Apostila__de_Química_2011

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2011/01
	 Professores: Ângela Accioly/Ernesto Becker/ Mª da Glória de Souza/Flavia
	A Teoria Atômica da Matéria
	Os filósofos gregos ponderaram bastante sobre a pergunta: A matéria pode ser infinitamente dividida em parcelas cada vez menores ou há um ponto além do qual ela não é mais divisível? A maioria dos filósofos, entre os quais Platão e Aristóteles, acreditavam que a matéria era infinitamente divisível. Um dos que não concordavam com esta opinião era Demócrito (460-370 a.C.). Afirmava, ao contrário, que não se dividiam, a que denominava átomo, significando, exatamente, “indivisível”.
	Embora a proposta de Demócrito fosse conhecida, prevaleceu até o início do século XIX a idéia equivocada de a matéria ser infinitamente divisível.
	Finalmente, entre 1803 e 1807 foi publicada pelo inglês John Dalton ma teoria atômica coerente. Dalton imaginou sua teoria para explicar diversas observações experimentais. Suas concepções eram tão fundamentais que sua proposta permaneceu intacta, na essência, até os dias de hoje.
	Os seguintes postulados resumem a essência da teoria atômica de Dalton:
Cada elemento é composto por partículas extremamente pequenas denominadas átomos.
Os átomos de um mesmo elemento são idênticos entre si; os átomos de elementos diferentes são diferentes e têm propriedades diferentes (entre as quais massas diferentes).
Nas reações químicas, os átomos de um elemento não se transformam em outros tipos de átomos; nestas reações, não há nem criação nem destruição de átomos.
Os compostos se formam quando átomos de dois ou mais elementos se combinam; um certo composto tem sempre a mesma espécie de átomos e o mesmo número relativo destes átomos.
	A partir de 1850 acumularam-se informações que sugeriam que os átomos eram constituídos por partículas pequeníssimas, as partículas subatômicas.
	Com o acúmulo de provas experimentais de que o átomo era constituído por partículas muito pequenas, focalizou-se a atenção sobre a forma de organização dessas partículas. No início do século XX, J. J. Thomson sugeriu que, uma vez que os elétrons correspondiam a fração muito pequena da massa de um átomo, provavelmente eram responsáveis por fração igualmente pequena do volume do átomo. Sugeriu que o átomo fosse constituído por uma esfera positiva uniforme de matéria na qual os elétrons ficariam dispersos. Este modelo, conhecido como o modelo do “pudim de passas” como mostra a figura abaixo, teve vida curta.
	Em 1910, Rutherford e colaboradores fizeram experiências que levou ao abandono do modelo de Thomson. Rutherford investigava os ângulos sob os quais as partículas α eram espalhadas ao passar através de delgada folha de ouro. Estes observaram que quase todas as partículas α passavam diretamente através da folha de ouro sem desvio. Algumas poucas, porém, eram desviadas, algumas até refletidas na direção original, como mostra a figura abaixo.
	Em 1911, Rutherford conseguiu explicar as observações. Admitiu que a maior parte da massa do átomo, e a totalidade da carga positiva, estivessem concentradas numa região muito pequena e extremamente densa, a que denominou núcleo. A maior parte do volume do átomo é espaço vazio no qual se deslocam os elétrons em torno do núcleo. Na experiência do espalhamento das partículas alfas, a maioria das partículas passa sem desvio apreciável através da folha de ouro porque não encontra os diminutos núcleos; as partículas alfas simplesmente atravessam o espaço vazio dos átomos. Uma ou outra, porém, chega nas vizinhanças de um núcleo de ouro. A repulsão entre o núcleo, com carga muito grande, e a partícula alfa é suficientemente forte para provocar o desvio da partícula.
	Investigações experimentais posteriores levaram à descoberta de partículas positivas (prótons) e de partículas neutras (nêutrons) no núcleo. Os prótons foram descobertos por Rutherford em 1919. Os nêutrons foram descobertos em 1932 pelo cientista britânico James Chadwick (1891 – 1972).
Estrutura Atômica Moderna (Modelo de Bohr)
	A partir de novas pesquisas, o cientista Niels Bohr divulga em 1913 um modelo atômico mais avançado. Segundo esse modelo, os elétrons se movem em órbitas fixas ao redor do núcleo. Essas órbitas são denominadas órbitas estacionárias, nas quais os elétrons se movem sem irradiar energia. Dizemos que os elétrons nessas órbitas se encontram no estado estacionário ou estado fundamental. Com aquecimento ou descargas elétricas, os elétrons absorvem energia, passando a outras órbitas, mais afastadas do núcleo. Os novos estados energéticos são os estados ativos ou excitados. No entanto, após curto tempo, os elétrons retornam aos seus estados iniciais. Nesse retorno, os elétrons emitem energia armazenada durante o processo de excitação.
	A transição de elétrons de E1 para E2 (energia absorvida) equivale ao trabalho de deslocamento para se afastar do núcleo e, consequentemente, quanto mais longe o elétron está em relação ao núcleo, mais facilmente muda de órbita.
Um elétron é mais facilmente ativado quanto mais externo for.
	A transição de um estado de energia E2 até o nível E1, mais baixo, libera uma certa quantidade de energia correspondente à variação:
(E = E2 - E1
 Principais características do Átomo 
Número atômico (Z)
 É o número que identifica o átomo, ou seja, o seu número de prótons.
 Z = P 
 Onde P é o nº de prótons.
 Obs: O átomo é eletricamente neutro,ou seja, o número de prótons deve ser o mesmo do nº de elétrons.
 Z = P = é
Número Massa ( A )
É a soma de prótons e nêutrons.
 A = P +n
Representação Química. Os números de massa (A ) e atômico ( Z ) são colocados a esquerda.
Vejamos exemplo:
23 =A A = p+n
 Na 12 = n 23=11+n
11 = Z n = 12
Semelhanças Atômicas
Isótopos:
São os átomos com o mesmo número atômico (Z) com nº de massa (A) e
 número de nêutrons (n) diferentes.
 
 1 2 3
Ex: H H H
 1 1 1
Isóbaros:
São átomos com mesma massa ( A ) e nº atômico ( Z ) e nº de nêutrons diferentes.
Ex: 40 40
 Ca n = 22 Ca n = 20
 18 20
Isótonos: 
São átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons ( n ), mas diferentes números ( Z ) e de massa ( A )
 14 7p 13 6p
Ex: N 7n C 7n
 7 7e 6 7e
Resumo:
	
	 Nº Atômico ( Z )
	 Nº Massa ( A )
	 Nº Nêutrons ( n )
	Isótopos
	=
	#
	#
	Isóbaros
	#
	=
	#
	Isótonos
	#
	#
	=
Características das Partículas Subatômicas
	Partículas
	Massa relativa
	Carga relativa
	Prótons
	1
	+1
	Nêutrons
	1
	0
	Elétrons
	1/1840
	-1
Moléculas é a menor porção de uma substância. Ex: molécula da água
Átomo é a menor porção de um elemento químico. Os átomos se reúnem e formam as moléculas.
Ex: 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo oxigênio formam a molécula da água (H2O) 
Números Quânticos
Número Quântico Principal
	A cada nível de energia, ou seja, a cada órbita ou camada onde se encontram os elétrons, associa-se um número inteiro, denominado Número Quântico Principal. Este é representado pela letra n.
	São conhecidos sete níveis energéticos. A energia dos elétrons é crescente nesses níveis energéticos, desde o nível 1 (n = 1) até o nível 7 (n = 7). Fisicamente, interpreta-se o número quântico principal como sendo a distância de elétron ao núcleo.
	Nível Energético
	K
	L
	M
	N
	O
	P
	Q
	Número Quântico Principal (n)
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	São conhecidas, portanto, sete camadas (desde K até Q), onde se encontram distribuídosos elétrons. O número da camada denomina-se número quântico principal, e assume valores de 1 até 7.
	Numa camada há no máximo 2n2 elétrons. Essa fórmula vale até a quarta camada.
	Número da Camada (n)
	Número Máximo de Elétrons por Camada
	1
	2 x 12 = 2 x 1 = 2
	2
	2 x 22 = 2 x 4 = 8
	3
	2 x 32 = 2 x 9 = 18
	4
	2 x 42 = 2 x 16 = 32
Número Quântico Secundário ou Azimutal
	Notou-se que elétrons pertencentes à mesma órbita (ou camada) apresentam pequenas diferenças nas quantidades de energia emitidas.
	A explicação física inicial foi proposta por Sommerfeld: as órbitas seriam elípticas em vez de circulares e as pequenas diferenças seriam devidas às formas das órbitas.
	Em cada camada há no máximo quatro subcamadas ou subníveis, cada uma com uma forma diferente, em elipses mais ou menos acentuadas.
	São conhecidos hoje apenas quatro subníveis: s, p, d, f. O Número Quântico Secundário ou Azimutal é simbolizado pela letra l. Esse número define os subníveis de energia, ou subcamadas. Os valores que l pode assumir vão de zero até n - 1.
	Subnível Energético
	s
	p
	d
	f
	Número Quântico Azimutal (l)
	0
	1
	2
	3
	Nível ou Camada
	n
	L
	Número de subníveis conhecidos
	Subníveis
	K (1a Camada)
	1
	0
	1
	1s
	L (2a Camada)
	2
	0; 1
	2
	2s 2p
	M (3a Camada)
	3
	0; 1; 2
	3
	3s 3p 3d
	N (4a Camada)
	4
	0; 1; 2; 3
	4
	4s 4p 4d 4f
	O (5a Camada)
	5
	0; 1; 2; 3
	4
	5s 5p 5d 5f
	P (6a Camada)
	6
	0; 1; 2
	3
	6s 6p 6d
	Q (7a Camada)
	7
	0
	1
	7s
	O quadro anterior pode ser disposto de acordo com o diagrama a seguir, onde estão representados os subníveis conhecidos.
	Assim, a representação do subnível leva o número da camada (número quântico principal) e a letra corresponde ao tipo de subnível.
Exemplos:
4d	Subnível d da camada N			3p	Subnível p da camada M
Número quântico principal = 4			Número quântico principal = 3
Número quântico azimutal = 2			Número quântico azimutal = 1
	
Número Quântico Magnético
	A orientação ou inclinação espacial das órbitas é associada a um número denominado Número Quântico Magnético, simbolizado pela letra m.
	Os valores assumidos por esse terceiro número quântico variam de -l até +l. Cada valor representa um orbital.
-l ( m ( +l
	Os valores de orbitais por subníveis podem ser encontrados pela fórmula 2l +1, onde l é o número quântico secundário ou azimutal.
	l
	Número de orbitais por subnível
	0 (s)
	(2 x 0) + 1 = 1
	1 (p)
	(2 x 1) + 1 = 3
	2 (d)
	(2 x 2) + 1 = 5
	3 (f)
	(2 x 3) + 1 = 7
	Os valores que m pode assumir estão resumidos no a seguir:
	l
	M
	Número de orbitais por subnível
	0 (s)
	0
	1
	1 (p)
	-1; 0; +1
	3
	2 (d)
	-2; -1; 0; +1; +2
	5
	3 (f) 
	-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3
	7
	
	
	
Número Quântico de Spin
	Os números n, l e m determinam as particularidades geométricas das nuvens eletrônicas e estão associados às características físicas do movimento dos elétrons.
	Para caracterizar completamente o movimento eletrônico nos átomos, lançamos mão de um quarto número quântico. Este é denominado Número Quântico de Spin e é simbolizado pela letra S.
	O número quântico de spin (em inglês, "rotação") assume dois valores:
S = + 1/2	e	S = - 1/2
	Estes valores representam a rotação dos elétrons sobre si mesmos. Lembre que, pelo atual modelo atômico, o elétron está em algum lugar na "nuvem de probabilidades", ou seja, no orbital. Se fosse considerado como uma esfera, teria dois sentidos contrários de rotação sobre si mesmo. Na realidade, os dois valores representam dois campos magnéticos opostos.
	Convencionaremos que o primeiro elétron a se localizar num orbital terá número quântico de spin S = - 1/2 e será esquematizado . Um segundo elétron no mesmo orbital terá número quântico de spin S = + 1/2 e será esquematizado .
	Diz-se que os elétrons estão em paralelo quando têm o mesmo número quântico de spin (S) e, em antiparalelo, quando tem S contrário.
Princípio da Exclusão de Pauli
	Como vimos até agora, os elétrons de um átomo encontram-se em diferentes situações energéticas. A situação energética de cada elétron é definida por quatro estados energéticos. São os quatro números quânticos. A cada estado corresponde um número. Portanto, há quatro números quânticos para cada elétron de um átomo.
Os números quânticos identificam, assim, cada elétron.
	O princípio de exclusão, de Wolfgang Pauli, estabelece que, em um mesmo átomo, não pode haver dois elétrons com os quatro números quânticos iguais. Como consequência desse princípio, pode existir, num mesmo orbital, no máximo dois elétrons, que têm spins contrários:
	O número máximo de elétrons por subnível será, portanto, dado pela fórmula 4l + 2, o dobro da fórmula 2l + 1, a qual, como vimos anteriormente, nos dá o número de orbitais por subnível.
	l
	4l + 2 (número máximo de elétrons por subnível)
	0 (s)
	(4 x 0) + 2 = 2
(4x 1) + 2 = 6
(4 x 2) + 2 = 10
(4 x 3) + 2 = 14
	s2
p6
d10
f14
	1 (p)
	
	
	2 (d)
	
	
	3 (f)
	
	
 Regra de Hund
	A regra de Hund, chamada regra da máxima multiplicidade, rege o preenchimento eletrônico nos subníveis.
	Os elétrons distribuem-se nos orbitais disponíveis de um subnível segundo a ordem crescente de energia.
Exemplos:
. No subnível s:
1o elétron: (S = - 1/2)				2o elétron: (S = + 1/2)
. No subnível p:
1o elétron:			2o elétron:			3o elétron:
	Alojam-se inicialmente elétrons em paralelo, sucessivamente, enquanto houver orbitais disponíveis.
4o elétron:			5o elétron:			6o elétron:
	Alojam-se em seguida elétrons em antiparalelo em relação aos primeiros, sucessivamente, até o preenchimento total.
	O mesmo procedimento se aplica aos subníveis d (dez elétrons) e f (catorze elétrons).
	É possível identificar cada elétron através de seus quatro números quânticos. Vejamos os resumos no quadro apresentado a seguir.
	Número Quântico
	Notação
	Valores
	Interpretação Física
	Interpretação Matemática
	Principal
	n
	1 até 7
	Distância média núcleo-elétron
	Número da camada Nível energético
	Azimutal
	l
	0, 1, 2, 3
s, p, d, f
	Tipo de órbita
	Número da subcamada Subnível
	Magnético
	m
	- l até + l
	Disposição do orbital no espaço
	Identificação do orbital dentro do subnível
	Spin
	S
	+1/2 e -1/2
	Rotação do elétron
	Campos magnéticos opostos
Distribuição Eletrônica
	Os elétrons distribuem-se nos níveis e subníveis de maneira a ocupar inicialmente subníveis de menor energia e em seguida subníveis com energia cada vez maior.
	A ordem crescente de energia é
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
O subnível de menor energia é 1s. O subnível de maior energia é 6d. Note que a ordem crescente de energia para os subníveis não segue a ordem de camadas.
	O cientista americano Linus Pauling montou um diagrama prático para a distribuição eletrônica nos subníveis. As setas indicam a ordem crescente de energia dos subníveis.
Exemplo:
	Para fazer a distribuição eletrônica do átomo de enxofre (Z =16), basta acompanhar as setas no diagrama de Pauling, em ordem crescente de energia dos subníveis. Começamos por 1s, com 2 elétrons, notado 1s2, e assim por diante.
 1s2	2s2 2p6	 3s2 3p4
K = 2 L=8	 M = 6
Número de elétrons no subnível de maior energia: 4
Número de elétrons no último nível: 6
Não esqueça o significado da notação:
3p4 onde: 3 é o nível; p é o subnível e 4 é o número de elétrons no subnível.
Observação:
	Alguns elementos apresentam irregularidades na distribuição eletrônica; é o caso de Cr, Cu, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. A razão é que as configurações d5, d10, f7 e f14 são muito estáveis. por exemplo, o cromo (Z = 24), em vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4, apresenta como distribuição correta 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5, que é mais estável. O cobre (Z = 29), em vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9, apresenta como distribuição correta 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10, que é mais estável.
2	Classificação Periódica dos Elementos Químicos
2.1 – Introdução
	Todas as tentativas de classificar oselementos químicos vieram da experiência e da observação, antes de surgirem os conhecimentos de estrutura atômica.
	Elementos com comportamentos químicos semelhantes eram agrupados em “séries” ou “famílias”.
	A classificação dos cientistas Dimitri I. Mendeleyev e J. Lothar Meyer foi a mais bem sucedida e a que maior importância ganhou. Eles ordenaram numa tabela os vários elementos conhecidos, com base em suas propriedades físicas e químicas. Além de classificar os elementos, chegaram a prever a existência de elementos ainda não descobertos, assim como grande parte de suas propriedades.
2.2 – A Lei Periódica
	Elementos de propriedades semelhantes são colocados na mesma coluna vertical. Verificou-se que muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Assim, as propriedades dos elementos dependem da carga nuclear e, portanto, da estrutura das camadas eletrônicas do átomo neutro.
	Dizer que uma propriedade é periódica em função do número atômico significa que ela alcança valores máximos e mínimos com o aumento do número atômico.
Algumas Propriedades Físicas e Químicas que Mantêm Curvas Periódicas em
 
Função do Número Atômico:
Volume atômico;
Energia de ionização;
Coeficiente de dilatação;
Energia de formação de compostos;
Densidade;
Ponto de fusão;
Ponto de ebulição.
	Dizemos que uma propriedade é aperiódica quando os valores que ela assume são sempre crescentes ou decrescentes à medida que aumenta o número atômico.
Propriedades Aperiódicas em Função do Número Atômico:
Massa atômica;
Calor específico.
2.3 – A Tabela Periódica Atual
	A tabela periódica atual é derivada da tabela de Mendeleyev, que só apresentava 63 elementos. O modo usual de apresentar a tabela possui as seguintes convenções:
	Na tabela periódica moderna, os elementos químicos estão dispostos segundo a ordem crescente de seus números atômicos, em linhas horizontais chamadas PERÍODOS e colunas vertical chamadas GRUPOS. Os grupos eram divididos em SUBGRUPOS A e B. Em 1990, a IUPAC publicou a recomendação final para um novo sistema que não usa letras e os grupos passaram a sr enumerados com algarismos arábicos de 1 a 18 (da esquerda para direita).
	São conhecidos hoje 112 elementos químicos. Os últimos ainda não tiveram oficializados seus nomes e símbolos.
	Os elementos de número atômico maior que 92 são chamados transurânicos (que vêm depois do urânio) e são todos artificiais, criados em laboratórios por meio de rações nucleares. Há um total de 89 elementos naturais, pois, além, dos transurânicos, são também artificiais os elementos Tc, Pm e At. Esses três elementos são chamados cisurânicos.
	112 Elementos Químicos
	89 Elementos Naturais
	23 Elementos Artificiais
	
	3 Elementos Cisurânicos
	20 Elementos Transurânicos
OBS.: Há notícias de que mais elementos foram recentemente criados, o que eleva o total para 118 elementos, porém ainda existem poucas informações a respeito destes elementos.
2.4 – Os Períodos
	A tabela apresenta sete períodos, cada um corresponde a uma das camadas eletrônicas da eletrosfera. Os elementos de um mesmo período têm o mesmo número de camadas eletrônicas, que é igual ao número do período. Cada período inicia uma nova camada eletrônica.
2.5 – Os Grupos de Elementos
	Observando a tabela periódica, nota-se que há dezoito colunas verticais, onde se agrupam elementos de comportamento químico semelhante. Esse comportamento químico comum se deve à semelhança que existe na camada externa (ou camada de valência) dos átomos dos elementos situados em uma mesma coluna.
Os grupos de 1 a 7 subdividem-se em subgrupos (ou famílias) A e B. Algumas famílias recebem um nome especial; outras recebem o nome do primeiro elemento da família.
	Famílias
	Nomes
	Elementos
	1 ou 1A
	Metais alcalinos
	Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
	2 ou 2A
	Metais alcalinos-terrosos
	Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
	13 ou 3A
	Família do boro
	B, Al, Ga, In, Tl
	14 ou 4A
	Família do carbono
	C, Si, Ge, Sn, Pb
	15 ou 5A
	Família do nitrogênio
	N, P, As, Sb, Bi
	16 ou 6A
	Calcogênios
	O, S, Se, Te, Po
	17 ou 7A
	Halogênios
	F, Cl, Br, I, At
A família 8B é formada por três colunas (8, 9 e 10):
	Fe
	Co
	Ni
	Ru
	Rh
	Pd
	Os
	Ir
	Pt
O grupo 18 ou 0 (zero) é formado pelos gases nobres, que também se chamam gases raros. São eles: hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), kriptônio (Kr), xenônio (Xe), radônio (Rn). Até há pouco tempo, esses elementos eram chamados de “gases inertes”, pois ainda não se conhecia nenhum composto de gás nobre. Sua reatividade química era considerada nula, devido ao fato de apresentarem os subníveis da última camada ns2 np6 totalmente preenchidos:
	((
	
	((
	((
	((
 s2			 p6
O elemento químico hidrogênio é único, e não se enquadra na família dos alcalinos (ou em nenhuma outra), sendo aí localizado apenas por ter número atômico igual a 1. Alguns autores o localizam acima do flúor, ao lado do hélio, ou então totalmente separado, fora do corpo da tabela.
Os elementos típicos são os elementos representativos e se localizam nas colunas A e 0 (zero). Segundo a opinião de alguns autores, a coluna zero deveria chamar-se 8A. Realmente já se descobriu que o grau de oxidação máxima dos gases nobres é +8, e isso justificaria a denominação. Por outro lado não há nenhuma relação entre eles e os elementos de 8B. Na tabela original de Mendeleyev não estavam os gases nobres, que não haviam sido descobertos ainda. Ao serem descobertos, foram 
adicionados com o número zero devido à sua suposta reatividade nula. Conservaremos essa denominação apenas por motivos históricos.
Os elementos das séries dos lantanídeos e actinídeos compõem os chamados elementos de transição interna. Os outros elementos das colunas B são os chamados de transição simples.
Resumo:
	De acordo com seu comportamento químico e físico, um elemento pode ser classificado em: representativo, de transição simples e transição interna.
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Representativos
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Representativos
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Transição Simples
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Transição Interna
2.6 – Configuração Eletrônica nos Elementos Representativos
	Observando as distribuições eletrônicas, notamos que todos os elementos da família 1A (metais alcalinos) terminam em ns1, onde n é o número quântico principal, ou seja, o número do período. Todos têm um elétron na última camada (chamada “camada de valência”).
1 ou 1A - ns1 - Metais Alcalinos
11Na	1s2 2s2 2p6 3s1
	Os metais alcalinos-terrosos apresentam dois elétrons na última camada, assim preenchendo o subnível s.
2 ou 2A - ns2 - Metais Alcalinos-terrosos
38Sr	[Kr] 5s2
	Nos elementos que vão desde o subgrupo 3A até os gases nobres, o elétron de diferenciação (último elétron distribuído) entra no subnível p da última camada, preenchendo assim, sucessivamente, os orbitais disponíveis.
	Grupo
	Elemento
	Z
	Configuração Eletrônica
	Subníveis da Última Camada
	13 ou3A
	Al
	13
	[Ne] 3s2 3p1
	s2p1
	14 ou 4A
	Si
	14
	[Ne] 3s2 3p2
	s2p2
	15 ou 5A
	P
	15
	[Ne] 3s2 3p3
	s2p3
	16 ou 6A
	S
	16
	[Ne] 3s2 3p4
	s2p4
	17 ou 7A
	Cl
	17
	[Ne] 3s2 3p5
	s2p5
	18 ou 0
	Ar
	18
	[Ne] 3s2 3p6
	s2p6
Elétron de Diferenciação
	s2p1		s2p2		s2p3		s2p4		s2p5		s2p6
	Nota-se que a configuração eletrônica da última camada (camada externa ou camada de valência) é função periódica do número atômico. O número de elétrons da última camada coincide com o número do grupo.
17 ou 7A - ns2 np5 - Halogênios
18 ou 0 - ns2 np6 - Gases Nobres
Resumo: Nos elementos representativos, o elétron de diferenciação está alojado em subnível s ou em subnível p. Assim, teremos:
	Grupos de Elementos
	Elétron na Camada Externa
	1 ou 1A - Metais alcalinos
	ns1
	2 ou 2A - Metais alcalinos-terrosos
	ns2
	13 ou 3A - Família do borons2 np1
	14 ou 4A - Família do carbono
	ns2 np2
	15 ou 5A - Família do nitrogênio
	ns2 np3
	16 ou 6A – Calcogênios
	ns2 np4
	17 ou 7A – Halogênios
	ns2 np5
	18 ou 0 - Gases Nobres
	ns2 np6
1				
						 18
	
s1
	
2
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
13
	
14
	
15
	
16
	
17
	1s2
	
	s2
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	s2p1
	
s2p2
	
s2p3
	
s2p4
	
s2p5
	
s2p6
	
	
	3
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	10
	11
	12
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
2.7 – Configuração Eletrônica nos Elementos de Transição
	2.7.1 – Elementos de transição Simples
	Esses elementos possuem um ou dois elétrons na última camada. Por outro lado, a distribuição de seus elétrons envolve o subnível d da penúltima camada. O elétron de diferenciação, com algumas exceções, aloja-se nesse subnível d.
Exemplos:
Vanádio	Z = 23		1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Número de camadas = 4 ( 40 período da tabela periódica ( n = 4;
Subnível de maior energia = 3d ( elemento de transição simples;
Somando o número de elétrons no subnível de maior energia (3d) com o número de elétrons no subnível mais afastado (4s), obtemos cinco, o que localiza o vanádio no subgrupo 5B.
Zircônio	Z = 40		[Kr] 5s2 4d2
Número de camadas = 5 ( 50 período da tabela periódica ( n = 5;
Subnível de maior energia = 4d ( elemento de transição simples;
5s2 4d2 ( 2 + 2 = 4 ( subgrupo 4B.
	
	A localização no subgrupo, dessa maneira, não vale para todos os elementos.
	 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
	ns2 (n – 1)d1
	ns2 (n – 1)d2
	ns2 (n – 1)d3
	ns2 (n – 1)d4 ou
ns1 (n – 1)d5
	ns2 (n – 1)d5
	ns2 (n – 1)d6 ou ns1 (n – 1)d7
	ns2 (n – 1)d7 ou ns1 (n – 1)d8
	ns2 (n – 1)d8 ou ns1 (n – 1)d9
	ns1 (n – 1)d10
	ns2 (n – 1)d10
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	*
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	*
	
	
	
	
	
	
	
	
	
* Elementos de transição interna
Observação:
Muitos autores não consideram elementos de transição aqueles que estão em 1B e 2B. Eles definem como elementos de transição aquele que apresenta o subnível d incompleto, o que não ocorre em 1B e 2B. Nos elementos 1B (Cu, Ag e Au), em vez de ns2 (n – 1)d9, temos a configuração ns1 (n – 1)d10. Assim, nos elementos de 2B (Zn, Cd e Hg) e elétron de diferenciação em ns2.
	2.7.2 - Elementos de transição Interna
	Geralmente apresentam o elétron de diferenciação alojando-se no subnível f da antepenúltima camada. Lembramos que o subnível só se completa com catorze elétrons.
Exemplo:
Európio	Z = 63		[Xe] 6s2 4f7
Subnível mais afastado: 6s ( 6a camada ( n = 6;
Subnível de maior energia = 4f ( 4a camada, que é a antepenúltima.
	Quando o subnível mais energético é o f, o elemento pertence ao grupo 3B.
	Podemos resumir de forma geral a distribuição eletrônica no seguinte esquema:
/
1												 18
	
	
2
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
13
	
14
	
15
	
16
	
17
	
	
(n) s
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
(n) p
 
	
	3
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	10
	11
	12
	
	
	
(n – 1) d
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	4f
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	5f
(n –2) f
2.8 – Raio Atômico
	Propriedade periódica que refere-se ao tamanho dos átomos.
	Raio atômico é a metade da distância internuclear nas moléculas ou cristais das substâncias simples correspondentes.
Exemplo:
				d = distância internuclear
Cl2
				r = d/2 = raio atômico do cloro
		 d
	Há duas forças simultâneas influenciando o raio atômico do elemento: a repulsão entre elétrons e a atração núcleo-elétrons.
Num subgrupo ( Quando aumenta o número atômico, aumenta o número de camada e aumenta o raio atômico.
Num período ( Nesse caso, prevalece a atração núcleo-elétrons, logo o átomo será menor, quanto maior for o número atômico.
	O elemento de maior raio atômico da tabela periódica é o frâncio (Fr).
2.9 – Energia de Ionização
	É a energia necessária para retirar um elétron da camada mais externa do átomo de um elemento químico no estado gasoso.
	Essa propriedade periódica esta intimamente relacionada com o raio atômico. Quanto mais perto se localiza o elétron periférico do núcleo, mais difícil se torna retirá-lo do átomo.
	Quanto menor é o raio atômico de um elemento químico, maior a sua energia de ionização.
	Existe a primeira, a segunda, a terceira etc, energia de ionização do átomo à medida que se retira o primeiro, o segundo, o terceiro etc. elétron. À medida que cada elétron é retirado, aumenta a atração do núcleo sobre os elétrons remanescentes. É necessária uma quantidade de energia maior para se retirar um segundo elétron. A segunda energia de ionização é maior que a primeira, e assim por diante.
E1 ( E2 ( E3 ( ... ( En
	À energia de ionização é medida em elétron-volt (eV). Um elétron-volt é a energia cinética adquirida por um elétron quando acelerado pelo potencial 1 volt.
Exemplo:
	Primeira Energia de Ionização
	
	1A
	3A
	5A
	0
	20 período
	Li (5,39)
	B (8,29)
	N (14,53)
	He (24,58)
	30 período
	Na (5,14)
	Al (5,98)
	P (10,48)
	Ne (21,56)
	Segunda Energia de Ionização
	
	1A
	3A
	5A
	0
	20 período
	Li (75,62)
	B (25,15)
	N (25,59)
	He (54,40)
	30 período
	Na (47,29)
	Al (18,82)
	P (19,72)
	Ne (41,07)
	Átomos que perdem elétrons são eletrizados positivamente e se chamam cátions.
Exemplo:
5,14 eV	+	Na	(	Na+	+	e-
 1a energia de	 Átomo	 Cátion	 Elétron
 ionização do Na	 Neutro de Na	 sódio
	Genericamente, podemos representar o processo assim:
Energia de ionização 	+	X	(	X+	+	1e-
	 Átomo	 Cátion	 Elétron
	 Neutro
	O elemento de maior energia de ionização da tabela periódica é o hélio (He).
2.10 – Eletroafinidade
	Essa propriedade periódica, também chamada afinidade eletrônica, é medida pela quantidade de energia liberada por um átomo no estado gasoso ao receber um elétron na sua camada mais externa. Essa energia mostra a força com que o núcleo do átomo atraí o elétron recebido.
	Átomos que recebem elétrons são eletrizados negativamente, chamando-se ânions.
Exemplo:
Cl	+	e-	(	Cl-	+	3,81 eV
 Átomo	 Elétron	 Ânion	 eletroafinidade
 Neutro de Cl	
	Genericamente, podemos representar o processo assim:
X	+	1e-	(	X-	+	energia
 Átomo	 Elétron	 Ânion	 eletroafinidade
 Neutro
	Tanto os ânions como os cátions são chamados de íons, que quer dizer “partículas eletrizadas”.
	Nos grupos a eletroafinidade aumenta para cima. Nos períodos, ela aumenta da esquerda para direita.
2.11 – Eletronegatividade
	A energia de ionização e a eletroafinidade compõem uma propriedade muito importante chamada eletronegatividade.
	A eletronegatividade é a tendência que os átomos possuem de receber elétrons no seu nível mais externo, na formação de uma ligação com outros átomos.
Exemplo: Cloro
cloro tem:
energia de ionização grande ( grande quantidade de energia para retirar um elétron;
eletroafinidade grande ( maior tendência à atração núcleo-elétron livre
	Assim concluímos que o cloro forma um ânion mais facilmente do que um cátion.
( Tendência Não-metálica
	A eletronegatividade é chamada caráter não-metálico porque é na região da tabela onde ela é maior que se encontram os não-metais.
Exemplo: Sódio
O sódio tem:
energia de ionização pequena ( pequena quantidade de energia para retirar um elétron;
eletroafinidade pequena ( menor atração núcleo-elétron livre.
	Assim concluímos que o sódio forma um cátion mais facilmente do que um ânion.
( Tendência Metálica
	Em contraposição ao caráter não-metálico (eletronegatividade) está o caráter metálico. Sua variação é inversa à da eletronegatividade (eletropositividade). O frâncio (Fr) é o elemento de maior caráter metálico.
	
2.12 – Densidade Absoluta
A densidade de um corpo é a relação entre sua massa e seu volume:
 densidade = massa/volume
d = m/V
	As medidas das densidades dos elementos químicos, comparadasnas mesmas condições (estado sólido a 200C), indicam uma variação periódica em função de sues números atômicos.
	Os elementos mais densos de todos da tabela periódica são os ósmio (Os), o irídio (Ir) e a platina (Pt).
	Nos períodos, os elementos mais densos estão no centro da tabela. Nos grupos, a densidade aumenta de cima para baixo.
2.13 – Volume Atômico
	É o volume ocupado por um conjunto de átomos no estado sólido, mais exatamente por 6,02x1023 átomos do elemento. Perceba que o volume atômico não é o volume de um único átomo.
	Num período, o volume atômico aumenta do centro para as extremidades. É fácil compreender que, quanto maior densidade, menor será o volume ocupado por uma quantidade fixa de átomos.
Exemplo:
Potássio (K)		d = 0,87 g/cm3		Vatômico = 46,0 cm3
Vanádio (V)		d = 6,0 g/cm3			Vatômico = 8,0 cm3
	Numa família, o volume atômico aumenta à medida que o número atômico cresce.
2.14 – Metais, Não-metais e Metalóides ou Semimetais
	2.14.1 – Estado Físico
	À pressão normal (1 atm) e à temperatura ambiente (250C), são:
Líquidos: O bromo (Br) formando a subst6ancia simples Br2 (com ponto de fusão = -70C), e o mercúrio (Hg), cujo ponto de fusão é –390C;
Gases: O fluor (F), o cloro (Cl), o oxigênio (O), o nitrogênio (N) e o hidrogênio (H), todos formando substâncias simples diatômicas (F2, Cl2, O2, N2 e H2), ao lado dos gases nobres, que são monoatômicos;
Sólidos: Todos os demais elementos, que constituem a maioria dos elementos químicos conhecidos.
	
2.14.2 – Metais
	Dos 107 elementos químicos conhecidos, 81 são metais. Suas propriedades físicas são:
Boa condutividade térmica;
Boa condutividade elétrica;
Têm brilho metálico acinzentado (Au e Cu são de brilho amarelado);
São maleáveis (maleabilidade: capacidade de formar chapas);
São dúcteis (ductilidade: capacidade de formar fios);
São todos sólidos, com exceção do mercúrio (Hg).
	A principal propriedade química dos metais é a eletropositividade. Os metais, tendo energia de ionização baixa, tendem a se converter em cátions.
	2.14.3 – Não-metais
	São eles:
	C
	N
	O
	F
	no 20 período
	
	P
	S
	Cl
	no 30 período
	
	
	Se
	Br
	no 40 período
	
	
	
	I
	no 50 período
	
	
	
	At
	no 60 período
	Esses elementos não são bom condutores de eletricidade (com exceção do carbono-grafite e do selênio). Não têm brilho como os metais (com exceção do carbono-grafite, do carbono diamante e do iodo). São eletronegativos, com tendência a converter em ânions.
	2.14.4 – Metalóides ou Semimetais
	Apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. Dentre eles, o germânio era muito utilizado na fabricação de transistores; hoje se prefere utilizar i silício, de alto valor comercial, também usado na fabricação de chips para computadores.
Lista de Exercícios de Estrutura Atômica
Quais são os números atômicos, de massas (ou massa atômica), de prótons, de nêutrons e de elétrons de um átomo dos elementos a seguir em seu estado normal?
a) 1939K; b) 2555Mn; c) 2759Co, d) 53127I; e) 1632S
Um átomo possui 19 prótons, 20 nêutrons e 19 elétrons. Observe os átomos abaixo e identifique de quem este átomo é isóbaro, isótopo ou isótono.
a) 1922A; b) 1838B; c) 2039C
Considere os elementos abaixo e responda: Quais são isóbaros, isótopos ou isótonos.
a) 816O; b) 1940K; c) 1840Ar, d) 817O; e) 1737Cl; f) 818O; g) 2040Ca
São dadas as seguintes informações relativas aos átomos X, Y e Z:
X é isóbaro de Y e isótono de Z.
Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótopo de Z.
O número de massa de Z é 138.
Responda:
Os números de massa, atômico e de nêutrons de X.
Os números de nêutrons de Y.
Os números atômicos e de nêutrons de Z.
Um átomo possui, numa camada, os subníveis s, p e d com o máximo de elétrons. Quantos elétrons estão nessa camada, supondo que apenas os subníveis s, p e d estejam presentes?
O último elétron de um átomo neutro apresenta o seguinte conjunto de números quânticos:
n = 4; l =1; m = -1; S = + ½
Considerando que o primeiro elétron a ocupar um orbital possui o número quântico de spin igual a – ½. Calcule o número atômico desse átomo.
Coloque em ordem crescente de energia os subníveis eletrônicos:
4d, 4f, 5p, 6s
4s, 3d, 4p, 3p
Mostre a distribuição eletrônica para os elétrons abaixo e identifique os conjuntos de números quânticos do elétron mais energético (último).
Fe	(Z = 26)
S	(Z = 16)
Cu	(Z = 29)
As	(Z = 33)
1) Os implantes dentários estão mais seguros no Brasil e já atendem às normas internacionais de qualidade. O grande salto de qualidade aconteceu no processo de confecção dos parafusos e pinos de titânio que compõem as próteses. Feitas com ligas de titânio, essas próteses são usadas para fixar coroas dentárias, aparelhos ortodônticos e dentaduras nos ossos da mandíbula e do maxilar. Considerando que o número atômico do titânio é 22, sua configuração eletrônica será:
	a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
	c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
	e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6.
	b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
	d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2.
	
2)Um elemento cujo átomo possui 20 nêutrons apresenta distribuição eletrônica no estado fundamental 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, tem:
	a) Número atômico 20 e número de massa 39.
	d) Número atômico 19 e número de massa 39.
	b) Número atômico 39 e número de massa 20.
	e) Número atômico 39 e número de massa 19.
	c) Número atômico 19 e número de massa 20.
	
3) O cloreto de sódio (NaCl) representa papel importante na fisiologia da pessoa, pois atua como gerador do ácido clorídrico no estômago. Com relação ao elemento químico cloro (Z = 17), o número de elétrons no subnível “p” é:
	a) 8.
	b) 12.
	c) 11.
	d) 10.
	e) 6.
4) A configuração eletrônica do elemento químico de número 21 é:
	a) 2, 8, 9, 2.
	b) 2, 8, 8, 3.
	c) 2, 8, 10, 1.
	d) 2, 18, 1.
	e) 2, 8, 7, 4.
5) Considere as afirmações abaixo. I) Em um subnível “d” há 7 orbitais. II) Em um subnível “p” há 3 orbitais. III) Em um orbital “s” cabem dois elétrons. IV) Em um orbital “p” cabem 6 elétrons. Quanto a tais afirmações:
	a) Apenas a II é correta.
	d) Apenas a II, a III e a IV são corretas.
	b) Apenas a I e a II são corretas.
	e) Todas são corretas.
	c) Apenas a II e a III são corretas.
	
6) O íon monoatômico A2– apresenta configuração eletrônica 3s23p6 para o nível mais externo. O número atômico do A é igual a:
	a) 8.
	b) 10.
	c) 14.
	d) 16.
	e) 18.
7) Considerando a configuração eletrônica do oxigênio (Z = 8), no seu estado fundamental, podemos afirmar que os números quânticos principal, secundário, magnético e spin do último elétron da camada de valência desse átomo são, respectivamente:
	a) 1, 0, 0, – 1/2.
	c) 1, 0, 0, +1/2.
	e) 2, 1, – 1, +1/2.
	b) 1, 1, +1, +1/2.
	d) 2, 1, – 1, – 1/2.
	
8) A química se interessa particularmente pelo estudo da eletrosfera atômica porque a distribuição eletrônica permite prever o comportamento químico dos átomos, já que são os elétrons que podem se movimentar entre eles ou fazer sua união. A distribuição eletrônica correta para o cátion bivalente do elemento químico magnésio (Z = 12) é:
	a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
	c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
	e) 1s2 2s2 2p6.
	b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
	d) 1s2 2s2 2p6 3s2.
	
9) A pedra imã natural é a magnetita (Fe3O4). O metal ferro pode ser representado por 26Fe56 e seu átomo apresenta a seguinte distribuição eletrônica por níveis:
	a) 2, 8, 16.
	b) 2, 8, 8, 8.
	c) 2, 8, 10, 6.
	d) 2, 8, 14, 2.
	e) 2, 8, 18, 18, 10.
10) A corrosão de materiais de ferro envolve a transformação de átomos do metal em íons (ferroso ou férrico). Quantos elétrons há no terceiro nível energético do átomo neutro de ferro?
	a) 2.
	b) 6.
	c) 14.
	d) 16.
	e) 18.
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS × LIGAÇÕES QUÍMICAS (E INTERAÇÕES)
	
	
	Tipo de Ligação
	
	
	Iônica
	Metálica
	Covalente
	Partículas constituintes
	Cátions e ânions
	Átomos e cátions
	Molécula apolar
	Molécula polar
	Molécula polar (com H — FON)
	Interação entre as partículasForça eletrostática
	Pelos elétrons livres
	van der Waals
	Dipolo-dipolo
	Ligação Hidrogênio
	Estado físico
	Sólidos cristalinos
	Sólido (exceto mercúrio)
	P
	Gasoso
	P
	Gasoso
	P
	Líquido
	
	
	
	M
	Gasoso
	M
	Gasoso/ Líquido
	M
	Sólido
	
	
	
	G
	Líquido/ Sólido
	G
	Sólido
	G
	Sólido
	Pontos de Fusão e Ebulição
	Muito altos
	Muito altos
	Os mais baixos
	Baixos
	Medianos
	Condutividade elétrica (cargas para fluir)
	Boa apenas quando dissolvidos ou fundidos
	Excelente no estado sólido
	Nula
	Nula
	Baixa
	Solubilidade (os similiares se dissolvem)
	Solúveis em solventes polares como água
	Solúveis em mercúrio (amálgamas)
	Solúveis em apolares como éter
	Solúveis em solventes polares
	Extremamente solúveis em água (pelas pontes de hidrogênio)
Exercícios para Estudo de LIGAÇÃO QUÍMICA
1 - (UBERABA) A fórmula do HCl possui ligação do tipo:
	a) covalente polar;
	b) covalente dativa;
	c) eletrovalente;
	d) metálica;
	 
2 - (JUIZ DE FORA) Assinale a alternativa INCORRETA:
Na molécula do hidrogênio, tem-se uma ligação covalente apolar porque não existe diferença de eletronegatividade entre os átomos.
Na molécula do ácido clorídrico, tem-se uma ligação covalente polarizada porque o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio.
No ozônio, embora não exista diferença de eletronegatividade entre os átomos, há formação de ligação covalente dativa.
Pode ocorrer ligação covalente apolar entre átomos diferentes, dependendo da forma geométrica da molécula, como no caso do metano.
3 - (LAVRAS) Considerando a equação química a seguir:
 δ(+) δ (-)
A• + •B ( A : B
Pode-se dizer que a ligação química existente no composto AB é
	a) totalmente metálica;
	c) exclusivamente iônica;
	e) covalente com certo caráter iônico.
	b) totalmente ametálica;
	d) exclusivamente covalente;
	
4 - (E. S. LAVRAS) Dentre as alternativas abaixo, assinale a que apresenta substância com ligação apolar:
	a) CO2
	b) C12
	c) CCl4
	d) KCl
	e) HCl
5 - (URCAMP) Com relação à geometria molecular e a polaridade, pode‑se afirmar que a molécula de NH3 é:
	a) piramidal e polar;
	b) piramidal e apolar;
	c) trigonal e apolar;
	d) trigonal e polar;
	e) linear e apolar.
6 - (VEST. ASSOC.) Dos compostos abaixo, indique qual representa uma molécula polar:
	a) NaCl
	b) CH4
	c) H2S
	d) H2
	e) CO2
7 - (UNIMEP) Dadas às espécies químicas: BF3, Cl2, NH3, CCl4 e CO2 é polar:
Dados Números Atômicos:
(H = 1); (B = 5); (C = 6); (N = 7); (O = 8); (F = 9); (Cl = 17).
	a) Cl2
	b) CO2
	c) BF3
	d) CCl4
	e) NH3
8 - (UNIMEP) Considerando‑se as moléculas PH3, BF3, CS2, HCl e Cl2O, são apolares:
Dados Números Atômicos:
(H = 1); (B = 5); (C = 6); (F = 9); (S = 16); (Cl = 17); (P=31)
	a) PH3 e HCl
	b) Cl2O e HCl
	c) BF3 e Cl2O
	d) BF3 e CS2
	e) HCl e CS2
9 - (UFSC) Considerando a polaridade das ligações e as estruturas moleculares, é CORRETO afirmar que:
a) O percentual de ligações iônicas é maior nas moléculas de HBr do que nas moléculas de HF.
b) A molécula H2O tem menor caráter polar que a molécula de H2S.
c) A molécula de H2O é polar, enquanto que a molécula de H2S é apolar.
d) A molécula do BF3 tem três ligações polares, portanto, a molécula é polar.
e) A molécula de CCl4 é apolar, porém, a molécula de CHCl3 é polar.
10 - (UEL/PR-98) O dissulfeto de hidrogênio, H2S2, substância muito instável, tem estrutura semelhante à do peróxido de hidrogênio. Na molécula de dissulfeto, os átomos H e S e os átomos S e S estão unidos, respectivamente, por ligações:
	a) iônica e covalente polar;
	c) covalente apolar e covalente polar;
	e) covalente coordenada e covalente polar.
	b) iônica e covalente coordenada;
	d) covalente polar e covalente apolar;
	
11 - O aumento da diferença de eletronegatividade entre os elementos ocasiona a seguinte ordem no caráter das ligações:
	a) Covalente polar, covalente apolar, iônica.
	d) Covalente apolar, covalente polar, iônica.
	b) Iônica, covalente polar, covalente apolar.
	e) Iônica, covalente apolar, covalente polar.
	c) Covalente apolar, iônica, covalente polar.
	
12 - Considere os seguintes valores de eletronegatividade de Pauling:
	Átomo
	H
	B
	C
	N
	F
	S
	Eletronegatividade
	2,2
	2,0
	2,5
	3,0
	4,0
	2,6
Qual das relações seguintes contém as ligações indicadas, corretamente escritas na ordem decrescente do caráter iônico?
	a) H – F > H – N > H – B > H – C > H – S
	d) H – N > H – S > H – B > H – F > H – C
	b) H – N > H – F > H – B > H – C > H – F
	e) H – F > H – N > H – S > H – C > H – B
	c) H – S > H – N > H – F > H – C > H – B
	
13 - No iodeto de potássio, iodeto de hidrogênio e no iodo, as ligações entre os átomos são do tipo:
	a) iônico, covalente apolar e iônico polar
	d) covalente polar, covalente polar e iônico
	b) covalente polar, covalente polar e covalente apolar
	e) iônico, covalente polar e covalente apolar
	c) iônico, iônico e covalente apolar
	
14 - Os tipos de ligações existentes nos compostos CCl4, NaCl e HCl são, respectivamente:
Dados: C (4A); Cl (7A); Na (1A); H (1A)
	a) covalente apolar, iônica, covalente polar
	d) covalente polar, covalente polar, iônica
	b) covalente apolar, iônica, covalente apolar
	e) iônica, covalente polar, covalente apolar
	c) covalente polar, iônica, covalente polar
	
15 - Qual dos seguintes solventes é o mais polar?
	a) Sulfeto de carbono
	b) Etanol
	c) Benzeno
	d) Tetracloreto de carbono
	e) Éter etílico
16 - O átomo de um certo elemento apresenta o número atômico igual a 7. Esses átomos, ao reagirem entre si, formam moléculas:
	a) diatômicas e polares
	c) triatômicas e polares
	e) pentatômicas e polares
	b) diatômicas e não-polares
	d) triatômicas e não-polares
	
17 - A fórmula da substância que apresenta moléculas angulares e polares é:
	a) CS2
	b) CF4
	c) HCl
	d) H2S
	e) BF3
18 - Analise as seguintes afirmações: I) A molécula CO2 é apolar, sendo formada por ligações covalentes polares. II) A molécula de H2O é polar, sendo formada por ligações covalentes apolares. III) A molécula NH3 é polar, sendo formada por ligações covalentes iônicas. Conclui-se que: Dados: C (4A); O (6A); H (1A); N (5A)
	a) somente I é correta
	c) somente III é correta
	e) somente I e III são corretas
	b) somente II é correta
	d) somente II e III são corretas
	
19 - Indicar a alternativa correta que descreve as ligações nos compostos CL2, CO2 e CaS.
a) As ligações entre os átomos, nos três compostos, se dão por compartilhamento de pares de elétrons.
b) Cl2 e CaS são moléculas apolares, enquanto CO2 é molécula polar.
c) As ligações nos três compostos são, respectivamente: covalente apolar, covalente polar e iônica.
d) As ligações no Cl2 e no CO2 são polares, enquanto que no CaS é apolar.
e) Os três compostos apresentam somente ligações iônicas.
20 - Qual das substâncias indicadas a seguir tem molécula apolar, linear, apresentando ligações duplas?
	a) HCl
	b) H2O
	c) N2
	d) CO2
	e) NH3
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21) A ligação, que se forma quando dois átomos compartilham um par de elétrons, chama-se:
a) covalente. b) metálica.
c) iônica. d) dupla.
22) Dentre as alternativas a seguir, assinalar a que contém a afirmação INCORRETA.
a) Ligação covalente é aquela que se dá pelo compartilhamento de elétrons entre dois átomos.
b) O composto covalente HCl é polar, devido a diferença de eletronegatividade existente entre os átomos de hidrogênio e cloro.
c) O composto formado entre um metal alcalino e um halogênio é covalente.
d) A substância de fórmula Br2 é apolar.
23) No quadro adiante indique a opção que mantém uma correspondência correta entre a ligação química e a substância:
Estados Físicos:
(s) = sólido (l) = líquido
(g) = gasoso Obs.: Latão = liga de Cu e Zn
Ouro 18K = liga de Au e Cu
24) Associe o tipo de ligação ou interação (coluna 2) que possibilita a existência das substâncias listadas (coluna 1), no estado sólido:
Coluna 1
(1) Gelo
(2) Parafina
(3) Ferro
(4) Carbonato de Cálcio
(5)Diamante
Coluna 2
( ) Iônica
( ) Covalente
( ) Metálica
( ) Ponte de Hidrogênio
( ) Van der Waals
Os números na segunda coluna, lidos de cima para baixo, são:
a) 1, 2, 3, 4, 5 b) 4, 2, 3, 1, 5
c) 4, 5, 3, 1, 2 d) 4, 5, 3, 2, 1
25) Analise a posição de alguns elementos na Classificação Periódica (Tabela A) e as suas tendências em formarem ligações químicas (Tabela B), como especificado adiante:
A única opção que relaciona corretamente o elemento químico e sua característica, quando ocorre a possível ligação, é:
a) 1D; 2A; 3C; 4F
b) 1D; 2B; 3A; 4F
c) 1D; 2F; 3E; 4C
d) 1D; 2F; 3A; 4C
26) Sendo o carbono tetravalente, o oxigênio da família dos calcogênios e o hidrogênio pertencente ao grupo 1A, então o número de hidrogênios necessários para completar todas as ligações da fórmula a seguir é:
a) 3. b) 6. c) 7. d) 1. e) 4.
27) O nitrogênio gasoso, N2 pode ser empregado na obtenção de atmosferas inertes; o nitrogênio líquido é utilizado em cirurgias a baixas temperaturas. Qual é o tipo de ligação química existente entre átomos na molécula N2 e que forças intermoleculares unem as moléculas no nitrogênio líquido?
a) Tipo de Ligação química: covalente apolar
Forças intermoleculares: van der Waals.
b) Tipo de Ligação química: covalente polar
Forças intermoleculares: pontes de hidrogênio.
c) Tipo de Ligação química: iônica 
Forças intermoleculares: van der Waals.
d) Tipo de Ligação química: metálica. 
Forças intermoleculares: pontes de hidrogênio.
 28) Quando o elemento X (Z =19) se combina com o elemento Y (Z =17), obtém-se um composto, cuja fórmula molecular e cujo tipo de ligação são, respectivamente:
a) XY e ligação covalente apolar.
b) X‚Y e ligação covalente fortemente polar.
c) XY e ligação covalente coordenada.
d) XY e ligação iônica.
29) Se o caráter iônico da ligação entre dois ou mais átomos de elementos químicos diferentes é tanto maior quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre eles, a alternativa que apresenta a substância que possui caráter iônico mais acentuado é:
(Números Atômicos:H = 1; F= 9; Na = 11; K = 19 e I = 53)
a) Nal b) F2 c) HI d) KF
30) A fórmula do composto e o tipo de ligação que ocorre quando se combinam átomos dos elementos químicos :
Ba (Z = 56) e Cl (Z = 17) são, respectivamente:
a) Ba2Cl e dativa. b) BaCl e iônica.
c) Ba2Cl2 e covalente normal. d) BaCl2 e iônica.
31) A ligação iônica ocorre entre:
a) metal + metal b) metal + ametal
c) ametal + ametal d) metal + gás nobre
32) A ligação covalente ocorre entre:
a) metal + metal b) metal + ametal
c) ametal + ametal d) metal + gás nobre
33) A ligação entre um ametal e outro ametal é denominada:
a) iônica b) covalente
c) metálica d) direta.
34) A ligação metálica ocorre entre:
a) metal + metal b) metal + ametal 
 c) ametal + ametal d) metal + gás nobre.
35) A mãe de Joãozinho, ao lavar sua roupa ,encontrou duas manchas na camisa:uma de gordura e outra de açúcar.Ao lavar apenas com água,ela verificou que somente a manchar de açúcar desaparecera completamente. De acordo com a regra segundo “semelhante dissolve semelhante”, indique a opção que contém a força intermolecular responsável pela remoção do açúcar na camisa de Joãozinho. 
 
Ligação iônica. b)Ligação metálica.
c)Ligação covalente polar. d)Ponte de Hidrogênio.
 36) As ligas metálicas são elaboradas para melhorar as propriedades dos metais adicionados. Diversas ligas são utilizadas na nossa vida prática, como aço, bronze, latão, metal fusível, ouro de 18 quilates. Qual dos conjuntos de ligas citados a seguir contém o elemento cobre? 
a) Aço e bronze.
b) Latão e metal fusível.
c) Ouro de 18 quilates e aço.
d) Bronze e latão.
e) Metal fusível e ouro de 18 quilates.
Aprender é a única coisa de que a mente nunca se cansar, nunca tem medo e nunca se arrepende.
Leonardo da Vinci.
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	Número de oxidação (nox)
É um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon.O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon. O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica. 
	Elementos com nox fixo em seus compostos 
	metais alcalinos (+1) 
	metais alcalino-terroso (+2) 
	alumínio (+3) 
	prata (+1) 
	zinco (+2)   
	Enxofre em monossulfetos (-2)  
	Halogênios (-1) 
	Hidrogênio (+1) exceto nos hidretos que é (-1) 
	Oxigênio (-2) 
	Oxigênio nos Peróxidos (-1) 
	Oxigênio nos superóxidos (-0,5) 
	Oxigênio nos Fluoretos (+1 ou +2)  
O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor. Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1 e nos superóxidos tem nox= -0,5. 
O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1. O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1. 
A soma dos nox de todos os átomos de: 
Uma molécula é igual a zero. 
Um íon composto é igual à carga do íon. 
O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero. O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIII B.
O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal. 
Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação dativa, como duas unidades de valência.
OXIRREDUÇÃO 
Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. A perda de elétrons é chamada de oxidação. O ganho de elétrons é chamado de redução. 
Este processo de perda e ganho de elétrons alteram os números de oxidação dos elementos da seguinte forma:
Na oxidação, o número de oxidação (Nox) do elemento aumenta (pois ele perde elétrons). 
Na redução, o número de oxidação (Nox) se reduz ( pois o elemento ganha elétrons). 
  Redutores e oxidantes
O agente redutor é que provoca a redução, perdendo elétrons. Entretanto, perder elétrons significa se oxidar pode dizer então que:
O agente redutor se oxida (ou sofre oxidação)
O agente oxidante provoca a oxidação, recebendo elétrons. O agente oxidante se reduz (ou sofre redução)
 Resumindo 
	Redução: ganho de elétrons ( diminuição de Nox) 
	Oxidação: perda de elétrons ( aumento de Nox)
	Redutor: fornece elétrons e se oxida (Nox aumenta)
	Oxidante: recebe elétrons e se reduz (Nox diminui)
	O redutor reduz o oxidante
	O oxidante oxida o redutor
Nem todas as reações são de oxirredução. Nas reações de oxirredução sempre ocorre alguma mudança do número de oxidação de pelo menos dois elementos (o oxidante e o redutor). 
Exemplo: 
H2O2    H2O + ½ O2 (decomposição da água oxigenada) 
Nas reações sem oxirredução, nenhum elemento sofre mudança no número de oxidação (Nox). 
Exemplo: 
SO2 + H2O H2SO3 
Exemplos de oxidantes e redutores.
Processo de obtenção de água de cloro 
O cloro reage com a água formando HCl e HClO, a solução resultanterecebe o nome de água de cloro: 
Cl2 (g) + H2O (l) HCl (aq) + HClO (q) 
O HClO é poderoso oxidante 
Com soluções de hidróxidos, em vez de ácidos, formam-se os sais correspondentes. Vejamos a reação com NaOH (aq) 
Cl2 + 2 NaOH (aq) NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O (l) 
Ou por etapas:
Cl2 + H2O HCl + HClO 
HCl + NaOH NaCl + H2
HClO + NaOH NaClO + H2O 
Cl2(g) + 2 NaOH (aq) NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O(l) 
Esta é uma reação de auto – redução, pois parte do cloro se oxida e parte se reduz. O cloro (Cl2) e o hipoclorito (ClO -) por serem agentes oxidantes, são utilizados como alvejantes e desinfetantes. O cloro é utilizado como alvejante na fabricação do papel, raiom, algodão, linho e como desinfetante na obtenção da água potável e nas piscinas. A ação batericida do cloro é devida ao ácido hipocloroso que se forma por reação com a água e que tem uma ação fatal sobre as bactérias. 
Água oxigenada 
a água oxigenada pode atuar como oxidante ou como redutora, exemplos: 
como oxidante 
H2O2 + SO3 2- H2O + SO4 2 - 
Aqui ela oxida o SO4 2 - a SO32- 
como redutora 
H2O2 + MnO4 - + H+ Mn 2+ + O2 + H2O 
Aqui ela reduz o MnO4- a Mn 2+
Água oxigenada 
É um composto pouco estável, decompondo –se facilmente em água e oxigênio.
2H 2O2 H2O + O2 
A decomposição é facilitada pela ação da luz (por isso a água oxigenada é guardada em frascos escuros). 
Emprega-se água oxigenada com bactericida no tratamento de feridas, pois o oxigênio nascente liberado destrói as bactérias:
H2O2 H2O + [O] 
A água oxigenada encontrada no comércio constitui uma solução de água oxigenada, ou seja, H2O2, dissolvida em água.
Funções Inorgânicas
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes. No século XVIII dizia-se que substância inorgânica (ou mineral) é a que se origina dos minerais. Substância orgânica é a que se origina dos organismos vivos (vegetais e animais).
Posteriormente, verificou-se que todas as substâncias orgânicas são as que contêm carbono e substâncias inorgânicas (ou minerais) são as formadas pelos demais elementos químicos. Nos dias de hoje, são conhecidas exceções; de fato, há compostos que se comportam como substâncias inorgânicas, como CO, CO2, Na2CO3, KCN etc., mas, que contêm carbono em sua estrutura. Devido as suas características essas substâncias são consideradas como inorgânicas.
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes e que são denominadas funcionais.
Em função dessas propriedades podemos agrupar as substâncias em grupos aos quais chamaremos de funções inorgânicas.
As principais funções inorgânicas são:
      .  Função ácida.
      .  Função base ou hidróxido.
      .  Função sal.
      .  Função óxido.
 
2 - DISSOCIAÇÃO E IONIZAÇÃO
Para compreender os conceitos das funções deveremos distinguir os fenômenos de ionização e dissociação.
Observe o fenômeno:
H – Cl    +   H2O       H3O +   +   Cl –
Devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidrogênio e cloro a ligação covalente é quebrada produzindo íons.  Este fenômeno chama-se ionização.
A ionização ocorre com alguns compostos moleculares.
 Veja agora o fenômeno:
NaCl   +  H2O    Na + (aq)  +  Cl – (aq)
Neste fenômeno os íons apenas são separados. O fenômeno será denominado de dissociação.
A dissociação ocorre com os compostos iônicos.                            
                  
Grau de ionização ou dissociação (a)
 
       Quando as espécies químicas estão em solução aquosa, nem todas sofrem ionização ou dissociação. A porcentagem de espécies que sofrem estes fenômenos é dada pelo grau de ionização ou dissociação.
 nº de moléculas ionizadas (ni)
a    =   __________________________
 nº de moléculas dissolvidas (n)
3 – ÁCIDOS 
Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e exclusivamente íons H+ . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl:
HCl H+ + Cl –
Alguns anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+).
Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.
Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoría de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o protão, segundo esta definição, é um ácido de Lewis ( tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.
Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 - se doarem o H+ durante a reação. Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius. Exemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons.
Atualmente,sabe se que a definição Arrhenius não é rigorosamente correta. Na verdade, em solução aquosa, o cátion H+ se uno a uma molécula de água formando o íon H3O+, chamado hidrônio ou hidroxônio:
H+ + H2O H3O+
Características dos ácidos:
A palavra "ácido" é originária do termo em latim acidu, que significa "azedo", e apresentam as seguintes características:
Sabor azedo
Formam soluções aquosas condutoras de eletricidades 
Mudam de cor com certas substâncias ( indicadores de ácidos )
Desidratam a matéria orgânica
Neutralizam bases formando sal e água.
Classificação:
Quanto a presença de oxigénio:
Hidrácidos: sem oxigênio.
Ex: HCl, HBr e H2S.
Oxiácidos: com oxigênio.
Ex: HNO3 , H2SO4 e H3 PO4.
Quanto a volatilidade:
Todo composto iônico é não-volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são não-voláteis.
Principais ácidos voláteis: 
HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3 e CH3-COOH.
Principais ácidos fixos ou não-voláteis:
H2SO4 e H3PO4.
 A única base volátil é o hidróxido de amônio. 
Quanto à força:
Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém não os recebe. O exemplo anterior (ácido clorídrico) é um ácido forte. Outro é o ácido nítrico. 
Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio químico. A maioria dos ácidos orgânicos são deste tipo, e também alguns sais como o cloreto de alumínio. 
HAc H+ + Ac- ( em solução aquosa )
Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio
��
Figura 1: Um parafuso, contendo ferro em sua composição e um fio de cobre mergulhados em ácido clorídrico. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre.
Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.
Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y - x) ³ 2, como HClO4, HNO3 e H2SO4. 
Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.
 Exemplos: H2S e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 0, como HClO, H3BO3. 
Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.
Exemplos: HF e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 1, como H3PO4, HNO2, H2SO3.
 Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y - x) = 1. 
 N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força:
Forte: Grau de ionização acima de 50%.
Semi-forte: Grau de ionização entre 5% a 50%.
Fraco: Grau de ionização abaixo de 5%.
Quanto ao número de grupos funcionais (H+):
Monopróticos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3
Dipróticos: H2S, H2Cr2O7, H2MnO4, H3PO3, etc
Quanto ao grau de hidratação:
Orto: Ácido hidratado: H3PO4 (Fosfórico)
Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4 - H2O = HPO3 (Metafosfórico)Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H4PO4 - H2O = H4P2O7 (Pirofosfórico)
Nomenclatura dos Ácidos
Hidrácidos: 
Nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é bem simples, é só seguir a regra abaixo:
Ácido ................................. ídrico
nome do elemento
Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando-se a terminação ídrico às primeiras letras do nome do elemento químico.
Exemplos:
HCl – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico
HI – ácido iodídrico
Oxiácidos: 
Os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a partir das reações de ionização dos mesmos:
Reação de ionização do ácido H2CO3.
H2CO3 2 H+ + CO3-2
O ânion CO3-2 é denominado de carbonato, a partir desse nome estabelece uma comparação seguindo o quadro abaixo:
	Ânions
	Sufixo
	ITO
	oso
	ATO
	ico
Tabela 1: Sufixos para Oxiácidos.
 Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual deriva este ânion será Ácido carbônico (sufixo – ico).
 H2CO3 2 H+ + CO3-2
 Ácido carbônico Carbonato
Em função do NOX:
	NOX Elemento
	Nome do Ácido
	-1, -2
	Elemento + ÍDRICO
	+1
	HIPO + Elemento + OSO
	+3, +4
	Elemento + OSO
	+5, +6
	Elemento + ICO
	+7
	PER + Elemento + ICO
Tabela 2: Nomenclatura em função do NOX.
Exceções:
B e C, quando ligados a: O2 = OSO
 O3 = ICO
H2PO3 = META
H3PO4 = ORTO Fosfórico
H4P2O7 = PIRO
Uso de alguns ácidos importantes:
 Bateria automotiva
H2SO4 Catalisador
 Desidratante
 Mede o nível de industrialização de um país.
HCl- Ácido estomacal
HF – Ácido usado por vidraceiros
HCN – Ácido presente nas câmaras de gás
HClO - Água sanitária (clorofina)
H2CO3 - Bebidas gasosas
H2S - Ovos podres
CH3COOH - Vinagre
	Fórmula
	Nome
	Fórmula
	Nome
	HAlO2
	Ácido Alumínico
	HIO4
	Ácido Periódico
	H3BO3
	Ácido Bórico
	H2MnO4
	Ácido Mangânico
	HBrO2
	Ácido Bromoso
	HMnO4
	Ácido Permangânico
	H2CO3
	Acído Carbônico
	HNO2
	Ácido Nitroso
	HCN
	Ácido Cianídrico
	HNO3
	Ácido Nítrico
	HClO
	Ácido Hipocloroso
	H2PO2
	Ácido Metafosfórico
	HCl
	Ácido Clorídrico
	H3PO4
	Ácido (Orto)fosfórico
	HCrO4
	Ácido Crômico
	H4P2O7
	Ácido Pirofosfórico
	H2CrO7
	Àcido Dicrômico
	H2S
	Ácido Sulfídrico
	HF
	Ácido Fluorídrico
	H2SO3
	Ácido Sulfuroso
	HFO3
	Ácido Fluórico
	H2SO4
	Ácido Sulfúrico
	HI
	Ácido Iodídrico
	H2ZnO2
	Ácido Zíncico
Tabela 3: Fórmula e nome de alguns ácidos.
4 – BASES
Segundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. 
NaOH Na+ + OH-
��
Figura 2: Hidróxido de Sódio (NaOH)
As bases possuem baixas concentrações de ions H+ sendo considerado base as soluções que têm pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros.
Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor azul-marinho ou violeta.
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+)
Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não ligantes, numa reação química - doador do par electrônico.
As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal:
H2SO4 + Ca(OH)2 2 H2O + CaSO4
(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio)
HCl + NaOH H2O + NaCl
(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio)
Características gerais das bases:
Apresentam sabor caustico;
Estriam a matéria orgânica;
Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína;
Neutralizam ácidos formando sal e água;
Algumas bases (álcalis) conhecidas:
	
Soda Cáustica(NaOH) 
Leite de magnésia (Mg(OH)2) 
Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)2) 
Cloro de piscina 
Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH relativamente alto, pois isso a torna básica) 
Banana verde 
Antiácidos em geral 
Produtos de limpeza 
Amônia (NH3) 
Sabão (todos) e detergente
Classificação
Quanto ao número de hidroxilas:
Monobases (1 OH-): NaOH, KOH, NH3OH 
Dibases (2 OH-): Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2 
Tribases (3 OH-): Al(OH)3, Fe(OH)3 
Tetrabases (4 OH-): Sn(OH)4, Pb(OH)4
Quanto ao grau de dissociação:
Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidóxido de Magnésio são bases fracas. 
Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular
Quanto à solubilidade em água:
Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel. 
Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral. 
Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.
Nomenclatura das bases
Há duas maneiras de se dar nome às bases:
1ª maneira:
Hidróxido de ..................................
 Nome do Elemento
 NaOH - Hidróxido de Sódio
Fe(OH)2 - Hidróxido de Ferro II
Fe(OH)3 - Hidróxido de Ferro III
Algarismo romano indicando o Nox do cátion, opcionalmente entre parêntesis.
2ª maneira:
	A partir do NOX estabelece a nomenclatura conforme o a tabela abaixo
	 Nox
	Sufixo
	Menor
	oso
	Maior
	ico
Tabela 4: Sufixos para Hidróxidos.
Fe(OH)2 - hidróxido ferroso
Fe(OH)3 - hidróxido férrico
5 – SAIS
Em química, um sal é um composto iônico, ou seja, formado por cátions e ânions. Eles são tipicamente o produto de uma reação química entre:
Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. 
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. 
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. 
CO2 + CaO → CaCO3
Os íons que formam os sais podem ser monoatómicos (como o ânion fluoreto, F- ou o cátion cálcio, Ca2+) ou poliatómicos (como o ânion sulfato, SO4 2-). Podem ainda ser inorgânicos (como o já referido sulfato) ou orgânicos (como o ânion acetato, CH3COO-).
Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois íons se separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão, reduzida dureza e pouca compressibilidade. Se fundidos ou dissolvidos em água, conduzem electricidade, pois dissociam-se nos seus íons constituintes, passando estes a funcionar como electrólitos.
O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente conhecido como "sal comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado na alimentação humana.
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Figura 3: Cloreto de Sódio ( NaCl ) cobrindo o Bequer
A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando origem a sais ácidos ou básicos
Características gerais das sais:
Apresentam sabor salgado;
Conduzem corrente elétrica quando estão em solução;
Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais;
Nomenclatura e Formulação 
A fórmula química de um sal é sempre representada usando em primeiro lugar o cátion e depois o ânion que o compõem.
Um sal é designado juntando o nome doânion e o nome do cátion que o constituem, por esta ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido que lhes dá origem:
	Terminação do ácido
	Terminação do ânion
	Exemplo de ânion
	Exemplo de sal
	-ídrico
	-eto
	ácido clorídrico (HCl) → cloreto (Cl-)
	cloreto de sódio (NaCl)
	-ico
	-ato
	ácido fosfórico (H3PO4) → fosfato (PO43-)
	fosfato de magnésio (Mg3(PO43-)2)
	-oso
	-ito
	ácido sulfuroso (H2SO3) → sulfito (SO32-)
	sulfito de potássio
Tabela 5: Nomenclatura dos Sais(Ânion).
Usando a regra do NOX
A terminação do nome do ânion depende do número de oxidação do seu átomo central:
	Nome do ácido
	Número de oxidação
	Ânion (átomo central)
	hipo...oso
	+1, +2
	hipo...ito
	...oso
	+3, +4
	...ito
	...ico
	+5, +6
	...ato
	per...ico
	+7
	per...ato
Tabela 6: Nomenclatura dos Sais (NOX)
Sais neutros ou normais:
São obtidos por neutralização total (H+ions = OH-):
H2CO3 + Ca(OH)2 ( CaCO3 + 2 H2O
2 NaOH + H2SO4 ( NaSO4 + 2 H2O
Sais Ácidos e Sais Básicos:
São obtidos por neutralização parcial (H+ions ≠ OH-):
H2CO3 + NaOH ( NaHCO3 + H2O
Sal ácido ou hidrogenossal
HCl + Mg(OH)2 ( Mg(OH)Cl + H2O
Sal básico ou hidróxissal
Classificação:
Quanto à Presença de Oxigênio
Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3
Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl
Quanto ao Número de Elementos
Binários: NaCl , KBr , CaCl2
Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3
Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6
Quanto à Presença de Água
Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O
Anidro: KCl; NaCl; CaSO4
Quanto à Natureza
Neutros ou normais: NaBr; CaCO3
Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4
Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br
Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr
6 – ÓXIDOS
Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outros elementos. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).
Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.
Óxidos Básicos:
Definição:
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:
Na2O - óxido de sódio 
CaO - óxido de cálcio (cal viva) 
BaO - óxido de bário (barita) 
CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico) 
Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita) 
FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso
Reações:
Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido)O cálculo do nox em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura do elementos. Exemplos:
Na2O + H2O 2NaOH 
K2O + H2O 2KOH 
CaO + H2O Ca(OH)2 
FeO + H2O Fe(OH)2 
Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O 
Cu2O + 2HCl 2CuCl + H2O 
CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O 
3FeO + 2H 3PO4 Fe3(PO4)2 + 3H2O
Óxidos Ácidos ou Anidridos:
Definição:
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal ou metal com alto número de oxidação (nox +5 +6 +7) . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:
CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico 
SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso. 
SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico. 
Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso. 
Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico. 
SiO2 óxido de silício ou dióxido de (mono)silício ou anidrido silícico. 
MnO3 óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês ou anidrido mangânico. 
 Mn2O7 óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido permangânico.
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2) prefixo HIPO + sufixo OSO
Exemplo: Anidrido Hipoiodoso I2O NOX do Iodo = +1
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) + sufixo OSO
Exemplo: Anidrido Iodoso I2O3 NOX do Iodo = +3
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) + sufixo ICO
Exemplo: Anidrido Iódico I2O5 NOX do Iodo = +5
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7) prefixo HIPER/PER + sufixo ICO
Exemplo: Anidrido Periódico I2O7 NOX do Iodo = +7
SO3 Anidrido Sulfúrico
SO2 Anidrido Sulfuroso
Exceção:
CO2 dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico
Reações:
Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). 
Exemplos:
SO2 + H2O H2SO3 
P2O5 + 3H2O 2H3PO4 
N2O3 + H2O 2HNO2 
CO2 + H2O H2CO3 
SO2 + 2KOH K2SO3 + H2O 
P2O5 + 6LiOH 2Li3PO4 + 3H2O 
N2O3 + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 + H2O 
CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O
Óxidos Anfóteros:
Definição:
São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:
SnO óxido de estanho II 
SnO2 óxido de estanho IV 
Fe2O3 óxido de ferro III 
ZnO óxido de zinco 
Al2O3 óxido de alumínio 
Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.
Reações:
Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido torna-se o ânion do sal). Exemplos:
ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O 
ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O 
Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O 
Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O 
Alguns dos ânions formados são:
ZnO2-2 zincato 
AlO2 - aluminato 
SnO2-2 estanito 
SnO3-2 estanato 
PbO2-2 plumbito 
PbO3-2 plumbato 
AsO3-3 arsenito 
AsO4-3 arseniato
Óxidos Neutros:
Definição:
São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:
CO óxido de carbono II 
NO óxido de nitrogênio II 
N2O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso
Óxidos Duplos ou Mistos:
Definição:
São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos.
Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Alguns exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4.
Exemplo de reação: Fe3O4 +8HCl 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
Peróxidos:
Definição: 
São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A)