Apostila Química geral

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[APOSTILA DE QUÍMICA GERAL 
E INORGÂNICA] 
 
 
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROFESSORES: MISCHELLE SANTOS E JOSUÉ OLIVEIRA 
 
 
 
 
ETSS – Curso Técnico em Química – Coletâneas da Disciplina de Química Inorgânica Pág. 1 
 
 
Capítulo 1: Estrutura Atômica 
Conceitos Fundamentais: 
• Átomo: É a menor porção constituinte da matéria. 
• Elemento Químico: É a representação dos diferentes tipos de átomos. 
• Símbolo: É a representação gráfica dos átomos de um elemento químico. 
- formado por uma letra: sempre maiúscula. 
- formado por duas letras: a primeira é maiúscula e a segunda é sempre minúscula. 
• Substância: É a matéria com propriedades definidas 
• Molécula: É a menor porção de uma substância formada por átomos. 
• Fórmula: É a representação gráfica de uma substância. 
Evolução dos Modelos Atômicos: 
1) Dalton: (modelo atômico conhecido como bola de bilhar; início do século XIX) 
- O átomo é uma esfera maciça e indivisível. 
- Os átomos de mesmo elemento possuem a mesma massa e o mesmo tamanho. 
- Numa reação química, os átomos não são criados nem destruídos: são rearranjados de maneira 
a formar novas substâncias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2) Thomson: (modelo conhecido como pudim de passas; fim do século XIX) 
- Modelo consiste de uma esfera maciça de carga elétrica positiva, encrustada por igual número 
de cargas negativas (os elétrons). O átomo seria eletricamente neutro. 
 
 
 
 
 
 
 
3) Rutherford: (modelo conhecido como planetário ou átomo nucleado) 
- O átomo possui duas regiões distintas: o núcleo e a eletrosfera. 
- O átomo não é maciço, mas formado por núcleo muito pequeno que concentra praticamente toda 
a sua massa e possui carga positiva; ao redor do núcleo estariam os elétrons, neutralizando a 
carga dele. Considerou também que existem partículas neutras no núcleo (nêutrons). 
 
4) Bohr: (modelo conhecido como níveis quantizados de energia) 
- Quando o elétron gira em uma mesma órbita, ele o faz com uma energia fixa. 
- Quando se fornece energia ao átomo, seus elétrons absorvem essa energia, “saltando” da órbita 
mais próxima para a órbita mais afastada do núcleo. 
 
 
 
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- Quando volta ao seu estado normal de energia, o átomo cede a energia que havia ganhado 
anteriormente e seus elétrons retornam para a órbita de origem. 
 
 
Principais características do átomo: 
-Prótons: apresentam carga positiva. 
-Elétrons: carga negativa. 
-Nêutrons: carga nula. 
Assim, num átomo: n° de prótons = n° de elétrons. 
Numero atômico (Z): 
A carga do núcleo, ou seu número de prótons, é a grandeza que caracteriza cada 
elemento, sendo este número denominado número atômico. (Z= número de prótons). 
Íons: 
Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando novos 
sistemas, eletricamente carregado, denominados íons. 
Íon é a espécie química que apesenta o número de prótons diferente do número de 
elétrons. 
Atenção: Nunca esquecer que a quantidade de carga elétrica do íon é consequência da variação 
do número de elétrons. 
Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons: 
 
 
 
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• Cátions: formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons, resultando num sistema 
eletricamente positivo, onde o número de prótons é maior que o número de elétrons. 
Ex: Na+ 
 
• Ânions: formam-se quando um átomo ganha um ou mais elétrons, resultando num sistema 
eletricamente negativo, onde o número de prótons é menor que o número de elétrons. 
Ex: Cl- 
Número de Massa (A): 
A massa do átomo depende dos seus prótons e nêutrons, já que a massa do elétron é 
desprezível. 
 A= p+ + n0 
Simbologia do elemento químico: 
De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar 
um elemento químico devem-se indicar, junto ao seu símbolo, os números atômicos e de massa 
e, quando se tratar de um íon, também a carga elétrica. 
Isótopos: 
São átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) por pertencerem ao mesmo 
elemento químico, mas possuem diferentes números de nêutrons apresentando diferentes 
números de massa. 
Ex: 8O16 8O17 8O18 
 
Isóbaros: 
São átomos de diferentes elementos químicos que possuem o mesmo número de massa. 
Ex: 20Ca40 19K40 
 
Isótonos: 
São átomos de elementos químicos diferentes que possuem o mesmo número de 
nêutrons. 
 
 
 
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Ex: 2He4 1H3 
 n = 4 - 2 = 2 n = 3 - 1 = 2 
Isoeletrônicos: 
São átomos e íons que apresenta a mesma quantidade de elétrons. 
Ex: N3- O2- F-1 Ne Na+1 
 Z = 7 Z = 8 Z = 9 Z = 10 Z = 11 
 e- = 7+3=10 e- = 8+2=10 e- = 9+1=10 e- =10 e- = 11-1=10 
 
Exercício: Um átomo A com n° de massa 85 e n° atômico 45 é isótopo de um átomo B cujo n° de 
nêutrons é igual a 44. Este átomo B é isóbaro de um átomo C, cujo cátion divalente possui 37 e-. 
Qual o n° de nêutrons do átomo C. 
 
Distribuição eletrônica: 
 
Átomo: Núcleo : Prótons e Nêutrons 
 Eletrosfera: elétrons 
De acordo com o modelo atômico atual, um átomo possui algumas órbitas circulares ao 
elétron. 
 
Principio da incerteza ou de Heinsenberg: 
 Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num mesmo instante. O 
elétron é muito pequeno que, se tentássemos determinar sua posição ou velocidade, os próprios 
instrumentos de medição iriam alterar essas determinação. 
 
Orbital: 
 
 
 
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É a região do espaço onde é máximo a probabilidade de encontrar um determinado 
elétron. 
Níveis energéticos: 
Cada uma dessas órbitas denominou-se nível ou camada de energia. Dentre os elementos 
conhecidos, aquele que contém maior número de elétrons apresenta-os distribuídos no máximo 
em 7 camadas, designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. Atualmente, esses níveis são 
identificados pelo chamado número quântico principal (n), que é um número inteiro, variando de 1 
a 7. 
N = 1 2 3 4 5 6 7 
 K L M N O P Q 
 2 8 18 32 32 18 2 número máximo de elétrons 
Subníveis energéticos: 
Uma camada será subdividida em n subníveis: 
 s p d f 
 2 6 10 14 
l = 0 1 2 3 
Esses subníveis são identificados pelo chamado número quântico secundário (l), que 
teoricamente pode assumir os valores inteiros 0,1,2,... (n-1), onde n é o número quântico principal. 
 
Órbitas: 
Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos acrescentar que cada subnível 
comporta um número variável de orbitais. 
Cada subnível s, p, d, f contém respectivamente 1, 3, 5 e 7 orbitais. Os orbitais são 
identificados pelo número quântico magnético (m). Num dado subnível o orbital central tem o 
número quântico m = 0, os orbitais a direita tem o numero quântico m = +1, +2, +3, os da 
esquerda tem m = -1, -2, -3, como exemplificado abaixo: 
s 0 
 
 
 
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p -1 0 +1 
d -2 -1 0 +1 +2 
f -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 
 
Spin: 
Um orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins contrários (Principio da exclusão 
de Pauli). 
O spin é identificado pelo chamado número quântico de spin(s ou ms), cujos valores são -
1/2 e +1/2. 
Normalmente,a representação dos elétrons nos orbitais é feita por meio de uma seta: 
representa, por convenção, um elétron com spin negativo s = -1/2 
representa, por convecção, um elétron com spin positivo s = +1/2 
 
 
Resumindo: 
Camada Nível Subnível Máximo de e- 
em cada 
subnível 
Máximo de e- 
em cada nível 
K 1 1s 2 2 
L 2 2s, 2p 2+6 8 
M 3 3s, 3p, 3d 2+6+10 18 
N 4 4s, 4p, 4d, 4f 2+6+10+14 32 
O 5 5s, 5p, 5d, 5f 2+6+10+14 32 
P 6 6s, 6p, 6d 2+6+10 18 
Q 7 7s 2 2 
 
Subníveis Orbitais Elétrons 
s 1 2 
p 3 6 
 
 
 
 
 
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d 5 10 
f 7 14 
 
Observação: Num átomo, não existem dois elétrons com os quatros números quânticos iguais (é 
um segundo enunciado do principio de exclusão de Pauli). 
 
Como estão distribuídos os elétrons no átomo de um determinado elemento químico? 
Basta seguir o diagrama energético e obedecer às seguintes regras: 
- Os elementos vão se “encaixando” na eletrosfera, partindo dos níveis e subníveis de menor 
energia para os de maior energia, só passando para um subnível superior quando o inferior já 
estiver “lotado” (Regra da energia mínima); 
- Num mesmo subnível, de início, todos os orbitais devem receber seu primeiro elétron e, só 
depois, cada orbital passará a receber seu segundo elétron (esta é a chamada Regra de Hund). 
- Num orbital, o primeiro elétron, por convenção, o de spin -1/2 
 
Os subníveis são escritos em ordem crescente de energia, veja o exemplo abaixo: 
Fe (Z = 26) => 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
Para contornar a dificuldade de sabermos a ordem crescente de energia, o cientista Linus 
Pauling imaginou um diagrama, que passou a ser conhecido como diagrama de Pauling: 
 
 
 
 
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1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 
Observação 1: A distribuição eletrônica dos íons é semelhante à dos átomos neutros. No entanto 
é importante salientar que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se transformar em 
um íon) serão recebidos ou retirados da última camada eletrônica e não do subnível mais 
energético. 
Observação 2: Nível ou camada de valência-> é o nível mais afastado e que corresponde sempre 
ao maior valor de n, encontrado na distribuição eletrônica de um átomo ou de um íon. 
Capítulo 2: Classificação periódica 
Na tabela atual, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de número 
atômico, em 7 linhas horizontais denominadas períodos e em 18 colunas verticais, denominadas 
grupos ou famílias. 
Períodos ou séries: 
A localização dos diversos elementos nos respectivos períodos está relacionada com o 
número de níveis eletrônicos (camada) dos elementos, ou seja, a ordem do período 
correspondente ao número de camada que os elementos apresentam. Elementos situados num 
mesmo período apesentam mesmo números de níveis. 
 
 
 
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Família ou grupos: 
A tabela atual é constituída por 18 famílias, sendo que cada uma delas agrupa elementos 
com propriedades químicas semelhantes devido ao fato de apresentarem a mesma configuração 
eletrônica na sua camada de valência. 
Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as famílias ou grupos. Uma delas, a 
mais comum, é indicar cada família por um algarismo romano seguido das letras A e B, por 
exemplo, IA, IIA, IIIB e IVB. Essas letras A ou B indicam a posição do elétron mais energético nos 
subníveis. No final da década de 80, a IUPAC propôs outra maneira: as famílias devem ser 
indicadas por algarismos arábicos de 1 até 18, eliminando-se as letras A e B. 
Famílias A e zero: 
Essas famílias são constituídas pelos elementos representativos sendo que todos esses 
elementos apresentam o seu elétron mais energético situado nos subníveis s ou p. 
Nas famílias de IA a VIIA, o número da família indica a quantidade de elétrons existentes 
na última camada de valência. 
Ex: 11Na - 1s2 2s2 2p6 3s1 Camada de valência: 3s1 Total de e- = 1 
Já a família zero (0) recebeu esse número para indicar que a reatividade dos seus 
elementos em condições ambientais é nula. Na sua maioria, os elementos dessa família 
apresentam oito elétrons na camada de valência. 
Ex: 10Ne - 1s2 2s2 2p6 Camada de valência: 2s2 2p6 Total de e- = 8 
Família ou grupo Nome Configuração da 
última camada 
Número de e- na 
última camada 
IA ou 1 Alcalinos ns¹ 1 
IIA ou 2 Alcalinos terrosos ns² 2 
IIIA ou 3 Família do Boro ns² np¹ 3 
IVA ou 4 Família do Carbono ns² np2 4 
VA ou 5 Família do 
nitrogênio 
ns² np3 5 
VIA ou 6 Calcogênios ns² np4 6 
VIIA ou 7 Halogênios ns² np5 7 
Zero ou 8 Gases nobres ns² np6 8 
Nas configurações acima n é o numero correspondente ao ultimo nível. 
 
 
 
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Observações1: O elemento químico hidrogênio é representado na coluna IA por apresentar 1 
elétron no subnível s de sua camada de valência (1s1), porem não faz parte da família dos metais 
alcalinos, por que apresenta propriedades químicas diferentes. Em algumas tabelas ele é 
colocado à parte do corpo da tabela. 
Observação 2: O único gás nobre que não apresenta oito elétrons em sua camada de valência é o 
hélio (He), pois seu numero atômico é 2 e sua distribuição é 1s2. 
Famílias B: 
As famílias B, incluindo as duas linhas horizontais separadas do corpo principal da tabela, 
são constituídas pelos elementos de transição e apresentam seus elsétrons mais energético 
situados nos subníveis d ou f. 
Os elementos de transição externa ou simplesmente, elementos de transição, têm como 
principal característica apresentar o seu elétron mais energético situado em um subnível d. 
Para os elementos de transição externa, a localização na família ou grupo não é feita 
utilizando o número de elétrons da camada de valência, mas sim o número de elétrons existentes 
no subnível mais energético (d). 
III B IVB V B VI B VII B VIII B I B II B 
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 
 
Observação: Os elementos do grupo IB possuem distribuição eletrônica diferente da teoria: sua 
distribuição teórica é ns2(n-1)d9 e sua distribuição real é ns1(n-1)d10. Assim temos: 
Ex: 29Cu – 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 
Os elementos de transição interna são os elementos que apresentam seu elétron mais 
energético situado em um subnível f. Constituem as séries dos lantanídeos e actinídeos e 
encontram-se deslocados do corpo central da tabela, apresentando respectivamente 6 e 7 
camadas eletrônicas: por isso, estão localizados, respectivamente no 6° e 7° períodos. 
Observação: Assim como nos elementos de transição externa, alguns elementos de transição 
interna também apresentam distribuição eletrônica “irregular”, diferente da teórica. 
 
Classificação dos elementos: 
 
 
 
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Os elementos químicos podem ser classificados também de acordo com dois critérios: 
suas propriedades químicas e físicas e sua ocorrência ou não na natureza. 
As propriedades químicas dos elementos estão relacionadas com suas distribuições 
eletrônicas. De acordo com as propriedades físicas dos elementos, eles são subdivididos em 
metais, ametais ou não-metais, semimetais, gases nobres e hidrogênio. 
Metais: 
• Nas condições ambientes são sólidos, com exceção do mercúrio (Hg) que é líquido. 
• São bons condutores de calor e corrente elétrica. 
• Apresentam o chamado brilho metálico e cor cinzenta, exceção feita ao cobre 
(avermelhado) e ao ouro (amarelo). 
• São maleáveis, isto é, podem ser transformados em lâminas. 
• São dúcteis, isto é, podem ser transformados em fios. 
Ametais ou não-metais: 
• Nas condições ambientes apresentam-se nosseguintes estados físicos: 
Sólidos - C, P, S, Se, I, At 
Líquido – Br 
Gasoso – N, O, F, Cl. 
• São maus condutores de calor e eletricidade. 
• Não apresentam brilho e tem coloração variável. 
Semimetais: 
• São em número de 7 (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). 
• São sólidos à temperatura ambiente. 
• O mais usado é o Silício (Si). 
Hidrogênio: 
• É um elemento atípico, possuindo propriedades de se combinar com metais, ametais e 
semimetais. 
• Nas condições ambientais, é um gás externamente inflamável. 
Gases Nobres: 
• Condições ambientais no estado gasoso. 
• Apresentam grande estabilidade. 
 
 
 
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Propriedades periódicas e aperiódicas: 
• Propriedades aperiódicas: São aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem) na 
medida em que o número atômico aumenta e que não se repete em períodos 
determinados ou regulares. 
Exemplo: 
− A massa atômica aumenta com o aumento do numero atômico. 
 
• Propriedades periódicas: São aquelas ora aumentam ora diminuem com o aumento do 
número atômico. 
 
Propriedades periódica: 
-Raio atômico: 
É uma característica difícil de ser determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem 
fronteira definida. De maneira geral, podemos dizer que é a distância média entre o núcleo e o 
último nível eletrônico. Efetivamente esta medida é complicada, já que o nível é uma probabilidade 
de localização do elétron. 
O que se faz usualmente é medir a distância internuclear (entre dois núcleos de dois 
átomos iguais) e dividir esta distância por dois. 
 
• Na mesma família: 
Quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. 
 
 
 
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• No mesmo período: 
Em um mesmo período, os átomos apresentam o mesmo número de níveis, porém a 
medida que aumenta o número de prótons (carga nuclear), aumenta também a atuação 
sobre os elétrons. Por esse motivo geralmente ocorre uma diminuição no tamanho dos 
átomos. 
 
Tendências de variação do raio atômico na tabela periódica 
• Num mesmo grupo: 
O raio atômico aumenta de cima para baixo na tabela, devido ao aumento do n° de níveis. 
 
• Num mesmo período: 
Sendo o n° de níveis constantes, prevalece a interação núcleo-eletrosfera, havendo 
aumento da atração do núcleo sobre os elétrons à medida que o n° atômico aumenta. 
Assim, num memso período, o raio diminui com o aumento do n° atômico, isto é, da 
esquerda para direita, excetuando-se os gases nobres. 
 
-Energia ou potencial de ionização: 
É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado, no estado 
gasoso. 
Quanto maior for o raio atômico mais afastado estará o elétron mais externo, menor será a 
atração do núcleo sobre ele e consequentemente, mais fácil será a sua retirada, gastando assim, 
uma quantidade menor de energia. 
A energia necessária para a retirada do segundo elétron de um mesmo átomo é sempre 
maior que a primeira, pois quando se retira o primeiro elétron ocorre uma diminuição do raio. 
1° energia de ionização < 2° energia de ionização... 
 
Tendência de variação do potencial de ionização na tabela periódica. 
• Num mesmo grupo: 
O potencial aumenta dos alcalinos do raio atômico (de cima pra baixo). 
 
 
 
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• Num mesmo período: 
O potencial aumento dos alcalinos para os gases nobres, devido a diminuição do raio 
atômico, e à consequente atração mais intensa do núcleo pelos elétrons periféricos, o que 
dificulta a retirada dos mesmos. No caso dos gases nobres, possuidores dos materiais 
potenciais da tabela a retirada dos elétrons é difícil devido à sua grande estabilidade 
 
-Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: 
É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, recebe um elétron. 
Mede o grau de afinidade (atração) do átomo pelo elétron adicionado. 
 X0(g) + e- -> X-(g) + energia 
Quanto maior for a energia liberada, maior será a afinidade eletrônica do átomo e mais 
fortemente o elétron estará ligado ao átomo. 
Quanto menor for o raio atômico, mais perto do núcleo o elétron adicionado estará e mais 
atraído ele será. 
Tendências de variação da eletroafinidade na tabela periódica. 
• Num mesmo grupo: 
Aumenta de baixo para cima devido a diminuição do raio atômico. 
 
• Num mesmo período: 
Aumenta da esquerda pra direita devido à diminuição do raio atômico. 
 
-Eletronegatividade: 
É a força com que um átomo atrai um par de elétrons ao formar uma ligação. 
Ametais são bastante eletronegativos. 
Quanto menor o raio, maior será a eletronegatividade. 
Tendências de variação da eletronegatividade na tabela periódica. 
• Num mesmo grupo: 
 
 
 
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Aumenta de baixo para cima (diminuição do raio). 
 
• Num mesmo período: 
Aumenta no sentido dos metais para os halogênios (da esquerda para a direita). 
Ex: O 2° período 
 Cl 3° período O > Cl > Na > K 
 K 4° período 
 Na 3° período 
 
-Eletropositividade: (gases nobres é nula) 
É a capacidade de um átomo perder elétrons, originando cátions. 
Os metais apresentam elevadas eletropositividades, pois uma das suas principais 
características é a grande capacidade de perder elétrons. 
De uma maneira geral, quanto maior o tamanho do átomo, menor atração núcleo-elétron e 
maior a facilidade de perder elétrons. 
Tendências de variação da eletropositividade na tabela periódica. 
• Num mesmo grupo: 
Aumenta de cima para baixo (aumento do raio). 
 
• Num mesmo período: 
Aumenta no sentido dos halogênios para os metais (da direita para a esquerda). 
Ex: Li 2° Período 
 Rb 5° Período Cs > Ba > Rb > Ca > Li 
 Cs 6° Período Quanto maior o raio atômico maior será a eletropositividade 
 Ba 6° Período 
 Ca 7° Período 
 
 
 
 
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Observações: 
• Quanto maior a eletronegatividade de um elemento, maior seu caráter ametálico. 
• Quanto maior a eletropositividade de um elemento, maior será seu caráter metálico. 
Observação: 
Raio Iônica: 
• Átomo Ca20 20e- => O raio de um átomo é sempre maior que o raio do 
• Cátion Ca20+2 18e- seu cátion. 
 
• Átomo Cl17 17e- => Um átomo é sempre menor que o seu ânion. 
• Ânion Cl17- 18e- 
 
 
 
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Capítulo 3: Ligações químicas 
Hoje sabemos que, em condições ambientais, só os gases nobres são formados por 
átomos isolados uns dos outros, ou seja, átomos que tem pouca “vontade” de se unir com outros 
átomos, dizemos então que eles são muito estáveis ou pouco reativos. Os átomos dos demais 
elementos químicos, pelo contrário, não só se atraem mutuamente, como também atraem átomos 
de outros elementos, formando agregados suficientemente estáveis, que constituem as 
substâncias compostas. As forças que mantem os átomos unidos são fundamentalmente de 
natureza elétrica e são denominadas Ligações químicas. 
Um átomo adquire estabilidade quando possui oito elétrons na camada eletrônica mais 
externa, ou dois elétrons quando possui apenas a camada K (esta é a camada Regra do octeto). 
Na prática, quando dois átomos vão se unir, eles “trocam elétrons entre si “ou” usam 
elétron em sociedade”, procurando sempre que possível, atingir a configuração eletrônica estável 
de um gás nobre. Surge, daí, os três tipos comuns de ligações químicas – iônico, covalente e 
metálica. 
Definição: Valência-> É o número de ligações que o átomo deve fazerpara alcançar a 
estabilidade, ou seja, para que alcance oito elétrons na última camada. 
A valência é um número puro é indica quantas ligações um átomo pode fazer. 
Quando, nessas ligações, ocorre perda ou ganho de elétrons, com formação de íons a 
valência é chamada de eletrovalência e vem acompanhada de um sinal que indica a carga do íon 
formado. 
Tendências de comportamento dos elementos para estabilização: 
Famílias 
N° de elétrons 
da camada de 
valência 
Comportamento 
geral 
Valência Eletrovalência 
IA 1 Perder 1e- 1 1+ 
IIA 2 Perder 2e- 2 2+ 
IIIA 3 Perder 3e- 3 3+ 
IVA 4 
Perder 4e-, 
receber 4e- ou 
compartilhar 4e- 
4, 4 e 4 
4+, 4- 
------ 
VA 5 Receber 3e- ou 3, 3 3- 
 
 
 
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compartilhar 3e- ----- 
VIA 6 
Receber 2e- ou 
compartilhar 2e- 
2, 2 
2- 
----- 
VIIA 7 
Receber 1e- ou 
compartilhar 1e- 
1, 1 
1- 
----- 
 
Ligação Iônica: 
É a força que mantém os íons unidos, os quais se formam quando um átomo entrega 
definitivamente um, dois ou mais elétrons a outro átomo. 
Ex: 11Na 2) 8) 1 
 17Cl 2) 8) 7 
Se houver transferência de um elétron na camada de valência do sódio para a do cloro, 
ambos adquirem configuração estável, pois ficarão com oito elétrons na camada externa. 
Na transferência de um elétron de Na para o de Cl, formam-se os íons Na+ (cátion) e Cl- 
(ânion). Os íons Na+ e Cl- atraem-se mutuamente, pois tem cargas elétricas opostas. Dessa 
atração resulta a ligação química da substância cloreto de sódio, que é constituída por um 
conjunto desses íons na proporção 1:1 
 
 A fórmula é denominada formula eletrônica. Esta fórmula mostra como 
estão distribuídos os elétrons empenhados na ligação. 
 Podemos também representar a substância formada pela fórmula [Na+] [Cl-], denominada 
formula estrutural. 
 
 
 
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Esta fórmula caracteriza o tipo de ligação (no caso, iônica) que apresentam os elementos 
na substancia. 
 A fórmula mais conhecida, NaCl, é denominada fórmula química, íon-fórmula ou fórmula 
iônica. 
Esta fórmula mostra em que proporção os íons estão reunidos. 
Podemos notar que o número de íons que se unem é inversamente proporcional às suas 
cargas (valências). Disso resulta a seguinte regra geral de formulação: 
 
Observação: 
A ligação iônica é normalmente formada entre um metal e um ametal 
Metais Ametais 
1A 5A 
2A 6A 
3A 7A 
 
Ligação Covalente: 
É a união entre átomos, que é estabelecida por meio de pares de elétrons, de modo que 
cada par seja formado por um elétron de cada átomo. 
Neste caso, chama-se valência, ou melhor, covalência ao número de pares de elétrons 
compartilhados. 
 
 
 
 
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A ligação covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou semi-metais ou, então, entre 
esses elementos e o hidrogênio. 
Observações: 
• Quando entre dois átomos há uma só ligação, ela é σ (sigma). Quando entre dois átomos 
há mais de uma ligação, uma delas é σ e as demais são π (pi). 
• Os pares de elétrons formados na ligação covalente são compartilhados pelos dois átomos 
e, assim, são “contados” como constituintes de ambos as eletrosferas. 
• O número de covalências simples é igual ao número de elétrons que o elemento tende a 
compartilhar. 
 
Formulas químicas dos compostos moleculares: 
• Fórmula molecular: Indica apenas quantos átomos de cada elemento químico formam a 
molécula. 
Ex: H2, O2 
• Fórmula eletrônica ou de Lewis: Além dos elementos e da atomicidade, os elétrons da 
camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos. 
Ex: 
• Fórmula estrutural plana: Cada par de elétron compartilhado corresponde a uma 
covalência simples e é representado por um traço de união (−). 
Ex: H−H 
Observações: 
• É comum representar, em volta dos símbolos, os pares de elétrons que não participam da 
ligação e que são chamados de não-ligantes. 
• Este tipo de fórmula não mostra a disposição espacial dos átomos que constituem a 
molécula. 
Pelo que foi observado podemos concluir que conhecendo a posição ocupada pelo hidrogênio, 
pelos ametais e pelos semimetais na tabela periódica, podemos prever o número de ligações que 
devem ser feitas para que os elementos atinjam a estabilidade, ou seja, podemos determinar suas 
valências: 
 
 
 
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Ligação covalente coordenadas ou dativa: 
É um tipo de ligação covalente que ocorre quando um dos átomos envolvidos já atingiu a 
estabilidade e o outro participante necessita ainda de dois elétrons para completar sua camada de 
valência. O átomo que já adquiriu a estabilidade por meio de ligações anteriores compartilha um 
par de seus elétrons com o outro átomo, ainda instável. Só ocorre depois que todas as 
covalências comuns possíveis tiverem sido feitas. 
A ligação coordenada é indicada por uma seta , no sentido do elementos que precisa 
compartilhar o par de eletrônico. 
Ex: 
 
 
 
Grupos Covalente comum Covalente dativa 
 
 
 
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4A 4 0 
5A 3 1 
6A 2 2 
7A 1 3 
 
Polaridade das ligações: 
• Ligação entre átomos de mesma eletronegatividade: Ligação covalente apolar; 
• Ligação entre átomos de diferentes eletronegatividade: Ligação covalente polar; 
• Ligação iônica: Ligação polar. 
Relação de polaridade entre as ligações. 
 
Caráter de uma ligação: 
Para < 1,7 → predomina o caráter covalente 
Para >1,7 → predomina o caráter iônico onde:  é a diferença de eletronegatividade. 
Ligações Intermoleculares: 
Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos, devido às forças elétricas de 
atração existentes entre seus cátions e ânions. Do mesmo modo, os metais são quase todos 
sólidos, devido à forte união que a ligação metálica exerce sobre seus átomos. Já as 
substâncias covalentes podem ser sólidas, líquidas ou gasosas; isto prova que entre suas 
moléculas podem existir forças de intensidade maiores ou menores; são exatamente essas 
“forças” ou “ligações” entre moléculas (intermoleculares), que iremos estudar neste item. 
Forças ou ligações dipolo-dipolo: 
Esse tipo de força é característico de moléculas polares. Quando moléculas polares se 
aproximam surgem forças de atração eletrostática entre elas. A extremidade positiva de uma 
molécula tende a atrair a extremidade negativa da outra, contribuindo assim para o aumento 
dos pontos de fusão e de ebulição da substancia. 
Forças dipolo induzido – dipolo induzido (forças de Van der Waals ou forças de 
dispersão de London): 
 
 
 
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Ocorre em moléculas apolares, que são formadas por muitos elétrons, que se movimentam 
rapidamente. Pode acontecer num dado instante de uma molécula estar com “mais elétrons de 
um lado que do outro”; esta molécula estará, então, momentaneamente polarizada e, por 
indução elétrica, irá provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), 
resultando uma atração fraca entre ambas, que constituem exatamente a força de Van der 
Waals ou de London. 
Ligações de hidrogênio ou pontes de hidrogênio: 
Ocorre quando o hidrogênio está ligado aos átomos fortemente eletronegativos de F, O, N, 
essa ligação tem por característica aumentar os pontos de fusão e de ebulição das 
substâncias. 
Força: 
Iônica> Covalente> lig. de hidrogênio> dipolo> dipolo induzido 
 
Numero de oxidação (nox): 
É a carga elétrica que o átomo adquire no exato instante em que vai se combinar. 
• Algumas regras práticas: 
1. A soma algébrica do nox dos átomos dos elementos em uma dada 
substânciaserá sempre igual a zero. 
2. Toda substância simples e todo metal isolado apresentará nox igual a zero. 
Ex: H20, O20, N20 
3. Grupo 1A e Ag (1B) → nox = +1 
Ex: AgCl, KBr 
4. Grupo 2 A e Zn, Cd (2B) → nox= +2 
Ex: MgO, CaCl2 
5. Hidrogênio → nox +1 
Exceção: hidretos metálicos ou iônicos → nox -1 
Ex: HBr, HI, NaH 
6. Oxigênio → nox -2 
Exceção: peróxidos → nox -1 
 Superóxidos → nox -0,5 
Ex: H2O2, H2O, Na2O4 
7. F (7A) = nox -1 
 
 
 
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Ex: HF 
8. Al (3A) = nox +3 
Ex: AlCl3 
9. Cu (1B) = nox +1 ou +2 
Ex: Cu2S, CuS 
10. Fe, Co, Ni (8B) = nox +2 ou +3 
Ex: FeO, Fe2O3 
11. Sn, Pb (4A) = nox +2 ou +4 
Ex: PbCl2, PbCl4 
12. N, P, As (5 A) = nox -3 ou +3 ou +5 
Ex: NH3, N2O3, N2O5 
13. S, Se, Te (6A) = nox -2 ou +4 ou +6 
Ex: SO2, SO3, H2S 
14. Cl, Br, I (7A) = nox -1 ou +1 ou +3 ou +5 ou +7 
Ex: HCl, Cl2O, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7 
15. Num íon composto a soma algébrica dos nox será igual a carga do íon. 
Ex: (SO4)-2, (CO3)-2 
 
Reações de Oxi-redução ou Redox: 
São aquelas que ocorrem com variação do nox: 
Oxidação → perda de elétrons, aumento do nox 
Redução → ganho de elétrons, diminuição do nox 
Agente oxidante → substância reagente (1ª membro da equação) que contém o elemento que 
sofre redução. 
Agente redutor → substância reagente (1ª membro da equação) que contém o elemento que sofre 
oxidação. 
Ex: 
 
Ajuste ou Balanceamento de equações. 
 
 
 
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 Ajustar uma equação, significa determinar os coeficientes de modo a igualar o número de 
átomos ou íons nos dois membros. 
1) Métodos de tentativas 
 
 
2) Método de oxi-redução ou redox 
O método consiste em igualar o número de elétrons perdidos pelo oxidado com número de 
elétrons recebidos pelo reduzido. 
Regras : 
1º) Determinar todos os nox e o elemento oxidado e o elemento reduzido. 
2º) Determinar a variação dos nox desses elementos, não esquecendo de multiplicar pela 
quantidade desses elementos na substância. 
3º) Inverter estas variações que irão se transformar em coeficientes na equação ajustada. 
4º) Começar pelo lado da equação que tiver o maior número de átomos dos elementos nas 
substâncias. 
 
 
 
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Capítulo 4: Funções Químicas 
 É um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas 
propriedades funcionais. 
Ácidos : 
Segundo Arrhenius: 
 São compostos que, em solução aquosa, se ionizam produzindo como íon positivo apenas 
cátion (H+). 
Características e nomenclatura: 
1) Quanto à presença de oxigênio: 
 
a) Hidrácidos – sem oxigênio 
Ex.: HCl, HCN 
b) Oxiácidos- com oxigênio 
Ex.: HNO3, H2SO4 
2) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: 
 
a) Nos hidrácidos – todo hidrogênio é ionizável. 
Ex.: HCl - 1 H+ monoácido 
 H2S - 2 H+ diácido 
b) Nos oxiácidos – hidrogênio ionizável é aquele ligado ao oxigênio na forma plana. 
 
Onde: HNO3-> 1H+ monoácido 
H2SO4 -> 2H+ diácido 
Exceções: 
 
 
 
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3) Quanto a força: 
Grau de ionização ( α ) 
 
Ex.: H2CO3 α= 0,18 % 
 HF α= 8 % 
 HCl α= 92 % 
 
a) Força nos hidrácidos: 
HCl, HBr, HI - fortes 
HF - moderado 
H2S e os demais - fracos 
b) Força nos oxiácidos 
Δ= número de O – número de H 
Quando: 
Δ= 0 fraco 
Δ= 1 moderado 
Δ≥ 2 forte 
Ex: H3BO3 Δ= 3-3= 0 fraco 
 H3PO4 Δ= 4-3= 1 moderado 
 H2SO4 Δ= 4-2= 2 forte 
 
 
 
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Exceção: 
H2CO3 Δ= 3-2= 1 fraco 
4) Nomenclatura: 
4.1 – Hidrácidos 
 Ácido ----------- + ídrico 
 Elem. Ligado ao hidrogênio 
HF - ácido fluorídrico 
HCl - ácido clorídrico 
HBr - ácido bromídrico 
H2S - ácido sulfídrico 
 
4.2 – Oxiácidos 
a) Quando o elemento forma um oxiácido (3A ou 4A) 
 ácido--------------+ ico 
 elem. central 
H3BO3 - ácido bórico 
H2CO3 - ácido carbônico 
b) Quando o elemento forma 2 oxiácidos (5A e 6A) 
 ácido----------------+oso (menor nox) 
 ácido----------------+ico (maior nox) 
HNO2 - ácido nitroso 
HNO3 - ácido nítrico 
H2SO3 - ácido sulfuroso 
H2SO4 - ácido sulfúrico 
 
 
 
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c) Quando o elemento forma 4 oxiácidos (7A) 
Ácido hipo---------+oso +1 
ácido----------------+oso +3 
ácido----------------+ico +5 
ácido per-----------+ico +7 
HClO – ácido hipocloroso 
HClO2 – ácido cloroso 
HClO3 – ácido clórico 
HClO4 – ácido perclórico 
Outros oxiácidos: 
H2MnO4 – ácido mangânico 
HMnO4 – ácido permangânico 
H2CrO4 – ácido permangânico 
H2Cr2O7 – ácido dicrômico 
 
Bases ou hidróxidos : 
 Segundo Arrhenius : 
Base é todo composto iônico, que em solução aquosa se dissocia (significa separar íons), 
produzindo como único ânion a hidroxila (OH-). 
Características e nomenclatura: 
1) Quanto ao número de hidroxilas: 
NaOH 1 OH- monobase 
Ca(OH)2 2 OH- dibase 
Al(OH)3 3 OH- tribase 
Pb(OH)4 4 OH- tetrabase 
2) Quanto à força: 
 
 
 
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Fortes - alcalinos (1A) e alguns dos alcalinos terrosos (2ª – Ca, Sr, Ba). 
Fracos - alguns dos alcalinos terrosos (2ª - Be e Mg), NH4OH e os demais. 
3) Quanto a solubilidade: 
Solúveis - alcalinos (1A) e NH4OH 
Pouco solúveis - alguns dos alcalinos terrosos (2A – Ca, Sr e Ba) 
Insolúveis - alguns dos alcalinos terrosos (2A - Be e Mg) e as demais. 
4) Nomenclaturas: 
a) Cátion com nox invariável: 
 Hidróxido + de + ------------ 
 Nome do cátion 
LiOH - hidróxido de lítio 
KOH - hidróxido de potássio 
Al(OH)3 - hidróxido de alumínio 
b) Cátion com nox variável 
 Hidróxido + de + -------------- nox 
 cátion AR 
 ou 
 Hidróxido + ---------------oso (menor nox) 
 Cátion ico (maior nox) 
CuOH - hidróxido de cobre (I) ou hidróxido cuproso 
Cu(OH)2 – hidróxido de cobre (II) ou hidróxido cúprico 
Sn(OH)2 - hidróxido de estanho (II) ou hidróxido estanoso 
Sn(OH)4 - hidróxido de estanho (IV) ou hidróxido estânico 
 
 
 
 
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Óxidos 
 São compostos binários (2 elementos), onde o oxigênio é obrigatoriamente, o elemento 
mais eletronegativo. 
 
CO2 eletronegatividade: C= 2,5 O= 3,5 
 
Nomenclatura sistemática: 
Com prefixos: 
(mono, di, tri, ....) óxido + de + (mono, di, tri, ....) nome do elemento 
CO - monóxido de (mono) carbono 
SO3 – tióxido de enxofre 
N2O – monóxido de dinitrogênio 
 
Classificação e Nomenclatura : 
1) Óxidos ácidos ou anidridos 
- moleculares; 
- geralmente formados por ametais; 
- reagem com água produzindo ácido; 
- reagem com base produzindo sal e água; 
 
 
Nomenclatura: 
a) Quando o elemento forma um anidrido (3A e 4A) 
 
 
 
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 Anidrido ------------- + ico 
 Elem. Ligado ao oxigênio 
 
B2O3 – anidrido bórico 
CO2 – anidrido carbônico 
SiO2 – anidrido silícico 
b) Quando o elemento forma dois anidridos (5A e 6A) 
 Anidrido..............oso(menor nox) 
 Anidrido...............ico (maior nox) 
N2O3 – anidrido nitroso 
N2O5- anidrido nítrico 
SO2 – anidrido sulfuroso 
SO3 – anidrido sulfúrico 
c) Quando o elemento forma 4 anidridos (7A) 
Anidrido..hipo................oso 
Anidrido..................oso 
Anidrido..................ico 
Anidrido..per................ico 
Cl2O – anidrido hipocloroso 
Cl2O3 – anidrido cloroso 
Cl2O5 – anidrido clórico 
Cl2O7 – anidrido perclórico 
2) Óxidos básicos 
- iônicos 
 
 
 
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- formados por metais com nox +1 ou +2 
- reagem com água produzindo base 
- reagem com ácido produzindo sal e água 
Na2O + H2O → 2NaOH 
K2O + H2O → 2 KOH 
Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O 
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O 
3) Óxidos anfóteros 
- podem ser iônicos ou moleculares 
- geralmente formados por metais com nox +3 ou +4 
- reagem com ácido ou base produzindo sal e água 
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
Nomenclatura (óxidos básicos e anfóteros) 
a) Cátion com nox invariável 
 Óxido + de + ..................... 
 Nome do cátion 
Na2O - óxido de sódio (básico) 
K2O - óxido de potássio (básico) 
Al2O3 - óxido de alumínio (anfótero) 
ZnO - óxido de zinco (anfótero) 
b) Cátion com nox variável 
Óxido + de + .................nox 
 Cátion AR 
Ou 
 
 
 
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Óxido................oso (menor nox) 
 Cátion ico (maior nox) 
Cu2O – óxido de cobre I / óxido cuproso (básico) 
CuO – óxido de cobre II / óxido cúprico (básico) 
Fe2O3 – óxido de ferro III / óxido férrico (anfótero) 
4) Óxidos neutros 
- não reagem com água, ácido ou base 
- reagem com O2 (gás oxigênio) 
CO – monóxido de carbono 
NO – monóxido de nitrogênio ou óxido nítrico 
5) Peróxidos 
- geralmente formados por metais dos grupos 1A e 2A 
- oxigênio com nox igual a -1 
H2O2 – peróxido de hidrogênio (água oxigenada) 
MgO2 – peróxido de magnésio 
6) Superóxidos 
- formados por metais dos grupos 1A e 2A 
- oxigênio com nox igual a -0,5 
Na2O4 – superóxido de sódio 
MgO4 – superóxido de magnésio 
7) Óxidos duplos ou salinos 
- formados por metais 
- apresentam fórmula geral M3O4 
- metal com nox igual a +8/3 
 
 
 
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Pb3O4 – óxido salino de chumbo 
Mn3O4 – óxido salino de manganês 
 
Sais 
É todo composto que apresenta pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente 
de OH-. 
Sal é todo composto formado pelo cátion da base e pelo ânion do ácido. 
Reações de neutralização : 
- Neutralização total 
 Nº de H+ = Nº de OH- 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
HNO3 + KOH → KNO3 + H2O 
- Neutralização parcial 
 Nº de H+ ≠ Nº de OH- 
H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O 
H2SO4 + KOH → KHSO4 + H2O 
Classificação e Nomenclatura 
1) Sais haloídes - sem oxigênio 
 
a) Cátion com nox invariável 
................ + eto + de + ................ 
 Ânion cátion 
NaCl -- cloreto de sódio 
AgI -- iodeto de prata 
NaF -- fluoreto de sódio 
 
 
 
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b) Cátion com nox variável 
.................+ eto + de + ................nox 
 Ânion cátion AR 
Ou 
................+ eto + ............... oso (menor nox) 
 Ânion cátion ico (maior nox) 
Cu2S -- sulfeto de cobre I ou sulfeto cuproso 
CuS -- sulfeto de cobre II ou sulfeto cúprico 
2) Oxissais -- com oxigênio 
Ácido sal 
oso ito 
ico ato 
 
- Principais ânions oxigenados 
ClO- -- hipoclorito 
ClO4- -- perclorato 
BrO3- -- bromato 
MnO4- -- permanganato 
Cr2O72- -- dicromato 
NO2- -- nitrito 
NO3- -- nitrato 
SO4-2 -- sulfato 
PO4-3 -- fosfato 
CO3-2 -- carbonato 
a) Cátion com nox invariável 
 
 
 
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..............ito ou ato + de + ............... 
 Ânion cátion 
NaClO -- hipoclorito de sódio 
KMnO4 -- permanganato de potássio 
NaNO2 -- nitrito de sódio 
BaSO4 -- sulfato de bário 
CaCO3 -- carbonato de cálcio 
b) Cátion com nox variável 
................ito ou ato + de +...............nox 
 Ânion cátion AR 
Ou 
................ito ou ato................oso (menor nox) 
 Ânion cátion ico (maior nox) 
Fe (NO2)2 -- nitrito de ferro II ou nitrito ferroso 
Fe (NO3)3 – nitrato de ferro III ou nitrato férrico 
3) Hidrogenossal 
NaHCO3 -- hidrogenocarbonato de sódio 
KHSO4 -- hodrogenossulfato de potássio 
4) Hidroxissal 
CaOHCl - hidroxicloreto de cálcio 
MgOHNO3 - hidroxinitrato de magnésio 
 
 
 
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Capítulo 5: Reações Químicas 
 É o fenômeno segundo o qual uma ou mais substâncias dão formação a outra ou outras 
substâncias. 
Ex.: dois mols de gás hidrogênio reagem com um mol de gás oxigênio dando formação a dois 
mols de água. 
Equação Química: 
 É a representação gráfica de uma reação química. 
 2H2 + O2 → 2H2O 
 1º membro 2º membro 
 Reagentes Produtos 
- Índice – número que aparece depois do símbolo do elemento dando a quantidade de átomos. 
- Coeficiente – número que aparece antes da fórmula, dando a quantidade de moléculas. 
Sinais gráficos: 
 com formação de . . . ou dando formação a . . . 
 reação ocorrendo com aquecimento 
reação reversível 
 sobre a fórmula da substância → desprendimento gasoso 
 do lado da fórmula → formação de precipitado – ppt 
Classificação das reações 
1º) Síntese ou adição 
A + B → AB 
H2 + Cl2 → 2HCl 
 
 
 
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C + O2 → CO2 
2º ) Análise ou decomposição 
 AB → A + B 
CaCO3 CaO + CO2 
NH4Cl → NH3 + HCl 
3º) Simples troca ou deslocamento 
 A + BC → AC + B Esta reação só ocorrerá se A for mais reativo que B. 
 A + BC → BA + C Esta reação só ocorrerá se A for mais reativo que C. 
 
Ordem decrescente de reatividade química 
• metais 
 1A, 2A, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au 
• ametais 
 F, O, Cl, Br, I, S 
- Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 
- K + AgI → KI + Ag 
- Cu + ZnS → não ocorre 
- Ag + KI → não ocorre 
- F2 + 2HCl → 2HF + Cl2 
- Cl2 + 2HBr → 2HCl + Br2 
- Cl2 + 2HF → não ocorre 
- Br2 + 2HCl → não ocorre 
4º) Dupla troca 
 AB + CD → AD + CB 
 
 
 
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HCl + NaOH → NaCl + H2O (ácido+ base → sal + água) 
NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓ (sal + sal → sal + sal) 
F2S + 2HCl → FeCl + H2S (sal + ácido → sal + ácido) 
AgNO3 + NaOH → NaNO3 + AgOH (sal + base → sal+ base) 
 
 
 
 
 
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BIBLIOGRAFIA BÁSICA: 
BROWN, Theodore L. Química, a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
FELTRE, Ricardo. Química Geral. São Paulo: Moderna, 2004. 
FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química. Química Geral. São Paulo: FTD, 
2001. 
BIBLIOGRAFIA COMPLEMENTAR: 
ATKINS, P. e JONES, L. Princípios de Química. Rio de Janeiro: Bookman, 2001. KOTZ, J. e 
TREICHEL, P. M. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo: Pioneira Thomson, 2005. 
RUSSELL, J. B. Química Geral.Rio de Janeiro: MacGraw Hill, 2 ed., 1992. 
 
 
 
 
 
 
 
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