ENEM - Resumo - Química

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Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
Química 
 
1. Introdução ao Estudo da Química .......................................................................................................................................................... 3 
2. Sistemas Químicos e Suas Transformações ............................................................................................................................................ 4 
4. Análise Imediata ..................................................................................................................................................................................... 7 
5. Leis Ponderais ....................................................................................................................................................................................... 10 
6. Modelos Atômicos ................................................................................................................................................................................ 11 
7. Atomística............................................................................................................................................................................................. 13 
8. Distribuição Eletrônica e Números Quânticos ...................................................................................................................................... 14 
9. Classificação Periódica .......................................................................................................................................................................... 15 
10. Propriedades Periódicas .................................................................................................................................................................. 17 
11. Ligações Iônicas ............................................................................................................................................................................... 19 
12. Ligações Covalentes ........................................................................................................................................................................ 20 
13. Ligações Metálicas .......................................................................................................................................................................... 24 
14. Geometria Molecular ...................................................................................................................................................................... 25 
15. Polaridade das Moléculas ............................................................................................................................................................... 26 
16. Interações Intermoleculares ........................................................................................................................................................... 26 
17. Número de Oxidação e Redox ......................................................................................................................................................... 28 
18. Ácidos .............................................................................................................................................................................................. 31 
19. Bases ............................................................................................................................................................................................... 35 
20. Sais .................................................................................................................................................................................................. 37 
21. Óxidos ............................................................................................................................................................................................. 42 
22. Teorias Modernas de Ácido e Base ................................................................................................................................................. 44 
23. Reações e Equações Químicas ........................................................................................................................................................ 45 
24. Reações Inorgânicas ........................................................................................................................................................................ 48 
25. Balanceamento ............................................................................................................................................................................... 48 
26. Quantidades e Medidas (Massa atômica, massa molecular) .......................................................................................................... 49 
27. Determinação de Fórmulas ............................................................................................................................................................. 49 
28. Cálculos Estequiométricos .............................................................................................................................................................. 50 
29. Casos Específicos de Estequiometria............................................................................................................................................... 50 
30. Estudo Físico dos Gases................................................................................................................................................................... 50 
31. Hipótese de Avogadro, Equação de Clapeyron e densidade gasosa ................................................................................................ 51 
32. Misturas Gasosas, Efusão e Difusão ................................................................................................................................................ 52 
33. Introdução às Soluções ................................................................................................................................................................... 53 
34. Concentração das Soluções ............................................................................................................................................................. 56 
35. Diluição e Misturas de Soluções ...................................................................................................................................................... 57 
36. Propriedades Coligativas ................................................................................................................................................................. 58 
37. Coloides .......................................................................................................................................................................................... 61 
38. Introdução a Termoquímica ............................................................................................................................................................ 64 
39. Calor de Reação .............................................................................................................................................................................. 65 
40. Lei de Hess ...................................................................................................................................................................................... 68 
41. Radioatividade ................................................................................................................................................................................ 69 
42. Química Ambiental..........................................................................................................................................................................72 
43. Polímeros ........................................................................................................................................................................................ 77 
44. Biomoléculas ................................................................................................................................................................................... 77 
45. Introdução a Cinética Química ........................................................................................................................................................ 77 
46. Teoria das Colisões e Complexo de Ativado .................................................................................................................................... 77 
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47. Catálises .......................................................................................................................................................................................... 79 
48. Gráficos Termocinéticos .................................................................................................................................................................. 80 
49. Velocidade Instantânea ................................................................................................................................................................... 82 
50. Introdução ao Equilíbrio Químico ................................................................................................................................................... 84 
51. Constante de Equilíbrio ................................................................................................................................................................... 86 
52. Equilíbrio Iônico .............................................................................................................................................................................. 88 
53. Solução Tampão e Hidrólise Salina .................................................................................................................................................. 91 
54. Equilíbrio de Solubilidade ................................................................................................................................................................ 92 
55. Pilha ................................................................................................................................................................................................ 94 
56. Eletrólise ......................................................................................................................................................................................... 98 
57. Introdução a Química Orgânica ..................................................................................................................................................... 103 
58. Hidrocarbonetos ........................................................................................................................................................................... 104 
59. Compostos Aromáticos ................................................................................................................................................................. 106 
60. Funções Oxigenadas ...................................................................................................................................................................... 109 
61. Funções Nitrogenadas ................................................................................................................................................................... 115 
62. Isomeria Plana ............................................................................................................................................................................... 116 
63. Isomeria Geométrica ..................................................................................................................................................................... 118 
64. Propriedades Físicas dos Compostos Orgânicos ............................................................................................................................ 121 
65. Ácidos e Bases Orgânicos .............................................................................................................................................................. 125 
66. Reação de Adição .......................................................................................................................................................................... 126 
67. Reação de Eliminação ................................................................................................................................................................... 127 
68. Reação de Oxidação ...................................................................................................................................................................... 127 
69. Reação de Substituição ................................................................................................................................................................. 127 
 
 
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1. Introdução ao Estudo da Química 
 
SISTEMA 
É uma parte do universo considerada como um todo para efeito de estudo. 
A) Sistema homogêneo: É todo sistema que: 
 
• apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão examinada. 
• apresenta um aspecto uniforme em toda a sua extensão, mesmo quando examinado com aparelhos ópticos. 
 
Ex: água, água + álcool, água + sal dissolvido. 
 
B) Sistema heterogêneo: É todo sistema que: 
 
• não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão. 
• não apresenta aspecto uniforme em toda a sua extensão, quando examinado (com ou sem aparelhos ópticos). 
 
Ex: Gasolina e água, água + areia, água + gelo. 
 
FASES 
Fases são as diferentes partes homogêneas que constituem um sistema heterogêneo. 
• todo sistema homogêneo é monofásico, isto é, constituído de uma única fase. 
• todo sistema heterogêneo é polifásico, isto é, constituído de duas ou mais fases. Podem ser: bifásicos, trifásicos, etc. 
O termo sistema monofásico é usado como sinônimo de sistema homogêneo, e o termo sistema polifásico é usado como sinônimo de 
sistema heterogêneo. 
 
OBSERVAÇÕES 
 
1. Todo sistema constituído apenas de gases em equilíbrio é monofásico, não há exceção. 
Exemplo: O ar atmosférico isento de partículas em suspensão é uma mistura gasosa; portanto, um sistema homogêneo ou monofásico. 
 
2. Os sistemas formados por dois ou mais sólidos são polifásicos ou heterogêneos. Ex: Granito, pólvora. 
Não há como preparar um sistema homogêneo partindo de materiais sólidos. As ligas metálicas são misturas homogêneas de metais que 
primeiramente são fundidos e, depois, misturados para formar solução sólida. 
 
TIPOS DE SUBSTÂNCIAS 
 
A) Quanto ao número de elementos químicos: 
• Substância simples ou elementar: Formada por um único elemento químico. 
Exemplos: O2, O3, H2, He, Cgrafite, Cdiamante, Srômbico, Smonoclínico, Pbranco, Pvermelho, etc. 
 
• Substância composta ou composto químico: Formada por mais de um elemento químico. 
Exemplos: H2O, C6H12O6, NaC , A C 3, etc. 
 
 
 
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B) Quanto ao grau de pureza: 
 
• Substância pura: água destilada. 
• Mistura: Ar, água de chuva, água do mar, gasolina, gás de cozinha. 
 
MISTURAS 
 
A) Mistura homogênea: Possui uma única fase, um só aspecto. 
Exemplos: Água e álcool comum; água e sal dissolvido. 
 
B) Mistura heterogênea: Possui mais de uma fase, mais de um aspecto. 
Exemplo: Mistura de água, areia e óleo (trifásico). 
 
OBSERVAÇÕES: 
1. Um sistema com mais de trêsfases é denominado polifásico. 
 
2. Quando uma substância está mudando de estado físico, temos um sistema heterogêneo, e não uma mistura heterogênea, pois, nesse 
sistema, existe apenas uma substância. Exemplo: Gelo e água líquida é um sistema bifásico, pois, nessa amostra, só existe a substância água. 
 
3. Água e óleo misturam-se? Sim. Formam uma mistura heterogênea, porém não se dissolvem. Não confunda dissolver com misturar. 
 
TRANSFORMAÇÕES DOS MATERIAIS 
 
Fenômenos físicos: Transformações físicas que não mudam a identidade química das substâncias nem dos átomos. 
• Dissolução de sacarose em água: C12H22O11(s) → C12H22O11(aq) e do NaCl em água. 
• Fusão da prata: Ag(s) → Ag( ) 
• Evaporação das águas oceânicas: H2O(l) → H2O(g) 
 
Fenômenos químicos: São fenômenos que mudam a identidade química das substâncias, mas a identidade dos átomos se conserva. 
• Queima do etanol: C2H5OH( ) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g) 
• Ferrugem: 2Fe(s) + 32O2(g) + 3H2O( ) → 2Fe(OH)3(s) 
• Destruição do ozônio estratosférico: 2O3(g) → 3O2(g) 
• Fotossíntese: 6CO2(g) + 6H2O( ) → C6H12O6(aq) + 6O2(g) 
 
Fenômenos nucleares: São fenômenos em que os átomos mudam a sua identidade química (transmutação). 
• Decaimento alfa: 210Po → 206Pb + α 
• Decaimento beta: 137Cs → 137Ba + β 
• Fusão nuclear: 2H + 3H → 4He + n 
 
2. Sistemas Químicos e Suas Transformações 
 
 
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1. Liquefação é o processo de transformação do gás para o líquido, enquanto a condensação é o processo de transformação do vapor para 
o líquido. 
2. A vaporização pode ser dividida em: 
• Evaporação: Processo natural, lento e espontâneo, à temperatura ambiente. Temperatura do líquido é inferior à sua 
temperatura de ebulição. 
• Ebulição: Ocorre em toda massa líquida, com a formação e desprendimento de bolhas. 
• Calefação: Nesse processo, a temperatura do líquido é superior à temperatura de ebulição. 
 
CURVAS DE AQUECIMENTO 
 
 
Mistura eutética 
É uma mistura especial que possui a T.F. constante; porém, a T.E. variável. 
Exemplo: Liga metálica de Pb / Sb, 88% chumbo e 12% antimônio. 
 
 
Mistura azeotrópica 
É uma mistura especial que possui a T.E. constante; porém, a T.F. variável. 
Exemplo: 96% álcool e 4% de água. 
 
 
DIAGRAMAS DE FASES 
As curvas que separam as regiões correspondentes a essas fases são denominadas curvas de equilíbrio, e mostram os valores de pressão e 
de temperatura nos quais as duas fases coexistem em equilíbrio. 
 
P3 – Ponto triplo: Ponto que indica as condições de pressão e temperatura para que no sistema coexistam as fases sólida, líquida e gasosa, 
em equilíbrio. 
PC – Ponto crítico: Ponto que indica os valores de pressão e de temperatura críticos. Um sistema que apresenta os valores de pressão e de 
temperatura acima dos valores do ponto crítico é denominado fluido supercrítico. 
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Quando aquecemos um líquido, ocorrem dois processos: 
A) Aumento da vaporização do líquido, o que aumenta a quantidade de vapor acima de sua superfície. Isto corresponde a um aumento da 
densidade da fase gasosa. 
B) Dilatação do líquido, o que aumenta o volume do líquido, diminuindo a sua densidade. 
 
Quando as fases líquida e gasosa, em equilíbrio, apresentam a mesma densidade, formando um sistema homogêneo, não sendo mais 
possível a distinção entre as duas fases, ocorre a formação do fluido supercrítico. 
 
Temperatura crítica é a temperatura acima da qual uma substância não consegue mais virar líquido. Não tem como passar de gás para 
líquido apenas aumentando a pressão. 
 
 
1. A água apresenta um comportamento anômalo. Quando aumentamos a pressão, sua temperatura de fusão diminui. 
 
Portanto, se eu aumento a pressão sobre o gelo ele vira água (patinador) e depois volta para o estado sólido. Mesma coisa acontece com a 
avalanche, onde se aumenta a pressão nas camadas mais internas da neve e ela vai para o estado líquido. 
 
Quando a água passa para o estado sólido ela aumenta de volume (gelo boia). Outras substâncias geralmente diminuem o volume ao passar 
para o estado sólido. 
 
2. A fase vapor existe em temperaturas mais baixas que a temperatura crítica, enquanto o gás existe em temperaturas acima desta, 
ambas abaixo da pressão crítica. 
 
DENSIDADE 
massa = volume x densidade 
O gráfico a seguir representa a variação da densidade da água e do tetraclorometano com a temperatura. Note que o gelo é menos compacto 
que a água no seu ponto de congelamento, e que a água tem sua densidade máxima a 4 ºC. 
 
 
COMO DIFERENCIAR UMA SUBSTÂNCIA PURA DE UMA MISTURA? Substância pura é todo material que se caracteriza por apresentar: 
• composição fixa (proporção dos elementos); 
• propriedades constantes, tais como, densidade, temperatura de fusão, temperatura de ebulição, etc. 
 
Como as substâncias puras têm densidade, T.F., T.E. e outras propriedades invariáveis, essas propriedades são usadas na prática para 
verificar se um dado material é substância pura ou não. Assim, para verificar se uma amostra de água é pura, podemos determinar a sua 
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densidade (1 g.mL–1, a 4 ºC) ou a sua T.F. (0 ºC, a 1 atm) ou a sua T.E. (100 ºC, a 1 atm). Se os valores encontrados experimentalmente forem 
iguais aos mencionados anteriormente, concluímos que a amostra é de substância pura, caso contrário, a amostra não é de água pura. 
3. Análise Imediata 
 
SEPARAÇÃO DAS MISTURAS HETEROGÊNEAS CUJAS FASES SÃO TODAS SÓLIDAS 
1. Catação 
Separa uma mistura entre dois sólidos que possuem grãos diferentes em relação ao tamanho, à cor ou ao formato. Os fragmentos de um 
dos sólidos são “catados” com a mão ou com uma pinça. 
Exemplos: Arroz e feijão; cristais de isômeros dextrógiros e levógiros. 
2. Ventilação 
A fase menos densa é separada por uma corrente de ar. 
Exemplo: Separação dos grãos de arroz da casca nas máquinas de beneficiamento. 
3. Levigação 
A fase mais leve é separada e arrastada por uma corrente de água. 
Exemplo: Separação de areia do ouro: a areia é arrastada pela corrente de água. 
4. Flotação 
Utiliza-se um líquido, normalmente a água, como elemento de separação de dois sólidos em que um deles possui densidade menor que a 
desse líquido. Vale lembrar que esses sólidos não podem ser solúveis nesse líquido. 
Exemplos: Separação da serragem da areia e do alpiste da areia pela água. 
5. Dissolução fracionada ou extração por solvente 
Introduz-se a mistura num líquido que dissolva somente um dos componentes: o componente insolúvel é separado da solução por filtração. 
Por evaporação ou por destilação da solução, separa-se o componente dissolvido do respectivo líquido. 
Exemplo: Separação de sal e areia pela água. 
 
 
6. Fusão fracionada 
Separa ligas metálicas, como ouro e prata de uma aliança, e quaisquer misturas entre sólidos. Levando a mistura a alto aquecimento, o 
componente que possuir o menor ponto de fusão “derreterá” primeiro. 
Exemplo: Separação de areia + enxofre. 
 
7. Cristalização fracionada ou evaporação 
Método natural utilizado para a separação de uma mistura homogênea ou heterogênea de um sólido e um líquido ou entre dois sólidos, 
neste caso, com a adição de um solvente apropriado. Espontaneamente, com o passar do tempo, o líquido (ou solvente) evapora, restando 
o sólido. 
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Na separação de dois sólidos, os componentes cristalizam-se separadamente, à medida que vão sendo atingidos seus limites de solubilidade 
(coeficientes de solubilidade). 
Exemplo: Obtenção de sais a partir da água do mar. 
8. Peneiração ou tamização 
É o método utilizado para separar misturas de sólidos em que o tamanho dos grãos é diferente. 
Exemplo: Separação de areia fina das pedras. 
9. Separação magnética 
Ocorre quando um dos componentes da mistura possuipropriedade magnética, podendo ser atraído por um ímã. 
Exemplo: Separação da mistura limalha de ferro + pó de enxofre. 
10. Sublimação 
Processo usado quando um dos sólidos sofre sublimação. Por aquecimento da mistura, o componente que sublima se separa, no estado de 
vapor e, em seguida, cristaliza-se. 
Exemplo: Purificação do iodo e da naftalina. 
 
SEPARAÇÃO DAS FASES DE OUTRAS MISTURAS HETEROGÊNEAS 
 
1. Filtração 
Processo de separação da mistura de um sólido e um líquido em que o sólido ficará retido no papel de filtro. A filtração também pode ocorrer 
em uma mistura sólido-gás e, neste caso, a separação é feita sempre por sucção do gás. 
Exemplos: Filtração da mistura água e areia e do ar no aspirador de pó. 
1.1. Filtração comum ou por gravidade 
É um processo lento e recomendado quando o sólido possui grãos de tamanho médio e grande. 
Exemplo: Filtração da mistura água e pó de café no coador. 
1.2. Filtração a vácuo 
Processo rápido realizado quando os grãos do sólido são muito pequenos. 
Exemplo: Filtração a vácuo na purificação de uma amostra de ácido benzoico por recristalização. 
 
2. Decantação 
Baseia-se no repouso de uma mistura heterogênea em que a substância menos densa se localiza sobre a substância mais densa. 
Exemplo: Em uma mistura de água e areia, após o repouso, a água ficará na superfície, enquanto a areia irá se depositar no fundo do 
recipiente. Para isolarmos os dois componentes da mistura, devemos utilizar uma mangueira que, por sucção, retirará o líquido. 
 
Quando a decantação for utilizada para separar dois líquidos que não se dissolvem (imiscíveis), devemos colocar a mistura em um aparelho 
especial cujo nome é funil de bromo ou funil de decantação. Consiste em um balão com uma torneira na sua parte inferior, que permite o 
escoamento do líquido que constitui a fase mais densa. 
Exemplo: Água e óleo. 
 
Numa mistura sólido-gás, a decantação pode ser feita em câmara de poeira ou chicana, equipamento usado industrialmente. 
 
 
3. Floculação 
Método de separação de mistura que se baseia na adição de agente floculante, como Al2(SO4)3 (sulfato de alumínio) ou FeCl3 (cloreto 
férrico), que aglutina as impurezas sólidas formando pequenos flóculos mais densos do que a fase líquida, os quais decantarão lentamente. 
Exemplos: Nas estações de tratamento de água e na limpeza de piscinas. 
4. Centrifugação 
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A decantação, vista anteriormente, é um processo lento, pois depende da ação da gravidade sobre as partículas. Porém, se imprimirmos às 
partículas dispersas uma aceleração bem maior, a deposição do sólido será mais rápida. 
 
 
 
SEPARAÇÃO DOS COMPONENTES DAS MISTURAS HOMOGÊNEAS 
1. Gás + gás 
O processo mais utilizado para realizar a separação dos componentes desse sistema é a liquefação fracionada, realizada a altas pressões e 
lento resfriamento de uma mistura gasosa. O gás que possuir maior temperatura de ebulição será retirado primeiro. 
É dessa forma que separamos o oxigênio e o nitrogênio encontrados no ar. No caso particular da separação dos componentes do ar, é mais 
conveniente liquefazer a mistura (o ar) e depois separar os seus componentes por destilação fracionada. 
Nas máscaras contra gases venenosos, estes são separados do ar, que é respirado por um processo de adsorção. Existem sólidos, como o 
carvão ativado, que adsorvem os gases venenosos e deixam passar apenas o ar. Nos filtros de cigarros, também há separação por adsorção. 
 
2. Gás + líquido 
Por aquecimento da mistura, o gás é expulso do líquido, pois, geralmente, a solubilidade de um gás num líquido diminui com a elevação da 
temperatura. Assim, com a elevação da temperatura, uma água gaseificada ou um refrigerante, por exemplo, perdem o gás, isto é, o CO2 
dissolvido é liberado. 
Outras maneiras de se expulsar o gás dissolvido num líquido: 
A) Agitar a solução. Assim, agitando-se um refrigerante, há formação de muita espuma, devido à liberação do gás. 
B) Diminuir a pressão. Assim, quando uma garrafa de refrigerante é aberta, a pressão interna diminui e há liberação do gás 
dissolvido. 
 
3. Gás + sólido 
Por simples aquecimento, o gás é expulso do sólido. Esse processo é inadequadamente chamado de destilação seca. 
Exemplo: Aquecimento da madeira, em que há liberação de metanol (CH3OH). 
 
4. Sólido + líquido 
O processo utilizado nesse caso é o da destilação simples, que separa tanto misturas homogêneas como heterogêneas a partir de um 
aquecimento contínuo. A substância mais volátil possui menor temperatura de ebulição e vaporiza primeiro. No estado de vapor, essa 
substância é resfriada no condensador, transformando-se novamente em líquido e recolhida em um novo frasco. 
 
 
5. Líquido + líquido 
O método usado é o da destilação fracionada. Os líquidos destilam-se, separadamente, à medida que os seus pontos de ebulição vão sendo 
atingidos. Para efetuar a destilação fracionada, usa-se uma coluna de fracionamento. 
Um dos tipos de coluna de fracionamento consiste em um tubo de vidro relativamente longo, cheio de bolinhas de vidro, em cuja superfície 
ocorre a condensação do vapor. O vapor sobe pela coluna, sofre sucessivas condensações seguidas de vaporizações, enriquece-se do 
componente mais volátil e, ao sair da coluna de fracionamento, é constituído, praticamente, de 100% do componente mais volátil. Assim, 
na parte superior da coluna de fracionamento, o vapor é mais rico em componente mais volátil, e, na parte inferior é mais rico em 
componente menos volátil. 
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A destilação fracionada será tanto mais eficaz quanto maior for a diferença de pontos de ebulição entre os líquidos e maior for o tamanho 
da coluna de fracionamento, ou seja, maior for a superfície para ocorrer a condensação dos vapores. 
 
Exemplos: Fabricação de cachaça, refino do petróleo (para obtenção de gasolina e óleo diesel), etc. 
 
Na indústria petroquímica, utiliza-se a destilação fracionada para separar as diferentes frações do petróleo. Nesse caso, utiliza-se uma coluna 
de fracionamento constituída de “pratos e bandejas”. 
 
 
MÉTODOS QUÍMICOS 
1. Obtenção de álcool etílico anidro (100 °GL) a partir de álcool etílico hidratado 96 °GL 
Nesse caso, é adicionada cal virgem, CaO, ao álcool hidratado. O óxido reage com a umidade formando cal hidratada, Ca(OH)2, que pode 
facilmente ser removida da mistura por filtração, pois é insolúvel em etanol. 
2. Separação de substâncias explorando as mudanças de solubilidade em diferentes valores de pH 
Na separação do ácido benzoico (C6H5COOH) do benzeno (C6H6), pode-se utilizar solução aquosa de NaOH, o que leva à formação de 
benzoato de sódio (C6H5COO–Na+). 
 
 
 
4. Leis Ponderais 
 
Lei da Conservação da Matéria (Lei de Lavoisier) 
Em uma reação química, a soma das massas dos reagentes é sempre igual à soma das massas dos produtos. Os átomos dos reagentes são 
iguais os átomos dos produtos. Na natureza, nada se cria e nada se perde. Tudo se transforma. 
 
Carbono + Oxigênio -> Gás Carbônico 
1 Exp: 12g + 32g -> 44g 
2 Exp: 16g + 32g -> 44g + 4g (excesso) 
 
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Oxigênio é o reagente limitante: impede a reação de acontecer. Vai ficar em falta. 
 
Lei das Proporções Definidas (Lei de Proust) 
Lei das proporções constantes. Uma mesma substância composta possui sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa. 
Em uma dada reação química, há uma relação fixa entre as massas das substâncias participantes. 
Essa lei é a base do cálculo estequiométrico e da utilização de fórmulas e equações químicas. 
 
Mercúrio + Gás Oxigênio -> Gás Carbônico 
1 Exp: 50g + 4g -> 54g 
2 Exp: 100g + 8g -> 108g 
 
Agora vamos fazerum terceiro experimento para ver o que acontece se colocar 10g de mercúrio para reagir com 10g de gás oxigênio. 
 
 3 Exp: 10g + 10g -> 10,8g + 9,2g (excesso) 
 
50 – 4 
10 – x 
X = 0,8g 
 
Essa lei permite saber quem está em excesso. Descobrimos que 10g de mercúrio reagem com apenas 0,8g de O2 formando 10,8g. Mercúrio 
é o reagente limitante e o oxigênio está em excesso. Sobram 9,2g de oxigênio em excesso. 
Para comprovar a lei de Proust tem que dar uma constante: 100/10 = 8/0,8 = 108/10,8 = Constante = 10 
 
Lei das Proporções Múltiplas (Lei de Dalton) 
Quando dois elementos distintos formam duas ou mais substâncias compostas diferentes, se a massa de um deles permanecer fixa, a do 
outro irá variar em uma relação de números inteiros e pequenos. 
 
Ferro + Bromo -> x 
56g (Cte) + 160g 160/240 = 2/3 x -> FeBr2 
 Y -> FeBr3 
Ferro + Bromo -> y 
56g (Cte) + 240g 
 
5. Modelos Atômicos 
 
MODELO ATÔMICO DE DALTON 
1º Postulado: A matéria é formada por átomos indivisíveis e indestrutíveis. (X) 
2º Postulado: Todos os átomos de um determinado elemento são idênticos quanto às suas massas e às suas propriedades químicas. (X) 
Para o cientista, a identidade química dos átomos estava relacionada à massa. Atualmente, sabemos que átomos do mesmo elemento devem 
ser idênticos apenas quanto ao número atômico e quanto às propriedades químicas. 
3º Postulado: Átomos de elementos diferentes possuem massas e propriedades diferentes. (X) 
Na atualidade, sabe-se que átomos de elementos diferentes, ainda que apresentem propriedades diferentes, podem ter o mesmo número 
de massa. 
4º Postulado: Átomos de elementos diferentes se combinam em uma proporção fixa para originar determinado composto químico. (V) 
Tal postulado é, ainda hoje, aceito para a maioria dos compostos conhecidos. É bastante nítida a relação entre ele e a Lei das Proporções 
Definidas de Proust. 
5º Postulado: Durante as reações químicas, átomos não são criados nem destruídos, apenas rearranjados, formando novas substâncias. (V) 
Nas transformações químicas dos materiais, realmente, não há alteração na identidade química dos átomos. Assim, podemos dizer que esse 
postulado também é aceito nos dias de hoje. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
6º Postulado: Átomos de certo elemento químico não podem se converter em átomos de outro elemento. (X) 
Dalton baseou sua teoria atômica no comportamento da matéria durante reações químicas. Não conhecia, portanto, as reações nucleares, 
em que ocorre transmutação (natural ou artificial) de átomos. 
 
OS TUBOS DE RAIOS CATÓDICOS 
Um tubo de raios catódicos simples é um tubo de vidro em que foi feito vácuo, tendo em cada extremidade eletrodos de metal, um negativo 
(cátodo) e um positivo (ânodo). Quando se aplicam altas voltagens aos eletrodos, os raios catódicos (correntes de elétrons) fluem do cátodo 
para o ânodo. 
Uma vez que os raios catódicos são um fluxo de elétrons, aqueles constituem um meio ideal para o estudo das propriedades dos elétrons. 
Os raios que se movem em linha reta são independentes do material dos eletrodos e do gás residual que existe no tubo. Eles tornam as 
paredes do tubo fluorescentes (brilhantes), formam uma sombra quando se coloca um objeto em seu caminho e podem ser desviados por 
um ímã. 
 
A DETERMINAÇÃO DA RELAÇÃO CARGA / MASSA DO ELÉTRON 
Thomson idealizou um tubo de raios catódicos a fim de medir a massa e a carga do elétron. O desvio produzido é proporcional à carga do 
elétron e inversamente proporcional a sua massa. 
 
O átomo de Dalton era neutro, ou seja, não possuía cargas elétricas. 
Thomson, a partir de seus experimentos com os tubos de raios catódicos, criou um modelo em que o átomo era formado por cargas positivas 
e negativas. Primeiro a realizar a divisibilidade do átomo 
Tal modelo foi chamado de “pudim de ameixas ou pudim de passas”. A massa desse pudim era formada pelas cargas positivas e deveria 
estar recheada com cargas negativas, as passas. 
 
A EXPERIÊNCIA DE RUTHERFORD 
A partir da realização de uma experiência que consistia no bombardeamento de uma radiação emitida pelo polônio (Po) sobre uma fina 
placa de ouro (da espessura de uma folha de papel), Rutherford derrubou os modelos anteriores, mostrando ao mundo um modelo mais 
completo do que os iniciais. 
 
O elemento radioativo polônio foi colocado em uma caixa de chumbo com uma pequena abertura por onde sairia um feixe de partículas 
radioativas com cargas positivas, chamadas de partículas alfa (α). 
Envolveu-se todo o sistema com um filme fluorescente que serviria para demonstrar se as partículas atravessariam ou refletiriam ao se 
chocarem com a lamínula de ouro. 
Pelas observações, afirmou que o átomo era nucleado e sua parte positiva se concentrava num volume extremamente pequeno, que seria 
o próprio núcleo. 
O Modelo Atômico de Rutherford, conhecido como modelo planetário, corresponde a um sistema planetário em miniatura, no qual os 
elétrons se movem em órbitas circulares, ao redor do núcleo. 
 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
6. Atomística 
 
NÚMEROS QUÍMICOS 
• Número atômico (Z) 
O número de unidades de carga positiva (Prótons) do núcleo do átomo de qualquer elemento químico é chamado número atômico desse 
elemento. São sempre número inteiros. 
Um elemento químico é um conjunto de átomos que têm todos o mesmo número atômico (carga nuclear). 
Cada Z corresponde a um único elemento químico e vice-versa. 
Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico. 
 
• Número de massa (A) 
O número de prótons somado ao número de nêutrons de um átomo é chamado de número de massa e é representado pelo símbolo A. 
Número de massa (A) de um átomo é o seu número de prótons somado ao seu número de nêutrons. 
A = Z + N 
Quando um átomo é eletricamente neutro, o seu número de prótons é igual ao de elétrons. 
 
Observe que o número de massa é sempre maior do que o número atômico, pois A = Z + N. 
 
 
SEMELHANÇAS ATÔMICAS 
• Isótopos 
Átomos com igual número atômico (igual Z) e diferentes números de massa (diferentes A) são isótopos de um mesmo elemento químico. 
Como os isótopos são átomos, também apresentam igual número de elétrons. Isótopos entre si diferem no número de nêutrons e, portanto, 
no número de massa (A). 
Os isótopos são nomeados com os próprios nomes dos elementos, acompanhados dos respectivos números de massa. 
 
Cloro-37 ⇒ é o nome do isótopo de cloro com A = 37. 
Urânio-235 ⇒ é o nome do isótopo de urânio com A = 235. 
Urânio-238 ⇒ é o nome do isótopo de urânio com A = 238. 
 
1H ⇒ hidrogênio leve ou prótio 
2H ⇒ hidrogênio pesado ou deutério 
3H ⇒ tritério, trício ou trítio 
 
• Isóbaros 
São átomos de elementos diferentes (com diferentes números atômicos) que apresentam o mesmo número de massa. 
 
 
• Isótonos 
São átomos de elementos químicos diferentes (números atômicos diferentes) e mesmo número de nêutrons (N). 
 
 
ÍONS 
 
São espécies químicas eletricamente carregadas. Cátions e ânions. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
Quando um átomo neutro perde elétrons, ele se transforma em um cátion. 
Quando um átomo neutro ganha elétrons, ele se transforma em um ânion. 
• Espécies isoeletrônicas 
São espécies químicas com o mesmo número de elétrons. 
7. Distribuição Eletrônica e Números Quânticos 
 
O modelo atômico de Böhr, que será visto a seguir, conseguia explicar os espectros descontínuos e a estabilidade dos elétrons ao 
descreverem órbitas circulares ao redor do núcleo. 
Para a construção de seu modelo, Böhr utilizou a Teoria dos Quanta de Max Planck. Segundo Planck, a energia não é liberada ou absorvida 
por átomos de forma contínua, mas na forma de pacotes de energia. A menor quantidade de energia liberada ou absorvida na forma de 
radiação eletromagnética foi denominada quantum de energia.MODELO DE BÖHR 
O modelo de Böhr complementou o modelo de Rutherford, ao conferir às órbitas dos elétrons o caráter de conservação de energia: ao girar 
ao redor do núcleo, o elétron não ganha nem perde energia, pois essas órbitas são níveis estacionários de energia. 
Porém, quando um elétron ganha energia, o mesmo é promovido a um nível mais energético (mais distante do núcleo) e, logo em seguida, 
retorna ao nível de origem, liberando toda a energia recebida sob a forma de luz: é o chamado salto de Böhr. 
I. Os elétrons movem-se em órbitas circulares em torno do núcleo atômico central sem perder ou ganhar energia (órbitas estacionárias). 
II. Apenas algumas órbitas concêntricas de raios e energias definidas são permitidas ao movimento circular do elétron ao redor do núcleo. 
III. Quando os elétrons passam de uma órbita para outra, um quantum de energia é absorvido ou emitido. 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
Endereço do elétron na eletrosfera. 
 
1. Número quântico principal (n) Níveis energéticos 
Número inteiro positivo que representa o nível energético principal do elétron. O valor de n representa o raio relativo da nuvem eletrônica. 
O aumento dos valores de n corresponde ao aumento da energia para o elétron. 
 
1 2 3 4 5 6 7 
K L M N O P Q 
 
2. Número quântico secundário (l) Subníveis energéticos 
É o número que indica a forma da nuvem eletrônica. 
 
s: 0 
p: -1 0 +1 
d: -2 -1 0 +1 +2 
f: -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 
 
3. Número quântico magnético (ml) 
É um número associado às orientações permitidas, no espaço, para uma nuvem eletrônica. 
 
4. Número quântico spin (ms) 
O número quântico spin possui apenas dois valores permitidos, +1/2 e –1/2, indicando que um elétron pode girar em torno de seu próprio 
eixo no sentido horário ou anti-horário, respectivamente. 
 
NÍVEIS DE ENERGIA 
Os elétrons estão distribuídos em sete camadas ao redor do núcleo. Elas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, sucessivamente, 
a partir do núcleo. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
Os elétrons de um átomo têm diferentes energias. A localização dos mesmos na eletrosfera depende de suas energias. À medida que as 
camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia potencial dos elétrons nelas distribuídos. 
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da mesma. Assim, as camadas K, L, M, N, O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 
5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. 
 
Distribuição eletrônica dos elementos 
 
As letras s, p, d e f são subníveis, e os números 1, 2, 3, 4, 5, 6, e 7 são os níveis eletrônicos. Os subníveis de energia são formados a partir de 
orbitais. Um orbital é a “residência” de um elétron. 
 
Cada “caixinha” é um orbital e em cada orbital podemos colocar, no máximo, 2 elétrons. Então, o número máximo de elétrons existentes 
em um subnível é: 
 
Se somarmos o número máximo de elétrons em cada subnível no diagrama de Pauling, encontraremos o número máximo de elétrons em 
cada camada. 
 
A distribuição eletrônica deve ser feita de modo que os subníveis sejam totalmente preenchidos para que possamos passar para outro 
subnível. Essa ordem de preenchimento é energética, ou seja, o subnível de menor energia é preenchido primeiro. 
 
O Diagrama de Linus Pauling mostra a ordem crescente de energia. 
Exemplo: 23V: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 
 
. Subnível mais energético: último preenchido na distribuição. 3d é o subnível mais energético com 3 elétrons. 
. Camada de valência (Subnível de valência): é a última camada (mais distante do núcleo). No caso é a 4ª camada (2 elétrons na camada de 
valência – 4s2). 
 
Quando quisermos fazer a distribuição de cátions (perdem e–) e ânions (ganham e–), basta retirarmos elétrons do subnível de valência, ou 
a ele acrescentarmos elétrons. 
 
8. Classificação Periódica 
 
As linhas são também chamadas de séries ou períodos e reúnem elementos cujos átomos possuem o mesmo número de níveis eletrônicos 
ocupados no estado fundamental. Os números (1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7) que se referem aos sete períodos têm relação com o número quântico 
principal (n) dos elétrons de valência dos átomos de certo elemento de um dado período. 
 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
Nas colunas, que podem ser chamadas de grupos ou famílias, estão elementos com propriedades químicas parecidas devido às semelhanças 
na estrutura eletrônica dos átomos. 
 
Os ametais começam no “Até assim brasil?”. 
Metais: sólidos a temperatura ambiente (menos Hg), brilho metálico, tilintam, dúcteis, maleáveis e bons condutores de calor e eletricidade. 
Ametais: não brilham, não são bons condutores (exceto carbono e grafite). Sólidos, gasosos ou líquidos (apenas Bromo). 
Gases nobres: Possuem átomos com o octeto (à exceção do He) completo e apresentam uma baixíssima reatividade química. Aparecem, na 
natureza, na forma de gases monoatômicos e dificilmente formam compostos. A alta carga nuclear efetiva que os átomos desses elementos 
experimentam favorece a baixa reatividade. 
*Apenas Bromo e Mercúrio são encontrados no estado líquido em temperatura ambiente. 
 
 
. Elementos Representativos (“s” e “p”): Famílias 1 (Alcalinos), 2 (Alcalino terrosos), 13, 14, 15, 16 (Calcogênios), 17 (Halogênios), 18 (Gases 
Nobres – menos o Hélio). 
. Elementos de Transição (“d”): Famílias 3 a 12 + Hélio. 
. Elementos de Transição Interna (“f”): Lantanídeos e Actinídeos. 
 
ALGUMAS FAMÍLIAS IMPORTANTES 
 
Metais alcalinos 
Apresentam-se na forma de substâncias simples metálicas de baixa densidade. 
Baixo ponto de fusão, principalmente se comparados com os dos metais de transição como o ferro. 
Condutividade elétrica elevada, como seria de se esperar para um metal, embora não tão elevada como a da prata e a do cobre. 
Alguns deles são moles como cera e podem ser espetados facilmente por um palito de dentes. 
Os metais alcalinos reagem vigorosamente com água, produzindo gás hidrogênio e o hidróxido correspondente: 
Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + 12H2(g) 
 
Sempre apresentam o estado de oxidação +1 nos compostos. Quando eles se combinam com oxigênio e hidrogênio, originam, 
respectivamente, óxidos e hidretos de caráter fortemente iônico. 
2Li(s) + 12O2(g) → Li2O(s) 
K(s) + 12H2(g) → KH(s) 
Considera-se que esses sólidos iônicos têm caráter fortemente básico, pois, ao se “dissolverem” em água, originam soluções fortemente 
básicas dos hidróxidos alcalinos. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
Li2O(s) + H2O(l) → 2LiOH(aq) 
KH(s) + H2O(l) → KOH(aq) + H2(g) 
Muitos compostos formados por metais alcalinos são bastante solúveis em água. 
Metais alcalinoterrosos 
Os metais alcalinoterrosos são mais densos, mais duros e têm pontos de fusão mais elevados em relação aos metais alcalinos. 
Reagem com água para formarem os hidróxidos respectivos e gás hidrogênio. 
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g) 
 
Nos compostos, os elementos da coluna 2 sempre assumem o estado de oxidação +2 e formam também óxidos e hidretos que reagem com 
água para formar soluções básicas. 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) 
BaH2(s) + 2H2O(l) → Ba(OH)2(aq) + 2H2(g) 
 
Quando comparados com os compostos de metais alcalinos, os compostos de metais alcalinoterrosos tendem a ter menor caráter básico 
e/ou menor caráter iônico, apesar da acidez e da basicidade desses compostos ainda serem muito pronunciadas. 
 
Halogênios 
O termo “halogênio” vem do grego e significa “formador de sal. Aparecem com muita frequência na constituição de sais, muitas vezes no 
estado de oxidação –1. 
Formam substâncias simples diatômicas que, ao se combinarem com o hidrogênio, originam hidretos de caráter molecular. Estes últimos, 
por sua vez, quando dissolvidos em água, formam soluções ácidas como mostrado a seguir. 
Cl2(g) + H2(g) → 2HCl(g) 
HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl–(aq) 
 
9. Propriedades Periódicas 
 
TAMANHO DE ÁTOMOS E ÍONS 
Para os gasesnobres, que são os únicos elementos encontrados na natureza na forma monoatômica, o raio atômico nada mais é do que a 
distância do centro do núcleo até a camada de valência (último nível de energia). 
 
No caso de cristais metálicos, a distância que separa os dois núcleos dividida ao meio é o raio atômico. 
 
 
Porém, se o cristal for iônico, mediremos o raio iônico. Chamemos de b a distância entre os núcleos dos íons maiores e de a a distância entre 
os núcleos do cátion e do ânion. Nesse exemplo, b/2 é o raio do ânion. O raio do cátion é dado por a – b/2 
 
 
No caso de moléculas simples, há uma interpenetração das nuvens eletrônicas (over lap) que resulta em uma diminuição do raio atômico 
em relação ao átomo isolado. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
 
Molécula de N2. 
 
Raio atômico 
 
Cátions 
Quando um átomo neutro se transforma em um cátion, ele perde pelo menos um elétron e o seu núcleo atrai mais fortemente a eletrosfera, 
diminuindo o raio. 
Ânions 
Quando um átomo neutro incorpora elétrons em seu nível de valência, transforma-se em um ânion e seu raio aumenta. 
 
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
Potencial de ionização é a energia necessária para retirar um elétron do nível mais externo de um átomo neutro e isolado, no estado gasoso. 
Para removermos do 1º ao 3º elétron do átomo de carbono, do nível mais externo para o mais interno, há a exigência de uma quantidade 
de energia crescente. Isso se deve ao fato de os elétrons estarem cada vez mais próximos do núcleo, que usa sua carga positiva “constante” 
com maior força para atrair os elétrons restantes. 
E1 < E2 < E3 
 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
É a energia liberada por um átomo neutro, isolado e no estado gasoso quando incorpora um elétron adicional. Seus valores crescem no 
mesmo sentido do crescimento da eletronegatividade e energia de ionização, apesar de serem desconhecidos os valores de afinidade 
eletrônica de alguns elementos. 
 
ELETRONEGATIVIDADE 
É a medida da tendência relativa que os átomos têm de atrair elétrons em uma ligação química. Quanto menor o raio do átomo, mais 
eletronegativo ele é. 
 
Observe que não se define eletronegatividade para os gases nobres, já que estes possuem a camada de valência completa, sendo estáveis, 
e não necessitando receber elétrons, apesar de reagirem sob condições especiais. 
 
ELETROPOSITIVIDADE 
É a medida da tendência de um átomo em perder elétrons numa ligação química. Funciona como um indicativo do caráter metálico de um 
elemento, por ser o contrário da eletronegatividade. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
 
 
 
 
DENSIDADE OU MASSA ESPECÍFICA 
 
 
 
VOLUME ATÔMICO 
É o volume ocupado por um mol de átomos do elemento no estado sólido. 
É calculado dividindo-se a massa molar de um elemento pela sua densidade. Por exemplo, para o volume atômico do ouro: 
 
A variação irregular do volume atômico é devida às diferenças nas estruturas cristalinas dos elementos. 
 
 
TEMPERATURA DE FUSÃO E TEMPERATURA DE EBULIÇÃO 
 
Metais alcalinos e alcalino terrosos se comportam diferente. 
 
10. Ligações Iônicas 
 
Por que os átomos estabelecem ligações químicas? Podemos dizer que os átomos se ligam para assumirem uma condição de mais baixa 
energia. Regra do Octeto: para um átomo se estabilizar, geralmente, ele precisa ter 8 elétrons na última camada para se estabilizar. 
 
Ligações Iônicas: Os metais tendem a doar os elétrons para o ametal e assim formam uma ligação. Ligação formada por íons (cátions e 
ânions). 
Ocorre Entre: Metal + Ametal ou entre Metal + H. 
Para saber a proporção de ligação basta cruzar as cargas dos átomos. Exemplo: Al+3 O-2 = Al2O3 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
 
• Pontos de fusão e ebulição normais (P.F. e P.E.) 
Os compostos iônicos típicos possuem temperaturas de fusão e ebulição elevadas em virtude de a ligação iônica ser intensa na maioria dos 
casos. Devido às elevadas entalpias de rede, são necessárias quantidades consideráveis de energia para afastar os íons. 
• Estado físico nas condições ambiente 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
Essas ligações entre átomos são fortes e por isso são sólidos a temperatura ambiente. Existem alguns compostos com caráter fortemente 
iônico que são encontrados no estado líquido; é o caso do estearato de potássio, um sabão líquido. 
• Solubilidade 
Alguns compostos iônicos, como os haletos e os hidróxidos alcalinos, são solúveis em solventes polares como a água. Entretanto, existem 
muitos outros compostos iônicos praticamente insolúveis em água e em qualquer outro solvente. Como via de regra, as substâncias iônicas 
não se dissolvem nos solventes apolares, a não ser aqueles que possuem também longas cadeias apolares. 
 
• Condutividade elétrica 
Para que um material apresente boa condutividade elétrica, é preciso que existam unidades estruturais dotadas de carga (íons ou elétrons) 
com grande movimentação. Os sólidos iônicos são maus condutores devido à pouca movimentação dos íons no estado sólido. Mas, depois 
de fundidos ou dissolvidos, eles se tornam bons condutores de eletricidade, pois acontece dissociação iônica e os íons passam a ter a 
movimentação necessária para condução de energia elétrica. 
• Dureza e tenacidade 
Os compostos iônicos são muito duros (bem resistentes ao risco), porém pouco tenazes (não muito resistentes ao choque mecânico). A 
elevada dureza é consequência do forte grau de interação entre os íons. Quando submetidos a choque mecânico, costumam fragmentar-se 
em cristais menores devido ao fato de que as deformações sofridas pelo cristal em um choque aproximam cátions e ânions da rede. 
 
Críticas à regra do octeto 
A regra do octeto deve ser entendida como um modelo que permite prever a estrutura de compostos formados por alguns elementos 
representativos, especialmente os metais alcalinos, alcalinoterrosos e os não metais. É importante ressaltar que esse modelo tem limitações, 
ou seja, não pode ser empregado amplamente para toda a classificação periódica. 
Uma observação importante sobre o significado da fórmula molecular de um composto iônico é que ela reflete apenas a proporção em que 
os íons estão combinados. Quando se representa o sal de cozinha por NaCl, não se deve entender que na estrutura dessa substância existem 
unidades estruturais biatômicas, pois cada cátion se liga a diversos ânions e vice-versa. Dessa maneira, podemos dizer que a ligação iônica 
tem caráter não direcional. 
 
11. Ligações Covalentes 
 
A ligação iônica se dava pela troca de elétrons (um átomo doava e outro recebia). 
A ligação covalente vai ser formada pelo compartilhamento de elétrons. Segue a regra do octeto para se estabilizarem através do 
compartilhamento (Hidrogênio segue a regra do dueto). 
Envolve o compartilhamento de elétrons -> formação de pares eletrônicos comuns aos átomos. 
Ocorre entre: Ametal + Ametal | Ametal + H | H + H | Compostos orgânicos. 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS COVALENTES 
As moléculas, ao contrário dos íons se apresentam nos 3 estados físicos. As moléculas se organizam em torno das nuvens eletrônicas e as 
relações intermoleculares são responsáveis pelo estado físico. 
 
 
(1) Primeiramente, os átomos estão a uma distância infinita um do outro. Nessa situação, praticamente não há forças de atração ou repulsão 
entre eles e foi atribuído valor de energia potencial igual a zero para os átomos. (2) Os átomos estão mais próximos e as interações entre 
eles já são importantes. As forças de atração núcleos-elétrons são mais intensas que as de repulsão, fazendo com que os átomos se 
aproximem, e essa aproximação produz abaixamento na energia potencial dos átomos. (3) As forças de repulsão e de atração se 
equilibraram. Essa situação é a que abaixa mais a energia dos átomos e, portanto, a mais estável. (4) Os átomos estão se aproximando muito 
Resumo ENEM2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
e as forças de repulsão passam a ficar mais intensas que as de atração. Assim, a aproximação agora só ocorre se os átomos tiverem energia 
suficiente para vencer a repulsão. A tendência de dois átomos que estão muito próximos é de se afastarem um pouco para aumentar a 
estabilidade. 
 
CLASSIFICAÇÕES DAS LIGAÇÕES COVALENTES 
 
 
• Quanto à ordem 
As ligações covalentes podem ser simples (ordem 1) quando um par de elétrons é compartilhado por dois átomos; dupla (ordem 2) quando 
dois pares de elétrons são compartilhados; ou ainda tripla (ordem 3) quando o número de pares de elétrons compartilhados é igual a três. 
 
 
• Quanto à polaridade 
A ligação covalente pode apresentar algum caráter iônico quando houver diferença de eletronegatividade entre os átomos que a 
estabelecem. Esse caráter iônico é chamado de polaridade. 
Quando dois átomos que se ligam possuem a mesma eletronegatividade, dizemos que se trata de ligação covalente apolar. Nesse caso, os 
dois átomos atraem o par eletrônico com a mesma intensidade. 
No caso de existir diferença de eletronegatividade entre os átomos, forma-se a ligação covalente polar. O átomo mais eletronegativo atrai 
mais fortemente os elétrons da ligação e, assim, é criado um polo negativo em torno desse átomo. 
 
 
• Quanto à origem do par eletrônico 
Ligação covalente normal: cada elétron do par compartilhado vem de átomos diferentes. 
Ligação covalente coordenada ou dativa: os 2 elétrons do par eletrônico provêm do mesmo átomo. 
 
FATORES QUE AFETAM A INTENSIDADE DA LIGAÇÃO COVALENTE 
Presença de pares isolados (elétrons não ligantes), tamanho dos átomos envolvidos (raio atômico) e ordem de ligação. 
 
• Presença de pares isolados 
Quando comparamos a entalpia de dissociação do Cl2 (254 kJ.mol–1) e do H2 (432 kJ.mol–1), percebemos que é muito mais fácil quebrar a 
ligação cloro-cloro do que a hidrogênio-hidrogênio. A ligação entre átomos de hidrogênio é mais forte em virtude de ele não apresentar 
pares isolados. A presença de pares isolados intensifica as forças de repulsão, enfraquecendo a ligação. 
 
• Raio atômico 
Quanto maiores forem os átomos envolvidos na ligação covalente, mais fraca ela será. 
 
• Ordem da ligação 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
Quanto maior o número de pares eletrônicos compartilhados, mais curta e mais intensa será a ligação covalente entre dois átomos. 
 
 
 
DIFERENÇAS ENTRE SUBSTÂNCIAS MOLECULARES E SUBSTÂNCIAS COVALENTES 
Tanto nas substâncias moleculares quanto nas covalentes, existem ligações covalentes. Por que, então, essas substâncias apresentam 
propriedades tão diferentes? 
 
Nas substâncias moleculares, os átomos se ligam por meio de ligações covalentes, formando aglomerados de tamanhos definidos: as 
moléculas. As moléculas têm tamanho definido. As moléculas estão ligadas umas às outras por interações intermoleculares. Quando muda 
de estado físico as ligações intermoleculares são quebradas e não as ligações covalentes entre átomos. Exemplo: água. 
 
Nas substâncias covalentes, a situação é outra; normalmente, os átomos estão ligados em rede apenas por ligações covalentes, originando 
uma estrutura gigantesca de tamanho indeterminado. A fórmula de uma substância covalente só mostra a menor proporção inteira entre 
as quantidades dos elementos que formam a macroestrutura. Exemplo: Diamante. 
 
A seguir, estão representadas as estruturas cristalinas de duas substâncias, uma molecular e outra covalente. 
 
 
RESSONÂNCIA 
Algumas espécies químicas possuem estruturas que não podem ser expressas por uma única fórmula de Lewis. As três estruturas de Lewis, 
mostradas a seguir, para o ânion nitrato são equivalentes, possuem a mesma energia e diferem apenas pela posição da dupla ligação. 
 
 
Como as três ligações são idênticas, o melhor modelo para representar a espécie seria uma mistura das três estruturas. Costuma-se dizer 
que o nitrato é um híbrido de ressonância como o mostrado a seguir. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
 
 
ALOTROPIA 
Alguns elementos químicos formam diferentes substâncias simples. 
A diferença entre os alótropos pode estar na atomicidade ou no arranjo cristalino dos átomos ou das moléculas. Quatro importantes casos 
de alotropia são discutidos a seguir. 
 
 
• Alotropia no oxigênio 
2 variedades. No gás oxigênio, os átomos ligam-se em pares formando moléculas biatômicas (atomicidade 2) e, no ozônio, ocorrem 
moléculas triatômicas (atomicidade 3). Estas duas substâncias apresentam propriedades químicas e físicas bastante diferentes. O primeiro 
é essencial para a maioria dos seres vivos, enquanto o segundo é tóxico. 
 
• Alotropia no carbono 
Grafita e diamante são sólidos covalentes que diferem pelo arranjo espacial dos átomos. A grafita é formada por átomos de carbono ligados 
a outros três, ou seja, com geometria trigonal plana, o que leva à obtenção de estruturas chapadas ou planares com anéis hexagonais. Estas 
interagem umas com as outras por interações fracas. 
No diamante, cada átomo liga-se a outros quatro em um arranjo tetraédrico, formando uma rede tridimensional. 
Já o fulereno, uma terceira variedade alotrópica importante desse elemento, é um sólido molecular em que o carbono forma moléculas 
contendo 60 átomos (atomicidade 60) ou mais. Os átomos formam um arranjo trigonal plano ligeiramente deformado com um sistema de 
anéis de cinco e seis membros. 
Tanto na grafita quanto no fulereno ocorrem a presença de elétrons deslocalizados, mas apenas a grafita pode conduzir bem a eletricidade. 
 
 
• Alotropia no fósforo 
Um é o fósforo branco, que é constituído de átomos ligados a três outros átomos, formando moléculas tetraédricas com quatro átomos 
cada. É um sólido molecular típico muito reativo, inflama-se espontaneamente em contato com o oxigênio atmosférico e por isso deve ser 
guardado sob água. 
O fósforo vermelho, por sua vez, é uma espécie de polímero do primeiro. Nessa variedade alotrópica, que é considerada substância 
covalente, os átomos também se ligam em um arranjo tetraédrico, mas formam longas cadeias. 
 
 
• Alotropia no enxofre 
As duas variedades alotrópicas mais estudadas do enxofre são substâncias sólidas formadas por moléculas contendo oito átomos cada 
(atomicidade 8). 
As duas substâncias diferem entre si pelo tipo de arranjo cristalino de suas moléculas. O enxofre alfa é formado por cristais rômbicos e o 
enxofre beta possui cristais monoclínicos. Na figura a seguir, cada molécula S8 é representada simplificadamente por uma esfera. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
 
 
12. Ligações Metálicas 
 
MODELO MAR DE ELÉTRONS 
Pode-se imaginar um cristal metálico como um retículo formado por cátions metálicos no qual os elétrons de valência podem movimentar-
se livremente nas três direções do cristal. Dessa forma, uma maneira muito simples para descrever os metais é o modelo gás de elétrons ou 
mar de elétrons, em que os átomos metálicos perdem os seus elétrons de valência, já que possuem baixas energias de ionização. Contudo, 
tais elétrons permanecem confinados ao metal por meio de atração eletrostática com os cátions, o que justifica o fato de eles ficarem 
uniformemente distribuídos pela estrutura. 
 
Pontos de fusão e de ebulição 
Os metais representativos costumam apresentar pontos de fusão e de ebulição que vão de médios a elevados. Nesses metais, a força de 
coesão entre os átomos é mantida exclusivamente pelo mar de elétrons. 
Os metais de transição contam com uma contribuição dos elétrons localizados em subníveis d. Tais elétrons possuem energia de ionização 
alta demais para ficarem deslocalizados. Esses átomos, então, disponibilizam seus elétrons de valência para a formação do mar de elétrons, 
e os elétrons desemparelhados, localizados em um subnível d mais interno, formam ligações covalentes. Isso explica porque os metais de 
transição possuem, normalmente, pontos de fusão e de ebulição mais elevados que os representativos. 
 
Condutividade elétrica e térmica 
Os metais apresentam boa condutividade elétrica e térmica. Quando uma diferença de potencial é aplicada em um metal, os elétrons, que 
antes se movimentavam desordenadamente no cristal, passam a fluir ordenadamente do polo negativo para o polo positivo. A alta 
condutividade térmica dos materiais metálicos também pode ser explicada pela mobilidade dos elétrons, pois essa mobilidade permite a 
rápida distribuição de energia cinética pelo sólido. 
 
Brilho 
A superfície polida de um metal funciona como espelho, isto é, reflete as radiações visíveis que incidem sobre elas sob qualquer ângulo. Isso 
se deve aos elétrons deslocalizados que absorvem a energia da luz e a emitem quando retornam ao estado fundamental. Como a luz visível 
em todos os comprimentos de onda é absorvida e imediatamente reemitida, praticamente toda a luz incidente se reflete, conferindo o 
brilho ao metal. 
 
Solubilidade 
Os metais são insolúveis nos solventes moleculares comuns. O mercúrio (Hg) é um líquido que consegue dissolver a maioria dos metais, e 
os metais alcalinos se dissolvem em amônia líquida (NH3). 
 
Maleabilidade e ductibilidade 
Os metais são bastante maleáveis e dúcteis. Tal propriedade está relacionada ao fato de a ligação metálica não ter caráter direcional. Os 
cátions metálicos de um metal podem deslizar uns pelos outros sem prejuízo das forças atrativas, pois os elétrons estão distribuídos 
uniformemente e podem acompanhar as mudanças nas posições catiônicas. Os sólidos iônicos, covalentes ou moleculares, não exibem esse 
comportamento. Considere, por exemplo, a diferença entre deixar cair um cubo de gelo e um bloco de alumínio. 
 
LIGAS METÁLICAS 
As ligas metálicas são formadas pela união de dois ou mais metais ou, ainda, pela união entre metais e ametais, considerando que, neste 
último caso, a porcentagem dos elementos metálicos é maior. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
 
13. Geometria Molecular 
 
A forma geométrica de uma molécula pode ser determinada pela distribuição, no espaço, dos pares de elétrons, ligantes ou não, do nível 
de valência de cada átomo. Para que esse arranjo seja estável, a repulsão entre esses pares de elétrons deve ser praticamente nula e, para 
que isso ocorra, eles devem situar-se no espaço o mais afastados possível uns dos outros. Essa teoria é conhecida como Teoria da Repulsão 
dos Pares de Elétrons da Camada de Valência. 
Domínio eletrônico ou nuvem eletrônica: aquilo que vai repelir os elétrons. Pode ser uma ligação simples, uma dupla, uma tripla. De uma 
forma geral um par de elétrons. 
Um par de elétrons livres influencia mais na geometria do que uma ligação. 
 
 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
 
HIBRIDIZAÇÃO 
A hibridização, ou hibridação, é a teoria que explica as ligações químicas nas moléculas. Trata-se do processo de combinação de orbitais 
atômicos num átomo (geralmente o central) de modo a gerar um novo conjunto de orbitais atômicos, os orbitais híbridos. 
Orbital é o lugar onde tem a máxima possibilidade de se encontrar um elétron. Existe o orbital s, p, d, f cada um com seu formato diferente. 
A hibridização é a mistura de orbitais surgindo uma nova forma. 
Cada orbital tem 2 elétrons. O subnível s tem 1 orbital, o subnível p tem 3 orbitais, o d tem 5 orbitais e o f tem 7 orbitais. Para o átomo ficar 
estável é necessário que o orbital esteja completo. 
Quando o orbital s se hibridiza com somente 1 orbital p => formam-se 2 orbitais s p (hibridizados) e os outros dois continuam p (não 
hibridizados). 
Quando o orbital s se hibridiza com 2 orbitais p => formam-se 3 orbitais s p2 (hibridizados) e o último continua p (não hibridizado). 
Quando o orbital s se hibridiza com 2 orbitais p => formam-se 4 orbitais s p3 (hibridizados). 
 
Qual a diferença entre esses orbitais? Os orbitais hibridizados vão fazer ligações sigma e os orbitais não hibridizados vão fazer ligações pi. 
As ligações sigma são aquelas em que os orbitais se encontram frente a frente e as ligações pi são aquelas em que os orbitais se dobram. 
Quando um átomo central apresenta 2 ligações sigmas ele vai precisar de 2 orbitais hibridizados, se apresenta 3 sigmas vai precisar de 3 
hibridizados e assim por diante. Por outro lado, a quantidade de ligações pi vai ser a quantidade de orbitais não hibridizados. 
 
Para saber a hibridização de qualquer átomo central só pela geometria basta ver quantas nuvens eletrônicas tem ao redor do átomo central. 
 
Acima, o C apresenta 2 nuvens eletrônicas ao seu redor. Já para cada Oxigênio existem 3 nuvens eletrônicas (mas o que importa nesse 
momento é o átomo central). 
Como tem 2 nuvens eletrônicas o Carbono vai precisa de 2 orbitais híbridos, então sua hibridização vai ser: s p -> s1 p1 =2. 2 é o número de 
nuvens eletrônicas ao redor do átomo. 
Caso fosse s p2 (3 nuvens), s p3 (4 nuvens), s p3 d (5 nuvens), s p3 d2 (6 nuvens). 
 
14. Polaridade das Moléculas 
 
Para uma ligação ser polar ela precisa ser uma ligação entre 2 elementos de eletronegatividade diferentes, assim um dos elementos vai 
puxar os elétrons com mais força que o outro resultando em cargas parcialmente positivas e parcialmente negativas. 
Elementos + eletronegativos: F O N Cl Br I S C P H Metais. 
 
Mi (u) é o momento dipolar da ligação que indica para onde a nuvem eletrônica está tendendo (para o lado do elemento mais 
eletronegativo). Para definir a polaridade de uma molécula, deve-se somar todos os momentos dipolares. 
 
**Todos os hidrocarbonetos são apolares, apesar de terem ligações polares entre C e H. 
 
15. Interações Intermoleculares 
 
São as responsáveis por manter unidas, por exemplo, as moléculas de água na forma líquida. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
No caso de um gás ideal, desconsideramos a existência de ligações ou interações intermoleculares. Entretanto, muitas substâncias tratadas 
como gases ideais nas condições ambiente, quando submetidas a pressões mais elevadas e a temperaturas mais baixas, se liquefazem e até 
se solidificam. Isso comprova a existência de interações intermoleculares até mesmo nessas substâncias. 
Muitas substâncias são mantidas no estado sólido por interações intermoleculares. Algumas delas apresentam alto grau de cristalinidade, 
como a sacarose e a ureia. 
 
É comum chamarmos as interações intermoleculares de um modo geral, exceto a ligação de hidrogênio, de forças de Van der Waals. 
 
É importante ressaltar que, apesar de estarmos tratando, neste momento, de interações intermoleculares, essas mesmas interações podem 
aparecer entre grupamentos de uma mesma molécula. Em tal situação, pode-se dizer que são interações intramoleculares e podem 
favorecer um determinado arranjo espacial molecular. 
 
 
INTERAÇÕES DIPOLO-DIPOLO (Dipolo permanente ou Força de Van der Waals) 
As moléculas de muitas substâncias são eletricamente neutras como um todo. No entanto, por fatores como diferença de eletronegatividade 
e arranjo geométrico, essas mesmas moléculas possuem um dipolo elétrico permanente, possuindo uma carga parcial negativa (ou polo 
negativo) e uma carga parcial positiva (ou polo positivo). 
Dessa forma, principalmente nos estados líquido e sólido, é muito comum as moléculas polares se alinharem e interagirem umas com as 
outras por interações entre dipolos opostos. Essa interação é conhecida como dipolo-dipolo ou dipolo permanente-dipolo permanente. 
Aparecem em todas as substâncias que apresentam moléculas polares. São geralmente menos intensas que as ligações entre íons e 
diminuem a intensidade de forma acentuada com o aumento da distância. 
 
INTERAÇÕES DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO INDUZIDO 
Moléculas que têm dipolos permanentes podem distorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas,mesmo que estas 
não possuam dipolos permanentes (moléculas apolares). Essa interação é chamada de dipolo-dipolo induzido ou dipolo permanente-dipolo 
induzido. Tal interação aparece apenas em soluções e explica o fato de algumas substâncias moleculares polares, como a propanona, 
C3H6O(l), formarem mistura homogênea com outras apolares como o hexano, C6H14(l). 
 
INTERAÇÕES DIPOLO INSTANTÂNEO-DIPOLO INDUZIDO (Forças de London) 
Acontece entre moléculas apolares. Acontece quando 2 moléculas apolares se aproximam e suas nuvens eletrônicas interagem entre si 
induzindo um dipolo momentâneo acontecendo a todo milésimo de segundo entre milhões de moléculas apolares juntas. Forma-se um 
dipolo momentâneo que logo se desfaz e a molécula continua sendo apolar. 
Como são forças muito fracas esses compostos acabam sendo gasosos, pois não consegue manter as moléculas próximas umas das outras. 
Exemplos: gás nitrogênio, N2(g), e do líquido orgânico benzeno, C6H6(l). 
Estas são conhecidas como forças de dispersão, forças de London ou dipolo instantâneo-dipolo induzido e estão presentes em todas as 
moléculas apolares e polares. 
 
As forças de London são as únicas interações intermoleculares no caso das substâncias formadas por moléculas apolares, e são importantes 
também no caso de algumas substâncias moleculares polares. Essas interações tendem a ser mais fracas no caso de moléculas menores. No 
entanto, em casos de moléculas grandes, com muitos elétrons, as distorções eletrônicas podem criar dipolos instantâneos mais intensos. 
No iodo, por exemplo, as interações intermoleculares são suficientemente intensas para permitir a sua existência no estado sólido à 
temperatura ambiente, ao contrário do que acontece com os outros halogênios com menor número atômico. 
 
Existem 2 coisas que interferem no estado físico: as ligações intermoleculares e a massa da molécula. Exemplo Butano (4 carbonos) e 
heptano (7 carbonos). O heptano é um dos componentes da gasolina que é líquida na temperatura ambiente. O heptano, como todos os 
hidrocarbonetos, é apolar. Então por que mesmo sendo apolar a gasolina é líquida? Isso se deve ao fato de que a massa da molécula já é 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
muito grande tendo uma cadeia grande. Então a superfície de contato entre uma cadeia e outra é muito grande e vão interagir mais. Mesmo 
assim essa ligação não é grandes coisas, pois mesmo tendo uma massa grande, ela evapora fácil. 
 
LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO 
Vai acontecer quando tiver o FON ligado ao H. Forma-se um dipolo muito intenso e resulta em uma força muito forte. 
A água e a amônia, quando comparadas a outros hidretos da mesma família do oxigênio e do nitrogênio, ou mesmo de outras colunas, 
apresentam temperaturas de ebulição bem elevadas. O que acontece é que átomos de hidrogênio, com geralmente apenas um próton e 
um elétron, ligam-se a átomos de alta eletronegatividade como os de flúor, oxigênio e nitrogênio. Como o elétron é fortemente atraído 
pelo átomo eletronegativo, esse próton encontra-se parcialmente exposto (próton desprotegido). 
Tal próton pode interagir diretamente com os elétrons de outra molécula, resultando em uma forte rede de interações intermoleculares. 
Essa interação é chamada de ligação de hidrogênio e ocorre sempre entre átomos de hidrogênio fortemente polarizados positivamente e 
regiões de densidade eletrônica negativa: pode ser o polo negativo de outra molécula, outro grupamento da mesma molécula ou mesmo 
um íon. 
 
 
INTERAÇÕES ÍON-DIPOLO 
As interações íon-dipolo não são “interações intermoleculares” no sentido literal do termo, pois não ocorrem entre duas moléculas, mas 
sim entre íons e moléculas – geralmente moléculas polares. Essas são observadas nas soluções de substâncias iônicas ou ionizáveis em 
solventes moleculares, e são muito importantes como forças de solvatação. As interações íon-dipolo são, geralmente, mais intensas que as 
interações intermoleculares típicas. Comparando-se a interação íon-dipolo com a ligação íon-íon (iônica), nota-se que a primeira apresenta 
normalmente menor intensidade. Podemos afirmar, também, que as interações íon-dipolo são mais fortes quando o raio iônico é menor e 
a carga elétrica dos íons é maior. 
 
16. Número de Oxidação e Redox 
 
Em uma reação química, as ligações (ou algumas das ligações) dos reagentes são quebradas para dar origem a novas ligações no produto. 
Quando essa quebra ocorre com transferência de elétrons, dizemos que a reação química é de oxirredução ou redox. 
Reação de oxirredução ⇒ é toda reação química em que há transferência de elétrons. 
 
OXIDAÇÃO 
Oxidar significa perder elétrons. 
 
Quanto menor for a eletronegatividade de um elemento, maior será sua tendência a oxidar. 
- Tendência <- F O N Cl Br I S C P H Metais -> + Tendência 
 
Na formação da ligação iônica entre potássio e flúor, há transferência de elétrons e formação de íons. 
 
O potássio, por ser o elemento de menor eletronegatividade, perde o elétron e sofre oxidação; e o flúor, ao receber o elétron, sofre o 
fenômeno contrário, denominado redução. 
 
REDUÇÃO 
Reduzir significa ganhar elétrons. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
 
Ao invertermos essa equação, o potássio volta à forma inicial, mas isso só é possível porque o flúor “devolve” o elétron. 
 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOx) 
O NOx é o número de elétrons perdidos ou recebidos quando 
 
A. um átomo realiza uma ligação iônica; 
B. há a quebra de todas as ligações covalentes, realizadas pelo átomo, ficando os elétrons com o átomo mais eletronegativo. 
 
Exemplo 1: 
No composto FeO, ferro e oxigênio realizam ligação iônica. 
 
Para o ferro ⇒ NOx = +2 perdeu 2 elétrons ⇒ oxidou-se 
Para o oxigênio ⇒ NOx = –2 ganhou 2 elétrons ⇒ reduziu-se 
Exemplo 2: 
Já no ácido clorídrico, H e Cl unem-se por meio de uma ligação covalente. 
 
Porém, se por qualquer motivo externo houver a ruptura da ligação, o cloro ficará com o par de elétrons, devido à sua maior 
eletronegatividade. 
 
Para o hidrogênio ⇒ NOx = +1 perdeu 1 elétron ⇒ oxidou-se 
Para o cloro ⇒ NOx = –1 ganhou 1 elétron ⇒ reduziu-se 
 
Vejamos alguns exemplos de NOx nos compostos moleculares: 
 
1. H2 (hidrogênio) 
Como não há diferença de eletronegatividade entre os ligantes, se houver a quebra, ela tende a ser homolítica. 
 
O NOx = 0, ambos exercem a mesma força de atração sobre o par de elétrons. 
Isso é verificado em toda substância simples, NOx = 0. Exemplos: Cl2, N2, O2, F2 
 
2. CH4 (metano) 
 
Como o carbono é mais eletronegativo, com a quebra das ligações, seu NOx será –4, enquanto cada hidrogênio terá NOx = +1. 
 
3. HNO3 (ácido nítrico) 
 
Se quebrarmos todas as ligações, o oxigênio, que é o elemento mais eletronegativo, irá ganhar todos os elétrons compartilhados. Sendo 
assim, 
H ⇒ NOx = +1 
N ⇒ NOx = +5 
O ⇒ NOx = –2 
OBSERVAÇÃO: Cada oxigênio ganhou 2 elétrons. 
Resumo ENEM 2019 – Murilo Leone Miranda Fajardo 
 
 
 
4. CH2Cl2 (diclorometano) 
 
O carbono ganharia 2 elétrons, um de cada hidrogênio, porém perderia 2 elétrons, um para cada cloro. Sendo assim, 
H ⇒ NOx = +1 
C ⇒ NOx = 0 
Cl ⇒ NOx = –1 
 
5. C3H6O2 (ácido propanoico) 
 
 
ou 
NOx do hidrogênio = +1 
NOx do oxigênio = –2 
NOx do carbono = x 
Então: 3(x) + 6(+1) + 2(–2) = 0 
3x = –2 
 x = − 2/3 
 
REGRAS PRÁTICAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NOX 
1. Substância Isolada ou Substância simples: NOx = 0 
Na, H2, O2, Fe 
2. Íon: NOx = carga monoatômica 
Al+3, S-2 
3. Família 1A: NOx = +1 
4. Família 2A: NOx = +2 
5. Família 6A: à direita da fórmula NOx = -2 
6. Família 7A: à direita da fórmula NOx = -1 
7. NOx Fixos Importantes 
Ag = +1, Al = +3, Zn = +2 
6. Hidrogênio 
Na maioria dos compostos: NOx = +1 
Exceto Hidretos metálicos (H + Família 1A ou 2A): NOx = -1 
7. Oxigênio 
Na maioria dos compostos: Nox = -2 
Peróxidos (-O-O-): Nox = -1 
Superóxidos: