Química

Feito por Tomás Sucena Lopes

 Para recordar

➢ Notação científica

Os corpos ou materiais com os quais os cientistas lidam podem

apresentar tamanhos muito diferentes entre si. A título de exemplo:
• A distância da Terra ao Sol é 𝟏𝟒𝟗 𝟔𝟎𝟎 𝟎𝟎𝟎 𝟎𝟎𝟎 m;
• O raio do átomo de magnésio é 𝟎, 𝟎𝟎𝟎 𝟎𝟎𝟎 𝟎𝟎𝟎 𝟏𝟔 m.
Como a escrita e leitura destes números não é prática, os cien-
tistas usam a notação científica. Esta representa-se por uma parte
inteira (1 ≤ 𝑥 < 10), uma parte decimal e uma potência de base 10.
Assim, temos que:
• A distância da Terra ao Sol é 𝟏, 𝟒𝟗𝟔 × 𝟏𝟎𝟏𝟏 m;
• O raio do átomo de magnésio é 𝟏, 𝟔 × 𝟏𝟎−𝟏𝟎 m.

Nota: Os números anteriores têm diferentes ordens de grandeza.

Ordem de grandeza = potência de base 10 mais próxima de um

número; num número em notação científica, se a parte inteira for
menor que 3,16, a ordem de grandeza que lhe corresponde é a da
potência de base 10, porém, se a parte inteira for maior que 3,16,
adiciona-se 1 ao expoente da potência

Exemplos:
• A distância da Terra ao Sol tem uma ordem de grandeza 𝟏𝟎𝟏𝟏 ;
• 𝟏𝟎−𝟏𝟎 é a ordem de grandeza do raio do átomo de magnésio.
 Unidades estruturais

➢ Características dos átomos

Átomo = unidade estrutural da matéria característica dos não

metais; é formado pelo núcleo e pela nuvem eletrónica

Os átomos são constituídos por três partículas subatómicas:

• Protões – têm carga elétrica positiva (+1) e situam-se no núcleo
• Neutrões – não têm carga elétrica e localizam-se no núcleo
• Eletrões – têm carga elétrica negativa (−1) e encontram-se na
nuvem eletrónica

Modelo da nuvem eletrónica

1. Tamanho dos átomos

Os átomos são corpúsculos de reduzidas dimensões, logo não
é possível medir, diretamente, o seu tamanho. Atualmente, sabe-se
que os átomos dos diferentes elementos químicos não têm todos a
mesma constituição e, portanto, têm tamanhos diferentes.
Também se sabe que o tamanho da nuvem eletrónica é muito
superior ao tamanho do núcleo. Assim, conclui-se que:

𝑇á𝑡𝑜𝑚𝑜 ≈ 𝑇𝑛𝑢𝑣𝑒𝑚 𝑒𝑙𝑒𝑡𝑟ó𝑛𝑖𝑐𝑎

 2. Massa dos átomos
Apesar das suas reduzidas dimensões, os átomos têm massa.
Contudo, como esta é muitíssimo pequena, os químicos decidiram
comparar a massa dos átomos com a massa de um padrão, ou seja,
a massa do átomo mais leve de hidrogénio, o prótio.
Devido ao facto de as massas atómicas serem determinadas
através da comparação, não se expressam em unidades e designam-
-se por massas atómicas relativas, 𝑨𝒓 (𝑿).

Massa atómica relativa do berílio

Os protões, os neutrões e os eletrões também possuem massa.

No caso dos protões e dos neutrões, a massa é, aproximadamente,
igual, enquanto que a massa dos eletrões é muito inferior. Logo:
𝑀átomo ≈ 𝑀núcleo

3. Número atómico e número de massa

Número atómico (𝒁) = número de protões que existem no núcleo

de um átomo/ião
Número de massa (𝑨) = número total de protões e neutrões que
existem no núcleo de um átomo/ião

𝐴 = 𝑍 + neutrões
 Se representarmos um átomo pelo seu símbolo químico, 𝑋, o
número atómico, 𝑍, indica-se em índice à esquerda do símbolo, e o
número de massa, 𝐴, indica-se em expoente à esquerda.

A
ZX
Exemplos:
1,01 16 14,01
Hidrogénio ➔ 1H; Oxigénio ➔ 8O; Nitrogénio ➔ 7N

➢ Características dos iões

Ião = corpúsculo que se forma quando um átomo/molécula perde

ou ganha eletrões; é característico dos metais

Consoante a sua carga elétrica, os iões podem classificar-se em:

• Catiões – têm carga elétrica positiva, por isso resultaram de um
átomo/molécula que perdeu eletrões
• Aniões – têm carga elétrica negativa, portanto resultaram de
um átomo/molécula que ganhou eletrões
Carga elétrica do ião = 𝑍 − neutrões

Exemplo:
Protões Eletrões
9F 9 9
Átomos
20Ca 20 20
−
9F 9 10
Iões 2+
20Ca 20 18

Constituição de átomos e respetivos iões

 ➢ Isótopos

Isótopo = átomo de um certo elemento químico com o mesmo

número atómico, 𝒁, mas diferente número de massa, 𝑨

Por serem eletricamente neutros, os átomos têm o mesmo

número de protões e de eletrões. Quanto ao número de neutrões,
este pode não corresponder com o número atómico.
Exemplos:
• Os átomos de hidrogénio podem ter entre 0 e 2 neutrões;

• O carbono possui três isótopos: o carbono-12 (6 neutrões), o

carbono-13 (7 neutrões) e o carbono-14 (8 neutrões).
 ➢ Massa atómica relativa de um elemento

Como já foi referido anteriormente, os átomos, apesar da sua

pequenez, têm massa. No entanto, por esta ser muito reduzida,
1
compara-se com a massa de um padrão, 12 do átomo de carbono-12.

Massa atómica relativa do hélio

Regra geral, os átomos de elementos químicos diferentes têm

massas diferentes devido à sua desigual composição. Todavia, os
isótopos, apesar de serem átomos de um dado elemento, também
têm massas distintas devido ao seu número de neutrões. Portanto,
para se obter a massa atómica relativa, 𝑨𝒓 (𝑿), de um elemento
químico é necessário ter em conta as massas isotópicas do mesmo.
Para além disso, é também preciso ter em conta a abundância
relativa de cada isótopo, já que, na maioria dos elementos, um dos
isótopos é mais comum na Natureza que os outros. Assim:
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎𝑠 𝑖𝑠𝑜𝑡ó𝑝𝑖𝑐𝑎𝑠 × 𝑎𝑏𝑢𝑛𝑑â𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎
𝐴𝑟 (𝑋) =
100

Exemplo:
𝐴𝑟 ( 11𝐻) × 99,98 + 𝐴𝑟 ( 21𝐻 ) × 0,02
𝐴𝑟 (𝐻) = ⇔
100
1,01 × 99,98 + 2,01 × 0,02
⇔ 𝐴𝑟 (𝐻) = ≈ 1,01
100
Massa atómica relativa do hidrogénio
 Quantidade química

➢ Mole

Por mais diminuta que seja uma dada amostra de matéria, essa
contém muitos milhões de corpúsculos, sejam os mesmos átomos,
moléculas ou iões. Por exemplo, apenas 12 gramas de carbono-12
contêm cerca de 𝟔, 𝟎𝟐 × 𝟏𝟎𝟐𝟑 átomos.

Amostra de fibra de carbono

Baseado no carbono-12, os cientistas definiram que o número

𝟔, 𝟎𝟐 × 𝟏𝟎𝟐𝟑 (designado número de Avogadro, 𝑵𝐀 ) seria um padrão
para exprimir a quantidade de unidades estruturais num exemplar
de matéria. Assim:
𝑁A = 6,02 × 1023

A quantidade de matéria, 𝒏, cujo número de partículas, 𝑵, cor-

responde ao número de Avogadro é designada por mole (𝐦𝐨𝐥).

𝑁 = 𝑛 × 𝑁A Número de Avogadro
Nº de partículas
(𝐦𝐨𝐥−𝟏 )

Quantidade

Exemplo: Num recipiente que contém 𝟏 𝐦𝐨𝐥 de água existem cerca

de 𝟔, 𝟎𝟐 × 𝟏𝟎𝟐𝟑 moléculas de água.
 ➢ Massa molar

Massa molar = massa de uma mole de entidade; exprime-se em

g/mol e é numericamente igual à massa atómica relativa média
dos elementos ou à massa molecular relativa das moléculas que
constituem uma substância, caso esta seja um elemento ou um
composto molecular, respetivamente
Exemplos:
• 𝑴(𝐍𝐇𝟑 ) = 14,01 + 3 × 1,01 = 17,04 g/mol
• 𝑴(𝐂𝐎𝟐 ) = 12,01 + 2 × 16 = 44,01 g/mol
• 𝑴(𝐍𝐚𝟑 𝐏𝐎𝟒 ) = 3 × 22,99 + 30,97 + 4,16 = 163,94 g/mol

𝑚 =𝑛×𝑀 Massa molar (g/mol)

Massa (g)

Quantidade (mol)

Nota: A massa de uma porção de matéria é diretamente proporcio-

nal à quantidade de matéria presente, sendo a constante de propor-
cionalidade a massa molar.

➢ Fração molar

Fração molar = quociente entre o número de moles de um com-

ponente de uma mistura e o número total de moles de todos os
componentes da mesma

𝑛𝐴
Fração 𝑥𝐴 =
molar de A 𝑛𝐴 + 𝑛𝐵 + 𝑛𝐶 + ⋯

Nota: A soma das frações molares de todos os componentes de

uma mistura é igual a 1.
 ➢ Fração mássica

Fração mássica = quociente entre a massa de um componente de

uma mistura e a massa total de todos os componentes da mesma

Fração 𝑚𝐴
𝑤𝐴 =
mássica de A 𝑚𝐴 + 𝑚𝐵 + 𝑚𝐶 + ⋯

Nota: A soma das frações mássicas de todos os componentes de

uma mistura é igual a 1.
 Espetros

➢ Espetro eletromagnético

Radiação = propagação de energia no espaço; esta energia pode

ser visível ou invisível ao olho humano

Observa a seguinte experiência:

Ao atravessar o prisma de vidro, as diferentes radiações propa-

gam-se com velocidades desiguais, separando-se umas das outras e
originando o espetro eletromagnético visível.
Contudo, existem ainda as radiações invisíveis ao ser humano,
como as ondas de rádio e os raios X. Ao conjunto de todas as radia-
ções existentes designamos espetro eletromagnético.
Nota: Há dois tipos de luz:
• Luz monocromática – constituída por uma única frequência;
• Luz policromática – constituída por radiações de várias cores,
com diferentes frequências.

A luz das lâmpadas é policromática

➢ Tipos de espetros

Para se classificar um espetro, é necessário ter em conta dois

fatores: o modo como foram obtidos (de emissão ou de absorção)
e o seu aspeto (contínuo ou de riscas).
Assim, temos que:

Espetros

De
De emissão
absorção

Contínuos De riscas

De riscas
 1. Espetros de emissão
Quando os corpos sólidos ou líquidos estão em incandescência,
emitem radiações, e, através das mesmas, forma-se um espetro de
emissão contínuo (conjunto ininterrupto de cores).
Também um gás incandescente, a pressão elevada, apresenta
um espetro de emissão contínuo, como é o caso do tungsténio que
se encontra nas lâmpadas.

No entanto, nem todos os espetros de emissão são contínuos.

Quando os eletrões de um gás rarefeito transitam de um nível de
energia superior para outro com menos energia, emitem luz. Anali-
sando essa luz com um espetroscópio, pode ver-se um espetro de
emissão de riscas, formado por um conjunto de riscas coloridas sob
um fundo negro.
 Como já foi mencionado, um espetro de emissão resulta da pas-
sagem dos eletrões de um estado de energia mais elevado para um
estado de energia mais baixo, emitindo energia sobre a forma de ra-
diação. Na zona do visível, essa radiação corresponde às riscas colo-
ridas sobre um fundo negro, sendo este último a ausência de radia-
ção emitida. Logo, ocorre emissão de fotões.

Em termos práticos, um fotão é uma “partícula” de luz. A sua

energia é dada pela expressão:

Energia do 𝐸 =ℎ×𝑓 Frequência (Hz)

fotão (J)

Constante de Planck
(𝟔, 𝟔𝟑 × 𝟏𝟎−𝟑𝟒 )

Nota: Outra fórmula importante para a resolução de exercícios é a

seguinte:
Velocidade 𝑉 =𝜆×𝑓 Frequência (Hz)
da luz
(𝟑 × 𝟏𝟎𝟖 m)
Comprimento de
onda (m)
 2. Espetros de absorção
Quando átomos de um determinado elemento, por exemplo de
um gás frio, se interpõem no caminho da luz branca, algumas radia-
ções desta última são absorvidas por esses átomos. No espetro da
luz branca passam então a faltar as radiações que foram absorvidas,
ficando no seu lugar riscas negras correspondentes à ausência de
radiação. Assim, obtém-se um espetro de absorção.

Um espetro de absorção resulta da passagem dos eletrões de

um estado de energia inferior para um estado de energia mais ele-
vado, absorvendo energia sob a forma de radiação.
Nota: Comparando os espetros de emissão e de absorção de um cer-
to elemento, verifica-se que:
• Cada elemento tem espetros característicos;
• O espetro de absorção de um elemento é o “negativo” do es-
petro de emissão, pois as riscas negras presentes no espetro
de absorção têm a mesma energia que as coloridas no espetro
de emissão.
➢ Riscas de Fraunhofer

Em 1814, o astrónomo Fraunhofer analisou a luz solar, revelan-

do a existência de riscas negras sobrepostas ao espetro de emissão
da mesma. Estas riscas (conhecidas por riscas de Fraunhofer) resul-
tam da absorção da radiação pelos átomos ou iões que existem na
superfície da estrela.
Deste modo, conclui-se que o espetro de emissão solar é, simul-
taneamente, um espetro de emissão e um espetro de absorção.

Espetro de emissão do Sol

➢ Modelo de Bohr

Com base em experiências, nomeadamente através do estudo

do espetro de absorção do hidrogénio, o físico Niels Bohr formulou
o seu modelo para o átomo de hidrogénio. Segundo ele, o eletrão
só pode ser encontrado em determinadas órbitas, admitindo que:
• Existem níveis de energia com valores bem definidos devido à
quantização de energia dos eletrões no átomo (em suma, só
são permitidos certos valores de energia para o eletrão);
• Ocorrem transições eletrónicas entre os níveis de energia por
absorção ou emissão de valores discretos de energia.

Por convenção, um eletrão livre é um eletrão que se encontra

infinitamente afastado do núcleo, cuja energia é nula.
Consequentemente, a energia do eletrão no átomo é negativa,
dado que o eletrão é mais estável quando está sob a ação das forças
do núcleo.

Energia do
−2,18 × 10−18
𝐸𝑛 =
nível (J) 𝑛2

➢ Espetro de emissão do hidrogénio

Os eletrões do átomo de hidrogénio podem transitar para esta-

dos excitados, absorvendo energia. Ao “regressarem” aos estados
de energia mais baixos, emitem radiação, originando as riscas que
se observam no seu espetro de emissão.
 Um estudo mais detalhado do espetro de emissão do elemento
revelou a existência de mais riscas para além das visíveis na zona das
radiações UV e IV, conforme o demostra o seguinte diagrama:

Através da análise do gráfico, é plausível afirmar que:

• As radiações UV (série de Lyman) resultam da passagem dos
eletrões de um nível de energia superior para o estado funda-
mental (𝑛 = 1);
• As radiações visíveis (série de Balmer) correspondem à transi-
ção dos eletrões de um nível de energia superior para o primei-
ro estado excitado (𝑛 = 2);
 • As radiações IV (série de Paschen) resultam da passagem dos
eletrões de um nível de energia superior para o segundo estado
excitado (𝑛 = 3).
Nota: Para calcular a variação de energia entre dois níveis de energia
envolvidos numa transição, seja ela de emissão ou de absorção, te-
mos que:

Variação da ∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖 Energia do nível

energia (J) inicial

Energia do nível final

Modelo da nuvem eletrónica

➢ Orbitais

Como observamos, no modelo de Bohr eram admitidas órbitas

para os eletrões, ou seja, circunferências bem definidas onde se tem
a certeza de encontrar um eletrão com uma dada energia. Assim, o
termo “órbita” implica conhecer simultaneamente a posição e a
energia de um eletrão.
Contudo, Heisenberg demonstrou que é impossível determinar
em simultâneo e com exatidão a energia e a posição de um eletrão,
formulando o Princípio da Incerteza de Heisenberg.
Atualmente, abandonou-se o conceito de órbita e substituiu-se
pelo de orbital.

Orbital = região do espaço onde, sob a ação do núcleo, é mais pro-

vável encontrar um eletrão com uma dada energia
Nota: Apesar de ter sido substituído, aproveitaram-se certos aspe-
tos do modelo de Bohr, nomeadamente:
• A existência de níveis com energia quantizada;
• A ocorrência de transições eletrónicas entre níveis, por emissão
ou absorção de energias bem definidas.
➢ Tipo, forma e energia das orbitais

As orbitais são designadas pelas letras 𝒔, 𝒑, 𝒅, …

Rigorosamente, as orbitais não têm uma forma geométrica
bem definida, pois não possuem fronteiras; todavia, é conveniente
representá-las usando as mesmas. Deste modo:
• As orbitais 𝒔 apresentam simetria esférica, o que significa que
a densidade eletrónica é igual em todas a direções;
• As orbitais 𝒑 têm dois lóbulos simétricos, tendo o núcleo como
centro; estes lóbulos estão orientados segundo os eixos carte-
sianos do plano, podendo, portanto, ser px, py e pz;
• As orbitais 𝒅 podem ter cinco possibilidades de orientação.
 Cada nível, caracterizado pelo valor de 𝒏, tem:
• 𝒏 subníveis;
• 𝒏𝟐 orbitais;
• no máximo, 𝟐𝒏𝟐 eletrões (2 eletrões por orbital).

Nível Subnível Orbitais

𝑛=1 1 1𝑠
𝑛=2 2 2𝑠, 2𝑝𝑥 , 2𝑝𝑦 , 2𝑝𝑧 + 1𝑠
𝑛=3 3 3𝑠, 3𝑝𝑥 , 3𝑝𝑦 , 3𝑝𝑧 , 3𝑑 + 𝑜𝑢𝑡𝑟𝑎𝑠
No átomo de hidrogénio e nos iões monoeletrónicos (2𝐻𝑒 + ), a
energia das orbitais apenas depende do valor de 𝒏.
𝐸2𝑠 = 𝐸2𝑝

Por outro lado, nos átomos polieletrónicos, a energia das orbi-

tais depende do 𝒏 e do tipo de orbital.
𝐸2𝑠 < 𝐸2𝑝

Nota: Para o mesmo 𝒏, todas as orbitais 𝒑 têm a mesma energia –

– dizem-se degeneradas. O mesmo ocorre com as orbitais 𝒅.
 ➢ Configuração eletrónica no estado fundamental

Para se obter a configuração eletrónica no estado fundamen-

tal, é necessário obedecer-se a algumas regras:
• Princípio da exclusão de Pauli – cada orbital só pode ser ocupa-
da por, no máximo, dois eletrões emparelhados, isto é, com
spins opostos;
• Princípio da construção ou de Aufbau – os eletrões distribuem-
-se pelas orbitais por ordem crescente de energia;
• Regra de Hund – em orbitais degeneradas (com a mesma ener-
gia), a distribuição mais favorável é aquela que conduz à obten-
ção do número máximo de spins paralelos; para tal, primeiro
semipreenche-se cada orbital com um eletrão e só depois se
procede ao emparelhamento.
 Tabela Periódica

➢ Organização da Tabela Periódica

O conhecimento da estrutura do átomo veio explicar a organi-

zação dos elementos químicos na Tabela Periódica.
Assim, ao comparar a configuração eletrónica dos átomos com
a sua posição na Tabela, conclui-se que:
• Todos os elementos do mesmo grupo têm o mesmo número
de eletrões de valência e, desse modo, têm propriedades quí-
micas semelhantes;
• Todos os elementos do mesmo período têm o mesmo número
de níveis eletrónicos;

Nota: As propriedades que se referem aos elementos são o símbolo,

o número atómico, a configuração eletrónica, a massa atómica rela-
tiva, a energia de ionização e o seu nome. Por outro lado, o ponto
de ebulição, o ponto de fusão, a massa volúmica e o estado físico
são propriedades que se referem à substância elementar.
➢ Causas da variação das propriedades periódicas

O efeito predominante no estudo da variação das propriedades

periódicas obedece à seguinte sequência:
1. Número de níveis preenchidos (período) – quanto maior
for o número de níveis preenchidos, menor é a atração
entre o núcleo e os eletrões de valência;
2. Carga nuclear – quanto maior for o número de protões no
núcleo, maior é a atração entre o núcleo e os eletrões de
valência;
3. Número de eletrões de valência (grupo) – quanto maior
for o número de eletrões de valência, maior é a força re-
pulsiva entre os mesmos, ficando a nuvem eletrónica mais
expandida.

➢ Variação do raio atómico

Raio atómico = propriedade definida como metade da distância

entre os núcleos de dois átomos vizinhos do mesmo elemento

O raio atómico:
• Aumenta ao longo do grupo – como há preenchimento de mais
níveis de energia, os eletrões de valência passam a estar mais
afastados do núcleo;
• Diminui ao longo do período – como aumenta a carga nuclear,
há maior atração entre o núcleo e os eletrões.
 ➢ Energia de ionização

Energia de ionização = valor de energia mínima necessária para

remover um eletrão de um átomo isolado (estado gasoso, a bai-
xa pressão) no seu estado fundamental

A energia de ionização:
• Diminui ao longo do grupo – como há preenchimento de mais
níveis de energia, os eletrões de valência passam a estar mais
afastados do núcleo;
• Aumenta ao longo do período – como aumenta a carga nucle-
ar, há maior atração entre o núcleo e os eletrões.

Nota: Em ionizações sucessivas, à medida que os eletrões são remo-

vidos, as repulsões entre as partículas negativas diminuem; como a
carga nuclear permanece constante, os mesmos ficam mais forte-
mente atraídos pelo núcleo.
 ➢ Variação do caráter metálico e não metálico

O caráter metálico de um elemento está relacionado com a fa-

cilidade que os átomos desse elemento têm para ceder eletrões.
Assim, quanto menor for a primeira energia de ionização de um
elemento, mais acentuado é o seu caráter metálico. Logo, o caráter
metálico varia da mesma forma que o raio atómico.
Em contrapartida, o caráter não metálico varia de acordo com
a energia de ionização, pois a mesma e o raio atómico são inversa-
mente proporcionais.
 Ligação química

➢ Interações elétricas

Nas moléculas, ocorrem diversas interações, nomeadamente:

• Repulsão entre os núcleos;
• Repulsão entre os eletrões;
• Atração entre os núcleos e os eletrões.

A energia de interação nos átomos e nas moléculas é potencial.

• As forças de atração eletrostática diminuem a energia poten-
cial de interação entre as cargas;
• As forças de repulsão fazem aumentar a energia potencial de
interação entre as cargas;
• As forças de interação atrativas entre cargas nas moléculas con-
duzem a um estado de energia mínima;
• Nas moléculas, há um equilíbrio entre as forças de atração e as
de repulsão.
Assim, conclui-se que são as forças elétricas entre as partículas
dos átomos que levam à formação das ligações.
 Observa o seguinte gráfico, o qual representa a variação da
energia potencial elétrica de dois átomos de hidrogénio, à medida
que a distância entre ambos diminui.

• Situação 1: os átomos estão suficientemente afastados (𝑟 → ∞)

para que a interação entre eles seja nula, ou seja, a energia
potencial elétrica entre ambos é zero;
• Situação 2: nesta situação, dominam as forças atrativas sobre
as forças repulsivas, provocando a aproximação dos átomos;
isto resulta na deformação das nuvens eletrónicas dos dois áto-
mos, diminuindo a energia potencial elétrica do conjunto;
• Situação 3: quando os núcleos se situam à distância 𝑟𝑒 (compri-
mento de ligação), atinge-se uma situação de equilíbrio entre
as forças, ou seja, o estado de menor energia possível para o
conjunto dos dois átomos, que, deste modo, atinge o máximo
de estabilidade, formando a molécula H2;
• Situação 4: caso os núcleos se aproximem mais do que a distân-
cia 𝑟𝑒 , as forças repulsivas prevalecem, aumentando a energia
potencial elétrica; assim, o sistema torna-se instável e, tenden-
cialmente, os núcleos afastam-se novamente.
Nota: Através da análise do gráfico da energia potencial elétrica no
conjunto de dois átomos de hidrogénio, descobrimos a energia de
ligação e de dissociação da molécula associada.

Energia de ligação = energia libertada quando se estabelece uma

ligação entre dois átomos
Energia de dissociação = energia necessária para quebrar uma
ligação entre dois átomos

𝐸𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎çã𝑜 = |𝐸𝑙𝑖𝑔𝑎çã𝑜 |

➢ Ligação covalente

Ligação covalente = ligação química onde os átomos envolvidos

partilham eletrões

Nas ligações covalentes:

• Os eletrões que contribuem para a formação da ligação são os
eletrões de valência dos átomos;
• Os eletrões de valência da molécula são todos os eletrões de
valência dos átomos que constituem a partícula;
• Os eletrões de valência que, de facto, participam na ligação são
designados eletrões ligantes; inversamente, os que não parti-
cipam na ligação são conhecidos por eletrões não-ligantes;
• Os eletrões ligantes ocupam, na maioria das ligações, a região
internuclear.
Nota: Dependendo do número de pares de eletrões ligantes, as liga-
ções covalentes podem ser classificadas em simples (apenas um par
de eletrões ligantes), duplas ou triplas.
 ➢ Geometria espacial das moléculas

A geometria de uma molécula, isto é, a disposição espacial dos

seus átomos, é a que torna mínima a sua energia, ou seja, a que tor-
na mínima as repulsões na molécula.
Admite-se que a repulsão entre pares de eletrões não-ligantes
seja superior à repulsão entre um par de eletrões não-ligantes e um
par de eletrões ligantes, e que esta, por sua vez, seja superior à re-
pulsão entre pares de eletrões ligantes.
𝑃𝑁𝐿 − 𝑃𝑁𝐿 > 𝑃𝑁𝐿 − 𝑃𝐿 > 𝑃𝐿 − 𝑃𝐿

1. Geometria tetraédrica (CH4) – 5 átomos

A molécula de metano tem quatro pares eletrónicos ligantes.
De modo a minimizar as repulsões eletrónicas, a mesma apre-
senta a forma de um tetraedro regular, no qual o átomo de carbono
ocupa o centro e os átomos de hidrogénio os vértices.
Os ângulos de ligação desta molécula são iguais aos de um te-
traedro, ou seja, 109,5º.
 2. Geometria piramidal trigonal (NH3) – 4 átomos e um par de
eletrões não-ligantes

Os quatro pares de eletrões de valência do amoníaco apontam

para os vértices de um tetraedro, mas a geometria da molécula é
definida pela orientação dos três pares ligantes.
Deste modo, a geometria desta molécula é uma pirâmide, na
qual o átomo de nitrogénio ocupa o vértice do topo da pirâmide e
os átomos de hidrogénio os vértices da base.

3. Geometria angular (H2O) – 3 átomos e o átomo central tem

eletrões não-ligantes

A molécula da água apresenta quatro pares de eletrões, sendo

dois pares ligantes e os outros dois não-ligantes.
A geometria da água é definida pela orientação dos dois pares
ligantes, que formam entre si um ângulo de ligação de 104,5º. Este é
menor do que o ângulo da molécula de amoníaco, já que, na água,
há mais um par de eletrões não-ligantes.
 4. Geometria linear (CO2) – 3 átomos e o átomo central não tem
eletrões não-ligantes

A molécula de dióxido de carbono apresenta quatro pares de

eletrões não-ligantes em duas zonas em torno do carbono e quatro
pares de eletrões não-ligantes junto dos átomos de oxigénio.
A geometria que minimiza as repulsões entre os diversos pares
de eletrões, nesta molécula, é a linear.
Tal como o nome indica, o seu ângulo de ligação é de 180º.

➢ Outras ligações

Covalente • Ocorre partilha de eletrões.

(não-metais)
• Estabelece-se entre catiões e aniões;
Iónica
• Estes resultaram da transferência de
(metal + não-metal)
eletrões entre átomos correspondentes.
• Acontece partilha deslocalizada de ele-
trões;
• Resulta de uma rede de iões metálicos
Metálica
positivos imersos num “mar” de eletrões
(metais)
de valência deslocalizados;
• Os eletrões de valência são partilhados
por todos os átomos.
Nota: A ligação metálica é a mais forte das três.
➢ Ligação covalente polar e apolar

Uma ligação covalente pode ser:

• Polar – estabelece-se entre átomos diferentes, logo, a nuvem
eletrónica é assimétrica;
• Apolar – estabelece-se entre átomos iguais, portanto, a nuvem
eletrónica é simétrica.

Por sua vez, uma molécula pode ser classificada em:

• Polar – o conjunto das ligações entre os átomos origina uma
nuvem eletrónica assimétrica;
• Apolar – o conjunto das ligações entre os átomos origina uma
nuvem eletrónica simétrica.
 ➢ Hidrocarbonetos

Hidrocarbonetos = substâncias moleculares formadas por partí-

culas dos elementos carbono e hidrogénio; nestes, os átomos de
carbono ligam-se entre si, constituindo as cadeias carbonadas

Nos hidrocarbonetos, podemos ter:

• Cadeias saturadas – os hidrocarbonetos de cadeia saturada, ou
hidrocarbonetos saturados, são os que contêm apenas ligações
covalentes simples entre os carbonos; são os alcanos;
• Cadeias insaturadas – os hidrocarbonetos de cadeia insaturada,
ou hidrocarbonetos insaturados, são os que contêm ligações
covalentes duplas ou triplas entre os carbonos;
o Se existir, pelo menos, uma ligação covalente dupla entre
os átomos de carbono, os hidrocarbonetos designam-se
por alcenos.
o Se existir, pelo menos, uma ligação covalente tripla entre
os átomos de carbono, os hidrocarbonetos designam-se
por alcinos.
Nota: A cadeia carbonada só pode ter ramificações a partir de 4
átomos de carbono.
 ➢ Alcanos

O nome dos alcanos termina em –ano.

Nos mesmos, cada partícula de carbono está ligada a quatro
outros átomos. Por essa razão, a fórmula geral dos mesmos é:
𝐶𝑛 𝐻2𝑛+2 , sendo 𝑛 o número de carbonos

Ao conjunto de átomos que constituem as “ramificações” dos

alcanos chama-se radicais alquilo (R).
Os nomes dos radicais alquilo obtêm-se a partir do nome do
alcano que os origina, substituindo a terminação –ano por –ilo.
Exemplo: 𝑪𝑯𝟑 é o grupo metilo, pois deriva do metano.
Nota: A nomenclatura dos alcanos de cadeia ramificada obedece às
seguintes regras:
1 – O nome corresponde ao alcano que tem o mesmo número de
átomos de carbono que a cadeia principal;
2 – Cada carbono da cadeia principal é numerado em sequência, de
modo a originar a menor soma dos números dos átomos de carbono
ligados a radicais alquilo;
3 – As ramificações aparecem por ordem alfabética;
4 – A posição de cada ramificação é separada do respetivo nome da
cadeia principal por um hífen.

➢ Outras famílias de compostos orgânicos

Família/Funções orgânicas Grupo funcional

Álcool
Hidroxilo

Aldeído
Carbonilo (terminal)

Cetonas
Carbonilo

Ácidos carboxílicos
Carboxilo

Aminas
Amino
 ➢ Ligações intermoleculares

Ligações intermoleculares = forças atrativas entre moléculas ou

átomos sem que haja partilha significativa de eletrões; resultam
de atrações e repulsões eletroestáticas e não dão origem a novas
substâncias, mas são responsáveis pelas propriedades físicas
Dipolo = zona onde há défice ou excesso de carga negativa

As ligações intermoleculares podem ser:

• Interação dipolo permanente–dipolo permanente
Estas interações predominam entre moléculas polares.
Num conjunto dessas moléculas, os dipolos tendem a orientar-
-se de tal modo que a extremidade negativa da molécula fique pró-
xima da extremidade positiva da outra molécula.

• Interação dipolo permanente–dipolo induzido

Quando se misturam substâncias constituídas por moléculas
polares com substâncias formadas por moléculas apolares, o polo
positivo da molécula polar irá atrair a nuvem eletrónica da molécula
apolar, deformando-a e originando um dipolo induzido.
 • Interação dipolo instantâneo–dipolo induzido
Estas interações, designadas por Forças de London, podem ser
explicadas pela existência de dipolos instantâneos nas moléculas
como consequência das deformações aleatórias e instantâneas das
respetivas nuvens eletrónicas.
Esses dipolos instantâneos provocam, nas moléculas vizinhas,
o aparecimento de dipolos induzidos.
A intensidade das Forças de London depende, essencialmente,
do tamanho e da forma da molécula:
o Quanto ao tamanho, as moléculas com nuvens eletrónicas
maiores são mais deformáveis;
o Quanto à forma, quanto maior for a superfície exposta ou
a zona de contacto das nuvens eletrónicas das moléculas,
maior é a intensidade das forças que se fazem sentir.

• Ligações de hidrogénio
As ligações de hidrogénio formam-se quando estão reunidas,
em simultâneo, as seguintes condições:
o Existência, na molécula, de átomos de hidrogénio ligados
a átomos de pequeno tamanho com elevada tendência
para atrair eletrões (nitrogénio, oxigénio e flúor);
o Existência de moléculas vizinhas com átomos de pequeno
tamanho com pares de eletrões não-ligantes (nitrogénio,
oxigénio e flúor).
Nota: Quanto mais intensas forem as ligações intermoleculares de
uma substância, maior é o seu ponto de ebulição.
 Gases e dispersões

➢ Volume molar

Volume molar (𝑽𝒎 ) = volume ocupado por uma mole de um gás,

em determinadas condições de pressão e temperatura

A fórmula do volume molar é a seguinte:

𝑉
𝑉𝑚 =
𝑛

Ao comparar e interpretar observações de outros cientistas, o

físico Avogadro propôs a Lei de Avogadro. Esta afirma que volumes
iguais de quaisquer gases, medidos nas mesmas condições de pres-
são e temperatura, contêm o mesmo número de moléculas, ou seja,
a mesma quantidade química.
Por essa razão, o volume molar de qualquer gás, nas condições
normais de pressão e temperatura (PTN), é igual a 𝟐𝟐, 𝟒 𝐝𝐦𝟑 /𝐦𝐨𝐥.
Neste volume encontra-se 𝟏 𝐦𝐨𝐥 de moléculas.
Nota: A unidade SI do volume molar é 𝐦𝟑 /𝐦𝐨𝐥. Contudo, para gases,
usa-se, geralmente, o 𝐝𝐦𝟑 /𝐦𝐨𝐥.

➢ Densidade de um gás

Densidade (ρ) de um gás = massa que um dado volume de um gás

ocupa, em determinadas condições de pressão e temperatura

A fórmula da densidade é:
𝑚 𝑀
𝜌= ⇔𝜌=
𝑉 𝑉𝑚
 ➢ Composição quantitativa de soluções

Há diversas formas de averiguar a composição quantitativa de

uma solução, nomeadamente:
• Concentração mássica
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 g
g/dm3 𝐶𝑚 =
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 dm3

• Concentração
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 mol
mol/dm3 𝐶=
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 dm3

• Fração molar
𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 mol
𝑥𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =
𝑛𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 mol

• Percentagem em massa/volume
𝑚/𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
% (𝑚/𝑚) 𝑜𝑢 (𝑉/𝑉) = × 100
𝑚/𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜

• Partes por milhão (massa/volume)

𝑚/𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑝𝑝𝑚 𝑜𝑢 𝑝𝑝𝑚𝑉 = × 106
𝑚/𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜

Nota:
𝑝𝑝𝑚 = % (𝑚/𝑚) × 104 ⇔ % (𝑚/𝑚) = 𝑝𝑝𝑚 × 10−4
 Troposfera

➢ Constituição da troposfera

A atmosfera, a que vulgarmente chamamos ar, é uma mistura

de gases sem cor e sem odor. É constituída por diversas camadas,
cada qual com propriedades físicas próprias.
A troposfera é a camada da atmosfera que se encontra mais
próxima da Terra. Devido à força gravitacional, cerca de 80% da mas-
sa da atmosfera encontra-se na troposfera e, por conseguinte, esta
é a camada mais densa.
A troposfera é constituída, fundamentalmente, por nitrogénio
troposférico (78,1%) e oxigénio troposférico (20,9%). O restante ar
seco é composto, essencialmente, por árgon, óxidos de carbono e
óxidos de nitrogénio.

Nota: A troposfera protege a vida na Terra, pois, além de absover

radiações UV (prejudiciais para os seres vivos), impede a ocorrência
de variações extremas de temperatura entre o dia e a noite.
 ➢ Efeito de estufa

O aumento do efeito de estufa poderá ter como consequência

a subida da temperatura média do planeta, o que provocará altera-
ções climáticas, tais como:
• A diminuição da superfície gelada nas calotes polares e, como
consequência, a subida do nível médio da água do mar;
• O aumento da frequência de fenómenos meteorológicos extre-
mos, como as secas e as inundações;
• O desaparecimento de grande parte das florestas tropicais e,
consequentemente, a extinção de algumas espécies de animais
e plantas;
• A escassez de água potável.
Poluentes Fontes Efeitos
• Vulcões • Elevada concentração
• Combustíveis fósseis em CO prejudica a oxige-
Óxidos de
• Transportes nação do organismo
carbono
• Indústria • Agravamento do efeito
• Respiração de estufa
• Transportes • Chuvas ácidas
• Centrais termoelétricas • Agravamento do efeito
Óxidos de
• Indústria de estufa
nitrogénio
• Utilização de adubos • Smog

• Vulcões • Chuvas ácidas

Óxidos de • Centrais termoelétricas • Irritação do sistema
enxofre respiratório

• Pântanos
• Arrozais
• Agravamento do efeito
Metano • Combustão de biomassa,
de estufa
carvões e gás natural
• Agropecuária
 • Aerossóis
• Agravamento do efeito
• Material de refrigeração e
de estufa
CFC congelação
• Destruição da camada
• Embalagens de alimentos
de ozono
• Ar condicionado
 Transformações químicas

➢ Energia interna de um sistema

Em Química, considera-se um sistema a parte do Universo que

se pretende estudar. A restante parte que não se intenciona estudar
designa-se por vizinhança. O sistema e a vizinhança são separados
pela fronteira.

Os sistemas podem classificar-se em:

• Abertos – há troca de matéria e de energia com a vizinhança;
• Fechados – apenas há troca de energia com a vizinhança;
• Isolados – não ocorrem trocas com a vizinhança.
 Os sistemas são formados por enormes quantidades de corpús-
culos, os quais possuem energia. Esta constitui a energia interna do
sistema.
𝐸𝑖𝑛𝑡𝑒𝑟𝑛𝑎 = 𝐸𝑐𝑖𝑛é𝑡𝑖𝑐𝑎 + 𝐸𝑝𝑜𝑡𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎𝑙

Movimento das Interações

partículas entre partículas

Nota: Quanto maior é a energia cinética de um sistema, mais alta é

a sua temperatura.

➢ Reações químicas

Numa reação química, os reagentes transformam-se em produ-

tos da reação.
• Se a energia absorvida pelos reagentes para quebrar as suas
ligações for maior do que a energia libertada pelos produtos
de reação, então a reação é endotérmica.
• Caso a energia absorvida pelos reagentes seja menor do que a
energia libertada pelos produtos de reação, então a reação diz-
-se exotérmica.
 Sistema isolado Sistema fechado
• A temperatura diminui; • A temperatura do sistema
• A energia total do sistema mantém-se;
Reação mantém-se. • Diminui a temperatura da
endotérmica vizinhança;
• A energia total do sistema
aumenta.
• A temperatura aumenta; • A temperatura do sistema
• A energia total do sistema mantém-se;
Reação mantém-se. • Aumenta a temperatura
exotérmica da vizinhança;
• A energia total do sistema
diminui.

Nota: Para medir o calor transferido entre um sistema e a respetiva

vizinhança, utiliza-se a variação de entalpia.
Variação de entalpia (∆𝑯) = quantidade de energia (sob a forma
1
de calor) envolvida numa reação química, a pressão constante

A fórmula que permite calcular a variação da entalpia é:

∆𝐻 = 𝐸𝑎𝑏𝑠𝑜𝑟𝑣𝑖𝑑𝑎 − 𝐸𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑡𝑎𝑑𝑎

➢ Reações fotoquímicas

As reações desencadeadas pelas radiações UV são as reações

fotoquímicas. Estas podem ser:
• Reações de fotodissociação – formam radicais livres, que são
espécies químicas muito reativas, visto que possuem eletrões
desemparelhados em orbitais
Ex: 𝑂2 (𝑔) ⟶ 𝑂∙ (𝑔) + 𝑂∙ (𝑔)
• Reações de fotoionização
Ex: 𝑂2 (𝑔) ⟶ 𝑂2+ (𝑔) + 𝑒 −
 Estratosfera

➢ Ozono

O ozono, O3, pode ser:

• “Bom ozono” – quando se encontra na estratosfera, pois atua
como filtro químico natural das radiações UV-B e UV-C;
• “Mau ozono” – quando se encontra na troposfera, já que é um
poluente.
Atualmente, julga-se que o ozono se formou através do seguin-
te mecanismo:

Formação do ozono Decomposição do ozono

𝑂2 (𝑔) ⟶ 𝑂∙ (𝑔) + 𝑂∙ (𝑔) 𝑂3 (𝑔) ⟶ 𝑂∙ (𝑔) + 𝑂2 (𝑔)
reação de fotodissociação do reação de fotodissociação do
oxigénio por ação da luz UV-C ozono

2 𝑂∙ (g) + 2 𝑂2 (𝑔) ⟶ 2 𝑂3 (𝑔) 𝑂∙ (g) + 𝑂3 (𝑔) ⟶ 2 𝑂2 (𝑔)

reação entre os radicais livres e as reação entre os radicais livres de
moléculas de oxigénio oxigénio e as moléculas de ozono

Equação geral: Equação geral:

2 𝑂3 (𝑔) ⟶ 3 𝑂2 (𝑔)
3 𝑂2 (𝑔) ⟶ 2 𝑂3 (𝑔)
 ➢ Degradação da camada de ozono

Existe um equilíbrio dinâmico na formação e decomposição na-

turais do ozono na estratosfera, equilíbrio esse que, durante muito
tempo, manteve constante a concentração de ozono nessa camada.
No entanto, quando a velocidade de decomposição do ozono
se tornou maior do que a sua velocidade de formação, quebrou-se o
referido equilíbrio.
Investigações efetuadas concluíram que certas substâncias
presentes na estratosfera, ainda que em quantidades ínfimas, acele-
ram a reação de decomposição do ozono. Entre essas substâncias,
encontram-se:
• Os óxidos de nitrogénio, que se formam a partir do oxigénio e
do nitrogénio, quando submetidos a elevadas temperaturas. É
o que acontece, a título de exemplo, com as emissões gasosas
dos aviões supersónicos;
• Os radicais de cloro, Cl., provêm, fundamentalmente, dos CFC
(derivados halogenados de metano e de etano).
Os CFC (voláteis, estáveis e inertes na troposfera) chegam inta-
ctos à estratosfera. Lá, são decompostos pelas radiações UV, liber-
tando radicais de cloro.
O cloro radicalar, muito reativo, vai reagir com o ozono, origi-
nando monóxido de cloro e oxigénio.
𝐶𝑙 ∙ (𝑔) + 𝑂3 (g) ⟶ 𝐶𝑙𝑂 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔)
Por sua vez, o monóxido de cloro vai reagir com o oxigénio
radicalar que abunda na estratosfera, originando cloro radical.
𝐶𝑙𝑂 (𝑔) + 𝑂∙ (g) ⟶ 𝐶𝑙 ∙ (𝑔) + 𝑂2 (𝑔)