. 

(32) 0 urânio - 238 tem constante radiativa C = 1,53 x IO -10 anos, quando se 

transforma em tório. 0 período de semi-desintegração do urânio é: 

(33) Para o radônio - 222 transformar-se em polônio - 218, a 

constante radiativa é de 1/130 hora -1 . 

Pergunta-se 

a) o período de semi-desintegração do radônio - 222. 

b) o tempo necessário para que 10 gramas de radônio fiquem 

reduzidas apenas para 1,25 g. 

(34) Certa amostra de radio tem velocidade de desintegração 10.000 

átomo/ano. Sua constante radiativa é 1/9 ano -1 . Pedem-se: 

a) o número aproximado de átomos na amostra. 

b) o tempo necessário para que a velocidade de desintegração se 

reduza para 2500 átomo/ano.


de observação: 

(35) Certa amostra radiativa tem vida média de "x" anos. Após anos 

a) metade dos átomos já se desintegrou 

b) menos que metade já se desintegrou 

c) todos os átomos já se desintegraram 

d) mais da metade dos átomos já se desintegrou 

e) nenhuma das proposições acima pode ser afirmada 

════════════════ 

E FAMÍLIAS RADIATIVAS 

OU SÉRIES RADIATIVAS 

Em primeiro lugar, vamos interpretar o significado da palavra "família" entre 

os seres humanos. 

Às pessoas são da mesma família quando, as existências desses indivíduos 

estão interligadas. 

Se na natureza realmente o ser humano partiu de "Adão e Eva", todos os 

humanos pertencem a uma única família. 

Segundo as pesquisas realizadas no estudo da origem dos átomos radiativos, 

conclui-se que existem apenas 3 famílias ou séries radiativas naturais. 

Isto quer dizer que todos os átomos radiativos naturais existentes surgiram 

de apenas 3 espécies de átomos radiativos. 

átomo. 

As três séries radiativas são encabeçadas pelos seguintes átomos: 

a) série do Urânio-----------inicia com 92U 238 

b) série do Actínio---------inicia com 92U 235 

c) série do Tório -----------inicia com 90Th 232 

Aqui,nos átomos, não é necessário "um casal" de átomos para originar outro 

Quando o átomo de urânio 92U 238 emite uma partícula α, ele se transforma 

em 90Th 234 , este se emitir uma partícula β transforma-se em 91Pa 234 e assim 

sucessivamente até se transformar em chumbo estável. 

69


70 


Acontece que nem todos os átomos sofrem desintegrações simultâneas. O 

U 238 tem período de semi-desintegração 4,56 x IO 9 anos. Recordando o que é 

período de semi-desintegração,subentende-se que: 

A qualquer instante temos átomos se desintegrando. No entanto, para se 

extinguirem todos os átomos da amostra levaria um tempo infinitamente grande. 

Isto explica a existência de "velhíssimos" átomos de urânio, ainda hoje 

encontrados na natureza,sem ter produzido emissões. 

Resumindo: 

Na natureza apareceu inicialmente uma multidão de átomos radiativos, 

porém, pertencentes a um dos três tipos de elementos radiativos: U 238 , U 235 e Th 232 

(talvez houvesse outros já extintos). 

Muitos deles ainda existem inalterados, de prontidão para produzir emissão a 

qualquer momento; outros já emitiram e se encontram atualmente em forma de outro 

átomo radiativo ou já na forma de chumbo estável. 

Então, é de se prever que os átomos radiativos naturais vao se esgotando dia 

a dia. Levar-se-á muito e muito tempo mas, chegará o dia em que todos os átomos 

radiativos naturais se terão transformado em chumbo. 

As três séries radiativas encabeçadas por U 238 , U 235 e Th 232 foram 

respectivamente denominadas séries do urânio, actínio e tório. 

92U 238 -------------------------------------------- Pb 

92U235 ------------------------------------ ----- Pb 

90Th 232 ---------------------------------------- -- Pb 

____________________________________________________________________________ 

Série ou família radiativa é o conjunto de átomos que estão 

relacionados por sucessivas desintegrações. 

____________________________________________________________________________


Examinemos agora a “ série do urânio" 

que se inicia com 92 U2 3 8 . 

Vamos interpretar e fazer algumas 

observações no esquema ao lado, que representa a 

série do urânio natural U 238 . 

1) O átomo 92U 238 é radiativo porque é 

capaz de emitir uma partícula (α), transformando-se 

em tório. No entanto, o período de semi- 

desintegração é de 4,56 x 1O 9 anos, ou seja, para 

desintegrar 50% de átomos de uma amostra 

contendo somente U 238 levará esse tempo. 

2) O átomo de tório, assim originado, pode 

emitir, a qual quer instante, uma partícula (β), 

transformando-se em Pa 234 . 

O tório tem período de semi- 

desintegração de 24,6 dias. 

3) E assim sucessivamente até que o 

polônio - 210 emita uma partícula (α) e se 

transforme em chumbo - 206, que é estável. 

4) Os átomos que inicial mente eram U 238 

vão pouco a pouco se estabilizando na forma de 

chumbo. Como a desintegração não é simultânea, 

na natureza existem todos os elementos da série 

que constituem a FAMÍLIA DO URÂNIO. 

5) Note-se que a emissão é (α) ou (β), 

e portanto, o número de massa, diminui de 4_ 

unidades ou mantém-se constante. 

71 

Então, o (∆A) entre 2 átomos quaisquer 

da série, será sempre um múltiplo de 4.


72 


A série do Actínio e encabeçada pelo 92U 235 e se estabiliza com 82Pb2 07 . O 

nome desta série é esse porque se pensava que o elemento inicial fosse o Actínio que 

realmente é o 4º.elemento da série. 

A série do tório inicia-se com 90Th Z32 e também estabiliza-se com chumbo- 

208. Note-se ainda que o (∆A) entre 2 elementos quaisquer da mesma série, é sempre 

múltiplo de 4. 

O casal Curie-Juliot obteve artificialmente outra série radiativa a partir do 

90Th 232 , bombardeando-o com nêutrons. Porém, na natureza,encontram-se apenas 

as séries citadas. 

Hoje existem outras séries radiativas artificiais.


Vimos então que todos os átomos radiativos naturais estabilizam-se na forma 

de chumbo. No entanto, os isótopos finais de Pb são diferentes. Temos chumbo com 

número de massa 206, 207 e 208 respectivamente, para as series do urânio, actínio e 

tório. Então, o número de massa pode ser dado pelas seguintes expressões: 

Série do urânio - A = 4k + 2 

Série do actínio - A = 4k + 3 

Série do tório - A = 4k sendo k um número inteiro. 

Em outras palavras, dado um átomo radiativo natural é possível 

reconhecer a sua série. 

EXERCÍCIOS 

(36) A que família pertence o 83 Bi 214 ? 

Resolução: 

Dividindo o número de massa do bismuto por 4, temos o resto da 

divisão que caracterizará a série radiativa. 

do: 

será o: 

214 ÷ 4 resto 2 

Então, o átomo é da família do urânio (4k + 2). 

(37) Um átomo possuí 86 prótons e 134 nêutrons. Este átomo é da família 

a) urânio c) tório 

b) actínio d) é artificial 

(consulte as famílias radiativas) 

(38) Quando o polônio de Z = 84 e A = 215 estabilizar-se, o átomo estável 

a) 86Pb 206 c) 82pb208 

b) 82Pb 207 d) nada se pode prever 

(39) Consultando o esquema que representa a família do urânio, pode-se 

prever que para o Urânio dessa família transformar-se em chumbo foram emitidas: 

a) 9α e 10β c) 6 α e 8 β 

b) 10 α e 5 β d) 8 α e 6 β 

76 

73


74 


F REAÇÕES DE 

TRANSMUTAÇÃO 

Uma reação é de transmutação, quando os átomos sofrem 

transformação em seus núcleos, originando-se átomos de um novo elemento. 

A transmutação pode ser natural ou artificial. 

A transmutação natural e aquela 

verificada nos átomos radiativos onde o 

núcleo, por emissão espontânea de 

partículas, passa a ser núcleo de um outro 

elemento químico. 

A transmutação artificial e aquela 

provocada por bombardeamentos de núcleos, 

utilizando-se partículas sub-atômicas. 

núcleo? 

Mas como se pode bombardear um 

A descoberta da radiatividade 

trouxe a possibilidade de atirar partículas 

nos núcleos, provocando transformações. 

Imagine um bloco de chumbo onde 

se faz um poço, ou seja, um orifício. Coloque 

mos aí dentro um pouco de polônio, que é 

capaz de emitir partículas (α). As emissões que escapam são aqueIas que vão 

na direção do orifício externos um dispositivo que podemos admitir como um 

"fuzil de emissão (α)".


75 

A primeira reação de transmutação 

artificial foi realizada por Rutherford em 1919. 

Ele colocou um pedaço de polônio dentro 

de uma ampola selada contendo apenas nitrogênio. 

Após algumas semanas constatou a presença de 

oxigênio dentro da ampola. 

A única explicação plausível era: 

As partículas (α) emitidas pelo polônio 

devem ter bombardeado núcleos de nitrogênio, 

transformando-os então em oxigênio. 

Hoje sabemos que isso se trata da seguinte "reação nuclear" 

A equação de transmutação é: 

Reparem que a equação de transmutação apresenta obediência algébrica aos 

índices que representam número de massa e número de prótons. 

14 + 4 = 17 + 1 

7 + 2 = 8 + 1 

Hoje pode-se constatar experimentalmente que, de fato, houve uma colisão de 

partícula com núcleo, utilizando-se a câmara de Wilson ou também - conhecida 

como câmara de neblina.


79 

76 


A câmara "C" é cilíndrica, coberta 

por um disco de vidro "D" e contém um gás 

saturado com vapor d'água. 

Quando o pistão "P" desce (com a 

abertura da válvula "V" conectada ao frasco 

evacuado "F") a pressão em "C" cai bruscamente 

e teremos gás super-saturado. Em "E" existe um 

bloco de chumbo contendo emissor radiativo ca 

paz de lançar partículas (α). 

A trajetória das partículas (α) pode ser 

fotografada do ponto "X", pois essas partículas 

provocam a condensação do vapor d'água 

super-saturado. 

Observemos a fotografia da câmara de 

Wilson,que utilizou gás nitrogênio + vapor 

d'água. 

Na verdade, a condensação da água é por 

causa da ionização do nitrogênio (elétrons do 

nitrogênio que são arrancados pelas partículas a), 

que condensa moléculas de água sobre os íons 

formados .


Mas, em certos pontos, nota-se uma brusca bifurcação da trajetóri, como 

a observada no ponto "K". 

É que houve colisão de (α) com o núcleo de nitrogênio, ocorrendo a 

transmutação já explicada. 

A bifurcação não é senão as trajetórias do próton e do átomo de oxigênio. 

Em 1932, o físico inglês Sir James Chadwick anunciava a descoberta de uma 

partícula de massa aproximadamente igual ao do próton, porém de carga nula. Era 

o NÊUTRON. 

Desde 1930, já se havia observado que o bombardeamento do berílio com 

partículas (α) produzia emissões de grande energia e admitia-se que eram "fótons 

muito energéticos". 

A experiência abaixo fez com que Chadwick sugerisse que não se tratava de 

fótons,mas sim,de partículas com massa que foram denominadas de nêutrons, em 

virtude da neutralidade de carga. 

Uma placa de polônio foi justaposta a uma finíssima lâmina de Berílio. Na 

outra face do Berílio, foi colocada uma camada de parafina (substância contendo 

hidrogênio e carbono). 

77 

Verificou-se que a parafina emitia 

prótons com elevada energia. Os prótons foram 

expulsos da parafina (CXHV) pela colisão de "alguma 

coisa" com átomos de hidrogênio. 

Essa "alguma coisa" que vinha do berílio não 

podia ser fótons, pois sua energia, necessária para ex 

pulsar prótons da parafina, era incompatível com a 

experiência. 

Para expulsar prótons (íons H + ) de um 

composto que possui hidrogênio é preciso colisão, 

utilizando-se partícula de elevada massa. 

Assim, Chadwick sugeriu que ocorresse a seguinte transmutação.


78 


Os nêutrons provenientes do 

berílio colidem com os átomos leves de 

hidrogênio, podendo arrancá-los da 

parafina. 

Também no mesmo ano, Anderson 

conseguiu obter em laboratório o "elétron 

positivo',' ou seja, única partícula de massa 

igual à do elétron, porém com carga 

positiva. 

Sua notação é ( + 1 є 0 ) e foi de 

nominada de POSITRON. 

Em 1934, o casal Frederick Joliot-Irene Curie Joliot (filha da Madame Curie) 

conseguiu produzir o primeiro elemento radiativo artificial. 

Bombardeando alumínio com partículas (α), obteve-se um elemento de 

natureza radiativa. 

Observou-se que o fósforo-30 ê capaz de emitir pósitrons 

espontaneamente segundo a equação: 

Não resta dúvida de que o fósforo-30 é radiativo.


A descoberta do nêutron veio edificar a estrutura nuclear. Antes, pensava-se 

que qualquer núcleo possuísse partículas "a" (que era imaginado como única 

partícula), prótons e elétrons. 

Por exemplo, o átomo de lítio que hoje sabemos ter Z = 3 e A = 7 era 

apresentado com a seguinte concepção. 

Hoje sabemos que o núcleo de lítio possui 3 prótons + 4 nêutrons. 

Portanto, antes da descoberta do nêutron, era necessário admitir a 

existência de elétrons e partículas "α" no núcleo. 

Se por um lado isso era muito cômodo para explicar as emissões " α " e "β" de 

átomos radiativos naturais, por outro lado verdadeiras controvérsias surgiam em 

relação à mecânica quântica. 

A descoberta do nêutron veio eliminar essa incompatibilidade teórica. Daí 

por diante, ficou estabelecido que o "NÚCLEO" é constituído por partículas 

fundamentais: "PRÓTONS e NÊUTRONS". 

Na década de 1930, os cientistas perceberam 

que a energia das partículas "a" de fontes radiativas 

era muito fraca para bombardear átomos, 

principalmente aqueles de elevado número atômico. 

Não restavam mais dúvidas: era necessário 

construir aceleradores de partículas,utilizando-se 

campos elétricos e campos magnéticos. Surgiram os 

aceleradores gigantes como: 

Acelerador linear de Van der Graaff. 

79


O cíclotron idealizado por Lawrence em 1931. 

80 


"Não serão dadas as descrições nem o funcionamento destes aparelhos, pois 

não se enquadram no nível deste curso". 

Com o auxilio destes aceleradores têm-se obtido muitos elementos artificiais 

(muitos deles radiativos), bombardeando-se núcleos com partículas. As principais 

partículas utilizadas são 

a) partículas "α" de fontes radiativas +2α4 

b) prótons obtidos de hidrogênio ionizado +1P 1 

c) dêuterons obtidos do hidrogênio da água pesada + id 2 

Para representar essas reações de transmutação, utilizaremos equações já 

apresentadas, onde e fundamental a igualdade algébrica para cargas e massa: 

Exemplo: 

RECAPITULEMOS AS PRINCIPAIS PARTÍCULAS E SUAS 

RESPECTIVAS NOTAÇÕES: 

1) alfa = 2 prótons + 2 nêutrons --> +2α4


nêutron. 

2) beta = 1 elétron + - 1є0 

3) gama = ondas eletromagnéticas curtas 0y0 

4) neutrino = partícula neutra de massa quase desprezível 0v° 

esta partícula surge somente na desintegração de um próton ou 

5) próton = núcleo de hidrogênio +1p 

6) neutron = partícula neutra de massa quase igual à do próton 0n1 

7) dêuteron = núcleo de deutério (isótopo de hidrogênio) = 1 próton + 

1 neutron +1d 2 

8) pósitron = partícula positiva de massa igual a do elétron +1e° 

EQUAÇÕES DE TRANSMUTAÇÃO 

Nos exercícios, para completar as equações de transmutação, basta 

igualar algebricamente as cargas e as massas. 

Exemplo: 

transmutação: 

(40) Descobrir a partícula que completa a seguinte equação de 

17C1 37 + d ------------------ l8A 38 +.................... 

Ora, sabemos que o dêuteron é +id 2 . Colocando seus índices: 

17C1 37 + +id2- ------------- 18A 38 + . . . 0.....1..... 

Os índices indicam que a partícula deve ser o neutron (0n 1 ). 

EXERCÍCIOS 

Em cada equação, indique já a partícula que completa a mesma: 

(41) 5B 11 + p_________________6C 11 + ................ 

(42) 4Be 9 + p ________________4Be 8 + ................ 

(43) 13Al 27 + a _________________14Si 30 + ............... 

(44) 37Rb 85 + n_________________36Kr 85 + ............... 

81


82 


(45) 11Na 23 + d_________________11 Na 24 + ............... + y 

(46) 9F 19 + n_________________ 7N 16 + ............... 

(47) Br 79 + n_________________ Br 80 + ............... 

════════════════════════ 

G FISSÃO NUCLEAR 

Em 1932, o físico italiano Enrico Fermi 

observou que, quando os átomos são bombardeados 

por nêutrons (então descobertos por Chadwick), 

resultam átomos de núcleos radiativos. 

Em 1934, o mesmo cientista bombardeou o 

urânio (Z=92) com nêutrons, obtendo átomos 

radiativos. Ele imaginou que fossem átomos com 

número atômico maior que 92, ou seja, um elemento 

"transurânico" . Não conseguiu, no entanto, es clarecer 

o fenômeno de um modo completo. 

Otto Hahn e Strassmann repetiram o 

bombardeamento do urânio com nêutrons em 19 

38 e constataram a presença de átomos de bário 

como produtos da experiência.


No mesmo ano, Lise Meitner e Frisck conseguem, então, interpretar a 

referida experiência. 

O átomo de urânio-235, recebendo um "tiro" de nêutron, divide-se, 

produzindo dois novos átomos radiativos acompanhados de alguns nêutrons. 

A notícia da fissão nuclear foi anunciada por Niels Bohr e, em diversos 

países, foram realizadas experiências análogas, confirmando-se as seguintes 

conclusões: 

a) 0 urânio-235, quando bombardeado por nêutrons, sofre fissão nuclear 

originando dois átomos radiativos. 

b) Cada átomo fissionado produz átomos-fragmento de número de massa 

que podem variar de 72 a 158. Portanto, não se pode falar apenas numa reação de 

fissão nuclear para o U-235. 

c) Além dos 2 átomos-fragmento, libertam-se freqüentemente 2 3 nêutrons 

em cada fissão. Em média temos 2,5 nêutrons/fissão. 

d) Em cada fissão liberta-se espantosa quantidade de energia! 

Apenas para exemplificar podemos equacionar: 

83


84 


Para justificar a tremenda quantidade de energia libertada,era plausível 

aceitar a equação de Einstein: 

∆E = c 2 . ∆m 

A variação de energia (∆E) resultou da transformação de matéria (∆m) em 

energia.("c" é a velocidade da luz). 

Portanto, os produtos da reação têm massa menor que os mesmos 

componentes antes da fissão. 

Em 1939, Fermi declarou que se poderia obter uma reação em cadeia, isto é, 

que os nêutrons resultantes da desintegração do U 235 poderiam incidir em outros 

átomos de urânio vizinhos e provocar novas desintegrações e assim 

sucessivamente. 

Vemos então a necessidade de se obter urânio, constituído apenas de 

isótopos U-235, para ocorrer reação em cadeia, já que o outro isótopo de urânio (U- 

238) é não fissionável. 

Sabe-se que o urânio encontrado na natureza é constituído de 2 isótopos: 

U 238 (com 99,3%) e U 235 (com apenas 0,7%). 

Apenas o isótopo mais leve é fissionável. 0 isótopo U 238 é capaz de absorver 

um nêutron rápido,transformando-se em U 239 que, logo em seguida,se transforma em 

“ Pu"(plutônio), após a emissão de partícula "β".


Como se vê, bombardeando-se o urânio natural com nêutrons não se 

produzirá reação em cadeia, pois, provavelmente , nas vizinhanças do U-235 

encontraremos átomos de U-238 (99,3%) que irão absorver os nêutrons resultantes 

da fissão. 

0 tempo gasto para ocorrer a fissão de 2 átomos consecutivos (isto é, um 

átomo fissiona, emite nêutrons e a seguir um deles cinde o átomo vizinho) depende da 

velocidade do nêutron inicial, mas varia em torno de 10- 12 a IO -5 segundos. Portanto, 

após a primeira fissão, imediatamente, teremos uma multidão de átomos se 

desintegrando. Isto é reação em cadeia mas, possível apenas com material fissionável 

puro (U-235). 

Os Estados Unidos haviam entrado na 2a. Grande Guerra, após o 

bombardeio de Pearl Harbor. 

Albert Einstein e Alexandre Sachs conseguem convencer o presidente 

Roosevelt de que os E.U.U. tinham condições de produzir uma bomba de assombrosa 

potência,capaz de acabar rapidamente a guerra. 

Era, no entanto, necessário um fabuloso investimento a fim de poder separar 

material fissionável. 

Nessa época ficou descoberto que o Plutônio-239 obtido do Urânio-238 

também era material fissionável, de potência até maior que o U-235. 

Uma espantosa usina foi montada em Oak Ridge (Tennessee) e foram 

realizadas diferentes tentativas para se obter material fissionável. 

Lograram êxito dois processos: 

1) Separação do U-235 pelo processo da difusão térmica. 

0 urânio natural foi transformado em hexafluoreto de urânio, que é um 

composto gasoso. Na verdade, o gás será uma mistura de molécuIas de U235F6 

e U238F6 , este último de massa molecular maior. 

De acordo com a lei de Graham para a difusão temos: 

85


86 


Então o U 235F6, de massa molecular menor, "atravessará" mais rapidamente 

uma placa porosa que o U 238F6. 

Todavia, a execução prática dessa separação é muito trabalhosa, pois: 

a) o UF6 é extremamente corrosivo. Somente placas porosas de uma liga 

especial de ouro e prata (!) conseguem resistir à ação corrosiva do UF6. 

b) Como a diferença entre as massas moleculares do U 235F6 e U 238F6 é 

muito pequena, a diferença da velocidade entre essas moleculas é também muito 

pequena e portanto a separação "por difusão" e muito lenta. Daí a necessidade de se 

empregar uma série enorme de placas porosas; (nas instalações de Oak Ridge, se 

todas as placas fossem colocadas em linha, daria um conjunto igual à metade da 

distância dos Estados Unidos ao Japão - e, notem, placas de liga ouro-prata!). 

U 235 puro. 

Assim conseguiu-se obter U 235 F6 puro, que reagindo com cálcio produziu o 

2) Outro processo foi a obtenção do plutônio através de bombardeamento do 

U 238 com nêutrons. 

Naquela época, já havia sido construída a pilha atômica, ou seja, o reator 

nuclear, pelo físico Fermi. Logo após este assunto,descreveremos esse reator. 

Nos reatores, utilizam-se barras de urânio de composição natural (99,3% 

U-238 e 0,7% U-235). 

Após algum tempo, estas barras apresentam um certo teor de Plutônio, como 

material resultante do bombardeamento do U-238 por nêutrons . 

Conseguiu-se separar apreciável quantidade de plutônio. 

Estaria pronta a BOMBA ATÔMICA. 

Como detoná-la? 

Cuidadosas experiências concluíram que,para produzir "reação em cadeia", 

bastava apenas aglomerar certa massa de material fissionável, pois nêutrons livres 

existem em qualquer parte. (0 nêutron é um dos constituintes de raios cósmicos).


Existe então uma massa mínima acima da qual o material detona. Essa 

massa é denominada massa crítica. 

Quando o material fissionável tem massa menor que a critica, os nêutrons 

resultantes da primeira fissão escapam do material e não se processa a reação em 

cadeia. 

È verdade que nem todos os nêutrons escapam na prática. 

Pode-se usar determinada massa (abaixo da crítica) de modo que, para cada 

fissão, um nêutron escape e o outro produza nova fissão; aí resultando dois nêutrons, 

um escapa e o outro produz nova fissão e assim sucessivamente. 

Sendo assim, se foram incididos x nêutrons iniciais, a qualquer instante 

temos x nêutrons em movimento dentro do material. Dizemos aí que o fator de 

multiplicidade é 1. 

RESUMO: 

- Se o fator de multiplicação < 1 estanca a reação. 

- Se o fator de multiplicação = 1 reação ocorre, não em cadeia (é o caso 

do reator atômico) . 

- Se o fator de multiplicação > 1 reação em cadeia (detona a Bomba). 

A bomba possuía duas porções de U-235 puro com massas menores que a 

massa crítica e previamente possuindo nêutrons em movimento com fator de 

multiplicação 1. 

87


88 


Acionado o detonador, iria primeiro explodir a carga de T.N.T. Isto iria 

empurrar o U-235 contra a outra porção e a união dessas massas ultrapassaria a 

massa crítica. Daí, imediatamente a reação em cadeia'!. 

A bomba atômica experimental foi detonada a 16 de julho de 1945, no deserto 

do Novo México, confirmando as previsões de potência da mesma. 

A 6 de agosto do mesmo ano foi 

detonada sobre a cidade de Hiroshima 

(Japão)uma bomba de U-235 contendo alguns 

quilogramas desse material. 

Foi tremenda a destruição causada pela 

bomba, que foi avaliada com potência de 20 

kilotons, ou seja, 20.000 toneladas de T.N.T. 

(equivalente a 2000 caminhões de T.N.T.) 

Podemos classificar em quatro, os 

efeitos mortíferos da bomba. 

a) A bomba explodiu a cerca de 300 m 

de altitude, varrendo uma vasta área com os 

fulminantes raios-gama . 

b ) 0 calor libertado incendiou 

imediatamente todos os materiais combustíveis 

da cidade. 

Por causa do tremendo calor, formou-se imediatamente uma corrente de 

convecção, elevando pó e produtos radiativos resultantes da explosão. É o cogumelo 

característico de uma explosão nuclear. 

c) A detonação produziu fortíssima onda de choque (deslocamento do ar.), 

que destruiu mecanicamente extensa área. 

d) Por fim,o pior deles: a poeira radiativa; 

Sendo os materiais mais densos que o ar, pouco a pouco vão-se precipitando, 

contaminando de radiatividade uma extensão bem maior. 

As células humanas não suportam excessiva radiatividade. Na poeira 

radiativa temos os produtos da fissão, principalmente Bário e Criptônio radiativos . 

Esta bomba causou cerca de 80.000 vítimas civis (homens, mulheres, 

crianças), com destruição total da cidade. 

Pela primeira vez na História, registrou-se tamanho fenômeno catastrófico. 

Dois dias depois, outra bomba de potência equivalente foi detonada sobre a 

cidade de Nagasaki. Desta vez a bomba era de Plutônio. 

Aos quinze de agosto, terminava a Guerra no Pacífico.


REATOR NUCLEAR 

Por outro Lado, a energia nuclear propunha perpectivas de grandes 

benefícios à humanidade. 

A 2 de dezembro de 19 42, Enrico Fermi anunciava o funcionamento 

da primeira pilha nuclear. 

Imaginemos uma barra de urânio natural. A maior parte de seus 

átomos e o U-238, que é_ absorvedor de nêutrons . 

Os átomos U-238 absorvem os nêutrons e a reação se estanca, mesmo_ 

quando se bombardeia um átomo de U-235. 

Se utilizarmos cilindros finos de urânio, mesmo após a desintegração do U- 

235 não haverá chance de o U-238 absorver os nêutrons resultantes, porque antes 

da colisão o nêutron escapa do material. 

89 

Pelo contrário, se o cilindro tivesse 

diâmetro maior, então, os nêutrons resultantes 

seriam captados pelo U-238. 

Fermi pensou também: "Seria bom se conseguíssemos um material capaz de 

causar reflexão dos nêutrons, fazendo-os voltar.'" Mas ainda; nesta hipótese, os 

nêutrons seriam captados pelo U-238. 

Acontece que o U-238 só absorve nêutrons acelerados e, se se pudesse 

moderar a velocidade desses nêutrons,eles não seriam absorvi dos pelo U-2 38 e 

então poderiam fissionar outros átomos de U-2 35. 

Após demoradas pesquisas, descobriu-se que a grafite é ao mesmo tempo 

refletor e_ moderador de nêutrons. Colocando-se uma barra de urânio num tijolo de 

grafite, pode-se dar continuidade de reação.


90 


Os nêutrons resultantes da cisão do U-235 escapam da barra de urânio 

atingindo átomos de carbono (grafite). Um átomo de carbono absorve o nêutron mas, 

logo depois (cerca de 12 segundos após) devolve o nêutron com velocidade já 

moderada. Após alguns choques com os átomos de grafite, os nêutrons podem voltar â 

barra de urânio . Sua velocidade não permite a absorção pelo U-2 38 mas, ainda é 

capaz de cindir átomos de U-235. 

Como cada átomo U-235 fissionado produz 2 ou 3 nêutrons, pouco a pouco 

vai aumentando a população de nêutrons em movimento. 

A certa altura, a energia libertada nas cisões faz os materiais atingirem 

temperaturas de centenas de graus Celsius. 

Agora há necessidade de eliminar nêutrons excessivos. Para 

isso,colocam-se barras de cádmio (veja figura do reator nuclear) que


é um material capaz de absorver nêutrons. O cádmio não é_ refletor: 

ele capta o nêutron e não o emite mais. 

Assim, a presença do cádmio nos tijolos de grafite pode abaixar o fator de 

multiplicação para valores menores que 1. 

Estava assim controlada a reação nuclear. 

Para se obter mais energia bastava retirar as barras de cádmio. Portanto, um 

reator atômico é uma fonte controlável de energia nuclear (ao contrário da Bomba- 

A). 

Vejam na figura os materiais usados para que os operadores do reator não 

sejam atingidos por emissões de nêutrons e radiações. 

Embora o concreto seja uma proteção aos operadores contra os raios-gama e 

nêutrons que escapam, mesmo assim há necessidade de tomar devidas precauções 

contra a extrema radiatividade dos produtos da fissão. Cada operador usa uma placa 

na lapela que muda de cor. Trata-se de um dispositivo que acusa a excessiva 

exposição às radiações -gama. 

Portanto, o primeiro reator nuclear utilizava barras de urânio natural (0,7% 

de U-235), colocadas em tijolos de grafite. Para moderar a reação nuclear, 

introduziam-se barras de cádmio. Assim, a cisão de átomos de U-235 podia ser 

controlada e a fonte energética do reator era o calor libertado nessas fissões. 

Como utilizar este calor? 

No reator, perfurando os tijolos de grafite, passa uma entrelaçada rede de 

canalização por onde caminha vapor d'água. 

91 

Este vapor recebe energia proveniente 

da cisão, sofrendo conseqüentemente aumento 

de temperatura e pressão. 

0 circuito, passa por um trocador de 

calor, onde a energia é "transferida para um 

segundo circuito de vapor d'água. 

Este 2º. circuito está ligado a uma 

turbina acoplada a um gerador elétrico. Mui 

tas vezes, no primeiro circuito, utiliza se gás 

carbônico.


A figura ilustra o esquema de uma central elétrica nuclear. 

Na verdade, é uma usina termoelétrica que, ao invés de utilizar combustíveis 

comuns (carvão, gás ou óleo), utiliza a energia térmica de um reator nuclear. 

Descobriu-se também que a água pesada é bom moderador e refletor de 

neutrons. Verificou-se ainda que a massa de água pesada necessária para suficiente 

moderação de neutrons é bem menor que a massa de grafite equivalente. O emprego 

da água pesada como modera dor traz vantagens de ordem técnica na instalação 

de uma usina. 

Ao mesmo tempo, a água pesada serve como veículo trocador de calor. O único 

inconveniente é na obtenção de grandes quantidades de água pesada. Ela ocorre em 

qualquer água, mas numa proporção ínfima e,para separá-la, trata-se de um processo 

muito trabalhoso o conseqüentemente oneroso. 

Atualmente, a água pesada é retirada da água do fundo dos oceanos. 

Para dar maior proteção aos operadores, o reator é envolvido por paredes de 

grafite e concreto. 

92


As barras de cádmio para absorver nêutrons excessivos tornam-se radiativas, 

daí também estarem dentro de um recipiente de chumbo. 

A própria água pesada circula continuamente no reator onde se liberta calor. 

Por sua vez, a água pesada transfere energia ao vapor d'água de outro circuito, através 

do trocador de calor. 

Assim o homem conseguiu controlar a energia nuclear e grandes são as 

perspectivas de sua aplicação para finalidades pacificas. 

Atualmente existem reatores nucleares, instalados em submarinos e navios 

atômicos, capazes de realizar longas viagens com um mínimo de consumo material. 

O Nautilus, primeiro submarino atômico viajou cerca de 80.000 km (2 voltas 

em redor da Terra), sem se abastecer. 

No entanto, tornam-se ainda extremamente onerosa as construções de pilhas 

atômicas, principalmente na parte que se refere ã proteção humana exigida pelas 

fortes irradiações gama de emissões de nêutrons. 

Por outro lado, o homem precisa de fontes energéticas e,atual mente, conta 

ainda com reservas de petróleo e carvão. 

2.100! 

No ritmo dos acontecimentos, estas reservas se esgotarão no ano 

Se considerarmos a energia nuclear, contamos ainda com energia para mais 

1.000.000 de anos! 

Deixo para o leitor imaginar como será o futuro que nos aguarda. 

93


94 


reator de piscina 

Fotografia de um reator de piscina em pleno funcionamento na 

Cidade Universitária, de S. Paulo. 

A luz intensa no fundo da piscina e causada pela passagem de 

partículas sub-atômicas velozes na água e chama-se radiação de Cherekov.


95 


H FUSÃO NUCLEAR 

O sol é uma fonte energética que continuamente irradia energia. Mas, a 

energia não é criada! De onde o sol consegue tanta energia? 

A explicação plausível é que, no sol, matéria transforma-se em energia. Por 

isso, o sol a todo instante torna-se um pouco mais leve, perdendo cerca de milhares de 

toneladas de matéria por segundo. 

Admite-se, que na superfície solar, a temperatura seja de alguns milhões de 

graus Celsius e que aí ocorre a síntese do gás hélio a partir de hidrogênio, com 

libertação de pósitrons, neutrinos e tremenda quantidade de energia em forma de 

radiações eletromagnéticas que se propagam pelo Universo. 

hélio. 

Quatro átomos de hidrogênio sofrem uma FUSÃO, originando o núcleo de


Neste processo, os produtos apresentam massa menor que a massa total dos 

átomos de hidrogênio. A energia libertada equivale "a transformação de massa -> 

energia segundo a equação de Einstein: 

hélio. 

Energia = c 2 . ∆m 

"c" - velocidade da luz no vácuo. 

Para ressaltar um fato histórico importante, falemos na descoberta do gás 

Durante um eclipse, foi observado no espectro solar o apare cimento de uma 

nova "linha" de absorção. Não se conhecia,ainda,nenhum elemento capaz de produzir 

a referida absorção. Foi então pro posta a existência de um novo elemento, que deveria 

estar sendo "criado" no sol e,dai, o nome sugerido foi Hélio (Helium = sol). 

atmosférico. 

Mais tarde, o gás hélio foi descoberto como um componente mínimo do ar 

Pensou-se em sintetizar o hélio a partir de hidrogênio,aqui na Terra. 

Evidentemente faltavam condições energéticas, ou seja, a elevadíssima temperatura. 

Estima-se que a temperatura da superfície solar seja aproximadamente de 40 

milhões de °C. 

hidrogênio. 

Os cientistas conseguiram sintetizar o hélio a partir de isótopos pesados de 

Utilizando-se deutério (núcleo com 1 próton + 1 nêutron) e tritério (núcleo 

com 1 próton + 2 nêutrons) e ainda fontes de elevadíssima temperatura conseguiu-se 

sintetizar o hélio. 

O deutério ocorre na natureza em proporções mínimas, já dissemos que é o 

componente da água pesada encontrada em mínimas proporções nos fundos dos 

oceanos, já que a densidade da água pesada e maior que a da água comum. 

O tritério é obtido artificialmente, sendo um átomo radiativo. 

Pode-se obter o tritério, bombardeando lítio com nêutrons. 

96


97 


A reação liberta assombrosa quantidade de energia, muito maior que 

numa fissão nuclear. 

A princípio não se conseguia obter a elevada temperatura, que seria da 

ordem de dezenas de milhares de graus Celsius. 

Com a descoberta da fissão nuclear, a detonação de uma bomba 

atômica (bomba-A) possibilitou a fusão do deutério e tritério. 

Esta fusão é realizada na Bomba-H (Bomba de Hidrogênio). 

A potência dessas bombas é milhares de vezes superior à das bombas 

atômicas da 2a. Grande Guerra. 

A bomba-H utiliza a fissão nuclear como fonte energética para provocar a 

reação entre deutério e tritério. 

Portanto, a Bomba-A serve como "espoleta" da bomba-H. 

A potência das bombas de hidrogênio é milhares de vezes a de uma 

bomba de fissão. As últimas bombas de hidrogênio detonadas com caráter 

experimental tinham potências próximas a 100 Megatons (1 megaton = 1.000 

kilotons = 1.000.000 de toneladas de T.N.T.). 

A bomba-H também espalha poeira radiativa por causa dos produtos 

radiativos da fissão do U-235. 

Existe atualmente uma Comissão Internacional de Energia Atômica cuja 

finalidade, além de outras, ê a de controlar as experiências nucleares, a fim de evitar a 

contaminação da atmosfera com materiais radiativos. 

═════════════════


98 

I ELEMENTOS 

ARTIFICIAIS 

Como já vimos na página 81 do capítulo 2, a obtenção de elementos 

radiativos artificiais foi desencadeada com a experiência do casal Curie-Joliot. 

Hoje, conhecem-se isótopos radiativos de Quase todos os elementos químicos 

e, comumente esses isótopos são obtidos dos elementos comuns, bombardeados por 

nêutrons. 

Estudemos apenas 3 desses isótopos: 

A) CARBONO-14 

Este isótopo radiativo forma-se no ar atmosférico quando nêutrons de raios 

cósmicos colidem com núcleos de nitrogênio. 

O carbono-14 assim formado 

reage com o "02" da atmosfera, 

resultando C*02 radiativo (Vamos colocar 

um asterisco no C* radiativo). 

Este C*02 poderá ser absorvido 

por uma planta, num processo de 

fotossíntese e tornar se um constituinte 

de tecido vegetal. 

Por outro lado, um animal pode 

alimentar-se daquela erva e o C*-14 

tornar-se assim um constituinte de tecido 

animal. 

Mesmo os seres humanos 

possuem certa do se de C*-14.


99 


Quando o ser humano ou mesmo o animal morre, a quantidade do C*-14 só 

tende a diminuir, pois ocorre a seguinte desintegração: 

6C 14 -------►_1β° + 7N 14 

O período de semi-desintegração é de 5.600 anos para esse isótopo. 

Ora, então, pode-se mesmo pensar num processo de determinação de idades 

de fósseis arqueológicos. 

Vamos supor que os fósseis de um animal acusam, num contador Geiger, 

apenas 25% de C*-14,que teria o mesmo espécime na atualidade. 

Isto vem esclarecer que o fóssil tem: 

No entanto, após 10 períodos de semi-desintegração (56.000 

anos), a quantidade de C*-14 restante é tão pequena que não existem ainda 

aparelhos capazes de detetar radiações . Esta é a mais séria limitação desse 

processo. 

Por outro lado, os nêutrons de uma pilha atômica podem ser empregados na 

obtenção de C*-14 artificialmente. 

Ê importante o emprego de C-14 para sintetizar substâncias orgânicas a fim 

de acompanhar os processos de metabolismo. 

É muito usado na obtenção de radioproteínas e radioaçúcares. 

B) IODO RADIATIVO 

O iodo radiativo é utilizado na medicina, nos diagnósticos de doenças da 

tireóide. Tem um período de semi-desintegração de 12 horas. 

Em primeiro lugar, o paciento ingere uma 

dose de iodo radiativo, que e facilmente absorvido 

pelas glândulas de tireóide. 

Após certo tempo, pode-se "mapear", ou 

seja, localizar e delimitar os contornos dessas 

glândulas. 

Sabe-se que os tecidos afetados de tireóide 

absorvem geralmente iodo de modo diferente (mais 

ou menos intensamente) do tecido normal .


afetadas. 

nêutrons. 

Então, utilizando-se um contador Geiger, podem-se localizar as regiões 

C) COBALTO-60 

Este isótopo é obtido do cobalto (Co 59 ), quando bombardeado por 

Por sua vez, o Co-60 é radiativo, sendo capaz de emitir raios "β", com um 

período de semi-desintegração de 5,3 anos. Observem o longo período de semi- 

desintegração, que proporcionou excelente aplicação na Medicina, pois tem-se 

material radiativo por longo tempo. 

NOTA: O carbono-14 não serve para tal finalidade, pois seus raios "β" têm 

energia bem menor e,consequentemente,menor penetração. 

Descobriu-se que as células cancerígenas são fulminadas pelo efeito de- 

radiações intensas. As células normais suportam dose bem maior de radiação. 

100 

No tratamento do câncer pela 

radioterapia era antigamente usado o 

elemento rádio, cujo custo era 

assombroso. 

Hoje, esse elemento foi 

substituído pelo cobalto-60 de custo 

incomparavelmente baixo em relação 

ao radio. 

0 aparelho é chamado 

"Bomba de Cobalto" que nada mais é, 

senão um canhão de emissões "β" 

(Gentilmente cedida pelo 

Hospital do Câncer - S. Paulo )


101 


Eis um tipo de Bomba de Cobalto. Quando se encontra na posição de 

descanso, o Co-60 esta emitindo radiações, mas são totalmente bloqueadas pela 

blindagem. Na posição ativa, os raios "S" podem então ser dirigidos ao paciente. 

Citamos apenas algumas aplicações das recentes descobertas nucleares. (As 

duas últimas aplicações são exemplos de "Medicina Nuclear") . 

Dia a dia, a energia nuclear e os isótopos radiativos estão sendo explorados 

pelo homem a fim de proporcionar melhores condições de vida. 

Na pesquisa da energia nuclear, o homem descobriu uma terrível arma, mas 

por outro lado, indubitavelmente, ganhou excelentes conhecimentos sobre o 

átomo,que nos promete um futuro promissor. 

O homem,que veio da idade da pedra, passou por diversas evoluções e entra 

agora na ERA ATÔMICA. 

═════════════


EXERCÍCIOS 

(48) Tendo-se num instante zero, 4,0 g de um elemento radiativo de tempo, de 

meia vida igual a 1,0 hora, quantos gramas do material ativo restarão respectivamente 

depois de 1,0 hora e depois de 2,0 horas? 

a) 2,0 g e 1,0 g 

b) 2,0 g e 0 g 

c) 3,0 g e 2,0 g 

d) 3,5 g e 2,5 g 

e) depois de 1,5 horas não restará material ativo 

(49) A expressão fusão nuclear se refere a: 

a) liquefação de núcleos. 

b) quebra de núcleos formando núcleos menores. 

c) reunião de núcleos formando um núcleo maior. 

d) captura de elétrons. 

e) fissão nuclear. 

102 

ITA-63 

ITA-63 

(50) Um dos isótopos do Einstênio 99Es 253 , quando bombardeado com 

partículas 2He 4 , forma um elemento novo e dois nêutrons , como indicado pela 

reação: 

99Es 253 + 2He 4 = Elemento Novo + 2 n 

Qual é o conjunto de número atômico e o número de massa que 

corresponde ao novo elemento? 

(51) Qual das afirmações abaixo, relativas a reações nucleares como 

a da questão anterior, é FALSA? 

a) 0 número total de nucleons e conservado. 

b) A lei de conservação de cargas também se aplica a reações nucleares. 

c) A soma dos números de massa dos reagentes e igual a soma dos 

números de massa dos produtos. 

d) A energia libertada numa reação nuclear e, grosso modo, 10 7 (10 milhões) 

vezes maior que a energia libertada em reações químicas ordinárias, fixando-se 

massas iguais de reagentes. 

e) A energia de ligação nuclear dos reagentes é igual à energia de ligação 

nuclear dos produtos. 

ITA-64


103 


(52) A vida média de 1,0 g de um isótopo radiativo vale 18 horas. 

A vida média de 0,5 g desse mesmo isótopo valerá: 

a) 9 horas d) 18 horas 

b) 36 horas e) nenhuma das respostas 

c) 20 horas acima esta certa 

ITA-66 

(53) Citar os tipos de radiações, indicando os sinais das respectivas cargas 

elétricas, que se observam na desintegração radiativa natural. 

POLI-65 

(54) Um átomo de um elemento radiativo "X" sofre uma desintegração 

emitindo uma partícula alfa, produzindo um átomo de um elemento "Y". Quantas 

desintegrações "B" deve sofrer o átomo do elemento "Y", para produzir um átomo 

isótopo do elemento "X"? Escrever as equações das diversas desintegrações 

dessas transformações. 

de m assa? 

POLI-67 

(55) Um grama de 42 99 Mo , por emissão de raios "β", decaia 1/8 g 

em 200 horas. 

I - qual a sua meia-vida? 

II - qual o seu novo número atômico e qual o seu novo número 

FMUSP-63 

(56) A desintegração do iodo radiativo aumenta com a temperatura. 

Certo ou Errado? 

FMUSP-64 

(57) Um grama de rádio leva 5.040 anos para decair a 1/16 g. A 

sua meia vida será: 

a) 315 anos c) 20.160 anos 

b) 1260 anos d) 

FMUSP-64 

(58) Na seguinte lista, todos os elementos são transurânicos: európio, 

amerício, frâncio, germânio e polônio? 


FMUSP-64


(59) O número atômico de um elemento diminuirá de duas 

unidades se o núcleo de seu átomo emitir uma partícula alfa. 


104 

FMUSP-64 

(60) A meia-vida do isótopo 11 24 Na é de 15 horas. Se a 

quantidade inicial deste isótopo for 4 g, depois de 75 horas teremos: 

a) 0,800 g d) 0,125 g 

b) 20 g e) nenhuma das respostas 

c) anteriores 

(61) Nas reações nucleares sucessivas 

o elemento Z que se forma é: 

CESCEM-65 

CESCEM-66 

(62) São necessários 5,0 anos, para que o 60 Co perca a metade de sua 

radiatividade. Que porcentagem da sua atividade original permanecerá no fim de 

20 anos? 

a) 0% d) 25,0% 

b) 6,25% e) nenhum dos 

c) 12,5% valores acima 

CESCEM-66 

(63) Dispõe-se de um isótopo radiativo, cujos produtos de desintegração não 

são radiativos. Medindo-se a atividade de uma amostra deste isótopo, registrou-se 

uma contagem de 10.000 desintegrações por minuto. Após 24 horas, a mesma 

amostra acusou uma atividade de 5000 desintegrações por minuto. Deixando-se 

passar mais 24 horas , a atividade da mesma amostra correspondera a: 

a) 1250 desintegrações/minuto d) zero 

b) 2500 desintegrações/minuto e) nenhum dos valores 

c) 3750 desintegrações/minuto anteriores 

CESCEM-67


105 


(64) Quando um elemento emite uma partícula "α" e, em seguida, 

duas partículas "β", os elementos, primitivo e final: 

a) tem o mesmo número de massa 

b) são isótopos radiativos 

c) não ocupam o mesmo lugar na tabela periódica 

d) possuem números atômicos diferentes 

e) têm a mesma massa atômica 

(65) Na reação nuclear 2 He4 + X ───1 H1 + 8 017 

elemento X possuí: 

CESCEM-67 

a) número atômico 7 e d) número atômico 8 e 

número de massa 15 número de massa 14 

b) 8 prótons e 7 nêutrons e) número atômico 7 e 

c) 7 prótons e 7 nêutrons número de massa 16 

CESCEM-68 

(66) Uma grama do isótopo Mo 99 decai por emissão beta, atingindo l/8 g após 

200 horas. Qual é aproximadamente a meia-vida deste isótopo? 

a) 2 5 horas d) 1600 horas 

b) 50 horas e) os dados são insuficientes 

c) 67 horas para se saber a meia-vida. 

CESCEM-69 

(67) Um elemento "A",de número atômico 87 e número de massa 190, emite 

uma partícula alfa, transformando-se em"B". "B" emite uma partícula beta 

transformando-se em "C ". "C " emite alfa dando "D". "D" por sua vez emite beta 

resultando em "E". Os números atômicos e de massa de ''E" são respectivamente: 

a) 87 e 190 

b) 8 3 e 192 d) 85 e 182 

c) 87 e 186 

SANTA CASA-64 

(68) 0 número atômico do átomo de um elemento é 88 e o número de massa 

226. Quando esse átomo emite uma partícula "α", o átomo resultante apresentará: 

a) número atômico 08 e número de massa 225 

b) número atômico 87 e número de massa 224 

c) número atômico 86 e número de massa 222 

d) número atômico 85 e número de massa 225 

SANTA CASA-65


tempo no qual: 

ter: 

(69) Os raios gama são: 

a) radiações eletromagnéticas 

b) núcleos de átomos de hélio d) núcleos de átomos 

c) elétrons de hidrogênio 

106 

SANTA CASA-65 

(70) Período de semi-desintegração de um elemento radiativo é o 

a) a metade da quantidade inicial dos átomos 

do elemento se desintegra 

b) todos os átomos do elemento se desintegram 

c) 6,02 x IO 23 átomos do elemento se desintegram 

d) 1 mol do elemento se desintegra 

SANTA CASA-66 

(71) Quando um átomo emite um raio alfa, seu número de massa: 

a) aumenta de duas unidades c) diminui de quatro unidades 

b) diminui de duas unidades d) não se altera 

SANTA CASA-66 

(72) Quando um átomo emite um raio beta, seu número atômico: 

a) aumenta de uma unidade c) aumenta de duas unidades 

b) diminui de uma unidade d) não se altera 

SANTA CASA-66 

(73) Os raios-X, os raios catódicos e os raios alfa (do rádio) 

a) são todos desviados por um ímã 

b) somente o primeiro e o terceiro são desviados por um imã 

c) somente o segundo e o terceiro são desviados por um imã 

SANTA CASA-67 

(74) Ao emitir uma partícula alfa, um elemento radiativo passa a 

a) número e peso atômicos diminuídos de uma unidade 

b) número atômico diminuído de 2 e peso atômico diminuído de 4 

unidades 

c) número e peso atômicos diminuídos de 2 unidades 

SANTA CASA-67


(75) É possível determinar a idade da Terra por meio: 

I - da teoria da relatividade 

II - da radiatividade 

III - pela expansão do universo 

107 


SANTA CASA-68 

(76) Quando o Boro (peso atômico 11, número atômico 5) e 

bombardeado com partículas alfa, as seguintes variações são observadas 

Boro + partícula alfa -------------------> novo elemento + neutron 

(transmutação α, n) 

0 peso atômico e o número atômico do novo elemento formado 

serão, respectivamente; 

a) 14 e 7 d) 11 e 5 

b) 10 e 7 e) nenhum dos 

c) 11 e 6 anteriores 

(77) Radiatividade natural é o fenômeno pelo qual: 

SANTA CASA-69 

a) um elemento pesado emite espontaneamente apenas "raios-X" 

b) dois elementos mais leves se unem para produzir um 3º. 

elemento, com grande emissão de energia 

c) um elemento, sofrendo o bombardeamento por um nêutron, se 

transforma num isótopo 

d) nenhuma das respostas 

EES CARLOS-66 

As questões 78 e 79 referem-se ao seguinte enunciado: "A" e 

"B" são 2 elementos radiativos que se desintegram em chumbo (Pb) 

segundo o esquema: 

(78) 0 valor correto de "u", "k" e "x" e: 

u = k = x = u = k = x = 

a) 232 208 82 c) 228 216 86 

b) 228 208 82 d) 222 212 74 

(79) 0 valor correto de "z", "y" e "t" é:


z = y= t = z = y= t = 

a) 98 82 206 c) 96 86 214 

b) 92 82 206 d) 84 74 210 

(80) Qual das reações abaixo está errada: 

108 

EES CARLOS-67 

EES CARLOS-68 

(81) Um átomo “ A” emitindo um raio "alfa", se transforma no átomo 

"B" OS átomos "A" e "B" s ao : 

a) isótopos c) alotrópicos 

b) isóbaros d) nem isótopos nem isóbaros 

FEI-68 

(82) A vida média de um grama de certo isótopo radiativo vale 

30 dias. A vida média de 0,5 gramas do mesmo isótopo vale: 

a) 30 dias b) 15 dias c) 60 dias 

FEF ALVARES PENTEADO-68 

(83) Um grama de um elemento radiativo emite partículas beta e 

após 400 horas fica reduzido a 1/16 g. Qual é sua meia vida? 

a) 100 horas c) 10 horas 

b) 400 horas d) 50 horas 

GEOLOGIA USP-64 

(84) Um átomo de número atômico 27 e número de massa 35 

emite uma partícula alfa. 0 novo átomo possuirá: 

a) número atômico 28 número de massa 35 

b) número atômico 26 número de massa 36 

c) número atômico 25 número de massa 31 

d) número atômico 25 número de massa 35 

GEOLOGIA USP-64


109 


(85) Dois átomos pertencentes a dois isótopos de um mesmo 

elemento apresentam: 

a) a mesma massa d) mesmas propriedades 

b) propriedades químicas diversas nucleares 

c) mesmo tamanho e) nenhuma das citadas 

EE LINS-67 

(86) Quando um átomo radiativo de número atômico 90 emite uma 

partícula beta, origina-se um novo átomo de número atômico: 

a) 91 b) 89 c) 88 

EE MAUA-63 

(87) Os nêutrons, como projéteis, são mais usados que os 

prótons nos processos de bombardeio nuclear porque: 

a) tem maior massa 

b) são desprovidos de carga 

c) são mais fáceis de serem obtidos 

EE MAUÁ-64 

(88) Quando um átomo de um elemento radiativo e cujo número atômico é 

Z,emite um elétron (negativo), origina-se um novo núcleo de número atômico: 

a) Z - 1 b) Z + 1 c) Z 

EE MAUÁ-65 

(89) Quando o núcleo de um átomo, de número atômico Z,emite uma 

partícula beta, origina-se um outro núcleo de número atômico Z +1, isóbaro do 

primeiro. 


(90) 0 que é uma substância radiativa? 

(91) 0 que caracteriza um elemento radiativo? 

EE MAUS-68 

EE MACKENZIE-63 

EE MACKENZIE-64


magnético? 

(92) Qual o comportamento dos raios alfa, beta e gama num campo 

110 

EE MACKENZIE-64 

(93) Após 40 dias, um determinado radioisótopo puro, cuja meia 

vida é de 10 dias, pesa 0,5 g. 0 seu peso inicial era: 

a) 8 g d) 2 g 

b) 6 g e) 0,5 g 

c) 4 g 

MEDICINA SANTOS-68 

(94) 0 símbolo que pode ser usado para completar a reação nuclear: 

3Li 7 + 1H 1 = 2 ..... é: 

a) iH 1 d) _1 e0 

b) o n1 e) 1D 2 

c) 2He 4 

(95) Assinalar as proposições corretas: 

MEDICINA SANTOS-68 

1) Os raios-gama apresentam pequeno comprimento de onda, sendo 

mais penetrantes que os raios alfa, beta e raio-X. 

2) Raios alfa são os núcleos de átomos de argônio, portanto, com 

carga positiva, porém, com poder de penetração limitado 

3) Raios beta são elétrons em grande velocidade e, com maior poder 

de penetração que as partículas alfa. 

4) Quando um elemento emite partículas alfa, forma-se outro 

elemento,cujo número atômico é uma unidade inferior. 

QUIM-MOGI DAS CRUZES-69 

(96) Dos elementos que participam das reações nucleares sucessivas: 

92E 238 --------- E2 + 2 α4 

E2 --------- E3 + β 

E3 -------- E 4 + β 

a) E 1 e E2 são isótopos e E2, E3 e E 4 , são isóbaros 

b) E 1 e E3 são isótopos e E2, E3 e E 4 , são isóbaros 

c) E 1 e E 4 , são isótopos e E 1 , E3 e E 4 , são isóbaros 

d) E 1 e E 4 , são isótopos e E2, E3 e E 4 , são isóbaros 

e) E 1 e E 4 , são isótopos e E 1 , E2 e E3 são isóbaros 

UFMG-67


(97) As sucessivas reações nucleares abaixo 

90A 232 --------- B + 2ª 4 

B ------------- C + β 

levam a um elemento C com as seguintes características: 

a) 87C 229 d) 91 C 227 

b) 89C 228 e) 88C231 

c) 90c 230 

111 


UFMG-67 

(98) Um elemento radiativo tem ao fim de 36 dias, sua radiatividade 

reduzida a 1/8 da original. Sua meia-vida é: 

a) 4 dias d) 12 dias 

b) 6 dias e) nenhuma das 

c) 9 dias anteriores 

UFMG-67 

(99) Uma certa quantidade de Ra, ao se desintegrar, emite em um ano, 2,7 x 

10 13 partículas alfa e, a quantidade "He" formada é da 1 x IO -3 mm 3 , medidos nas 

condições normais de temperatura e pressão. Os dados acima permitem deduzir: 

a) o valor da vida— média do Ra 

b) o valor da meia-vida do Ra 

c) o valor da constante de desintegração radiativa do Ra 

d) o valor do número de Avogadro 

e) que o "He", membro da família radiativa do Ra 

(100) Entre as equações dadas abaixo: 

UFMG-68 

assinalar o grupo de equações em que a instabilidade do elemento é devida 

a excesso de protons: 

a) I, II, III d) I, IV, V 

b) I, III, IV e) III, IV, V 

C) I, III, V UFMG-68


(101) Qual destas afirmativas sobre os elementos transurânicos é errada: 

a) tem número atômico elevado 

b) seu enchimento eletrônico se dá no subnível 4f 

c) são todos radiativos 

d) apresentam massa atômica elevada 

e) são obtidos por meio de reações nucleares 

112 

EEUMG-67 

(102) Um certo isótopo radiativo tem um período de meia-vida de 10 

minutos. Se num certo instante, tivermos 20 microgramas deste isótopo, quantos 

microgramas existirão ao fim de 20 minutos? 

a) zero d) 

b) 5 e) não se pode saber 

c) 10 

(103) Qual das seguintes afirmações é a mais correta? 

MEDICINA-VALENÇA-69 

a) Raios alfa são núcleos de átomos de Hélio, formados por 4 

prótons e 4 neutrons. 

pressão. 

b) O poder de penetração dos raios alfa aumenta com a elevação da 

c) Os raios beta são elétrons emitidos pelos núcleos dos átomos dos 

elementos radiativos. 

e beta. 

d) Os raios gama são radiações da mesma natureza que os raios alfa 

e) O "Curie" é a radiatividade equivalente à de um quilograma de 

rádio em equilíbrio radiativo. 

MEDICINA-ITAJUBA-68 

(104) Vinte miligramos de um elemento radiativo, depois de 10 minutos, se 

reduzem a cinco miligramos. Quarenta miligramos do mesmo elemento, depois de 

20 minutos, reduzir-se-ão a: 

a) 20 miligramos 

b) 13,5 miligramos 

c) 4 miligramos 

d) 25 miligramos 

e) 2,5 miligramos 

MEDICINA-ITAJUBÁ-68


(105) O carbono radiativo 14 C pode ser obtido por: 

a) desintegração do carbono 12 C 

b) bombardeamento do carbono-12 por neutrontes 

c) bombardeamento do carbono-12 por cíclotron 

d) bombardeamento do nitrogênio por neutrontes lentos 

e) bombardeamento do carbono-12 por raios gama 

113 


MEDICINA-GB-66 

(106) Marcar o processo que não pode ser considerado como da 

desintegração atômica: 

"a" tem: 

a) emissão de partículas alfa 

b) emissão de partículas beta 

c) emissão de partículas e + 

d) emissão de fóton de luz ultravioleta 

e) captura de eletrontes pela camada K do átomo 


(107) 0 produto da desintegração de um elemento que só emite raios 

a) a mesma massa atômica e número atômico maior 

b) a mesma massa atômica e número atômico menor 

c) o mesmo número atômico e massa atômica maior 

d) o mesmo número atômico e massa atômica menor 

e) o número e massa atômicos menores 

UFRJ-68 

(108) 0 32 P, de grande importância bioquímica, pode ser obtido, mediante 

bombardeio do 31 P com dêuterons de 10 milhões de volts, procedentes de 1 cíclotron. 

Esta reação será do tipo: 

a) 31 P (d, p) 32 P 

b) 31 P (d, y) 32 P 

c) 31 P (d, α) 32 P 

d) 31 P (d, n) 32 P 

e) diferente 

117 

UFRJ-68


(109) A massa da partícula alfa é de: 

a) 0,000548 

b) 1,00897 

c) 1,007852 (unidade de massa atômica ) 

d) 2,014722 

e) 4,002764 

114 

UFRJ-68 

(110) A transformação radiativa, com emissão de raios beta, fornece um 

novo elemento (Lei de Russell, Fajans e Soddy) com: 

a) mesma massa atômica e número atômico menor 

b) mesma massa atômica e número atômico maior 

c) mesmo número atômico e massa atômica maior 

d) mesmo número atômico e massa atômica menor 

e) diferentes dos mencionados 

118 

══════════════════ 

UFRJ-68


ATOMÍSTICA 

115 

capítulo 3


116 

estrutura do átomo-3 

A O ÁTOMO 

DE DALTON 

Vimos no LIVRO I que a concepção de átomo, como constituinte universal da 

matéria, havia sido lançada pelos filósofos gregos. 

Foi o inglês John Dalton que, em 1808, deu um caráter cientifico À idéia de 

átomo. As proposições de Dalton foram baseadas nas leis ponderais das reações 

químicas"que já haviam sido observadas e constatadas como válidas em quaisquer 

reações. 

De modo resumido, Dalton supôs que: 

a) Todo átomo é uma minúscula partícula material indestrutível, 

mantendo massa e dimensão inalteráveis. 

de matéria. 

b) Átomos do mesmo elemento químico são idênticos entre si. 

c) Os diversos átomos podem combinar-se,originando diferentes espécies 

Exemplos:


Enfim, matéria para Dalton, seria um aglomerado de átomos (bolinhas 

indivisíveis), uns colados aos outros. Seria, então,como uma miniatura do "doce de 

sagu". 

Dalton pensou que, os átomos diferentes, quando se combinavam, sempre 

mantinham a proporção de 1:1 e, sugeriu, que tais combinações fossem denominadas 

"moléculas". Como a água é constituída de hidrogênio e oxigênio, Dalton pensou que, a 

molécula de água fosse "HO" e que, numa gota d'água, existissem muitas e_ muitas 

dessas moléculas , umas vizinhas das outras. Mais tarde, os trabalhos de Gay-Lussac 

e Avogadro, demonstraram que, numa molécula, podem existir diferentes átomos sem 

obedecer a proporção 1:1. É o caso da molécula de água, que como vocês sabem, 

possui 2 átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. 

Cada molécula de água, é Cada molécula de enxofre (S8), é 

constituída por 2 átomos de constituída por 8 átomos de 

hidrogênio e 1 átomo de oxigênio enxôfre. 

A atual concepção do átomo, está muito longe dessa idéia inicial, como 

veremos adiante. No entanto, por questões de comodidade de apresentação, até hoje 

utiliza-se muito a representação "átomo = esfera maciça", pois,deste modo, ainda é 

muito satisfatória para um grande número de fenômenos químicos. 

A introdução, da idéia de molécula, que decorreu das leis dos gases (vide livro 

I) veio reestruturar a teoria atômica de Dalton. A teoria "atomo=bolinha" começou a 

sofrer abalos violentos a medida que iam sendo descobertos novos fenômenos. 

Como poderíamos responder às seguintes perguntas? 

- Por que nem todos os átomos se combinam entre si? 

- Que é eletricidade? 

- Por que certas reações químicas absorvem ou libertam muita energia? 

- 0 que é radiatividade? 

- Por que existem ímãs? 

117


118 


Respostas com argumentos satisfatórios somente aparecem com o decorrer 

dos tempos. A ciência toma um impulso extraordinário no século 20 e, em 

conseqüência, surgiram renovações para a teoria atômica. 

Hoje, é incabível aceitar átomo = esfera maciça,"'mas não resta dúvida que 

esta idéia primitiva foi a base inicial que conduziu os cientistas a investigarem o 

interior do átomo. 

════════════════ 

B O MODELO DE 

RUTHERFORD-BOHR 

Foi o cientista inglês Ernest Rutherford, quem apresentou "a nova face" para 

o átomo, discordando da indivisibilidade do mesmo. 

Vimos no CAPITULO 2 que Rutherford conseguiu demonstrar a existência de 

partículas "α", "β" e raios gama nos fenômenos radiativos. 

Desta vez, ele utilizou um material radiativo, o polônio, que emite raios alfa 

com surpreendente intensidade. 

Colocando o polônio radiativo dentro de um bloco de chumbo, Rutherford 

bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com as partículas "a", então emitidas 

pelo polônio.


Rutherford estava curioso em estudar as trajetórias das partículas "α" e 

também os resultados das colisões dessas partículas com átomos de ouro. 

Para isso, colocou um anteparo de forma cilíndrica em redor da lâmina de 

ouro. Este anteparo é revestido com um material fluorescente (sulfeto de zinco) e 

quando nele há incidência de uma partícula "α" ocorre emissão de luz visível. 

Uma região de fluorescência constante e intensa apareceu no anteparo, 

exatamente na direção das emissões "α". 

luminosos. 

Em outros pontos do anteparo apareciam de tempos em tempos pontos 

INTERPRETAÇÃO: A maioria das partículas "α" atravessam a lâmina de 

ouro como se esta fosse uma peneira. Apenas algumas partículas sofrem desvios. 

Estas observações levaram a crer que a matéria é praticamente oca. Embora 

a lâmina de ouro pareça compacta é constituída de muitas camadas de átomos de 

ouro. 

Rutherford fez as seguintes proposições: 

A) O átomo deve ser constituído de uma parte central (caroço) e que foi 

denominado núcleo . Este deve ter carga POSITIVA, pois repele violentamente as 

partículas "α" que possuem carga positiva , quando estas passam próximo ao 

núcleo. 

119


120 


B) Analisando o número de 

partículas "α" que sofreram desvios, em 

relação aquelas que atravessaram 

normalmente a lâmina, conclui-se que 

o"tamanho do núcleo, deve ser 

extremamente pequeno em relação ao 

átomo'. Os cálculos probabilísticos revelam 

que: 

Raio do núcleo = do Raio do átomo 

Isto quer dizer que, se o núcleo tivesse 1 metro de diâmetro, o átomo teria 

um diâmetro de 10 Km, no mínimo. 

A título ilustrativo, imaginemos uma bola de tênis no centro do Estádio 

Maracanã. Então a bola seria o núcleo e o estádio seria o átomo, em termos 

proporcionais com o verdadeiro átomo. 

C) Se o átomo tivesse apenas 

núcleos positivos e nada mais, qualquer 

matéria, como a lâmina de ouro, seria 

eletricamente muito positiva! 

Para contornar este fato, Rutherford 

admitiu que a carga nuclear seria 

equilibrada por elétrons. Esses elétrons não 

poderiam estar parados, pois seriam atraídos 

para o núcleo e o átomo seria um sistema 

instável. Foi admitido um equilíbrio dinâmico 

ou seja: "Os elétrons devem girar em redor do 

núcleo, em órbitas circulares". 

Como o átomo é elétricamente neutro, a carga total dos elétrons deve 

ser igual à carga do núcleo. Pode-se comparar a estrutura atômica com o sistema 

planetário: o Sol atrai a Terra; como a Terra gira em redor do Sol, eles 

mantém um equilíbrio dinâmico.


CONTRADIÇÃO À TEORIA DE RUTHERFORD 

Mal a teoria fora lançada, ela teve que vencer diversos obstáculos. Uma forte 

contradição apareceu imediatamente, em relação à trajetória e energia do elétron. 

A TEORIA DE BOHR 

121 

Segundo a teoria clássica de Maxwell, no 

estudo do eletromagnetismo, qualquer carga 

elétrica acelerada emite energia em forma de onda 

eletromagnética. 

Ora, o elétron em movimento circular está 

constantemente sujeito à aceleração centrípeta 

(Ycp) e , continuamente deveria emitir energia. 

Perder energia significa perder velocidade 

e, para que o elétron continuasse em equilíbrio com 

o núcleo, seria necessário diminuir o raio da 

trajetória. Então, o movimento do elétron teria 

uma trajetória em espiral. Dentro em breve o 

elétron cairia no núcleo e qualquer átomo teria 

estrutura instável. Absurdo!!!. 

Foi o físico dinamarquês Niels Bohr quem introduziu a justificação energética 

para o elétron, aceitando-se o modelo de Rutherford. 

Bohr achou que nem todas as leis que eram válidas na Física Clássica 

(resultantes de observações experimentais) deveriam ser seguidas pelas partículas 

constituintes do átomo. 

Foi o caso do elétron girando em torno do núcleo. Para este, Bohr estabeleceu 

certas proposições baseadas na teoria quântica de Planck, que se tornaram 

conhecidas como"POSTULADOS DE BOHR" fugindo das restrições impostas pela 

física Clássica. 

Os constituintes do átomo passam a respeitar novas leis que são baseadas 

na mecânica quântica. 

Em simples palavras, os postulados de Bohr são: 

A) "Os elétrons giram em redor do núcleo em órbitas circulares bem 

definidas e, espontaneamente,ao fazê-lo, eles não irradiam energia." 

B) "Quando um elétron passa de uma órbita para outra, ele emite ou 

absorve, determinada energia dada pela expressão: 

∆E = h.f


Sendo: 

h - constante de Planck = 6,6 x IO -27 erg x seg. 

f - frequência da radiação absorvida ou emitida. 

122 

estrutura do átomo -3 

A energia “ absorvida ou emitida por um elétron'” é sempre de"um fóton”. 

Embora os elétrons girem em órbitas circulares, eles não irradiam energia 

espontaneamente. 

Para afastar o elétron do núcleo, Quando um elétron "passa" 

ele absorve um fóton de a uma órbita mais interna, ele 

energia "q = h.f." emite um fóton de energia "q=h.f.“ 

Bohr não enunciou esses postulados apenas com base intuitiva; muitos 

cientistas já haviam estudado os espectros de emissão do hidroqênio e seus resultados 

permitiram que fossem enunciados aqueles postulados.


Vamos descrever rapidamente o que é um espectro de emissão. 

Imagine uma lâmpada incandescente, uma lente, um prisma de vidro e 

um anteparo branco como indica o esquema abaixo: 

No anteparo serão projetadas as sete cores, numa seqüência como àquela que 

aparece no arco-íris. De cima para baixo: vermelho, alaranjado, amarelo, verde, azul, 

anil e violeta. 

contínuo. 

As cores sofrem uma mudança gradativa e, teremos então um espectro 

123


gás hidrogênio. 

124 


Vamos substituir a lâmpada incandescente por um tubo de Geisller contendo 

Observa-se que, durante a descarga, no anteparo aparecem linhas luminosas, 

umas distanciadas das outras. Trata-se, portanto, de um 'espectro descontínuo ou 

espectro linear ou de raias" 

Observação: 

Na verdade, durante a descarga no tubo de hidrogênio, ainda são emitidos 

raios ultra-violetas e infra-vermelhos que são invisíveis, que seriam detectados se 

utilizasse prisma de quartzo e anteparo:: especiais (filmes ou materiais 

fluorescentes). 

Por que surgem estas linhas durante a descarga? 

Eis a explicação: 

Durante a descarga, elétrons saem do cátodo e dirigem-se para o ânodo (veja 

capítulo 1). Pode um desses elétrons colidir com um elétron do átomo de hidrogênio (I 

e II) e jogá-lo numa órbita mais externa (III), resultando um estado instável no átomo. 

O elétron tende a voltar para a órbita inicial e, na transição, ele emite uma radiação. 

Agora que sabemos o que é um espectro de emissão, vamos narrar como, o 

famoso cientista dinamarquês, conseguiu contornar a contradição à teoria de 

Maxwell. 

Bohr examinou cuidadosamente as experiências realizadas por 

Lyman, Balmer e Paschen.


Estes cientistas estudaram as emissões produzidas durante a descarga de 

um tubo de Geissler contendo hidrogênio: 

Lyman, preocupou-se com as emissões na região da luz ultra-violeta; Balmer 

na parte da luz visível e, Paschen, anotou as radiações dos infra-vermelhos. 

Os comprimentos de onda das diversas radiações foram anotadas, e eles 

encontraram as seguintes fórmulas: 

Os inversos de "λ' estavam assim relacionados, como indicam as fórmulas 

puramente empíricas. Nestas relações, "R" é a constante de Rydberg e vale: 

fórmula: 

R = 1 ,097 x 10 7 m -1 ; "n" é apenas número natural. 

Por exemp1o: 

Vejamos as anotações feitas por Balmer na região da luz visível. 

No filme ele encontrou os seguintes "λ": 

Êle mesmo verificou que, os valores de "λ" obedeciam à seguinte 

125


126 


Este resultado concorda com o maior valor de "λ" lido no espectrômetro. 

Quando Bohr examinou estas correlações, sugeriu que, o movimento dos 

elétrons obedecessem a determinadas leis energéticas. Foi assim que êle adaptou ao 

fenômeno a teoria quântica de Planck. 

no espectro? 

Eis agora a interpretação de Bohr: 

Por que apareciam diferentes valores de " λ " 

O átomo de hidrogênio, no estado normal, 

apresenta um elétron girando numa região próxima 

do núcleo. Aí, esse elétron tem posição estável. 

Quando esse elétron receba energia, êle 

passa a girar numa órbita mais externa, porém, a 

sua estabilidade é pequena. Dentro de pouco tempo, 

o elétron voltará à_ órbita inicial. E nessa volta que 

ocorrera emissão de ondas eletromagnéticas de 

comprimento de onda "A" (uma 

forma de energia). 

Devem existir diversas órbitas, onde os elétrons possam estacionar 

temporariamente. 

A cada órbita estacionária deve 

corresponder determinada energia para o elétron. 

Acontece que, a variação de energia , devo ser 

descontínua, como se fossem "degraus de uma 

escadaria". 

Vamos supor que o elétron fosse uma 

pequena bola. Quando ela fosse lançada, teria 

recebido energia e, iria atingir deter


minado degrau. Daí, a descida seria feita por "saltos" (não obrigatóriamente 

de degrau em degrau), e em cada etapa, perderia uma parcela da energia. 

No átomo, quando o elétron é colocado numa órbita externa, ele tende a voltar 

à órbita inicial, pelo processo de "saltos". Porém, esses saltos podem ser diferentes nos 

diversos átomos. A cada tipo de salto corresponde determinado "λ". 

Mas, saltos maiores significam maiores perdas de energia! 

Então, todo "λ" está associado a determinada variação de energia. 

Qual seria a relação entre o "λ" e a variação de energia? 

Foi aí que Bohr aplicou a teoria de Planck: 

Sabe-se que: 

λ = c f freqüência de radiação 

f c velocidade da luz 

e segundo Planck: 

________________________________ 

energia do fóton = q = h.f 

__________________________________ 

h = constante de Planck = 6,6 x IO -27 erg x seg 

onde: 

q = quantum 

Resumindo: 

a) Para um elétron que volta à posição normal através de saltos, em 

cada salto, ele só emite um fóton. 

b) Se os fótons emitidos possuem energias diferentes, conclui-se que 

existem diferentes tipos de saltos. 

c) Cada fóton tem energia q = h.f donde se conclui que o número de saltos 

diferentes corresponde ao número de diferentes frequências (ou de λ diferentes). 

d) Foi assim que Bohr supôs que existissem órbitas circulares bem 

determinadas onde os elétrons poderiam girar como esta no desenho da pagina 

seguinte. Cada órbita recebeu um número n inteiro. 

e) O número de raias que aparecem no espectro correspondem a todos os 

possíveis saltos dos elétrons utilizando-se apenas as n órbitas. 

Não existem órbitas intermediárias, pois no espectro não se constatou 

nenhum valor de λ que fosse compatível com essa hipótese. 

127


128 


Neste desenho esquemático, temos os correspondentes "saltos" do elétron 

nas séries de Lyman, Balmer e Paschen. 

Num gráfico energético teríamos:


No desenho esquemático vê-se que, para cada "n", corresponde determinada 

energia. Então, a energia do elétron não varia de modo continuo. 

Apenas as posições inicial e final no "salto do elétron" é que determina o "X_" 

do fóton emitido. 

Para melhor visualizar a idéia energética do elétron, imagine uma miniatura 

de um estádio de futebol com suas arquibancadas. 

campo). 

Suponhamos que o jogador esteja bem próximo das arquibancadas (fora do 

Faça de conta que a "bola" é o elétron que, chutada pelo "era que" (que 

fornece energia), vai para o alto e depois desce a arquibancada dando "saltos". 

4, ...). 

Vamos supor que as arquibancadas sejam indicadas por (n = 1, 2, 3, 

A bola recebe energia atingindo determinado "n". Ela voltará à posição inicial 

(n = 1), porém, os caminhos serão os mais variados. 

No desenho temos a volta (n = 6 n = 3 n = 1). Poderia até voltar 

diretamente. Para cada salto diferente, a bola perde diferente energia. 

Pode ainda acontecer que, com um "chute" muito forte, a bola saísse do 

estádio (no átomo seria a ionização). 

129


130 


Bohr achou que, cada elétron possui sua "arquibancada de estabilidade" bem 

determinada. Aí, o elétron gira em redor do núcleo, sem irradiar energia. 

Se um elétron é deslocado de sua arquibancada para outra superior, ele 

tende a voltar à posição inicial (diretamente ou por etapas), com irradiação de energia. 

Observa-se que, as energias são bem definidas para cada arquibancada. 

Os diversos estados energéticos do elétron,foram relacionados com regiões, de 

maior ou menor distância,até o núcleo. Estas regiões, são as CAMADAS 

ELETRÔNICAS ou NÍVEIS ELETRÔNICOS. 

Cada camada eletrônica pode ter um máximo de elétrons, assunto que 

discutiremos a seguir. 

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 

Os átomos até hoje conhecidos apresentam seus elétrons em camadas, tendo 

um máximo de 7 camadas de estabilidade, denominadas: K, L, M, N, 0, P e Q. 

O cálculo desses máximos de elétrons será discutido adiante. 

Experimentalmente, constatou-se que, num átomo estável, o máximo de 

elétrons na camada externa é 8. 

Regra para a distribuição eletrônica: 

Vamos repetir a regra que foi dada no capítulo 2 do LIVRO I. 

a) Preencha as camadas na ordem:_K, L, M, N, ... etc. Nessa ordem, coloque 

o máximo de elétrons que aceita cada camada. Assim, K - 2, L - 8, M - 18, ... etc, até 

completar o total de elétrons do átomo. 

b) Verifique o número de elétrons na camada mais externa. Se ela 

tiver mais de 8 elétrons deve-se: 

CANCELAR esse número e deixar apenas 8 ou 18 elétrons. 

(Escreve 8 ou 18; aquele que for imediatamente inferior ao número 

a ser cancelado).


- a_ diferença entre o número cancelado e 8 ou 18 (imediatamente 

inferior), deve ser escrito na camada seguinte. 

c) Se ainda, a nova camada tem mais de 8 elétrons, deve-se repetir 

a operação do item b. 

Então temos: 

externa? 

EXERCÍCIOS 

(111) Seja a configuração eletrônica do átomo de cálcio de Z = 20. 

(112) Seja a configuração eletrônica do átomo de iodo de Z=53. 

(113) Seja a configuração eletrônica do átomo de frâncio de 

(114) Escreva a configuração eletrônica do átomo de alumínio de 

Z = 13, segundo suas camadas eletrônicas. 

(115) Idem, para o átomo de antimônio de Z = 51. 

(116) Quantos elétrons possui o átomo de Z = 37 na sua camada 

a) 1 b) 8 c) 9 d) 5 

131


132 


(118) Quantas camadas eletrônicas possui o átomo de Z = 56? 

a) 5 c) 7 

b) 6 d) 2 

(119) Quantos elétrons possui a penúltima camada do átomo de 

germânio de Z = 32? 

a) 2 c) 18 

b) 8 d) 32 

Os elementos de transição 

═════════════════════ 

A regra que foi citada abrange um grande número de átomos. Porém, 

constata-se experimentalmente que ela NÃO VALE para os ELEMENTOS DE 

TRANSIÇÃO. 

Os elementos de transição serão estudados no capitulo 5 deste livro, onde se 

trata da classificação periódica dos elementos. 

Adiantando as afirmações, podemos dizer que, os elementos de transição 

aparecem no 49, 59, 69 e 79 períodos da tabela e seus números atômicos estão 

compreendidos entre: 

21----------- 28 

39----------- 46 

5 7---------- 78 

89-----------103 

Dada a distribuição eletrônica desses elementos é facílimo o seu 

reconhecimento, porque qualquer um deles possui: 

a) 1 ou 2 elétrons na camada externa. 

b) Pelo menos uma camada interna com número de elétrons diferente 

de 2, 8, 18 ou 32. 

EXERCÍCIOS 

(120) O átomo de ferro de Z = 26 possui a seguinte configuração


(121) Sejam os átomos A, B, C e D cujas configurações eletrônicas 

estão abaixo indicadas. Aponte aquele que é de transição. 

Como já dissemos, a regra da distribuição eletrônica diretamente nas 

camadas é válida somente para elementos não de transição. 

Os elementos não de transição apresentam nas camadas internas, número de 

elétrons 2, 8, 18 e 32 enquanto aqueles de transição possuem pelo menos uma 

camada interna com diferente número de elétrons. 

══════════════ 

C A EVOLUÇÃO 

DA TEORIA DE 

RUTHERFORD-BOHR 

A teoria de Rutherford-Bohr foi muito bem sucedida, quando aplicada ao 

átomo com apenas 1 elétron (Hidrogênio, deutério e hélio ionizado). Quando se tratava 

de espectros de átomos mais complexos, com diversos elétrons, surgiram dificuldades 

em adaptar a teoria, e houve necessidade de adaptar novas grandezas quânticas. 

Num sistema com diversos elétrons ocorrem interações entre esses elétrons e 

o espectro, ao invés de ser"espectro de linhas" aparece na forma de "espectro de raias". 

Estas "raias" são diversas linhas umas muito próximas das outras. 

133


134 


O exame mais minucioso é 

denominado "espectro fino". 

Se cada raia está associada a 5 

linhas, isto significa que ocorreram 5 saltos 

muito semelhantes. 

Esta experiência força a aceitar que 

elétrons com o mesmo número quântico 

principal possuem diferentes energias. Há 

necessidade de introduzir outros números 

quânticos para caracterizar a energia do 

elétron num átomo. 

Foi Sommerfold, quem deu o primeiro passo para a ampliação à teoria de 

Bohr. Ele admitiu a possibilidade de órbitas elípticas com diferentes excentricidades, 

para um mesmo número quântico principal n. 

Assim os elétrons da camada 'M" (n = 3) poderiam ter 3 tipos de elipses. 

Foi introduzido um 29 número quântico para caracterizar estas elipses de 

diferentes excentricidades. E o número quântico azimutal ℓ, também denominado 

número quântico secundário. 

Os valores que ℓ pode assumir variam de 0 até (n - 1). Por exemplo, na 

camada N (n = 4) , os possíveis valores são: ℓ, = 0, 1 , 2 e 3. 

Temos, então, 4 tipos de elipses. Quanto maior o valor de t a elipse é mais 

"arredondada". O máximo valor de ℓ, portanto ℓ=(n-l), no exemplo ℓ = 3, corresponde à 

elipse mais arredondada, ou seja, uma circunferência. 

Quanto maior o valor de ℓ maior é a energia do elétron. 

Cientificamente, ao invés de falar que os elétrons têm trajetórias de diferentes 

excentricidades, diz-se que, os elétrons descrevem órbitas de diferentes momentos 

angulares.


135 

Sejam os elétrons das três órbitas 

desenhadas na figura anterior. A órbita 

circular de ℓ = (n - 1) é aquela de maior 

energia. Se esses elétrons "saltam" para um 

nível energético mais baixo, emitirão fótons 

com diferentes λ e portanto, teremos 

impressões em diferentes regiões no espectro. 

A trajetória de um elétron pode ser 

considerada uma corrente elétrica. Esta 

corrente cria um campo magnético 

perpendicular ao plano dessa trajetória (elipse 

ou circunferêncial . 

Quando colocamos um átomo numa 

região de intenso campo magnético, o vetor H 

criado pelo elétron sofre uma orientação, 

forçando-o a tornar paralelo ao campo 

magnético externo. 

Se efetuarmos "saltos" de elétrons, 

dentro de um campo magnético, observam-se 

novos tipos de emissões. 

Este fenômeno é conhecido como 

EFEITO ZEEMAN.


136 


A explicação é que, como os vetores H criados pelos elétrons têm 

diferentes orientações, acumulam-se diferentes energias nesses elétrons, quando 

dentro de forte campo magnético. 

efeito Zeeman. 

Para cada orientação de H, será produzida uma linha espectral no 

Numa linguagem científica dizemos que, o elétron tem um momento 

magnético (ao invés de dizer que a sua trajetória cria um campo magnético). 

Para determinado momento magnético, podemos associar um vetor que 

apresenta determinada orientação espacial e recebe um terceiro número quântico 

denominado número quântico magnético (m ℓ ). 

Verificou-se que esse número quântico magnético pode ter valores inteiros 

no intervalo: -ℓ, ..., 0, ..., +ℓ. 

Assim, os elétrons de ℓ = 3, podem ter m ℓ -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. 

Por enquanto, estamos admitindo o elétron como uma partícula elementar 

que gira em redor do núcleo, em órbitas elípticas ou circulares, tendo trajetórias em 

planos bem definidos. 

Examinando os espectros com maior precisão, 

ou seja, obtendo-se o "espectro fino" vê-se que cada 

raia espectral tem diversas linhas. 

A primeira raia da série de Balmer é, na 

verdade, constituída de 2 linhas muito próximas, com 

uma diferença de 0,14 Ǻ no comprimento. 

Como poderia ser explicada a "estrutura fina" 

das raias espectrais? 

Em 1925 foi sugerido que isso o corria porque o elétron pode ser considerado 

como uma carga esférica que gira em torno do eixo axial, ou seja, teria também um


movimento de rotação próprio. 

Em outras palavras, o elétron é considerado como um pequeno eletro- 

imã. Este imã vai se orientar dentro do campo magnético criado pelo seu 

movimento de translação em redor do núcleo. Existem dois tipos de 

orientação: paralelo e anti-paralelo. 

Estes dois tipos de orientação dos elétrons forçaram a introduzir o 4º. 

número quântico denominado número quântico de spin ms . 

Os valores de ms podem ser: - 1/2 e + 1/2. 

Para caracterizar determinado elétron de um átomo, são necessários 4 

números quânticos: 

a) número quântico principal n 

b) número quântico azimutal ℓ 

c) número quântico magnético mℓ 

d) número quântico de spin ms 

Esses números quânticos podem ter os seguintes valores: 

══════════════════ 

137


138 


D PRINCÍPIO DE 

EXCLUSÃO DE PAULI 

Após examinar cuidadosamente os espectros de diversos átomos, 

Wolfgang Pauli enunciou o conhecido princípio da exclusão. 

Num átomo nunca existem 2 elétrons com seus 4 

números quânticos iguais. 

Para você entender melhor, imagine um sistema telefônico que utiliza 4 

números. Será preciso discar 4 números para determinar um aparelho. No elétron 

precisamos de 4 números quânticos para determiná-lo. 

Por outro lado, neste sistema telefônico não existem 2 aparelhos com os 4 

números iguais, limitando-se o número de aparelhos que o sistema comporta. 

O principio da exclusão de Pauli limita também o número de elétrons que 

cada camada pode admitir. 

Por exemplo: Na camada L (n = 2) teremos os valores de ℓ = 0 e 1 pois, o 

máximo é (n - 1) . Ainda mℓ tem suas limitações desde -ℓ a + ℓ. 

Teremos então estes elétrons: 

Conclusão: 

A camada "L",admite no máximo 8 elétrons. 

Os detalhes sobre as conseqüências do principio da exclusão são de Pauli 

serão estudadas adiante, neste mesmo capítulo.


E A MECÂNICA 

139 

ONDULATÓRIA 

Em 1924, o físico francês Louis de Broglie sugeriu que o elétron 

também pudesse ser encarado como uma onda. 

Quando um fóton colide com um elétron, este adquire mais energia e, o fóton 

resultante, após o choque, perde parte da energia. Esse fenômeno e denominado efeito 

Compton. 

A proposição de "de Broglie" era simples: 

Se os fótons.que comumente afirmamos serem ondas, podem algumas 

vezes apresentar propriedades de corpúsculos (como no efeito Compton), por que 

os elétrons não poderiam apresentar propriedades ondulatórias? 

Inicialmente, a proposição recebeu diversas criticas, mas logo 

apareceram provas que corroboravam a teoria. 

Experiências de Germer e Davisson vieram provar que, elétrons podem sofrer 

difração obedecendo as leis ondulatórias como se fossem ondas sonoras, luminosas, 

etc. 

Vejamos uma comparação como recurso didático: 

Um "cara" metralha a esmo, próximo a uma esquina.


140 


As balas caminham praticamente em linha reta. No entanto, o "som" da 

rajada sofre difração na quina da parede e o indivíduo agachado, protegido das balas, 

pode ouvir a rajada. Isto quer dizer que o som "dobra a esquina", que é uma das 

características na propagação ondulatória. 

Se a metralhadora atirasse elétrons, estes sofreriam difração na quina e iriam 

atingir o indivíduo, caracterizando a sua própriodade ondulatória. 

Esse fato levou a crer que, poderia associar ao elétron uma onda de 

determinado comprimento de onda λ. 

De Broglie propôs que, qualquer partícula material em movimento teria 

uma onda associada com o comprimento de onda. 

onde; 

λ comprimento de onda associada 

h constante de Planck 

m massa da partícula 

v velocidade da partícula 

Reparem na equação 

Um corpúsculo que tem massa elevada teria um λ muito pequeno. Por 

exemplo, uma bola de tênis em movimento possui um λ, porém é tão pequeno o seu 

valor que, torna-se imperceptível na prática. 

Física denomina do "Mecânica Ondulatória". 

Um elétron, segundo Bohr, 

descreve uma órbita circular. Segundo De 

Broglie, a trajetória do elétron é a de uma 

onda, como indica a figura ao lado. E ainda, 

a trajetória devo conter um número inteiro 

de λ. 

Neste caso, o elétron não é 

considerado como uma partícula; ele é 

considerado como um conjunto do ondas 

que vibram em redor do núcleo. 

Criou-se, então, um novo ramo na


O princípio das incertezas 

É difícil aceitar certas teorias, quando elas fogem dos aspectos de fenômenos 

cotidianos. Antes cientistas pensavam em átomos = esfera, elétron = satélite, etc. 

Na verdade, quando vamos ao mundo subatômico, as teorias clássicas 

perdem sua validade e necessitamos de novos conceitos. - Como este por exemplo, 

do elétron ser encarado como uma onda. 

Às vezes, esses novos conceitos entram em choque com a nossa mente 

intuitiva, sendo difícil sua aceitação. É o que está acontecendo com a teoria matéria 

------- onda e também acontecerá com o princípio das incertezas. 

O princípio das incertezas diz que: 

_______________________________________________________________ 

Jamais poderemos determinar simultâneamente a posição 

de uma partícula e a sua velocidade num dado instante. 

______________________________________________________________ 

Em outras palavras: quanto mais exata for a determinação da posição de uma 

partícula., em determinado instante, maior incerteza te remos na sua velocidade, e 

vice-versa. 

Para um elétron em movimento em redor do núcleo, pode-se determinar sua 

energia, mas há indeterminação na velocidade e posição desse elétron, num dado 

instante. 

Torna-se absurdo falar na trajetória de um elétron em redor do núcleo (como 

supôs Bohr), para um elétron com energia e momento angular determinados. 

Pode-se falar numa região de máxima probabilidade de se encontrar 

determinado elétron. 

Um físico austríaco Erwin Schrodinger conseguiu adaptar ao elétron as 

teorias de Heisenberb e De Groglie. 

Utilizando-se equações do movimento de ondas, em coordenadas cartezianas, 

ele conseguiu deduzir equações matemáticas que deter minam regiões no espaço, onde 

temos a máxima probabilidade de se encontrar determinado elétron. 

Esta região é denominada ORBITAL do elétron. 

141 

A figura ao lado é a visualização do 

orbital do elétron do átomo de hidrogênio, 

no estado normal .


142 


ORBITAL é a região do espaço onde se tem a máxima 

probabilidade de se encontrar determinado elétron. 

Apenas para efeito ilustrativo, vamos imaginar um beija-flor, seu ninho e 

suas vizinhanças. Tudo está imóvel exceto o beija-flor. 

Lancemos mão de uma câmara fotográfica e vamos bater chapas de 10 em 10 

segundos. Assim, as posições do beija-flor serão dadas em cada 10 segundos e vamos 

registrá-las num mapa (figura). 

No mapa vê-se que, com maior freqüência, o beija-flor esteve perto do ninho 

(núcleo). O conjunto de todos os pontos por onde o beija-flor esteve, é denominado do 

ORBITAL desse pássaro. 

circular fosse: 

══════════════════ 

F NÍVEIS 

SUBNÍVEIS 

E ORBITAIS 

Quando Bohr enunciou os postulados, sugeriu que o raio da órbita


sendo: 

h - constante de Planck = 6,6 x 10 -27 erg x seg 

π - 3,1416 

m - massa do elétron 

v - velocidade do elétron 

n - número inteiro 

Para os átomos estáveis os valores de "n" podem ser: 

1 < n < 7 

143 

2 

Hoje, não tem mais sentido falar em raio da órbita e a interpretação de "R" 

seria: a distância mais provável do elétron ao núcleo. 

Conforme o "n" adquira valores 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7, dizemos que o elétron 

pertence às camadas ou níveis K, L, M, N, O, P e Q respectivamente. 

Pela equação de Bohr vê-se que, quanto maior o "n", o elétron encontra-se 

mais afastado do núcleo. 

Na camada "K", existe apenas 1 tipo de orbital. 

Esse orbital é chamado "ls" e tem forma esférica. 

Na verdade, o orbital não possui um limite nítido, porém, representaremos 

com figuras geométricas com a finalidade de facilitar a visualização espacial. 

Na camada L, ou seja, para o número quântico principal "2" , existem duas 

formas de orbitais: "s" e "p". 

Chamaremos de orbitais "2s" e "2p". Reparem que a letra do orbital é sempre 

precedida pelo número quântico principal que no caso é "2".


0 orbital "2s" é uma corôa esférica que envolve "ls". 

144 


Os orbitais "2p" são três, denominados: "2px ", "2py " e "2pz ", que se orientam 

em 3 eixos triortogonais "x", "y e "z" respectivamente. 

Cada orbital "p" tem formato de halteres. 

Os orbitais "2px", "2py", e "2pz" constituem 

um conjunto de orbitais que é denominado 

SUBNÍVEL. Este é o subnível 2p que e o conjunto 

de todos os orbitais 2p (2px, 2py e 2pz). 

O conjunto dos subníveis de mesmo 

número quântico principal definem a camada 

ou nível eletrônico. 

Neste caso temos:


ORBITAIS. 

Resumindo : 

Os elétrons de mesmo número quântico principal podem estar em diversos 

Os orbitais formam agrupamentos que são chamados de SUBNÍVEIS. 

Esses subníveis é que constituem os conjuntos denominados de CAMADAS. 

É como num prédio de apartamentos, por analogia! 

Os habitantes (elétrons) se encontram nos cômodos (orbitais); os cômodos 

constituem o apartamento (subnível); um conjunto de apartamentos determinam um 

andar (camada) e o conjunto de andares constituem o prédio (eletrosfera). 

145 

Vamos à camada "M". 

Esta camada apresenta os se guintes 

subníveis: 3s, 3p e 3d. 

- 0 subnível "3s" é constituído apenas 

pelo orbital "3s"que ê uma coroa esférica 

envolvendo "2s". 

- O subnível "3p" é constituído pelos 

orbitais 3px , 3py e 3pz dispostos em 3 eixos 

triortogonais. 

- 0 subnível "3d" é constituído de 5 orbitais assim denominados: 

"3dxy", "3dyz", "3dxz," "3dx2-y2" e "3dz2".


Eis as formas geométricas que representam esses orbitais: 

146 


Mas como poderemos prever o número de orbitais numa camada? 

A mecânica quântica ê quem pode dar esta resposta. As discussões das 

equações que nos poderiam responder ficarão em suspenso por estarem fora do 

nível deste curso. 

Teoricamente, pode-se dizer que, um átomo possui camadas K, L, M, N, ... 

onde os elétrons teriam seus números quânticos principais n = 1, 2, 3, 4, ... 

respectivamente. 

Logo, um elétron da camada "P" tem: n = 6. 

Cada camada é constituída de subníveis. Cada subnível tem um número 

quântico secundário ou,também chamado, número quântico azimutal, indicado por 

ℓ (inteiro).

M? 


Os valores de ℓ são: 0, 1, 2, 3, ... (n - 1). 

Por exemplo: 

A camada "M" tem no. quântico principal n = 3. 

Então, os subníveis possíveis serão com valores de ℓ = 0, l e 2. 

Conclusão: a camada "M" possui 3 subníveis. 

147 

Cada subnível recebeu letras do alfabeto 

conforme seja o seu número quântico azimutal ℓ 

(veja a correspondência ao lado) . 

Na prática só se conhecem valores de ℓ ≤ 3 

para os átomos estáveis. 

Portanto os subníveis g, h, i, j, etc são 

puramente teóricos. 

As letras "s", "p", "d" e "f" foram 

extraídas do inglês: sharp, principal, diffuse e 

fundamental, respectivamente. 

Estas palavras estão relacionadas com os espectros de emissão. 

EXERCÍCIOS 

Quais os subníveis que apresenta a camada N? 

Temos: 

então: 

e os subníveis são: 

camada N n = 4 

ℓ = 0, 1, 2 e 3 

s, p, d e f 

Resposta: os subníveis são 4s, .4p, 4d e 4f. 

(123) Quantos subníveis tem o átomo normal que possui as camadas K. L e 

Cada subnível é constituído de orbitais. Cada orbital recebe um número que é 

chamado número quântico magnético (mℓ). A mecânica quântica garante que os 

valores de mℓ so podem ser - ℓ, ..., -1, 0, +1, ..., + ℓ (todos inteiros). 

Então, o subnível d cujo valor de ℓ. = 2 possui orbitais cujos números 

quânticos magnéticos são: 

-2, -1, 0, +1, +2. 

0 subnível d possui 5 orbitais.


Pauli. 

(124) Quantos orbitais possui a camada "L"? 

Sendo camada L: 

Então: 

n = 2 ; ℓ = 0 e ℓ =1 

Para ℓ = 0 { m ℓ = 0 

Para ℓ = 1 

A camada "L" possui 4 orbitais. 

(125) Quantos orbitais possui o subnível 4f ? 

a) 4 c) 6 e) 10 

b) 28 d) 7 

(126) Quantos orbitais possui a camada M ? 

a) 9 c) 3 e) 7 

b) 5 d) 6 

E em cada orbital, quantos elétrons podem existir? 

148 


A resposta a esta pergunta pode ser dada pelo Princípio da exclusão de 

Vimos que, este princípio_assegura que num átomo não pode existir 2 

elétrons com seus 4 números quânticos iguais. Dois elétrons do mesmo orbital já 

possuem 3 números quânticos iguais (n, ℓ e mℓ), pois esses elétrons são da mesma 

camada (n), do mesmo sub nível (ℓ) , e do mesmo orbital (mℓ) . 

Por outro lado, o número quântico de spin só pode ser -1/2 e +1/2. Então, a 

outra forma de enunciar o principio da exclusão é: 

___________________________________________________________________________ 

Num orbital, encontram-se no máximo 2 elétrons e eles 

possuem spins opostos. 

_______________________________________________________________ 

Conclusão: 

Num orbital teremos apenas 2 elétrons, no máximo._ A mecânica quântica 

deduz que o primeiro_elétron do orbital tem número quântico de spin -1/2. 0 

segundo elétron terá ms = + 1/2.


EXERCÍCIOS 

(127) Quais são os números quânticos dos 2 elétrons externos do 

átomo de mercúrio sabendo-se que eles pertencem ao subnível 6s? 

Resolução: 

pois : 

subnível 6s -> camada com n = 6 

Logo: 

mℓ = 0 

-ℓ < mℓ < + ℓÍ 

como os valores de ms são: 

-1/2 e +1/2 

subnível com ℓ = 0 

Os conjuntos dos números quânticos são: 

6, 0, 0, -1/2 

6, 0, 0, +1/2 

(128) Dar o conjunto dos números quânticos do elétron externo do 

átomo de potássio cujo Z = 19. 

cada camada. 

a) 1, 0, 0, -1/2 c) 4, 0, 0, -1/2 

b) 3, 0, 1, -1/2 d) 4, 0, 0, +1/2 

════════════════════ 

Diante do que foi estudado podemos prever o máximo de elétrons em 

Em primeiro lugar vamos determinar o número de orbitais nos 

diferentes subníveis. 

149


11, ...orbitais. 

150 


Anàlogamente os subníveis teóricos g, h, ... teriam o máximo de 9, 

Observe que o número de ORBITAIS num SUBNÍVEL é sempre ÍMPAR. 

Como em cada orbital só cabem no máximo 2 elétrons. 

subníveis orbitais elétrons 

s ------------------------ 1 ----------------------- 2 

p ------------------------ 3 ----------------------- 6 

d ------------------------ 5 ----------------------- 10 

f ------------------------- 7 ----------------------- 14 

Temos aí os máximos de elétrons em cada subnível. 

Vejamos agora os subníveis em cada camada: 

Lembremos que ℓ = 0, 1, 2, 3, ... até (n - 1). 

Nas camadas O, P e Q deveriam existir novos tipos de subníveis (g, h, i, j , 

etc). Na realidade essas camadas não apresentam todos os subníveis teoricamente 

admissíveis. 

então, o 5g) . 

experimentais. 

Na camada O existem os subníveis 5s, 5p, 5d e 5f (deveria aparecer, 

Na camada P temos os subníveis 6s, 6p e 6d. 

Na camada Q temos apenas o subnível 7s. 

Estas conclusões foram levantadas de trabalhos puramente


Temos, num resumo geral: 

(Obs.: Na prática, para a camada "P" só foi encontrado o átomo com 

um máximo de 10 elétrons). 

════════════════════ 

G REPRESENTAÇÃO 

151 

GRÁFICA E 

REGRA DE HUND 

Vimos que um subnível é um conjunto de orbitais. Lembremos que os 

subníveis s, p, d e f, apresentam respectivamente 1, 3, 5 e 7 orbitais. 

Cada orbital será representado por um quadrado (gaiola) em cujo 

interior representaremos os elétrons.


152 


Cada orbital possui um número quântico magnético mℓ, que recebeu a 

seguinte convenção: sempre o orbital central tem: mℓ = 0; à esquerda temos mℓ 

negativos e à direita mℓ positivos. 

Exemplo: 

d 

-2 -1 0 +1 +2 

Evidentemente o orbital do subnível s tem mℓ = 0 

EXERCÍCIO 

(129) Qual o valor de mℓ do orbital colocado na extremidade direita, 

quando se representa o subnível f ? 

a) 0 

b) -3 d) +3 

c) +2 e) -1 

Os elétrons que irão ocupar os orbitais serão indicados por setas para cima 

↑ ou para baixo ↓ . 

A seta para cima (↑) representará o 1º. elétron a ocupar determinado orbital; a 

seta para baixo (↓) indicará o 2º. elétron que se encontra num orbital. 

Sabe-se ainda que: 

no. quântico de spin 

↑ —► 1º. elétron -------------------► - 1/2 

↓ —►2º. elétron -------------------► + 1/2 

Exemplos: 

Seja o subnível ls com 1 elétron -------- 

Seja o subnível ls com 2 elétrons -------- 

Regra para preenchimento de elétrons num subnível 

Experimentalmente constata-se que os primeiros elétrons, a ocupar um 

subnível apresentam valores de mℓ e ms menores possíveis. Por exemplo: no subnível 

d inicia-se com mℓ = -3 e ms = -1/2. Isto significa que, deve-se colocar setas para cima 

da esquerda para a direita. Ainda todos os orbitais receberão 1 elétron ↑(-1/2) e, só 

depois, é que completaremos os orbitais da esquerda para a direita (ordem crescente 

de mℓ ) com os elétrons↓ (+1/2).


Exemplo: 

Dar a representação gráfica do subnível 3d que possui 7 elétrons . 

O preenchimento dessas "gaiolas", é conhecido como regra de Hund 

que assim é enunciado: 

______________________________________________________________ 

Num subnível, enquanto todos os orbitais não 

receberem o 1º. elétron, nenhum deles receberá o 2º. elétron. 

_______________________________________________________________ 

EXERCÍCIOS 

(130) Dar os 4 números quânticos do ultimo elétron representado (seguindo a 

regra do Hund), quando efetuamos a representação gráfica de 9 elétrons no 

subnível 4f. 

(131) Idem no caso de 4 elétrons no subnível 6p. 

(132) Seja o subnível da camada 0. 

Indique os 4 números quânticos do elétron assinalado. 

(133) Qual a representação gráfica do elétron que possui os números 

quânticos: 2, 0, 0, -1/2. 

153


154 


Vamos analisar agora o aspecto energético dos elétrons. Jamais 2 elétrons de 

um mesmo átomo possuem exatamente a mesma energia. No entanto, as diferenças de 

energia notórias estão entre elétrons de subníveis diferentes. É o que vamos 

apreciar. 

Tem-se o seguinte gráfico energético: 

DIAGRAMA ENERGÉTICO DOS SUBNÍVEIS


O que se nota nitidamente é que, certos subníveis de camadas mais externas, 

são energèticamente inferiores que alguns subníveis mais internos. É o caso da 

energia do 4s ser menor que a energia do 3d. 

A ordem energética é portanto: 

Is, 2s, 2p,3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p , 7s, 5f, 6d (que é a 

leitura vertical de_ baixo para cima no diagrama energético). 

O cientista Linus Pauling (prêmio Nobel da Química - 1954 - e prêmio Nobel 

da Paz - 1963) idealizou um dispositivo prático que permite dar, imediatamente, a 

ordem energética dos subníveis e que é conhecida como Diagrama de Pauling. 

Ei-lo: 

No preenchimento de elétrons num átomo, eles vão ocupando os orbitais de 

menor energia. Portanto, o diagrama de Pauling mostra nos como devemos 

preencher os subníveis dos átomos. 

Lembra-se da regra elementar que foi puramente informada sem nenhuma 

explicação e, ainda não valia para os elementos de transição? 

Agora temos uma regra com base energética e vale também para muitos 

elementos de transição. 

EXERCÍCIOS 

(134) Dar a configuração eletrônica para o átomo de cálcio de Z = 20. 

155


Resposta: a configuração é. ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 . 

156 


(135) Dar a configuração eletrônica do átomo de ferro de Z=26. 

(136) Idem, para o tungstênio de Z = 74. 

Atualmente, a distribuição eletrônica deve ser feita respeitando-se o 

diagrama energético, ou seja, o diagrama de Pauling. 

Ao tentar aplicar o diagrama para todos os elementos, alguns deles, 

principalmente os de transição, fogem do esquema. Isto se verifica porque, para esses 

átomos, o diagrama energético não é igual àquele da página 159. Por exemplo, para o 

átomo de cobre, os subníveis 3d e 4s possuem praticamente a mesma energia, 

podendo ser encarados como 1 único subnível. Porém, essas discussões não cabem 

neste curso. 

═══════════════ 

H MEMORIZAÇÃO 

ATRAVÉS DO 

ESTUDO COMPARATIVO 

Dissemos que o átomo poderia ser comparado com um prédio de 

apartamentos. Se você encontrou dificuldade em memorizar o esquema da estrutura 

atômica, veja se consegue associá-lo com a seguinte idéia: 

Vamos supor que elétrons são "pensionistas" que moram nos cômodos, de um 

prédio de apartamentos. Ainda suponhamos que, num cômodo, cabem no máximo um 

casal de elétrons. Um conjunto de cômodos constitui um apartamento. Um conjunto 

de apartamentos constitui um andar. O conjunto dos andares compõe a estrutura 

do prédio. 

O nosso prédio tem 7 andares chamados K, L, M, N, O, P e Q. 

Existem também, apenas, 4 tipos de apartamentos denominados: s, p, de f 

onde o número de cômodos é, respectivamente, 1,3, 5 e 7 (ímpares consecutivos).


Em cada cômodo cabem no máximo 2 elétrons (1 par com spins 

opostos); então, teremos as seguintes lotações nos apartamentos: 

_______________________________________________ 

s -> 2 p -> 6 d -> 10 f -> 14 

_______________________________________________ 

Vejamos, ainda, os tipos de apartamentos que existem em cada andar. 

157


158 


Com a finalidade de distinguir os apartamentos, vamos colocar diante de cada 

um o número correspondente ao andar, como se faz nos apartamentos reais. Por 

exemplo, os apartamentos 51, 52, ...etc., são aqueles do 5º. andar. 

Sendo assim, os apartamentos serão: 

K --------- ls 

L --------- 2s , 2p 

M ---------- 3s, 3p, 3d 

N ---------- 4s, 4p, 4d, 4f 

O ---------- 5s, 5p, 5d, 5f 

P --------- 6s, 6p, 6d 

Q --------- 7S 

pode comportar. 

Diante de tudo isso pode-se comparar: 

"inquilino" ------------- elétron 

"cômodo" --------------- orbital 

"apartamento" --------- subnível 

" andar" ---------------- camada 

"prédio" ----------------- eletrosfera 

Você poderia agora calcular o máximo de elétrons que cada camada


Dividimos o prédio também em faixas verticais que chamaremos de setores 0, 

1, 2 e 3 que correspondem ao número quântico azimutal do elétron. 

Reparem ainda como foi numerado cada cômodo. Em qualquer apartamento, 

o cômodo central recebeu o número zero; os apartamentos da direita os POSITIVOS 

e os da esquerda os NEGATIVOS. 

Estes nos. correspondem ao número quântico magnético, (mℓ) no átomo. 

Cada elétron será localizado através do seu "endereço" que é expresso 

com 4 números, denominados números quânticos. 

São eles: 

n°. quântico principal ------------► ANDAR-------------------► n 

n° quântico azimutal -------------► SETOR--------------------► ℓ 

n°. quântico magnético ----------► CÔMODO ---------------► mℓ 

n°. quântico de spin --------------► SPIN DO ELETRÓN-----►ms 

Reparem ainda que até o 4º. andar, para determinado n, temos as 

seguintes limitações. 

0 < ℓ < (n – 1 ) 

Por exemplo, no andar M (n = 3), o máximo valor do número quântico 

azimutal é ℓ = 2 (não atinge o setor 3). 

Ainda em cada setor observe que: 

Por exemplo: 

- ℓ ≤ mℓ ≤ + ℓ 

No setor 2, os cômodos têm as numerações: -2, -1, 0, +1, +2. 

Sabemos que em cada cômodo vivem no máximo_2 elétrons e se existirem 

dois, eles terão spins opostos, que serão representados assim: 

A colocação do elétron nos cômodos obedece rigorosamente a regra de Hund 

(primeiro entra o elétron de ms = - 1/2 em todos os orbitais) . 

159


Finalizando a comparação, devemos lembrar que: 

160 


Como já dissemos, poderíamos comparar os 4 números quânticos com 

números de um telefone. Cada elétron teria então um aparelho telefônico. 

Assim, cada elétron estaria associado a um conjunto de 4 números que 

indicariam, respectivamente: o andar, o setor do apartamento, a posição do cômodo e 

o tipo de spin do elétron. (Cada número telefônico chama uma pessoa de um bairro, 

numa rua, em determinada casa) . 

Seja o elétron com os números quânticos: 4, 1, 0, -1/2. 

Trata-se de um elétron que reside: 

n = 4 -------- 4º. andar 

ℓ = 1 --------- setor 1 ou seja no subnível "p" 

mℓ = 0-------- no orbital central 

m = -1/2----- é o elétron ↑ 

Sua representação gráfica seria: 

═════════════════════


161 

I HIBRIDAÇÃO 

A palavra hibridar ou hibridizar faz lembrar o fenômeno genético: Duas 

espécies diferentes cruzam-se e nasce uma nova espécie, com características 

diferentes das anteriores. 

Exemplo: O burro é um produto híbrido que resultou do cruzamento da 

égua com o jumento. 

Vimos que os orbitais atômicos podem ter diversas formas, conforme seja o 

subnível desse orbital. 

Às vezes podem 2 ou mais orbitais fundirem-se, surgindo novos orbitais 

diferentes das anteriores. Dizemos então que ocorreu a hibridação ou hibridização 

desses orbitais. 

Exemplo: 1 orbital s e um orbital p, podem fundir-se, resultando dois 

orbitais híbridos. 

hibridação. 

Cada orbital híbrido é chamado "sp" que faz lembrar a origem da


Por que os átomos sofrem hibridação? 

162 


Veremos no próximo capítulo que os átomos adquirem estabilidade quando 

todos seus orbitais ficam com 2 ELÉTRONS, ou seja, cada orbital fica com UM 

PAR de elétrons de spins opostos. 

A maioria dos átomos apresentam pelo menos 1 orbital com apenas 1 

ELÉTRON e diremos que se trata de ORBITAL com elétron desemparelhado, ou 

orbital incompleto. 

Uma das formas de completar o orbital é a do átomo se associar com outro 

átomo que possua também elétrons desemparelhados. Por exemplo, citemos o caso 

do flúor: 

Fluor Z = 9 

A configuração eletrônica será: ls 2 , 2s 2 , 2p 5 

Examinemos o subnível 2p 5 . 

O orbital 2pz está com elétron desemparelhado. Por outro lado sabemos que o 

hidrogênio tem orbital ls com apenas 1 ELÉTRON. Então, o flúor e o hidrogênio podem 

ligar-se, produzindo o HF (fluoridreto). 

Esta representação é apenas esquemática, supondo o átomo como 

"esferas" tal qual Dalton havia imaginado. 

Vejamos o que está ocorrendo com os orbitais. 

Para simplificar, desenhemos o orbital ls do hidrogênio e apenas os orbitais 

px, py e pz do flúor (deixaremos de desenhar ls e 2s desse átomo). Destes apenas ls 

e pz estão incompletos !


Os orbitais ls e 2pz unem-se, dando lugar a um orbital chamado orbital 

MOLECULAR que ficará com 2 elétrons de spins opostos. 

De modo mais esquemático, indicaremos a união de hidrogênio ao flúor 

através de um TRAÇO e diremos que se estabeleceu uma ligação COVALENTE. 

Portanto, cada covalência representa uma ligeira interpenetração de orbitais 

e, consequentemente, um emparelhamento de elétrons (par de elétrons de spins 

opostos). 

163 

Vejamos agora o carbono de Z = 6. 

A configuração é: ls 2 , 2s 2 , 2p 2 

Os orbitais incompletos são 2py e 2px 

Teoricamente, o carbono teria apenas 2 elétrons desemparelhados e deveria 

produzir apenas 2 covalências, ou seja, precisaria de apenas 2 átomos de hidrogênio 

para emparelhar todos os elétrons. 

No entanto, o mais simples composto de 

carbono e hidrogênio é o metano que possui um átomo 

de carbono e 4 átomos de hidrogênio. 

Isto quer dizer que temos 4 covalências e eram 

4 ELÉTRONS DESEMPARELHADOS no átomo de 

carbono. 

As verificações experimentais começaram a 

contradizer as previsões calculadas pela teoria da estrutura atômica. Para contornar 

casos como este, foi necessária a aceitação da teoria de hibridação, introduzida por 

Linus Pauling.


164 

estrutura do átomo 3 

Vejamos como o carbono ficará com 4 elétrons desemparelhados. 

Inicialmente, lembremos que os elétrons do subnível 2s possuem energia 

mais baixa que os do 2p. (Vide diagrama energético dos orbitais na página 159). Um 

elétron do 2s recebe energia e "pula" para o orbital 2pz, que estava "vazio". 

Teremos o carbono no ESTADO ATIVADO ou EXCITADO e, a 

configuração será ls 2 , 2s, 2px, 2py, 2pz. 

Admite-se que os orbitais 2a e 2p sofram 

"fusão", dando origem a 4 orbitais novos. Como neste 

processo houve associação de 1 orbital "s" e 3 orbitais 

"p", diremos que os novos orbitais são do tipo "sp 3 " c n 

hibridação ê do tipo "sp 3 ". 

Os orbitais híbridos distribuem-se no espaço 

de maneira mais simétrica possível. Neste caso, com 4 

orbitais, teremos uma estrutura tetraédrica e cada 

orbital possui uma forma geométrica como indica a figura ao lado.


Vamos esquematizar a sequência da hibridação: 

Os ângulos entre os orbitais híbridos é de 109°28' (estrutura tetraédrica). Por 

isso, essa hibridação é denominada TETRAÉDRICA ou TETRAGONAL. Os 4 orbitais 

híbridos estão incompletos, ou seja, com apenas 1 elétron. 

Cada orbital desses, pode emparelhar seu elétron com o elétron do 

hidrogênio, resultando um orbital molecular, ligação de "s" do hidrogênio com "sp 3 " do 

carbono. Teremos então, o CH4 com 4 orbitais moleculares do tipo ﯕs-sp 3 (ﯕ lê-se 

sigma). 

165


166 


Diz-se que, o carbono combina-se com o hidrogênio formando orbitais 

moleculares, segundo direções apontadas do centro para vértices de um tetraedro 

regular. 

Outras representações para o metano. 

Isto que ocorreu para o átomo 

de carbono ocorre para outros átomos 

que possuem 1 elétrons na camada 

externa, como são os casos de silício é 

germânio. Eles formam hidretos SiH4, 

e GeH4, com hibridações de orbitais na 

forma tetraédrica. 

A hibridação também ocorre com átomos que possuem 3 elétrons na camada 

externa, quando esse átomo vai se ligar a outro com interpenetração de seus 

orbitais. 

É o caso do boro quando se liga ao flúor. 

Este átomo possui no estado normal apenas 1 elétron desemparelhado. Mas 

na realidade os compostos de Boro possuem 3 1igações. Então, deve ter ocorrido 

uma hibridação. 

Observou-se que a hibridação ocorre com os orbitais da camada 

externa. 0 estado ativado ou excitado é quando um elétron de orbital completo 

"pula" para um orbital vazio. 

Para o boro excitado teremos:


Finalmente, o orbital "s" e os 2 orbitais "p" da camada externa fundem-se, 

dando origem a 3 orbitais, então, denominados "sp 2 " (lembrando os orbitais 

originais). 

Vejamos o aspecto geométrico dessa hibridação. 

Já havíamos dito que a disposição dos orbitais híbridos é a mais simétrica 

possível no espaço. Os três orbitais híbridos "sp 2 " apresentarão eixos coplanares, 

sendo o ângulo de 120° entre 2 eixos quaisquer. Diz-se que e uma hibridação 

TRIGONAL. Como o átomo apresenta 3 orbitais incompletos, poderá efetuar 3 ligações 

e nesta estrutura o boro e trivalente. 

Vejamos as ligações do átomo de boro com 3 átomos de flúor. 

O átomo de flúor - apresenta apenas um orbital "p" incompleto e este será o 

orbital de ligação. 

167


Esquematicamente: 

168 


Geometricamente, os orbitais "p" sofrem uma deformação na parte 

oposta àquela que faz a ligação. 

0 átomo de flúor ficará com 3 orbitais 

moleculares denominados ﯕp-sp 2 e, portanto, com 6 

elétrons na camada externa. 

Vejamos, ainda, um caso especial de um átomo com apenas 2 elétrons na 

camada externa e que apresenta hibridação. É o caso do berílio, cuja configuração 

eletrônica é: 

Se não ocorresse hibridação, o Berílio seria um átomo estável. 

Realmente, este átomo sofrerá hibridação e, teremos 2 orbitais 

incompletos o que tornará o Berílio bivalente. 

No estado ativado teremos: 

Dar-se-á uma hibridação do tipo "sp".


Geometricamente, os orbitais híbridos situam-se diametralmente opostos, 

ou seja, a 180° e, então, teremos uma hibridação LINEAR. 

Quando o berílio se liga ao hidrogênio temos uma hibridação "sp" com 2 

orbitais híbridos incompletos. Portanto, podem-se ligar 2 átomos de hidrogênio 

formando-se a molécula BeH2. 

O átomo de berílio ficará com 4 elétrons na camada externa, após as 

ligações com os átomos de hidrogênio. 

Vamos fazer um resumo sobre a hibridação. 

a) Pelo que foi visto, os átomos com 2 ,3 ou 4 elétrons na camada externa 

sofrem hibridações quando eles vão 1igar-se a_ outros átomos através da covalência. 

b) Os orbitais que se hibridam pertencem a camada externa. 

169


170 


c) Antes de ocorrer a hibridação o átomo fica excitado. Este estado 

corresponde nos exemplos anteriores à passagem de um elétron 2s para um orbital 

2p. Nesta passagem é aumentada a energia desse elétron. 

d) 0 número de orbitais híbridos que se formam é igual ao número 

de orbitais daquela camada, no estado ativado. 

possível. 

e) Os orbitais híbridos orientam-se no espaço de modo mais simétrico 

f) Temos então as seguintes características: 

n° elétrons 

número ângulos entre os 

na 

de orbitais híbridos 

camada exemplos tipos de orbitais 

externa 

hibridação híbridos 

2 Berílio sp (linear) dois 180° 

3 Boro sp2(trigonal) três 120° 

4 Carbono, 

Silício, 

Germãnio 

Graficamente: 

sp3 (tetraédrica) 

quatro 109°28' 

Existem outros casos de hibridações que serão estudadas no capítulo 

das ligações químicas.


EXERCÍCIOS 

(137) Cloro tem número atômico 17 e peso atômico 35,5. Os 

números de massa dos dois isótopos do cloro que ocorrem na natureza são 

35 e 37. Em vista destas informações, qual das afirmações abaixo é falsa: 

a) todos os núcleos do cloro tem a mesma carga. 

b) os núcleos dos átomos de cloro tem um diâmetro aproximadamente 

10.000 vezes menor que o diâmetro dos átomos de cloro completos. 

c) praticamente, toda massa do átomo de cloro se concentra no núcleo. 

d) alguns átomos naturais de cloro contém 18 prótons no núcleo. 

e) alguns átomos naturais de cloro contém 20 nêutrons no núcleo. 

(138) Ainda, tendo em vista as informações sobre o cloro, dadas na 

questão anterior, qual das afirmações abaixo e falsa? 

químicas. 

isótopo Cl-37. 

a) os dois isótopos de cloro têm essencialmente as mesmas propriedades 

b) a abundância do Cl-35 é aproximadamente três vezes maior do que a do 

c) a abundância relativa dos dois isótopos do cloro é praticamente a mesma 

em todos os compostos de cloro que ocorrem na natureza. 

d) 6,02 x I0 23 moléculas de Cl2 pesam 71,0 gramas. 

e) o átomo de cloro possui 17 prótons, 17 elétrons e 18,5 nêutrons. 

171 

Questões 139 a 142 

0 gráfico ao lado é um 

diagrama de níveis de energia 

para o elétron no átomo de 

hidrogênio.


172 


(139) A energia mínima necessária para ionizar o átomo de hidrogênio 

do seu estado normal é em eV de: 

a) -3,38 c) zero 

b) +13,5í d) não se pode prever com apenas esses dados 

(140) Quando o elétron passa da camada M para a K ele: 

a) absorve 12 eV d) emite um fóton de 1,58 eV 

b) emite um fóton de 12 eV e) nenhuma das anteriores 

c) absorve 1,58 eV 

(141) Para um elétron passar do nível n = 2 para n = 3 e 

necessário um fóton de energia: 

a) 1,58 eV c) 1,8 eV 

b) 3,38 eV d) jamais passará nesse átomo 

(142) Quando o elétron "pular" de n = 6 para n = 2 haverá emissão 

de luz (fóton) de A correspondente a: 

a) violeta d) vermelho 

b) ultra-violeta e) infra-vermelho 

c) verde 

Dados: λ = c 

f 

ultra-violeta Ι visível Ι infra-vermelho 

E = h . f 

4.000 7.000 

h = 6,6 x I0 -27 erg x seg 

c = 3 x 10'° cm/seg 

1 eV = 1,6 x 10 -12 ergs 

(143) Quem introduziu na estrutura eletrônica a possibilidade de órbitas 

elípticas para os elétrons e consequentemente, o segundo número quântico 

(azimutal) foi: 

a) Planck d) Germer e Davisson 

b) Bohr e) Einstein 

c) Sommerfeld 

As questões 144 a 148 são do tipo associação: 

a) "Qualquer partícula material (massa m) em movimento (velo-


cidade v) está associada a um movimento ondulatório , de comprimento de 

onda dado por λ = h/m . v , sendo h a constante de Planck". 

b) "Nunca será possível conhecer-se com exatidão a posição e a 

velocidade de um elétron simultaneamente". 

c) "Não mais do que 2 elétrons podem ocupar um orbital e isto 

somente se eles tiverem spins opostos". 

d) "No preenchimento eletrônico dos orbitais de um mesmo sub- 

nível, o elétron entrará de preferência no orbital vazio" 

e) "Existem equações deduzidas do comportamento de ondas que 

determinam a probabilidade de se encontrar o elétron em de terminada 

região". 

(144) Hund 

(145) Heisenberg 

(146) Schrodinger 

(147) Pauli 

(148) de Broglie 

As questões 149 a 152 são do tipo associação: 

a) número quântico principal 

b) número quântico secundário 

c) número quântico magnético 

d) número quântico de spin 

(149) forma do orbital 

(150) rotação do elétron em torno de seu eixo 

(151) orientação do orbital no espaço 

(152) distância de maior probabilidade do elétron ao núcleo 

(153) A representação eletrônica correta do átomo de Z = 7 é: 

173


e) nenhuma das anteriores 

(154) Seja o elétron assinado no subnível 4f. 

0 conjunto de seus 4 números quânticos é: 

a) -3, 4, 3, -1/2 d) 4, 7, -3, -1/2 

174 


b) 4, 3, -3, -1/2 e) nenhuma das respostas citadas 

c) 7, -3, -1, -1/2 

(155) 0 efeito Compton confirma: 

a) 0 caráter ondulatório dos fótons 

b) 0 caráter corpuscular dos fótons 

c) 0 caráter corpuscular do elétron 

d) 0 caráter ondulatório do elétron 

e) que fótons e elétrons são partículas semelhantes 

(156) Sejam os átomos de números atômicos 5, 6, 11 e 14. Os 

atomos capazes de sofrer hibridação sp 3 são os de números atômicos: 

a) 5 e 6 

b) 6 e 11 d) 6 e 14 

c) 11 e 14 e) apenas 6 

As questões 157 a 159 referem-se ao mesmo átomo: 

(157) Quantos elétrons tem um átomo que, no estado normal ,apresenta os 

seguintes orbitais? 

a) 4 d) 8 

b) 5 e) 6, 7 ou 8 

c) 6 

179


(158) Se o átomo da questão anterior conseguir hibridar-se, teremos 

uma hibridação do tipo: 

a) sp c ) s p 3 

b) sp 2 d) nenhuma das respostas anteriores 

(159) Se a estrutura daquele átomo fosse de um estado ativado, 

Hibridação, quando ocorresse, seria do tipo: 

a) sp c) sp 3 

b) sp 2 d) dsp 3 

(160) 0 ângulo entre 2 orbitais híbridos do tipo "sp 2 " é: 

a) 120° d) 105° 

b) 100° e) nenhuma das mencionadas 

c) 109°28' 

(161) 0 átomo de Germânio (Z = 32.) forma o hidreto GeH4 . 

Pode se dizer que o germânio tem os orbitais numa estrutura: 

externa. 

é, a 180°. 

a) quadrangular d) trigonal 

b) retangular e) tetraédrica 

c) linear 

(162) Indique a afirmação errada: 

a) A hibridação linear pode ocorrer num átomo com 2 elétrons na camada 

b) A hibridação linear terá orbitais no espaço diametralmente opostos, isto 

c) Um átomo com a configuração s 2 , p 1 na camada externa pode sofrer uma 

hibridação trigonal com os orbitais dispostos a 120°. 

d) Todos os átomos que se hibridam ficarão estáveis somente se na última 

camada-completarem 8 elétrons. 

e) Nem todos os átomos poderão sofrer hibridação. 

(163) 0 hélio, 2He 4 , possui dois elétrons no orbital ls. Quando perde um 

elétron ele se ioniza formando o íon He + . Qual das seguintes afirmações a respeito 

deste íon é verdadeira? 

hidrogênio 

a) o seu espectro assemelha-se ao espectro do átomo de 

b) o elétron remanescente é agora mais fácil de remover 

c) a sua carga nuclear decresce de uma unidade 

d) o elétron remanescente passou ao nível quântico n = 2 

e) ele perdeu uma unidade de massa atômica 

175 

(CESCEM-67)


176 


(164) Em relação ao esquema abaixo, referente a um orbital do tipo p. 

qual das seguintes afirmações é a mais correta? 

a) o ∞ da figura representa a trajetória em forma de 8 de um elétron 

b) a parte 1 da figura corresponde à região onde se encontra um e apenas 

um dos dois elétrons que podem existir no orbital. 

c) o volume da figura de revolução resultante da rotação do elétron ao redor 

do eixo x corresponde à região do espaço onde se tem certeza da existência do 

elétron. 

d) o volume da figura de revolução citada na alternativa (c) corresponde à 

região do espaço onde é maior a probabilidade se encontrar o elétron 

e) o volume da figura de revolução citada na alternativa (c) corresponde ao 

volume que um elétron ocupa no espaço 

tendência de: 

nobre 


a) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 

b) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Dados: 

c) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 P Z = 15 

d) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 4s Ca Z = 20 

e) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Ar Z = 18 

(165) Configuração eletrônica do átomo de P. 

(166) Configuração eletrônica do íon Ca 2+ . 

(167) Configuração eletrônica do átomo de Ar. 

(CESCEM-69) 

(CESCEM-69) 

(168) Nas ligações covalentes os átomos participantes tem a 

a) trocar elétrons de spins semelhantes 

b) partilhar elétrons de maneira a adquirir a estrutura de algum gás 

c) desobedecer ao princípio de exclusão de Pauli 

(MEDICINA-Santa Casa-67)


(169) A existência dos átomos é justificada: 

I - por experiências com microscópios eletrônicos 

II - pelas leis das proporções definidas edas proporções multiplas 

III - pela estrutura cristalina 

177 

(MEDICINA-Santa Casa-68) 

(170) I - Os elétrons não estão distribuídos ao acaso em torno 

do núcleo, mas sim em localizações determinadas como orbitais. 

II - Os orbitais são designados K. L, M, N, etc, a partir do núcleo 

para a periferia dos átomos. 

cada orbital. 

III - Dois ou mais elétrons de "spins" contrários se localizam em 

(MEDICINA-Santa Casa-63) 

(171) A configuração eletrônica correta do átomo de manganês, no 

estado normal e a seguinte: Mn Z = 25 

a) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 

b) ls 2 2p 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 6 4s 2 d) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 7 4s 2 

c) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 e ) ls 2 2s 2 2p 6 3s 3 3p 4 3d 8 4s 

(MEDICINA-Santos-68) 

As questões de número 172 a 174 referem-se aos átomos dos 

seguintes elementos: 

Elemento No. atômico No. de massa 

S ......... 16 .......... 32 

Ar ......... 18 .......... 39 

K ......... 19 .......... 40 

Ti ......... 22 .......... 48 

Cu ......... 29 .......... 63 

Zn ......... 30 .......... 65 

(172) A configuração eletrônica dos átomos de Ti é: 

a) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 2 

b) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 3d 4 

c) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 2 3d 5 

d) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4S 1 , 3d 3 

e) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 3 , 3p 6 , 4s 2 , 3d l 

(173) São isoeletrônicos os íons: 

a) K + e Cu + b) S = , Zn + + e Ti 

c) Cu ++ , Zn ++ e Ti ++ d) Cu ++ e Zn ++ e) S = e K + 

+ +


(174) Assinale a afirmativa verdadeira: 

178 


a) Entre os elementos dados, o argônio apresenta o maior raio 

atômico porque tem todos seus níveis completos. 

b) Os átomos de titânio, cobre e zinco apresentara seus elétrons 

diferenciadores em orbitais "p". 

c) Os átomos de argonio e potássio na relação acima tem igual 

número de neutrons no núcleo. 

d) Os elementos de número atômico 16, 18 e 19 tem todos os 

seus elétrons diferenciadores no mesmo nível principal. 

e) Os elementos de número atômico 19, 22, 29, 30, são 

elementos de transição. 

(MEDICINA-Santos-69) 

(175) Se houvesse um composto formado por um átomo do elemento de 

número atômico 14 com quatro átomos de elemento de número atômico 17, deve-se 

esperar que a molécula resultante seja: 

a) plana 

b) octaédrica d) trigonal 

c) linear e) tetraédrica 

(FE Mogi das Cruzes-68) 

(176) Com respeito ã questão anterior (um átomo de elemento de número 

atômico 14 e 4 átomos do elemento de número atômico 17), pode-se dizer que a 

geometria da molécula resultante é determinada pelo fato de: 

a) o elemento 17 sofrer hibridação sp 2 

b) o elemento 17 sofrer hibridação sp 3 

c) o elemento 17 sofrer hibridação sp 4 

d) o elemento 14 sofrer hibridação sp 3 

e) o elemento 14 sofrer hibridação sp 

FE Mogi das Cruzes-68) 

(177) Quais são os quatro números quânticos dos dois elétrons mais 

externos do átomo de cálcio (massa atômica 40)? 

(EPUSP-68) 

(178) Qual a carga que possui um íon de escândio (o escândio tem número 

atômico 21) com a estrutura eletrônica do gás nobre precedente? 

(EPUSP-68) 

(179) Escrever a estrutura eletrônica do átomo de fósforo (número atômico 

15), indicando a distribuição dos elétrons nos dife-


rentes orbitais p. 

179 

(EPUSP-68) 

(180) Os elementos de números atômicos, 2, 10, 18, 36, 54 e 

86 constituem o grupo de: 

a) elementos inertes 

b) metais das terras raras 

c) metais alcalinos 

(181) 0 que caracteriza os chamados elementos de transição? 

(EE MAUÁ-64) 

(EE MAUÁl-68) 

(182) Um elemento tem, respectivamente, 2, 8, 9, 2 elétrons nas 

camadas K, L, M, N. É portanto: 

a) metal alcalino-terroso 

b) elemento de transição c) semi-metal 

(FEI-67) 

(183) Qual das séries de números atômicos seria representativa de 

elementos da família dos metais alcalinos terrosos? 

a) 4, 22, 40, 72 

b) 8, 16, 34, 52 d) 12, 20, 38, 56 

c) 14, 32, 50, 82 e) nenhuma das respostas anteriores 

(EES CARLOS-68) 

(184) Qual dos símbolos abaixo está relacionado com orbitais de 

simetria esférica? 

a) s 

b) p d) f 

c) d e) g 

(ITA-64) 

(185) Nos modelos atômicos atualmente aceitos, o número máximo 

de elétrons presentes num mesmo orbital é: 

a) 2 com spins contrários d) 8 com spins no mesmo 

b) 2 com spins no mesmo sentido sentido 

c) 8 com spins contrários e) 18 com spins variados 

(ITA-66)


180 


(186) Um determinado elemento possui em sua configuração eletrônica um 

nível energético com 32 elétrons e um outro com 3 elétrons. 0 número atômico 

desse elemento e: 

a) 72 

b) 81 d) 90 

c) 89 e) 103 

(UFMG-68) 

(187) 0 bombardeio da folha de ouro muito delgada com raios alfa de rádio 

mostra que alguns deles sofrem desvio acentuado do seu trajeto ao atravessar a 

lâmina, o que é devido a: 

a) as partículas alfa chocam-se com as moléculas de ouro e tem 

seu trajeto modificado. 

b) as partículas alfa têm carga negativa e são repelidas pelo núcleo 

do átomo de ouro. 

c) as partículas alfa são muito lentas e qualquer obstáculo as 

desvia do seu trajeto. 

d) as partículas alfa tem carga positiva e são repelidas pelo núcleo 

do átomo de ouro, que também tem carga positiva. 

refletidas. 

e) as partículas alfa não podem atravessar a lâmina de ouro a são 

(MEDICINA-GB-66) 

(188) 0 elemento cuja distribuição de elétrons é ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 

4s 2 4p 6 4d l0 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 6 7S 1 : 

a) é halogênio 

b) é metal alcalino d) é gás nobre 

c) é metal alcalino-terroso e) é actinídeo 

Questões 189 a 191. 

Associe: 


a) número quântico que representa aproximadamente a distância do 

elétron ao núcleo. 

b) número quântico que descreve a forma do orbital. 

c) número quântico que descreve a orientação do orbital no espaço. 

d) número quântico que descreve o momento angular do elétron 

(rotação do elétron em torno do seu eixo). 

e) número que traduz a perda ou ganho de elétrons por um átomo 

(189) Número quântico secundário. 

(190) Número quântico principal.


núcleo? 

(191) Número de oxidação. 

(192) Spin. 

(1S3) Número quântico magnético. 

181 


(194) 0 elemento de número atômico 21 tem a estrutura eletrônica 

a) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3a 1 

b) ls 2 2S 4 2p 6 3S 4 3p 4 3a 1 

c) ls 2 2s 2 2P 4 3s 2 3p 6 3d 5 

d) ls 2 2s 2 2p 4 3s 5 3p 6 3d 1 

e) ls 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 


(195) Qual a relação entre o diâmetro de um átomo e o diâmetro do 

a) 10.000 vezes maior 

b) 2.000 vezes maior d) 1.000.000.000.000 vezes maior 

c) 500.000.000 vezes maior e) 10.000.000 vezes maior 


(196) A molécula do metano tem uma configuração tetraédrica, o que decorre 

do fato do átomo de carbono apresentar seus elétrons de valência em orbitais 

híbridos do tipo: 

a) sp 2 

b) sp d) s 2 p 

c) sp 3 e) s 3 p 

(197) 0 deutério difere do hidrogênio comum por ter: 

a) 2 elétrons a mais d) 1 nêutron a mais 


b) 1 próton e um nêutron a mais e) 1 partícula alfa como núcleo 

c) 1 elétron e 1 próton a mais 


(198) De acordo com o Princípio da Exclusão de Pauli, o número 

máximo de elétrons que um orbital pode conter é: 

a) 1 

b) 2 

c) 8 

d) 18 

e) 32 

(MEDICINA-GB-68)


182 


(199) Quando um elétron de um átomo passa de orbital 2s para 2p, 

podemos dizer que: 

a) houve emissão de energia d) um outro elétron pas- 

b) houve absorção de energia sou de 2p para 2s 

c) não houve variação de energia e) houve emissão de luz 


(200) Um átomo possui o número atômico 15 e número de massa 31, o 

número de elétrons na sua camada mais externa é: 

halogênio? 

a) um c) cinco 

b) três d) sete 

(Ciências Biológicas USP-68) 

(201) Qual das seguintes representações eletrônicas representa um 

a) ls 2 2s c) ls 2 2s 2 2p 5 

b) ls 2 2s 2 2p 3 d) ls 2 2s 2 2p 6 


(202) A configuração eletrônica correta para o elemento K (número atômico 

19) no estado normal é: 

a) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 c) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 4s 1 

b) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 4s 2 d) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3a 1 

(203) Em cada camada eletrônica só existe um orbital s porque: 

a) só existe um orbital híbrido c) os orbitais s apre- 

(FFCLUSP-67). 

b) em torno de um ponto só existe sentam ressonância 

uma única esfera com um raio dado d) trata-se de orbital 

ligante 

(EE Lins-67) 

(204) Sabendo-se que a estrutura eletrônica do átomo de boro no estado 

fundamental é ls 2 2s 2 2p 1 , qual deveria ser a fórmula do seu fluoreto supondo não 

haver hibridação do átomo de boro? 

a) BF 

b) BF2 d) BF4 

c) BF3 e) BF5 

═══════════════ 

(MEDICINA-Valença-69)


ATOMÍSTICA 

183 

Capítulo 4


os átomos, que se aproximam. 

LIGAÇÕES 

QUÍMICAS 

Imagine dois imãs em forma de ferradura, 

exercendo entre si forças de atração, como indica a 

figura ao lado. 

sistema estável. 

As duas peças irão unir-se formando um 

Imagine agora, dois átomos aproximando-se. 

Suponhamos que apareçam entre eles forças de atração 

como no exemplo dos imãs, pois, a eletrosfera de um 

átomo atrai o núcleo de outro átomo. Entretanto, à 

medida que os átomos vão se aproximando, surgirá uma 

repulsão entre os núcleos, pois estes possuem 

cargas positivas, 

Em determinada posição, estabelecer-se-á um 

equilíbrio entre as atrações e repulsões. 

Se o equi1íbrio for ESTÁVEL, diremos que se 

estabeleceu uma LIGAÇÃO QUÍMICA entre esses 

átomos. 

Existem 4 tipos de ligações: 

As ligações químicas recebem diferentes nomes 

conforme o tipo das forças de atração que aparecem entre 

-"Ligação eletrovalente, iônica ou heteropolar." 

-"Ligação covalente ou molecular. " 

-"Ligação metálica." 

-"Ligação intermolecular. " 

que serão estudadas a seguir). 

184


185 

A LIGAÇÃO 

ELETROVALENTE 

A descoberta dos gases nobres e o exame de suas configurações eletrônicas 

fizeram com que os cientistas Lewis, Langmuir e Kossel sugerissem que: 

Os átomos adquirem ESTABILIDADE, quando suas 

configurações eletrônicas assemelham-se àquelas dos GASES 

NOBRES. 

Esta sugestão é de fato confirmada na grande maioria dos casos. De modo 

geral, os átomos dos gases nobres distinguem-se dos demais, porque na camada 

externa possuem 8 elétrons (exceto o gás hélio - vide tabela abaixo). 

Eis a configuração eletrônica dos gases nobres:


186 

ligações químicas-4 

O átomo procura "reagir" , quimicamente, para passar de uma configuração 

instável para outra mais estável. Uma das formas de estabilizar-se é "ganhando" ou 

"perdendo" elétrons. 

Entre os gases nobres, o hélio é o único que possui 2 elétrons na 

camada periférica. Alguns átomos podem adquirir estabilidade quando ficam 

com configuração semelhante ao hélio. 

RESUMINDO: 

____________________________________________________________________________ 

Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada 

periférica. Também será estável o átomo que possuir apenas 2 elétrons na 

camada K. 

____________________________________________________________________________ 

Na formação de diversos compostos, os átomos procuram ganhar uma dessas 

configurações estáveis. Esta é a "REGRA DO OCTETO", para os átomos. 

Esta regra é comprovada num grande número de observações, mas apresenta 

exceções. Sendo assim, pedimos ao leitor não criar a obrigatoriedade da regra do octeto 

para todos os átomos. Existem compostos onde os átomos tornam-se estáveis, 

apresentando na camada externa 4, 6, 12, 18 elétrons e assim por diante, como 

veremos ainda neste capítulo.


Para que o leitor tenha uma fixação melhor dessa "regra do octeto", 

examinemos os seguintes átomos: 

sódio: 

Vamos ilustrar o encontro de um átomo de cloro com um átomo de 

187


188 

ligações químicas – 4 

Quando o átomo de sódio perde um elétron, ele se torna um íon 

positivo ou "CÀTION' (e o diâmetro do átomo DIMINUI). 0 átomo de cloro que 

recebe o elétron, torna-se um íon negativo ou ÂNION" (e o diâmetro do átomo 

AUMENTA). 

Tanto o câtion como o ãnion adquirem configurações de gases nobres e 

tornam-se estáveis. No entanto, suas cargas são opostas e, esses íons passam a atrair- 

se mutuamente até que eles fiquem encostados . Dizemos que entre estes íons, 

apareceu a ligação ".ELETROVALENTE" ou "IÕNICA" 

A equação que representa o fenômeno é: 

Na0 + C10 ---------- Na +C1- Na prática, quando se efetua uma reação entre sódio e cloro, participam da 

reação um grande número de átomos. Se o sódio está no estado sólido, temos uma 

"pilha" de átomos de sódio. 

Se empregamos cloro gasoso, temos moléculas de cloro Cl 2 (bi.i tÔmicas) que, 

colidindo com o sódio, formam o cloreto de sódio, que será então uma pilha de íons 

Na + e Cl - 

A ligação eletrovalente é aquela que caracteriza os compostos iônicos. Esta 

ligação aparece sempre que alguns átomos perdem elétrons , transformando-se em 

cátions, enquanto outros átomos ganham esses elétrons, transformando-se em 

ânions. As forças, que mantêm


os cátions unidos aos ânions, são de caráter puramente eletrostático. 

No estado sólido, cada íon fica encostado a diversos íons de carga oposta. No 

caso do cloreto de sódio, cada íon Na + está ligado (encostado)a seis íons Cl - por outro 

lado, cada íon Cl - está ligado (encostado) a seis íons Na + . Mas, a proporção de íons Na + 

e Cl - é de 1:1. 

Para se determinar a proporção dos íons que se combinam, é preciso 

examinar as configurações eletrônicas dos átomos que se ligam. 

De modo geral: 

- PERDEM ELÉTRONS os átomos com menos de 4 elétrons na última 

camada. São os metais que apresentam estas configurações eletrônicas. 

- GANHAM ELÉTRONS os átomos com mais de 4 elétrons na última camada. 

São os não metais que possuem esta configuração eletrônica. 

NÃO METAL '.' 

Resumindo: 

"A LIGAÇÃO IÔNICA aparece quando se liga um METAL com um 

189


Para completar os octetos, parece mais fácil: 

o Cálcio perder 2 elétrons 

o Bromo ganhar 1 elétron 

190 


0 número de átomos de cada elemento é inversamente proporcional à 

capacidade de perder ou ganhar elétrons. 

Então: 

A proporção entre os átomos que se combinam, ou seja, a 

FÓRMULA do composto será Ca ++ Br2 _ . 

e 15 Y . 

terá fórmula: 

Sejam os elementos Alumínio e Enxofre. 

De modo mais simplificado: 

EXERCÍCIOS 

(205) Escrever a fórmula do composto constituído pelos elementos 11 X 

(206) Sejam os elementos 56X e 34Y. Se eles combinarem, o composto 

a) X2Y d) X2Y2 

b) XY2 e) não se combinarão 

c) XY 

(207) Com qual dos seguintes elementos o íon Cr +++ pode formar 

um composto iônico? 

a) 10 X d) 14 T 

b) 12 Y e) nenhum deles 

c) 17 Z


(208) Quando o elemento X, que possui 10 prótons e 10 nêutrons, é 

colocado diante do sódio, forma-se um composto cuja fórmula é: 

a) NaX 

b) NaX2 

c) Na2X 

d) Na2X2 

e) não se forma nenhum composto 

Estrutura do cloreto de sódio 

Estudaremos o cloreto de sódio que é um composto tipicamente iônico. 

Temos os seguintes raios para os átomos,antes e após as ligações : 

191 

Os ânions cloro e cátions sódio se 

agregam para formar o cloreto de sódio sólido. As 

forças que mantém os íons agrupados são do tipo 

e1etrostático. Esta pilha de ÍONS é denominada 

CRISTAL de cloreto de sódio. 

Vamos discutir a estrutura do cristal. Para isso, imaginemos que os íons 

estão mais afastados entre si. Seria apenas uma "visualização didática",porém já 

longe da realidade.


192 


Assim, podemos apreciar melhor a distribuição geométrica espacial dos 

íons,que constituem o cloreto de sódio. 

Acabamos de desenhar a grade, a rede ou o RETÍCULO CRISTALINO" 

do cloreto de sódio. 

Retirando-se a mínima amostra do cristal, temos a CÉLULA UNITÁRIA 

do cristal. No desenho corresponde á porção "hachuriada". 

Agora, vamos desenhar um pedaço do cristal e, analisar as estruturas 

dos íons Cl - e dos íons Na + separadamente.


Tanto os íons cloro como os íons sódio constituem estruturas "CÚBICAS DE 

FACE CENTRADA"(C.F.C.) . 

Dizemos que o cloreto de sódio é constituído pela interpenetração de duas 

estruturas C.F.C. 

Voltemos ao cristal real e examinemos um 

íon cloro. Em seu redor, estão 6 íons Na + que se 

situam em três eixos triortogonais. 

Dizemos que, o número de coordenação do 

Cl- isto é, o número de cátions ligados ao Cl - é 6. 

Da mesma forma, o número de coordenação 

do Na + é 6 porque em seu redor estão 6 anions Cl - . 

Em outras palavras, cada cloro liga-se a 6 Na+ e, cada sódio liga-se a 6 Cl - . 

Mas, a proporção entre Na + e Cl - é 1:1. Por isso, a fórmula do cloreto de sódio é Na + Cl - 

. 

macromolécula. 

Então, o que é aquele minúsculo "grãozinho" 

constituinte do sal? 

É um cristal de cloreto de sódio, ou seja, uma 

"pilha" formada por um_número monstruoso de íons 

Na + e Cl - , ordenados no sistema C.F.C. e 

interpenetrados. 

Por isso é que dizemos que não existe molécula de NaCl. 

Impropriamente, poderíamos dizer que um cristal desses seria uma 

Estrutura dos cristais iônicos 

Todos os compostos iônicos formam, no estado sólido, estruturas bem 

definidas. O tipo de estrutura cristalina depende de 2 fatores: 

a) Proporção entre números de cátions e ânions no cristal. 

b) Relação dos tamanhos dos cátions e ânions. 

193


Exemplos: 

194 


(209) O cloreto de cálcio Ca++ Cl2 não tem estrutura igual à do Na+ Cl - porque 

a proporção cátion-ânion é 1:2. 

0 cloreto de césio Cs + Cl - tem a mesma proporção de íons do Na+ Cl - (1:1). 

À primeira vista, era de se esperar que o Cs + Cl - tivesse estrutura C.F.C. 

interpenetradas. 

Na realidade, como íon Cs + tem tamanho aproximadamente igual do Cl - , 

resulta um outro tipo de empilhamento, chamado cúbico de corpo centrado (C.C.C.). 

gases nobres. 

Estrutura eletrônica dos íons 

Os ânios , sem exceção, adquirem nos compostos iônicos confígurações de 

Quanto aos cátions : Se for alcalino ou alcalino terroso apresentará 8 elétrons 

na camada externa. Sendo outros metais, as configurações são diversificadas. 

periférica. 

Os íons Ag + , Cu ++ e Au + também se estabilizam com 18 elétrons na camada 

Vejamos o caso do Ferro que apresenta os íons Fe ++ e Fe +++ . 

Muito bem. Estamos apresentando algumas estruturas " SEM OCTETO" para 

que o leitor apenas LEMBRE: "Nem sempre os átomos 8 elétrons na camada externa 

para se tornarem estáveis".


195 

B LIGAÇÃO 

COVALENTE 

Esta ligação é responsável pela formação das substâncias ” MOLECULARES.” ' 

Substâncias dessa classe, quando no estado líquido, não conduzem corrente elétrica. 

Esta é a principal característica de diferenciação em relação a um composto 

iônico. 

Numa ligação iônica , vimos que 

um átomo cede totalmente um ou mais 

elétrons ao outro "átomo e, daí, o 

aparecimento de íons de cargas opostas. 

Na ligação covalente, nenhum 

átomo cede e nem recebe o elétron, de 

forma integral. 

Esta ligação surge quando um par 

de elétrons de spins opostos . torna-se 

comum aos átomos que se ligam. 

No exemplo, cada átomo de 

hidrogênio possuía seu elétron. Após a 

ligação, não se reconhece mais qual é o 

elétron que pertence a determinado átomo. 

Agora, os 2 elétrons pertencem a ambos os 

átomos. É uma "sociedade". 

Dizemos que houve um emparelhamento de elétrons e, esta ligação será 

representada por um traço ou um par de pontos.


196 


Foi Lewis quem sugeriu que a ligação covalente é resultante do 

emparelhamento de elétrons. Lewis observou que quase todos os compostos 

moleculares apresentam todos os seus elétrons em pares. Sugeriu que os átomos»que 

tivessem orbitais com 1 elétron pudessem emparelhar esse elétron com outro de spin 

oposto, atribuindo que o emparelhamento resultaria um sistema de mais estabilidade. 

Do mesmo modo que os elétrons procuram se emparelhar nos orbitais atômicos, eles 

também procuram um parceiro na formação da ligação covalente. 

________________________________ 

Teoria de Heitler-London 

________________________________ 

O primeiro tratamento teórico, para justificar a ligação covalente foi exposta 

por Heitler e London em 1927. 

Imaginemos 2 átomos de hidrogênio aproximando-se e examinemos as forças 

que aparecem no sistema. 

Os elétrons estão em movimento em redor do núcleo mas, a cada instante, 

aparecem 4 forças de atração (elétron—núcleo) e 2 forças de repulsão (núoleo-núcleo e 

elétron-elétron). 

Variando-se a distância internuclear "d" , iremos notar que existirá uma 

posição "dH",onde o sistema terá maior estabilidade. 

Heitler e London calcularam as energias do sistema para diversas distâncias 

internucleares que, transportadas para um gráfico cartesiano, se apresentam:


mínima energia. 

Verifica-se que a posição de equilíbrio " dH " é aquela na qual o sistema possui 

Em outras palavras; para se ter uma distância inter-nuclear maior que "dH" é 

preciso fornecer energia ao sistema; para diminuir a distância, o sistema também 

requer energia do exterior. 

No gráfico vê-se que o valor ZERO de energia foi adotado arbitráriamente para 

o átomo isolado de hidrogênio. 

A quantidade de energia AB corresponde a energia de ligação H-H. 

197 

Podemos fazer analogia com um 

sistema imãs-molas. 

Vamos supor que os Imãs estejam 

presos a molas e colocadas num plano sem 

atrito. 

As molas se encontram comprimidas e empurram os Imãs. Estas não se 

aproximam mais porque defrontam-se pólos de mesmo nome. 

Haverá uma posição de equilíbrio onde a distância entre os centros dos ímãs 

será."dH". Esta posição apresenta mínima energia pois, tanto para afastar como para 

aproximar os imãs, necessita-se de energia. 

Resumindo: 

Os átomos tendem a emparelhar os elétrons porque poderão constituir um 

sistema com menor energia,que significa maior estabilidade.


198 


Que acontece aos orbitais "1s" 

do hidrogênio, quando 3 átomos se 

ligam por covalência? 

Estudos efetuados na 

mecânica ondulatória concluem que os 

orbitais atômicos "ls" sofrem 

inicialmente uma superposição parcial 

e, em seguida, deformam-se dando 

lugar ao novo orbital. Conterá os 2 

elétrons de spins opostos e este 

abrangerá os 2 átomos em ligação. É o 

orbital molecular. 

O orbital molecular que surge 

pela superposição ("overlap" em inglês) 

parcial de orbitais atômicos, é 

denominado orbital sigma (ﯕ) e tem 

como índices os orbitais atômicos de 

origem. No caso da molécula de 

hidrogênio, temos o orbital molecular 

ﯕs-s- 

Pode-se medir a distância 

internuclear e, no caso da molécula de 

H2 xtemos 2,4 Ǻ. A metade dessa 

distância, ou seja l,2 Ǻ é denominada 

ralocovalente. 

Embora haja completa 

deformação dos orbitais atômicos após 

uma ligação, numa representação 

segundo átomo = bolinha costuma-se 

indicar que houve apenas ligeira interpenetração dos átomos,como indica a figura aõ 

lado. 

A equação do fenômeno é: 

H (g) + H (g)------ H2 (g) 

(g) - gasoso


Vejamos a ligação covalente entre os orbitais "s" e "p". O exemplo tomado será 

a formação do "HF". 

O átomo de flúor tem 9 elétrons e a seguinte configuração eletrônica: 

O orbital "pz" está com o elétron desemparelhado e pronto para ligar-se ao 

orbital "ls" do hidrogênio. 

0 orbital molecular que surge, pela superposição ou interpenetração dos 

orbitais atômicos "s" do hidrogênio e "p" do flúor, chama-se orbital molecular ﯕ (sigma) 

ou melhor , ﯕs-p. 

Como conseqüência da ligação molecular, haverá uma "contração" do orbital 

atômico "p", no lado oposto à ligação. 

Observemos mais uma vez apenas a formação do orbital molecular ﯕs-p: 

Quando desaparece certa parte do orbital, significa que naquela região, o 

elétron se ausenta. 

199


A representação esquemática da formação da molécula "HF" é: 

200 


Na covalência, também se observa a regra do octeta. O flúor, tem na última 

camada "8" elétrons, enquanto o hidrogênio tem "2". Lembremos que, na ligação 

covalente, o par de elétrons pertence a ambos os átomos. 

Examinemos mais uma ligação importante que é a p-p- 

É aquela que está presente, por exemplo, na molécula de flúor "F2". 

Observando apenas os orbitais "p2" dos átomos de flúor, temos: 

Também, costuma-se representar apenas os elétrons da última camada nas 

ligações covalentes. 

Observe, mais uma vez, a obediência à regra do octeto.


Orientação das ligações covalentes no espaço 

Quando um átomo liga-se a 2 ou mais átomos deve-se levar em conta o 

ângulo entre as ligações. 

Linus Pauling e Slater desenvolveram o assunto, 

cuja importância já havia sido apontada por Van't Hoff 

(1874) quando admitiu teoricamente que as 4 valências do 

carbono eram dirigidas para os vértices de um tetraedro 

regular. 

Vejamos então, as ligações na formação da molécula de água. 

O oxigênio tem 8 elétrons e possui a seguinte configuração eletrônica: 

201


202 


Lembrando que os orbitais "p" 

formam entre si um ângulo de 90°, era de se 

esperar que na molécula de água, fosse de 

90° o ângulo entre as duas ligações ﯕ s-p. 

Medidas reais, calculadas através de 

espectroscopia e do momento magnético, 

indicam porém, que as ligações da molécula 

da água formam um ângulo de 104° e 30'. 

Tenta-se justificar esta ligeira fuga angular, admitindo-se que os átomos de 

hidrogênio ficam suavemente positivos, em face da grande atração de elétrons pelo 

oxigênio. Dizemos que os átomos de hidrogênio estão polarizados positivamente e 

portanto, há uma repulsão entre eles que os afasta e aumenta o ângulo de 90° para 

104° 30'. 

Outro exemplo interessante é a formação da amônia "NH3". 

O nitrogênio tem 7 prótons e 7 nêutrons. 

então: 

Os orbitais incompletos são: 2px 1 , 2py 1 e 2pz 1 . Cada um desses orbitais 

aceita um átomo de "H", que apresenta "ls 1 ".


é de 106 . 

Formam-se três orbitais moleculares s-p e o ângulo entre as ligações 

O ângulo deveria ser de 90° mas, aparecerá um pequeno desvio, como 

no caso do H20. 

Quando o H liga-se a átomos maiores como S, Se, P, As, Sb , os 

átomos de H ficam mais distantes entre si e menos polarizados. 

Daí, os seguintes valores para os ângulos, nas ligações em: 

repe1indo-se, portanto, com menores intensidades. 

Covalência Coordenada 

As vezes, um átomo já está com seu octeto completo e, portanto, todos os 

seus orbitais com elétrons emparelhados. No entanto, este átomo pode ligar-se a outro 

"emprestando-lhe" (em base da coparticipação ou "condomínio") um par de elétrons, e 

formar um orbital molecular. 

Seja a molécula de água diante da molécula de 

HC1, o oxigênio da água poderá atrair o hidrogênio do 

HC1. 

Como o cloro é mais eletronegativo que o 

hidrogênio, este pode libertar-se do cloro,deixando-lhe o 

seu elétron. Deveriam-se formar os íons H + e Cl - . 

O íon Cl - tem configuração estável (octeto), mas 

o H+ teria ficado sem nenhum elétron! 

Então, este H + pode-se ligar ao oxigênio que 

lhe "empresta" 2 elétrons. 

Dizemos que o oxigênio efetuou uma ligação covalente coordenada ou, 

simplesmente, "coordenada" ou "dativa" com o cátion hidrogênio. Esta ligação é 

indicada com uma seta no sentido de quem está sendo "beneficiado"com os elétrons. 

H - 0 + H - Cl ----- H – 0 H + + Cl - 

H H 

Teremos então, cátion H30 + , chamado "hidrônio" ou "hidroxônio" ' e ânion "cloreto". 

203


204 


Encarando o fenômeno de modo mais concreto, uma molécula de água colide 

com uma molécula de "HCl", resultando aqueles íons. 

Se examinarmos sob o aspecto real, temos que verificar o que acontece aos 

orbitais dos átomos. 

O orbital "2px" do oxigênio já possui um par de elétrons e recebe um cátion 

"H+" através de uma ligação coordenada, chamada também semi-polar ou dativa. 

Forma-se o orbital molecular g-p, idêntico às ligações já existentes entre o 

oxigênio e hidrogênio, na molécula de água. 

Depois de efetuadas as ligações, geometricamente, não se nota diferença 

alguma entre a ligação covalente normal e a dativa. Elas se diferem quanto à origem 

dos elétrons que, formarão o orbital molecular. 

Esta é a razão pela qual muitos autores confundem as notações das ligações 

covalente normal e dativa.


estrutural: 

Então, em muitos compêndios, aparece o íon hidrônio com a fórmula 

Não podemos saber qual é a ligação dativa, mas temos a certeza de que uma 

destas covalências é coordenada. 

Em outras palavras: o íon hidrônio é constituído de 3 ligações: duas 

covalentes normais e uma coordenada. 

Resumindo: 

- Numa ligação covalente normal, aproximam-se dois átomos, cada um com 

orbital contendo um elétron. Forma-se assim, um orbital contendo elétrons com spins 

anti-parale1os, denominado orbital molecular (sigma). Será indicada por um traço. 

Na ligação covalente coordenada,aproximam-se dois átomos, um com orbital 

completo (2 elétrons) e outro com orbital "vazio". Forma-se o orbital molecular 

denominado , geometricamente análogo ao orbital da ligação covalente normal.. Esta 

ligação será representada por uma seta mas em muitos compêndios, está indicado por 

traço, em vista à analogia geométrica com a ligação covalente normal. 

Fórmulas estruturais 

Quando se indicam as ligações entre todos os átomos de uma molécula, 

dizemos que estamos apresentando a sua fórmula estrutural. 

A fórmula estrutural permite deduzir muito do comportamento dessa 

molécula numa reação química, razão pela qual é frequentemente utilizada, 

principalmente na química orgânica. 

205


206 


Neste capítulo,vamos treinar o seguinte tipo de exemplo: Dada a fórmula 

molecular de um composto - inorgânico, escrever a sua fórmula estrutural. 

Para isso, existem regras que exigem conhecimentos sobre: 

- ELÉTRONS NA CAMADA EXTERNA 

- CONTAGEM DE ELÉTRONS NAS LIGAÇÕES 

A) Principais elementos e números 

de elétrons na camada externa. 

Inicialmente, vamos desenhar uma parte da tabela periódica: 

Os algarismos romanos indicam "os grupos" da tabela periódica que, para os 

elementos presentes, é o número de elétrons na camada externa. 

Assim, o "N" tem 5 elétrons na camada externa, o "Si" tem 4, o "Br" tem 7 

elétrons, etc. Reparem que o hidrogênio, embora tenha apenas 1 elétron, está na 

coluna VII porque, ele "precisa" de apenas mais um elétron, como os demais elementos 

desse grupo, para estabilizar-se. O hidrogênio estabiliza - se com 2 elétrons na 

camada K. 

QUAIS SÃO OS ELEMENTOS QUE EFETUAM LIGAÇÕES COVALENTES? 

Todos aqueles que estão à direita da linha tracejada, quando ligam-se entre 

si, pois eles possuem tendência a tomar elétrons de outros átomos. Quando 2 átomos 

apresentam essa tendência, eles irão "compartilhar" elétrons. Por exemplo: no "PCI3", 

temos três ligações (P-Cl) covalentes. O "H" também pertence a esta classe de átomos, 

compartilhando 1 elétron. 

Às vezes, o "Be", "Mg" e "Al" efetuam ligações covalentes, mas sofrem 

hibridações e são considerados casos especiais.


B) Contagem dos elétrons 

na camada externa 

agora tem 8_. 

2. 

CONCLUSÃO: 

Seja a molécula de água: 

O oxigênio, tinha 6 elétrons na camada externa e, 

Cada hidrogênio, tinha apenas 1 elétron e, agora tem 

Na contagem dos elétrons da última camada, cada covalência 

normal (representada por um traço) aumenta um elétron em cada 

átomo que participa da ligação. 

De modo geral, os átomos se estabilizam quando completam o octeto. 

Vejamos,então, algumas estruturas estáveis. 

O nitrogênio é do grupo "V" e,portanto, tem 5 elétrons na cama da externa. 

Três covalências o farão mais estável. 

Então: 

Examinemos agora a, ozona 03: 

Todos os átomos de oxigênio (A, B e C) ficaram 

com 8 elétrons na camada externa. 

Veja a ligação dativa (B-C). 0 átomo "B" empresta 

2 elétrons para "C". 

Consequentemente,"B" não sofreu aumento de 

elétrons por causa da ligação dativa e "C" tem um 

aumento de 2 unidades. 

207


208 


Na contagem de elétrons de última camada, uma ligação coordenada 

produz um aumento de 2 e1étrons para o átomo" favorecido (ponta da seta) e 

nenhum elétron para o átomo que "empresta" o par de elétrons. 

____________________________________________________________________________ 

Nesse exemplo da ozona: 

Oxigênio A Tem um aumento de 2 elétrons por causa de 2 covalências com 

"B". 

normal (H-). 

Oxigênio B Tem um aumento de 2 elétrons por causa de 2 covalências com 

"A" e nenhuma alteração por causa da ligação coordenada. 

Oxigênio C Tem_um aumento de 2 elétrons por causa de uma ligação 

coordenada com "B". 

C) Estruturas de Hidretos moleculares 

Os hidretos são compostos do tipo "EHX". 

0 átomo de hidrogênio tem 1 elétron e, portanto, aceita uma ligação covalente 

0 elemento "E" aceita tantas ligações covalentes quantao sejam necessárias 

para completar o octeto. 

N do grupo V________precisa de 3 covalências - N - 

Se do grupo VI______precisa de 2 covalências____Se – 

Lembre-se de que o número do grupo (da Tabela Periódica) representa o 

número de elétrons na camada externa e cada traço produz um aumento de um 

elétron. 

Então, pode-se aceitar a seguinte regra para escrever as estruturas de 

hidretos moleculares: 

______________________________________________________________________ 

1) Escrever o elemento "E" com (8 – no. do grupo) traços. 

2) Em cada traço ligar H-. 

_____________________________________________________________________ 

════════════════


Exemplo: 

(211) Hidreto de fósforo: 

P é do grupo V..........(8 - V) - 3 traços. 

EXERCÍCIOS 

H - P - H 

A fórmula estrutural é 

H 

Exemplo: 

(212) Hidreto de silício: 

Si é do grupo IV......... (8 - IV) = 4 traços. 

H 

 

Logo H - Si – H 

 

H 

Escreva as fórmulas estruturais dos seguintes compostos: 

(213) Hidreto de arsênio 

(214) Hidreto de telúrio 

(215) Hidreto de germânio 

(216) Hidreto de iodo 

════════════════ 

A regra não e válida para elementos que possuem 2 ou 3 elétrons na camada 

externa. São os casos como o Berílio e Boro principalmente e que trataremos como 

casos especiais. 

HIDRETO DE BERÍLIO 

O'Be" tem 2 elétrons na camada externa e,antes de ligar-se ao H, sofre uma 

hibridação do tipo "sp". Isto já foi estudado no capítulo de hibridação. 

0 Berílio fica com 2 orbitais híbridos "sp", formando um ângulo de 180°. 

209


210 


Reparem que o berílio ficou estável com 4 elétrons na sua camada externa. 

HIDRETO DE BORO 

O Boro tem 3 elétrons na camada periférica e sofre uma hibridação do tipo 

sp 2 . Aparecem 3 orbitais híbridos com ângulo entre as ligações de 120°. 

e, a formula do hidreto, deveria ser: BH3. 

Na prática constata-se que essas moléculas de "BH3" reunem-se duas a duas, 

resultando moléculas do tipo "B2H6". 

simplificada). 

C) Estruturas dos óxidos moleculares 

Os óxidos moleculares apresentam fórmulas do tipo "E2Ox" ou "EOx/2" (forma 

Recordamos que o átomo de oxigênio tem 6 elétrons na camada periférica e 

aceita mais 2 elétrons. As possíveis formas de ganhar mais 2 elétrons são: 

= 0........ duas ligações covalentes normais. 

0......... uma 1igação coordenada. 

O átomo "E" admite tantas covalências normais (traços) quantas sejam 

necessárias para completar o octeto. 

Por exemplo, o nitrogênio: 

"N" tem 5 elétrons periféricos e admite 3 covalências normais. 

Além disso, o elemento "E" pode efetuar ligações 

coordenadas com os elétrons não emparelhados. No caso do 

nitrogênio, após ele efetuar três ligações covalentes ainda é 

capaz de fazer uma ligação coordenada, se necessário, sem 

prejudicar o octeto.


Eis a regra para a estruturação de 5xidos moleculares: 

1) Escrever o elemento "E" com (8 – no. de grupo) traços. 

2) Cada 2 traços de "E" recebe um átomo de oxigênio. 

3) Os restantes oxigênios serão ligados com ligações coordenadas na forma 

[ ->- 0 ] . 

4) NO caso de moléculas do tipo E20X, admite-se uma simetria estrutural. 

(217) Seja o SO2 - anidrido sulfuroso. 

(8 – no. do grupo) = (8 - VI) = 2 traços. 

 

S - 

EXERCÍCIOS 

1º. exemplo: 

Coloca-se um átomo de oxigênio que utiliza 2 traços. 

S = 0 

Tem ainda mais um átomo de oxigênio. Este se liga por coordenada. 

S = 0 

↓ 

0 

(218) Seja o CO2 - anidrido carbônico. 

2º. exemplo: 

no. de traços . . . ( - IV) = 4 

Cada 2 traços recebe um átomo de oxigênio; 

então, cabem os 2 átomos de oxigênio . 

coordenada. 

Não houve necessidade de ligação 

211


3º. exemplo: 

212 


(219) Sejam N2O4, e N2O5. Agora estamos no caso E20x e temos que admitir 

simetria estrutural. É preciso fazer esta consideração para ficar o mesmo número de 

átomos de oxigênio em cada átomo de nitrogênio na molécula (simetria). 

E preciso examinar se o número de oxigênio é par ou ímpar. Se o número de 

oxigênio for par, não pode ter oxigênio no eixo de simetria; se for impar, deve o 

oxigênio estar entre os 2 átomos de Ne, portanto, no eixo de simetria. 

moleculares. 

Agora,seguem-se as regras normais para a estruturação de óxidos 

Em cada átomo, vão (8 - n° de grupo) traços. No caso do nitrogênio, são 3 

traços em cada átomo.


Escrever as estruturas dos seguintes óxidos; 

(220) SO3 - anidrído sulfúrico 

(221) N2O3 - anídrido nitroso 

(222) C12O6 - anídrido clórico-perclórico 

(223) CI2O7 - anídrido perclórico 

(224) AS2O5 - anídrido arsênico 

E) Estruturas de ácidos oxigenados 

A maioria dos ácidos oxigenados apresentam a fórmula HxEO y. 

Nesses ácidos, os hidrogênios ionizáveis ligam-se ao oxigênio por uma 

covalência normal. (H - 0 -) . 

O elemento "E" fica no centro da molécula e procura, também, a estabilidade 

através de covalências normais ou coordenadas. 

Temos uma regra de estruturação semelhante a dos óxidos: 

1) Escrever o elemento "E" com (8 – no. do grupo) traços. 

2) Todos os hidrogênios ionizáveis deverão ser ligados ao "E" juntamente com 

o oxigênio, na forma H - 0 -. 

um átomo "0". 

3) Os restantes oxigênios serão ligados ao "E"; cada 2 traços de "E" admite 

4) Se ainda existem átomos de "0" e não existem traços suficientes, devem-se 

ligar os oxigênios restantes por 1igações coordenadas, na forma 0. 

5) Se a molécula do ácido for do tipo HxE20y, esta molécula admite uma 

simetria estrutural. 

1º. exemplo: 

(225) Seja o HN03 - ácido nítrico. 

EXERCÍCIOS 

0 nitrogênio é do grupo V . . . (8 - V) = 3 traços. 

213


2º. exemplo: 

214 


O átomo de "N" estará com seu octeto, se 

efetuar 3 covalências. 

forma H - 0 -. 

oxigênio. 

0 hidrogênio ionízavel será ligado na 

Cada 2 traços admite um átomo de 

Ainda falta mais um átomo de oxigênio. 

Este, será unido ao N por uma ligação 

coordenada. 

(226) Seja o H2CO3 - ácido carbônico. 

0 carbono é do grupo IV ... (8 - IV) = 4 traços. 

Seguindo um raciocínio análogo ao 1º. exemplo: 

3º. exemplo: 

(227) Seja o H2C2 O4 - ácido oxálico. 

Neste caso, a molécula é do tipo HxE20y e, vamos então admitir uma simetria 

estrutural. Análogo ao caso do óxido, examinemos o numero de átomos de oxigênio - é 

par; logo "C" será ligado direto ao C.


de oxigênio. 

4º. exemplo: 

Daqui para frente, a regra e a mesma: 

coloca-se (8 – no. do grupo) traços em cada átomo. 

Todos os "H" ionizáveis na forma H - 0 -, 

mas sempre respeitando a simetria. 

covalências. 

ligação dativa. 

(228) Seja o H4P2O7 - ácido pirofosfórico. 

Os restantes oxigênios serão ligados por 2 

Neste caso, não houve necessidade da 

0 número de oxigênio é ímpar . . . "então, entre os átomos de P irá um átomo 

0 fósforo é do grupo V - . . (8 - V) = 3 traços. 

215


Escrever as fórmulas estruturais dos seguintes ácidos: 

(229) HC10 - ácido hipocloroso 

(230) HC102 - ácido cloroso 

(231) HCl04, - ácido perclórico 

(232) HI03 - ácido iódico 

(233) H2SO3 - ácido sulfuroso 

(234) H2SO4 - ácido sulfúrico 

(235) HPO3 - ácido metafosfórico 

(236) H3AsO3 - ácido ortofosfórico 

(237) H3ASO3 - ácido arsenioso 

(238) HNO2 - ácido nitroso 

(239) H2SIO3 - ácido metassilícico 

(240) H4SiO4, - ácido ortossilícico 

(241) H2S2O7 - ácido pirossulfúrico 

(242) H6Si207 - ácido pirossilícico 

F) Estruturas dos sais 

Os sais são compostos iônicos e,portanto, possuem CÃTIONS e 

216 


ANIONS. Pode acontecer desses cátions ou ânions serem um agrupamento 

de átomos contendo ligações covalentes.


Para escrever as estruturas desses sais, lança-se uma forma mista: a parte 

que possui covalências é apresentada dentro de um "colchete" e, ao mesmo tempo, 

indica-se as ligações iônicas. 

1º. exemplo: 

(243) Seja o Na2SO4 = 2 Na + . SO4 = . 

EXERCÍCIOS 

Para escrever a estrutura do ânion SO4 = , comece estruturando o ácido 

correspondente; tirando H ionizáveis,restará o ânion com os elétrons responsáveis 

pela carga negativa. 

Procede-se analogamente,quando o cátion possui covalências. 

2º. exemplo: 

(244) Seja o NH4Cl = NH4 + Cl - . 

Escrever as fórmulas estruturais dos seguintes sais: 

(245) KCIO3 - clorato de potássio 

(246) CaCO3 - carbonato de cálcio 

217


(247) Na3PO4 - fosfato de sódio 

(248) NH4NO3 - nitrato de amôneo 

════════════════ 

CASOS ESPECIAIS DE FÓRMULAS ESTRUTURAIS 

1º. caso: Ácidos com hidrogênios não ionizáveis 

218 


Na química inorgânica, destacam-se 2 ácidos de fósforo que apresentam "H" 

não ionizáveis. Neste caso, o "H" não ionizável fica diretamente ligado ao "P". 

H3PO3 - ácido fosforoso - tem 1 "H" não ionizável. 

Sua fórmula estrutural é: 

H3PO2 _ ácido hipofosforoso - tem 2 "H" não ionizáveis. 

Sua formula estrutural é: 

2º. caso: Peroxi-ácidos 

Nos peroxi-compostos sempre está presente a forma [- 0 - 0 -]. 

ExempIo: 

EXERCÍCIOS 

(249) H2SO5 - ácido peroxissulfúrico


(250) H2S208 - ácido peroxidissulfúrico 

0 0 

↑ ↑ 

H – O - S - O – O – S – O - H 

Sugestão: 

↓ ↓ 

O O 

Para maior facilidade, escreva o ácido sem o prefixo peroxi: 

peroxissulfúrico ácido sulfúrico 

peroxidissulfúrico ácido dissulfúrico 

Em seguida,procure encaixar o O para formar o grupo peroxi. 

(251) Escrever a fórmula do ácido pirofosfórico. 

(252) Escrever a fórmula do peróxido de oxigênio ou água oxigenada. 

3º. caso: Estruturas por tentativas 

Os casos que não caem naqueles já estudados podem ser deduzidos 

lembrando-se que: 

se ligam. 

aponta. 

elétrons. 

para C. 

- cada covalência normal "aumenta" um elétron para ambos os átomos que 

- cada coordenada "aumenta" 2 elétrons apenas no átomo para o qual a seta 

Por outro lado, sabemos que os átomos tornam-se estáveis com o octeto de 

Exemplos: 

EXERCÍCIOS 

(253) Seja o CO - monóxido de carbono. 

C - tem 4 elétrons periféricos O - tem 6 elétrons periféricos 

Solução : 

2 covalências e uma coordenada do O 

219


(254) Seja o HCN - ácido cianídrico 

Escrever as estruturas dos seguintes compostos: 

Sugestão: 

Nunca o oxigênio será átomo central. 

(255) COC12 - cloreto de carbonila ou gás fosgênio 

(256) HNC - ácido isocianídrico 

(257) POCI3 - cloreto de fosforila 

(258) SOC12 - cloreto de sulfurila 

(259) N2H4 – hidrazina 

_________________ 

Ligação π (pi) 

_______________ 

220 

══════ 

Imaginemos 2 átomos de nitrogênio se aproximando. 


Cada um tem 5 elétrons periféricos e pretendem completar o octeto, através 

de ligações covalentes. Serão 3 covalências normais. 

Temos a molécula N2, onde os átomos completaram seus octetos. 

À primeira vista, tem-se a impressão de que as 3 ligações covalentes são 

iguais. Se examinarmos os orbitais numa representação espacial, veremos que uma 

dessas ligações é diferente das demais.


O átomo de nitrogênio apresenta os orbitais "2p" incompletos: 

ZPx 1 , 2py 1 e 2pz 1 

Quando os 2 átomos se aproximam, em primeiro lugar, os orbitais pxx irão 

fundir-se, formando o orbital molecular p-p. Recordemos que este processo de fusão 

de orbitais por uma aproximação dos mesmos é denominada de sobreposição ou 

"overlap", característica das ligações


internuclear. 

O "par" das regiões espaciais é que constituem um orbital "π_". 

222 

ligações químicas -4 

Reparem mais uma vez que a ligação "π" faz diminuir a distância 

Assim, nos carbonos, numa ligação simples "C-C" onde se tem apenas ligação 

"", a distância internuclear é de 1,54 Ǻ. 

Quando esses átomos possuem uma dupla ligação "C=C", uma das ligações é 

""" e a outra é" π ". A distância internuclear neste caso é de 1,34 Â.


Voltemos ao caso do nitrogênio "N2". Nesta molécula, cada átomo possui 2 

orbitais "p" incompletos, então, surgirão 2 ligações π. 

O desenho acima, já inicia com os 2 átomos de nitrogênio ligados por . A 

seguir virão os orbitais π. 

Reparem mais uma vez que, à medida que aparecem as ligações π ,os átomos 

vão se aproximando. 

223


224 


Por uma questão de comodidade didática, a ligação π será artificiosamente 

indicada, esquematicamente, como a figura acima. 

No caso da molécula de "N2" vê-se perfeitamente uma ligação e duas π. As 

ligações π determinam planos que são perpendiculares entre si. 

Finalmente, de modo resumido, as ligações π surgem quando existem duplas 

ou triplas ligações entre os átomos. 

EXERCÍCIOS 

Contar o número de ligações e π nos seguintes compostos 

(260 ) 

(261) H - C = N - ácido cianídrico


(262) O = C = O - gás carbônico 

(263) H - C = C - H - acetileno 

(264) H – O – N ≡ N – O - H - ácido hiponitroso 

(265) H - N - H - amônia 

Ι 

H 

═════════════ 

E quando aparecer uma ligação coordenada? 

Neste caso, adote a notação moderna, ou seja: substitua a seta por um traço. 

Isto pode ser feito na representação porque a ligação coordenada difere da covalente 

normal apenas pela origem dos elétrons que contribuem na ligação. 

Então: 

será 

CO --► C ≡ O ---------------------- C ≡ O 

representada 

Sendo uma tripla, uma ligação é e duas serão π. 

EXERCÍCIOS 

Contar o número de ligações "" e "π", nos seguintes compostos . 

(266) ácido nítrico - HNO 3 

(267) ácido oxálico – H2C2O4 

(268) ozona - O3 

(269) ácido sulfúrico - H2SO4 

(270) carbonato de sódio - Na2CO3 

(271) ácido bórico - H3BO3 

225


somente dois orbitais "p" 

226 

Hibridações parciais 


Examinemos as ligações entre os 

átomos de carbono na molécula de etileno. 

Existem duas covalências sendo uma ligação 

"" e uma ligação π. 

Se existe uma ligação " π " é porque 

cada átomo de carbono reservou um orbital 

"p" incompleto afim de formar o orbital 

molecular "ir". 

Recorda-se que o carbono é um 

átomo com 4 elétrons na camada externa; 

normalmente, ele hibrida seus orbitais 

atômicos "2s" e "2p" originando um átomo de 

carbono "sp 3 " (hibridação tetraédrica), 

utilizando-se um orbital "s" e três orbitais 

"p". 

Agora, no etileno, o carbono precisa 

guardar um "p". Então, a hibridação será do 

tipo "sp 2 ", pois vai utilizar 1 orbital "s' ! e 

Abaixo está a seqüência da hibridação do carbono na forma sp2.


Como se vê, o átomo de carbono continua tetravalente: três orbitais "sp 2 " para 

as ligações "" e 1 orbital "p" para a ligação π. 

A figura acima mostra as ligações na molécula de etileno. 

0 ângulo entre as ligações é de 120°. 

Na ligação "C=C" uma delas é: 

sp 2 -sp 2 

e a outra é π. 

Em H-C as ligações são do tipo: 

s - sp 2 . 

227


Numa representação geométrica teremos: 

228 


Examinemos agora a molécula de 

acetileno. Existem duas ligações π e as 

restantes são "". Mais uma vez 

lembremos que, para ocorrer ligação "π" é 

necessário que haja um par de orbitais "p" 

incompletos. 

Então, na molécula de acetileno, 

cada átomo de carbono reservou 2 

orbitais "p" para as ligações " π ". 

Consequentemente, a hibridação 

será feita por 1 orbital "s" com 1 orbital 

"p" do tipo "sp"


O átomo de carbono continua tetravalente: 2 orbitais "sp" para as ligações "" 

e 2 orbitais "p" para as ligações "π". 

acetileno. 

A figura acima mostra, esquematicamente, as ligações na molécula de 

Observa-se que a molécula é linear. 

Nas ligações C≡C, uma é do tipo " Sp-Sp" e duas são do tipo "p". 

A ligação "H-C" é do tipo " p-Sp" . 

229


dois orbitais "p". 

Examinemos agora a molécula de "CO 2 " (gás carbônico). 

Entre o "C" e "O" existem duas ligações: uma é "" e a outra é "π". 

230 


Então, o átomo de carbono tem duas ligações "π" e, naturalmente, reservou 

A hibridação do carbono foi igual aquela do acetileno, ou seja, do tipo "sp". 

0 oxigênio possui 2 orbitais incompletos "py" e "pz". O orbital "py" fará 

ligação "" com o orbital "sp" do carbono; o orbital "pz" fará ligação "π". 

A molécula de CO2 apresenta duas ligações " p-sp" e duas ligações "π". 

A molécula é linear.


triplas ligações. 

O átomo de carbono sofre hibridações parciais quando apresenta duplas e 

Abaixo está o quadro que indica as hibridações e os ângulos entre as 

valências num átomo de carbono. 

EXERCÍCIOS 

No hidrocarboneto acima, os ângulos formados pelas ligações entre os 

carbonos 1-2-3 e 3-4-5 são, respectivamente: 

que: 

(273) Com relação ao composto citado na questão anterior podemos afirmar 

a) o carbono 2 forma apenas três ligações sigma. 

b) o carbono 4 forma apenas quatro ligações sigma. 

c) o carbono 5 forma duas ligações sigma e duas ligações pi. 

d) o carbono 3 forma duas ligações pi e duas ligações sigma. 

e) o carbono 1 forma apenas duas ligações pi. 

231


232 


(274) Ainda com referência ao hidrocarboneto citado nas questões anteriores, 

podemos afirmar que: 

carbonos 3 e 4. 



a) A distância entre os carbonos 1 e 2 é maior que a distância entre os 

b) A distância entre os carbonos 4 e 5 é maior que a distância entre os 

c) A distância entre os carbonos 4 e 5 é menor que a distância entre os 

d) As distâncias entre os carbonos 1 e 2 e entre os carbonos 2 e 3 são iguais. 

e) Todas as distâncias entre os carbonos são iguais. 

(275) Qual é o tipo de hibridação do carbono no ácido carbônico "H2C03"? 

a) sp 

b) sp 2 

c) sp 3 

d) sp 4 

e) nenhum dos anteriores 

_______________________ 

Hibridações especiais 

____________________________ 

═════════════════════ 

Vimos no capítulo da hibridação que os átomos que possuem 2, 3 ou 4_ 

elétrons na camada externa e se dispõem a efetuar covalências sofrem hibridações 

entre seus orbitais "s" e "p". 

Lembremos,ainda que os átomos com tais características eletrônicas possuem 

na camada externa 1 orbital completo e pelo menos 1 "orbital vazio" . 

Quando o átomo normal passava ao estado excitado, um elétron do orbital 

completo passava a constituir outro orbital, preenchendo o espaço que antes era 

indicado como orbital vazio. Em seguida, os orbitais hibridizavam-se. 

Existem átomos que não apresentam tais características, as vezes nem 

passam pelo estado ativado e mesmo assim, produzem estruturas que somente 

podemos aceitá-las justificadas, admitindo-se as hibridações de seus orbitais. Alguns 

desses casos especiais serão tratados neste capítulo.


1º. caso: Hibridação sp 3 do N no íon NH 4 

O átomo de N tem a seguinte configuração eletrônica. 

N K - 2 . . . ls2 

Z = 7 

L – 5 . . . 2s 2 ,2p 3 . 

Eis a representação eletrôca na camada externa. 

233 

Quando o "N" efetua apenas 3 

covalências normais, não ocorre 

hibridação e teremos 3 ligações através 

de seus orbitais "p". 

ligações " s-p" 

É o caso do "NH3" que possui 3 

0 átomo de nitrogênio possui ainda um par de elétrons e poderá efetuar uma 

ligação coordenada. Isto realmente ocorrerá quando o NH3 passar a íon NH4 + onde um 

dos hidrogênios está ligado através de uma covalência coordenada. 

Qual seria a explicação desse fato através de seus orbitais? 

ligação coordenada. 

Admite-se que haja uma 

hibridação dos orbitais do N, sem que o 

átomo passa pelo estado ativado. 

Trata-se de uma hibridação do 

tipo sp 3 e portanto, no espaço, a 

distribuição será em forma tetragonal. 

Um dos orbitais híbridos já 

está completo e somente aceitará


234 


No íon " NH4 + " temos 4 ligações "s-Sp 3 ". Reparem que na representação 

geométrica, a ligação coordenada confunde-se com a covalente normal. 

É por este motivo que muitos autores admitem que, na molécula de "NH 3 ", o 

N já está hibridizado . 

Seria uma hibridação do tipo "sp 3 " com 1 orbital completo, como indica 

a figura (antes de efetuar ligações). 0 angulo teórico seria de 109 0 28', 

enquanto que na realidade e de 106°. 

Analogamente, este raciocínio é também aplicável a molécula de água. O 

oxigênio teria sofrido uma hibridação do tipo "sp 3 ", com 2 orbitais completos e 

2 orbitais que efetuariam as ligações com os átomos de hidrogênio. 

Nesta diferente interpretação de hibridação para os casos da amônea e 

água, teremos respectivamente os nomes: hibridação de pirámide trigonal e de 

configuração em "V". 

Para facilitar as visualizações espaciais, eis as moléculas de CH4,""NH3" 

"H20", admitidas hibridações "sp 3 ".


2º. caso: Hibridação dsp 3 do P no PCI 5 

0 átomo de "P" tem a seguinte configuração eletrônica: 

Hormalmente o "P" comporta-se semelhante ao "N"; por exemplo, na formação 

da fosfina ou fosfamina "PH3", as ligações são análogas às do "NH3". 

No entanto, o átomo de "P" poderá produzir hibridações de todos os orbitais 

da camada externa, em determinadas ligações como no "PC15", "PF5" e "PBr5". 

Vejamos a seguir, a seqüência da hibridação denominada "dsp 3 ", porque irão 

participar: 1 orbital "d", 1 orbital "s" e 3 orbitais "p". 

Átomo de fósforo - camada M 

Teremos 5 orbitais híbridos incompletos, destinados às ligações sigma. A 

estrutura geométrica dos orbitais "dsp 3 " é de uma bi pirâmide triangular. 

235


236 


A molécula de "PCI5" possui 5 covalências do tipo " p-dsp 3 " > pois o cloro 

efetua ligações pelos orbitais "p". Reparem que, nesta molécula, o fósforo não respeita 

a regra do octeto, ele compartilha 10 elétrons na camada externa. 

pz". 

3º. Caso: Hibridação "d 2 sp 3 " do "S" na molécula "SF6" . 

0 enxofre tem a seguinte configuração: 

Normalmente, suas ligações serão através de seus orbitais incompletos "py e 

Análogo ao caso do fósforo; o enxofre poderá hibridar seus orbitais como no 

"SF6" - (hexafluoreto de enxofre). 

Teremos então, para a camada M: 

Os orbitais híbridos "d 2 sp 3 " 

distribuem-se no espaço numa estrutura 

tetraédrica. 

Reparem que o enxofre efetuara 

6 covalências do tipo " p-d 2 sp 3 " na 

formação da molécula de "SF6".


Na molécula de "SF6", o enxofre ficará com 12 elétrons na camada periférica, 

Mais uma vez, estamos presenciando uma exceção à regra do octeto. 

A) Eletronegatividade 

C LIGAÇÃO POLAR 

E MOLÉCULA POLAR 

Chama-se eletronegatividade a tendência do átomo em atrair elétron para a 

sua camada eletrônica. De modo geral, quanto mais elétron na periferia e quanto 

menor o átomo, ele será mais eletro negativo. A medida da eletronegatividade será 

descrita no capitulo da Classificação Periódica dos Elementos. 

237


238 


Apareceram diversos critérios para medir a eletronegatividade. Um deles, 

talvez o mais aceito, é o da escala de "Linus Pauling", onde os principais elementos 

eletronegativos são: 

Nesta escala, o flúor é o mais eletronegativo, tendo-lhe sido atribuído o valor 

4; os demais valores foram calculador em relação ao valor adotado àquele elemento. 

Em resumo, esses números são como "notas" que os professores atribuem aos 

seus alunos, para avaliar seu grau de conhecimento; no caso, é para avaliar a 

tendência em atrair elétrons, quando um átomo está ligado a outro. 

B ) Ligação polar 

Quando se ligam dois átomos de 

diferente eletronegatividade produzindo ligação 

molecular (formação de orbital molecular), o 

núcleo do átomo mais eletronegativo irá atrair 

mais os elétrons do orbital molecular. Ocorrerá 

uma deslocalização das cargas e, diremos que 

a ligação é polarizada. 

flúor. 

Seja a ligação entre o hidrogênio e o 

Os orbitais incompletos são: "ls" e"2pz" 

que efetuam a ligação " s-p" 

Nesse orbital molecular, os elétrons 

terão maior probabilidade de se encontrarem 

mais próximo do núcleo de flúor. Dizemos que, 

nessa região, e maior a densidade eletronica e 

teremos uma ligação polar. A molécula é também denominada molécula polar que se 

comporta como um minúsculo DIPOLO. A polarização é indicada por "σ + " e "σ"".


A ligação H-F é fortemente polar, o que se podia prever em vista da 

grande diferença de eletronegatividade desses elementos. 

∆ = 4,0 - 2,1 = 1,9 

Numa ligação do tipo Br-Cl a diferença de eletronegatividade 

é: 

∆ = 3,0 - 2,8 = 0,2 

tem-se então, uma ligação fracamente polar. 

Na ligação Cl-Cl temos ∆ = 3,0 - 3,0 = 0, então é uma ligação totalmente 

apolar e dizemos que a molécula CI2 é uma mo1écula apolar. Isto é aceitável, pois se 

os átomos possuem a mesma eletronegatividade, as atrações de elétrons são 

equivalentes. Disso se conclui que quase todas as substâncias simples moleculares 

possuem moléculas apolares. 

EXERCÍCIOS 

(276) Qual das ligações é a mais polar? 

a) C - F 

b) C - Cl 

c) C - Br 

d) C - I 

e) H - F 

(277) Qual das ligações é a menos polar? 

a) C - F 

b) C - Cl 

c) C - Br 

d) C - I 

e) C – H 

(278) Qual das ligações é a menos polar? 

a) P - F 

b) O - C 

c) O - H 

d) Br - Cl 

e) C - H 

OBSERVAÇÕES: 

- A ligação iônica surge quando a diferença de eletronegatividade entre os 

átomos é muito grande. Poderíamos até conceber a ligação iônica como um caso de 

excessiva polarização. De modo geral, excetuando casos do "H", pode-se dizer que as 

ligações são predominantemente iônicas quando: ∆ > 1,7 

239


Na molécula de "03" (ozona) temos uma ligação polar. 

240 


E que a ligação dativa entre átomos iguais produz uma ligeira 

polarização. 

C) Momento polar 

Então, esta molécula é polarizada. 

Vamos imaginar duas placas 

metálicas, inicialmente descarregadas, 

como indica a figura. 

Agora imaginemos uma molécula 

polar inclinada, em relação as paredes da 

placa. 

Ligando os terminais das placas a 

uma fonte elétrica, aparecerão nestas 

placas cargas positivas e negativas. A 

molécula, imediatamente, será orientada 

desviando-se da posição inicial. 

Esta tendência, maior ou menor, 

em se orientar diante dessa eletrização das 

placas, é que denominamos de MOMENTO 

DIPOLAR (µ). 

Trata-se de uma grandeza vetorial 

(que tem intensidade, direção e sentido), 

sendo que a sua intensidade é diretamente 

proporcional à carga elétrica efetiva de um 

dos pólos e à distância entre essas 

cargas.


Num orbital não se pode dizer que as cargas elétricas estão concentradas em 

apenas 2 pontos; existe a região negativa e a região positiva. 

No entanto, podemos imaginar hipoteticamente que as cargas positivas e as 

cargas negativas estão concentradas nos pontos ocupa dos pelos núcleos dos átomos 

em ligação. Estas cargas, iguais e de sinais contrários (+q) e (-q) seriam as cargas 

efetivas da ligação polar. Evidentemente, a distância internuclear será, então, o " ℓ" 

(distância entre as cargas). 

Definição de vetor momento dipolar: µ → 

Trata-se de vetor que possui as seguintes características: 

1) Módulo: |µ → | = q . ℓ 

onde: 

q - valor absoluto da carga elétrica efetiva 

ℓ - distância internuclear 

2) Direção: É aquela que passa pelos núcleos dos átomos em ligação. 

3) Sentido: Por convenção é do positivo para o negativo, ou seja, de um 

núcleo para o outro núcleo que mais atrai os elétrons. 

A unidade para medir a polarização de uma ligação é o Debye (D) 

Por definição, o Debye é o momento produzido por uma molécula hipotética 

que teria uma distância internuclear de 1 Ǻ (Angstron) e uma carga efetiva igual em 

valor absoluto a 10- 10 unidades eletrostáticas em cada pólo. 

Apenas para exemplificar: 

De quantos "D" (Debyes) seria o momento dipolar de uma molécula hipotética, 

que tivesse a carga efetiva igual de 1 elétron no polo negativo e uma distancia de 1 Ǻ? 

q (1 elétron) = 4,8 x 10 -10 unidades eletrostáticas 

ℓ = 1 Ǻ 

µ = q x ℓ, = 4,8 x 10 -10 = 4,8 D 

O momento dessa molécula seria de 4,8 Debyes. 

241


Exemplos de alguns valores de µ; 

D) Molécula Polar 

242 


Vimos que átomos de diferentes 

eletronegatividades produzem ligações 

polares. A cada ligação polar associa-se um 

vetor momento polar. 

Uma molécula pode ter mais de 

uma ligação polar. É o caso da molécula de 

água, cuja estrutura é angular. 

A ligação "H-O" é polar e pode-se 

associar o vetor (µ → ). 

Os vetores (µ → ) produzem um vetor 

soma, (µ → r) que vale aproximadamente 1,8 

D, confirmando que se trata de molécula 

polar. 

O que se faz na prática é o inverso. 

Pode-se de terminar o valor de (µ → ) por 

meios experimentais e concluir-se que a 

molécula de água é angular. Se a molécula 

fosse linear (H-O-H), os vetores iriam se 

anular e ela não seria polar o que iria contradizer os fatos experimentais. 

bastante polar. 

Vejamos agora o CO2 (gás carbônico) 

Nesta molécula, cada átomo de oxigênio liga-se ao carbono. Esta ligação é


Num orbital não se pode dizer que as cargas elétricas estão concentradas em 

apenas 2 pontos; existe a região negativa e a região positiva. 

No entanto, podemos imaginar hipoteticamente que as cargas positivas e as 

cargas negativas estão concentradas nos pontos ocupa dos pelos núcleos dos átomos 

em ligação. Estas cargas, iguais e de sinais contrários (+q) e (-q) seriam as cargas 

efetivas da ligação polar. Evidentemente, a distância internuclear será, então, o " ℓ" 

(distância entre as cargas). 

Definição de vetor momento dipolar: µ → 

Trata-se de vetor que possui as seguintes características: 

1) Módulo: ן µ → ן = q . ℓ 

onde: 

q - valor absoluto da carga elétrica efetiva 

ℓ - distância internuclear 

2) Direção: é aquela que passa pelos núcleos dos átomos em ligação. 

3) Sentido: Por convenção é do positivo para o negativo, ou seja, de um 

núcleo para o outro núcleo que mais atrai os elétrons. 

A unidade para medir a polarização de uma ligação é o Debye (D) 

Por definição, o Debye é o momento produzido por uma molécula hipotética 

que teria uma distância internuclear de 1 Ǻ (Angstron) e uma carga efetiva igual em 

valor absoluto a 10" 10 unidades eletrostáticas em cada pólo. 

Apenas para exemplificar: 

De quantos "D" (Debyes) seria o momento dipolar de uma molécula hipotética, 

que tivesse a carga efetiva igual de 1 elétron no póIo negativo e uma distância de 

1 Ǻ? 

q (1 elétron) = 4,8 x 10 -10 unidades eletrostáticas 

ℓ = l Ǻ 

µ = q x ℓ, = 4,8 x 10" 10 = 4,8 D 

0 momento dessa molécula seria de 4,8 Debyes. 

243


Exemplos de alguns valores de y; 

D) Molécula Polar 

244 


Vimos que átomos de diferentes 

eletronegatividades produzem ligações 

polares. A cada ligação polar associa-se 

um vetor momento polar. 

Uma molécula pode ter mais 

de uma ligação polar. É o caso da 

molécula de água, cuja estrutura é 

angular. 

A ligação "H-0" é polar e pode-se 

associar o vetor (µ → ). 

Os vetores (µ → ) produzem 

um vetor soma, (µ → r) que vale 

aproximadamente 1,8 D, confirmando 

que se trata de molécula polar. 

O que se faz na prática é o 

inverso. Pode-se de terminar o valor de 

(µ → ) por meios experimentais e concluir- 

se que a molécula de água é angular. Se 

a molécula fosse linear (H-O-H), os vetores iriam se anular e ela não seria polar o que 

iria contradizer os fatos experimentais. 

Vejamos agora o CO2 (gás carbônico) 

Nesta molécula, cada átomo de oxigênio liga-se ao carbono. Esta ligação 

é bastante polar.


180°. 

245 

Experimentalmente,verifica-se que a 

molécula de " CO2," é APOLAR. 

Conclusão: 

A molécula de "CO2" De fato, deve 

ser linear, essa conclusão pode ser aceita 

desde que se admita que o carbono nessa 

molécula sofra uma hibridação do tipo "sp". 

Aí, os vetores se anulam pois, o 

ângulo entre 2 ligações no carbono "sp" é de 

Examinemos agora a molécula de CC14 (tetracloreto de carbono). 

Podemos prever, através de um 

estudo teórico, se a molécula é polar ou 

apolar. 

O carbono tem 4 ligações polares 

e, a disposição espacial é tetraédrica 

(hibridação sp 3 ). 

Cada ligação C-Cl admite um vetor 

(µ → ) . Somando esses vetores 2 a 2 teremos 

2 vetores resultantes parciais (µ → ) e 

(µ → 2). 

Acontece, que eles estão num 

mesmo eixo direcional possuem a mesma 

intensidade e sentidos opostos. 

Conclusão: 

0 (µ → ) resultante final é ZERO e a 

molécula é APOLAR, o que de fato é 

comprovado por medidas experimentais.


RESUMO: 

246 


1) Se uma molécula não possui ligação polar, evidentemente, a 

molécula será APOLAR. 

APOLAR. 

Exemplos : F2, H2, P 4, etc. 

2) Se a molécula tiver ligações polares então, poderá ser P0LAR ou 

Como sabemos se a molécula é polar? 

___________________________________________________________________________ 

a) Escreva a fórmula estrutural espacial da molécula, respeitando os 

ângulos entre as ligações. 

é APOLAR. 

b) Assinale os vetores (µ → ) para todas as ligações polares. 

c) Efetue a soma dos (µ → ). 

____________________________________________________________________________ 

Somente se a Σµ → for igual a ZERO, pode-se confirmar que a molécula 

A observação prática leva-nos a reparar que moléculas simétricas são 

apolares e moléculas assimétricas são polares. 

EXERCÍCIOS 

Verificar se a molécula é polar ou apolar: 

(279) HC1 (280) S8 

(281) CH 4 , (282) BF3 

(283) CS2 (284) HCC13 

(285) NH3 (286) N2 

E) Constante dielétrica - Є 

O dispositivo desenhado ao lado é um 

condensador constituído de duas placas planas 

que recebem cargas elétricas porque as mesmas 

estão submetidas a uma tensão "U".


Entre as placas encontra-se uma substância isolante que constitui o 

"meio" do condensador. 

Este dispositivo serve para armazenar energia elétrica. 

A energia armazenada também depende do "meio" desse condensador. 

247 

Quanto mais polar e mais 

moléculas tiver o "meio", maior será a 

energia acumulada. 

A explicação é a seguinte: as 

moléculas polares ocupam o espaço 

entre as placas mas, não possuem uma 

orientação direcional enquanto as 

placas estão descarregadas. 

No momento que aparecem as 

cargas nas placas, as moléculas 

polares exigem uma energia para sua 

orientação. Isto significa maior 

acúmulo de energia no sistema e, 

dizemos que esse meio possui uma 

constante dielétrica (Є) elevada. 

Em outras palavras : Se a 

substância colocada entre as placas for 

polar, diremos que se trata de um material de elevada constante dielétrica (Є). 

No sistema eletro-estático (C.G.S.) foi tomado convencionalmente (Є = 1) para 

o vácuo. Os valores de (Є) para outras substâncias foram calculados em relação ao 

do vácuo. 

De modo geral, se o material entre as placas é gasoso, temos poucas 

moléculas, a energia acumulada nessas moléculas é muito pequena e teremos uma 

constante dielétrica próxima do vácuo (E =1). 

Exemplos:


248 


Para as substâncias no estado líquido é que se observa uma grande 

diferença entre moléculas POLARES e APOLARES. 

Vê-se que as moléculas polares apresentam (Є) elevados. Isto quer dizer que 

esses materiais são capazes de armazenar maior energia elétrica num condensador. 

Teoricamente, as moléculas apolares deveriam ter (Є≈1) pois, não se orientam 

dentro de placas eletrizadas. Na verdade, as cargas das placas acabam polarizando 

ligeiramente essas moléculas (e uma polarização induzida, ou seja, provocada). Esta é 

a razão do benzeno e do "CCl4' possuírem (Є ≈ 2) . 

EXERCÍCIOS 

(287) Dentre as seguintes substâncias no estado líquido, qual delas 

apresenta maior constante dielétrica? 

a) HCC13 c) CCl4 

b) CH4 d) CS2 

_______________________________ 

F) Ponte de Hidrogênio 

_______________________________ 

Vimos que o "HF" é uma molécula polar. Quando a polarização é muito 

intensa como no "HF" , as moléculas passam a se atrair. Dai resultam moléculas 

"H2F2" , _"H3F3" e até "HnFn ", dependendo da tempe ratura. Acima de 88°C, só existem 

moléculas " HnFn ", pois a agitação térmica é muito forte.


249 

Pois bem, as ligações entre 

moléculas polares, onde um dos pólos e o 

hidrogênio , são denominadas pontes de 

hidrogênio,sendo indicadas por pontos 

(...). 

intermolecular. 

Trata-se de um tipo de ligação 

As pontes de hidrogênio aparecem 

normalmente nos estados sólido e 

líquido 

Somente o H2F2 é que apresenta 

pontes de hidrogênio no estado gasoso. 

Outro caso interessante de pontes de hidrogênio é na água. 

O vapor de água não possui pontes de hidrogênio.


250 


A água líquida já apresenta aglomeração de moléculas através das 

pontes de hidrogênio. 

O gelo é um sistema ordenado de moléculas de água que se ligam 

através das pontes de hidrogênio. Como as moléculas de "H2O" possuem 

dipolos localizados, forma-se uma estrutura que deixa muitos "vazios" entre as 

moléculas. Daí, o fenômeno da expansão de volume quando a água liquida 

transforma-se em gelo. 

As moléculas de água, no gelo, formam hexágonos reversos. É por esse motivo 

que, ao analisar neve ao microscópio, encontra-se sempre cristais com 6 pontas. 

As pontes de hidrogênio aumentam as forças de coesão entre as 

moléculas. Isto explica a maior dificuldade dessas moléculas passarem ao 

estado gasoso. Em outras palavras, explica o elevado ponto de ebulição de 

substâncias que possuem pontes de hidrogênio. 

(éter comum). 

1º. exemplo: Comparemos o álcool etílico (álcool comum) e éter etílico


Como já explicamos no LIVRO I, passar uma substância ao estado gasoso é 

fazer com que suas moléculas "voem". Ora, moléculas de pesos moleculares baixos 

teriam maior facilidade em sofrer ebulição. Por que então, o éter que tem peso 

molecular maior (P.M. = 74) tem ponto de ebulição menor que o álcool etílico 

(P.M. = 46)? 

A resposta é simples: somente no álcool etílico existe hidrogênio ligado ao 

oxigênio. Este hidrogênio é polarizado e consegue atrair o oxigênio de outra molécula 

formando ponte de hidrogênio. Desta forma, moléculas são atraídas entre si pelas 

pontes de hidrogênio, que causam a dificuldade em separá-las e se tornarem 

gases. 

2º. exemplo: Sejam as moléculas de orto-clorofenol e para-clorofenol: 

A forma orto apresenta uma ponte de hidrogênio intramolecular, isto é, 

entre o "H" do grupo "OH" e o cloro da própria molécula. 

Já a forma para de mesmo peso molecular apresenta pontes de hidrogênio 

com moléculas vizinhas, uma vez que o "H" do grupo "OH" está agora, muito "longe" 

do cloro da mesma molécula. 

Então, qual deles terá maior ponto de ebulição? 

Experimentalmente, tem-se verificado que a forma orto tem P.E. = 176 °C e 

a forma para P.E. = 217 °C. 

251


EXERCÍCIOS 

252 


(283) Qual das substâncias abaixo, no estado líquido apresenta 

pontes de hidrogênio? 

a) HC1 d) SiH4 

b ) CH 4 e) BeH2 

C) H2 

mais forte? 

ebulição? 

(289) Qual das substâncias abaixo apresenta ponte de hidrogênio 

a) HC1 gasoso c) H2O gasoso 

b) NH 3 líquido d) H2S líquido 

(290) Qual das substâncias abaixo apresenta maior ponto de 

a) CO2 c) H2S 

b) NH3 d) CH4 

______________________________________ 

Ligação de Van der Waals 

______________________________________ 

Sejam os átomos dos elementos nobres: Hélio, Neônio, Argônio, Criptônio, 

Xenônio e Radônio. Eles são átomos de grande estabilidade e no estado gasoso são 

realmente monoatômicos. Será que existe alguma força de atração entre os átomos 

de um desses elementos? 

átomos unidos. 

Seja o Neônio, por exemplo; se não 

existisse nenhuma atração atômica, esse 

elemento deveria passar diretamente do 

estado gasoso para o sólido quando a energia 

cinética fosse nula, ou seja, exatamente o O 0 

Kelvin. Mas isso não é verdade: o gás passa ao 

estado líquido e depois ao estado sólido antes 

do ZERO ABSOLUTO, quando os átomos 

ainda possuem energia cinética. Então, 

embora eles queiram movimentar-se 

livremente, existem forças que mantêm esses 

Acima está o gráfico dos pontos de ebulição desses elementos nobres. No eixo 

das abcissas foi escolhido o número atômico.


Como os átomos se atraem entre si? 

A resposta foi sugerida pelo físico holandês Johannes Diderik Van der 

Waals, com a teoria da polarização temporária e induzida. 

253 

Segundo Van der Waals, à 

medida que os átomos vão sendo 

aglomerados , eles não apresentarão seus 

elétrons distribuídos simétricamente a 

todo instante. A deslocalização de certos 

elétrons num átomo já causa uma 

pequena polarização neste átomo. 

Por outro lado, elétrons de um 

átomo repelem elétrons de outros átomos e atraem núcleos vizinhos. Um átomo já 

"deformado" eletricamente causa induções elétricas mais sensíveis nos átomos 

vizinhos. Dizemos que os átomos sofreram uma polarização induzida. Em outras 

palavras: Se um átomo apresentar distribuição eletrônica"deformada", este 

desencadeia uma seqüência de polarizações por indução. 

Os átomos, mesmo no estado sólido, estão em vibração, razão pela qual essa 

polarização fica sujeita a alterações. Evidentemente, no estado líquido, esta 

polarização sofre mudanças mais rápidas, pois a todo instante, átomos rolam uns 

sobre outros. No estado gasoso, a polarização é praticamente desprezível, em face da 

grande distância entre os átomos. Como a polarização pode aumentar ou diminuir de 

intensidade, diz-se também que é temporária. 

As forças,que unem os átomos através dessas polarizações induzidas, são 

chamadas ligações de Van der Waals. 

Os elementos nobres quando liqüefeitos ou solidificados apresentam apenas 

ligações de Van der Waals. A polarização induzida e muito fraca, mesmo nos sólidos, o 

que resulta que as ligações de Van der Waals são as mais fracas entre todas as 

ligações. 

antes de 0°C. 

Por este motivo, os átomos dos elementos nobres entram em ebulição muito 

A ligação de Van der 

Waals é também a responsável 

pelas atrações intermoleculares 

nos líquidos e sólidos constituídos 

de moléculas apolares. Por 

exemplo, no cloro sólido, a ligação 

que une Cl-Cl para formar a 

molécula é a ligação covalente 

normal.


254 


Aquelas que mantêm as moléculas unidas entre si, por exemplo, no 

estado sólido, são as ligações de Van der Waals. 

Vamos exemplificar líquidos, onde as coesões entre as moléculas são 

mantidas apenas pelas ligações de Van der Waals. 

Examinemos algumas substâncias desse tipo e seus pontos de ebulição. 

São dois os fatores que explicam a diferença desses pontos de ebulição: 

a) Número de elétrons em cada molécula 

Quanto mais elétrons tiver a molécula maior será a intensidade de 

polarização induzida e mais acentuadas serão as forças de Van der Waals. 

b) Peso molecular 

Para que moléculas passem ao estado gasoso, não basta apenas separá-las, 

mas, é preciso fornecer-lhes energia cinética suficiente para que se movam 

rapidamente, e consigam "fugir” do estado líquido. Ora, quanto maior o peso 

molecular maior será a energia cinética necessária o que se traduz em maior 

temperatura. 

No exemplo já citado, comparemos os pontos de ebulição com os pesos 

moleculares e números de elétrons por molécula.


Moléculas isoeletrônicas e pontos de ebulição 

Examinemos agora algumas séries de hidretos com mesmo número de 

elétrons ou também denominadas MOLÉCULAS ISOELETRÔNICAS. 

a) com 10 elétrons: 

HF - H20 - NH3 - CH4 

P.M. 20 18 17 16 

P.E. 292 373 240 112 (°K) 

b) com 18 elétrons 

HC1 - H2S - PH3 - SiH4 

P.M. 36,5 34 34 32 

P.E. 188 213 188 161 (°K) 

c) com 36_ elétrons 

HBr - H2Se - AsH3 -G eH4 

P.M. 81 81 78 76,5 

P.E. 206 231 218 183 (°K) 

Os elementos em foco, ligados ao hidrogênio, pertencem 

respectivamente aos grupos VII, VI, V e IV. 

Coloquemos num gráfico, os pontos de ebulição nas ordenadas e os 

grupos dos elementos nas abcissas. 

255 

Em cada série, as moléculas 

são isoeletrônicas e os pesos moleculares 

não se apresentam muito diferentes. 

Então, os pontos de ebulição deveriam 

ser bastante próximos. 

Explicação: 

Agora não podemos levar em 

conta apenas as forças de Van der 

Waals na união dessas moléculas no 

estado liquido. Muitas delas são 

moléculas polares e apresentam pontes 

de hidrogênio. 

As moléculas que apresentam 

pontes de hidrogênio possuem uma 

polarização permanente. Em cada serie, quanto maior for o ponto de ebulição, 

significa que existem pontes de hidrogênio mais fortes.


256 


O CH4, SiH4 eGeH4 são 

moléculas apolares e não apresentam 

pontes de hidrogênio. 

0 exagerado ponto de ebulição 

da água deve-se ao fato de, além do 

oxigênio ser muito eletronegativo, cada 

molécula de H2O apresentar 2 (duas) 

pontes de hidrogênio no átomo de oxi 

gênio. Já no NH3 e HF, tanto o N como o 

F só apresentam uma ponte de 

hidrogênio. 

EXERCÍCIOS 

(291) Quando temos Argônio líquido, as ligações que unem os 

átomos é do tipo: 

a) covalente c) iõnica 

b) ponte de hidrogênio d) Van der Waals 

(292) Na amônia líquida encontram-se predominantemente as ligações 

a) apenas covalente 

b) covalente e Van der Waals 

c) covalente e ponte de hidrogênio 

d) iônica e Van der Waals


rompidas: 

mais elevado? 

(293) Quando o hidrogênio líquido passa para o estado gasoso são 

a) pontes de hidrogênio 

b) ligações covalentes 

c) covalentes e pontes de hidrogênio 

d) apenas ligações de Van der Waals 

(294) Qual dessas ligações é mais fraca? 

a) eletrovalente c) ponte de hidrogênio 

b) covalente d) Van der Waals 

(295) Qual das seguintes substancias apresenta ponto de ebuliçao 

a) O2 

b) CI2 CI – 35,5 F - 19 

c) N2 O-16 N - 14 

d) F2 

(296) A água de P.M. = 18 apresenta ponto de ebulição maior do que 

o H2S de P.M. = 34. Isto se deve: 

a) às ligações de Van der Waals mais fortes na água 

b) às ligações covalentes mais fortes na água 

c) às pontes de hidrogênio mais fortes na égua 

d) nenhuma das respostas anteriores 

(297) Entre os hidretos: CH4, SiH4, GeH4 e SnH4, qual deles 

apresenta ponto de ebulição mais elevado? 

a) CH4 c) GeH4 

b) SiH4 d) SnH4 

(298) Na questão anterior, a explicação é devida: 

a) a ponte de hidrogênio mais forte 

b) ao maior peso molecular e mais elétrons por molécula 

c) ser não metal, semi-metal e metal 

d) à diferentes tipos estruturais das moléculas 

257


_________________________________ 

Fusão e dissolução de um sal 

________________________________________ 

258 


Já foi revisto no início deste capítulo que os sais são compostos iònicos e que 

no estado sólido eles constituem retículos cristalinos bem definidos, ou seja, possuem 

empilhamentos ordenados de íons. 

Vejamos as causas capazes de destruir o empilhamento desses íons. Pode-se 

dar por 2 processos: fusão e dissolução do sal. 

A) Fusão 

durante a fusão. Esta será a temperatura de fusão (P.F.). 

Fundir um sal é agitar 

termicamente a pilha de íons 

ordenados até provocar o 

desmoronamento. 

Provocada a fusão, os íons 

passam a rolar uns sobre os outros. 

Durante a fusão, toda 

energia é gasta apenas para libertar 

os íons do retículo cristalino. A. 

temperatura mantém-se constante 

A temperatura de fusão de sais está ligada diretamente à distância 

internuclear e à carga do íon. 

Para íons de mesma carga, quanto maior a distância internuclear menores 

serão as forças de atração e então MENOR será a temperatura de fusão: 

Exemplos:


Com relação à carga do íon quanto maior for essa carga maior será a atração 

entre os tons e, teremos ponto de fusão MAIOR. Comparem os "P.F." do quadro abaixo 

com os "P.F." do quadro anterior, para substâncias que apresentam distâncias 

internucleares próximas. 

B) Dissolução em líquido polar 

A dissolução de um sal é uma outra forma de romper o retículo cristalino. 

Trata-se de um fenômeno superficial, ou seja; os íons superficiais do cristal sofrem 

uma interação com as moléculas do solvente"". É necessário que essas moléculas 

sejam POLARES. 

259 

Suponhamos que o 

solvente seja a água e o sal o 

"NaCl". 

Diante de um íon Na + 

a molécula de água volta a sua 

face negativa para a aquele 

íon. 

Eles se atraem 

mutuamente e realmente a 

molécula de água acaba 

"colando" no íon Na+.


260 


Dizemos que o íon está "solvatado" e, em particular, no caso da água, 

dizemos que o íon está "hidratado". 

Cada íon solvata-se com determinado número de moléculas, dependendo do 

tamanho e carga desse íon. Esse número é chamado de número de coordenação de 

solvatação e no caso da água é geralmente 4 ou 6. 

O Na + hidrata-se com 6 moléculas de água e diremos que se trata de 

uma solvatação octaédrica. 

0 mesmo acontece para o íon Cl - neste caso as moléculas de água ficam com 

os hidrogênions (positivos) voltados para o Cl - . O Cl - hidrata-se com 4 moléculas de 

água e temos uma hidratação tetraédrica. 

equação: 

Na realidade, a dissolução de um sal (A + B - ) na água é dada pela


Vejamos de modo global o fenômeno da dissolução do "NaCI". 

As moléculas de água bombardeiam a superfície do cristal "NaCl", 

conseguindo interpenetrar-se entre os íons. 

Na eletrostática, quando duas cargas elétricas opostas (Q e q) se atraem, 

temos a fórmula de Coulomb, que relaciona a força de atração com essas cargas. 

(Є) é a constante dielétrica do meio (material entre as 

cargas). 

(d) é a distância entre as cargas. 

A figura acima representa as moléculas de água bombardeando a superfície 

do cristal e interpenetrando entre os íons Na + e Cl". 

A água é uma molécula muito polar e apresenta constante dielêtrica 

"Є = 80". 

261


262 


Isto quer dizer que a atração entre Na + e CI ‾ diminui de 80 vezes, razão pela 

qual esses íons se separam, ocasionando a solubilidade do sal na água. 

Isto não aconteceria se a molécula do solvente fosse APOLAR, pois de modo 

geral, os líquidos apolares (principalmente orgânicos) apresentam (Є ≈ 2). A força de 

atração iônica é ainda suficientemente grande e mantém os íons unidos. O (Na + Cl ‾ ) é 

insolúvel na gasolina porque esse liquido é um solvente apolar. 


"Substancias iônicas são solúveis apenas em solventes polares". 

Por outro lado, a naftalina (molécula apoiar) é insolúvel na água e solúvel 

em solvente apolar como na gasolina. 

A sacarose (açúcar) é solúvel na água, pois as moléculas de sacarose 

possuem hidrogênio polarizado (-OH). 

o semelhante. 

Em relação ã solubilidade vale a lei do Similis-similis: o semelhante dissolve 

Substâncias iônicas e polares são solúveis em solventes POLARES e 

substancias apolares são solúveis em solventes apolares. 

Quando a molécula é relativamente grande e possui parte polar e parte 

apolar, será uma molécula parcialmente solúvel tanto na substância polar como na 

apolar. 

Substâncias desse tipo são, por exemplo, os detergentes. Os detergentes mais 

antigos são os próprios sabões comuns. Eles possuem moléculas com 16, 17 ou 18 

carbonos e radical polar. Uma de suas moléculas é: 

Representaremos 

assim: ☼ “ parte polar “ 

Geralmente, um tecido fica 

impregnado com moléculas orgânicas 

apolares, que são insolúveis na água. As 

moléculas do sabão, através da parte apolar, 

conseguem dissolver essas impregnações. Por 

fim, esta solução, sabão-impregnação,pode 

ser emulsionada na água já que as moléculas 

do sabão possuem o radical -COO] ‾ que é 

polar. Sendo capaz de solvatar-se com 

moléculas de água. 

O que se acaba de concluir é que a 

operação "lavar roupa com sabão" não é um fenômeno químico, mas sim, apenas uma 

estratégica dissolução das impregnações, ou seja, um fenômeno físico.


D ESTRUTURAS 

DAS MOLÉCULAS 

Nas representações que seguem vamos utilizar a concepção (átomo =_bolinha 

de Dalton). Poderemos visualizar melhor a disposição dos átomos nas moléculas, 

teremos um modelo mais real e inclusive, poderemos prever, aproximadamente, o 

ângulo entre as ligações nessa molécula. 

encontrar: 

1 a. parte: 

_______________________________________________________________ 

Átomos que obedecem à regra do octeto 

_____________________________________________ 

Lembremos inicialmente que um par de elétrons (spins opostos) pode-se 

a) Num orbital atômico (não é ligação) 

b) formando uma ligação covalente normal 

c) formando uma ligação dativa 

Exemplo: No íon H30 + o oxigênio apresenta esses tipos de ligações. 

Recordemos que, uma vez efetuada a ligação dativa, ela adquire todas as 

características da ligação covalente normal, razão pela qual substituímos a seta () 

por um traço ( — ). 

263


das moléculas. 

Como podemos prever o ângulo entre 2 ligações? 

264 


As respostas aparecerão ã medida que formos estudando as estruturas 

__________________________________________________________________________ 

I) O octeto só tem simples ligações - ESTRUTURA TETRAÈDRICA 

__________________________________________________________________________ 

Sejam as moléculas, onde o átomo central efetua apenas ligações simples 

(normais ou dativas) e tem 8 elétrons periféricos. 

Teremos 4 pares de elétrons, podendo ou não constituir ligações químicas. 

Esses pares de elétrons localizam-se no átomo segundo as posições dos 

vértices de um tetraedro regular, tendo o núcleo como centro desse tetraedro. 

Admite-se que o átomo sofreu uma hibridação sp 3. 

ROTEIRO PARA DESENHAR A ESTEREOESTRUTURA DA MOLÉCULA. 

1) Escrever a fórmula estrutural plana. 

2) Substituir as setas da ligação dativa por traços. 

3) Desenhar o tetraedro com os pares de elétrons nos vértices. 

4) Desenhar os átomos esféricos. 

Exemplos: 

- Seja o HC103 

Para que o assunto fique mais racionalizado vamos dividir em 3 

casos: 

simples. 

lado. 

1º. caso: 

Existem 4 radicais com 1igações 

A estrutura é esta desenhada ao


De fato, aplicando a regra, existem 4 átomos ligados nas posições dos 

vértices de um tetraedro regular. 

semelhantes: 

Seja o metano CH4. 

Se os 4 radicais são iguais, o ângulo entre 2 ligações quaisquer é de 

Analogamente para o H2SC4, 

109°28". 

265 

No HC1O4 os 4 radicais não são 

iguais. As repulsões entre os radicais são 

diferentes e teremos pequenas alterações. 

Porém, o ângulo é bem próximo a 109°28'. 

Exemplos de outras moléculas ou íons que apresentam estruturas 

NH 4 + , PO4≡ , SIH4, GeH4, H3ASO4, etc. 

Se o SiF4, tem estrutura tetraêdrica, terá também o XeF4 (tetrafluoreto 

de xenônio)? Resposta: NÃO.


Por que? 

266 


Se o leitor observar, o SiF4 obedece à regra do octeto. Já no XeF4, o 

xenônio é um gás nobre e já tem oito elétrons periféricos. 

do octeto. 

tetraédrica? 

Lembre-se: 

Se existem 4 ligações covalentes, o xenônio tem mais 4 

elétrons de ligação totalizando 12 elétrons periféricos. 

A estrutura tetraédrica é somente para átomos que obedecem à regra 

EXERCÍCIOS 

(299) Qual das seguintes moléculas ou íons não apresenta estrutura 

a) GeCl4 c) BF4 

b) CCl4 d) SeCI4 

2º. caso: 

Existem 3 radicais com 1igações simples 

Seja a molécula de amônia NH3 

Evidentemente, se obedece a regra do 

octeto, existe um par de elétrons num orbital 

atômico. A estrutura ê tetraédrica, mais 

precisamente, uma pirâmide trigonal. 

O ângulo entre 2 ligações deve ser de 

109°28', provávelmente, com pequena 

variação.


O ângulo real da ligação "H - N - H" é 106°45', verificado experimentalmente. 

Estruturas semelhantes temos para PCI3, NC13, PH3, AsH3, etc, pois, nessas 

moléculas existem átomos que tem 5 elétrons periféricos e que com 3 ligações 

covalentes completam o octeto. 

Não é necessário que os três radicais sejam iguais. 

Exemplo: HC103. 

EXERCÍCIOS 

(300) Das moléculas abaixo indicadas, assinale aquela que não possui 

estrutura de pirâmide trigonal. 

a) PBr3 c) HBr03 

b) CIF3 d) HIO3 

3º. caso: 

Existem 2 radicais com simples ligações 

267 

Agora existem 2 pares de elétrons 

periféricos sem ligações. Os pares de elétrons 

ainda ocupam vértices de um tetraedro 

regular. 

O ângulo teórico é109°28', porém na 

realidade ocorrem desvios e agora mais 

acentuados que nos casos anteriores. 

É também denominada estrutura V.


Seja a molécula de água: 

vimos na página. 

268 


Na molécula de água o 

ângulo entre as ligações é de 

104°30'. 

No H2S já é de 92°. Por 

causa desses desvios apreciáveis, 

prefere-se justificar essas ligações 

através de orbitais "s" e "p" como 

Analogamente aos casos anteriores, os radicais podem ser diferentes. 

Exemplo: HC102. 

______________________________________________________________________ 

II) 0 octeto tem uma dupla ligação - ESTRUTURA TRIGONAL 

________________________________________________________________ 

Trata-se da hibridação sp 2 . O átomo central tem 8 elétrons periféricos onde 

um par constitui a ligação π. A ligação π efetua-se na direção de uma ligação . 

Temos, então, 3 pares de elétrons que ocupam os vértices de um triângulo equilátero. 

0 núcleo do átomo ocupa o centro do triângulo. 

Exemplo: S03.


Possuem ângulos entre as ligações de 120°. É verdade que se os radicais 

forem diferentes poderá ocorrer pequeno desvio angular. 

Estruturas trigonais aparecem também nos ácidos HN03, H2C03, etc. 

Quando um átomo possui uma dupla ligação, pode ocorrer que só exista mais 

um radical. O outro par de elétrons estará num orbital atômico. 

Exemplo: S02 

O ângulo entre as 2 ligações é próximo de 120°. 

_______________________________________________________________________ 

III) O octeto tem 2 duplas ou 1 tripla ligação - ESTRUTURA LINEAR 

__________________________________________________________________ 

Trata-se agora de uma hibridação "sp". Existem 2 ligações u e restam 2 pares 

de elétrons que se localizam em posições diametralmente opostas. Dizemos que a 

molécula é LINEAR. 

Exemplo: CO2. 

269


É também o caso do acetileno: H - C ≡ C - H. 

2a. parte 

________________________________________ 

Átomos que não obedecem 

a regra do octeto 

__________________________________________ 

270 


Estudando as estruturas de um modo mais geral, pode-se prever a geometria 

molecular através do número de elétrons na camada periférica. 

A regra abaixo vale para átomos que sigam ou não a regra do octeto. 

Dada uma molécula: 

a) deve-se "Contar" o total de elétrons periféricos. 

b) deve-se para cada ligação π subtrair 2 elétrons. 

c) 0 número de pares de elétrons restantes (ligados ou não ligados) 

determinam a estrutura. 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

2 pares........... estrutura linear. 

3 pares ........... estrutura triangular ou trigonal. 

4 pares ........... tetraédrica. 

5 pares ........... pirâmide trigonal. 

6 pares ........... octaédrica. 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

d) Os átomos ocupam no espaço a disposição mais simétrica possível. 

Exemplos: 

BF3 - O boro tem aqui 6 elétrons. 

- nenhuma ligação π; então, são 3 pares de 

elétrons. 

Logo a estrutura é trigonal. 

Seja o CIF3. 

- O Cloro já tinha 7 elétrons.


com 3 ligações covalentes teremos 10 elétrons, ou se ja, 

5 pares. 

Será,então, uma estrutura de bipirâmide trigonal. 

Considerando apenas os átomos ligados, podemos dizer que temos 

uma estrutura triangular. 

Seja o SF6. 

- S já tinha 6 elétrons. 

- com_mais 6 elétrons de ligação totalizam 12 elétrons. 

- Serão 6 pares e teremos uma estrutura octaédrica. 

Seja o XeF4. 

- Xe já tinha 8 elétrons. 

- Surgiram mais 4 elétrons. 

- Totalizaram 12 elétrons ou seja 6 pares. 

- A estrutura é octaédrica. 

(Deve-se dispor os átomos de forma mais simétrica possível) 

271


quadrangular. 

272 


Considerando apenas os átomos ligados, teremos uma estrutura plana 

Seja o XeF2. 

carbono (CCl4)? 

- Xe já tinha 8 elétrons. 

- Surgiram mais 2 elétrons. 

- teremos 5 pares de elétrons. 

- A estrutura é bipirâmide trigonal. 

- Colocando os átomos na posição mais simétrica possível. 

Considerando apenas os átomos ligados temos uma estrutura LINEAR. 

EXERCÍCIOS 

(301) Qual é o ângulo entre a ligação Cl-C-Cl, no tetracloreto de 

a) 90° d) 180° 

b) 60° e) 109°28' 

c) 120°


benzeno? 

(302) Qual é o ângulo entre a ligação 0 - N - 0 no íon NO3 ‾ ? 

a) 90° 

b) 60° d) 180° 

c) 120º e) 109°28' 

(303) Qual é o ângulo entre C=C - C nas ligações da molécula de 

(304) Na molécula de benzeno é de se esperar que os núcleos de 

todos os átomos determine: 

semelhante? 

a) 1 plano 

b) 2 planos d) 4 planos 

c) 3 planos e) infinitos planos 

(305) Qual o par de compostos que apresentam estereoestrutura 

a) NH3 e BF3 

b) H2S e BeH2 d) S03 e BF3 

c) C02 e S02 e) CH4 e XeF4 

3a. parte: 

______________________________ 

Estruturas macromoleculares 

______________________________ 

Ao analisar um cristal é preciso verificar se se trata de: 

a) cristal iônico 

b) cristal metálico 

c) cristal molecular 

d) cristal covalente ou macromolecular 

No cristal iônico os íons ocupam determinadas posições do retículo cristalino. 

As forças de atração entre esses íons são do ti o eletrostático, através da ligação 

eletrovalente. 

273


274 


No cristal metálico, como veremos adiante, a ligação metálica é que garante 

a estabilidade dos átomos nesse cristal. 

Num cristal molecular existem moléculas bem definidas que se atraem 

através de forças intermoleculares (pontes de hidrogênio ou ligações de Van der 

Waals). 

covalência. 

Exemplos: 

No gelo as moléculas de água constituem um cristal molecular. 

No cloro sólido, as moléculas de CI2 constituem um cristal molecular. 

No KCI sólido, os íons K + e CI2 constituem um cristal iônico. 

No ferro sólido, os átomos de Fe constituem um cristal metálico. 

Que vem a ser um cristal covalente ou macromolecular? 

É um cristal que já é a própria macromolécula com os átomos ligados por 

Por exemplo, o diamante. Num cristal de diamante, todos os átomos de 

carbono são interligados através de ligações ς sp-sp 3 (covalentes). 

Temos, então, a estrutura como Cada átomo de carbono está ligado 

indica a figura. a 4 outros carbonos por covalências. 

. diamante. 

figura. 

O silício e o germânio apresentam 

estruturas semelhantes ao 

Os átomos de carbono podem apresentar outra disposição espacial como na


Temos, então, a grafite, Agora, cada átomo de carbono possui 3 carbonos 

vizinhos, sendo 2 ligações simples e uma dupla em deter minada camada de átomos. 

macromolécula. 

Em cada camada, os átomos se unem muito fortemente, formando uma 

As camadas ficam acumuladas umas sobre as outras, já mais distanciadas e 

a atração entre essas camadas já é bastante fraca. 

Estas camadas podem deslizar uma sobre as outras; portanto a grafite é uma 

substância mole usada até como lubrificante seco. Através da região entre as 

camadas, os elétrons podem mover-se facilmente, o que justifica a boa 

condutividade elétrica da grafite. 

275 

Outro exemplo de macromolécula 

é a sílica que é o (Si02)n mais vulgarmente 

conhecida como areia. 

Cada átomo de silício liga-se a 4 

átomos de oxigênio; cada átomo de 

oxigênio liga-se a 2 átomos de silício. 

Outros exemplos de macromoléculas são os polímeros, conhecidíssimos na 

atualidade da química orgânica. 

São macromoléculas obtidas a partir de moléculas simples. Por exemplo, o 

polietileno é uma macromolécula obtida pela polimerização do etileno (C2H4) . A 

fórmula do polietileno é (C2H4)n. 

Todos os plásticos como polietileno, P.V.C., baquelite, etc, são polímeros e 

portanto são macromoléculas. 

Pode-se obter polímeros de estrutura linear como nylon , dacron, etc, que são 

utilizados como fios sintéticos de elevadíssima resistência. 

Esses compostos serão estudados na química orgânica. 

═══════════════════


276 


E PARAMAGNETISMO 

Façamos a seguinte experiência : fixemos um imã evamos aproximar 

na região dos pólos materiais diferentes. 

Se a substância for repelida diremos que 

se trata de material diamagnético. 

Se a substância for atraída diremos que 

se trata de material paramagnético. 

Se a atração for muito forte capaz de 

até provocar imantação permanente nesse 

material diremos que se trata de um material 

ferromagnético. 

Essa propriedade se manifesta de modos diferentes conforme o número de 

elétrons não emparelhados que o material apresenta. 

As substâncias diamagnéticas possuem todos os elétrons emparelhados. Em 

outras palavras, os elétrons sempre se encontram 2 a 2 em orbitais atômicos ou 

moleculares. 

As substâncias paramagnéticas possuem elétrons desemparelhados, ou 

seja, orbitais com apenas 1 elétron.


São paramagnéticos a maioria dos metais de transição e algumas moléculas 

que não obedecem as regras normais nas ligações e que ficam com elétrons isolados 

em orbitais. 

paramagnetismo. 

Quanto mais elétrons desemparelhados mais acentuado será o 

Um caso particular é quando a força de atração for muito acentuada. É o 

ferromagnetismo que apresenta atração milhares de vezes superior que o 

paramagnetismo. 

a estrutura: 

Examinemos agora a estrutura do oxigênio. Normalmente era de se esperar 

Verificou-se experimentalmente que o oxigênio é uma substância 

paramagnética. Então, ele deve apresentar elétrons desemparelhados e a estrutura 

proposta é: 

Observação: 

277 

Vê-se que a ligação entre os átomos de 

oxigênio não obedece a regra do octeto. 

A ligação simples é muito fraca e, experimentalmente, verificou-se que 

a energia de ligação entre os átomos de oxigênio no 02 é muito maior que na 

água oxigenada "H-O-O-H". Para contornar o fenômeno admite-se atualmente 

que entre os átomos de oxigênio exista uma ligação covalente normal e duas 

ligações de 3 elétrons. 

A ligação de três elétrons contraria até o princípio de exclusão de 

Pauli, pois admite 3 elétrons num orbital. 

Esta é a melhor forma de apresentar a estrutura sem 

haver contradição à energia de ligação e também ao 

paramagnetismo, pois em cada ligação de 3 elétrons existe um 

elétron desemparelhado. 

0 estado de orbitais com 3 elétrons está fora do nível desse curso.


278 


Existem algumas moléculas com numero ímpar de elétrons. Evidentemente 

estas moléculas apresentarão elétrons desemparelhados e teremos propriedades 

paramagnéticas. 

São poucas as moléculas ímpares à temperatura ambiente; podemos citar 

como principais NO, N02 e Cl02. 

Os elementos de transição apresentam subnível d com elétrons não 

emparelhados. Disso resulta que quase todos os elementos de transição são 

paramagnéticos. O ferro, o cobalto e o níquel são metais ferromagnéticos, pois 

apresentam elevado número de elétrons desemparelhados num cristal metálico. 

Os íons dos metais de transição continuam apresentando elétrons 

desemparelhados. 

Quando um íon possui elétrons não emparelhados, a dissolução desse íon 

origina soluções coloridas. Daí, a propriedade de quase todos os íons de metais de 

transição apresentarem colorações características. 

De um modo geral, pode-se dizer que se um sal apresentar solução colorida, 

esse sal, no estado sólido, apresentará propriedade paramagnética. 

════════════════════


F RESSONÂNCIA 

Seja a molécula de SO2. A fórmula estrutural será: 

Se utilizarmos diferentes isótopos de oxigênio 

teremos, teoricamente, 2 compostos de fórmula S02- Na 

prática verifica-se que existe apenas um tipo de 

molécula SO2. 

A explicação desse fato e possível 

admitindo-se que a dupla ligação não é fixa entre o S 

e de terminado oxigênio. Dizemos, então, que as 

duas estruturas são ressonantes, ou seja, uma se 

transforma na outra e vice-versa pela mudança da dupla ligação. 

279 

Numa interpretação mais real, a mudança 

da dupla ligação corresponde a uma 

deslocalização de elétrons. No caso exemplificado 

corresponde à deslocalização dos elétrons do 

orbital П . 

Uma visualização mais real da molécula 

seria manter a dupla deslocalizada.


280 


Diremos que o S tem duas ligações 

covalentes com os átomos de oxigênio. A 

ligação П é deslocalizada e essa nuvem de 

elétrons П aparece em redor dos 3 átomos da 

molécula. 

Como essa representação é incômoda 

para desenhar, continuaremos desenhando as 

duas estruturas com uma dupla-seta e 

subentendemos que a verdadeira estrutura é 

aquela obtida pela superposição das duas 

estruturas também chama da estrutura híbrida de ressonância. 

átomo vizinho. 

Assim, a estrutura da ozona O3 é: 

Quando é que se pode "prever" que a estrutura é ressonante? 

________________________________________________________________________ 

A primeira condição é que haja ligação П. 

Além, disso é necessário que essa ligação Пr possa "saltar" para um 

________________________________________________________________________ 

Reparem no seguinte exemplo : 

a) No etileno, o carbono tem uma ligação П que é fixa. Ela está entre os 

átomos de carbono e não pode "saltar" para o átomo de hidrogênio. 

b) já no HNO3, a ligação П do nitrogênio não é fixa, podendo passar para o 

outro átomo de oxigênio. Temos um caso de ressonância.


ressonância. 

A estrutura do HN03 é o híbrido das estruturas abaixo desenhadas. 

Os íons CO3 ≈ e NO3 ‾ apresentam também o fenômeno da 

A estrutura real e aquela que é a superposição das três desenhadas onde a 

ligação 71 está deslocalizada. 

benzeno. 

Um caso muito importante de ressonância é aquela observada no 

281 

O benzeno possui uma cadeia 

cíclica de 6 carbonos que trocam 

alternadamente simples e duplas ligações. 

O carbono sofreu hibridação sp 2 e o 

ângulo entre as ligações é de 120°. 

As duplas ligações apresentam o 

orbital П ressonante. 

ressonantes e a representação real e um híbrido de ressonância. 

Temos duas estruturas


282 


Como a estrutura real é um híbrido 

das duas estruturas acima, prefere-se 

desenhar um círculo dentro do hexágono para 

representar a nuvem dos orbitais П 

deslocalizados. 

A estrutura híbrida de ressonância é 

bastante estável. Isto justifica porque as 

duplas do benzeno não possuem a mesma 

reatividade que as duplas do etileno. 

Outro exemplo interessante é no butadieno-1,3. 

Os orbitais П não são fixos e cobrem todos os átomos de carbono formando-se 

uma estrutura híbrida muito semelhante ao benzeno.


Neste caso as formas ressonantes são: 

Na grafite, os átomos de carbono situados no mesmo plano molecular 

apresentam duplas ligações ressonantes. 

Quando 2 átomos apresentam ligações ressonantes a distância internuclear 

entre esses átomos é intermediária entre a ligação simples e a ligação dupla. 

Vejamos no caso C↔C 

na ligação C - C do etano ------------------► d = 1 ,54 Ǻ 

na ligação C = C do etileno -----------------► d = 1,35 Ǻ 

na ligação entre os C do núcleo benzênico—► d = 1,40 Ǻ 

Tratando-se de moléculas ímpares (paramagnéticas) ocorre também uma 

ressonância. Desta vez a ressonância não é da ligação П , mas sim do elétron não 

emparelhado. 

Exemplos: 

Mais uma vez repetimos que uma estrutura ressonante é mais estável. 

283


EXERCÍCIOS 

284 


(306) A estrutura do S03 é um híbrido de ressonância que é 

superposição de: 

ressonante? 

a) 1 estrutura 

b) 2 estruturas d) 4 estruturas 

c) 3 estruturas e) não é ressonante 

(307) Qual das seguintes moléculas ou íons apresenta estrutura não 

(308) Quantas estruturas ressonantes apresenta o íon NO3 ‾ ? 

a) duas 

b) três d) cinco 

c) quatro e) não é ressonante 

(309) Idem para o íon PO4 ≡ 

a) duas 

b) três d) cinco 

c) quatro e) não é ressonante 

════════════════


285 

G LIGAÇÃO 

METÁLICA 

Quando se examina um metal, por exemplo, uma lâmina de canivete, 

tem-se a impressão que existe uma homogeneidade no material. 

perfeitamente ordenados. 

Conclusão: 

Se atacarmos a superfície metálica 

com um reagente adequado e auxiliado por um 

microscópio, vemos que o material é 

constituído por diversos domínios que mais se 

assemelham a células de tecido vivo. Estas 

minúsculas regiões são chamadas "grãos"ou 

também cristais do metal. Em muitos 

materiais metálicos, estes grãos chegam até a 

serem visíveis a olho nu. 

Quando se analisa um desses cristais 

através de raios X, verifica-se que ele é 

constituído de um empilhado de átomos 

Um pedaço de metal é constituído de cristais e cada cristal é um agregado 

ordenado de muitos e muitos átomos. 

0 estado metálico é caracterizado pela presença de muitos e muitos átomos 

agregados; portanto é errado dizer que um metal é monoatõmico. Por exemplo, 

escreve-se: o cobalto metálico Co e só por esse motivo pensa-se que é monoatômico. O 

cobalto no estado sólido é um empilhado de diversos átomos de cobalto que 

constituem um cristal; então, deveria-se escrever Cooo.


escreve: 

Uma reação de cobalto com oxigênio deveria ser escrita: 

Cooo + O2 -----► Co2O3 

286 


O que iria dificultar o ajustamento de coeficientes e por isso se 

4 Co + 3 02 -----► 2 Co2O3 

Assim, pode-se expressar a 

proporção correta de átomos de cobalto e 

oxigênio que reagem. 

Utilizando-se o mesmo artifício, muitas substâncias simples poliatômicas são 

representadas como se fossem monoatômicas, como por exemplo: 

S ao invés de S8 (enxofre sólido) 

P ao invés de P4 (fósforo branco) 

C ao invés de Coo (diamante ou grafite) 

Lembremos que um cristal sólido é constituído de átomos, moléculas ou íons, 

ordenados, os quais se mantêm imóveis e unidos por determinadas ligações. 

Num cristal de NaCl os íons são ligados por forças iônicas ; num cristal de 

diamante os átomos são ligados por covalência; no iodo sólido as moléculas são 

unidas umas às outras por forças de Van der Waals. 

metálica. 

Num cristal metálico como o de cobalto, os átomos são unidos pela ligação 

Passaremos a estudar primeiramente a ligação metálica do ponto de vista 

eletrônico para depois discutirmos os tipos de empilhamento de átomos com 

ligações metálicas. 

____________________________________________ 

A) Teoria da "nuvem eletrônica" 

ou "gás eletrônico" 

________________________________________ 

A primeira idéia de ligação metálica foi apresentada por Dru-de-Lorentz.


libertação dos mesmos da camada M. 

287 

Sejam os átomos de sódio 

constituindo sódio metálico. 

Cada átomo de sódio possui 

eletrosfera com a configuração 2, 8, 1. 

Segundo a teoria, quando se 

agrupam muitos átomos de metal, certos 

elétrons periféricos libertam-se de seus 

átomos e adquirem uma grande liberdade 

de movimentação. 

No átomo de sódio, o elétron da 

camada M tornar-se-ia um elétron livre 

que poderia se locomover de um átomo 

para o outro com um mínimo de energia. 

Num pedaço de sódio metálico teríamos 

muitos íons Na + mergulhados numa 

nuvem de elétrons e originados pela 

Esses elétrons que rodeiam os íons Na + são considerados também como "gás 

eletrônico" que se comporta como uma "cola" para unir os íons Na + . 

Esta apresentação teórica de ligação metálica era muito cômoda para 

justificar a boa condutividade elétrica e térmica nos metais. 

0 gás eletrônico deveria comportar-se como gás real: 

Eis um esquema comparativo: 

Se num tubo colocarmos um gás (fig. A) e estabelecermos uma diferença de 

pressão nas suas extremidades, o gás se desloca. 

Se numa barra metálica estabelecermos uma diferença de potencial ∆V (fig. B) 

os elétrons deslocam-se sem alterar a constituição da barra.


288 


A teoria da nuvem eletrônica explica diversas propriedades dos metais. No 

entanto, começaram a ser observados fenômenos impossíveis de serem explicados com 

essa teoria como, por exemplo, o espectro eletrônico de um metal. 

Surgiu, então, uma nova teoria sobre ligação metálica, era a teoria das faixas 

eletrônicas que possibilitou a descoberta dos transistores. Eis um exemplo típico de 

descoberta, não ao acaso, mas que, baseando-se em fundamentos teóricos produziu 

tal dispositivo mundialmente explorado no campo da eletrônica. 

______________________________________ 

B) Teoria das faixas eletrônicas 

ou bandas eletrônicas 

______________________________________ 

Vimos no capítulo da estrutura atômica que, quando um elétron salta de uma 

camada para outra mais interna há emissão de um fóton com determinado λ. Esta 

emissão pode ser detectada num filme onde se podem calcular as freqüências das 

emissões. Em outras palavras, trata-se de um espectro de emissão. Os átomos 

isolados produzem espectros descontínuos. 

Agora, vamos obter o espectro de elétrons do alumínio no esta do 

sólido, ou seja, de uma barra de alumínio.


Obtém-se no espectro algumas linhas, mas o importante é observar que 

aparece uma "faixa". Isto vem informar que existe um número muito grande de 

estados energéticos muito próximos. 

Foi então que Fermi e Dirac supuseram que os elétrons num metal deveriam 

possuir energias quantizadas, integrando-se o comportamento desses elétrons à 

Mecânica Quântica. 

Aqueles elétrons que foram imaginados como "livres" possuem, segundo a 

nova teoria, energias bem qualificadas e esses elétrons obedecem ao princípio da 

exclusão de Pauli: "em determinado nível energético só podem existir, no máximo, 2 

elétrons de spíns opostos" 

A teoria das bandas eletrônicas baseia-se no seguinte princípio: 

________________________________________________________________________ 

Quando "N" átomos se agrupam em 1igações, cada nível energético 

desdobra-se em "N" novos estados energéticos. 

________________________________________________________________________ 

Exemplifiquemos este princípio com átomos de sódio. 

289 

Quando se tem um átomo isolado 

de sódio temos a seguinte configuração 

eletrõnica: ls 2 , 2s 2 , 2p6, 3S 1 já que o 

sódio tem 11 elétrons. 

Quando 2 átomos de sódio se 

"encostam" cada um desses subníveis 

desdobra-se em 2 novos subníveis. 

Agora os 2 átomos começam a comportar-se como um único sistema.


290 


No subnível ls, por exemplo, existem 2 estados energéticos para o sistema de 

átomos; então, esse sistema comportará no máximo 4 elétrons. 

Vamos supor que, no átomo A, os_ 2 elétrons ls estejam ocupando o nível 

inferior, e no átomo B os 2 elétrons ls o nível superior. 

À primeira vista tem-se a impressão 

que existem níveis vazios em A e B. Mas não 

esqueçamos que, agora, os átomos unidos 

constituem um sistema e portanto os estados 

energéticos estão lotados de elétrons. 

Nem em A ou em B cabem mais 

elétrons ls (veja o esquema energético). 

Agora vamos supor um número bastante elevado de átomos. 

Seja um cristal de sódio metálico contendo N átomos ligados.


como aparece no filme ao lado. 

de elétrons. 

291 

Na verdade, as diferenças entre as 

energias num subnível são tão pequenas que 

os N estados constituem uma verdadeira 

faixa. 

Lembre-se que N é muito grande; 23 

gramas de sódio (1 átomo-grama) tem 6,02 x 

10 23 átomos! 

Então, cada átomo de só fio, quando 

em ligação metálica, possui subníveis 

constituindo faixas ou bandas eletrônicas. 

intuição. 

Esta teoria não é produto de 

Se realmente as faixas existem, um 

elétron/excitado para um subnível superior 

voltará à faixa emitindo um fóton. 

Se fizermos isso com mui tos elétrons, 

nem todos voltarão para o mesmo nível 

energético da faixa; os fótons emitidos terão 

energias muito próximas e consequentemente 

no filme do espectro aparecerá uma faixa 

Agora vamos examinar se as faixas dos átomos de sódio estão ou não lotadas 

Examinemos o subnível ls agora transformado em faixa ls. 

Sendo N átomos teremos N estados energéticos. 

Cada átomo de sódio contribuiu com 2 elétrons; são N átomos e portanto 2N 

elétrons para a faixa com N estados energéticos. 

Conclusão: 

faixas 2s e 2p. 

A faixa ls está lotada e não admite mais elétrons. 0 mesmo se sucede com as 

Numa faixa lotada os elétrons não conseguem locomover-se. 

A explicação desta dificuldade de movimentação dos elétrons seria muito 

complicada para este curso e, portanto, faremos uma simples analogia com um fato 

prático.


292 

ligações químicas - 4 

Imaginemos uma avenida com um trânsito totalmente congestionado. 

Embora os carros de trás queiram movimentar-se, isto é impossível, pois a 

avenida está lotada! 

Fazendo-se a analogia de avenida = faixa eletrônica e carro = = elétron,é 

aproximadamente este o problema da movimentação de elétrons. 

Agora vamos ã faixa 3s. Cada átomo de sódio tem apenas 1 elétron no 

subnível 3s. Sendo N átomos, teremos que distribuir N elétrons na faixa 3s. 

ficará vazia. 

Por outro lado, sendo N átomos, 

formam-se N estados energéticos que 

admitirão 2N elétrons no máximo. Os 

elétrons tendem a ocupar os níveis de 

energia mais baixos. Então, teremos um 

preenchimento da metade inferior dos 

níveis da faixa 3s. A metade superior 

Quando se liga o metal aos terminais de uma fonte elétrica, alguns elétrons 

"saltam" para os estados superiores desocupados. Isto permite que os elétrons se 

movimentem dentro da faixa e dizemos que esta ê uma faixa de condução. 

Fazendo a analogia com os automóveis teríamos agora uma aveni da onde 

apenas meia pista está lotada de automóveis.


O trânsito estava "engarrafado". Porém um guarda grita:"Podem utilizar a 

pista da esquerda". Alguns carros saem para a outra pista e em toda avenida 

haverá tráfego dos carros. 

Para haver condução elétrica é preciso que existam faixas com estados 

energéticos vazios; as faixas desse tipo denominamos de faixas permitidas. 

Por outro lado, uma faixa lotada é também chamada faixa permitida ocupada 

ou faixa de valência. 

ele um bom condutor elétrico. 

Como se explica tal comportamento? 

293 

A região energética que se situa 

entre as faixas permitidas e denominada 

faixa proibida. 

No átomo de sódio metálico temos as 

faixas como indica a figura ao lado. 

Resumindo: 

0 sódio metálico e um condutor 

elétrico porque apresenta a faixa 3s com 

metade de estados "vazios" o que a torna 

uma faixa de condução. 

Examinemos agora o magnésio 

metálico. Ele possui todos os subníveis 

lotados: ls 2 , 2s 2 , 2p G , 3s 2 . Quando os átomos 

de magnésio se ligam, aparecem as faixas 

como no caso do sódio. 

Na faixa 3s aparecem 2N elétrons 

para N átomos de magnésio (pois o Mg tem 2 

elétrons externos) o que significa que esta 

faixa está lotada. Então,o magnésio deveria 

ser um isolante! Na prática constata-se ser 

É que no magnésio, o subnível 3p (situado logo acima do 3s) , totalmente 

vazio, também subdivide-se em N estados energéticos. Porém a parte 3p superpõe-se à 

parte superior da faixa 3s resultando uma nova faixa 3s + 3p com muitos estados 

energéticos vazios. Então,não existe faixa proibida entre 3s e 3p. Temos, assim, uma 

faixa de condução 3s + 3p.


294 


Diante de um potencial elétrico, 

muitos elétrons inferiores “pulam” para os 

estados superiores, permitindo a 

movimentação dos elétrons. 

Suponhamos agora um exemplo hipotético. Se no átomo de magnésio não 

ocorresse superposição de 3s e 3p e se estas faixas estiverem suficientemente 

afastadas teríamos um material isolante. 

Teríamos a faixa lotada superior e a 

faixa vazia separada pela faixa proibida de 

modo que um elétron para saltar a faixa 

proibida necessitaria de uma tensão 

absurdamente elevada! 

elétrica. 

Neste caso não há condução 

Um caso desse tipo seria por exemplo 

o diamante. 

Existem certos materiais, principalmente os semi-metais (Silício e Germânio), 

que apresentam a faixa proibida muito estreita em temperatura ambiente. Em outras 

palavras, o nível inferior da faixa vazia quase toca no nível superior da faixa 

lotada. 

Em temperaturas baixas, a faixa proibida desses materiais é relativamente 

larga e eles comportam-se como isolantes. Porém, em temperatura ambiente, por 

causa da aproximação das faixas vazia e lotada, esses materiais tornam-se 

condutores. 

São eles denominados de semi-condutores e suas principais aplicações são 

como retificadores e amplificadores de sinais (transistores) .


Num semi-condutor à temperatura ambiente, a agitação térmica faz com que 

muitos elétrons da faixa de valência (que era completa) passem para a faixa de 

condução. 

Reparem então que aumentando-se a temperatura, mais elétrons saltarão 

para a faixa de condução e teremos melhor condutividade ao contrário da condução 

metálica. 

A condutividade dos semi-condutores pode ser modificada pela presença de 

pequenas adições de impurezas no material. 

Quando o semi-condutor é puro (por exemplo, Germânio puro) temos o 

chamado semi-condutor intrínseco. 

Se aparecem impurezas, teremos o semi-condutor dopado. 

Existem duas espécies de semi-condutores dopados, conforme o número de 

elétrons periféricos da impureza associada. 

1º. TIPO: SEMI-CONDUTOR DO TIPO "n" 

Os semi-condutores usuais Si e Ge possuem na camada externa 4 elétrons. 

Eles constituem macromoléculas no estado sólido. 

Suponhamos um cristal de Germânio "dopado" com pequenas quantidades 

(traços) de Antimônio. Esta impureza possui átomos com 5 elétrons na última 

camada, porém o átomo de Sb amolda-se à estrutura do Germânio, deixando um 

elétron em excesso. Teremos a estrutura eletrônica abaixo: 

295 

Os átomos de Germânio já apresentam 

alguns elétrons na faixa de condução. 

Os elétrons de excesso vindos do 

Antimônio têm muito mais facilidade para passar 

a faixa de condução. Aumentando-se o número 

de elétrons na faixa de condução teremos maior condutibilidade.


OBS. : 

296 


Os elétrons da faixa de condução correspondem aos elétrons livres da 

teoria de Drude-Lorentz. 

Este aumento de cargas negativas de condução sugeriu o nome de semi- 

condutor de tipo-n (n de negativo). 

Neste tipo de semi-condutor, a corrente elétrica é feita pelo movimento 

de elétrons na faixa de condução. 

2º. TIPO: SEMI-CONDUTOR DO TIPO "p" 

Suponhamos um cristal de Silício "dopado" com impurezas de Gálio. 

Os átomos do Gálio tendem a moldar-se ã estrutura do Silício. Mas, como o 

Gálio só possui 3 elétrons na camada externa, deixará um "buraco" disponível para 

um elétron. 

Um buraco pode ser preenchido 

por um elétron de átomo vizinho, Germânio; 

porém fica um buraco no Germânio que 

poderá ser preenchido por um outro elétron 

de um outro átomo. Enfim, podemos dizer 

que os buracos é que estão se 

movimentando; evidentemente eles se 

movimentam para o polo (─) (a esquerda na 

figura) até receber o elétron do pólo 

negativo. Mas no polo positivo surgem novos 

buracos (pela sucção de elétrons) que caminharão para o polo negativo. 

O movimento de buracos pode ser interpretado como movimento de 

cargas positivas (ausência de elétrons). 

Então, o semi-condutor é do tipo-p, pois a corrente elétrica 

responsável se deve ás cargas positivas. 

Para melhor compreensão 

podemos imaginar os buracos como 

"vagas" que aparecem num trânsito 

congestionado. 

Um carro virá ocupar a vaga 

surgida, porém deixa em seu lugar uma 

outra vaga que provavelmente será 

ocupada por outro carro de trás. 

Enfim, enquanto os carros, pouco a 

pouco, caminham para a frente, as vagas 

caminham para trás.


RETIFICADOR DE CORRENTE 

Associação de semi-condutores "dopados" originaram importantes 

dispositivos eletrônicos. 

Um deles é o retificador de corrente que transforma corrente alternada 

em corrente contínua. 

mais elétrons. 

Trata-se da junção de semi-condutores do tipo-p e do tipo-n. 

297 

Quando o dispositivo não está 

ligado a nenhuma fonte, teremos um 

equilíbrio de buracos no tipo-p e 

elétrons em excesso no tipo-n. 

Agora liguemos as extremidades p ao 

polo negativo e n ao polo positivo. Veja no 

estudo do semi-condutor tipo p como os 

buracos dirigem-se para o polo (─) e aí 

eles desaparecem. Agora não aparecem 

novos buracos, pois p está em junção 

com n e não ligado ao pólo (+). 

Fato análogo está acontecendo com o semi-condutor do tipo-n. 

Aí os elétrons dirigem-se para o polo (+) mas não existe polo (─) para liberar 

Conclusão: 

Esta ligação faz com que desapareçam buracos e elétrons e, instantes após a 

ligação, nos pólos (+) e (─) não sairão nem entrarão, elétrons. Então, pela junção NÃO 

PASSARÃO ELÉTRONS, comportando-se _o dispositivo como um isolante. Dizemos 

que ocorreu uma polarização inversa, ou seja, quando p liga-se a (─) e n liga-se a 

(+). 

Agora vamos inverter os pólos. O 

polo (+) vai criando mais buracos enquanto o 

polo negativo vai liberando mais elétrons. 

Buracos e elétrons caminham em sentido 

oposto e encontram-se na junção 

"desaparecendo" os buracos e elétrons que se 

combinam. Enfim, do polo (─) saem elétrons e 

o polo positivo está "sugando" elétrons que 

criam novos buracos. Então, há uma forte migração de elétrons do polo (─) para o polo 

(+) através dos semi-condutores em junção. Dizemos que nos semi-condutores ocorreu 

uma polarização direta ou seja, p ligado a (+) e n ligado a (─).


298 

ligações químicas - 4 

O dispositivo que acabamos de descrever é um retificador de corrente 

alternada em corrente contínua. Tal dispositivo só deixa passar corrente elétrica num 

único sentido, ou seja, do semi-condutor "p" para o "n". 

_______________________ 

TRANSISTORES 

_______________________ 

São dispositivos que vieram substituir válvulas eletrônicas. Uma das funções 

da válvula eletrônica é a de amplificar impulsos (sinais) de um circuito. Por exemplo, 

as ondas eletromagnéticas que se propagam no espaço produzem impulsos elétricos 

numa antena que faz parte do circuito de rádio. 

Dentro do aparelho, estes impulsos são amplificados até que possam fazer 

vibrar uma membrana do altofalante e transformar-se em ondas sonoras. 

Lembremos que: 

Um dispositivo que tem a mesma 

função da válvula é o transistor. Vamos 

descrever aquele que é constituído pela 

junção de semi-condutores dopados n-p-n 

que são respectivamente chamados de 

emissor (E) , base (B) e coletor (C) . 

a] POLARIZAÇÃO DIRETA - deixa passar corrente elétrica e a ligação e 

"n" ao polo (─) (negativo) e "p" ao polo (+) (positivo). 

b) POLARIZAÇÃO INVERSA - não passa corrente e a ligação é "n" ao polo (+) 

e "p" ao polo (─) 

direta. 

base B. 

A base B sempre atua como um polo (+) em relação a E que é (─). 

A junção EB comporta-se como condutor porque apresenta uma polarização 

A base B sempre atua como um polo (─) em relação a C que é (+) . 

Então, a junção BC é um isolante, pois trata-se de uma polarização inversa. 

Quando o circuito está ligado, elétrons atravessam do emissor E para a 

Se a base B é um material de pequeníssima espessura (milésimo de polegada) 

não dá tempo de B criar suficiente número de buracos para unir-se com os elétrons 

vindos de E. 

Então, esses elétrons, na maioria, atravessam a base caindo no coletor.


Aí eles serão atraídos para o pólo (+) . Lembremos que a corrente 

elétrica tem sentido contrário do movimento dos elétrons. 

Conclusão: 

A corrente IB (originada pela união de elétrons e buracos emB) é tão pequena 

que praticamente a corrente IE do emissor é igual à corrente Ic do coletor. Em outras 

palavras: quase todos os elétrons que vem do emissor atravessam a base e caem 

no coletor. 

299 

Se produzirmos uma pequena 

variação ∆I na corrente IE, praticamente a 

mesma variação surgirá em IC.. 

Acontece que IE está num circuito 

de baixa tensão, enquanto Ic está num 

circuito cerca de 100 vezes a tensão do 

emissor. A variação de potência, na 

eletricidade, é dada pela fórmula |∆I. U| ; 

então, o "sinal" imputado no IE terá uma 

potência cerca de 100 vezes mais em IC. 

Ha prática utiliza-se um circuito 

como indica o esquema. 

Existem transistores também do tipo p-n- 

p, de funcionamento análogo. 

Os transistores vieram substituir as válvulas eletrônicas, por que 

apresentavam inúmeras vantagens: pequeno consumo de energia, ai ta eficiência, 

minúsculo tamanho e durabilidade quase eterna. 

No entanto, não puderam substituir todas as aplicações, pois um transistor 

possui uma estreita faixa de temperatura de trabalho e não suporta elevadas 

correntes ou tensões. 

═══════════════════════


____________________________________ 

CÉLULA FOTOELÉTRICA 

____________________________________ 

300 


Suponhamos uma junção p-n em polarização inversa. O dispositivo está 

intercalado num circuito, mas não há passagem de corrente elétrica. 

Lembremos que a luz visível é 

constituída de fótons, portadores de 

energia. Estes fótons podem incidir sobre 

elétrons dos átomos de junção e criar 

buracos e elétrons de condução. 

0 fenômeno é chamado 

fotoelétrico e,enquanto estiver incidindo 

luz na junção, buracos caminham ao polo 

(─) e elétrons para o polo (+) . Teremos, 

então, uma corrente elétrica que somente 

cessará quando não houver mais 

incidência de luz. Tal dispositivo é muito 

usado hoje em dia para ligar lâmpadas de iluminação nas avenidas (somente na 

ausência da luz) e abrir portas de estabelecimentos como indica a figura. 

Quando o indivíduo passa pelo 

corredor, ele "corta" a incidência da luz na 

célula fotoelétrica. 

Então, existe um dispositivo 

elétrico capaz de abrir a porta. 

Enfim, existem ainda muitas 

aplicações de células fotoelétricas como em 

elevadores, máquinas fotográficas , etc. 

Não resta dúvida que os semi-condutores vieram revolucionar o campo da 

eletrônica. Mais importante é lembrar que não foi uma simples "descoberta" ao acaso 

como a de muitos elementos químicos; foi produto de perseverante pesquisa pelo 

desenvolvimento de uma teoria que conseguiu prever a possibilidade da construção 

dos dispositivos que relatamos, os quais surgiram fundamentados em dados teóricos. 

═══════════════


301 

H CRISTAIS 

METÁLICOS 

Os átomos dos metais empilham-se para formar o cristal metálico. A ligação 

metálica é a responsável pela conservação desses átomos unidos. 

para os metais: 

Na prática constata-se que existem 3 tipos principais de empilhamentos 

A) cúbico de corpo centrado (C.C.C.) 

B) cúbico de face centrada (C.F.C.) 

C) hexagonal denso (H.C.) 

_______________________________________________________________ 

1. SISTEMA CÚBICO DE CORPO CENTRADO C.C.C. 

________________________________________________________________ 

Examinando um cristal, podemos observar que existe uma posição mínima 

que vai se repetindo e constitui o cristal. Essa posição mínima e chamada célula 

unitária. 

Pedimos ao leitor não comparar a célula unitária de um cristal com célula de 

tecido vivo. Enquanto a célula viva é uma porção limitada e real, a célula de um cristal 

não existe isoladamente, é a penas uma porção retirada de um cristal, só por 

conveniência, para entendermos os diferentes tipos de estruturas cristalinas. 

0 sistema cúbico de corpo centrado 

é constituído de diversas camadas de 

átomos. 

Seja a camada A de átomos 

Os átomos dessa camada não são 

ligados entre si; em outras palavras, eles 

não se tocam. No entanto, esses átomos 

estão dispostos segundo as posições dos vértices de quadrados.


letra X. 

302 


Teremos diversos centros de quadrados imaginários, indicados pela 

Vamos agora colocar uma nova 

camada de átomos com a mesma disposição 

que a cama da já desenhada. 

Façamos, porém, com que os novos 

átomos fiquem na vertical passando por X. 

Chamaremos essa de camada B. 

Cada átomo da camada B toca em 4 

átomos da camada A e vice-versa. Onde os 

átomos se tocam, diremos que ocorre uma 

ligação metálica. Na camada B teremos 

quadrados , onde os átomos ocupam os 

vértices e os centros desses quadrados estão 

assinalados por Y. 

Colocando-se uma nova camada C 

sobre a camada B de modo que os átomos 

ocupem a vertical que passa por Y, teremos 

uma disposição que coincide com a 1a. 

camada (A), situada no plano inferior. 

Em outras palavras; os átomos 

da camada C estão na mesma vertical dos 

átomos da camada A. 

Para o leitor visualizar melhor a 

estrutura, tente fazer o empilhamento 

utilizando-se botões em sua casa. 

Cada átomo da camada C encosta-se 

a 4 átomos da camada B e vice-versa. 

A célula unitária é uma porção 

mínima que, repetida em todas as direções espaciais, reproduz o cristal em questão. 

átomos 

A célula unitária tem: 

a) um átomo central inteiro 

b) 1/8 de átomo em cada vértice do cubo. 

Equivale a dizer que o volume da célula unitária é ocupado por 2


apareceu o nome desse sistema. 

Para tornar-se mais explícito no estudo das 

estruturas cristalinas, desenha-se o retículo 

cristalino. São figuras geométricas espaciais onde, 

nos vértices, estão os centros dos átomos no cristal 

verdadeiro. 

Para o sistema em estudo C.C.C., pode-se 

imaginar que a célula unitária é um cubo com 

átomos nos vértices e no centro. Por essa razão, 

Se o leitor fez o empilhamento de botões, percebeu que todos os botões 

ocupam posições equivalentes. Pode-se considerar que o botão está no centro ou 

no vértice do cubo imaginário. 

Assim, todos os átomos possuem posições equivalentes. Cada átomo do 

C.C.C. está encostado em 8 átomos; quatro do plano superior e 4 do plano inferior. 

de coordenação. 

Dizemos que o número de coordenação é 8, nesse sistema. 

0 número de átomos que se encosta num átomo genérico é chamado número 

Cristalizam-se nesse sistema os metais alcalinos , Ba, Cr, Mo, etc. Os não 

metais não se cristalizam nesse sistema. 

________________________________________________________________ 

2. SISTEMA CÚBICO DE FACE CENTRADA (C.F.C.) 

_________________________________________________________________ 

303 

Já vimos este sistema quando 

estudamos o cristal de NaCl. 

Muitos metais cristalizam-se nesse 

sistema. No retículo cristalino desse sistema, 

os átomos ocupam os vértices e os centros das 

faces do cubo. 

Vejamos quantos átomos ocupam o 

volume da célula unitária. 

a) Átomos das faces = 1/2 átomo 6 x 1/2 = 3 átomos. 

b) Átomos dos vértices =1/8 átomo 8 x 1/8 = 1 átomo.


Então, o volume da célula unitária é ocupado por 4 átomos. 

304 


Ao lado esta desenhada a célula 

unitária real do sistema C. F. C. 

Veja o átomo X da face superior. Está 

desenhado apenas "meio átomo". Se 

imaginarmos o átomo X inteiro, podemos 

concluir que existem nele encostados: 

C.F.C. é 12. 

a) 4 átomos inferiores 

b) 4 átomos da mesma camada 

c) 4 átomos superiores 

O número de coordenação do sistema 

Cristalizam-se neste sistema Ca, Sr, 

Cu, Ag, Pd, etc. Dos não metais, apenas os gases nobres com 8 elétrons periféricos 

cristalizam-se neste sistema. 

_________________________________________________________ 

2. SISTEMA HEXAGONAL COMPACTO - H.C. 

_________________________________________________ 

É também denominado hexagonal 

denso, estando os átomos numa disposição a 

mais compacta possível. 

Não desenharemos a célula unitária, 

pois difícil seria a sua visualização no cristal. 

desse sistema. 

Vamos examinar o retículo cristalino 

À primeira vista tem-se a impressão 

que existem átomos em diferentes posições 

espaciais. Logo, o leitor perceberá que qualquer 

átomo ocupa uma posição equivalente dos 

outros.


305 

Para se entender melhor esse 

sistema, vamos imaginar que estamos 

empilhando laranjas de modo que a 1ª. 

camada tenha laranjas na mesma vertical que 

a 3a., 5a., 7a., etc e também que a 2a. cama 

da seja "paralela" ã 4a., 6a., 8a., etc. 

Desenhemos apenas a 1ªa., 2a. e 3a. 

camadas numa vista lateral. 

Seccionemos a 2a. camada num 

plano horizontal e olhemos apenas 3 desses 

átomos seccionados, da posição vertical. 

Veremos, assim, os 3 átomos 

seccionados, do topo (foi excluída a 3a. 

camada). 

Um átomo da 1ª. camada encosta-se 

a 3 átomos seccionados. O mesmo átomo (da 

1ª. camada) encosta-se a 6 átomos vizinhos 

dessa camada . 0 mesmo átomo ainda deve 

estar encostado a 3 outros átomos da camada abaixo da 1ª. camada, num cristal 

real. 

Então, cada átomo encosta-se a: 

- 6 átomos da mesma camada 

- 3 átomos de camada anterior 

- 3 átomos da camada posterior 

O número de coordenação do sistema HC é 12. 

Cristalizam-se nesse sistema: Be, Mg, Zn, Cd, Sc, etc. Alguns não metais 

como: Se, Te, cristalizam-se nesse sistema. 

Quando os átomos se "encostam" para formar os cristais é que surgem as 

ligações metálicas onde o elétron pode locomover-se de átomo para átomo com um 

mínimo de energia. 

Portanto, o estado metálico só se encontra em sólidos e líquidos (quando os 

átomos se encostam). 

Isto equivale afirmar que o vapor de mercúrio, de sódio ou de qualquer 

"metal" não apresenta ligação metálica. 

Atualmente, prefere-se perguntar se o elemento está ou não no ESTADO 

METÁLICO a perguntar se é ou não um metal.


coordenada? 

acentuado? 

EXERCÍCIOS 

306 


(310) Qual das seguintes substâncias possui ligação covalente 

a) hidrogênio c) cloreto de potássio 

b) cloreto de amônio d) argônio 

(Poli-66) 

(311) Qual das seguintes substâncias apresenta caráter iônico mais 

a) H - H 

b) H - F d) H2S 

c) H - I e) H2Se 

(Poli-68) 

(312) 0 oxido de magnésio e o fluoreto de sódio possuem a mesma estrutura 

cristalina. A dureza e o ponto de fusão do oxido de magnésio são, no entanto, mais 

elevados do que os do fluoreto de sódio. Quais os fatores que justificam tais 

diferenças? 

(Poli-68) 

(313) Sabe-se que a molécula da água S polar. Citar dois fatores 

responsáveis por essa polaridade. 

solução iônica. 

(Poli-68) 

(314) Uma substância covalente, por dissolução em água, nunca produz 

(EE Mauá-68) 

(315) 0 ácido fluorídrico não se encontra completamente dissociado em 

solução aquosa. Esse comportamento: 

a) é devido a grande volatilidade do flúor 

b) e explicado pela existência da molécula (HF)n 

c) está relacionado com a grande reatividade do flúor 

d) não pode ser explicado 

(FEI-68) 

(316) É característica de todos os sólidos o fato de apresentarem 

a) densidade maior do que a dos líquidos 

b) grade cristalina 

c) pressão de vapor menor do que a dos líquidos 

d) temperatura de fusão maior do que a da água 

(FEI-68)


(317) São solúveis em sulfato de carbono: 

a) fósforo branco e carbono 

b) enxofre e fósforo vermelho 

c) iodo e fósforo branco 

d) iodo e silício 

307 

(FEI-68) 

(318) Sabe-se que as moléculas de NH3 tem a forma de uma pirâmide 

trigonal, sendo a base constituída pelos três átomos de hidrogênio; sabe-se também 

que o ângulo entre as ligações H-N-H é de aproximadamente 106° e que a temperatura 

de ebulição da amônia é de -33,4°C. Considerando a trietilamina, composto derivado 

da amônia pela substituição dos átomos H por radicais etila, indicar qual de verá ser a 

forma geométrica das moléculas da trietí1amina , o ângulo aproximado entre as 

ligações C-N-C, bem como a temperatura provável de ebulição da trietilamina. Uma 

das possibilidades abaixo e a correta. Qual é? 

a) tetraedro regular, 106°, -60°C 

b) pirâmide trigonal, 106°, 89,5°C d) tetraedro regular,109°29', 89,5°C 

c) triangular plana, 120°, 89,5°C e) pirâmide trigonal, 106°, -60°C 

(CESCEM-66) 

(319) Os compostos H2S, H2Se, H2Te são gasosos nas condições normais de 

pressão e temperatura. A água, H2O, ferve a 100°C. Este ponto de ebulição anormal da 

água em relação aos demais hidretos dos elementos da mesma família que o 

oxigênio, é uma conseqüência: 

a) do baixo peso molecular da água 

b) da baixa condutividade elétrica da água 

c) das ligações covalentes existentes na molécula da água 

d) da estabilidade das ligações da molécula da água 

e) das pontes de hidrogênio existentes entre as moléculas de água 

(CESCEM-66) 

(320) Uma maneira de provar experimentalmente que uma substância é 

iônica consiste em: 

a) mostrar que seu ponto de fusão é elevado 

b) mostrar que ela não dissolve em solventes polares 

c) mostrar que, quando dissolvida em água, ela irá abaixar o ponto 

de congelação do solvente puro 

d) mostrar que ela conduz a corrente elétrica se dissolvida em 

água ou no estado fundido 

e) mostrar que ela e solúvel em solventes polares 

(CESCEM-68) 

(321) A molécula de água tem uma configuração linear H - 0 -H PORQUE na 

formação da molécula da água participam os orbitais 2p.do átomo de oxigênio 

(CESCEM-68)


308 


(322) Em virtude da posição do bromo e do cloro na Tabela Periódica, qual 

seria a melhor representação da distribuição de cargas na molécula do composto 

BrCl? (observação: bromo à esquerda e cloro à direita). 

(CESCEM-68) 

(323) Cloreto de hidrogênio liquefeito conduz a corrente elétrica PORQUE o 

cloreto de hidrogênio liquefeito forma uma molécula polar. 

(CESCEM-68) 

(324) Sejam os compostos: C2H5.NH2, C2H5.OH e NH2CH2.CH2.OH. Os pontos 

de ebulição destes três compostos crescem na seguinte sequência: 

coincidentes. 

a) NH2.CH2.CH2.0H / C2H5.NH2 / C2H5.0H 

b) NH2.CH2.CH2.0H / C2H5.OH / C2H5.NH2 

c) C2H5.0H / C2H5.NH2 / NH2.CH2.CH2.OH 

d) C2H5.NH2 / C2H5.OH / NH2.CH2.CH2.OH 

e) os três compostos devem ter pontos de ebulição praticamente 

(CESCEM-68) 

(325) Para que um solvente provoque a ionização dos compostos nele 

dissolvidos, a característica mais importante do solvente seria: 

a) existir como um liquido nas condições ambientes 

b) possuir um alto momento dipolar 

c) ter uma baixa constante dielétrica 

d) ser um bom condutor de eletricidade 

e) possuir uma densidade elevada 

(CESCEM-68) 

As questões 326 e 327 são precedidas de uma afirmação. Escolha a 

melhor explicação experimental e a melhor explicação teórica para esta 

afirmação. 

Afirmação - Embora o tetracloreto de carbono, composto covalente, 

seja formado por dois elementos de eletronegatividades diferentes, sua 

molécula não é polar. 

gorduras 

(326) A melhor evidência experimental para esta afirmação é: 

a) o tetracloreto de carbono é um líquido que dissolve graxas e 

b) o átomo de carbono possui, na última camada, uma estrutura 

eletrônica do tipo s 2 p 2 e o de cloro possui, na última ca-


mada, uma estrutura eletrônica do tipo s 2 p 5 

c) as moléculas do tetracloreto de carbono não se orientam , quando 

colocadas no meio de um campo elétrico. 

d) a estrutura do tetracloreto de carbono é do tipo sp 3 e, consequentemente, 

os dipolos existentes se anulam por ser a molécula simétrica. 

e) a estrutura do tetracloreto de carbono é plana, estando os quatro átomos 

de cloro situados nos vértices de um quadrado e, consequentemente, sendo a 

molécula simétrica, os dipolos das ligações C-Cl se anulam 

(327) A melhor evidencia teórica para esta afirmação é: 

309 

CESCEM-68) 

a) o tetracloreto de carbono é um liquido que dissolve graxas e gorduras 

b) o átomo de carbono possui, na ultima camada, uma estrutura eletrônica 

do tipo s 2 p 2 e o de cloro possui, na última camada, uma estrutura eletrônica do 

tipo s 2 p 

c) as moléculas do tetracloreto de carbono não se orientam , quando 

colocadas no meio de um campo elétrico 

d) a estrutura do tetracloreto de carbono é do tipo sp 3 e,consequentemente, 

os dipolos existentes se anulam por ser a molécula simétrica. 

e) a estrutura do tetracloreto de carbono é plana, estando os quatro átomos 

de cloro situados nos vértices de um quadrado e, consequentemente, sendo a 

molécula simétrica, os dipolos das ligações C-Cl se anulam. 

(CESCEM-68) 

As questões de nos. 328 a 333 estão relacionadas com os cinco tipos de 

ligação abaixo mencionados. Em cada questão, escolha um dos tipos de ligação que 

apresente maior relação com a mesma. Cada tipo de ligação pode ser usado uma vez, 

mais de uma vez ou nenhuma vez. 

gelo? 

hidrogênio? 

magnésio? 

a) ligação covalente polar 

b) ligação covalente pura 

c) ligação metálica 

d) ligação iônica 

e) ligação através de pontes de hidrogênio 

(328) Qual a ligação existente entre os átomos de uma molécula de bromo? 

(329) Qual a ligação existente entre as moléculas de água num cristal de 

(330) Qual a ligação existente entre os átomos da molécula de iodeto de 

(331) Qual a ligação existente entre os átomos de magnésio num cristal de


magnésio? 

fósforo , P4? 

310 


(332) Qual a ligação existente entre os átomos num cristal de oxido de 

(333) Qual a ligação existente entre os átomos numa molécula , de 

(CESCEM-68) 

(334) Quando se acrescentam alguns cristais de iodo a um tubo de ensaio 

que contém água e tetracloreto de carbono, depois de estabelecido o equilíbrio nota- 

se que: 

solução 

a) o iodo permanece insolúvel no fundo do tubo 

b) o iodo, a água e o tetracloreto de carbono formam uma única 

c) o iodo dissolveu-se exclusivamente na água 

d) o iodo dissolveu-se exclusivamente no tetracloreto de carbono 

e) o iodo distribui-se entre a água e o tetracloreto de carbono . 

(CESCEM-68) 

(335) A ligação existente entre as moléculas de iodo é devida a forças de Van 

der Waals PORQUE o iodo é um sólido à temperatura ambiente. 

(CESCEM-69) 

(336) Sabendo-se que as distâncias interatômicas de CI2 e de H2 são, 

respectivamente, 1,988 Angstrons e 0,746 Angstrons, podemos prever que a 

distância interatomica na molécula de HC1 será: 

a) exatamente 2,734 Angstrons 

b) aproximadamente 2,734 Angstrons 

c) exatamente 1,367 Angstrons 

d) aproximadamente 1,367 Angstrons 

e) é impossível fazer qualquer previsão 

(CESCEM-69) 

(337) Qual dos seguintes cloretos é provavelmente o mais volátil? 

a) CCl4 d) SnCl4 

b) SiCI4 e) PbCl4 

c) GeCl4 

(CESCEM-69) 

Associar as alternativas abaixo com as questões de 338 a 341. 

a) molécula polar, linear 

b) molécula não polar, linear 

c) molécula polar, angular 

d) molécula tetraédrica, não polar 

e) nenhuma das alternativas anteriores


(338) Dióxido de carbono. 

(339) Sulfeto de hidrogênio. 

(340) Trifluoreto de boro. 

(341) Iodeto de hidrogênio. 

311 

(CESCEM-69) 

As duas questões seguintes estão relacionadas com o esquema abaixo que 

representa, em escala, a posição relativa dos centros dos átomos de iodo situados num 

mesmo plano dentro de um cristal de iodo elementar sólido (I2). 

distancia: 

(342) 0 raio de Van der Waals do átomo de iodo corresponde à 

a) X 

b) X/2 d) Y/2 

c) Y e) Z/2 

(343) 0 raio covalente do átomo de iodo corresponde à distância: 

a) X 

b) X/2 d) Y/2 

c) Y e) Z/2 

(CESCEM-69) 

(344) O esquema abaixo representa a posição relativa dos centros dos íons 

Na + e Cl - situados no mesmo plano dentro do cristal de NaCl. 

Considerando-se as dimensões X e Y (assinaladas no esquema) , são 

corretas as seguintes afirmações:


1) X corresponde à soma dos raios do cátion e do ânion 

2) Y corresponde ao dobro do raio do ânion 

3) Y é maior que o dobro do raio do cátion 

4) X corresponde ao dobro do raio do ânion 

312 

(CESCEM-69) 

(345) Sabe-se que as distâncias carbono-carbono valem, na molécula de 

etano, 1,54 Angstrons, na molécula de etileno, 1,34 Angstrons e na do acetileno 1,20 

Angstrons. Com base nestes dados e levando em conta a distribuição dos átomos de 

carbono na estrutura atualmente aceita do anel benzênico, pode-se estimar que as 

distâncias carbono-carbono na molécula de benzeno são as seguintes: 

Questões 346 a 349. 

Nos compostos acima representados, entre os átomos de carbono 

assinalados X e Y, existem exclusivamente ligações. 

(346) sp 3 - sp 3 

(347) sp 2 - sp 3 

(348) sp - sp 2 

(349) sp - sp 3 

(350) São moléculas polares: 

a) HC1 e CH4 c) O2 e HCC13 

b) H20 e NH3 d) CO2 e H202 

(CESCEM-69) 

(FM Santa Casa-66)


(351) O cloro é elemento mais eletronegativo que o carbono; assim o 

tetracloreto de carbono e molécula que se caracteriza por: 

a) ter grande momento dipolar 

b) não ter momento dipolar 

c) ter momento dipolar médio 

313 

(FM Santa Casa-67) 

(352) A substância líquida X tem maior momento dipolar que a substância 

líquida Y. 0 ponto de ebulição de X é: 

a) igual ao ponto de ebulição de Y 

b) maior que o ponto de ebulição de Y 

c) menor que o ponto de ebulição de Y 


0 ácido desoxirribonucleico (DNA é componente essencial de todas as células. 

Ele é constituído por duas "filas" formadas cada uma, de muitas unidades 

denominadas nucleotídeos. No desenho abaixo está esquematizado um trecho das 2 

"filas" unidas uma à outra por um tipo de ligação química importante em 

bioquímica: 

denominada: 

(353) Esta ligação, representada no desenho por linhas pontilhadas, é 

a) covalência dativa 

b) forças de Van der Waals c) pontes de hidrogênio 


(354) As moléculas de N≡N e HC≡CH são isoeletrônicas e ambas incorporam 

uma tríplice ligação. Pelo conhecimento de estrutura eletrônica do nitrogênio 

assinale qual a geometria do acetileno? 

a) tetraédrica regular 

b) bipirâmide trigonal d) linear 

c) octaédrica e) triangular equilateral 


(355) Na molécula da água as ligações entre os hidrogênios e o oxigênio 

........... totalmente covalentes. Isto porque o oxigênio é ........... do que o 

hidrogênio; assim sendo a água e molécula ............. 

a) não são; mais eletronegativo; polar d) não são; maior; polar 

b) são; menos eletronegativo; polar 

c) não são; maior; não polar e) são; menor; não polar 

(FM Santa Casa-68)


314 


(356) Nos compostos de fórmula geral R-NO2, onde R é um radical 

alcoila ou arila, podemos dizer que: 

a) o nitrogênio se liga a um oxigênio por covalência e ao outro por 

eletrovalência 

b) os 2 oxigênios se unem ao nitrogênio por eletrovalência 

c) um dos oxigênios se une por ligação covalente e o outro por ligação 

semi-polar ou dativa 

d) uma das ligações com o oxigênio é feita através de 2 elétrons do 

átomo de nitrogênio 

e) as alternativas c e d estão corretas 


(357) Indicar a ordem crescente de polaridade das ligações entre os 

dois átomos dos seguintes grupos: 

H-F H-C H-0 H-Br 

I II III IV 

a) I, II, III, IV 

b) I, III, IV, II d) II, III, I, IV 

c) IV, III, II, I e) II, IV, III, I 


(358) Compostos formados por ligações. . ... . são, em geral, sólidos de 

elevado ponto de fusão, insolúveis em solventes orgânico e que conduzem a corrente 

elétrica quando fundidos ou em solução. 

Ao contrário, as substâncias que contem somente ligações ....... 

são,usualmente, gases, líquidos ou sólidos de baixo ponto de fusão, solúveis 

em solventes orgânicos e não conduzem a eletricidade no estado liquido ou em 

solução: 

a) covalentes; eletrovalentes 

b) covalentes; íonicas d) íonicos; eletrovalentes 

c) eletrovalentes; covalentes e) eletrovalentes; íonicas 


(359) Se um determinado sal for adicionado a um solvente cuja constante 

dielétrica a 18 graus centígrados é igual a 80, a ionização do sal será 

aproximadamente igual a 40%. Se o dobro do mesmo soluto for adicionado a um 

solvente cuja constante dielétrica é igual a 22, a 18 graus centígrados, podemos 

afirmar que a porcentagem do sal a sofrer ionização será: 

a) igual a 80% d) menor do que 40% 

b) maior do que 40% e) maior do que 80% 

c) cerca de 20% 


(360) Quais dos fatos abaixo indicam que o arsênío é elemento mais 

eletropositivo que o fósforo. 

a) ASH3 é menos estável que PH3 

b) ASH3 é um agente redutor mais forte que o PH3 

c) o composto As(OH)3 pode ser convertido em íons positivos por 

ácido forte. Tal fato não acontece com o composto P(OH)3 

d) todos acima 

e) apenas os citados em a e c. 

(FM Santa Casa-69)


dizer: 

(361) Em relação ao ponto de fusão dos compostos abaixo, podemos 

a) A e B apresentam o mesmo peso molecular, portanto possuem ponto de 

fusão iguais 

b) A tem maior ponto de fusão porque ocorre ponte de hidrogênio nos 

radicais oxidrila e ácido 

c) A tem maior ponto de fusão porque forma polímeros por pontes de 

hidrogênio entre as moléculas 

d) B tem maior ponto de fusão porque forma polímeros por pontes de 

hidrogênio entre suas moléculas 

e) B tem maior ponto de fusão porque seu radical ácido, por estar 

distanciado da oxidrila, é muito ativo e apresenta-se sob forma iônica. 

(362) Apresentam propriedades para-magnéticas os átomos: 

315 


a) que são atraídos por um campo magnético possuem elétrons 

não pareados 

b) repelidos por um campo magnético possuem elétrons não pareados 

c) repelidos por um campo magnético possuem todos os elétrons pareados 

d) que não formam íons complexos 

e) que são atraídos por um campo magnético por terem elétrons pareados 


(363) 0 fósforo branco não conduz a corrente elétrica PORQUE é formado de 

moléculas Pi, tetraédricas, cujos átomos ligam-se entre si por intermédio de 

ligações covalentes. 

(MEDICINA Santos-68) 

(364) 0 líquido Q é um solvente polar e o líquido R e um solvente não polar. 

Devemos esperar que: 

a) ambos sejam miscíveis com um outro liquido T 

b) o líquido Q seja miscível com água 

c) ambos sejam miscíveis entre si 

d) nenhum deles seja miscível com CCl4, 

e) NaCl seja solúvel tanto em Q como em R 


(365) Os elementos Q e T estão bastante separados na escala de 

eletronegatividade. Isto indica que no composto QT:


316 


a) Q e T são elementos cujos números atômicos estão muito afastados 

b) o calor de formação tem um valor muito baixo 

c) a ligação ê do tipo covalente coordenado 

d) a ligação é predominantemente do tipo covalente pura 

e) a ligação S do tipo iônico 

(366-A) A questão seguinte refere-se à seguinte tabela: 

a) iônica 

b) devida, exclusivamente, a forças de Van der Waals 


c) molecular, com pares de átomos ligados covalentemente, mas as 

moléculas ligadas entre si por forças intermoleculares fracas 

d) idêntica à existente no diamante, com os átomos ligados por 

covalência para formar uma molécula gigante 


A questão seguinte refere-se à seguinte tabela: 


O gráfico que exprime corretamente a variação dos pontos de ebulição dos 

hidretos da família do nitrogênio e no qual as abscissas representam os hidretos em 

número crescente de número atômico e as ordenadas a temperatura em graus 

centígrados é: 

(367) 0 ponto de ebulição da amônia é anômalo em relação ao dos demais 

hidretos da família do nitrogênio e esse comportamento e devido ao seguinte fato: 

a) a amônia se decompõe termicamente com muita dificuldade 

b) existem pontes de hidrogênio entre as moléculas de amônia 

c) as ligações na molécula de amônia são muito estáveis 

d) a amônia tem baixa condutividade elétrica 

e) a amônia possui pares eletrônicos não compartilhados 


(368) No CH4, (ligação sp 3) os ângulos H-C-H valem 109°28' PORQUE este 

valor corresponde a deixar cada par eletrônico o mais afastado possível dos outros 

elétrons. 

(MOGI-69)


(369) Considerando-se os cloretos, KC1 , BaCl2, BiCl3 e HgCl2 pode- 

se dizer que do KC1 ao HgCl2 tem-se: 

a) a energia interna, a estabilidade e o caráter molecular crescem 

b) a estabilidade e o caráter iônico diminuem e a energia interna aumenta 

c) o calor de formação, a energia interna e o caráter molecular diminuem 

d) a energia interna, o calor de formação e a estabilidade aumentam 

e) nenhuma das afirmações acima 

317 

(MOGI-69) 

(370) Considerando-se os calcogenetos de hidrogênio H20 , H2S e 

H2Set, pode-se dizer que do H20 ao H2Se tem-se: 

a) momento dipolar, calor de formação e estabilidade diminuem 

b) reatividade e poder redutor aumentam e ionização diminui 

c) peso molecular, densidade aumenta e caráter molecular diminui 

d) polarização, caráter iônico e energia interna aumentam 

e) nenhuma das respostas acima 

(MOGI-69) 

(371) A tabela abaixo apresenta algumas características dos 

cristais sólidos A, B, C e D, baseados nas quais pode-se afirmar: 

a) metal, covalente, molecular, iônico 

b) iônico, molecular, covalente, metal 

c) molecular, iônico, covalente, metal 

d) molecular, iônico, metal, covalente 

e) covalente, iônico, molecular, metal 

(MOGI-69) 

(372) Entre as placas de um condensador há hidrogênio que é retirado e 

substituído por oxigênio. Nesta operação pode-se dizer que a constante dielétrica:


a) permanece inalterável, praticamente 

b) diminui 

c) aumenta 

d) nada se pode afirmar 


318 


(MOGI-69) 

(373) 0 ponto de ebulição do criptônio é superior ao do argônio PORQUE as 

forças de Van der Waals no criptônio são maiores. 

(MOGI-69) 

(374) Qual dos compostos abaixo é o melhor exemplo de sólido constituído 

de pequenas moléculas que se atraem por forças do tipo Van der Waals? 

a) CaO 

b) H20 d) SiO2 

c) Na20 e) CO2 

(ITA-64) 

(375) Qual dos compostos abaixo é o melhor exemplo de sólido onde todo 

cristal pode ser considerado uma simples molécula? 

a) C02 (gelo seco) d) CaO (cal viva) 

b) Si02 quartzo) e) S8 (enxofre sólido) 

c) NaCl (sal gema) 

(ITA-64) 

(376) Qual das afirmações abaixo relativas à natureza das ligações 

químicas é FALSA? 

a) todas as ligações químicas têm em comum que elétrons são 

atraídos simultaneamente por dois núcleos positivos 

b) ligações químicas em geral tem um caráter intermediário entre a 

ligação covalente pura e a ligação iônica pura 

c) uma ligação química representa um compromisso entre forças 

atrativas e repulsivas 

espaço 

d) ligações metálicas são ligações covalentes fortemente orientadas no 

e) uma ligação covalente implica no "condomínio" de um par da 

elétrons por dois átomos 

(ITA-64) 

(377) Qual dos compostos abaixo é o melhor exemplo de substância 

com "pontes de hidrogênio" na fase líquida? 

a) H20 d) H2S 

b) CH4 e) PH3 

c) HI (ITA-64)


(378) Qual das seguintes afirmações, referentes à substância pura 

CaCl2, é FALSA? 

íons de cloro 

a) é pouco solúvel em benzeno 

b) é um sólido cristalino 

c) no estado sólido é mau condutor da eletricidade 

d) em solução aquosa contem igual número de íons de cálcio e 

e) conduz a eletricidade em solução aquosa devido ao movimento dos 

íons positivos de cálcio e íons negativos de cloro 

dativa) 

ambientes: 

(379) A estrutura do anidrido sulfuroso é: 

319 

(ITA-66) 

(cada traço equivale a um par de elétrons e a seta a uma ligação 

(380) Na grade cristalina de ferricianeto de potássio 

K3[ Fe(CN)6] existem: 

a) cátions K + , cátions Fe + + + e ânions CN ‾ 

b) cátions K + , cátions Fe ++ e ânions CN‾ 

c) cátions K + e ânions [Fe(CN)6]‾ ‾ ‾ 

d) cátions K + , cátions Fe + + + e moléculas (CN)2 

e) moléculas K3[Fe(CN)6] 

(381) Qual das seguintes fórmulas eletrônicas é incorreta? 

a) cloridreto, HC1 

b) amoníaco, NH3 

c) trifluoreto de boro, BF3 

d) água, H20 

e) ácido hipocloroso, HC10 (ITA-67) 

(ITA-66) 

(ITA-66) 

(382) Usualmente os compostos iônicos se apresentam em condições 

a) no estado liquido 

b) no estado gasoso d) nos três estados de agregação 

c) no estado sólido (EEU Mackenzie-64)


320 


(383) Dois elementos A c B separados por grande distância na série de 

reatividade química e de números atômicos 11 e 16, respectivamente se combinam 

dando: 

a) composto molecular e de fórmula AB2 

b) composto molecular e de fórmula A2B 

c) composto iônico e de fórmula A2B 

d) composto iônico e de fórmula A2B3 

(EE S.Carlos-67) 

(384) Classifique, entre as substâncias abaixo, as que têm caráter covalente 

e as que têm caráter iônico: 

(385) Um elemento metálico M forma um óxido de fórmula M2O. A 

fórmula do seu cloreto será provavelmente: 

a) MCI3 c) M2C1 

b) MCI2 d) MCI 

(Filosofia USP-67) 

(386) A ligação química existente entre os átomos de iodo e 

hidrogênio no iodeto de hidrogênio é, predominantemente: 

a) iônica c) metálica 

b) covalente d) dativa 

(Geologia USP-67) 

(387) Um elemento metálico M forma um óxido de fórmula M2O3.A 

fórmula do seu cloreto será provavelmente: 

a) MC12 c) M2 Cl3 

b) MCI3 d) M3 Cl 

(388) Dos elementos abaixo, o mais eletronegativo é: 

a) B c) O 

b) S d) He e) N 

(389) Considerando as seguintes substâncias: 

(Geologia USP-67) 

(Campinas-67) 

a) CHH b) HF c) SiH4 d) NaH e) H2S 

a que apresenta em todos os estados físicos um número considerável 

de pontes de hidrogênio é ..........


tabela : 

As questões 390, 391 e 392 utilizam as informações da seguinte 

SUBSTÂNCIA P.F. °C P.E. °C 

a) argônio -189,4 -185,9 

b) CC14 -22,9 -76,7 

c) NH3 77,7 -33,38 

d) RbBr 681 1351 

e) C diamante acima de 3500 cerca de 4300 

(390) A substância que forma ligação predominantemente iônica é....... 

(391) A substância que apresenta forças de atração intermolecular 

do tipo de Van der Waals mais fracas é ........... 

(392) A substancia que apresenta fórmulas gigantes é ...... 

321 

(Campinas-67) 

(393) 0 tipo de ligação formado quando dois átomos compartilham 

um par de elétrons é chamado de: 

porque: 

a) iônica c) eletrovalente 

b) covalente d) dupla 


(394) A água é um melhor solvente para sais do que o benzeno 

a) água forma Tons H3O + quando adicionada a ácidos 

b) a polaridade das moléculas da água tende a suplantar as 

atrações entre os íons do sal. 

benzeno 

ligação: 

c) as moléculas da água possuem maior energia que as moléculas do 


(395) Nas moléculas H2, HF e HI apresenta maior caráter covalente a 

a) H - F 

b) H - H 

c) H - I 

(396) A molécula do cloreto de amônio contêm: 

a) 4 covalências e 2 coordenações 

b) 2 eletrovalências e 3 covalências 

(FEF Armando Álvares Penteado-68) 

c) 3 covalências, 2 coordenações e 1 eletrovalência 

d) 3 covalências, 1 coordenação e 1 eletrovalência 

e) 3 covalências e 1 eletrovalência 

(UFRJ-68)


322 


(397) A ponte de hidrogênio é uma ligação tão forte quanto a 

covalência PORQUE ambas se produzem do mesmo modo. 

(MEDICINA GB-68) 

(398) Qual o momento dipolar de uma molécula cuja distancia entre os 

centros de carga é de 2 Angstrons, sendo as cargas iguais a 4,8.10‾ 10 unidades 

eletrostáticas C.G.S.? 

a) 9,6 D 

b) 9, 6xl0‾ 18 D d) 9,6x10‾ 10 D 

c) 4,8x10‾ 10 D e) nenhuma das respostas citadas 


(399) Nos grupamentos abaixo qual não apresenta o tipo de 

ligação indicado? 

naftaleno? 

a) NaCl ... iônica 

b) CH4 ...... covalente d) Cu-Cu ........ metálica 

c) H30 + ...... iônica e) NaF ........ iônica 


(400) A partir das solubilidades em n-hexano e água dadas abaixo: 

COMPOSTO SOLUBILIDADE (g/100 g de solvente a 20 0 C) 

n-hexano água 

1 29,6 0,0 

2 0,0 30,1 

3 3,4 4,2 

4 14,1 0,0 

5 0,0 46,2 

Coloque os 5 elementos na ordem decrescente de polaridade: 

a) 5, 2, 3, 1, 4 d) 1, 4, 3, 5, 2 

b) 1, 4, 3, 2, 5 e) 3 , 4, 2, 1, 5 

c) 5, 2, 3, 4, 1 (MEDICINA GB-68) 

(401) As pontes de hidrogênio explicam: 

a) o funcionamento dos transistores 

b) as propriedades magnéticas do oxigênio liquido 

c) a expansão da água quando se congela 

d) as propriedades especiais do Freon 

e) a radioatividade do H-3 


(402) Qual dos seguintes solventes você escolheria para dissolver o 

a) água c) solução aquosa de d) heptano 

b) amônia cloreto de sódio e) nenhum deles


dependendo: 

(403) A ligação química entre dois átomos será iônica ou covalente, 

a) dos números de elétrons dos átomos 

b) dos números de níveis energéticos dos átomos 

c) das eletronegatividades dos átomos 

d) da hibridaçao dos orbitais 

e) de nenhum dos fatores acima 

323 


(404) A afirmação de um orbital molecular possuir dois elétrons de spins 

contrários e provenientes de dois átomos é uma característica da: 

a) ligação iônica d) ligação de Van der Waals 

b) ligação covalente e) ponte de hidrogênio 

c) ligação metálica 


(405) 0 ponto de ebulição da H2O a uma atmosfera de pressão é 100°C, o do 

H2S nas mesmas condições é -55°C. A diferença se explica: 

a) pela existência de ponte de hidrogênio na água 

b) pela existência de pequenas quantidades de deutério na água 

c) pela existência de ligações covalentes entre o átomo de oxigênio e 

os de hidrogênio 

d) pela diferença entre os pesos moleculares das duas substâncias 

e) por nenhuma das explicações acima 


(406) Um elemento A, de número atômico 13, combina-se com um 

elemento B, de um número atômico 17, a fórmula do composto é: 

a) A3B 

b) AB d) AB5 

c) AB3 e) AB7 

(ENGENHARIA GB-67) 

(407) 0 ácido fluorídrico tem um ponto de ebulição mais alto do que o 

ácido clorídrico porque: 

a) o flúor e um gás 

b) o flúor tem um número atômico menor que o cloro 

c) o HF forma pontes de hidrogênio mais fortes 

d) o HC1 tem um peso molecular maior 

e) o cloro é um gás 

(408) Há três tipos de valência que tem uma sinonímia extensa: 

- eletrovalente, iônica, heteropolar ou polar 

(UFMG-67)


- covalente, homopolar, não polar 

- coordenada-coiônica, covalente dativa, semi-polar 

Assinalar o composto que possui os três tipos de valência: 

a) (C6H5)3C + C1 ‾ 

b) NaOC6H5 

c) Cl-C6H4-NH2 

d) K4Fe(CN)6 

e) SO3 

══════════════ 

324 


(UFMG-68)


ATOMÍSTICA 

325 

capítulo 5


______________________ 

A) HISTÓRICO 

_______________________ 

326 

classificação periódica dos elementos -5 

A HISTÓRICO 

À medida que os elementos químicos foram sendo descobertos, observaram- 

se semelhanças entre as propriedades físicas e químicas em determinados grupos 

desses elementos. 

Procurava-se ,então, uma maneira de selecionar os elementos em conjuntos 

de propriedades semelhantes ou mesmo de ordenar certos elementos onde suas 

propriedades variassem gradativamente. Diversas tentativas foram realizadas, todas 

baseadas no "bom senso", após investigações puramente experimentais. 

Em 1817, o cientista Dõbereiner chamou a atenção para a existência de 

diversos grupos de três elementos com propriedades químicas semelhantes. Em cada 

grupo, colocando-se os elementos na ordem crescente de suas massas atômicas, 

observou-se que a massa atômica do elemento intermediário era aproximadamente a 

média aritmética das outras massas atômicas. 

Exemplos: 

Os grupos tornaram-se conhecidos como"Tríades de Dõbereiner". No entanto, 

começaram a surgir elementos de propriedades químicas semelhantes cujas massas 

atômicas desrespeitaram a regra para as tríades. 

Em 1862, Chancõurtois imaginou a seguinte disposição para os elementos 

químicos: colocou-os ha ordem crescente de suas MASSAS ATÔMICAS sobre uma 

espiral traçada na superfície de um cilindro.


Notava-se que os elementos colocados na mesma vertical apresentavam 

propriedades químicas semelhantes. Ao lado do cilindro esta a sua superfície 

planificada com os respectivos elementos. A espiral tinha uma inclinação de 45º. e 

foi denominada espiral telúrica. 

ã regra. 

Para massas atômicas mais elevadas não se observava nenhuma obediência 

Em 1864, Newlands observou que, colocando-se os elementos na ordem 

crescente de suas massas atômicas, o oitavo elemento era semelhante ao primeiro; o 

nono era semelhante ao segundo, e assim por diante. 

H Li Be B C N O 

F Na Mg Al Si P S 

Cl K Ca Cr Ti etc. 

A correlação foi chamada lei das oitavas por causa da semelhança com as 

notas musicais. Os químicos daquela época qualificaram-na como uma "classificação 

ridícula"; mas, na verdade, estava lançada a idéia da periodicidade das propriedades 

dos elementos em função de suas massas atômicas. 

O passo decisivo da classificação foi dado em 1869 com os trabalhos de 

Lothar Meyer e Dimitri Ivanovich Mendeleyev que fizeram pesquisas 

independentemente e lançaram, no mesmo ano classifições quase idênticas. 

Lothar Meyer construiu uma tabela baseando-se fundamentalmente nas 

propriedades físicas dos elementos (densidade, pontos de fusão, pontos de ebulição, 

etc). Uma dessas propriedades que muito o auxiliou na confecção da tabela foi o 

volume atômico. Essa propriedade será descrita mais adiante. 

Mendeleyev dedicou-se mais ao estudo das propriedades químicas desses 

elementos como reação com oxigênio, valência, hidretos, etc; para a construção da 

tabela periódica e chegou a uma conclusão análoga. 

327


328 

classificação periódica dos elementos-5 

O grande mérito desses cientistas foi o de terem descoberto que, observando 

os elementos na ordem crescente de suas massas atômicas, de tempos em tempos, 

repetiam-se muitas propriedades físicas e químicas. 

Estava, assim lançada a lei da Periodicidade dos Elementos: 

"Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas 

de nuas massas atômicas". 

Mendeleyev colocou os elementos químicos na ordem crescente do suas 

massas atômicas dispondo-os em colunas e fileiras, mas tomou O cuidado de manter 

na mesma vertical os elementos de propriedades químicas semelhantes. 

Tomou a liberdade de deixar muitos vazios dizendo que seriam mais tarde 

ocupados por elementos até então desconhecidos. 

Deixaremos de apresentar a tabela original de Mendeleyev por ser muito 

semelhante à 2a. tabela lançada 3 anos depois e que está adiante reconstituída. 

Considerando que naquela época só se conheciam cerca de 60 elementos e 

que os elementos de elevadas massas atômicas eram mal conhecidos, somos 

obrigados a aceitar que, apesar de muito incompleta, a Tabela Periódica de 

Mendeleyev foi um grandioso trabalho. 

Indiscutivelmente foram impressionantes as previsões das propriedades 

químicas e físicas de elementos até então desconhecidos. 

Baseado exclusivamente na posição do elemento na tabela, Mendeleyev 

corrigiu pesos atômicos de diversos elementos. 

A 2a. tabela de Mendeleyev apresentava 8 colunas verticais denominadas 

GRUPOS e 12 fileiras horizontais denominadas SÉRIES.


Cada grupo, de I a VII, ficou subdividido em 2 subgrupos: da série par 

abrangendo as séries 2, 4, 6, 8, 10 e 12 (pares) e os sub grupos da série Impar 

abrangendo as séries 1, 3, 5, 7 , 9 e 11 (ímpares) . 

Esta classificação foi preferida porque as propriedades químicas eram mais 

semelhantes entre os elementos do mesmo subgrupo par ou subgrupo ímpar. 

Localizemos alguns subgrupos e seus elementos: 

- elementos do subgrupo I ímpar - Li, K, Rb e Cs 

- elementos do subgrupo I par - Na, Cu, Ag e Au 

- elementos do subgrupo VII ímpar - Cl , Br e I 

Particularmente brilhantes e ousadas foram duas idéias de Mendeleyev: 

1º.) Deixar alguns vazios na tabela dizendo que eles seriam pre nchidos por 

elementos futuramente a serem descobertos, já antecipando suas massas atômicas 

e muitas de suas propriedades. 

Na tabela estão assinaladas com asteriscos (*, **, ***) as três célebres 

previsões de Mendeleyev: 

NOME DADO POR MENDELEYV NOME ATUAL 

* eka-bovo ------------------------------------ Escâncio (Sc) 

** eka-alumínio --------------------------------- Gálio (Ga) 

*** eka-silício ------------------------------------- Germânio (Ge) 

A palavra eka quer dizer o primeiro. De fato, o eka-Boro é o primeiro elemento 

que vem depois do Boro na coluna do subgrupo III-par; o eka-Alumínio vem depois do 

Alumínio no subgrupo III-ímpar; e o eka-Silício vem após o Silício no subgrupo 

IV-ímpar. 

Esses três elementos foram descobertos alguns anos mais tarde: 

- o Gálio foi descoberto por Boisbaudran em 1875 

- o Escândio foi descoberto por Nilson em 1879 

- o Germânio foi descoberto por Winkler em 1886 

Em particular, foram assombrosas as coincidências das propriedades do 

Germânio (eka-Silício) que tinham sido previstas por Mendeleyev quinze anos antes 

do seu descobrimento. 

Eis a seguir o quadro comparativo: 

329


330 


2º.) Desrespeitou a "ordem das massas atômicas" para as posições de Telúrio 

e Iodo de modo que esses elementos caissem em colunas verticais onde já houvesse 

outros elementos semelhantes. 

Esta inversão foi mantida na tabela periódica como uma exceção; entretanto, 

mais tarde verificou-se que essas posições dos elementos estavam corretas porque 

descobriu-se que os elementos da tabela periódica estavam na ordem crescente de 

seus números atômicos. 

═══════════════ 

B A MODERNA 

CLASSIFICAÇÃO 

PERIÓDICA 

Com o passar dos anos, foram sendo descobertos novos elementos químicos e 

as "lacunas" da tabela de Mendeleyev foram sendo preenchidas. 

Em particular, a descoberta dos gases nobres em 1894 obrigou a introdução 

de uma nova coluna na tabela primitiva e que foi denominada grupo zero. 

Quanto aos gases nobres temos o seguinte histórico: Lord Rayleigh e Sir 

William Ramsay verificaram que havia uma diferença de densidade entre o ar 

atmosférico e a simples mistura de N2 e O2 que era a suposta composição do ar 

atmosférico naquela época. 

Eles conseguiram isolar um "resíduo gasoso" extraindo N2 e O2 do ar 

atmosférico e, através da análise espectral, verificaram que se tratava de uma 

mistura de novos elementos.


Na Terra, os gases nobres hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio 

são praticamente encontrados apenas no ar atmosférico; deles, o argônio é o mais 

abundante (quase 1%). 0 hélio é um gás que envolve o Sol e absorve certas radiações 

solares. Essa absorção produz linhas espectrais que foram observadas no espectro 

solar, muito antes da sua descoberta aqui na Terra. 

O fato mais importante para a perfeita compreensão da tabela periódica foi 

lançado em 1911 quando van der Broek sugeriu que a carga nuclear do elemento 

(atual número atômico) seria o número de ordenação do elemento na tabela. 

Por exemplo, o hidrogênio, que tem apenas 1 próton no núcleo (uma unidade 

de carga atômica), seria o 19 elemento; o sódio, por ter 11 prótons, seria o 119 

elemento; e assim sucessivamente. 

Realmente, essa sugestão foi confirmada por Moseley. 

Este jovem cientista (que faleceu apenas com 28 anos de idade) obteve 

espectros de emissão de diversos elementos. Ele usou esses elementos como anteparos 

no tubo de raios-X. Verificou que cada elemento produzia raios-X de diferentes 

comprimentos de onda. 

Com os λ dos raios-X assim obtidos, pode-se determinar as cargas nucleares 

e verificou-se que a ordem dos elementos na tabela periódica é exatamente a ordem 

crescente das cargas nucleares. 

lei de Moseley: 

Por isso, hoje em dia, a lei da periodicidade é reenunciada e conhecida como 

Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são 

funções periódicas de seus números atômicos. 

Reparem: números atômicos e não massas atômicas como diziam Lothar 

Meyer e Mendeleyev. 

Na atual tabela existem algumas inversões de massas atômicas mas os 

elementos químicos estão exatamente na ordem de seus números atômicos. 

331


332 


Com a descoberta das configurações eletrônicas dos átomos, a tabela 

periódica recebeu uma nova interpretação através do estudo do número de elétrons. 

Este estudo foi iniciado por Bohr em 1922 e será discutido logo adiante. 

Existem diversas formas de apresentação para periódica moderna porém, 

todas são equivalentes. 

Uma das mais usadas é a forma longa. A seqüência dos elementos é disposta 

na ordem crescente de seus números atômicos, em linhas horizontais, denominadas 

períodos. Tomou-se o cuidado de deixar na mesma coluna, elementos de propriedades 

químicas semelhantes. Em ou trás palavras: "elementos da mesma coluna vertical 

formam compostos semelhantes". 

A) OS SETE PERÍODOS (linhas horizontais) 

- o primeiro muito curto com 2 elementos: H eHe (a po 

sição do H é discutível! 

- o segundo curto com 8 elementos: do Li ao Ne 

- o terceiro curto com 8 elementos: do Na ao Ar 

- o quarto longo com 18 elementos: do K ao Kr 

- o quinto longo com 18 elementos: do Rb ao Xe 

- o sexto muito longo com 32 elementos: do Cs ao Rn 

- o sétimo incompleto com 17 elementos: do Fr ao Lw 

B) AS DUAS SÉRIES OU FAMÍLIAS DE "TERRAS RARAS" 

- os Lantanídios com 15 elementos: do La ao Lu 

Esses quinze elementos deveriam ficar todos na"3a. casa" do 6º. periódo; por 

comodidade, foram escritos numa linha fora da tabela. 

- os Actinídios com 15 elementos: do Ac ao Lw 

Esses quinze elementos (a maioria deles artificiais) deveriam estar na "3a. 

casa" do 7º. periódo, mas também costuma-se colocá-los numa linha à parte. 

C) AS DEZOITO COLUNAS 

Cada coluna reúne os elementos químicos que mais se assemelham 

entre si e na formação de compostos. 

As dezoito colunas formam nove grupos de famílias de elementos. 

- os grupos 1 a 7 formam os sub-grupos A e B


333


334 


- o grupo 8 (ou melhor 8B) abrange três colunas, com as tríades 

Fe - Co - Ni / Ru - Rh - Pd / Os - Ir - Pt 

- o grupo zero compreende os gases raros ou nobres. 

Alguns subgrupos recebem nomes especiais: 

1A - metais alcalinos 

2A - Metais alcalinos-terrosos 

6A - chalcogênios (geradores de calor) 

7A - halogênios (geradores de sais) 

OBSERVAÇÕES: 

As colunas 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7 A e zero representam, de certa forma, a 

parte mais importante da Tabela Periódica, pois aí estão os elementos químicos cujas 

propriedades variam mais regularmente -"são os elementos típicos", "elementos 

normais" ou "elementos caracteíisticos". 

transição". 

Nas colunas 3B, 4B, 5B, 6B, 7B e 8B (coluna tripla) estão os "elementos de 

═════════════ 

C AS ESTRUTURAS 

ELETRÔNICAS 

DOS ELEMENTOS 

Recapitulemos, rapidamente, as regras fundamentais do preenchimento dos 

níveis eletrônicos dos elementos químicos. 

que estão vagos. 

- Os elétrons tendem a ocupar, de preferência, os orbitais de menor energia 

- Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons de spins contrários. 

- Quando existem vários orbitais num mesmo nível energético, entrará 

inicialmente apenas um elétron em cada orbital e só depois esses orbitais serão 

completados com o segundo elétron (Hund). 

subníveis. 

Recordemos que existe o diagrama de Linus Pauling para preenchimento de 

Como se pode verificar, existem alguns elementos cujas distribuições 

eletrônicas não obedecem ao diagrama de Pauling. As explicações desses casos não 

serão discutidas neste livro.


Observando-se as configurações eletrônicas dos elementos da Tabela 

Periódica verifica-se: 

a) O numero de camadas eletrônicas de um elemento é a ordem do período 

a que pertence esse elemento. 

eletrônicas. 

eletrônicas. 

de transição. 

EXEMPLOS: 

- o iôdo (I) é do 5º.período; logo, possui 5 camadas eletrônicas. 

- o tungstênio (W) é do 6º. período; logo, possui 6 camadas 

- o urânio (U) é um Actinídio é do 7º. período e possui 7 camadas 

b) Elétrons na camada externa 

O número de elétrons periféricos depende do elemento ser ou não elemento 

b-l)Os elementos não de transição, ou seja, dos subgrupos 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 

6A, 7A e também 1B, 2B possuem na camada externa o número de elétrons igual 

ao número deste subgrupo. 

EXEMPLOS: 

- o selênio (Se) e do subgrupo 6A; logo, possui 6 elétrons na 

camada periférica. 

elétrons. 

- o gálio (Ga) I do subgrupo 3A; na sua camada externa possui 3 

- o ouro (Au) é do subgrupo 1B; logo, tem 1 elétron periférico. 

b-2) Os elementos de transição, ou seja, dos subgrupos 3B, 4B, 5B, 6B, 7B 

e 8B possuem na camada externa 1 ou 2 elétrons. 

externa. 

EXEMPLOS: 

camada externa. 

- o manganês (Mn) édo subgrupo 7B e tem 2 elétrons periféricos. 

- o háfnio (Hf) e do subgrupo 4B e tem 2 elétrons na camada 

- o molibdênio (Mo) é do subgrupo 6B e tem 1 elétron na 

Em particular, os Lantanídios e os Actinídios possuem na camada externa 2 

elétrons. Os elementos dessas famílias apresentam propriedades físicas e químicas 

muito semelhantes. São denominados elementos de transição interna. 

c) Estudo das camadas internas a partir do 4º. período 

A partir do 4º. período aparecem os elementos de transição. 

Seja n o número de camadas de um átomo. Evidentemente pertencem ao 

nésimo período. Por exemplo, o tungstênio (W) possui a configuração 2-8-18-32-12-2; 

possui 6 camadas e pertence ao 6º. período 

Assim podemos concluir que, sendo n a ordem do período, teremos: 

335


camada externa ---------- número quântico principal n 

penúltima camada --------- número quântico « (n - 1) 

ante-penúltima camada---- número quântico » (n - 2) 

No exemplo do tungstênio: 

elétrons na camada n ------- 2 

elétrons na camada (n - 1)----- 12 

elétrons na camada (n- 2) ----- 32 

Em outras palavras: um subnível (n - 1)d quer dizer: subnível d da penúltima 

camada; (n - 2)f significa subnível f da ante-penúltima camada. 

Os elementos não de transição apresentam nas camadas internas todos 

subníveis completos. Se uma camada interna possui apenas o subnível s (camada K) 

então terá 2 elétrons nessa camada, ou seja, a configuração s 2 ; se a camada possui 

subnível s e p, então terá configuração s 2 , p 6 , e assim sucessivamente. Isto quer dizer 

que um elemento não de transição possui nas camadas internas 2, 8, 18 ou 32 

elétrons. 

Reconhece-se um elemento de transição porque, neste, uma das camadas 

(penúltima ou ante-penúltima) possui subnível incompleto. 

Exemplos: 

A 2-8-18-18-7 ........ elemento não de transição 

B 2-8-18-14-1 ........ elemento de transição 

Os elementos de transição podem ser classificados em: 

- transição simples e 

- transição interna 

Os elementos de transição simples caracterizam-se por apresentarem 

subnível (n - l)d incompleto. 

No exemplo anterior, o átomo B é elemento de transição simples, pois 

apresenta na penúltima camada a configuração s 2 ,p 6 ,d 6 . 0 subnível d está 

incompleto, pois comporta um máximo de 10 elétrons. 

Apresentar subnível d incompleto significa ter nessa camada x elétrons de 

modo que 8


Os elementos de transição interna são os Lantanídios e os Actínídios, ambos 

do subgrupo 3B e respectivamente dos 6º. e7o. períodos. 

Nos Lantanídios, o subnível incompleto é o 4f; e nos Actinídios, é o 5f. Para 

ambos, vê-se que os subníveis incompletos correspondem ao (n - 2)f. 

EXEMPLOS: 

Seja o Térbio (Tb) de configuração 2-8-18-27-8-2 (n = 6) 

Na ante-penúltima camada temos a configuração 

4s 2 , 4p 6 , 4d 10 , 4f 9 

0 subnível 4f está incompleto, pois comporta um máximo de 14 elétrons. 

Graficamente: 

Examinando-se a configuração eletrônica, imediatamente pode-se concluir se 

o elemento é ou não de transição. Podemos ainda "enxergar" se o elemento não de 

transição está à direita ou á esquerda da faixa de transição. 

A faixa de transição corresponde aos elementos dos grupos 3B, 4B, 

5B, 6B, 7B e 8B. 

A partir do 4º. Período temos para os elementos não de transição: 

- à esquerda da faixa de transição { possuem 8 elétrons na 

(IA e 2A) { penúltima camada 

- à direita da faixa de transição {possuem 18 elétrons na 

(3A,4A,5A,6A,7A,zero, 1B, 2B) { penúltima camada 

EXEMPLOS: 

Podemos esquematizar um estudo eletrônico característico para os 

elementos da tabela periódica. 

337


Reprisemos os seguintes fatos: 

338 

Classificação periódica dos elementos -5 

a) Os elementos dos subgrupos 1A e 1B possuem na última camada o 

subnível s com 1 elétron. Diferencia-se o subgrupo porque os elementos de 1A 

possuem 8 elétrons na penúltima camada enquanto que os elementos do 1B 

possuem 18 elétrons na penúltima camada. 

b) Os elementos dos subgrupos 2A e 2B possuem na camada externa o 

subnível s com 2 elétrons. Diferencia-se o subgrupo de modo análogo ao caso 

anterior ou seja, pela penúltima camada. 

Nessa camada os elementos do 2A possuem 8 elétrons enquanto que do 2B 

possuem 18 elétrons. 

c) Os elementos dos subgrupos 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e zero vão completando o 

subnível p da última camada. 

d) Os elementos de transição possuem na última camada o subnível s com 

1 ou 2 elétrons. 

e) Os elementos de transição simples possuem o subnível d da penúltima 

camada de modo incompleto. 

f) Os elementos de transição interna possuem o subível f da ante-penúltima 

camada de modo incompleto.


339


eletrônicas: 

340 


EXERCÍCIOS 

Fazer as associações com as letras, dadas as configurações 

(409) 2, 8, 18, 1 a) elemento de transição 

(410) 2, 8, 8, 1 b) metal alcalino 

(411) 2, 8, 18, 6 c) metal do grupo 1B 

(412) 2, 8, 14, 2 d) chalcogênio 

Fazer as associações: 

(413) 2, 8, 18, 23, 8, 2 a) metal de transição simples 

(414) 2, 8, 18, 32, 14, 2 b) Lantanídio 

(415) 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 c) Actinídio 

(416) 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 d) metal alcalino 

Efetuar as associações


D PROPRIEDADES 

341 

PERIÓDICAS 

E APERIÓDICAS 

Se examinarmos as propriedades físicas e químicas dos elementos, à medida 

que seus números atômicos vão crescendo, concluiremos que existem: 

- PROPRIEDADES PERIÓDICAS: são propriedades que variam 

periodicamente e atingem valores máximos e mínimos em colunas bem deter minadas 

na Tabela Periódica. 

- PROPRIEDADES APERIODICAS: são aquelas que vão sempre 

aumentando ou sempre diminuindo a medida que crescem os números atômicos. 

atômico. 

Dentre as propriedades aperiódicas podemos citar: 

1) A massa atômica que aumenta juntamente com o número atômico. 

2) 0 calor específico que diminui 5 medida que aumenta o número 

3) A quantidade de raias no espectro de raios-X que cresce com o 

número atômico. 

Dentre as propriedades periódicas, aquelas que repetem valores 

sistematicamente e as mais importantes serão estudadas adiante. 

_________________ 

1) DENSIDADE 

________________________ 

Por definição: 

Densidade = massa 

volume 

Vamos estudar apenas as variações de densidades dos elementos no 

estado sólido, na Tabela Periódica. 

A densidade de um sólido depende:


a) da massa do átomo 

b) do tamanho do átomo 

342 


c) da maior ou menor compactação no empi1hamento desses átomos. 

Examinando-se os elementos na ordem crescente de seus números 

atômicos, temos o seguinte gráfico para as densidades. 

Conclusão: 

A densidade dos elementos aumenta das extremidades para o centro e 

de cima para baixo. 

Os elementos mais densos situam-se ao centro, na parte inferior da Tabela. 

São eles: ósmio e irídio. 

_________________________________ 

2) VOLUME ATÔMICO 

________________________ 

Por definição, volume atômico é o volume ocupado por um átomo- 

gráma do elemento (6,02 x IO 23 átomos) considerado no estado sólido.


Equivale a: 

volume atômico = massa de um átomo-grama 

densidade no estado sólido 

Reparem que o volume atômico não_depende da massa do atômo , pois a 

densidade já está relacionada a massa. 

O volume atômico depende: 

a) do tamanho do átomo 

b) da maior ou menor compactação no empilhamento desses átomos. 

O leitor deverá imaginar um "pacote" contendo 1 dúzia de limões e outro 

1 dúzia de maçãs. 

dúzia. 

temos: 

No caso de átomos deveremos ter 6,02 x 10 23 átomos ao invés de 1 

Examinando-se os volumes atômicos dos elementos na Tabela Periódica, 

Conclusão: 

Vê-se que os volumes atômicos crescem do centro para as 

extremidades e de cima para baixo. 

343


classificação periódica dos elementos – 5 

De um modo esquemático, supondo que a área dos círculos abaixo 

representados sejam proporcionais aos volumes atômicos teremos: 

_____________________________________ 

3) PONTOS DE FUSÃO 

______________________________________ 

Definição: 

Ponto de fusão é a temperatura na qual o elemento passa do estado 

sólido para o estado líquido, sob determinada pressão. 

A pressão normal (1 atmosfera) temos o seguinte gráfico: 

344


Conclusão: 

O ponto de fusão aumenta: 

- das extremidades para o centro em cada período. 

- de cima para baixo nas colunas do centro e da direita 

- de baixo para cima nas colunas da esquerda. 

Esquematicamente 

o tungstênio. (P.F= 3410°C e P.E = 5.930 0 C) 

345 

Os pontos de ebulição 

(temperatura de passagem do liquido 

para vapor), à pressão normal, 

também possuem uma variação 

semelhante. 

O elemento que apresenta 

maior ponto de fusão e de ebulição é 

Em temperatura e pressão ambiente (25°C e 1 atmosfera) encontram-se: 

- no estado gasoso: gases nobres, F2 , Cl2 , 02 , 03 , N2 e H2 

- no estado líquido: Br2, Hg e Fr 

- no estado sólido: restantes elementos 

________________________________________________________ 

4) RAIOS: ATÔMICOS, COVALENTE, 

IÔNICO E DE VAN DER WAALS 

_________________________________________ 

É impossível determinar o 

tamanho exato de um átomo isolado. 

Um dos recursos para se 

medir o tamanho aparente de um 

átomo é medir, através dos raios-X, a 

distância internuclear de átomos 

ligados. 

Exemplo: 

Sejam dois átomos de 

hidrogênio formando a molécula H2 .


346 


Os raios-X medem a distância internuclear "d" entre os dois átomos. 

Embora saibamos que houve uma interpenetração das nuvens eletrônicas, 

vamos supor que o raio aparente do átomo de hidrogênio é d/2. 

No exemplo citado a ligação entre os átomos é do tipo covalente. 

Se a ligação entre 2 átomos quaisquer fosse metálica teríamos uma 

interpenetração menor da nuvem eletrônica. 

de ligação. 

Resolveu-se dar nomes específicos para os raios aparentes conforme o tipo 

Temos, então: 

- Ligação metálica------------------- raios atômicos 

- Ligação covalente----------------- raio covalente 

- Ligação iônica ------------------ raio iônico 

- Ligação de Van der Waals ---- raio de Van der Waals 

Para os elementos do subgrupo(A)a variação dos raios aparentes é: 

temos em relação aos raios atômico e covalente: 

a) Para metais: 

Num período --- aumentam 

da direita para a esquerda. 

Numa coluna -- aumentam 

de cima para baixo. 

No esquema foram considerados 

raios atômicos (para ligações metálicas) e 

raios covalentes (para ligações 

covalentes). 

Considerando-se os raios iônicos 

o raio iônico é menor que o raio atômico, pois o metal perde elétron 

transformando-se em cátion. 

b) Para não metais: 

o raio iônico é maior que o raio covalente, pois o átomo ganha elétron para se 

transformar em ânion. 

Como exemplo ilustrativo citemos os metais alcalinos e os halogênios.


Waals. 

Falemos agora no raio de Van der Waals. 

É a semi-distância entre 2 átomos que apresenta a ligação de Van der 

Exemplifiquemos o cloro sólido. 

Na realidade, uma molécula "encosta-se" à outra no estado sólido. Podemos 

esquematizar as moléculas desenhando átomos com raios aparentes. 

347


348 


Então, tem-se a impressão de que uma molécula está distanciada da outra. A 

metade da distância entre os átomos de cloro que "se encostam" e pertencem a 

moléculas diferentes é denominada raio de Van der Waals. 

Como se vê, o raio de Van der Waals é sempre maior que o raio covalente. 

Quanto maior o raio covalente, maior será o raio de Van der Waals. 

Evidentemente podemos falar no raio de Van der Waals para elementos 

nobres no estado sólido. 

Vejamos alguns exemplos de raios de Van der Waals. 

SUBSTÂNCIA RAIO DE VAN DER WAALS (Å) 

Ne 1 ,60 

Resumindo: 

Xe 2,17 

F2 1 ,35 

O2 1 ,40 

Cl2 1 ,80 

a) Para ligações entre metais 

Nestes casos só aparecem ligações metálicas e falaremos que a metade da 

distância internuclear é o raio atômico. 

b) Para ligações entre metal e não metal 

Nestes casos temos ligações iônicas e teremos raios iônicos. Evidentemente, 

existem métodos para se terminar o raio do cátion e o raio do ânion que somados dá a 

distância internuclear entre os íons. 

c) Para ligações entre não metal - não metal 

Agora a ligação é covalente e teremos o raio covalente. Simultaneamente 

pode-se falar em raio de Van der Waals para as ligações molécula-molécula. 

d) Para elementos nobres no estado sólido 

Nestes casos só poderemos falar em ligação de Van der Waals. 

Obs. : 

Atualmente, com a descoberta de compostos contendo elementos 

nobres, pode-se falar em raio covalente para os elementos nobres. 

══════════════


349 

E POTENCIAL 

DE IONIZAÇÃO 

__________________________________________________________ 

1) DEFINIÇÃO DE ELÉTRON-VOLT (eV) 

__________________________________________________________ 

Sejam 2 pontos de espaço 

onde a diferença de potencial é de 1 

volt. Vamos supor que um elétron 

encontra-se no ponto de potencial 

menor. Para transportá-lo ao ponto de 

maior potencial é necessário fornecer 

ao elétron a energia de 1 elétron volt 

(1 eV) . 

____________________________________________________________________________ 

Elétron-volt (eV) é a energia necessária para levar o elétron de um 

ponto a outro onde a diferença de potencial é 1 volt. 

____________________________________________________________________________ 

Relacionemos eV e joule. 

Sabemos que 1 joule = 1 coulomb x 1 volt 

Dimensionalmente: [energia] = [carga] x [tensão]

volt. 


350 


Para a energia de 1 eV a carga é de 1 elétron (1,6 x 10 -19 ) e a tensão será de 1 

Então: 

1 eV = (1,6 x 10 -19 )x (1) = 1,6 x 10 -19 coul. X volt 

Teremos, então. 

coul. volt joule 

1 eV = 1,6 x 10 -19 joules 

ou, ainda, em calorias, usando as relações da termodinâmica: 

1 eV = 3,84 x 10 -20 cal 

_______________________________________________ 

2) DEFINIÇÃO DE POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 

__________________________________________________________________ 

Chama-se primeiro potencial de ionização a energia necessária pura arrancar 

um elétron da camada mais externa de um átomo isolado no estado gasoso. 

(A grandeza é geralmente expressa em eV). 

Exemplos: 

Para o Lítio o primeiro potencial de ionização é 5,4 eV. Isto significa que, para 

tirar o elétron da última camada do Lítio (2s), é necessária a energia de 5,4 eV. 

Definem-se também segundo, terceiro, quarto, etc. potenciais de ionização 

que se referem respectivamente a extrações do segundo, terceiro, quarto, ... elétrons 

de um átomo. 

Na prática verifica-se que à medida que vão sendo arrancados mais elétrons, 

maior dificuldade aparecerá para arrancar novos elétrons em virtude da diminuição do 

tamanho dos átomos e da aproximação dos elétrons aos seus núcleos. 

Exemplos: 

1) Para o cálcio de Z = 20. 

1º. elétron ------ 6 eV 

3º. elétron ------- 20 eV 

9º. elétron ------ 43 eV 

11º. elétron ------ 320 eV 

† 

20º. Elétron ------3600eV


ionização. 

2) Para o Lítio de Z = 3 

1º. elétron------ 5 eV 

3º. elétron----— 65 eV 

___________________________________________________________________ 

3) VARIAÇÃO DOS POTENCIAIS DE IONIZAÇÃO 

________________________________________________ 

Neste curso haverá interesse de estudarmos apenas o primeiro potencial de 

Chamaremos o primeiro potencial de ionização simplesmente de potencial de 

ionização. Para se extrairem elétrons, a energia necessária será tanto maior quanto 

mais próximo do núcleo estiver o elétron. Assim, o potencial de ionização será tanto 

menor quanto maior for o número de camadas do átomo. 

Por outro lado, para átomos com mesmo número de camadas eletrônicas 

potencial de ionização será tanto maior quanto maior o número de elétrons na camada 

mais externa, pois estes apresentam maior capacidade de atrair elétrons. 

Logo, entre os halogênios: F, Cl, Br, I e At, todos com 7 elétrons na camada 

mais externa, o flúor com apenas 2 camadas apresenta o maior potencial de ionização. 

Entre Li, Be, B, C, N, 0, F, todos com apenas 2 camadas eletrônicas, o flúor 

apresenta maior potencial de ionização porque tem 7 elétrons na última camada. 

Já percebemos que os potenciais de ionização apresentam variações 

concordantes com a eletronegatividade. 

nobres. 

Devemos lembrar que se pode falar em potencial de ionização para os gases 

_ Como os gases nobres já são estáveis, é difícil arrancar os elétrons desses 

átomos. Desta forma, os gases nobres apresentam os maiores potenciais de ionização 

dentro de cada período. O elemento de maior potencial de ionização é o Hélio. 

- Na tabela, temos valores decrescentes de cima para baixo porque os átomos 

aumentam de tamanho. 

Num período, os potenciais de ionização diminuem da direita para a esquerda 

já que diminui o número de elétrons da camada periférica. 

eV. 

Eis uma parte da tabela onde temos os potenciais de ionização expressos em 

351


352 


Num gráfico cartesiano, colocando-se nas abcissas o número atômico e nas 

ordenadas os potenciais de ionização teremos o seguinte aspecto: 

Obs.: 

O potencial de ionização foi expresso em Kcal/mol. Se você quer calcular o 

valor em eV basta lembrar: 

1 eV = 3,84 x 10 ‾23 Kcal 

1 mol = 6,02 x 10 23 átomos 

══════════════════


F ELETRONEGATIVIDADE 

____________ 

DEFINIÇÃO 

____________ 

Eletronegatividade é a "força" com a qual um átomo atrai um elétron para si, 

no instante da formação de uma ligação química com outro átomo.. 

Seja a reação: 

A o + • B ----- 

No composto AB podemos imaginar duas hipóteses: 

- "A" e B atraem igualmente os elétrons; então, o par eletrônico ficará a meia 

distância entre A e B e diremos que A e B tem a mesma eletronegatividade. 

Aqui a ligação é covalente pura. 

- "A" atrai os elétrons mais que B; então o par eletrônico fi cará "mais perto" 

de A |A ° B| e diremos que A é mais eletronegativo que B (ou B mais eletropositivo que 

A). Neste caso, a ligação será covalente polarizada, podendo ir até o caso extremo de 

ligação iônica, quando um dos átomos ficar "dono" exclusivo dos elétrons. 

Esta é a noção elementar de eletronegatividade. 

Para uma noção mais detalhada de eletronegatividade é preciso acrescentar 

as grandezas denominadas potencial de ionização (Pj_) e afinidade eletrônica (Af). 

Vimos no item anterior o que é potencial de ionização e que a unidade mais 

utilizada é o eV (eletronvolt). 

Vamos definir a afinidade eletrônica: 

353


354 


Seja o átomo de flúor isolado no estado gasoso; ele aceita um elétron e a 

energia libertada nessa associação é chamada "Afinidade eletrônica". 

Logo: 

____________________________________________________________________________ 

Afinidade eletrônica e a energia libertada quando adicionamos 1 

elétron ao átomo isolado, no estado gasoso. 

_____________________________________________________________________ 

Muitas vezes, para adicionarmos um elétron ao átomo ocorre uma absorção 

de energia; neste caso, teremos valores de Af negativos. 

EXEMPLOS: 

Então, nos casos do oxigênio e enxofre, a adição de elétrons é acompanhada 

de absorção de energia. 

do F‾. 

Evidentemente, a afinidade eletrônica do F°é igual ao potencial


Agora que já sabemos o que é potencial de ionização (Pi) e afinidade eletrônica 

(Af) poderemos definir a eletronegatividade segundo o critério de Millikan: 

Sejam os átomos A e B de diferentes elementos. Vamos supor que eles 

tivessem a mesma eletronegatividade e teríamos o par eletrônico da ligação A - B 

perfeitamente em equilíbrio central A : B. Agora vamos separar estes átomos e vamos 

supor que o par eletrônico da ligação fique somente em A ou somente em B. 

Duas coisas podem acontecer: 

ou formam ions A + e B ‾ ou,então,íons A - e B + , se os elétrons inicialmente não 

pendem para nenhum deles, podemos dizer que temos inicialmente A° e B°. 

Você percebe que: 

O sinal menos antes de Af é porque se trata de energia necessária e não 

libertada como é na definição de Af. 

355


356 


A energia total (∆E) utilizada na dissociação da molécula A-B será: 

1º. modo: ∆E = Pi(B) + [-Af(A)] 

2º. modo: ∆E = Pi(A) + [-Af(B)] 

No entanto, essas energias devem ser iguais desde que eles possuam a 

mesma eletronegatividade. 

Então: 

Pi (B) - Af(A) = Pi-(A) - Af(B) 

[Pi(B) + Af(B)]=[Pi(A) + Af(A)] 

Por definição chamamos de: 

X B e XA serão eletronegatividades de B e A. 

O quociente 5,6 foi utilizado por Millikan para que os valores de X 

coincidissem com os valores de eletronegatividade na escala de Pauling (a ser dada 

depois).


Então: 

se XA = XB A e B tem mesma eletronegatividade 

se XB > XA B é mais eletronegativo que A 

se XB < XA B é mais eletropositivo que A 

EXERCÍCIO 

421- Sabendo-se que o potencial de ionização do cloro é 13,0 eV e a afinidade 

eletrônica e 4,0 eV, determine a eletronegatividade do cloro . 

Assim foram determinadas as eletronegatividades de diversos elementos. 

Porém, o processo foi muito limitado porque a afinidade eletrônica é conhecida apenas 

para alguns elementos. O cálculo de Af é bastante complicado na prática e não será 

discutido aqui. 

Outro processo foi proposto por Pauling baseado em energia de ligação. 

Que é energia de ligação? 

Seja a molécula H2; vamos dissociá-la em 2 átomos H. Para isso, precisamos 

de uma energia para romper a ligação H-H que é denominada energia de ligação E H-H. 

No caso, EH-H = 104 Kcal/mol quer dizer: "é necessário 104 kilocalorias 

para romper 6 x IO 23 ligações H-H", 

A energia de ligação do Cl2 é Eci-ci = 58 Kcal/mol. 

Nas moléculas H-H e Cl-Cl o par eletrônico está realmente em equilíbrio 

central (covalência pura) em cada uma delas. 

357


358 


Vamos supor que o H e o Cl tivessem a mesma eletronegatividade. Isto 

significa que para formar a molécula de HCl bastaria associar H O e Cl 0 e não haveria 

variação de energia nessa associação. 

Então, para romper a ligação H-Cl seria necessário: 

Na prática constata-se que a energia de ligação do H-Cl é 103 Kcal/mol. 

Pauling admitiu que essa diferença fosse causada pela redistribuição de 

elétrons quando o H ligasse ao Cl. 

Sugeriu que haveria um ∆H-CI de energia, ou seja, uma energia extra devida 

à diferença de eletronegatividade entre o H e Cl que causou a nova redistribuição de 

elétrons. 

Então, a fórmula real para calcular a energia de ligação real do H-Cl seria: 

ou genericamente: 

Chamando de XA e XB as eletronegatividades de A e B,respectivamente, 

Pauling sugeriu que: 

O número 23 foi tomado arbitrariamente para que resultasse valores de X e 

X mais expressivos (menos complicados) 

Assim encontramos as eletronegatividades: 

F = 4,0, 0 = 3,5, Cl = 3,0, B = 2,8, H = 2,1, etc. 

Eis a tabela de eletronegatividade:

que: 


EXERCÍCIO 

(422) - Utilizando a tabela, calcular a energia de ligação do H-F sabendo-se 

EF-F = 37 Kcal/mol 

EH-H = 104 Kcal/mol 

Estudando a variação das eletronegatividades na tabela temos: 

Num grupo: aumenta de baixo para cima. 

Num período: aumenta da esquerda para a direita. 

O flúor é o elemento de maior eletronegatividade. A propriedade oposta é 

chamada eletropositividade e sua variação é exatamente inversa. 

De modo geral pode-se dizer que um elemento é MAIS ELETRONEGATIVO : 

a) Quanto mais elétrons periféricos tiver (mais próximo de 8) 

b) Quanto menor for o tamanho do átomo 

Examinando a tabela periódica, podemos classificar os elementos em 

METAIS, NÃO METAIS e SEMI-METAIS conforme as suas eletronegatividades. 

Os semi-metais são B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po com eletronegatividade 

aproximadamente ,2,0. 

Os elementos situados à direita dos semi-metais possuem eletronegatividade 

acima de 2,0 e são denominados NÃO METAIS. 

Aqueles situados à esquerda dos semi-metais possuem eletronegatividade 

menor que 2,0 e são denominados METAIS. 

Quando um metal combina-se com um não metal temos uma ligação iônica. 

De modo geral, esse tipo de ligação aparece quando a diferença entre as 

eletronegatividades dos elementos é ∆>1,7. 

359


Por exemplo 

o NaCl apresenta ∆ = 3,0 - 0,9 ,= 2,1 

360 

classificação periódica dos elementos - 5 

Entre não metais a ligação é do tipo covalente e de modo geral A < 1,7. 

Como exemplo temos: H-Cl; SC12 ; etc. 

HC1- ∆ = 3,0 - 2,1 = 0,9 

SC12 ∆ = 3,0 - 2,5 = 0,5 

Na verdade, não há uma distinção nítida entre uma ligação iônica e uma 

ligação covalente. Os compostos apresentam caráter iônico ou covalente mais 

acentuados. 

O NaCl tem caráter iônico muito mais acentuado que o caráter covalente. 

Assim, quanto maior a diferença ∆ de eletronegatividade mais se acentua o caráter 

iônico. 

Portanto, a ligação covalente pura é somente quando temos ∆ =0, ou seja, 

como em H2 , Cl2 , Br2 , etc. 

Para ligações com átomos diferentes podemos até dizer se um com ponto tem 

caráter mais iônico que o outro. 

Por exemplo: 

o KC.l tem caráter mais iônico que o MgCl2 porque: 

KC1 ∆ =3,0 - 0,8 =2,2 

MgCl2 ∆ = 3,0 - 1,2 = 1,8 

Examinando as ligações iônica, covalente e metálica podemos esquematizar 

um triângulo onde se indica também o caráter intermediário das ligações para HF, 

Ag2F e Cu3Sn


De modo geral: 

a) Ligação iônica - entre metal e não metal 

b) Ligação covalente - entre não metais (podendo incluir os semi - 

metais) 

c) Ligação metálica - entre metais 

═══════════════ 

G PROPRIEDADES 

361 

QUÍMICAS 

Os elementos da mesma coluna apresentam propriedades químicas 

semelhantes de acordo com a construção da Tabela Periódica". 

___________________________________________ 

1) NATUREZA DAS LIGAÇÕES 

____________________________________________ 

Poderemos observar na Tabela os metais, semi-metais e os não metais em 

áreas bem nítidas.


temos: 

Observação: 

O hidrogênio deve ser colocado no grupo dos não metais. 

362 


a) Quando encontramos esses elementos sob forma de substâncias simples 

metais ------ átomos unidos por ligação metálica 

não metais ------ átomos unidos por ligação covalente constituindo 

moléculas 

b) Quando um metal combina-se com não metal forma-se geralmente um 

composto de ligação iônica (diferença de eletronegatividade maior que 1,7). 

Exemplos: 

NaCl, KF, CaCl2 , etc. 

Para os elementos do subgrupo A,temos a seguinte proporção de combinações 

nos compostos iônicos. 

Exemplos: 

I) Fluoreto de cálcio 

II) Sulfeto de estanho 

III) Oxido de alumínio 

Observação: 

Às vezes, um metal pode combinar-se com um não-metal dando compostos 

covalentes, mas são raríssimas exceções. 

Exemplos: 

BeH2 , Al2Cl6 , etc. cujas estruturas se explicam pela hibridização de orbitais. 

c) Quando dois não-metais se combinam ou,ainda, ocorre ligação entre não- 

metal e semi-metal a ligação será sempre covalente. 

Exemplos: 

C1F, F20 , HF, N205 , AsH3 , etc. 

Nestes casos as proporções dependem dos tipos de ligação. 

══════════════


_____________________ 

2) HIDRETOS 

_____________________ 

São compostos do tipo EHX onde x corresponde em valor absoluto à valência 

de E. De modo geral, são hidretos iônicos os metálicos e são hidretos moleculares 

aqueles de não-metais e semi-metais. 

Exemplos: 

Hidreto de sódio Na + H Hidreto de arsênio AsH3 

Hidreto de cálcio Ca ++ H2‾ Hidreto de enxofre H2 S 

Observações: 

a) É de costume escrever o H em primeiro lugar para os hidretos de 

halogênios e chalcogênios. Para os demais hidretos o H é escrito depois. Exemplos: 

H2Se,HF, CH4,, NH3 , etc. 

b) Alguns hidretos fogem a regra geral de serem moleculares ou iônicos mas 

são casos de mínima importância. 

BeH2 - hidreto molecular 

B2H6 - hidreto molecular ao invés de (BH3) 

_______________ 

3) ÓXIDOS 

________________ 

══════════════ 

São compostos do tipo E2 Ox, podendo simplificar-se por EOy (y=x/2) . 

x é a valência de E. 

Os óxidos podem ser classificados em moleculares e iônicos. 

363


364 


O valor de x ,para os óxidos máximos do subgrupo A, é o número do grupo. 

Assim: 

Na ------------ grupo I 

Ca ------------ grupo II 

Al ------------ grupo III 

C ------------ grupo IV 

N ------------ grupo V 

S ------------ grupo VI 

Cl ------------ grupo VII formam os seguintes óxidos máximos 

Na2O ------------ iônico 

CaO ------------ iônico 

A12O3 ------------ iônico 

C02 ------------ molecular 

N2O5 ------------ molecular 

S03 ------------ molecular 

C1207------------ molecular 

═════════════


EXERCÍCIOS E TESTES 

(423) A tabela apresenta números de períodos e grupos, respectivamente: 

a) 9 e 8 d) depende da fileira 

b) 7 e 18 e) nenhuma das respostas 

c) 7 e 9 

(424) Elementos do mesmo período apresentam mesmo número de: 

a) elétrons d) massas iguais 

b) camadas eletrônicas e) nenhuma das anteriores 

c) elétrons na última camada 

(425) Elementos do mesmo subgrupo A apresentam mesmo número de: 

a) elétrons d) elétrons na última camada 

b) cargas e) nenhuma das respostas anteriores 

c) massas 

As questões 426 a 435 referem-se ã seguinte tabela esquemática. As letras 

foram escolhidas arbitrariamente para representar os elementos químicos: 

(426) Dentre os elementos presentes, pode-se afirmar que apresentam 2 

elétrons na camada mais externa somente pela posição na tabela: 

a) A, B e K c) B, C, D, H e) B, L, M, N 

b) B, C, D, E d) J, A, K 

365

é: 


(427) Estão em ordem crescente de volumes atômicos: 

a) B, C, D d) X, V, J 

b) B, E, X, F e) D, E, X 

c) X, F, Q 

366 


(428) Estão em ordem decrescente de eletronegatividade: 

a) A, B, C, D, J d) G, E, D, C, B, K 

b) H, X, F, G e) nenhuma das respostas 

c) J, P, X 

(429) Dentre os elementos presentes o mais denso é: 

a) D d) X 

b) K e) J 

c) M 

(430) Dentre os elementos presentes aquele de maior potencial de ionização 

a) K d) J 

b) H e) M 

c) D 

(431) Combinando o elemento C e H forma-se um composto de ligação: 

a) eletrovalente d) Van der Waals 

b) covalente e) não forma tal composto 

c) metálica 

(432) Um hidreto do elemento B tem fórmula e ligação, respectivamente: 

a) HB e covalente d) BH2 e covalente 

b) BH2 e eletrovalente e) nenhuma das respostas anteriores 

c) BH6 e eletrovalente 

(433) Um hidreto do elemento G reage com a seguinte substância: 

a) KOH d) H20 

b) CaCO3 e) todas as anteriores 

c) Na2O 

(434) Os óxidos máximos dos elementos B e G são, respectivamente: 

a) BO e G2O c) B2O e G2O 7 e) BO e G2O7 

b) BO e GO2 d) BO2 e GO 2


(435) São elementos radiativos naturais: 

a) L e C d) M, K e X 

b) L e M e) nenhuma das anteriores 

c) D e J 

"A seguir apresentamos algumas questões propostas em vestibulares. 

Nos exames do CESCEM, sempre, uma tabela periódica completa acompanhou 

o caderno de questões". 

(436) Elementos de transição são aqueles em que os elétrons de 

diferenciação se colocam: 

a) somente em orbitais s d) em orbitais s, p ou d 

b) somente em orbitais p e) somente em orbitais d 

c) em orbitais s ou p 

(437) Os potenciais de ionização dos elementos alcalinos: 

a) decrescem regularmente com número atômico crescente 

b) crescem regularmente com número atômico crescente 

c) são todos iguais 

d) crescem até o potássio e decrescem, em seguida, até o césio 

e) decrescem até o potássio e crescem, em seguida, até o césio 

367 

(CESCEM-67) 

(CESCEM-67) 

(438) As eletronegatividades do oxigênio e do bário (escala de Pauling) 

são,respectivamente 3,5 e 0,9. O óxido de bário deverá ser provavelmente um: 

a) sólido de alto ponto de fusão d) líquido colorido 

b) sólido de baixo ponto de fusão e) gás 

c) líquido incolor 

(CESCEM-67) 

(439) 0 raio atômico do césio é menor do que o do sódio PORQUE o césio e o 

sódio estão situados na mesma família da tabela periódica. 

(CESCEM-67) 

As questões 440 a 442 são baseadas na seguinte informação a respeito de 

quatro íons isolados:


368 


ÍON No. ATÔMICO MASSA ATÔMICA 

F ‾ 9 19,0 unidades de massa atômica 

Na + 11 23,0 unidades de massa atômica 

Mg ++ 12 24,2 unidades de massa atômica 

Al 3+ 13 27,0 unidades de massa atômica 

(440) Qual das afirmações seguintes é verdadeira para os quatro íons? 

a) O número de nêutrons por núcleo é o mesmo nos quatro casos. 

b) A massa atômica é a mesma nos quatro casos. 

c) São todos membros do mesmo período do sistema periódico. 

d) São todos membros da mesma família do sistema periódico. 

e) São todos isoeletrônicos. 

(441) Qual dos íons terá o maior raio? 

a) Al3 + 

b) Mg + 

c) Na + e) Todos os quatro íons tem o mesmo raio. 

d) F ‾ 

idéia de que: 

(442) A sua resposta correta para a questão anterior (441) foi baseada na 

a) O íon com a maior carga nuclear terá o raio maior 

b) O raio iônico aumenta à medida que o número atômico aumenta. 

c) Somente no caso do F‾ o número de elétrons excede a carga 

nuclear. 

d) Como todos os quatro íons são isoeletrônicos, devem ter o mesmo raio. 

e) 0 íon que possui o maior número de orbitais é o maior. 

(CESCEM-67) 

As questões 443 a 447 referem-se às seguintes configurações eletrônicas das 

camadas mais externas de cinco elementos diferentes:


(443) Qual ou quais dos elementos abaixo, se for o caso, poderia ou poderiam 

ser certamente gasosos à temperatura ambiente. 

a) A e C d) C e E 

b) A e D e) nenhum deles 

c) C 

de eletricidade: 

(444) Qual dos elementos abaixo, na forma sólida, seria o melhor condutor 

a) A d) D 

b) B e) E 

c) C 

(445) Qual ou quais dos elementos abaixo, se for o caso, deveria ou deveriam 

reagir com o elemento D para formar provavelmente um composto salino: 

a) A d) B e C 

b) A e E e) nenhum deles 

c) A e B 

(446) Qual elemento teria o maior ponto de ebulição? 

a) A d) D 

b) B e) E 

c) C 

(447) Qual ou quais dos elementos abaixo, se for o caso, poderia ou poderiam 

formar um fluoreto de formula XF, no qual X representa um dos seguintes 

elementos? 

a) A d) B e E 

b) B e D e) nenhum deles 

c) B e C 

369 

(CESCEM-67) 

(448) Os pontos de fusão e de ebulição dos halogênios aumentam 

regularmente com o número atômico crescente PORQUE as moléculas dos halogênios 

são diatômicas. 

(449) 0 elemento germânio foi descoberto: 

a) Antes do elemento silício d) Por Gay-Lussac 

b) Depois do elemento silício e) Por Mendelejeff 

c) Simultaneamente com o elemento silício (CESCEM-69) 

(CESCEM-68)


fusão? 

370 


(450) Qual dos elementos abaixo provavelmente possui o menor ponto de 

a) Na d) Sr 

b) K e) Rb 

c) Cs 

(451) Na classificação periódica atual, os elementos químicos são colocados 

em ordem crescente de: 

a) Pesos atômicos d) Volumes atômicos 

b) Massas atômicas 

c) Números atômicos 

FM Santa Casa-66 

(452) A fórmula do hidreto de um elemento E pertencente ao 2º. grupo da 

tabela periódica é: 

a) EH d) EH6 

b) E2H 

c) EH2 

(453) 0 halogênio de ponto de fusão mais elevado e: 

a) O flúor d) O iôdo 

b) O cloro 

c) O bromo 



(454) Num mesmo grupo da tabela periódica, o caráter eletronegativo cresce: 

a) De cima para baixo d) Das extremidades para o centro 

b) De baixo para cima 

c) Do centro para as extremidades 


(455) Num mesmo período da tabela periódica, o caráter eletronegativo cresce: 

a) Da direita para a esquerda c) Do centro para as extremidades 

b) Da esquerda para a direita d) Das extremidades para o centro 

FM Santa Casa-66


átomos? 

(456) Qual dos seguintes fatores não está ligado à eletronegatividade dos 

a) No. de neutrons no núcleo 

b) No. de elétrons na cerne da eletrosfera 

c) No. de elétrons no último nível energético 

d) No. de prótons no núcleo 

e) Distância entre os elétrons do último nível energético e o núcleo 

371 


(457) Átomos que ocupam a penúltima posição de seu período na tabela 

periódica (da esquerda para a direita) terão tendência para: 

a) Dar ou receber um elétron da acordo com as condições experimentais 

b) Doar 2 elétrons tornando-se cátion bivalente 

c) Doar 1 elétron tornando-se cátion monovalente 

d) Receber 1 elétron tornando-se anion monovalente 

e) Receber 2 elétrons tornando-se anion bivalente 


(458) Átomos que perdem um elétron para atingir, em seu último nível 

energético, a estrutura de gás nobre, se transformam em...... e se localizam no grupo 

......na tabela periódica dos elementos. 

a) Cátions; II-A d) Prótons; I-A 

b) Ânions; I-B e) cátions; II-B 

c) Cátions; I-A 


(459) Cobre, prata e ouro ocupam, respectivamente, posições nos períodos 4, 

5 e 6 e pertencem ao grupo B da Tabela Periódica dos Elementos. 0 cobre tem no. 

atômico igual a 29. Quantos níveis energéticos e quantos elétrons no último nível seus 

ato nos possuem, respectivamente? 

a) 4, 5 e 6: 1, 1 e 1 elétron no último nível energético 

b) 4, 4 e 4: 2, 3 e 4 elétrons no último nível energético 

c) 5, 5 e 5: 4, 5 e 6 elétrons no último nível energético 

d) 6, 6 e 6: 2, 2 e 2 elétrons no último nível energético 

e) 4, 5 e 6: 2, 2 e 3 elétrons no último nível energético 

FM Santa Casa-68


classificação periódica dos elementos – 5 

(460) O potássio (no. atômico 19, peso atômico 39) tem volume atômico mais 

de 7 vezes superior ao do níquel (no. atômico 28, peso atômico 59). Esse fato se deve 

a: 

a) Os elétrons no átomo de níquel se agrupam em orbitais interiores 

b) O número de orbitais no níquel e menor que no potássio 

c) O volume atômico depende da densidade 

d) A força nuclear dada pelos prótons é operativa o que diminui o tamanho 

do átomo de níquel 

e) Qualquer das respostas é verdadeira 

372 

MED-SANTA CASA-69 

(461) Qual dos átomos abaixo requer o menor fornecimento de energia para 

que perca um elétron? 

a) Cs d) F 

b) Ba e) Br 

c) Ne 

ITA-64 

(462) Qual dos compostos abaixo tem uma fórmula que não corresponde bem 

à posição dos elementos constituintes na classificação periódica? 

iônico. 

a) K2S d) AsH3 

b) CaBr2 e) SICI4 

c) Mg2P3 

ITA-64 

(463) Qual dos compostos abaixo é melhor exemplo de sólido 

a) CaCl2 d) SICI4 

b) BF3 e) SnCl4 

c) CCl4 

(464) Qual das partículas abaixo tem o maior diâmetro? 

a) F‾ d) Mg ++ 

b) Ne° e) Al +++ 

c) Na + 

ITA-64 

ITA-65


(465) A retirada de um segundo elétron de um átomo ionizado requer 

mais energia porque: 

a) O núcleo passa a atrair mais os elétrons restantes 

b) O núcleo do átomo ionizado passa a ter diâmetro menor 

c) Esse elétron esta sempre colocado em nível quântico mais interno 

d) O átomo ionizado passa a ter diâmetro maior 

e) Todas as respostas estão certas 

373 

(ITA-66) 

(466) Analisando a tabela da classificação periódica dos elementos, 

da esquerda para a direita e de cima para baixo, verificar-se-á que: 

a) O raio atômico cresce num mesmo período 

b) A eletronegatividade cresce num mesmo período 

c) O raio atômico decresce numa mesma família 

d) A eletronegatividade cresce numa mesma família 

e) O numero de oxidação permanece constante num mesmo período 

(ITA-66) 

(467) As letras a, b, c, d, e estão,respectivamente , relacionadas 

com os números: 

a) alcalinos (1) Na, K, Cs 

b) alcalino terrosos (2) F, Br, I 

c) halogênios (3) Mg, Ba, Ra 

d) terras raras (4) Fe, Co, Ni 

e) transição (5) Ce, Er, Tm 

Teremos: 

a) 1, 2, 3, 4, 5 d) 3, 1, 2, 4, 5 

b) 1, 3, 2, 5, 4 e) 3, 2, 4, 5, 1 

c) 1, 5, 2, 3, 4 (ITA-67) 

As cinco questões seguintes referem-se à classificação periódica dos elementos, 

esquematizada abaixo. Os símbolos dos elementos foram substituídos por letras 

ARBITRARIAMENTE escolhidas. A letra T representa o símbolo de um gás 

nobre.


374 


(ITA-67) 

(468) Um elemento cujo HIDRETO gasoso se dissolve em água para formar 

um ácido forte S representado pela letra: 

a) X d) L 

b) R e) G 

c) J 

(469) Que elemento ou grupo de elementos tem o esquema abaixo 

(470) 

para representar a disposição de seus elétrons de VALÊNCIA? 

a) só L d) W, R e Z 

b) M e Y e) G, J, L e R 

c) J e Q 

(470) Quantos elementos ficam situados na fila HORIZONTAL em branco 

entre os elementos Y e U? 

a) 3 d) 14 

b) 6 e) 18 

c) 10 

(471) Baseado na posição dos elementos mencionados na tabela periódica 

acima, diga qual das fórmulas seguintes deve ser FALSA: 

a) X2L 

b) YW2 

c) M2J3 

d) QV3 

e) GR4


(472) Dos elementos assinalados, aquele que irá requerer MENOR energia 

para se transformar em cátion monovalente, quando na forma de gás, é o: 

a) X d) W 

b) V e) T 

375 

C) U 

(ITA-67) 

(473) A classificação periódica dos elementos é fundamentada na variação 

periódica das propriedades desses elementos em função dos valores crescentes: 

a) Do átomo-grama d) Do número de nêutrons 

b) Da massa atômica e) Do número de prótons 

c) Do número atômico f) Do número de massa 

(EPUSP-65) 

(474) Qual das seguintes substâncias possui ponto de fusão mais elevado? 

a) Sn c) W 

b) Fe d) Pb 

(475) São propriedades periódicas: 

a) Volume atômico e fusibilidade 

b) Volatibilidade e calor específico 

c) Massa atômica e densidade 

(476) 0 lantânio pode ser classificado como: 

a) Um elemento de transição interna 

b) Um elemento de não transição 

c) Um elemento de transição 

d) Nenhuma das respostas anteriores 

(EPUSP-66) 

(FEI-67) 

(FEI-67) 

(477) Na primitiva classificação de Mendelejew os elementos químicos foram 

colocados em ordem crescente de: 

a) Volumes atômicos c) Massas atômicas 

b) Números atômicos d) Valência 

(FEI-68)


(478) O halogênio de ponto de fusão mais alto é: 

a) Bromo 

b) Cloro 

c) Iodo 

376 


(FEI-68) 

(479) Num mesmo período da tabela periódica, o caráter eletropositivo cresce: 

a) Da direita para a esquerda 

b) Da esquerda para a direita 

c) Do centro para as extremidades 

(FEI-68) 

(480) Os íons F‾ , Na + , Mg ++ e Al +++ possuem todos o mesmo número de 

elétrons. Qual é o maior? 

a 6: 

Números atômicos: F = 9; Na = 11; Mg = 12; Al = 13 

(481) Através da lei de Moseley torna-se possível identificar: 

(MACKENZIE-66) 

a) O número atômico de um elemento a partir do seu espectro de raios-X 

b) As variedades alotrópicas de um elemento 

c) Os vários isótopos de um elemento 

(ALVARES PENTEADO-68) 

(482) Estão situados no centro do quadro periódico e tem densidade superior 

a) Os não metais d) Os halogênios 

b) Os metais leves e) Os semi-metais 

c) Os metais pesados 

(483) Os elementos Ca, Ba, Sr, Ra, Be e Mg são: 

a) Alcalinos d) Semi-metais 

b) Alcalinos-terrosos e) Nenhuma das alternativas 

c) Sólidos 

(MOGI-68) 

(MOGI-68)


As quatro questões seguintes estão relacionadas com as configurações 

eletrônicas dos átomos dos elementos a, b, c, d e e, pertencentes ao mesmo período da 

tabela periódica: 

a) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 1 d) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 5 

b) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3S 2 , 3p 1 e) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 

c) ls 2 , 2s 2 , , 2p 6 , 3s 2 , 3P 4 

(484) Baseados nas quais deve-se esperar: 

a) 0 raio atômico e o primeiro potencial de ionização crescem de a a e 

b) Nada se pode afirmar 

c) Ambos decrescem de a a e 

d) O raio atômico decresce e o 1º. potencial de ionização cresce de a a e 

e) 0 raio atômico cresce e o 1º. potencial de ionização decresce de a a e 

(485) a) O elemento a é metal, d halogênio e e gas nobre 

b) O elemento a é não metal, b metal e c halogênio 

c) O elemento a é metal, c não metal e d gás nobre 

d) O elemento b é metal, c halogênio e d gás nobre 

e) O elemento c é não metal, d e e halogênios 

(486) 0 elemento que apresenta o segundo potencial de ionização maior é: 

a) a d) d 

b) b e) e 

c) c 

(487) 0 elemento mais eletropositivo é: 

a) a d) d 

b) b e) e 

c) c 

377 

(MOGI-69) 

(488) Se um elemento pertencer ao 49 período da classificação periódica, que 

tipo de orbitais pode este apresentar: 

a)s, p, d, f c)s, p, d e) s, d, f 

b) s, p d) s, p, f 

(EE S.CARLOS-68)


378 


(489) Dos compostos abaixo, qual apresenta fórmula que não corresponde 

bem a posição dos elementos constituintes na classificação periódica: 

a) Cl2O7 d) KC13 

b) CCl4 e) PCI5 

c) Na2S 

(490) São propriedades aperiódicas e periódicas, respectivamente: 

a) O estado de agregação e calor específico 

b) A massa atômica e a massa específica 

c) O volume atômico e o ponto de fusão 

(EE S.CARLOS-68) 

(E-E-MAUÁ-66) 

(491) Qual das seguintes propriedades é mais característica do grupo VII 

A(halogênios) da Tabela Periódica? 

série 

muito internos 

a) Tendência de perder elétrons 

b) Configuração eletrônica mais externa do tipo ns 2 np 5 

c) Baixo potencial de ionização 

d) Afinidade eletrônica nula 

(FILOSOFIA USP - 67) 

(492) Os lantanídeos tem propriedades químicas muito semelhantes por que: 

a) O número atômico não varia muito do primeiro ao último elemento da 

b) As diferenças entre suas configurações eletrônicas ocorrem em orbitais 

c) Possuem massas atômicas próximas 

d) Todos possuem o orbital 4s preenchido 

e) Todos possuem peso atômico elevado 

As cinco questões seguintes são do tipo associação: 

a) Elemento de maior eletronegatividade 

b) Configuração eletrônica ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3S 2 , 3p 5 

(UFMG-67) 

c) Elemento cujos átomos possuem elétrons num nível de numero quântico 

maior envolvendo um nível parcialmente preenchido, de número quântico menor


d) Elemento que se distingue do de número atômico imediatamente inferior 

por um elétron no nível 4f 

e) Elemento de maior tamanho atômico 

(493) Halogênio 

(494) Frâncio 

(495) Flúor 

(496) Lantanídeo 

(497) Elemento de transição 

379 

(MED GB-68) 

(498) A eletronegatividade dos elementos exprimem em última análise : 

a) Seu número de valência 

b) O diâmetro do seu átomo 

c) A avidez por elétrons 

d) A diferença entre o número de prótons e elétrons 

e) Nenhuma das anteriores 

(499) 0 enxôfre é circundado na Tabela Periódica pelo O, Se, Pe Cl. 

Então: 

a) P, S e Cl pertencem a um mesmo período 

b) S, O e Cl pertencem a um mesmo grupo 

c) S, Se e O formam uma tríada 

═════════════════ 

(LINS-67) 

(MAUÁ-65)


ATOMÍSTICA 

380 

capítulo 6


A CONCEITOS DE 

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 

A palavra oxidação nasceu do fenômeno químico "combinar-se com o oxigênio". 

Até hoje costuma-se dizer: "este parafuso oxidou-se" o que significa que o metal 

combinou-se com o oxigênio. 

Seja o átomo de cálcio combinando-se com o átomo de oxigênio. 

Ca + [O] --- Cao 

Como houve uma combinação com o oxigênio, diria-se: o cálcio oxidou-se. 

Com a descoberta da estrutura eletrônica, verificou-se que, quando um 

elemento combina-se com o oxigênio, aquele acaba perdendo elétrons para o oxigênio. 

De fato, na reação mencionada temos: 

381


adquirir: 

Como o leitor pode perceber, o cálcio perdeu 2 elétrons para o oxigênio. 

Dizemos que o cálcio oxidou-se e o oxigênio reduziu-se. 

Generalizando pode-se dizer: 

OXIDAR-SE é perder elétrons 

REDUZIR-SE e ganhar elétrons 

Vamos agora equacionar o fenômeno e reparem as cargas que os átomos irão 

Ca0 + [O] 0 ------ Ca ++O = 

Numa observação isolada para cada átomo temos: 

Reparem que, quando um átomo perde elétron,ele fica mais positivo. 

Chamemos, provisoriamente, a carga do átomo de NÚMERO DE OXIDAÇÃO (Nox.). 

Então, quando um átomo oxida-se ocorre aumento no seu número de oxidação. 

Analogamente para o oxigênio: 

Ocorrendo uma redução verifica-se diminuição do número de oxidação: 

Podemos dizer então que: 

O X I D A R - S E é perder e l é t r o n s ou aumentar o número de 

oxidação 

R E D U Z I R - S E é g a n h a r e l é t r o n s ou d i m i n u i r o número de 

oxidação 

382


Num esquema gráfico,podemos representar do seguinte modo: 

(redução) o Nox do outro está aumentando (oxidação) . 

EXERCÍCIOS 

383 

óxido-redução - 6 

Quando um átomo 

oxida-se, existe outro que se 

reduz porque, óxido-redução 

é uma reação de transferência 

de elétrons. 

É como um sistema 

de recipientes interligados 

contendo água, como mostra 

a figura. Se o nível de um 

está abaixando, o nível do 

outro está subindo. 

(500) Quando o Fe++ passa a Fe+++ ocorreu uma: 

a) oxidação 

b) redução 

Se o Nox de um 

átomo está diminuindo 

(501) Existem reações de Óxido-redução na ausência de oxigênio? 

a) sim 

b) não 

(502) Quando o flúor gasoso F2 transforma-se em íon estável ocorre: 

a) oxidação 

b) redução 

c) nem oxidação nem redução


384 

B OXIDANTES 

E REDUTORES 

O que se observou no item anterior é que uma reação de óxido-redução não é 

nada mais que uma transferência de elétrons. 

elétrons. 

Realmente, um átomo cede elétrons ao outro porque este quer receber esses 

Aquele,que quer receber os elétrons, é quem provoca a oxidação. Então, o 

receptor de elétrons é chamado OXIDANTE. 

Da mesma forma podemos falar em REDUTOR. 

O redutor deve provocar a redução de um átomo. 

O redutor deve perder elétrons para o outro átomo. 

Aquele que se oxida é o REDUTOR. 

Aquele que se reduz é o OXIDANTE. 

Isto ocorre porque a oxidação e a redução são simultâneas. 

0 fenômeno tem uma boa semelhança com o seguinte quadro humorístico:


385 

óxido-redução-6 

Seja um assalto: Aquele que perde a "gaita" é quem foi assaltado. O 

assaltante é quem "recheou-se" com a "bolada". Então: 

elemento. 

Agora torna-se necessária uma generalização: 

Oxidam-se ou reduzem-se (perdem ou ganham elétrons) átomos de um 

Entretanto, quando se fala em oxidantes e redutores refere-se não só aos 

átomos dos elementos que perdem ou ganham elétrons, mas sim às moléculas e íons 

das SUBSTÂNCIAS que possuem esses átomos. 

Por exemplo: 

No KMnO4 , o manganês é capaz de ganhar elétrons. Então, o Mn é quem 

sofre a redução. Porém, por extensão, dizemos que o oxidante é o permanganato de 

potássio. 

jogo é o "time". 

É como num jogo de futebol. É o "jogador" quem marca o gol e quem ganha o 

É o átomo que perde ou ganha elétrons. Mas, o redutor ou oxidante é o "time" 

de átomos presentes na reação. 

Seja a reação abaixo onde já mencionamos os números de oxidação: 

oxidou-se: Fe 

reduziu-se: H 

oxidante: H2SO4 (por causa do H) 

redutor: Fe

o: 


(503) Seja a reação: 

Qual átomo ou substância: 

a) oxidou-se 

b) reduziu-se 

c) oxidante 

d) redutor 

EXERCÍCIOS 

(504) Se a reação anterior fosse reversível, no sentido inverso, o oxidante seria 

a) Cl‾ 

b) NaCl 

c) Br2 

d) Na + 

══════════════ 

C NÚMERO DE 

OXIDAÇÃO (Nox) 

Suponhamos que um grupo de rapazes vão jogar "poker". Eles estão numa 

sala e cada um tem determinadas quantias no bolso. 

Por convenção, anotemos a quantia de cada um e atribuamos valor ZERO 

para todas, embora sejam quantias diferentes. 

Então, os indivíduos A, B, C, etc: 

A possui R$ 20,00 ... seu Nox = 0 

B possui R$ 8,00 ... seu Nox = 0 e assim sucessivamente. 

386


387 

oxido-redução-6 

Agora eles já jogaram e uns "perderam" (oxidação) e outros "ganharam" 

(redução) . Cada "real lucrado ou perdido será contabilizado como uma unidade de 

Nox. Só que iremos adotar a seguinte convenção para os sinais de Nox: se alguém 

"ganha" o Nox será" negativo (-) e quando "perde" o seu Nox será positivo; isto porque 

os "reais" estão sendo comparados com elétrons. Estamos usando uma convenção 

contrária da habitual para contabilizar reais. 

com R$ 18,00. 

Suponhamos que um indivíduo "A" entrasse no jogo com R$20,00 a saísse 

A entra com R$ 20,00------ Nox = zero 

sai com R$ 18,00 ------ Nox = (+2) 

Suponhamos que o indivíduo "B" entrasse no jogo com R$8,00 saísse com 

R$ 10,00. 

B entra com R$ 8,00 ------ Nox = zero 

sai com R$ 10,00 ----- Nox = (-2) 

O que se percebe é que Nox representa o verdadeiro lucro ou perda, com uma 

convenção de sinais contrária da usual. 

Para os átomos, Nox representa lucros ou perdas de elétrons. Quando um 

átomo perde elétrons, ele fica eletricamente mais positivo e, teremos Nox positivo; se o 

átomo ganha elétrons terá Nox negativo. 

importante: 

a zero. 

No exemplo do cálcio combinando-se com oxigênio: 

Cálcio tinha 20 elétrons ------ Nox = zero 

ficou com 18 elétrons ------ Nox = (+2) 

Oxigênio tinha 8 elétrons ------ Nox = zero 

ficou com 10 elétrons ------ Nox = (-2) 

O Nox representa lucros e perdas de elétrons e, surge uma propriedade muito 

A soma algébrica dos Nox de todos os átomos de uma molécula é igual 

ΣNox = 0 

Isto decorre porque nenhum elétron pode ser criado ou destruido. Tivemos a 

primeira idéia de Nox. Para termos um conceito mais amplo de Nox iremos defini-lo 

em duas espécies de compostos:


__________________ 

1º.) Nox de íons 

______________________ 

Como já vimos, Nox é 1ucro ou perda de elétrons e será, no caso de 

íons exatamente a carga do íon. 

Exemplos: 

(505) CaCl2 

(506) Al2(So4)3 

(507) PtS2 

═════════════ 

EXERCÍCIOS 

Ca ++ ---- Nox = +2 

Cl ---- Nox = -1 

Al ---- Nox = +3 

So ---- Nox = -2 

Pt ---- Nox = +4 

S ---- Nox = -2 

Lembre-se que Nox é carga de apenas um íon e não a soma das cargas. Por 

exemplo, no CrI3 o Nox do iodo é -1 e não -3. 

Determine o Nox dos elementos abaixo assinalados: 

══════════════ 

388


_________________________________ 

3b) Nox de átomos nas moléculas 

_______________________________________________ 

389 

óxido-reducão – 6 

Quando se ligam 2 átomos de diferentes 

eletronegatividades por covalência, a nuvem de 

elétrons fica deslocada para o lado do átomo mais 

eletronegativo. 

No exemplo ao lado, o flúor atrairá mais 

o par eletrônico da ligação e, teremos uma 

polarização negativa para o flúor. 

Neste caso, embora haja maior domínio 

do par eletrônico pelo flúor, o hidrogênio não 

cedeu totalmente seu elétron. 

O número de oxidação, será calculado 

em base puramente hipotética. 

Suponhamos que haja separação desses 

átomos. Então, o flúor ficará com o par eletrônico 

de ligação, tornando-se "F‾", enquanto teremos 

"H + " do outro lado. Isto realmente irá acontecer 

quando, "HF" tomar parte nessa reação, por 

exemplo, com a água. 

Entretanto, mesmo antes da separação 

desses átomos, diremos que o número de 

oxidação do flúor é "-1" e, o do hidrogênio é "+1", 

pois estas seriam as cargas a serem adquiridas. 

Normalmente, esses Nox são calculados 

na própria fórmula estrutural, evitando-se a 

complexa representação eletrônica. Cada traço representa um par eletrônico de 

ligação. 

Escrita a fórmula estrutural, risca-se um limite entre os átomos, ficando com 

o par eletrônico da ligação (traço) o átomo mais eletronegativo.


Na questão em foco, a separação do HF é feita com um limite de modo que o 

par de elétrons (traço) fique na região do flúor. 

Cada traço ganho por um átomo representa lucro de 1 elétron; cada traço 

ganho será uma unidade negativa de Nox. 

Ao contrário, cada traço perdido será um elétron a menos para o átomo e isto 

representará uma unidade positiva de Nox. 

elétrons. 

Nos outros casos, quem ficaria com o par eletrônico (traço)? 

Evidentemente o átomo mais eletronegativo dentre os que disputam os 

Lembremos da fila de eletronegatividade segundo Pauling: 

F O N, Cl Br S, I, C H 

4,0 3,5 3,0 2,8 2,5 2,1 

Vejamos alguns exemplos de cálculo de Nox. 

- Seja o Nox do carbono no clorofórmio (HCCI3). 

- Seja o Nox do cloro no Cl2. 

C1 ▬▬▬ C1 

Quando eles possuem mesma eletronegatividade, nenhum dos átomos sai 

1ucrando ou perdendo elétrons. Então o Nox será zero. 

Disso decorre imediatamente que: 

SUBSTÂNCIAS SIMPLES TÊM NÚMERO DE OXIDAÇÃO ZERO 

Seja o Nox do C ligado ao OH, no álcool abaixo: 

390


dativa. 

normais. 

EXERCÍCIOS 

391 

óxido-redução – 6 

(512) Determine os Nox dos átomos assinalados nos seguintes compostos: 

(513) Quando o número de oxidação do oxigênio não é -2? 

a) O ligado ao hidrogênio 

b) O ligado ao flúor 

c) O ligado ao cloro 

d) O na forma de íon O = 

Examinemos agora o número de oxidação de um átomo que possui ligação 

Seja a molécula de SO2, onde temos uma ligação dativa e duas covalentes 

Na separação dos átomos, o oxigênio ficará 

com os elétrons das ligações. 

Então, o enxofre perderá 4 elétrons e seu 

Nox será +4, enquanto cada oxigênio terá Nox igual 

a -2. 

Observe que uma ligação dativa tem um 

par de elétrons só de um átomo. Em outras 

palavras, a "seta" vale por 2 elétrons. No desenho ao 

lado, o enxofre perdeu 2 "traços" (2 elétrons) e 1 

"seta" (2 elétrons).


392 

Seja agora o monóxido de carbono que 

possui duas covalentes normais e uma dativa do 

oxigênio para o carbono. 

Na separação dos átomos o oxigênio ficará 

com os elétrons. Vê-se que o carbono perde 2 

elétrons por causa das ligações covalentes normais 

e nada perde por causa da dativa. 

Colocando agora num caso mais geral, 

para uma ligação dativa entre A e B,pode ou A ou 

B ficar com o par eletrônico da ligação dativa. 

De acordo com a representação ao lado, o 

par de elétrons é do átomo A. 

1º. caso: 

Se B for mais eletronegativo que A então B 

ficará com a"seta" e terá ganho 2 elétrons de A. 

2º. caso: 

elétrons. Neste caso, nenhum deles perde ou ganha elétrons. 

Se A for mais eletronegativo que B então A 

ficará com a"seta" e terá recuperado o par de 

Para visualizar de um modo mais prático, pense assim: 

O limite é a referência para sabermos se algum dos átomos está ganhando ou 

perdendo elétrons. Se a seta que era de A (2E de A) atravessou o limite, temos o 1º. 

caso e, realmente, A perdeu 2E, enquanto B ganhou 2E. Se a "seta" não atravessou o 

limite, não teremos nem ganho nem perda de elétrons. 

molécula. 

Agora já podemos dizer o que é número de oxidação de um átomo numa 

___________________________________________________________________________ 

Número de oxidação de um átomo ligado por covalências normais ou 

dativas é a carga que este átomo deveria adquirir se ocorresse a separação de 

todos os átomos a ele ligados, ficando com os elementos mais eletronegativos 

os pares eletrônicos da ligação. 

____________________________________________________________________________


EXERCÍCIOS 

(514) Calcular o Nox do enxofre no ácido sulfúrico. 

elétron. 

elétrons. 

393 

óxído-redução – 6 

- Na ligação O - S o enxofre perde 1 

- Na ligação S - O o enxofre perde 2 

O Nox do S será +6 (perda de 6 

elétrons). Reparem que isto não significa ter o 

S perdido realmente seis elétrons; significa 

apenas que os seis elétrons do enxofre estão mais no campo de influência do oxigênio 

que do próprio enxofre. 

Calcular os Nox dos elementos abaixo indicados: 

Nos exercícios procura-se calcular o Nox dos elementos por um processo mais 

rápido. Existem determinados elementos que possuem Nox característicos. Por 

exemplo, o oxigênio quando se liga a qual quer elemento (exceto F ou outro O) terá 

Nox_ = -2 pois, sendo mais eletronegativo que o outro, irá atrair os elétrons das 

ligações. 

Temos a seguir uma lista de elementos com Nox característicos.


▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

a) substância simples O2, O3, N2, Na 0 , etc zero 

b) Alcalinos e H +1 

c) Alcalinos terrosos +2 

d) Halogênios (colocados na ponta direita) -1 

e) Chalcogênios (colocados na ponta direita) -2 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

Se num composto existe apenas 1 elemento de Nox desconhecido e, os 

restantes são elementos do quadro acima, então, pode-se aplicar aquela propriedade 

importante: 

Exemplo: 

Σ Nox = ZERO 

(520) No KMnO4, vamos calcular o Nox do Mn. O K é alcalino e Nox = +1. O 

O é chalcogênio,que na ponta direita vale -2. 

regra. 

(521) Seja o K2Cr207. 

Antes de prosseguirmos com os exercícios, vamos falar em alguns detalhes da 

Por que o halogênio ou chalcogênio precisa estar na "ponta direita" para ter 

números de oxidação -1 e -2 Respectivamente? 

Exemplo: 

394


395 


É que, quando um halogênio está na "ponta direita", ele é o mais 

eletronegativo do agrupamento. No Na2PtCl6, o cloro é mais eletronegativo que o sódio 

e platina. Então, cada cloro ganha um elétron do átomo a ele ligado e terá Nox = -1. 

Se o cloro não aparecer na "ponta direita" é porgue existe algum átomo ainda 

mais eletronegativo. No NaC103 , o oxigênio é mais eletronegativo que o cloro e sódio, 

vê-se,então,que o oxigênio terá Nox = -2, pois cada átomo de oxigênio receberá 2 

elétrons. 

Confirmando: 

Os elementos F, Cl, Br e I terão Nox = -1 quando aparecerem 

na "ponta direita". 

Os elementos O, S, Se e Te terão Nox = -2 quando apareceram 

na "ponta direita". 

Uma particularidade muito importante é o Nox do hidrogênio. O número de 

oxidação do hidrogênio é +1 pois ele perde o elétron para o outro átomo que se liga. 

Somente nos hidretos de alcalinos e de alcalinos terrosos ele se transforma em íon H‾e 

tem Nox = -1. 

Exemplos: 

(522) NH3 NH4 + OH ‾ NA + H‾ 

+1 +1 +1 -1 

EXERCÍCIOS 

Uma vez observadas as particularidades, vamos aos cálculos de Nox de 

elementos, aplicando a propriedade: ΣNox = O. 

Poderemos calcular de um modo mais simples. 

(523) 

Sabemos que o lado direito é negativo, 

enquanto o esquerdo é positivo. Examinando apenas as extremidades, vemos que o 

número de cargas negativas é maior, resultando Nox positivo para o elemento central 

(no caso Mn) . 

Abandonemos um pouco os sinais e, efetuemos as seguintes operações :


iônicos. 

iônico. 

(524) Seja no K2Cr2O7. 

7x2 = 14 ... (menos 2) = 12 dividido por 2 . . . Nox=+6 

oxigênio k Cr2 Cr 

Calcule o Nox dos elementos assinalados por um círculo. 

(525) KNO3 (526) Na2SO4 (527) Na2S2O3 

О О О 

(528) CaSO3 (529) Ba2P2O7 (530) Na2B4O7 

О О О 

(531) Na2S4O6 (532) Fe 3O4 (533) Na3BO3 

О О О 

═══════════ 

Vamos agora calcular o número de oxidação de átomos em agrupamentos 

1º. método: 

Baseia-se no cálculo direto do Nox. 

Seja o CIO3 - e calculemos o Nox do cloro. 

Agora a Σ Nox = carga do agrupamento 

De fato, o CIO3‾ vem do HCIO3. 

O Cl tem Nox +5 e o oxigênio -2. 

No íon C103 temos +5 + 3 x (-2) = -1 que é a carga do agrupamento 

(534) 

(535) 

EXERCÍCIOS 

396


(536) 

2º. método: 

Calcula-se o Nox do ácido correspondente. 

Seja o CO3 = . Qual a diferença entre este íon e o H2CO3? 

397 


Reparem que o Nox do elemento central não se altera quando se retiram 

apenas os H ionizáveis do ácido pois não mudou os átomos vizinhos do carbono. 

Então, calculando-se o Nox no ácido, teremos o solução. 

Exemplos 

EXERCÍCIOS 

Notem ainda que o número de traços (que representam cargas negativas) é o 

número de H ionizáveis do ácido correspondente. 

Para ânions oxigenados bastam: 

a) multiplicar o número de átomos de oxigênio por 2. 

b) subtrair o número de traços (que seriam átomos de H) que representa a 

carga negativa do ânion. 

Assim dispensa-se escrever o ácido correspondente.


Nos exemplos anteriores: 

Se o ânion aparece com um cátion formando um sal, procede-se do 

mesmo modo. Antes devemos assinalar a carga do ânion. 

Exemplo: 

(543) Al2(SO4)3 

O 

EXERCÍCIOS 

Basta calcular S no SO4 = . 

2 x 4 = 8 menos . . . 2 ----- +6 

O carga 

Calcular os Nox assinalados: 

Se algum caso não se enquadra nestes particulares, então calcule o 

Nox pela definição. 

398


(549) Seja o C no HCN. 

(550) Seja N numa amina primária. 

(556) Quando o íon sódio passa a sódio metálico houve uma: 

a) oxidação do íon 

b) redução do íon 

c) oxi-redução do íon 

d) auto oxi-redução 

(557) Na reação 

Cl2 + H2S---------- 2 HCI + S 

a) o Cl oxidou-se 

b) o S reduziu-se 

c) o H reduziu-se 

d) o Cl reduziu-se 

(558) Na reação anterior, o redutor é: 

a) Cl2 c) H2S 

b) H d) HC1 

399 

óxido-redução - 6


(559) Não é reação de oxi-redução: 

a) CO + 1/2 O2 --- CO2 

b) NH3 + H20 --- NH4OH 

c) Fe + 2 HC1 --- FeCl2 + H2 

d) 2 KC1O3 --- 2 KC1 + 3 O2 

═════════ 

Agora já temos uma noção geral de número de oxidação conceituado para 

íons e para átomos nas moléculas. 

Para os_átomos que obedecem a regra do octeto, o máximo número de 

oxidação é +7 , pois, no máximo, um átomo perderia 7 elétrons. Por outro lado, o 

menor número de oxidaçao é -7, quando o átomo ganha 7 elétrons. 

Normalmente, quando um átomo tem número de oxidação elevado +7, +6, por 

exemplo, este átomo tende a recuperar seus elétrons e facilmente recebe elétrons. 

Dizemos que este átomo sofre fácil redução e, portanto, o composto que possui aquele 

átomo é um bom oxidante. 

oxidante. 

Exemplos: 

No KMnO4 o Mn tem número de oxidação +7. 

Logo o permanganato de potássio é um ótimo oxidante. 

No K2Cr207o Cr tem número de oxidação +6 e o composto é também um bom 

EXERCÍCIOS 

(560) Entre os compostos abaixo, assinale o melhor oxidante: 

a) HCl 

b) NaClO 

c) HClO4 

d) Mn02 

Na prática, um bom oxidante ou bom redutor é reconhecido através dos seus 

potenciais de óxido-redução, que serão estudados no livro 3. 

══════════ 

400


401 


D AJUSTAMENTO 

DE COEFICIENTES 

PELO MÉTODO DE 

ÓXIDO REDUÇÃO 

Avisamos aos alunos que, antes de estudar este item, é melhor recapitular o 

ajustamento de coeficientes pelo método das tentativas, apresentado no livro 

Química-Geral volume 1. 

O método de óxido-redução fundamenta-se em: 

NUMERO TOTAL DE NÚMERO TOTAL DE 

= 

ELÉTRONS CEDIDOS ELÉTRONS RECEBIDOS 

Primeiro, vamos apresentar a regra prática para o ajustamento de 

coeficientes. A seguir, discutiremos porque podemos efetuar esses cálculos. 

1º. exemplo: 

Seja a equação: 

K2Cr2O7 + HBr -------- KBr + CrBr3 + H20 + Br2 

1 a. operação: 

Descobrir todos os elementos que sofreram oxidação ou redução, isto é, 

mudaram de Nox. Olhando a equação consegue-se "desconfiar" de certos elementos, 

pois aqueles que variam o Nox quase sempre mudam de posição. 

fato: 

Por exemplo: 

Não precisamos "desconfiar" do K, pois ele sempre está do lado esquerdo. 

Mas deve-se reparar que o Cr passou da posição central para a esquerda. De


Outro elemento é o Br, pois aparece na forma de substância simples. 

Calculemos agora as variações de Nox desses elementos e que chamaremos 

de A. Teremos 2 ramais: oxi e red. 

A seguir desenham-se 2 quadros onde devemos colocar uma substância do 

ramal oxi e uma substância do ramal red. 

- para o red K2Cr2O7 ou CrBr3 

- para o oxi HBr ou Br2 

Mas, nem sempre a substância pode ser colocada no quadro. Deve-se fazer a 

seguinte pergunta: 

SERVIRÁ.. 

a) Para o ramal red: 

O elemento deste ramal é o Cr. Pergunte: tem algum cromo fora do ramal? 

- NÃO - então, tanto o K2Cr207 como o CrBr3 podem ser colocados no quadro. 

b) Para o ramal oxi: 

Os candidatos para o ramal oxi são: HBr com Br = (-1) e Br2 com Br = (0) . 

Tem algum Br fora do ramal oxi? - SIM - então apenas um dos candidatos 

Qual é o Nox do Br fora do ramal oxi? É (-1) , pois o são em KBr e em CrBr3. 

Então, o candidato que tem Br=(-1) NÃO PODE ser colocado no quadro. 

402


Conclusão: 

Apenas o Br2 pode ir no quadro. 

Os quadros, após receberem as substâncias, ficam assim: 

403 

óxido redução-6 

Uma vez colocadas as substâncias nos quadros, deve-se multiplicar o ∆ pela 

atomicidade do elemento que está no quadro. 

A seguir, dá-se uma INVERSÃO dos resultados obtidos e simplifica-se 

quando possível. Teremos os coeficientes das substâncias colocadas nos quadros. 

Agora, colocam-se os coeficientes na equação e ajustam-se outros 

coeficientes pelo método das tentativas. 

2º. exemplo: Seja a equação:


Para colocar nos quadros: 

a) Do ramal oxi: Cu ou Cu(NO3)2 

b) Do ramal red: somente o NO. Não podemos colocar HNO3, porque N com 

Nox = +5 repete fora do ramal (exatamente no Cu(NO3)2). 

A seguir, ajustando-se pelo método das tentativas: 

8 HNO3 + 3 Cu--- 3 Cu(N03)2 2 NO + 4 H20 

As regras para o ajustamento de coeficientes pelo método oxi-redução são: 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

a) Descobrir todas as mudanças de números de oxidação. 

b) Traçar os ramais oxi e red e calcular as variações ∆. 

c) Escolher uma substância do ramal oxi e uma substância do ramal 

red para colocá-las nos quadros. É necessário que os Nox dos elementos 

colocados nos quadros não repitam em nenhum lugar na equação. São Nox 

exclusivos para cada elemento. 

d) Multiplicar o ∆ de cada elemento pela respectiva atomicidade que se 

encontra dentro do quadro. 

e) Dar a inversão dos resultados para se determinar os coeficientes. 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

3º. exemplo: 

Agora iremos ajustar os coeficientes de uma equação e logo em seguida 

justificaremos o método. 

404


red nos ramais. 

perdidos. 

Para KMnO4 - serve 

os MnCI2 - serve 

405 


quadros HCl - não serve porque Cl com (-1) repete fora do ramal oxi. 

C12 - serve 

JUSTIFICAÇÃO DA REGRA PRÁTICA 

Vamos colocar incógnitas nas substâncias da equação e traduzir o que é oxi e 

Vamos calcular, em função dessas incógnitas, o total de elétrons recebidos e 

a) elétrons recebidos 

Pode ser calculado no x KMnO4, ou b MnCl2. 

No x KMNO4: 

Cada Mn perdeu 5(E); são x átomos ---—> 5 x elétrons 

No b MnCI2; 

Cada Mn perdeu 5(E); são b átomos---—> 5 b elétrons 

b) elétrons perdidos 

Tentaremos calcular no y HC1. 

Cada Cl perdeu 1 (E); mas não são "y" átomos que perdem elétrons; apenas 

uma parcela de "y", que não sabemos, é que perde:


Como se vê, não se pode calcular o total de elétrons em função de "y", 

exatamente porque existem aí Cl com (-1) que nada sofrem e irão repetir seu Nox fora 

do ramal. 

Calculemos no d CI2 

Cada Cl perdeu 1 (E) ; são 2d átomos ----- 2d elétrons. 

Já que calculamos o total de elétrons ganhos e elétrons perdidos em função 

das incógnitas, podemos igualar estas quantidades pois o princípio básico do método 

é: 

elétrons perdidos = elétrons ganhos 

Igualando os elétrons calculados no xKMnO4 e no dCI2 temos: 

x KMnO4 ---------- 5x elétrons 

d Cl2 ---------- 2d elétrons 

Como 5x = 2d 

Examinemos o dispositivo prático do ajustamento: 

Para o KMnO4 

0 significado real é: 

∆ = 5 elétrons ganhos x 1 átomo de Mn = 5 elétrons ganhos por molécula 

Sendo x moléculas temos: 

Analogamente: 

Total de elétrons ganhos = 5x 

∆ = 1 elétron perdido x 2 átomos de Cl = 2 elétrons perdidos por molécula 

Sendo d moléculas temos: 

Total de elétrons perdidos 2d. 

406


407 


Como já vimos, igualando elétrons ganhos = elétrons perdidos teremos 

X = 2 e d = 5. 

Os valores de x e d são inversamente proporcionais aos números de elétrons 

transferidos em cada molécula. 

Acompanhemos novamente o esquema prático: 

0 que justifica o dispositivo utilizado para o ajustamento por oxi-redução. 

4º. exemplo: 

Examinemos a seguinte equação: 

Cl2 + NaOH -- NaCl + NaC1O3 + H2O 

Para se descobrir as mudanças de Nox, observe os elementos que mudaram 

de posição. Não resta dúvida de que o cloro, de Nox = zero, tomou posições de 

diferentes Nox. 

Observação: 

0 "H" é o único elemento que não respeita posições de eletro-negatividade 

numa fórmula. Então, mesmo que ele mude de posição, suponha que nada tenha 

acontecido ao "H" e que seu Nox é igual a (+1). 

Trata-se de uma auto-oxiredução e o Cl2 é um auto-oxidante-redutor. Neste 

caso, deve-se colocar nos quadros o NaCl e o NaClO3 Tente justificar porque o Cl2 não 

pode ser colocado em nenhum dos quadros! 

Então:


redução. 

oxidam. 

A seguir, aplicando o método das tentativas temos: 

3 C12 + 6 NaOH ------- 5 NaCl + 1 NaC1O3 + 3 H2O 

EXERCÍCIOS 

Ajustar os coeficientes das seguintes equações pelo método de oxi- 

(561) P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO 

(562) As2S5 + HNO3 + H20 H2S04 + HaAsO4 + NO 

(563) KMnO4, + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O 

(564) CrCl3 + NaC103 + NaOH Na2CrO4 + NaCl + H20 

(565) K2Cr207 + H2S + H 3PO4 K3P04 + CrPO4 + S + H2O 

(566) CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + S + NO + H2O 

(567) KMnO4, + H2S03 MnSO4 + K2SO4 + H2SO4 + H2O 

(568) N2H4 + KIO3 + HC1 N2 + IC1 + KC1 + H2O 

(569) KCIO3 + H2SO4 HCIO4 + C102 + K2SO4 + H2O 

(570) Bi2O3 + NaClO + NaOH NaBiO3 + NaCl + H2O 

(571) KC103 + As2O3 + K2CO3 KCl + K3AsO4 + CO2 

______________________________________________________ 

4ª. Óxido Redução com 3 elementos 

______________________________________________________ 

Existem substâncias que apresentam simultaneamente 2 elementos que se 

408


Exemplos: 

409 


Quando aparecem substâncias desse tipo num ajustamento de coeficientes, 

devemos considerar os 2 elementos que se oxidaram somando o total de elétrons 

perdidos pela molécula. 

5º. exemplo: 

Um dos quadros é somente para substância contendo elemento oxi e o outro 

quadro i para red. Então, pelo dispositivo: 

coeficientes: 

Prosseguindo o ajustamento pelo método das tentativas encontraremos os 

3, 28, 4 9, 6, 28 

Resolveremos a mesma equação aplicando diretamente: 

elétrons perdidos = elétrons recebidos 

Admitindo os coeficientes x, y, z a, b, c


Átomos de As: 2x ou b 

Átomos de S : 3x ou a 

Átomos de N : y ou c 

Então podemos escrever 2b + 8a = 3c. Mas esta igualdade possui 3 

incógnitas e não poderemos calcular a proporção entre elas. 

Procuremos escrever a igualdade que usa somente 2 incógnitas. 

4x + 24 x = 3y 

28 x = 3y 

Donde para x = 3 teremos y = 28. 

Esta resolução foi exatamente reproduzida pelo dispositivo prático. 

Resumindo: 

Quando aparecer 3 elementos com mudanças de Nox, coloque num quadro a 

substância que já apresenta 2 elementos. Contabilize os elétrons para os 2 elementos 

e some-os para calcular o coeficiente. 

EXERCÍCIOS 

Ajustar os coeficientes das seguintes equações: 

(572) Crl3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O 

(573) KMnO4, + FeC2O4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4, + Fe2 (SO4) 3 + CO2+H2O 

410


(574) KMnO4 + Fe (NO2) 2+H2SO4 K2SO4+MnSO4+Fe2 (SO4) 3+HNO 3+H2O 

(575) Cu2S + HNO3 CuSO4 + Cu(NO3)2 + H2O + NO 

______________________________________________________ 

4b) Presença da água oxigenada - H2O2 

_____________________________________________________________ 

A água oxigenada tem a versatilidade de atuar como oxidante ou como 

redutor, dependendo dos outros reagentes. 

O oxigênio do H2O2 tem Nox = (-1). Quando aparecer O2 (zero) como produto é 

porque houve oxidação do oxigênio. Se não aparecer O2 provavelmente, o oxigênio 

aparece entre os produtos da reação na forma de H2O com oxigênio (-2) e então, 

ocorreu uma redução. 

Para saber se o oxigênio do H2O2 sofreu oxi ou red, verifique o outro elemento. 

Existem duas alternativas para traçar os ramais: 

a) Um outro elemento na reação sofreu redução. 

Então, o oxigênio será oxi e puxaremos o ramal de H2O2 para O2. 

b) Um outro elemento sofreu oxidação. 

Agora o oxigênio será red e o ramal será de H2O2 para H2O. 

Na hora de escolher as substâncias para colocá-las nos quadros, 

411

O2. 


sempre deve-se colocar H2O2 num dos quadros. 

Isto porque o oxigênio (-1) não repete nunca nas reações de oxi redução. 

6º. exemplo: 

Como o Mn sofreu red devemos puxar um ramal oxi, ou seja, do H2O para o 

Continuando o ajustamento pelo método das tentativas,teremos: 

2, 5, 3 1, 2, 8, 5 

══════════════ 

EXERCÍCIOS 

(576) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2 

(577) CrCl3 + H2O2 + NaOH Ha2CrO4 + NaCl + H2O 

(578) As2S5 + H2O2 + NH4OH (NH4)2SO4 + (NH41)3 AsO4 + H2O 

(579) As2S3 + H2O + NH4OH (NH4)2SO4 + (NH4)3AsO4 + H2O 

412


4c) Equações iônicas 

Quando as reações se efetuam em soluções aquosas, as equações iônicas 

possuem um sentido mais real. 

Por exemplo, a reação de NaOH (aquoso) com HCl (aq) é: 

OH ‾ + H + H2O 

Desde antes da reação, o Na + e Cl ‾ estavam livres e continuam livres, portanto 

não participam diretamente da reação. 

Para ajustar os coeficientes das equações iônicas, procede-se do mesmo modo 

que nos casos anteriores. A seguir aplica-se o método das tentativas e, no final, 

somente para conferir, deve-se verificar se as CARGAS também estão balanceadas. 

AVISO AOS ESTUDANTES: 

É bom recapitular o cálculo de Nox nos agrupamentos iônicos. 

7º. exemplo: 

Ajustando,agora; pelo método das tentativas: 

1 Cr2O7 = + 6 Cl‾ + 14 H + 2 Cr +++ + 7 H2O + 3C12 

Vamos ver se as cargas conferem: 

Se, por acaso, durante o ajustamento por tentativas aparecer dificuldades 

413


em continuar, coloque x (uma incógnita) como coeficiente de um íon ainda 

não ajustado. Calcula-se x pelas cargas e prossegue-se o ajustamento por tentativas. 

Exemplo: 

Ajustando pelo método das tentativas: 

1 Cr2O7 = + 3 H2O2 + H+ 2 Cr +++ + H2O + O 2 

Faltam os coeficientes de H + , H2O e O2. 

Coloque x para o H + e calcule x pelas cargas: 

Substituindo x = 8 teremos 7 H2O e 3 O2. 

═════════════ 

EXERCÍCIOS 

Ajustar, pelo método de oxi-redução, as seguintes equações iônicas: 

(580) MnO4‾ + S03 = + H + Mn ++ + SO 4 + H 2 O 

(581) NO3 ‾ + I2 + H + IO3 ‾ + NO2 + H20 

(582) Zn. + N03 ‾ + H + Zn + + + NH4 + + H20 

414


(583) AsO4 = + Zn + H + Zn ++ + H20 + AsH3 

(584) Bi +++ + SnO 2 + OH ‾ SnO3 = + H20 + Bi 

(585) Co + + + BrO - + H + Co +++ + Br2 + H2O 

415 


(586) [Fe(CN)6] ≡ + H2O2 + OH - [Fe(CN)6] == + H2O + O2 

═══════════════════ 

E MONTAGEM 

DE EQUAÇÕES 

DE ÓXIDO – REDUÇÃO 

Para escrever diretamente uma equação de oxi-redução seria muito 

complicado e praticamente teríamos que "decorar" todas as reações. 

Foi idealizado um processo totalmente teórico admitindo-se que numa oxi- 

redução existem as seguintes "partes" da reação: 

a) Decomposição do oxidante 

b) Reação do redutor 

c) Reações complementares 

Por exemplo, seja a reação: 

KMnO4, + HC1 

Embora na prática não se observem as "partes" da reação, pode-se imaginar 

que ocorreram as seguintes etapas: 

a) Decomposição do oxidante: 

2 KMnO 4 K2O + 2 MnO + 5 [O] 

b) Reação do redutor com [O] 

2 HC1 + [O] H2O + Cl2


que multiplicado por 5 para "aproveitar" os 5 [O] vindos da primeira reação: 

10 HC1 + 5 [O] 5 H2O + 5 Cl2 

c) Reações complementares 

São as reações que acompanham a oxi-reduçao. No caso, os óxidos K2O e 

MnO reagem com HC1. 

real. 

2 HC1 + K2O 2 KC1 + H2O 

2 HC1 + MnO MnCl2 + H2O 

É preciso ainda acertar os coeficientes. 

Podemos montar as equações para depois somá-las e determinar a equação 

Vamos seguir a regra: 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

a) Escrever a decomposição do oxidante. 

b) Escrever a equação do redutor + [O]. 

c) Assinalar todos os óxidos metálicos que reagirão com ácidos e produzirão 

sal + água. 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

No caso anterior: 

Para ajustar os coeficientes procure: 

1) Ajustar primeiro cada equação parcial. 

2) Só depois é que devemos ajustar a substância que surgiu numa equação e 

que será consumida na outra. 

por 2. 

Por exemplo: a última equação foi assim começada: 

2 HC1 + MnO MnCl2 + H2O 

Como existem 2 MnO na 1a. equação, então, foi multiplicada to da equação 

416


4 HC1 + 2 MnO 2 MnC12 + 2 H2O 

Vejamos outro exemplo: 

K2Cr2O7 + NaBr + H2SO4 

417 


OBS : O H2SO4 somente atua como oxidante quando concentrado e a 

quente e se não existir nenhum outro oxidante para a reação. Trata-se de um 

ácido muito fixo e geralmente sua função é: 

Existem outras formas de interpretar reações de oxido-redução. Esta é 

apenas uma dessas formas; todas são formas teóricas. 

Para que o leitor possa "montar" equações de óxido-redução é preciso saber 

uma lista de decomposição de oxidantes e outra lista de redutores reagindo com [oj. 

Os principais oxidantes e suas respectivas decomposições são:


temperatura. 

básico. 

8) 2 KMnO4 meio ácido K2O + 2 MnO + 5 [O] 

9) 2 KMnO4 meio básico K2O + 2MnO2 + 3 [O] 

10) K2Cr2O7 ácido K2O + Cr2O3 + 3 [O] 

11) 2 Na3BiO4 3 Na2O + Bi2O3 + 2 [O] 

12) KC103 KC1 + 3 [O] 

13) NaClO NaCl + [O] 

14) NaN03 NaNO2 + [O] 

Observe que a maioria dos oxidantes produzem óxidos ± [O]. 

O HN03 possui decomposições diferentes conforme a concentração e 

O KMnO4, possui decomposições diferentes conforme o meio seja ácido ou 

Sugerimos "decorar" apenas as equações: 4, 5, 7, 8, 9 e 10. Essas 

decompõem-se em óxido + óxido + [O] . 

Os principais redutores e suas reações com [O] são: 

1) H2S + [O] H2O + S 

2) H2O2 + [O] H2O + O2 

3) 2 HX + [O] H2O + X2 (X = Cl, Br e I) 

4) 2 NaX + [O] Na2O + X2 

5) H2S + 4 [O] H2SO4 

6) SO2 + [O] SO3 

7) PbCl2 + [O] + 2 HC1 PbC14 + H2O 

8) 2 FeSO4 + [O] + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O 

9) H2C2O4 (oxálico) + [O] 2 CO2 + H2O 

10) Me (metal) + [O] Me2O (Me monovalente) 

11) Na2C2O4 + [O] Na2O + 2 CO2 

418


419 


A seguir, resolveremos algumas montagens. Em seguida, pediremos aos 

alunos que tentem "montar" de novo as equações já apresentadas aqui para depois 

enfrentar os exercícios propostos. 

(589) K2Cr2O7 + HBr 

EXERCÍCIOS 

(590) KMnO4 + H2SO4 + Kl 

(591) K2Cr207 + H2SO4 + NaCl 

(592) MnO2 + H2SO4 + FeSO4 

(593) KMNO4 + H2SO4 + H2O2 

(594) K2Cr207 + H2SO4 + Na2C2O4 

(595) HNO3 + Hg - COnC. 

(596) HN03 + Zn muito diluído 

(597) H2SO4 + Ag COnC. 

∆ 

∆


(598) Quantos elétrons são recebidos por uma fórmula-grama de 

permanganato de potássio ao agir como oxidante em meio alcalino? 

redução? 

a) 6,02 x 10 23 d) 12,04 x 10 22 

b) 180,6 x 10 22 e) 20,06 x 10 22 

c) 30,1 x 10 23 

(599) 0 cloro apresenta número de oxidação cinco nos: 

a) Cloretos d) Cloratos 

b) Hipocloritos e) Percloratos 

c) Cloritos 

(600) Qual dos seguintes ânions apresenta o maior poder redutor? 

a) F‾ c) Br‾ 

b) Cl‾ d) I‾ 

420 

POL1-68 

POLI-68 

POLI-66 

(601) Qual das afirmações abaixo é FALSA em relação a reações de Óxido- 

a) O número de elétrons perdidos pelos átomos "redutores" é igual ao número 

de elétrons ganhos pelos átomos "oxidantes" 

b) O oxidante se reduz e o redutor se oxida 

c) Um bom oxidante é também um bom redutor 

d) Na eletrólise, num elétrodo ocorre uma redução enquanto que no outro se 

processa uma oxidação 

e) Um bom oxidante depois de reduzido torna-se um mau redutor 

(602) Qual das reações abaixo equacionadas não é de Óxido-redução: 

a) HC1 + LiOH LiCl + H20 

b) Mg + 2 HC1 MgCl2 + H2 

c) Zn + CuCl2 ZnCl2 + Cu 

d) SO2 + 1/2 O2 SO3 

e) SnCl2 + 2 FeCl3 SnCl4 + 2 FeCl2 

ITA-64 

ITA-66


421 


(603) A equação química: 5 SO3 - - + 2 MnO4‾ + X 5 SO4 - - + 2 Mn + Y 

está correta se: 

a) X = 6 H + ; Y = 3 H2O d) X = 6 H + ; Y = 3 0H‾+ 3/2 H2 

b) X = 3 H2; Y = 3 H2O e) X = 3 H2O ; Y = 3 0H ‾ 

c) X = 2 OH‾; Y = H2O + 2 O2 

ITA-68 

Acerte os coeficientes de cada uma das equações abaixo, correspondentes às 

questões 604, 605 e 606, reduzindo-os aos menores números inteiros possíveis. 

Selecione, entre os cinco números abaixo relacionados, aquele que corresponde ao 

coeficiente da substância cuja fórmula está sublinhada. 

a) 1 d) 4 

b) 2 e) 5 

c) 3 

(604) Fe + H2O Fe3O4 + H2 

(605) Na + H2O NaOH + H2 

(606) MnO4‾ + H + + Cl‾ Mn ++ Cl2 + H2O 

CESCEM-68 

As questões 607 e 608 relacionam-se com a seguinte informação: sejam 

quatro metais A, B, C e D e seus cátions respectivos A + , B + e D + . Mergulham-se, 

sucessivamente, lâminas de cada um dos metais acima em tubos de ensaio contendo 

cada um uma solução de um sal cujo cátion é um dos citados: Os resultados 

observados se acham reunidos na tabela abaixo: 

- não se observa nenhuma reação 

d ocorre deslocamento de tipo análogo ao que se observa quando uma lâmina 

de cobre e mergulhada numa solução de nitrato de prata (ou uma lâmina de zinco é 

mergulhada numa solução de sulfato de cobre)


(607) Qual é o melhor oxidante? 

a) Metal A d) Íon B + 

b) Íon A + e) Metal C 

c) Metal B 

(608) Qual é o melhor redutor? 

a) Metal A d) Metal D 

b) Íon A + e) Íon D + 

c) Metal C 

(609) Na equação de óxido-redução abaixo indicada: 

Cl2 + OH‾ Cl ‾ + 1 C1O3‾ + H2O 

422 

CESCEM-68 

sendo mantido o coeficiente 1 para íon C103 ‾, qual será a soma 

de todos os coeficientes para a equação balanceada? 

a) 5 d) 12 

b) 6 e) 18 

c) 9 

CESCEM-68 

(610) Os números de oxidação corretos dos elementos sublinhados em cada 

um dos compostos e íons relacionados abaixo 

MgSiO3 , BrF3 , NaClO2 , UO3 , HSO3 ‾ , HSO4‾," Mno4 2 ‾ , 

KBrO3 são respectivamente: 

a) +1, + 4, +5, +6, +2, + 4, +7, +5 

b) +2, +3, +4, +5, +4, +6, +6, +5 

c) +2, +3, +3, +6, +4, +6, +6, +5 

d) +4, +3, +3, +6, +5, +7, +8, +5 

e) +3, +3, +6, +7, +4, +6, +7, +7 

CESCEM-69 

(611) Na reação abaixo indicada, sendo mantido o coeficiente 

1 (um) para o íon IO3 , qual será a soma de todos os coeficientes 

para a equação balanceada: 

Cr(OH)3+ 1 I03 ‾ + 0H‾ CrO4 ‾ ‾+ I‾ + H2O 

a) 8 d) 15 

b) 10 e) 20 

c) 12 

CESCEM-69


423 


(612) A reação de carbono com ácido nítrico dá-se de acordo com a equação 

C + HNO3 CO2 + NO2 + H20 

ainda não balanceada. Acertando-se os coeficientes da equação com os 

menores números inteiros possíveis, a soma de todos os coeficientes da equação será: 

a) 5 d) 12 

b) 7 e) 16 

c) 9 

carbono (C2F4) 

SANTOS-68 

(613) Qual o número de oxidação do carbono na molécula de tetra-flúor- 

a) -2 c) + 4 

b) +2 d) nenhum citado 

(614) Na reação: 

FEI-67 

AS2S3+ 14 H2O + 12 NH4OH 2 (NH4 )3AsO4 + 3 (NH4)2SO4+ 20 H20 

pergunta-se quais sâo os doadores de elétrons: 

a) Os átomos de arsênio c) Átomos de arsênio e enxofre 

b) Os átomos de oxigênio d) Nenhuma das respostas citadas 

(615) Na reação Ag2O + H2O2 2 Ag + H2O + O2, a água oxigenada 

a) Tem ação oxidante 

FEI-67 

b) Tem ação redutora c) Não tem ação oxidante nem redutora 

(616) Na óxido-redução: 

a) O oxidante é a substância que cede elétrons 

b) O redutor é a substância que cede elétrons 

c) O oxidante sofre aumento do número de valência 

d) O redutor é a substância que se reduz 

FEI-68 

FM SANTA CASA-64


(617) Em qual dos compostos abaixo não tem o oxigênio um estado ou 

número de oxidação de -2? 

a) ZnO d) H2O2 

b) NO e) Nenhuma resposta anterior 

c) CIO‾ 

424 

FM SANTA CASA-68 

(618) Qual dos seguintes agentes oxidantes incorpora maior número de 

elétrons por átomo, em meio ácido? 

a) CH2O d) MnO4‾ 

b) Cr207 = e) Nenhuma resposta anterior 

c) Fe +3 

(619) Dada a equação sob a forma iônica: 

MnO4 ‾ + H2C2O4 + H + Mn 2+ + CO2 + H2O 

Qual o valor dos coeficientes de: H+ e CO2 ? 

a) 3 e 5 d) 16 e 10 

b) 16 e 5 e) 22 e 15 

c) 6 e 10 

FM SANTA CASA-68 

EE S.CARLOS-68 

(620) Quais os mais prováveis números de oxidação do bromo nos 

compostos: mono-cloreto de mono-bromo e pentóxido de di-bromo? 

a) -1 e +1 d) -1 e +10 

b) -1 e +5 e) sempre -1 

c) +1 e +5 

(621) Dos elementos abaixo qual será o melhor redutor: 

a) K d) Ag 

b) Fe e) Pt 

c) Zn 

(622) Na reação esquematizada pela equação 

3 Cl2 + 8 NH3 6 NH4,Cl + N2 

EE S.CARLOS-68 

EE S.CARLOS-68


a) CI2 e NH3 agem,respectivamente, como oxidante e redutor 

b) O CI2 funciona como redutor e o NH3 como oxidante 

c) É impossível distinguir um oxidante e um redutor 

(623) Os coeficientes para a equação 

425 


ÁLVARES PENTEADO-68 

MnO4‾ + Fe 2+ + H + Mn 2+ + Fe 3+ + H2O são: 

a) 1, 3, 8, 1, 3, 4 d) 1, 3, 6, 1, 3, 3 

b) 2, 5, 8, 2, 5, 4 e) 2, 4, 8, 2, 4, 4 

c) 1, 5, 8, 1, 5, 4 

(624) 0 número de oxidação do manganês no composto Al2 (MnO4)3 é: 

a) +3 c) +6 

b) +4 d) +7 

CAMPINAS-67. 

CIÊNCIAS BIOLÓGICAS DA USP-68 

(625) Qual das seguintes equações representa a oxidação do íon 

a) Cu + + e‾ Cu° c) Cu° Cu + + e‾ 

b) Cu + + e‾ Cu ++ d) Cu + Cu ++ + e‾ 

(626) Na equação corretamente balanceada 

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O 

a soma de todos os coeficientes é igual a: 

a) 5 c) 11 

b) 9 d) 12 



(627) Qual das seguintes reações não é nem uma oxidação nem uma redução: 

a) Formação de dióxido de enxofre a partir de enxofre 

b) Reação de ferro com enxofre 

c) Formação de sulfato de ferro (II) pela reação de ferro com uma solução 

de sulfato de cobre 

d) Formação de água pela reação de hidróxido de sódio com 

ácido nítrico 

FILOSOFIA USP-67


(628) Qual o número de oxidação do bromo no KBrO3? 

a) +4 c) +1 

b) -5 d) +5 

(629) Redutor é o agente que 

a) Cede eletrontes d) Cede oxigênio 

b) Capta eletrontes e) Capta hidrogênio 

c) Cede protontes 

426 

GEOLOGIA USP-64 

MED GB-66 

(630) Um elemento X age sobre um elemento Z. O elemento Z passa 

da valência -3 para a valência -1. Desta maneira: 

a) Z captou elétrons de X d) X e Z trocam elétrons 

b) X captou elétrons de Z e) X e Z captam elétrons 

c) X e Z cedem elétrons 

(631) Diz-se que um elemento se oxida quando ele perde elétrons 

PORQUE a perda de elétrons aumenta a carga do núcleo. 

(632) Os números de oxidação do cloro nos compostos, NaCl, 

NaClO, NaC103 , NaClO4 são respectivamente: 

a) -1, +1, +5, +7 d) -1, +3, +5, + 7 

b) -1, +1, +3, +5 e) -1, +1, +3, +7 

c) +1, -1, -3, -5 

MED GB-68 

MED GB-68 

MED GB-68 

(633)Adicionando-se um excesso de SO2 gasoso a uma solução de 

permanganto de potássio (violeta), esta é descorada porque: 

a) O íon MnO4‾, se transforma em Mn +2 incolor 

b) O permanganto de potássio passa a manganato 

c) O SO2 se combina com o permanganato dando um composto in 

color 

d) O permanganto de potássio se oxidou 

e) Nenhuma das respostas 

MED GB-68


427 


(634) Das equações abaixo a única que representa uma reação de oxi- 

redução é: 

a) NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 

b) NH3 + HC1 NH4Cl 

c) CdSO4 + H2S CdS + H2SO4 

d) 2 Na + Cl2 2 NaCl 

═══════════════════ 

1 

ENGENHARIA GB-67 

1 Este livro foi digitalizado e distribuído GRATUITAMENTE pela equipe Digital Source com a intenção de 

facilitar o acesso ao conhecimento a quem não pode pagar e também proporcionar aos Deficientes 

Visuais a oportunidade de conhecerem novas obras. 

Se quiser outros títulos nos procure http://groups.google.com/group/Viciados_em_Livros, será um prazer 

recebê-lo em nosso grupo.


ATOMÍSTICA 

428 

capítulo 7


429 

conceitos modernos de ácidos e bases-7 

A CONCEITOS DE 

LOWRY-BRONSTED 

No livro 1,descrevemos as funções ÁCIDO e BASE dando-lhes conceitos 

clássicos, ou seja, os conceitos de Arrhenius (1884). 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

ÁCIDOS - substâncias que em solução aquosa libertam cations H + 

BASES - substâncias que em solução aquosa libertam ânions OH‾ 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

Quando foram observadas determinadas reações em soluções não aquosas, 

os químicos sentiram a necessidade de ampliar os conceitos clássicos. Surgiram, 

então, novos conceitos baseados nas estruturas moleculares e eletrônicas das 

substâncias. 

___________________ 

DEFINIÇÕES 

___________________ 

Observando que todos os ácidos de Arrhenius continham hidrogênios 

ionizáveis, J.N. Bronsted e T.M. Lowry propuseram, independentemente,que: 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

ÁCIDO - é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de ceder- 

PRÓTONS 

BASE - é toda espécie química (molécula ou íon) capaz de receber 

PRÓTONS 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬


EXEMPLOS: 

Sua equação é: 


H2O + NH3 OH‾ + NH + 

(H+) 

Pelos exemplos acima, vê-se que não podemos mais afirmar que determinada 

substância (no caso a água) é ácido ou base. Ela será um ácido se conseguir doar 

próton, se conseguir receber próton será uma base. 

De acordo com o novo conceito, a água (e muitas outras substãncias) poderá 

ser ácido ou base dependendo do outro reagente. 

Por outro lado, não é necessária a presença de água para que um composto 

seja ácido ou base. 

430


EXEMPLO : 


HC1 + NH3 Cl‾ + NH4 + 

(H+) 

____________________________________________________ 

2) ÁCIDOS E BASES CONJUGADAS 

_____________________________________________________ 

Seja um ácido HA que se dissocia: 

__________________ 

HA H + + A‾ 

________________ 

conceitos modernos de ácidos e bases – 7 

Esta reação liberta o próton H e ânion A . Vamos supor que 

simultaneamente ocorra a reação inversa: 

HA H + + A‾ 

Nesta reação inversa A se associa com o próton. Logo A‾ é uma base. 

Dizemos então que: A‾ é a BASE CONJUGADA do ácido HA. 

Na prática, todas as dissociações são reversíveis; logo todo ÁCIDO possui 

sua BASE CONJUGADA. 

431


EXEMPLO: 

_____________________________________ 

HC1 H + + Cl‾ 

ácido base conjugada 

______________________________________ 

Da mesma forma toda Base possui seu ÁCIDO CONJUGADO 

____________________________________ 

NH3 + H + ↔ NH4 + 

base ácido conjugado 

_____________________________________ 

Sejam agora dois ácidos 1 e 2 que libertam prótons e transformam-se em 

bases conjugadas 1 e 2 , respectivamente: 

1a.) Ácido1 ↔ H + + Base1 

2a.) Ácido2 ↔ H + + Base2 

Vamos supor que, colocando-se os sistemas em contacto o ácido forneça 

prótons à Base2. Então, a 2a. equação terá o sentido inverso: 

EXEMPLO: 

HC1 + NH3 Cl‾ + NH4 + 

Pode-se raciocinar assim: 


Cl ‾ é Base conjugada do ácido HC1 

NH4 + é Ácido conjugado da base NH3 

432


salificação. 

reação: 

(635) Na reação: 

433 


EXERCÍCIOS 

HCO3 _ + H2O ↔ H2CO3 + OH‾ 

a) HCO3 _ é ácido conjugado de H2CO3 

b) HCO3 _ é base conjugada de OH‾ 

c) H2O é ácido conjugado de OH‾ 

d) H20 é base conjugada de H2C0 3 

(636) Na reação que ocorre na amonia líquida: 

NH3 + NH3 ↔ NH4 + + NH2‾ 

indique a afirmação errada 

a) NH3 pode ser tanto ácido como base 

b) NH4 + é ácido conjugado de NH3 

c) NH2‾ é base conjugada de NH3 

d) NH3 é base conjugada de NH2‾ 

Num caso particular, a reação de ácido + base (de Arrhenius) é chamada 

Que é uma reação de salificação, na realidade? 

Seja o HCl + NaOH: 

O HCl é molecular; o NaOH é constituído de íons Na+ e OH‾ . 

A reação pode ser assim considerada: 

Se o HCl estivesse em solução aquosa, teríamos H3O + e Cl‾ por causa da 

HCl + H2O H3O + + Cl‾ 

Substituindo HCl por (H3O + Cl‾) teremos:


Os íons Cl‾ e Na + apenas presenciaram a reação. 

CONCLUSÃO: 

a reação de HCl ((aq) + NaOH(aq) é realmente: 

__________________________ 

H3O + + OH‾ 2H2O 

__________________________ 

que, de modo simplificado, é escrito assim: 

___________________ 

H + + OH‾ H2O 

___________________ 

Determinadas reações, que não eram consideradas como de ácido e base 

segundo as antigas teorias, tornam-se agora ácidos e bases de Bronsted-Lowry. 

ÁCIDO BASE 

(HO)2SO2 + C2H5OH C2H5OH2 + + HOSO3 ‾ 

ác.sulfúrico álcool etílico 

HC1 + CH3COOH CH3COOH2+ + Cl‾ 

ác.clorídrico ác.acético 

(HO)2SO2 + HONO 2 H2ONO2+ + HOSO3 ‾ 

ác.sulfúrico ác.nítrico 

Reparem que, nas reações acima, os ácidos acético e nítrico desempenham as 

funções de BASE do Bronsted-Lowry.. 

De acordo com o novo conceito, do ponto de vista da capacidade de doar ou 

fixar prótons, os solventes podem ser classificados em quatro tipos: 

a) ácidos ou protogênios - capazes de doar prótons: HF, H2SO4, 

HCN, etc. 

434


conceitos modernos de ácidos e bases - 7 

b) básicos ou protofílicos - capazes de fixar prótons: NH3 , aminas, etc. 

c) anfipróticos - podem tanto doar como fixar prótons: H2O , C2H5OH, 

etc. 

d) apróticos - não doam e nem fixam prótons: C6H6 , CHC13 , etc. 

════════════════ 

435 

B TEORIA 

DE LEWIS 

Mantendo os conceitos de ácidos e bases segundo Lowry e Bronsted, 

G.N.Lewis apresentou uma nova ampliação desses conceitos, baseando-se em 

estruturas eletrônicas. 

Segundo Lewis: 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

BASE é a espécie química (íon ou molécula) que possui um ou mais pares de 

elétrons periféricos capazes de efetuar ligações coordenadas. 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

ÁCIDO é a espécie química (íon ou molécula) capaz de efetuar uma ligação 

coordenada com um par eletrônico, ainda não compartilhado, de outra espécie 

química. 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬


Resumindo: 

Na reação: 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

Ácido - é a espécie química capaz de efetuar a ligação 

coordenada. 

Base - é a espécie química capaz de oferecer o par 

eletrônico para a l i g a ç ã o coordenada. 

▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬▬ 

O HC1 é: 

a) Ácido de Bronsted porque cede H + 

b) Ácido de Lewis porque cede H + que efetua ligação coordenada 

0 NH3 é: 

a) Base de Bronsted porque recebe H + 

b) Base de Lewis porque forma ligação coordenada com H + 

EXERCÍCIOS 

Sejam as reações: 

1) H + + ----------H2O H3O + 

436


2) H2O + NH3 NH4+ + OH‾ 

3) 

4) Mg + + + 6H2O [Mg.(OH2)6] + + 

(637) São reações de ácido-base de Bronsted 

a) 1 e 2 d) somente 1 


b) 1, 2 e 3 e) nenhuma das respostas anteriores 

c) 3 e 4 

(638) São reações de ácido-base de Lewis 

a) 3 e 4 d) 1 e 2 

b) 1, 2, 3 e 4 e) nenhuma das reações 

c) somente 3 

____________________ 

DEFINIÇÕES 

E COMPARAÇÕES 

_____________________________ 

══════════════════ 

437 

C FORÇAS DE 

ÁCIDOS E BASES 

Um ácido pode ter maior ou menor facilidade em ceder prótons. Quanto mais 

facilmente libertar prótons, dizemos que o ácido é mais forte. 

Sejam os ácidos HC1 e HBr 

HC1 ↔ H + + Cl‾ 

HBr ↔ H + + Br‾


O tamanho das setas indica o grau de deslocamento da reação. Vemos que 

as reações inversas têm baixas intensidades. 

moles/litro. 

Pode-se definir K, (constante de dissociação) do ácido. 

Onde os "colchetes" indicam as concentrações dos íons ou moléculas em 

Evidentemente, quanto maior for o valor de K mais dissociado estará o ácido 

e diremos que o ácido é mais forte. 

Se KA(HBr) > KA (HCl) significa que o HBr está muito mais dissociado que o 

HC1. Logo, HBr é um ácido mais forte que o HCl. 

cologarítmo 

CONCLUSÃO: 

_______________________________________________________________ 

Quanto mais forte o ácido maior será o KA desse ácido 

________________________________________________________________ 

De um modo geral, se KA > 1 para solução aquosa O,1N, o ácido é forte. 

Muitas vezes, é apresentado o pKA do ácido. Em química, "p" significa 

pKA = cologKA = -logKA 

Para o HBr de KA = 10 9 

pKA = -log.10 9 = - 9 

EXERCÍCIOS 

Sejam os ácidos abaixo e seus respectivos KA : 

HAc ↔ H + + Ac‾ KA = 1,8 x 10 ‾4 

(ác. acético) 

HSO ‾4 ↔ H + + SO =4 KA = 1,2 x 10 ‾2 

438


(639) O ácido mais forte é: 

a) HAc d) Ac‾ 

b) HSO -4 e) SO4 = 

c) H + 

(640) 0 ácido mais fraco é: 

a) HAc d) Ac‾ 

b) HSO -4 e) SO4 = 

c) H + 

439 


É evidente que , se um ácido liberta prótons facilmente (ácido forte), a 

reação inversa será mais difícil. 

HC1 ↔ H + + Cl‾ 

O HC1 numa solução aquosa tem grande facilidade em libertar H+ e 

Cl‾ . A reação inversa, aquela de associação de H + com CI‾, será difícil. Isto 

quer dizer que o HC1 é um ácido forte e terá uma base conjugada Cl‾ 

bastante fraca. 

Conclusão: 

Se um ácido é forte, sua base conjugada será fraca e viceversa 

Examinando os KA dos ácidos podemos comparar as forças das suas 

bases conjugadas. 

Então: 

Quanto menor o valor de KA do ácido mais forte será a sua 

base conjugada. 

Sejam as dissociações: 

HNO2 ↔ H + + NO2 ‾ KA = 4 x 10‾ 10 

H2PO‾4 ↔ H + + HPO = 4 

KA = 6,2 x 10 -8


base: 

(641) O ácido mais forte é: 

a) HNO2 d) NO2 ‾ 

b) H2PO‾4 e) HPO = 4 

c) H + 

(642) A base mais forte é: 


b) H2PO4 e) HPO = 4 

c) H + 

(643) A base mais fraca é: 


b) H2PO4 e) HPO = 4 

c) H + 

Eis uma tabela de alguns ácidos e suas respectivas bases 

A tabela anterior informa quando será possível ocorrer uma reação ácido + 

440


441 


____________________________________________________________________________ 

Uma reação de transferência de pótons é possível desde que haja 

formação de ácido e base mais fracas. 

_____________________________________________________________________ 

Exemplos: 

2H3C — COOH + CO3 = 2H3C▬COO‾ + H2CO3 

OH + CO3 = 

O ácido acético ataca um carbonato produzindo H2CO3 que se decompõe em 

seguida, em H20 + CO2 . Isto é possível porque o H2CO3 é mais fraco que o ácido 

acético. Já o fenol não reage com carbonato, pois o H2CO3 é mais forte que o fenol. 

(644) Utilizando a tabela, responda qual das reações abaixo é impossível? 

(645) Das reações acima, qual delas se realizará com maior fácil idade? 

____________________________________ 

2 FATORES INFLUENTES 

____________________________________ 

Uma substância é realmente considerada um ácido quando apresentar um 

hidrogênio apreciavelmente polarizado. Quanto mais polar for o hidrogênio, mais ele 

será atraído pela base fixadora de prótons. Examinando os elementos de um período 

da tabela periódica, quanto mais à direita se situa o elemento, ele poderá ter 

hidrogênio mais polarizado e a sua força ácida será maior.


ao hidrogênio. 

Outro fator que determina a força de um ácido é o tamanho do átomo ligado 

Quanto maior o átomo menor será a atração do hidrogênio polarizado e 

teremos um ácido mais forte pois o próton H + poderá sair mais facilmente. 

Exemplo: 

HF , HC1 , HBr , HI 

aumenta o tamanho do átomo 

__________________________________ 

maior a força ácida 

Comparando-se HF e HI temos: 

A atração H ↔ F é bem maior que a atração H↔ I; neste último o próton sai 

com maior facilidade. 

_____________________________________ 

3 EFEITOS DE INDUÇÃO 

___________________________ 

Nos compostos orgânicos,é muito importante o tipo do radical ligado 

ao carbono que possui o -0H. 

Por que um carboxilácido é um ácido mais forte que um álcool, se 

ambos possuem o radical -0H? 

442



No carboxilácido o oxigênio (=O) desloca os elétrons do carbono, este desloca 

os elétrons do oxigênio (do OH) que por sua vez polariza mais o H. 

De modo geral, a força de um ácido carboxílico depende ainda dos radicais 

ligados à carboxila. 

Seja a fórmula geral do ácido: 

Se X atrai elétrons, X é considerado radical elétron-atraente e aumentará a 

força do ácido. Quanto mais elementos eletronegativoa tiver em X mais elétron- 

atraente será o átomo e teremos o carboxilácido mais forte. 

Exemplos: 

H3C — COOH KA = 1,8 x 10- 5 

C1CH2 — COOH KA = 1,4 x 10- 3 

C12CH —COOH KA = 5 x 10 -2 

C13C — COOH KA ≈ 2 

Por outro lado, se X repele elétrons,teremos um radical elétron-repelente e o 

ácido será mais fraco. Podemos agora classificar os radicais em: ELÉTRON- 

ATRAENTES e ELÉTRON-REPELENTES. 

RADICAIS ELETRON-ATRAENTES: 

-Cl, -Br, -I, -COOH, -OH, -NO2 , -C6H5 

RADICAIS ELETRON-REPELENTES: 

Por este motivo,o ácido fórmico H-COOH é mais forte que o ácido acético H3C 

— COOH,pois o -CH3 é mais elétron-repelente que o -H. 

443


NH4+ 

EXERCÍCIOS 

(646) Qual dos compostos abaixo tem maior força ácida? 

(647) Qual dos compostos anteriores tem caráter ácido mais fraco? 

(648) Coloque os compostos abaixo em ordem decrescente de força ácida: 

____________________________________ 

4 CARÁTER BÁSICO 

DAS AMINAS 

____________________________________ 

Vimos que o NH3 pode comportar-se como uma base, transformando-se em 

Da mesma forma uma amina poderá receber elétrons: 

Como se vê, as aminas são compostos que possuem radicais orgânicos pela 

substituição H do NH3. Se houver substituição de apenas um H teremos uma amina 

primária; sendo substituídos 2H teremos uma amina secundária; com todos H 

substituídos teremos uma amina terciária. 

444


445 


Sejam o NH3 e CH3 - NH2 . Qual deles é base mais forte? 

O radical -CH3 é mais elétron-repelente que o H. Então o par de elétrons está 

mais disponível para_receber o próton na amina. A metilamina é base mais forte que a 

amônia. 

Com 2 radicais -CH3 teremos a dimetilamina que é base mais forte que a 

metilamina. O segundo -CH3 reforça o efeito elétron-repelente sobre o nitrogênio. 

Era de se esperar que a trimetil amina fosse uma base mais forte ainda. 

Porém ela é mais fraca que a metilamina e a dimetilamina devido a um impedimento 

espacial que é denominado EFEITO ESTÉRICO e que dificulta a aproximação do 

próton. 

Os três grupos -CH3 dificultam o ataque do próton ao par eletrônico do 

nitrogênio. É útil observar que a força de um ácido ou de uma base depende não só da 

natureza dos radicais , mas também da disposição espacial dos mesmos (efeito 

estérico). 

Na anilina (fenilamina) temos ligado ao Nitrogênio o grupo C6H5 - que é 

elétron-atraente. Logo, a fenilamina é uma base mais fraca que a amônia. 

Se o nitrogênio está ligado a um radical elétron-atraente, dificulta-se a 

aproximação de prótons para receber o par eletrônico.


EXERCÍCIOS 

(649) A constante de ionização do ácido tricloro acético é maior que a do 

ácido aéetico, PORQUE o peso molecular do ácido tri-cloroacético e maior que o do 

ácido acético. 

446 

CESCEM-65 

(650) Na reação NH3 + HBr NH4 + + Br‾, HBr é um ácido de Bronsted 

PORQUE HBr doa um próton ao NH3 . 

CESCEM-65 

(651) Na reação NH3 + H + NH4 + , NH 3 é um ácido de Lewis, PORQUE NH3 

doa prótons ao íon hidrogênio. 

CESCEM-65 

(652) Quando se junta acetato de sódio às solugões 0,1 M das substâncias 

relacionadas abaixo, os íons acetato irão atrair prótons de um ácido que se encontra 

presente. De que substância o íon acetato irá atrair o maior número de prótons: 

indicio de que: 

a) NaHSO4 d) HCN 

b) HNO2 e) NaHS 

c) HC2H3O2 

Consulte a tabela da questão 655 

CESCEM-66 

(653) 0 fato de a água pura ter uma condutividade elétrica muito baixa é um 

a) água é um solvente puro 

b) água tem caráter ácido 

c) água é muito ionizada 

d) água é muito pouco ionizada 

e) o número de íons H3O + e 0H é o mesmo 

(654) Éter etílico é uma base porque: 

a) não reage com hidróxido de sódio 

b) tem sabor peculiar 

c) possui um par de elétrons não compartilhado disponível para reagir 

d) ioniza-se para formar um íon carbônico 

e) torna azul o papel vermelho de tornassol 

CESCEM-66 

CESCEM-66



(655) Para responder às questões 656, 657 consulte a seguinte tabela de 

ácidos, de sua bases conjugadas e de suas constantes ionização. 

Ácido Base conjugada K, (constante de ionização do ácido) 

HCl Cl‾ 100% ionizado 

HSO4- SO4 ‾ ‾ 1,2 x 10- 2 

HF F‾ 7,2 x 10 -4 

HNO2 NO2 ‾ 1,8 x 10 -5 

HC2H3O2(ác.acético) C2H3O2‾ 1,8 x 10 -5 

H2S HS ‾ 5,7 x 10- 8 

HCN CN~ 7,2 x 10- 10 

HS- S -- 1,2 x I0- 13 

(656) A base mais fraca das acima mencionadas é: 

a) Cl‾ b) CN‾ c) HS‾ d) S ‾ ‾ e) SO4, ‾ ‾ 

447 

CESCEM-66 

(657) A concentração de íons hidrogênio numa solução 0,1 M de ácido 

acético, HC 2 H3O2 será maior que de uma solução 

a) 0,1 M HF d) 0,1 M NaHS 

b) 0,1 M HNO2 e) 0,2 M HC2H302 

c) 0,1 M NaHSO4 

(650) Dadas as seguintes equações: 

pergunta-se: 

2 H3O + + O 2‾ 3 H2O 

BF3 + F‾ BF4‾ 

Mg + + + 6H2O Mg(H2O) 2 6 + 

a) as três equações representam reações ácido-base de Lewis 

b) somente as duas últimas representam reações ácido-base de Lewis 

c) as três equações representam reações ácido-base de Bronsted 

d) nenhuma das equações representa reações ácido-base de Lewis 

e) nenhuma das equações representa reações ácido-base de Bronsted 

CESCEM-66 

CESCEM-67


(659) Assinalar a resposta correta entre as afirmações abaixo: 

a) ácido acético é mais forte do que o ácido fórmico 

b) ácido acético tem acidez comparável à do ácido monofluoracético 

c) o ácido acético é mais forte do que o ácido 2 metil propanóico 

d) o ácido acético é mais forte do que o ácido monobromoacético 

e) o ácido acético é o ácido orgânico mais fraco que se conhece 

448 

CESCEM-67 

(660) Assinalar abaixo a indicação correta em relação à ordem de basicidade 

entre as seguintes aminas: dimetilamina (D), metilamina (MI), N-metil anilina (MA) e 

anilina (A) 

a) D = M = MA = A d) D > M > MA > A 

b) D = M>MA MA = A 

CESCEM-67 

As questões 661 e 662 se relacionam com a seguinte tabela que apresenta as 

constantes de ionização de alguns ácidos em solução aquosa: 

Ácido K íon 

fluorídrico 6,7 x 10 ‾4 

acético 1,8 x 10 ‾5 

cianídrico 4 X 10 ‾10 

sulfuroso (1º. degrau) 1,7 x 10 ‾2 

carbônico (1º. degrau) 4,4 x 10 ‾7 

(661) Qual dos ácidos abaixo é o mais fraco? 

a) fluorídrico d) sulfuroso 

b) acético e) carbônico 

c) cianídrico 

662) Sejam as seguintes reações 

Mg + + + 6 H2O Mg (H2O)6 + + 

BF3 + F‾ BF4 - 

HCl + F‾ HF + CI‾ 

CESCEM-68


2 HC1 + MgO MgCl2 + H2O 

Ag + + 2 CN‾ Ag (CN)2‾ 

São todas: 

a) reações ácido-base segundo Arrhenius 

b) reações ácido-base segundo Bronsted 

c) reações ácido-base segundo Lewis 

d) reações ácido-base segundo Lewis e Bronsted 

e) reações ácido-base segundo Bronsted e Arrhenius 

449 


CESCEM-68 

(663) Quando dizemos que um íon ou molécula é um ácido, isto significa que 

eles terão uma tendência de: 

a) se combinarem com prótons 

b) cederem pares eletrônicos 

c) libertarem íons hidróxido como único ânion 

d) combinarem-se com íons hidróxido presentes num solvente qualquer 


(664) Esta questão esta relacionada com a seguinte tabela: 

CESCEM-68 

Na série de reações apresentadas, podemos fazer a seguinte generalização: 

a) são ácidos somente as substâncias da coluna A 

b) são ácidos somente as substâncias da coluna B 

c) são ácidos as substancias da coluna A e C 

d) são ácidos as substâncias das colunas A e D 

e) nenhuma das generalizações acima é correta 


a) NO(OH) PO(OH)3 CO(OH)2 ; 

b) LiOH C10H Be(OH)2 ; 

CESCEM-69


c) SO(OH)2 NO2 (OH) Ba(OH)2 ; 

d) C6H5.NH2 KOH Sr(OH) 2 ; 

e) C6H5.OH HaOH P(OH)3 . 

(665) Em solução aquosa todos são bases 

(666)Em solução aquosa todos são ácidos 

(667)Em solução aquosa temos um ácido e duas bases 

450 

CESCEM-69 

(668) 0 ácido tricloroacético e mais forte do que o ácido acético 

PORQUE os átomos de cloro no ácido tricloroacético atraem elétrons mais fortemente 

do que os átomos de hidrogênio no ácido acético. 

CESCEM-69 

(669) Para a nitração dos compostos aromáticos usa-se uma mistura 

de ácido sulfúrico e ácido nítrico concentrado. Quando se misturam os dois 

ácidos ocorre a seguinte reação: 

2H2S04 + HN03 NO2+ + H2O + + 2 HSO4 - 

Nesta reação, o ácido nítrico funciona como: 

a) oxidante d) base 

b) redutor e) desidratante 

c) ácido 

CESCEM-69 

(670) De acordo com a conceituação de ácidos e de bases, segundo 

BRONSTED e LOWRY, o anion HCO3‾ 

a) sempre age como ácido 

b) sempre age como base 

c) nunca é ácido nem base 

d) pode agir como ácido ou como base 

e) só pode agir como base ao reagir com cátions 

(671) De acordo com a teoria de Bronsted o íon amônio é: 

a) um ácido 

b) um íon anfótero 

c) uma base 

CESCEM-70 

STA.CASA-67


451 


(672) A introdução de um átomo de cloro no carbono alfa do ácido acético irã: 

a) reduzir a ionização da carboxila 

b) manter o mesmo grau de ionização da carboxila 

c) aumentar a ionização da carboxila 

STA.CASA-67 

(673) HC1 dissolvido em água origina íons hidroxônio e cloreto. Esse processo 

recebe o nome de: 

a) eletroforese 

b) eletrólise 

c) ionização 

d) as alternativas a, b e c estão corretas 

e) as alternativas a, b e c estão erradas 

STA.CASA-68 

(674) Qual das substâncias abaixo pode ser classificada como ácido e como 

base de Bronsted? 

a) NH4+ d) Cl‾ 

b) BF3 e) não existe uma substância desse tipo 

c) HSO4 

SANTOS-68 

(675) Os íon NH4+, HC03 e Cu(H2O)4 ++ , são sempre ácidos segundo o 

conceito de Bronsted-Lowry, PORQUE todos podem ceder prótons . 

SANTOS-69 

(676) As substâncias HC1, HNO3 e HClO4, em solução aquosa tem suas 

forças igualadas PORQUE, segundo a teoria de Bronsted-Lowry, o ácido mais forte que 

pode existir em solução aquosa é o H3O + 

abaixo: 

SANTOS-69 

(677) Assinalar a seqüência que indica basicidade decrescente das estruturas


a) V , II , I , III , IV 

b) I, V , II , III , IV 

c) IV , III , I , II , V 

d) IV , III , II , V , I 

e) I, V , IV , IV , III 

452 

CIÊNCIAS HEDICAS-MINAS-69 

(678) Nas reações abaixo, certos reagentes podem ser considerados como 

bases e outros como ácidos de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry: 

: NH3 + H20 ↔ NH4+ + OH‾ 

: NH3 + HC1 ↔ NH4+ + Cl‾ 

: 0H2 + HC1 ↔ H3O + + Cl‾ 

Desta maneira qual das afirmações está certa? 

a) NH3 e NH4+ são bases 

b) HC1 e 0H‾ são ácidos 

c) H2O e NH4+ são bases 

d) NH4+ e H3O são ácidos 

e) HC1 e Cl‾ são ácidos 

CIÊNCIAS HÉDICAS-MINAS-68 

(679) De acordo com a teoria eletrônica de Lewis, de ácidos e bases, nós 

definimos ácido como sendo: 

base 

a) toda substância capaz de receber prótons 

b) toda substância capaz de coordenar um par de elétrons cedidos por uma 

c) toda substância que em solução liberta íons hidrônio 

d) toda substância polar 

e) nenhuma das respostas 

CIÊNCIAS MÉDICAS-MINAS-68 

(680) Consultando os valores das constantes de ionização dos ácidos abaixo: 

ÁCIDO Ki 

CH3COOH 1,8 x 10- 5 

C1CH2COOH 1,4 x 10- 3 

C12CHCOOH 5,0 x 10- 2


cloro aumenta 

CI3CCOOH 2,0 x 10 -1 

Verificamos que: 

a) o ácido acético é o mais forte de todos 

b) o ácido tricloroacético é o mais forte de todos 

c) o cloro não influencia a força dos ácidos 

453 


d) a constante de ionização diminui à medida que o numero de átomos de 

e) o cloro diminui a força dos ácidos 


(681) Uma solução de ácido fraco HC10 foi analisada, verificando-se no 

equilíbrio, a existência das seguintes concentrações: 

H3O + = 1,78x10 -4 íon g/l 

C10 - = 1,78 x 10- 4 íon g/l 

HC10 = 1,00 moles/l 

Qual a constante Ki do ácido? 1 

a) 3,56 x I0 -4 d) 1.78 x 10- 4 

b) 3,56 x 10- 8 e) 3,17 x 10- 9 

c) 3,17 x 10-8 


(682) ) 0 carbonato ácido de sódio (NaHCO3) em solução aquosa, dá reação: 

a) fortemente ácida d) alcalina 

b) fracamente ácida e) anfotera 

c) neutra 

(683) Na reação abaixo: 

F3B + :NH3 F3BNH3 

0 fluoreto de boro é um: 

a) ácido de Lewis d) conjugado de base 

b) base de Lewis e) nenhuma delas 

c) conjugado de ácido 


MEDICINA-GB-68


(684) Segundo a teoria deBronsted-Lowry, bases são substâncias: 

a) doadoras de elétrons 

b) aceptoras de elétrons 

c) doadoras de prótons 

d) aceptoras de prótons 

e) que tem disponível um par de elétrons 

454 


(685) A anilína é praticamente insolúvel em água, mas extremamente solúvel 

no benzeno. Ela pode, porém, ser facilmente separada deste último composto 

tratando-se a mistura com ácido clorídrico diluido. Isto se dá porque: 

a) a anilina sofre decomposição 

b) o benzeno e atacado pelo ácido clorídrico diluído 

c) a anilina possui grupamentos polares eclipsados que sãoo ativados nas 

condições descritas acima 

d) há formação de um sal de anilina que, por sua natureza polar e solúvel em 

água e insolúvel no benzeno 

e) forma-se cloridrato de anilina que, sendo extremamente volátil, pode ser 

separado por destilação 


(686) Assinale a seqüência que corresponda à acidez crescente dos 

compostos abaixo: 

a) II , I , V , III , IV 

b) I , V , II , III , IV 

c) II , I , V , IV , III 

d) II , V , I , III , IV 

e) I , V , III , IV , II 

(687) As soluções abaixo estão na concentração molar de 0,1 M. 

UF-RJ-69 

Conhecendo-se a constante de dissociação (K) assinale aquela que apresenta 

concentração de MI mais elevada. 

a) CH3COOH K H2S = 1 x 10 -7


b) NaHCO3 KNH4 + = 5,7 x 10 -10 

c) H2S KHSO4- = 1,3 x 10-2 d) NH4Cl KCH3COOH = 1,8 x 10-5 e) KHSO4 KHCO3‾ = 4,7 x 10-11 455 


PARANÁ-67 

(688) Sendo o ácido acético mais fraco que o ácido fórmico, podemos dizer que 

o grupo metil tem: 

a) menos atração por elétrons do que o átomo de hidrogênio 

b) mais atração por elétrons do que o átomo de hidrogênio 

c) mais eletro-atração do que o átomo de hidrogênio 

d) igual eletro-atraçao do que o átomo de hidrogênio 

e) nenhuma resposta é correta 

PARANA-67 

(689) Dadas as constantes de dissociação dos ácidos (K) abaixo enumeradas, 

qual o ácido mais fraco? 

Ácido Orgânico K 

a) úrico 1,30 x 10 -4 

b) acético 1,76 x 10 -5 

c) fórmico 1,77 x 10 -4 

d) propiônico 1,34 x 10 -5 

e) láctico 8,40 x 10 -4 

PARANÁ-67 

(690) A sulfonação do benzeno produz ácido benzeno-sulfônico de acordo com 

as equações químicas: 

como: 

Na fase I, o oxido de enxofre (VI) e o benzeno funcionam, respectivamente,


a) ácido e base de Arrhenius d) base e ácido de Lewis 

b) ácido e base de Bronsted e) base e ácido de Bronsted 

c) ácido e base de Lewis 

456 

MEDICINA-STO ANDRÉ-69 

(691) Qual dos itens abaixo indica, corretamente,a ordem 

decrescente da acidez das estruturas 

base de Lewis? 

CH3COOH , FCH2COOH , ICH2COOH , C12CHC00H , BrCH2COOH 

A B C D E 

a) A D B E A 

b) B D E C A 

c) E B D C A 

d) D B E C A 

e) A B C D E 

POUSO ALEGRE-69 

(692) Qual dos compostos abaixo possui maior acidez? 


(693) Qual das espécies químicas abaixo funciona como uma 

a) S04- 2 b) H30 + c) BF3 d) Na + e) H2 


(694) Considerando-se as constantes de dissociação dos ácidos 

HA, HB, HC, e HD a 25°C: 

KHA = 4,4 x 10- 7 KHB = 4,7 x 10 -11 

KHD = 0,5 x 10 -10 KHC = 8,6 x 10 -8


Podemos concluir que: 

457 


a) os ácidos HA e HB possuem praticamente a mesma força 

b) o ácido HD é dez vezes mais fraco do que o ácido HB 

c) o ácido HC possui exatamente 10 3 vezes mais força do que o ácido HB 

d) o ácido HA é o mais fraco 

e) o ácido HA é o mais forte 

(695) São dadas as equações: 


Qual (ou quais) reações (das reações) acima é (são) reação (reações) ácido- 

base conforme a teoria de Bronsted-Lowry? 

a) somente (1) 

b) somente (1) e (2) 

c) somente (1) , (2) e (4) 

d) nenhuma delas 

e) todas as quatro 

VASS0URAS-69 

(696) De acordo com o conceito de Lewis, as aminas são bases mais fortes que 

a água PORQUE o nitrogênio é mais eletronegativo que o oxigênio. 

MARILIA-60 

(697) Um ácido mais fraco conjuga com a base mais forte e o ácido mais forte 

com a base mais fraca PORQUE isto se dá de acordo com a teoria de Bronsted. 

MARÍLIA-68 

(698) Considerando dois ácidos e duas bases, cujos valores para "K" são: 

1º. ácido Ka = 4,5 x 10 -5 2º. ácido K'a = 8,5 x 10 -6 

1a. base Kb = 1,4 x 10 -4 2a. base K'b= 8,3 x 10 _4


Podemos dizer que o ácido e a base mais forte de cada par são: 

a) 1º. ácido e 2a. base 

b) 2º. ácido e 2a. base 

c) 2º. ácido e 1a. base 

d) 1º. ácido e 1.a. base 

e) os dados são insuficientes para responder 

458 

MARÍLIA-68 

(699) No fim de uma experiência é necessário lavar a aparelhagem 

dos restos de anilina. Pode-se usar com maior eficiência: 

a) água 

b) solução diluída de soda 

c) água acidulada com ácido clorídrico 

d) nenhuma das alternativas convém 

e) não é possível remover os restos de anilina 

MARÍLIA-69 

(700) A diminuição das propriedades básicas das aminas terciárias e 

devido com maior probabilidade: 

a) ao aumento da densidade eletrônica em volta do átomo de nitrogênio 

como conseqüência do efeito indutivo dos radicais alquila que repelem elétrons 

b) à diminuição da densidade eletrônica em volta do átomo de nitrogênio 

como conseqüência do efeito indutivo dos radicais alquila que atraem elétrons 

c) a um efeito estérico que aumenta com o tamanho dos radicais 

alquila ligados ao nitrogênio 

d) às aminas terciárias que possuem maior basicidade do que as 

primárias e secundárias 

e) nenhuma das alternativas anteriores 

═══════════════ 

MARÍLIA-69


RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS E TESTES 

As respostas cujos números tem asterisco, (por exemplo - *9) possuem 

enunciados que necessitam de consulta à ERRATA. 

1) 300 m 

2) 150 Mhz 

3) a 

4) 49,5 x 10- 13 ergs 

5) 1,9 8 x 10- 8 ergs 

6) resolvido 

7) resolvido 

8) 40, 41, 42 

9) 77, 78, 79 

10) b 

11) d 

12) a 

13) 1 cm 

14) 6 x 10 14 hertz 

15) 1,98 x 10 -12 ergs 

16) a 

17) resolvido 

18) 134 

19) 6α e 3β 

20) resolvido 

21) 13 

22) 4 α e 3β 

23) resolvido 

24) resolvido 

25) resolvido 

26) c 

27) 42 dias 

28) 6,25 8 

29) resolvido 

30) 5.830 anos 

31) resolvido 

32) e 

33) 91 h e 273 h 

34) 90.000 e 12,6 anos 

35) d 

36) resolvido 

37) c 

38) b 

39) d 

40) resolvido 

41) n 

42) d 

43) p 

44) p 

45) p 

46) a 

47) Y 

48) a 

49) c 

50) d 

51) e 

52) d 

53) alfa → + 

459


beta → - 

gama → o 

54) duas β 

55) I) 66,6 horas II) 

56) errado 

57) b 

58) menos os Eu e Ge (errado) 

59) certo 

60) d 

61) e 

62) b 

63) b 

64) b 

65) c 

66) c 

67) d 

68) c 

69) a 

70) a 

71) b 

72) a 

73) c 

74) b 

75) II 

76) a 

77) d 

78) a 

79) b 

80) e 

81) d 

82) a 

83) a 

84) c 

85) c 

86) a 

87) b 

88) b 

89) certo 

90) capaz de emitir partículas e radiações 

91) idem ao 90 

92) alfa e beta desviam-se em sentidos opostos. Gama não sofre 

desvio. 

93) a 

94) c 

95) 1 e 3 

96) d 

97) b 

98) d 

99) d 

100) e 

101) b 

102) b 

103) c 

104) e 

105) d 

106) d, e 

107) e 

108) a 

460


109) e 

110) b 

111) resolvido 



114) 2, 8, 3 

115) 2, 8, 18, 18, 5 

116) a 

117) não 

118) b 

119) c 


121) D 




125) d 

126) 9 


128) c 

129) d 

130) 4, 3, -2, +1/2 

131) 6, 1, -1, +1/2 

132) 5, 3, -2, -1/2 

133) b 


135) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 3d 6 , 4s 2 

136) ls 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 3d 10 , 4s 2 , 4p 6 , 4d 10 4f 14 ; 5s 2 , 5p 6 , 5d 4 , 6s 2 

137) d 

138) e 

139) b 

140) b 

141) c 

142) a 

143) c 

144) d 

145) b 

146) e 

147) c 

148) a 

149) b 

150) d 

151) c 

152) a 

153) d 

154) b 

155) b 

156) d 

157) c 

158) c 

159) b 

160) a 

161) e 

162) d 

163) a 

164) d 

165) a 

166) c 

167) c 

461


168) b 

169) II 

170) I e III 

171) a 

172) a 

173) e 

174) c 

175) e 

176) d 

177) 4, 0, 0, -1/2 

4, 0, 0, +1/2 

178) Sc +++ 

179) ls 2 , 2s 2 , 2px 2 , 2py 2 , 2pz 2 

3s 2 , 3px 1 , 3py 1 , 3pz 1 

180) a 

181) elétrons na camada interna 

182) b 

183) d 

184) a 

185) a 

186) b 

187) d 

188) b 

189) b 

190) a 

191) e 

192) d 

193) c 

194) a 

195) a 

196) c 

197) d 

198) b 

199) b 

200) c 

201) c 

202) a 

203) b 

204) c (supondo eletrovalente) 

205) X3 + Y ≡ 

206) c 

207) c 

208) e 





213) H - As - H 

H 

214) H - Te 

H 

H 

215) H - Ge - H 

H 

216) H - I 




462






229) H - O - Cl 

230) H - 0 - Cl → 0 

463




262) 2α e 2n 

263) 3α e 2П 

264) 5α e 1n 

265) 3σ 

266) 4σ e 1n 

267) 7 σ e 2n 

268) 2 σ e 1n 

269) 6σ 

270) 3σ e 1n 

271) 6σ 

272) b 

273) c 

274) c 

275) b 

276) e 

277) d 

278) d 

279) polar 

280) apolar 

281) apolar 

282) apolar 

283) apolar 

284) polar 

285) polar 

286) apolar 

287) a 

464


288) a 

289) c 

290) b 

291) d 

292) c 

293) d 

294) d 

295) b 

296) c 

297) d 

298) b 

*299) d 

*300) b 

301) e 

302) c 

303) c 

304) a 

305) d 

306) c 

307) b 

308) b 

309) e 

310) b 

311) b 

312) tamanho e carga dos íons 

313) diferença de eletronegatividade e estrutura angular 

314) errado 

315) c 

316) b 

317) c 

318) b 

319) e 

320) d 

321) errada, certa 

322) b 


324) d 

325) b 

326) c 

327) d 

328) b 

329) e 

330) a 

331) c 

332) d 

333) b 

334) d 

335) certa, certa (não justifica) 

336) d 

337) a 

338) b 

339) c 

340) e 

341) a 

342) e 

343) b 

344) 1, 2 e 3 

345) c 

346) a 

465


347) c 

348) e 

349) d 

350) b 

351) b 

352) b 

353) c 

354) d 

355) a 

356) e 

357) e 

358) c 

359) d 

360) c 

361) d 

362) a 

363) certa, certa (justifica) 

364) b 

365) e 

366) e 

366-A) d 

367) b 


369) b 

370) a 

371) c 

372) a 


374) e 

375) b 

376) d 

377) a 

378) d 

379) c 

380) c 

381) b 

382) c 

383) c 

384) iônicos: Kl, HgCl, Ca(OH)2, K2S04 . Al2(SO4)3. 24H2O, 

(NH4)2SO4, CaO e K2 O 

385) d 

386) b 

387) b 

388) c 

389) b 

390) d 

391) a 

392) e 

393) b 

394) b 

395) b 

396) d 

397) errada, errada 

398) a 

399) c 

400) b 

401) c 

402) d 

403) c 

466


404) b 

405) a 

406) c 

407) c 

408) d 

409) c 

410) b 

411) d 

412) a 

413) b 

414) a 

415) c 

416) d 

417) b 

418) c 

419) a 

420) d 

421) -3,0 

422) 153,5 Kcal/mol 

423) c 

424) b 

425) d 

426) e 

427) e 

428) d 

429) e 

430) b 

431) e 

432) b 

433) e 

434) e 

435) d 

436) e 

437) a 

438) a 


440) e 

441) d 

442) c 

443) b 

444) c 

445) d 

446) c 

447) b 


449) b 

450) c 

451) c 

452) c 

453) d 

454) b 

455) b 

456) a 

457) d 

458) c 

459) a 

460) c 

461) a 

462) c 

467


463) a 

464) a 

465) b 

466) b 

467) b 

468) b 

469) c 

470) c 

471) c 

472) a 

473) c 

474) c 

475) a 

476) a 

477) c 

478) c 

479) a 

480) F‾ 

481) a 

482) c 

483) b e c 

484) d 

485) a 

486) e 

487) a 

488) c 

489) d 

490) b 

491) b 

492) b 

493) b 

494) e 

495) a 

496) d 

497) c 

498) c 

499) a 

500) a 

501) a 

502) b 

503) a) Br b)CI c) Cl2 d) NaBr 

504) c 




508) +3 e -2 

509) +1 

510) +2 

511) +2 

512) -2, -1, +1 

513) b 


515) +5 

516) +5 

517) -3 

518) +3 

519) -3 



468





525) +5 

526) +6 

527) +2 

528) +4 

529) +5 

530) +3 

531) +2,5 (médio) 

532) +8/3 (médio) 

533) +3 






539) +6 

540) +2 

541) +7 

542) +5 


544) +3 

545) +5 

546) +5 

547) +4 

548) +6 




552) -3 

553) -3 

554) +3 

555) +3 

556) b 

557) d 

558) c 

559) b 

560) c 

561) 3, 5, 2 ▬ 3, 5 

562) 3, 40, 4 ▬ 15, 6, 40 

563) 2, 10, 8 ▬ 5, 1, 2, 8 

564) 2, 1 ,10 ▬ 2, 7, 5 

565) 3, 9 , 8 ▬ 2, 6, 9, 21 

566) 3, 8 ▬ 3, 3, 2, 4 

567) 2, 5 ▬ 2, 1, 2, 3 

568) 1, 1, 2 ▬ 1, 1, 1, 3 

569) 6, 3 ▬ 2, 4, 3, 2 

570) 1, 2, 2 ▬ 2, 2, 1 

571) 2, 3, 9 ▬ 2, 6, 9 

572) 2, 64, 27▬ 2, 6, 54, 32 

573) 6, 10, 24 ▬ 3, 6, 5, 20, 24 

574) 2, 2, 6 ▬ 1,2 , 1, 4, 4 

575) 3, 16 ▬ 3, 3, 8, 10 

576) 1, 3, 4 ▬ 1, 1, 7, 3 

577) 2, 3, 10 ▬ 2, 6, 8 

578) 1, 20, 16 ▬ 5, 2, 28 

579) 1, 14, 12 ▬ 3, 2, 20 

580) 2, 5, 6 ▬ 2, 5, 3 

469


581) 10, 1, 8 ▬ 2, 10, 4 

582) 4, 1, 10 ▬ 4, 1, 3 

583) 1, 4, 11 ▬ 4, 4, 1 

584) 2, 3, 6 ▬ 3, 3, 2 

585) 2,2,4 ▬ 2, 1, 2 

586) 2, 1, 2 ▬ 2, 2, 1 



589) K,Cr2O7 + 14HBr → 2KBr + 2CrBr3 + 7H2O + 3Br2 

590) 2KMnO4, + 8H2SO4 + 10KI → 6K2SO4, + 2MnSO4 + 8H2O + 5I2 

591) K2Cr207 + 7H2SO4, + 6NaCl → K2SO4, + Cr2 (SO4)3 + 

3Na2SO4, + 7H2 O + 3C12 

592) MnO2 + 2H2SO4, + 2FeSO4 -> Fe2 (SO4)3 + MnSO4, + 2H2O 

593) 2KMnO4, + 3H2 SO4, + 5H2 O2 → K2SO4 + 2MnSO4, + 

8H20 + 502 

594) K2Cr207 + 7H2S04 + 3Na2C204 → K2SO4, + Cr2(SO4)3 + 

3Na2SO4, + 6CO2 + 7H20 

595) 4HN03 + Hg c °"°-» Hg(NO3)2 + 2N02 + + 2H20 

596) 10HNO3 + 4Zn → 4Zn(NO3)2 + NH4 NO3 + 3H2O 

597) 2H2 SO4 + Ag → Ag2 SO4, + SO2 + 2H2O 

598) b 

599) d 

600) d 

601) c 

602) a 

603) a 

604) d 

605) b 

606) b 

607) d 

608) e 

609) e 

610) c 

611) d 

612) d 

613) b 

614) c 

615) b 

616) b 

617) d 

618) d 

619) c 

620) c 

621) a 

622) a 

623) c 

624) c 

625) d 

626) b 

627) d 

628) d 

470


629) a 

630) b 

631) certa, errada 

632) a 

633) a 

634) d 

635) c 

636) d 

637) a 

638) b 

639) b 

640) a 

641) a 

642) e 

643) d 

644) d 

645) e 

646) b 

647) d 

648) d, c, b, a 




652) a 

653) d 

654) c 

655) não 

656) a 

657) d 

658) a 

659) c 

660) d 

661) c 

662) c 

663) e 

664) d 

665) d 

666) a 

667) e 


669) d 

670) d 

671) a 

672) c 

673) c 

674) c 



677) a 

678) d 

679) b 

680) b 

681) c 

682) d 

683) a 

684) d 

685) d 

686) e 

687) e 

471


688) a 

689) d 

690) b 

691) d 

692) e 

693) a 

694) e 

695) b 



698) a 

699) c 

700) c 

 

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Atomistica - Ricardo Feltre e Setsuo Yoshinaga

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