Apostila-Química

Prévia do material em texto

APOSTILA DE CONTEÚDO E EXERCÍCIOS 
 
QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
2 
 
CAPÍTULO 1 - A QUÍMICA NA CIÊNCIA 
CAPÍTULO 2 - EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 2.1. - TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR CLÁSSICO 
 2.1.1. - LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA 
 2.1.2. - LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS 
 2.1.3. - LEIS VOLUMÉTRICAS DE GAY-LUSSAC 
 2.1.4. - LEI DE AVOGADRO 
 2.2. - BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 2 
 GABARITO - CAPÍTULO 2 
 
CAPÍTULO 3 - MODELOS ATÔMICOS 
 3.1. - ÁTOMO DE DALTON 
 3.2. - ÁTOMO DE THOMPSON 
 3.3. - ÁTOMO DE RUTHERFORD-BOHR 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 3 
 GABARITO - CAPÍTULO 3 
CAPÍTULO 4 - ÁTOMOS 
 4.1. - ESTRUTURA DO ÁTOMO 
 4.1.1. - NÚCLEO ATÔMICO 
 4.1.2. - A ELETROSFERA 
 4.2. - REPRESENTAÇÃO DO ÁTOMO 
3 
 
 4.2.1. - REPRESENTAÇÃO GRÁFICA 
 4.2.2. - REPRESENTAÇÃO ESCRITA 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 4 
 GABARITO - CAPÍTULO 4 
CAPÍTULO 5 - MOLÉCULAS 
5.1. - REPRESENTAÇÃO DAS MOLÉCULAS 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 5 
 GABARITO - CAPÍTULO 5 
CAPÍTULO 6 - TABELA PERIÓDICA 
 6.1 - A MODERNA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA 
 
 6.1.1. - ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 
 6.1.2. - ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO 
 6.1.3. - LOCALIZAÇÃO NA TABELA PERIÓDICA 
 6.2. - PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 6.2.1. - RAIO ATÔMICO 
 6.2.2. - ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
 6.2.3. - ELETRONEGATIVIDADE 
 6.3. - METAIS, AMETAIS E SEMIMETAIS 
 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 6 
 
 GABARITO - CAPÍTULO 6 
 
 
 
 
4 
 
 
5 
 
 
CAPÍTULO 7 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 7.1. - FORMAÇÃO DE ÍONS ESTÁVEIS 
 7.2. - LIGAÇÃO IÔNICA 
 7.2.1. - PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
 7.3. - LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR 
 7.3.1. - LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 7 
 GABARITO - CAPÍTULO 7 
CAPÍTULO 8 - FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 8.1. - CLASSIFICAÇÃO 
 8.1.1. - ELETRÓLITOS 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 
 GABARITO - CAPÍTULO 8 
CAPÍTULO 9 - NOMENCLATURA DE INORGÂNICOS 
 9.1. - COMPOSTOS BINÁRIOS CONTENDO UM 
METAL E UM AMETAL 
 9.2. - COMPOSTOS BINÁRIOS CONTENDO 
AMETAIS 
 9.2.1. - COMPOSTOS SEM HIDROGÊNIO 
 9.2.2. - COMPOSTOS COM HIDROGÊNIO E OUTRO 
AMETAL 
 9.3. - ÁCIDOS 
6 
 
 9.3.1. - HIDRÁCIDOS 
 9.3.2. - OXIÁCIDOS 
 9.3.3. - ÂNIONS DERIVADOS DOS OXISSAIS 
(OXIÂNIONS) 
 9.4. - OXISSAIS 
 9.5. - BASES 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 9 
 GABARITO - CAPÍTULO 9 
CAPÍTULO 10 - REAÇÕES INORGÂNICAS 
 10.1. - COMBINAÇÃO OU SÍNTESE 
 10.2. - DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE 
 10.3. - SUBSTITUIÇÃO OU DESLOCAMENTO 
 10.4. - DUPLA TROCA OU METÁTESE 
 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 10 
 
 GABARITO - CAPÍTULO 10 
CAPÍTULO 11 - INTRODUÇÃO À ORGÂNICA 
 11.1. - CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS 
 11.1.1. - DE ACORDO COM A SATURAÇÃO 
 11.1.2. - DE ACORDO COM A DISPOSIÇÃO DOS ÁTOMOS 
 11.1.3. - DE ACORDO COM A COMPOSIÇÃO 
 11.1.4. - DE ACORDO COM A FORMA 
 11.1.5. - CADEIAS CARBÔNICAS AROMÁTICAS 
 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 11 
 
7 
 
 GABARITO - CAPÍTULO 11 
 
CAPÍTULO 12 - NOMENCLATURA DE ORGÂNICOS 
 12.1. - FUNÇÕES ORGÂNICAS 
 12.2. - NOMENCLATURA 
 12.2.1. - RADICAIS ORGÂNICOS 
 12.2.2. - POSIÇÃO 
 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 12 
 
 GABARITO - CAPÍTULO 12 
 
CAPÍTULO 13 - REAÇÕES ORGÂNICAS 
 
 EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 13 
 
 GABARITO - CAPÍTULO 13 
 
 
 
CAPÍTULO 1 - A QUÍMICA NA CIÊNCIA 
 
A química é o ramo da ciência que estuda a matéria ( que apresenta massa, que ocupa lugar 
no espaço, etc ), suas propriedades, constituição, transformações e a energia envolvida nesses 
processos. A química pode ser observada em todos lugares do nosso planeta, uma vez que 
tudo na Terra é formado por partículas, substâncias e elementos químicos. 
Essa ciência pode ser dividida em 4 grandes áreas. A Química Orgânica, que é a maior e 
mais sistemática área dessa ciência, também conhecida por química do carbono, já que a 
maioria dos compostos orgânicos são constituídos de carbono. A Química Geral e Inorgânica, 
que abrange um campo de estudo que vai desde minerais até sais.A Química Analítica é o 
ramo da ciência que trata da identificação ou quantificação de espécies ou elementos 
químicos. ​E por fim, a Físico-Química, reservada ao estudo dos fenômenos que são 
observados nas reações químicas. 
Ela surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia populares entre muitos cientistas 
da época. Considera-se que os princípios básicos da ciência foram vistos pela primeira vez na 
obra do cientista irlandês Robert Boyle (THE SCEPTICAL CHYMIST). A química, como 
denominada atualmente, começa a ser explorada um século mais tarde com os trabalhos do 
francês Lavoisier. 
8 
 
CAPÍTULO 2 - EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 
As equações químicas são representações gráficas das reações químicas que ocorrem entre 
os diversos elementos presentes na Tabela Periódica. Elas são formadas por átomos, 
moléculas, e se apresentarem íons são chamadas de equações iônicas: 
● H​2(g)​ + O​2(g)​ → H​2​O​(l)​ – equação comum 
● H ​+​ + OH ​- ​→ H​2​O – equação iônica 
Observe que os elementos que estão à esquerda da seta são denominados reagentes, os 
quais participam das reações químicas, enquanto aqueles que estão à direita são chamados deprodutos, ou seja, as substâncias que são formadas a partir dessa reação. Fique atento, pois 
alguns símbolos são utilizados nas equações para indicar determinadas ações que ocorrem: 
● Quando ocorre a reação química dos elementos: + 
● Sentido que ocorre a reação química e indica o que será produzido: ​→ 
● Quando há presença de catalisadores ou aquecimento: ​∆ 
● Quando há formação de um sólido que se precipita:​ ↓ 
● Quando há presença de luz: λ 
● Elemento no estado gasoso: (g) 
● Elemento no estado sólido: (s) 
● Elemento no estado de vapor: (v) 
● Elemento no estado líquido: (l) 
● Presença de solução aquosa: (aq) 
2.1. - TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR CLÁSSICA 
2.1.1. - LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA 
Em 1760, Lavoisier publicou a lei da conservação da massa, que falava que “a soma das 
massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”. No entanto, para 
essa lei ser seguida a reação deve ocorrer em um sistema fechado, uma vez que em um 
9 
 
sistema aberto há a possibilidade de um gás entrar, e aumentar a massa final, ou de um gás 
sair, e diminuir a massa final. 
 
Imagem 1 : diferença entre tipos de sistemas 
2.1.2. - LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS 
Em 1797, Proust elaborou a lei das proporções definidas, que dizia que “ um dado 
composto, qualquer que seja sua procedência ou método de preparação, é sempre formado 
pelos mesmos elementos químicos, combinados sempre na mesma proporção em massa ”. 
Por exemplo, a água é constituída de oxigênio e hidrogênio, combinados entre si na 
proporção de 8 g de oxigênio para 1 grama de hidrogênio. Qualquer que tenha sido a origem 
da água analisada, essa proporção será a mesma. Então : 
 água ​_____​> oxigênio + hidrogênio 
 9g : 8g : 1g 
Se, em vez de decompor a água em seus elementos constituintes, como no caso anterior, 
sintetizamos a água a partir dos seus elementos, podemos observar que oxigênio e hidrogênio 
reagem entre si para formar água, naquela mesma proporção, ou seja: 
 hidrogênio + oxigênio ​______​> água 
 1g 8g 9g 
Podemos, então, generalizar para “ em qualquer reação química, as substâncias, reagentes 
e produtos, obedecem sempre à mesma proporção em massa. 
 A + B ​______​> C + D 
 Experimento ( 1 ) M​A ​ M​B​ M​C​ M​D 
 Experimento ( 2 ) M ’​A ​ M ’​B​ M ’​C​ M ’​D 
 
= = =MAM A′
MB
M B′
MC
M C′
MD
M D′ 
 
 2.1.3. - LEIS VOLUMÉTRICAS DE GAY-LUSSAC 
 
10 
 
Essa lei afirma que “ os volumes de substâncias gasosas participantes de uma reação 
química, quando medidos em mesmas condições de temperatura e pressão, guardam entre si 
uma relação de números inteiros e pequenos “. Exemplos : 
 
gás hidrogênio + gás cloro ​______​> cloreto de hidrogênio 
 5L 5L 10L 1 : 1 : 2 
 
gás hidrogênio + gás oxigênio ​_______​> vapor d’água 
 10L 5L 10L 2 : 1 : 2 
2.1.4. - LEI DE AVOGADRO 
Três anos mais tarde, o químico italiano Amedeo Avogadro propôs que “ volumes iguais 
de quaisquer gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo 
número de moléculas “. As moléculas são partículas formadas por átomos ligados entre si. 
Assim, se em 10 litros de CO​2 ​existem n moléculas, então em 10 litros de qualquer outro gás, 
nas mesmas condições, existirão também n moléculas. 
Essa lei afirma que, por exemplo, 3L de gás hidrogênio contêm 3 vezes mais moléculas 
que 1L de gás nitrogênio, desde que estejam sob as mesmas condições. 
 
 3 H​2 (g) ​ + N​2 (g) ​ ​_____​> 2 NH​3 (g) 
 3 moléculas 1 molécula 2 moléculas 
 3 volumes 1 volume 2 volumes 
2.2. - BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES 
O balanceamento das equações químicas demonstra sua estabilidade e equilíbrio, uma vez 
que deve conter o mesmo número de átomos de cada elemento em ambos os lados da 
equação. Os coeficientes estequiométricos são os números que aparecem na frente dos 
elementos, indicando quantos átomos existem na reação. Quando o coeficiente for 1 
geralmente ele fica subentendido e não aparece descrito. De tal modo, podemos dizer que as 
fórmulas (H​2​, O​2​, C​2​, H​2​O, HCl, CaO, etc.) oferecem um sentido qualitativo, enquanto os 
coeficientes dão o sentido quantitativo das equações químicas. 
Para que uma equação química fique balanceada, devemos atentar para a ​Lei da 
Conservação de Massa de Lavoisier. Para entender melhor esse conceito, vejamos o exemplo 
abaixo: 
Al + O​2​ → Al​2​O​3 
 
 Para balancear a equação química acima, primeiramente devemos escolher o elemento que 
surge somente uma vez na primeira e na segunda parte da equação, sendo que nesse caso é 
igual para o Alumínio (Al) e o Oxigênio (O). Observado isso, devemos escolher o elemento 
com índices maiores, nesse caso, o oxigênio (O), com 2 (no primeiro membro) e 3 (no 
segundo membro). Por conseguinte, devemos transpor os índices do primeiro e do segundo 
membro, usando-os como coeficientes. Logo, para que a equação acima fique balanceada 
11 
https://www.todamateria.com.br/lei-de-lavoisier/
https://www.todamateria.com.br/lei-de-lavoisier/
 
devemos acrescentar os coeficientes 4 (2.2=4) e 2 na frente do elemento alumínio (Al) no 
primeiro e no segundo membro respectivamente, e ainda, o 3 no oxigênio (O) do primeiro 
membro. Assim, o número de total de átomos de cada elemento da reação química fica 
balanceado no 1° e 2° membro da equação: 
4Al + 3O​2​ → 2Al​2​O​3 
 
 
 
CAPÍTULO 3 - MODELOS ATÔMICOS 
 
A ideia de que a matéria é formada de partículas indivisíveis é muito antiga. Leucipo e 
Demócrito ( filósofos gregos de 400 a.c. ) deram o nome de átomo a essas partículas, que 
traduzida do grego significa“não divisão”. No entanto, é importante notar que essa ideia não 
tinha base em um trabalho experimental e, sim em deduções filosóficas, fruto de um 
raciocínio abstrato. Os modelos são os aspectos estruturais dos átomos que foram 
apresentados por cientistas na tentativa de compreender melhor o átomo e a sua composição. 
3.1. - ÁTOMO DE DALTON 
 Para Dalton, o átomo era uma esfera maciça e homogênea, indivisível e indestrutível. Por 
causa dessas características esse modelo acabou por ser apelidado de “bola de bilhar”. 
 
Imagem 1: Bola de bilhar 
 
Além disso, esse modelo possui alguns princípios: 
1. Todas as substâncias são formadas de pequenas partículas chamadas átomos; 
2. Os átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades, mas todos os átomo 
do mesmo elemento são exatamente iguais; 
3. Os átomos não se alteram quando formam componentes químicos; 
4. Os átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados nem destruídos; 
5. As reações químicos correspondem a uma reorganização de átomos; 
12 
 
 
Imagem 2: John Dalton3.2. - ÁTOMO DE THOMSON 
Em 1905, J.J.Thomson fez um experimento que acabou por descobrir uma partícula muito 
menor que o átomo, tanto em massa quanto em tamanho, o elétron, com carga negativa. Com 
essa nova descoberta, foi visto que a formulação de um novo modelo era necessário. Para 
Thomson, o átomo era uma esfera, não maciça, divisível e neutra. Esse modelo ficou 
conhecido como “pudim de passas”, uma vez que a os elétrons seriam “bolinhas” que estão 
incrustados em uma massa positiva ( para a esfera ser neutra deveria haver uma parte positiva 
para servir de oposição aos elétrons ). 
 
Imagem 3: Pudim de passas 
3.3. - ÁTOMO DE RUTHERFORD-BOHR 
 
Em 1908, a partir de experiências envolvendo radioatividade, Ernest Rutherford descobriu a 
existência de mais uma partículas, o próton, com carga positiva. Por meio dessa descoberta, 
esse cientista propôs um novo modelo, onde o átomo seria dividido em duas regiões, a 
eletrosfera, constituída de elétrons, e o núcleo, constituída de prótons e nêutrons ( partículas 
13 
 
com carga neutra que Rutherford supôs que existissem, descobertas mais tarde em 1932). O 
núcleo tem um raio de 10 000 a 100 000 vezes menor que o átomo e concentra praticamente 
toda a massa do átomo. Segundo o modelo, os elétrons ficariam girando na eletrosfera 
aleatoriamente ao redor do núcleo. 
 
Imagem 4: Modelo de Rutherford 
No entanto, o elétron possui carga negativa, portanto, se ele girasse ao redor do núcleo, que 
é positivo, ele iria perder energia em forma de radiação, com isso, suas órbitas iriam diminuir 
até uma hora que os elétrons iriam acabar colidindo no núcleo. Por isso, em 1913, Niels Bohr 
visou melhorar o modelo de Rutherford, corrigindo as falhas dele. Ele propôs que os elétrons 
se moveriam em órbitas circulares com energia bem definida e constante( níveis de energia), 
sendo que o elétron mais perto do núcleo teria a menor energia. Além disso, ele sugeriu que 
quando o elétron absorve uma certa quantidade de energia ele chega em um estado excitado, 
que é instável e, ao voltar ao seu estado original ( ou fundamental) ele libera a energia que 
havia recebido em forma de onda eletromagnética. 
 
Imagem 5: Modelo de Bohr( também conhecido por modelo planetário) 
 
 
 
CAPÍTULO 4 - ÁTOMOS 
 
Como apresentado anteriormente, átomos surgiram a partir da ideia de que a matéria é 
composta de partículas indivisíveis. Além disso, ao longo dos séculos, foram criados modelos 
14 
 
que representavam as variadas concepções de átomo em diferentes épocas, como foi visto no 
capítulo anterior. A partir deles, por exemplo, consentiu-se que a unidade atômica era, na 
verdade, divisível, possuindo outras partículas em sua estrutura. 
Neste capítulo, estudaremos a estrutura do átomo segundo a visão de cientistas 
atualmente. 
 O átomo possui em sua estrutura duas regiões principais: o núcleo e a eletrosfera. 
4.1 - O NÚCLEO ATÔMICO 
 O núcleo do átomo é onde está concentrada sua massa. Nessa região, existem prótons e 
nêutrons, - partículas subatômicas de cargas positiva e neutra, respectivamente - o que a torna 
positivamente carregada. 
 
 
Imagem 1: Representação gráfica do núcleo de um átomo 
 
4.2 - A ELETROSFERA 
 
A eletrosfera é onde se localizam os elétrons - partículas subatômicas de carga 
negativa e massa desprezível. Os mesmos são dispostos em camadas (indicadas por letras 
maiúsculas: K, L, M, etc.), também chamadas de níveis (indicados por números: 1, 2, 3, 
etc.).Essas camadas, por sua vez, são divididas em subcamadas ou subníveis (indicados por 
letras minúsculas: s, p, d, f, etc.); dentro de cada um desses subníveis, cabe um número 
determinado de elétrons, como representado pela figura abaixo: 
 
 
Imagem 2: tabela de subníveis e suas respectivas capacidades de elétrons 
 
Os elétrons distribuem-se na eletrosfera segundo uma ordem crescente de energia. O 
diagrama abaixo indica essa distribuição energética por níveis e subníveis: 
 
15 
 
 
Imagem 3: Diagrama de distribuição eletrônica 
 
Observações: 
1. A ordem crescente de energia seguida pelos elétrons é indicada no diagrama pelas 
setas. Logo, a distribuição eletrônica começa pelo subnível s do nível de energia 1 
(1s) e, dependendo do número de elétrons, pode chegar até o subnível p do nível de 
energia 7 (7p). 
2. No uso do diagrama, quando se lê, por exemplo, 3d​8​, entende-se que, no subnível d do 
nível de energia 3, existem 8 elétrons. 
 
4.3 - REPRESENTAÇÃO DO ÁTOMO 
 
Quando escrito, o átomo geralmente é representado pelo símbolo de seu elemento na tabela 
periódica. Além disso, são indicados, mais comumente ao lado esquerdo do símbolo, o 
número atômico (Z) - número de prótons presentes no núcleo - e o número de massa (A) - 
soma dos números de prótons e nêutrons presentes no núcleo. Em geral, o primeiro índice é 
posicionado no canto inferior, e o segundo, no canto superior. 
 
 
Z = 7 A = 14 
Imagem 4: Representação de um átomo de nitrogênio 
 
4.4 - ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS 
Nem todos os átomos existentes são iguais entre si, podendo diferenciar-se por 
possuírem diferentes números de certas partículas subatômicas. Dependendo de quais são as 
diferenças e semelhanças entre dois átomos, eles podem ser classificados como ​isótopos, 
isóbaros ​ou ​isótonos​. 
Os ​isótopos ​são dois átomos do mesmo elemento, ou seja, possuem o mesmo número 
atômico (de prótons), mas diferentes números de massa (prótons + nêutrons). 
16 
 
Os ​isóbaros ​são dois átomos com mesmo número de massa, mas diferentes números 
atômicos, isto é, de diferentes elementos 
Os ​isótonos ​são dois átomos com mesmo número de nêutrons, mas diferentes números 
atômicos, e, portanto, diferentes números de massa. 
 
 
CAPÍTULO 5 - MOLÉCULAS 
 
​Molécula é um grupo de átomos, iguais ou diferentes, que se mantêm unidos e que não 
podem ser separados sem afetar ou destruir as propriedades das substâncias​. Essa união 
acontece por meio de ligações covalentes, também chamadas de ligações moleculares ( essa 
ligação será melhor abordada no capítulo 6 ), que deixam os dois átomos envolvidos mais 
estáveis em relação à forma inicial. 
Os átomos raramente aparecem sozinhos na natureza, devido ao fato de que para estarem 
isolados eles teriam de ter a mesma configuração eletrônica de um gás nobre ( He, Ne, Ar, 
Kr,Xe e Rn ). Os gases nobres possuem essa estabilidade por possuírem a última camada da 
eletrosfera completa. 
 5.1.REPRESENTAÇÃO DAS MOLÉCULAS 
 
 
 
 
 
A molécula da água é representada por 
H​2​O. Esse número abaixo do H representa 
o índice de atomicidade do hidrogênio, ou 
seja, a quantidade de átomos de hidrogênio 
na molécula. Quando o índice de 
atomicidade é 1 nós podemos apenas 
deixar em branco, como está representado 
no O. Na imagem acima, o índice pode ser 
conferido, uma vez que as bolinhas 
brancas representam átomos de hidrogênio 
e a bolinha vermelha representa um átomo 
de oxigênio. 
 
 
CAPÍTULO 6 - TABELA PERIÓDICA 
 
17 
 
6.1. - A MODERNA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA 
A classificação do final do século XIX, de Mendeleev, dispunha os elementos químicos 
em ordem crescente de massas atômicas. No início do século XX, percebeu-se que aordenação certa é pelos números atômicos, uma vez que dessa forma nota-se muitas 
propriedades variando periodicamente, ou seja, se repetindo. 
 
Imagem 1: Tabela Periódica 
6.1.1 - ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 
Os elementos representativos são aqueles que apresentam átomos com elétrons mais 
energéticos em subcamada​s ​s​ ​ou ​p​. São oito grupos: 
 
NOTAÇÃO HISTÓRICA NOME DA FAMÍLIA 
1A METAIS ALCALINOS 
2A METAIS ALCALINOTERROSOS 
3A GRUPO DO BORO 
4A GRUPO DO CARBONO 
5A GRUPO DO NITROGÊNIO 
6A GRUPO DO OXIGÊNIO 
( CALCOGÊNIOS ) 
7A HALOGÊNIOS 
8A GASES NOBRES( INERTES ) 
18 
 
 
6.1.2 - ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO 
 Os elementos de transição apresentam átomos com elétrons mais energéticos em 
subcamadas d ou f. 
 
NOTAÇÃO HISTÓRICA NOME DA FAMÍLIA 
1B GRUPO DO COBRE 
2B GRUPO DO ZINCO 
3B GRUPO DO ESCÂNDIO 
4B GRUPO DO TITÂNIO 
5B GRUPO DO VANÁDIO 
6B GRUPO DO CROMO 
7B GRUPO DO MANGANÊS 
8B GRUPO DO FERRO-COBALTO-NÍQUEL 
 
6.1.3. - LOCALIZAÇÃO NA TABELA PERIÓDICA 
Localizar um elemento na Tabela Periódica é reconhecer o grupo ( coordenada vertical ) e 
o período ( coordenada horizontal ) em que esse elemento se encontra. Isso é possível a partir 
da distribuição eletrônica do elemento químico. 
 
​1.RECONHECIMENTO DO PERÍODO ( LINHA ): a classificação períodica apresenta 
sete sequências horizontais ( períodos ). 
 
Cada uma desses períodos representa quantas camadas o átomo possui. Por exemplo, o 
oxigênio possui 2 camadas em sua configuração eletrônica, por isso ele está localizado no 
segundo período. 
 
19 
 
 ​2.RECONHECIMENTO DO GRUPO ( COLUNA ):​ para os elementos representativos, 
o número do grupo ao número de elétrons da última camada. Não iremos tratar dos elementos 
de transição nesse caso. 
 
Exemplos: 
​12​Mg - 1s​2 ​2s​2 ​2p​6 ​3s​2 como possui 2 elétrons na última camada ele está 
localizado no segundo grupo ( metais alcalinoterroso ). 
 
​13​Al - 1s​2 ​2s​2 ​2p​6 ​3s​2 ​3p​1 como possui 3 elétrons na última camada ele está 
localizado no terceiro grupo ( grupo do boro ). 
 
​2​He - ​1s​2 por possuir 2 elétrons na última camada ele deveria estar no segundo 
grupo, porém, ele é uma exceção à essa regrinha e está localizado no oitavo grupo, já que 
possui o última camada completa. 
6.2. - PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
São aquelas que assumem valores semelhantes para intervalos mais ou menos regulares à 
medida que o número atômico aumenta, ou seja, repetem-se periodicamente. 
6.2.1. - RAIO ATÔMICO 
É uma maneira de avaliarmos as dimensões individuais de um átomo. É medido em 
angstrom( 1 angstrom = 10​-8 ​cm ). 
 
Imagem 1: variação do raio atômico ( aumenta em direção à esquerda e para baixo) 
20 
 
 
6.2.2. - ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
A primeira energia de ionização de um átomo é a energia necessária para remover um 
elétron do átomo, no estado gasoso, formando um cátion (íon de carga positiva ). A segunda 
energia de ionização é a energia para remover o segundo elétron de um átomo, e assim 
sucessivamente. 
 
Imagem 2: variação da energia de ionização ( aumenta em direção à direita e para cima ) 
6.2.3. - ELETRONEGATIVIDADE 
 É a tendência que os átomos possuem de atraírem elétrons para perto de si. Os gases 
nobres (8A) não apresentam eletronegatividade. 
 
Imagem 3: variação da eletronegatividade ( aumenta em direção à direita e para cima) 
6.3. - METAIS, AMETAIS E SEMIMETAIS 
Os metais exibem propriedades características: apresentam brilho, conduzem calor e 
eletricidade, são maleáveis e dúcteis, frequentemente são muitos densos, possuem altos 
pontos de fusão e ebulição e são eletropositivos. Os ametais apresentam propriedades opostas 
às dos metais: não são maleáveis nem dúcteis, não conduzem calor e eletricidade. Já os 
semimetais exibem propriedades intermediárias entre as de metais e ametais. 
21 
 
 
 
 
CAPÍTULO 7 - LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Na natureza, apenas os gases nobres apresentam átomos isolados estáveis, ou seja, não 
ligados a outros átomos. Os gases nobres apresentam uma semelhança em suas distribuições 
eletrônicas que está relacionada com sua estabilidade. Gilbert Newton Lewis afirmou, em 
1916, que quando um átomo possui uma eletrosfera igual à de um gás nobre, será tão estável 
quanto o próprio átomo do gás nobre. 
 Esse raciocínio ficou conhecido como a teoria do octeto de Lewis: 
● As ligações entre os átomos envolvem elétrons; 
● As ligações são processos de estabilização dos átomos; 
● Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até conseguir uma 
configuração eletrônica igual à de um gás nobre; 
● OBS :: os metais de transição não obedecem a regra do octeto; 
7.1. - FORMAÇÃO DE ÍONS ESTÁVEIS 
 Os íons estáveis são aqueles que apresentam eletrosferas iguais às dos gases nobres. 
Por exemplo: 
 
11​Na​0​ - 1s​2 ​2s​2 ​2p​6 ​3s​1 ​ ​11​Na​1+​ - 1s​2 ​2s​2 ​2p​6 
 
Com a remoção de um elétron para a formação do cátion Na​+​, há a estabilização, uma vez que 
a eletrosfera do íon está idêntica a eletrosfera do Neônio. 
 
17​Cl​0​ - 1s​2 ​2s​2 ​2p​6 ​3s​2 ​3p​5​ ​17​Cl​1-​ - 1s​2 ​2s​2 ​2p​6 ​3s​2 ​3p​6 
 
Com a adição de um elétron para a formação do ânion Cl​- ​, há a estabilização, uma vez que a 
eletrosfera do íon está idêntica a eletrosfera do Argônio. 
22 
 
 
Os átomos dos elementos químicos metálicos são eletropositivos, ou seja, possuem uma 
tendência a perder elétrons e formar cátions. Enquanto que, os átomos dos elementos 
ametálicos são eletronegativos, isto é, possuem uma tendência a ganhar elétrons e formar 
ânions. 
 
Imagem 1: tendência de perda ou ganha de elétrons ( elementos representativos ) 
7.2. - LIGAÇÃO IÔNICA 
A ligação iônica consiste na atração elétrica derivada da existência das cargas elétricas dos 
cátion ( + ) e dos ânions ( - ). Ela ocorre entre um átomo metálico ( M ) e um átomo 
ametálico ( A ). 
Exemplos: 
● Na ( 1A ) e Cl ( 7A ) : inicialmente os dois estão neutros e, então, há a transferência 
de um elétron do Na para o Cl, para a formação do cátion Na​+ e do ânion Cl​-​. A partir 
disso, há a atração elétrica dos íons e a formação do composto iônico NaCl. 
 
 Na + Cl ​______​> [Na]​+ ​[Cl]​- _______​> NaCl 
 
● Ca ( 2A ) e Br ( 7A ) : inicialmente os dois estão neutros e, então, há a transferência 
de dois elétrons do Ca para dois átomos de Br, para a formação do cátion Ca​2+ ​e dois 
ânions de Br​-​. A partir disso, há a atração elétrica dos íons e a formação do composto 
iônico CaBr​2​. 
 
 Ca + 2Br​ _______​> [Ca]​2+ ​ [Br]​2​1- ​ ​_________​> CaBr​2 
 
O número de elétrons perdidos pelos átomos metálicos sempre é igual ao número de 
elétrons recebidos pelos átomos ametálicos, de modo que a soma das dos íons sempre será 
igual a zero. 
 
7.2.1. - PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
 
23 
 
● Todas as substâncias iônicas são sólidas em condições do nosso ambiente; 
● Os sólidos iônicos são cristalinos, isto é, os íons ordenam-se simetricamente no 
espaço; 
● Os cristais iônicos apresentam altos elevados pontos de fusão e de ebulição; 
● As substâncias iônicas são condutoras de corrente elétrica somente quando estão 
fundidas ( estado líquido ) a alta temperatura ou quando dissolvidas em água. O sólido 
iônico não é um condutor de eletricidade;7.3. - LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR 
Segundo a regra do octeto, todo átomo tenderá a ter 8 elétrons na última camada da 
eletrosfera, ou seja, obter uma configuração eletrônica igual à dos gases nobres. Isso é 
conseguido na ligação iônica por meio de uma transferência de elétrons; os átomos, nesse 
caso, apresentam uma grande diferença de eletronegatividade. Agora vamos imaginar uma 
situação na qual temos átomos instáveis com mesma eletronegatividade. 
Os átomos de cloro ligam-se por meio de compartilhamento de um par de elétrons. Esses 
elétrons “circulam” ao redor de ambos os núcleos dos átomos, completando, dessa maneira, o 
octeto dos dois átomos. 
 
 
Imagem 2 : Formação da molécula Cl​2 
 
 Para representarmos graficamente moléculas, usaremos diversas fórmulas. 
 
Imagem 3 : diferentes tipos de representação 
24 
 
 A ligação covalente geralmente ocorre entre átomos dos elementos químicos ametálicos. 
7.3.1. - LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA 
 É a ligação que se estabelece entre átomos através de um par de elétrons. Nesse caso, os 
dois elétrons são provenientes de um só dos dois átomos participantes da ligação. O átomo 
que fornece o par dativo ou coordenado está geralmente com seu octeto já completo, 
enquanto o que recebe tende a completá-lo. 
Exemplo: o íon hidroxônio H​3​O​+​. 
 
Imagem 4 : ligação dativa ou coordenada 
 
 A ligação covalente dativa difere da covalente “normal” apenas quanto à origem do par 
eletrônico compartilhado. OBS :: ( ​__​> ) ligação dativa ou coordenada. 
 
 
Imagem 5 : ligações covalentes possíveis 
 
CAPÍTULO 8 - FUNÇÕES INORGÂNICAS 
Função química é um conjunto de substâncias químicas com propriedades semelhantes, 
consequentemente, desempenham o mesmo “papel” ou função nas reações químicas. As 
principais funções químicas inorgânicas são ​Hidreto​, ​Ácido​, ​Sal​, ​Óxido​ e ​Base​. 
25 
 
8.1. - CLASSIFICAÇÃO 
 
 Hidreto é um composto binário ( formado por dois elementos químicos ) com hidrogênio. 
Exemplos: 
 
 NaH​(s)​ - hidreto de sódio 
 HCl​(g) ​ - cloreto de hidrogênio 
 
 Óxido é um composto binário com oxigênio. 
Exemplos: 
 
 CaO​(s)​ - óxido de cálcio 
 CO​2 ​ - dióxido de carbono 
 
 Para conceituarmos as demais funções inorgânicas é necessário o conceito de eletrólitos. 
8.1.1. - ELETRÓLITOS 
Quando dissolvemos um composto iônico ( M​+​A​- ​) em água, os íons já existentes são 
separados ( dissociados ) pela água, esse processo é chamado de dissociação. 
 
 M​+ ​A​-​(s) ​ _______​> M​+ ​(aq) ​ + A​-​(aq) 
 ​ NaCl​(s) ​_______​> Na​+​(aq) ​+ Cl​-​(aq) 
 
Certas substâncias moleculares (AA’), como o HCl​(s)​, quando são dissolvidas em água, 
têm alguma ( ou todas ) as moléculas divididas em íons, esse processo é chamado de 
ionização. 
 
 HCl​(s) ​_______​> H​+​(aq)​ + Cl​-​(aq) 
 
Eletrólitos são substâncias que, ao serem dissolvidas em água, liberam íons, por 
dissociação ou ionização, tornando a solução aquosa condutora elétrica. Existem três tipos de 
eletrólitos : os ​ácidos​, as ​bases​ e os ​sais​. 
Ácido é uma substância química, geralmente iônica, que quando dissolvida em água, 
libera um único tipo de íon positivo, o H​+​(aq). 
 
 HCl​(s) ​_______​> H​+​(aq)​ + Cl​-​(aq) 
 ​ H​2​SO​4 (g) ​ ​_______​> 2H​+​(aq) ​ + SO​4​2-​(aq) 
 
Base é uma substância química, geralmente iônica, que, quando dissolvida em água, libera 
um único tipo de íon negativo, o OH​-​(aq)​. 
26 
 
 
 NaOH​(s)​ ​________​> Na​+​(aq)​ + OH​-​(aq) 
 Ca(OH)​2 (s)​ ​________​> Ca​2+​(aq)​ + 2OH​-​(aq) 
 
 Sal é uma substância iônica que , quando dissolvida em água, libera pelo menos um íon 
positivo diferente de H​+​(aq)​ e pelo menos um íon negativo diferente de OH​-​(aq) 
 
 NaSO​4 (s)​ ​________​> 2 Na​+​(aq)​ + SO​4​2-​(aq) 
 NaHSO​4 (s) ​ ​________​> Na​+​(aq)​ + H​+​(aq)​ + SO​4​2-​(aq) 
 Ca(OH)Cl​ (s)​ ​________​> Ca​2+​(aq)​ + OH​-​(aq)​ + Cl​-​(aq) 
 
 
 
CAPÍTULO 9 - NOMENCLATURA DE INORGÂNICOS 
9.1. - COMPOSTOS BINÁRIOS CONTENDO UM METAL E UM AMETAL 
Esses compostos são constituídos de espécies carregadas eletricamente. Essas partículas 
são denominadas íons, e os compostos, iônicos. A nomenclatura é dada por: 
 
( NOME DO ÂNION + ETO ) de ( NOME DO CÁTION ) 
 CaCl2 - cloreto de cálcio 
 NaF - fluoreto de sódio 
 K2S - sulfeto de potássio ( sulfur é o nome em latim de enxofre ) 
 CaO - óxido de cálcio ( para o ânion Ca2+ usamos óxido ) 
 LiH - hidreto de lítio ( para o ânion H-1 usamos hidreto ) 
 Fe2O3 - óxido de ferro (III) 
 FeO - óxido de ferro (II) (quando o cátion possui mais de uma carga é 
preciso indicar de qual carga estamos falando ) 
 
9.2. - COMPOSTOS BINÁRIOS CONTENDO AMETAIS 
 Essas substâncias são constituídas de unidades neutras denominadas moléculas. Os nomes 
dos compostos moleculares binários são semelhantes aos dos iônicos. 
9.2.1. - COMPOSTOS SEM HIDROGÊNIO 
É frequente o fato de um único par de elementos ametálicos formar muitos compostos 
diferentes. Nesses casos é necessário o uso de prefixos gregos para indicar o número de 
átomos de cada um dos elementos na molécula. 
 
 1 átomo​ ​ - Mono 
 2 átomos - Di 
 3 átomos - Tri 
 4 átomos - Tetra 
27 
 
 5 átomos - Penta 6 átomos - Hexa 
 
 O prefixo mono pode ser obtido do primeiro elemento da fórmula. 
 
 CO - monóxido de carbono 
 CO​2 ​ - dióxido de carbono 
 SO​2 ​ - dióxido de enxofre 
 SO​3 ​ - trióxido de enxofre 
 PCl​3 ​- tricloreto de fósforo 
9.2.2. - COMPOSTOS COM HIDROGÊNIO E OUTRO AMETAL 
 Geralmente, o par de elementos forma um único composto conhecido: 
 
 HCl​(g)​ - cloreto de hidrogênio 
 HF​(g) ​- fluoreto de hidrogênio 
 H​2​S​(g) ​- sulfeto d e hidrogênio 
9.3. - ÁCIDOS 
9.3.1. - HIDRÁCIDOS 
São ácidos binários que não possuem oxigênio em sua composição. Quando puras, 
recebem nomes conforme as regras já vistas para compostos binários e, quando estão em 
solução aquosa, ganham outros nomes com sufixo -ídrico : 
 
 HF​(aq)​ - ácido fluorídrico 
 HCl​(aq) ​ - ácido clorídrico 
 H​2​S​(aq) ​ - ácido sulfídrico 
 HCN​(aq)​ - ácido cianídrico ( CN​- ​- cianeto ) 
9.3.2. - OXIÁCIDOS 
São ácidos ternário que possuem oxigênio, hidrogênio e um terceiro elemento colocado 
em posição central na fórmula. Para cada elemento central existe um ácido cujo nome termina 
em -ico. 
 H​3​BO​3​ - ácido bórico 
 H​2​CO​3​ - ácido carbônico 
 HNO​3​ - ácido nítrico 
 H​3​PO​4 ​ - ácidofosfórico 
 H​2​SO​4 ​ - ácido sulfúrico 
 HClO​3 ​ - ácido clórico 
 HIO​3 ​- ácido iódico 
 HBrO​3 ​- ácido brômico 
28 
 
 
● A adição de um átomo de O ao ácido -ico dá origem ao ácido per...ico: 
 HClO​4​ - ácido perclórico 
● A remoção de um átomo de O do ácido -ico origina o ácido ...oso: 
 HNO​2​ - ácido nitroso 
● A remoção de dois átomos de O do ácido -ico dá origem ao ácido hipo...oso: 
 HBrO​3​ - ácido hipobromoso 
9.3.3. - ÂNIONS DERIVADOS DOS OXIÁCIDOS (OXIÂNIONS) 
Os ácidos, quando liberam H​+ na água, também formam ânions. Os nomes desses íons 
negativos e as suas cargas são indispensáveis para a formulação e nomenclatura dos sais 
oxigenados. 
● Quando todos os íons H​+ são removidos da fórmula de um ácido terminado em -ico, o 
ânion tem nome terminado em -ato: 
 (CO​3​)​2-​ - carbonato 
 (NO​3​)​- ​ - nitrato 
● Quando todos os íons H​+ são removidos da fórmula de um ácido terminado em -oso, o 
ânion tem nome terminado em -ito: 
 (ClO​2​)​-​ - clorito 
 (SO​3​)​2- ​ - sulfito 
9.4. - OXISSAIS 
São sais formados por cátions e oxiânions. A nomenclatura desses compostos segue uma 
regra válida para qualquer composto iônico: neles, o nome do ânion vem antes do nome do 
cátion. Em geral, sua forma básica é: 
 
( NOME DO OXIÂNION) de ( NOME DO CÁTION ) 
CaCO​3​ - carbonato de cálcio 
KNO​3​ - nitrato de potássio 
NaClO - hipoclorito de sódio 
AlSO​4​ - sulfato de alumínio 
9.5. - BASES 
São compostos que, quando dissolvidos em água, dissociam-se, liberando OH​- (ânion 
hidróxido) e um cátion. A nomenclatura desses compostos segue a seguinte estrutura: 
 
HIDRÓXIDO de ( NOME DO CÁTION ) 
NaOH - hidróxido de sódio 
Ca(OH)​2​ - hidróxido de cálcio 
KOH - hidróxido de potássio 
Mg(OH)​2​ - hidróxido de magnésio 
29 
 
 
CAPÍTULO 10 - REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
Os produtos de muitas reações podem previstos, porque algumas reações conhecidas podem 
ser classificadas em certos padrões. Quando certos reagentes semelhantes são colocados para 
reagir, os produtos das várias reações também devem ser semelhantes. Então com uma boa 
aproximação, podemos prever os produtos de muitas reações. Podemos classificar as reações 
químicas em quatro grandes grupos: Combinação, Decomposição, Substituição e Dupla 
Troca. 
10.1. - COMBINAÇÃO OU SÍNTESE 
 Nessa reação, duas ou mais substâncias simples ou compostas reagem para originar uma 
única substância química. Casos: 
Metal + Ametal _____> Composto iônico ( Sal ou Óxido ) 
2Na(s) + Cl2 (g) _______> 2NaCl(s) 
 
Ametal + Ametal _____> Composto Moleculares 
C(s) + O2 (g) _______> CO2 (g) 
 (a previsão teórica dos produtos de muitas destas reações não é possível, pois os 
elementos ametálicos podem constituir vários compostos binários) 
 
Óxido Ametálico + Água _____> Oxiácidos 
SO2 (g) + H2O(l) _______> H2SO3 (aq) 
 
Óxido Metálico + Água _____> Hidróxido do Metal ( Base ) 
Na2O(s) + H2O (l) _______> NaOH (aq) 
 
10.2. - DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE 
Na reação de decomposição, uma única substância se quebra, produzindo duas ou mais 
substâncias simples ou compostas. Embora algumas substâncias se decomponham 
espontaneamente a temperatura ambiente, muitas reações de decomposição necessitam de 
energia, como calor e energia elétrica. 
 
 2H2O(l) _______> 2H2 (g) + O2 (g) acontece sob corrente elétrica 
2AgBr(s) _______> 2Ag(s) + Br2 (g) acontece sob luz 
 
Quando a decomposição acontece em compostos ternários, os produtos normalmente não 
podem ser previstos, mas há algumas reações são tão importantes, que justificam a 
memorização 
 
30 
 
 CaCO3 (s) _______> CaO ( s) + CO2 (g) acontece sob aquecimento 
 Cal virgem 
10.3. - SUBSTITUIÇÃO OU SIMPLES TROCA 
Esse tipo de reação geralmente ocorrem em solução aquosa. Aqui, um elemento desloca 
outro de um componente e toma seu lugar. Para que um elemento desloque outro 
espontaneamente, ele deve ser mais reativo que o elemento deslocado. Existe uma tabela 
onde os elementos são colocados em ordem de sua reatividade, chamada de série de 
reatividade. 
 
Metal ( mais reativo ) + Composto ______> Metal ( menos reativo ) + Novo Composto 
 Zn(s) + CuSO4 (aq) ______> Cu(s) + ZnSO4 (aq) 
 Ag(s) + Al(NO3)3 (aq) ______> não ocorre reação 
10.4. - DUPLA TROCA OU METÁTESE 
 As reações de dupla troca podem representadas, de modo geral, por: 
 
Na realidade o que ocorre é uma recombinação entre os íons liberados na água pelas 
substâncias reagentes. Para uma reação de metátese ocorrer, pelo menos um dos produtos 
deve ser: 
● Insolúvel em água ( precipitados ) : 
31 
 
 
 
● Gasoso ( uma substância que passa facilmente para o estado gasoso é denominada 
volátil ) : 
 Ácidos : HF, HCl, H2S, HCN 
 Base : NH3 
 
● Molecular : o único caso importante é a água ( H2O ) 
 
 HCl(aq) + NaOH(aq) _____> NaCl(aq) + H2O(l) 
 
● Instável : 
 
 H2CO3 (aq) _____> H2O(l) + CO2 (g) 
 NH4OH(aq) _____> NH3 (aq) + H2O(l) 
 
CAPÍTULO 11 - INTRODUÇÃO À ORGÂNICA 
 
A Química Orgânica é o ramo da Química que se dedica ao estudo dos compostos 
derivados do carbono. Átomos organógenos ( organo = orgânico; geno = origem ) são os que 
constituem os compostos orgânicos. Desde o início do século XX está estabelecida uma 
relação entre os elétrons da camada de valência ( última camada ) e as ligações químicas que 
o átomo executa. 
32 
 
 
Imagem 1 : principais elementos organógenos e ligações 
 
 As moléculas são representadas por modelos e fórmulas estruturais. 
 
 
Imagem 2 : diferentes tipos de representar compostos orgânicos 
 
 À medida que as moléculas tornam-se maiores e mais complexas, aparece a necessidade 
de usarmos fórmulas mais fáceis de escrever, desenhar e digitar: as fórmulas estruturais 
simplificadas. 
33 
 
 
Imagem 3 : fórmula de traços ou “bastonete” 
11.1. - CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS 
11.1.1. - DE ACORDO COM A SATURAÇÃO 
● Cadeia Saturada : é aquela que só apresenta ligações simples entre os átomos de 
carbono. 
● Cadeia Insaturada : é aquela que apresenta pelo menos uma dupla e/ou pelo menos 
uma tripla ligação entre dois átomos de carbono. 
 
34 
 
11.1.2. - DE ACORDO COM A DISPOSIÇÃO DOS ÁTOMOS 
Em uma cadeia carbônica, o átomo pode ser classificado como: primário ( se liga 
diretamente a apenas um outro átomo de carbono ), secundário ( se liga diretamente a dois ou 
outros átomos de carbono ). terciário ( se liga diretamente a três outros átomos de carbono ), 
quaternário ( se liga diretamente a quatro outros átomos de carbono ). 
 
● Cadeia Reta ou Normal : é aquela formada apenas por carbonos primários e/ou 
secundários 
● Cadeia Ramificada : é uma cadeia que apresenta em sua composição pelo menos um 
carbono terciário ou quaternário. 
 
11.1.3. - DE ACORDO COM A COMPOSIÇÃO 
● Cadeia Homogênea: é aquela cuja sequência de átomos de carbono não é interrompida 
por átomos de outros elementos químicos. 
● Cadeia Heterogênea: é toda cadeia que apresenta pelo menos um átomo diferente do 
elemento carbono dentro da cadeia,interrompendo, dessa forma, a sequência dos 
átomos de carbono. Esse átomo diferente é denominado heteroátomo. 
 
11.1.4. - DE ACORDO COM A SUA FORMA 
● Cadeia Aberta ou Acíclica: é aquela que não apresenta ciclos. 
● Cadeia Fechada ou Cíclica: é aquela que apresenta ciclos. 
 
35 
 
11.1.5. - CADEIAS CARBÔNICAS AROMÁTICAS 
Trata-se de um caso especial de uma cadeia fechada. O nome vem do fato de que alguns 
compostos dessa categoria encontrados em vegetais, como o cravo e a canela, tinham odor 
agradável. 
A cadeia aromática apresenta três ligações duplas intercaladas por três ligações simples 
entre os seis de carbono. Os três pares de elétrons dessas ligações são simultaneamente 
compartilhados pelos seis átomos de carbono. Esse fenômeno é denominado de ressonância 
eletrônica. 
 
CAPÍTULO 12 - NOMENCLATURA DE ORGÂNICOS 
12.1. - FUNÇÕES ORGÂNICAS 
 
FUNÇÃO GRUPO FUNCIONAL 
Hidrocarboneto Só contém Hidrogênio e Carbono em sua 
estrutura. 
Álcool Possuem o grupo hidroxila ( ‒OH ) 
Fenol Possuem o grupo hidroxila ligada a um anel 
aromático 
Aldeído Possuem o grupo carbonila ( C=O ) na 
extremidade da cadeia 
Cetona Possuem o grupo carbonila ( C=O ) no meio 
da cadeia 
Ácido Carboxílico Possuem o grupo carboxila 
( carbonila + hidroxila ) na extremidade da 
cadeia 
 
36 
 
Éter São compostos que possuem um átomo de 
oxigênio entre dois átomos de carbono 
( ‒O‒ ) 
Éster Possui o grupo funcional: 
 
Amida São bases orgânicas que possuem o grupo 
funcional amina 
( ‒NH2 ou ‒NH‒ ou ‒N) 
Amina Possui o grupo funcional amida: 
 
Haleto Orgânico Possui um halogênio em sua estrutura 
Sal de Ácido Carboxílico Possuem o grupo funcional: 
 
 
 
12.2. - NOMENCLATURA 
 
 A nomenclatura de compostos orgânicos é dada por meio de: 
 
PREFIXO + INFIXO + SUFIXO 
Nº de Carbonos Tipo de ligação Função Orgânica 
 
 
 
37 
 
Prefixo Infixo Sufixo 
N° de Carbonos Saturação da Cadeia Função Orgânica 
1C MET Saturadas AN Hidrocarboneto O 
2C ET Álcool OL 
3C PROP Insaturadas Fenol FENOL OU 
HIDRÓXI… 
...BENZENO 
4C BUT Aldeído AL 
5C PENT 1 dupla EN Cetona ONA 
6C HEX 2 duplas DIEN Ácido 
Carboxílico 
ÁCIDO… 
...OICO 
7C HEPT 3 duplas TRIEN Éter (MENOR 
CADEIA)OXI + 
(MAIOR 
CADEIA)ANO 
8C OCT 1 tripla IN Éster OATO DE 
RAMIFICAÇÃO 
9C NON 2 triplas DIIN Amida AMIDA 
10C DEC 3 triplas TRIIN Amina AMINA 
11C UNDEC Haleto Orgânico NOME DO 
HALETO… 
 Sal de Ácido 
Carboxílico 
ATO DE NOME 
DO METAL 
 
 Além dessas partes, muitas vezes temos que indicar a ramificação, a posição de alguma 
coisa ( ramificação, insaturação, função, etc) e se é uma cadeia fechada. 
 Para representar que a cadeia é fechada, utilizamos o prefixo CICLO. 
 
 
 
38 
 
12.2.1. - RADICAIS ORGÂNICOS 
O termo radical foi usado por químicos de modo semelhante ao utilizado por professores 
de línguas: radical linguístico = “parte da palavra” ; radical orgânico = “parte da molécula ou 
fórmula”. Esses grupos orgânicos possuem nomes indispensáveis para a nomenclatura dos 
compostos ramificados. 
 Metil: Ramificação com 1 carbono. 
 H3C ─ R 
 Etil: Ramificação com 2 carbonos. 
 H3C ─ CH2 ─ R 
 Propil: Ramificação com 3 carbonos. 
 H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ R 
 Butil: Ramificação com 4 carbonos. 
 H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ CH2 ─ R 
 
12.2.2. - POSIÇÃO 
Uma das coisas mais importantes na nomenclatura de um composto orgânico é a indicação 
da posição das ramificações, insaturações, funções, etc. Uma simples mudança na localização 
do grupo causa a criação de um isomêro ( um composto que possui a mesma fórmula 
molecular, mas com uma fórmula estrutural diferente ), um composto com propriedades 
totalmente diferentes. 
Insaturação: uma das coisas mais importantes ao explicitar a posição, é dar numeração aos 
carbonos da cadeia, que consiste em numerar os carbonos partindo da ponta da cadeia mais 
próxima à insaturação. 
 
But-1-eno ou 1-Buteno 
 
 Ramificação: nesse caso, além da numeração ( partindo da ponta da cadeia mais próxima 
da ramificação ) é preciso identificar qual é a cadeia principal, que é a maior cadeia com as 
ramificações mais simples. 
39 
 
 
2-metilpentano 
 
Insaturação e ramificação: para dar nome a esse tipo de composto, é preciso identificar a 
cadeia principal ( que nesse caso será a maior cadeia com os carbonos das insaturações ) e 
numerar os carbonos ( a partir da extremidade da cadeia principal mais próxima da 
insaturação ) . 
 
4-metil-3-etil-hex-1-ino 
 
Função: a função tem prioridade sob insaturação e ramificação, então, quando estamos 
identificando a cadeia principal devemos pegar a maior cadeia com os carbonos da função e, 
quando estamos enumerando os carbonos da cadeia devemos começar com o carbono da 
extremidade mais próxima da função. 
 
2-butanol 
 
CAPÍTULO 13 - REAÇÕES ORGÂNICAS 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41