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Atomística 
A atomística é a área da Química responsável pelo estudo do átomo, como 
o histórico dos modelos representacionais do átomo, suas características, 
representações e notações e os tipos de semelhança entre os átomos. 
O que é átomo? 
O átomo é a menor unidade que compõe a matéria, ou seja, é 
a unidade básica de todas as substâncias existentes. A palavra átomo é 
derivada do grego e significa “sem partes” ou “indivisível”, pois essa foi a 
primeira ideia que se teve a respeito da estrutura do átomo e da composição 
da matéria. Apesar do nome ser utilizado até hoje, sabe-se que o átomo 
é composto por partículas subatômicas, que o caracterizam como uma 
estrutura divisível. 
Características do átomo 
- Número atômico (Z) 
O número atômico indica a quantidade de prótons que o átomo possui em 
seu núcleo, e é o dado utilizado para diferenciar os átomos entre si, uma vez 
que cada átomo possui uma quantidade de prótons diferente, ou seja, possui 
números atômicos diferentes. Caso tenha curiosidade sobre o tema, leia 
nosso texto: Número atômico e número de massa dos átomos. 
- Número de massa (A) 
O número de massa de um átomo pode ser calculado com base na soma da 
quantidade de prótons e nêutrons presentes no seu núcleo. A massa dos 
elétrons é desprezível em relação à massa dos prótons e nêutrons, por isso 
podemos afirmar que a massa do átomo está concentrada no núcleo. 
Podemos utilizar a seguinte fórmula para o cálculo do número de massa: 
A = Z + n ou A = p + n 
- Elemento químico 
Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico, 
e cada elemento químico é representado por um símbolo composto por uma 
ou duas letras, sendo que a primeira letra, ou no caso de ser apenas uma, deve 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/materia-sua-classificacao.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/substancias-misturas.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/protons.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/numero-atomico-numero-massa-dos-atomos.htm
sempre ser maiúscula. Por exemplo: Na — símbolo do elemento sódio; Mg 
— símbolo do elemento magnésio; C — símbolo do elemento carbono etc. 
Caso queira saber mais sobre o assunto, leia nosso texto: Elementos 
químicos. 
- Representação do átomo 
Na Tabela Periódica dos elementos químicos, estão representados todos os 
átomos já encontrados, naturais ou sintéticos, em ordem crescente de número 
atômico, que vai do 1 até o 118. Como regra, deve conter na representação o 
símbolo do elemento, o número atômico e o número de massa. Veja um 
exemplo: 
 
Algumas Tabelas Periódicas trazem informações complementares dos 
elementos químicos, como: estado físico, número de oxidação, distribuição 
eletrônica, densidade etc. 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/elementos-quimicos.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/elementos-quimicos.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/tabela-periodica.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/estados-fisicos-materia.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/numero-oxidacao-nox.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/densidade.htm
Íons 
Os átomos nos seus estados fundamentais, como são encontrados na Tabela 
Periódica, são neutros, isto é, possuem a mesma quantidade de prótons e 
elétrons em sua estrutura. 
No entanto, para a maioria dos átomos, essa igualdade não é possível, uma 
vez que eles precisam perder ou ganhar elétrons, a fim de tornarem-
se estáveis em um estado de energia mais baixo. Quando isso ocorre, 
dizemos que os átomos tornaram-se íons. 
Quando o átomo perde elétrons, ele passa a ter excesso de prótons, ao que 
damos o nome de cátion. Quando o átomo ganha elétrons, ele se torna 
negativamente carregado, ou seja, tem mais elétrons do que prótons. Esse 
íon negativo, com excesso de elétrons, é chamado de ânion. 
Esses íons são representados pelas cargas colocadas junto aos seus 
respectivos símbolos. Vejamos os exemplos: 
• Ca 2+ — quando o átomo de cálcio perde dois elétrons, ele se torna 
um cátion bivalente, representado pela carga 2+. 
• Br - — quando o átomo de bromo ganha um elétron, ele se torna 
um ânion monovalente, representado pela carga –. 
Estrutura do átomo 
O modelo atômico atual divide o átomo em duas regiões: o núcleo e 
a eletrosfera. No núcleo está concentrada a maior parte da massa do 
átomo e é onde encontramos os prótons, partículas positivas, e os nêutrons, 
partículas sem carga. Na eletrosfera, encontramos os elétrons orbitando em 
camadas energéticas ao redor do núcleo. 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/ions.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/evolucao-dos-modelos-atomicos.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/nucleo-atomico.htm
 
Semelhança de átomos 
Ao analisar dois átomos diferentes, podemos encontrar semelhanças entre 
a quantidade de suas partículas subatômicas (prótons, elétrons e 
nêutrons) ou ainda entre seus números de massas. Segue análise de cada um 
dos tipos de semelhanças atômicas: 
• Isótopos: são átomos que possuem a mesma quantidade de 
prótons, ou seja, o mesmo número atômico (Z), mas diferem 
quanto ao número de massa. Por exemplo: C-12, C-13 e C-14 são 
isótopos do carbono. Todos eles possuem número atômico igual a 
6, porém suas massas são 12, 13 e 14, respectivamente. 
• Isótonos: são átomos que possuem a mesma quantidade de 
nêutrons no núcleo e diferem quanto ao número de prótons e 
massa. Exemplo: 26 Mg 12 e 28 Si 14. Se calcularmos a quantidade 
de nêutrons de cada átomo usando a fórmula A = Z + n, 
encontraremos 14 desses para ambos. 
• Isóbaros: são átomos que, apesar de possuírem número atômico e 
quantidade de nêutrons diferentes, possuem a mesma massa. 
Exemplo: 40 Ca 20 e 40 Ar 18. 
• Isoeletrônicos: são espécies químicas (átomos ou íons) que 
possuem a mesma quantidade de elétrons. Exemplo: 26 
Mg2+12 e 20 Ne 10. Ambos possuem 10 elétrons em sua 
eletrosfera. 
 
Exercícios resolvidos 
Questão 01 (Udesc-SC) Após a realização de uma série de experimentos, 
foi detectado um íon Q2–, que possui carga 2–, possuindo assim número de 
elétrons igual a um gás nobre. O gás nobre em questão possui número 
atômico 18 e número de massa 40. 
Assinale a alternativa que contém, sequencialmente, o elemento Q e seu 
número atômico. 
a) O elemento Q é o argônio e possui número atômico 18. 
b) O elemento Q é o oxigênio e possui número atômico 8. 
c) O elemento Q é o cloro e possui número atômico 17. 
d) O elemento Q é o enxofre e possui número atômico 16. 
e) O elemento Q é o enxofre e possui número atômico 18. 
Veja também: Distribuição eletrônica e a Tabela Periódica 
Resolução 
Letra d. No enunciado é falado que o elemento Q contém o mesmo número 
de elétrons de um gás nobre que possui 18 prótons e, por estar no estado 
fundamental, também possui 18 elétrons. Portanto, o elemento Q também 
possui 18 elétrons. Também é falado que o elemento possui carga 2–, ou 
seja, possui 2 elétrons a mais do que a quantidade de prótons. Portanto o 
elemento Q possui 16 prótons, que é o número atômico do elemento enxofre. 
Questão 02 (Famerp-SP) O íon e o átomo apresentam o 
mesmo número 
a) de massa e de elétrons. 
b) atômico e de elétrons. 
c) de massa e de nêutrons. 
d) atômico e de massa. 
e) atômico e de nêutrons. 
Resolução 
Letra a. Observando a representação do íon e dos átomos, percebemos, 
primeiramente, que ambos possuem número de massa igual a 40. O número 
de prótons do Ca2+ é 20 e do Ar é 18, portanto o número atômico é diferente. 
Calculando o número de nêutrons, temos 20 e 22, respectivamente. 
Entretanto, ao calcular a quantidade de elétrons do Ca2+, encontramos 18 
elétrons (a carga 2+ indica que o íon possui 2 prótons a mais do que a 
quantidade de elétrons), igual ao número de elétrons do Ar que se encontra 
em seu estado fundamental. Desse modo, o número de prótons é igual ao 
número de elétrons. 
Questão 03 (Uerj)O desastre de Chernobyl ainda custa caro para a Ucrânia. 
A radiação na região pode demorar mais de 24.000 anos para chegar a níveis 
seguros. 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/distribuicao-eletronica-tabela-periodica.htm
Adaptado de Revista Superinteressante, 12/08/2016. 
Após 30 anos do acidente em Chernobyl, o principal contaminante radioativo 
presente na região é o césio-137, que se decompõe formando o bário-137. 
Esses átomos, ao serem comparados entre si, são denominados: 
a) isótopos 
b) isótonos 
c) isóbaros 
d) isoeletrônicos 
Resolução 
Letra c. Pela nomenclatura usada no enunciado, percebemos que a massa 
informada dos dois elementos é a mesma, 137. Átomos que possuem a 
mesma massa são chamados de isóbaros. 
Distribuição eletrônica e a Tabela Periódica 
A relação entre distribuição eletrônica e Tabela Periódica permite-nos 
informar características sobre os átomos de qualquer elemento 
químico. 
Podemos localizar um elemento químico utilizando a ferramenta da 
distribuição eletrônica e vice-versa 
A Tabela Periódica organiza os elementos químicos em ordem crescente de 
número atômico. Muitas informações sobre os átomos que formam esses 
elementos podem ser retiradas dela. Para isso, basta conhecer bem a sua 
organização e saber realizar a distribuição eletrônica no diagrama de Linus 
Pauling. Resumindo: existe uma grande relação entre a distribuição 
eletrônica e a Tabela periódica. 
A Tabela Periódica é organizada da seguinte forma: 
• Colunas Verticais: são as chamadas famílias (divididas em A e B, 
sendo oito de cada) ou grupos (numerados de 1 a 18); 
 
Os grupos (ou famílias) da Tabela são numerados da esquerda para a direita 
de 1 a 18 
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/organizacao-tabela-periodica.htm
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/elemento-quimico.htm
 
Os grupos (ou famílias) na tabela são divididas em A ou B 
• Colunas Horizontais: são os chamados períodos. Ao todo na tabela, 
eles são sete. 
 
A Tabela periódica apresenta um total de sete períodos 
Observação: As séries dos Lantanídeos e dos Actinídeos (pertencentes à 
família IIIB), posicionadas fora e abaixo da tabela, pertencem, 
respectivamente, ao sexto e sétimo períodos. 
 
Os lantanídeos pertencem ao 6o período, e os actinídeos, ao 7o 
O diagrama de Linus Pauling é composto por níveis (um total de sete) e 
subníveis (s, p, d, f) que são organizados da seguinte forma: 
 
Diagrama de Linus Pauling (as setas indicam ordem de energia) 
As setas em vermelho e rosa indicam a ordem de energia que devemos seguir 
para realizar a distribuição eletrônica. A seta vermelha que passa pelo 1s é o 
local de menor energia; e a seta rosa, que passa por 5f, 6d e 7p, é o local de 
maior energia. Assim, se formos realizar a distribuição de 20 elétrons, 
devemos seguir a seguinte sequência: 
 
Podemos observar que a distribuição eletrônica terminou no subnível 4s, o 
que o torna o subnível mais energético do átomo com 20 elétrons. Além 
disso, notamos que, como a distribuição passou por quatro níveis de energia, 
esse átomo apresenta quatro níveis. O mais interessante é que podemos obter 
essas duas informações apenas avaliando a tabela periódica, basta analisar as 
famílias e períodos. 
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A partir do período, nós conseguimos determinar o número de níveis de um 
átomo de qualquer elemento. O subnível mais energético e o número de 
elétrons podem ser identificados facilmente pela família. Para isso, basta 
seguir o esquema organizacional abaixo que mostra o subnível em cada área 
do diagrama e o número de elétrons que haverá em cada caso: 
 
Distribuição dos subníveis aplicada em cada uma das famílias 
Assim fica muito simples determinarmos o número de níveis e o subnível de 
maior energia de qualquer elemento químico. Veja alguns exemplos: 
 
Tabela periódica dos elementos químicos 
1º) Na (Família IA, 3o período) 
Como o sódio (Na) está na Família IA e no 3º Período, seu subnível mais 
energético é s1 e o átomo apresenta três níveis. Resumindo: 3s1 seria o 
término da sua distribuição. 
2º) Hg (Família IIB, 6o período) 
Como o mercurio (Hg) é da família IIB e está no sexto período, seu subnível 
mais energético é o d10 e apresenta quatro níveis. Todavia, sempre que 
estivermos trabalhando com um elemento de subnível d, sua distribuição 
sempre terminará em um nível anterior. Isso ocorre porque, seguindo a 
ordem de energia do diagrama de Linus Pauling, para terminar em d, antes 
passamos pelo s do nível seguinte. Resumindo: a distribuição do cobre 
termina em 5d10. 
3º) Nd (Família IIIB, 6o período / série dos actinídeos) 
Como o Neodímio (Nd) é o quarto elemento da série dos actinídeos e está no 
sexto período, seu subnível mais energético é o f4 e apresenta seis níveis. 
Todavia, sempre que estivermos trabalhando com um elemento de subnível 
f, sua distribuição sempre terminará em dois níveis anteriores. Isso ocorre 
porque, seguindo a ordem de energia do diagrama de Linus Pauling, para 
terminar em f, antes passamos pelo s de dois níveis seguintes. Resumindo: a 
distribuição do neodímio termina em 4f4. 
4º) Bk (Família IIIB, 7o período /série dos lantanídeos) 
Como o Berquélio (Bk) é o nono elemento da série dos actinídeos e está no 
sétimo período, seu subnível mais energético é o f9 e apresenta sete níveis. 
Como já esclarecido no item anterior, por apresentar subnível f, sua 
distribuição terminará em dois níveis anteriores. Resumindo: a distribuição 
do berquélio termina em 5f9. 
Distribuição Eletrônica no Diagrama de Pauling 
Linus Pauling e a representação do 
seu Diagrama para a distribuição dos elétrons 
Segundo o cientista Schrödinger, cada elétron da eletrosfera de um átomo 
possui uma determinada quantidade de energia. Assim, cada elétron só 
permanece no nível e subnível de energia correspondente. 
A distribuição desses elétrons em seus níveis e subníveis de energia é feita 
de forma crescente de energia. E sua representação gráfica é dada 
pelo Diagrama de Pauling, criado pelo químico Linus Pauling (1901-
1994), que recebeu dois prêmios Nobel, um de Química (1954) e o outro da 
Paz (1962). 
O diagrama de Pauling representa os níveis, que são as camadas eletrônicas 
do átomo. São sete níveis, enumerados de forma crescente do mais próximo 
ao núcleo para fora (1, 2, 3... 7) e, denominados, respectivamente, pelas 
letras K, L, M, N, O, P e Q. 
Existem no máximo quatro subníveis, que são: s, p, d, f. 
A quantidade de subníveis existentes em cada nível está esboçada abaixo: 
 
A quantidade máxima de elétrons que pode ser distribuída em cada nível e 
subnível está evidenciada a seguir: 
 
 
 
Visto que, para um mesmo nível, os subníveis têm energias diferentes, nem 
sempre o subnível energético é o mais afastado do núcleo. Por isso, é 
importante seguir a ordem crescente de energia dos subníveis no 
momento de fazer a distribuição dos elétrons. Essa ordem é dada 
pelas setas indicadoras no Diagrama de Pauling: 
 
Portanto, veja exemplos de distribuição dos elétrons de dois elementos 
químicos: 
Exemplo 1: Magnésio (12Mg) 
Ordem energética da distribuição eletrônica do 12Mg: 1s
2, 2s2, 2p6 e 3s2. 
 
Exemplo 2: Vanádio (23V): 
Ordem energética da distribuição eletrônica do 23V: 1s
2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6, 
4s2 e 3d3. 
 
Observe que, nesse exemplo, no último subnível preenchido (3d) cabiam 
10 elétrons; porém, apenas 3 foram necessários para completar o número 
atômico. 
Ligações químicas 
As ligações químicas são as interações que ocorrem entre átomos para se 
tornarem uma molécula ou substância básica de um composto. Existem três 
tipos de ligações: covalentes, metálicas e iônicas. Os átomos buscam, ao 
realizar uma ligação química, estabilizar-se eletronicamente. Esse processo 
é explicado pela teoria do octeto, que dita que cada átomo, para alcançar 
estabilidade,precisa ter em sua camada de valência oito elétrons. 
Ligações química e a regra do octeto 
A busca por estabilidade eletrônica, que justifica a realização de ligações 
químicas entre os átomos, é explicada pela teoria do octeto. Proposta por 
Newton Lewis, essa teoria afirma que a interação atômica acontece para que 
cada elemento adquira a estabilidade de um gás nobre, ou seja, oito elétrons 
na camada de valência. 
Para isso, o elemento doa, recebe ou compartilha elétrons da sua camada 
mais externa, realizando, portanto, ligações químicas de caráter iônico, 
covalente ou metálico. Os gases nobres são os únicos átomos que já possuem 
oito elétrons na sua camada mais externa e é por isso que pouco reagem com 
outros elementos. 
Distribuição eletrônica do neônio (gás nobre) com evidência à camada de 
valência, que possui oito elétrons. 
Tipos de ligações químicas 
Para obter os oito elétrons na camada de valência como previsto na regra do 
octeto, os átomos estabelecem ligações entre si, que variam de acordo com a 
necessidade de doar, receber ou compartilhar elétrons e também com a 
natureza dos átomos ligantes. 
• Ligações iônicas 
Também conhecidas com ligações eletrovalentes ou heteropolares, 
acontecem entre metais e elementos muito eletronegativos (ametais e 
hidrogênio). Nesse tipo de ligação, os metais tendem a perder 
elétrons, transformando-se em cátions (íons positivos), e os ametais e o 
hidrogênio ganham elétrons, tornando-se ânions (íons negativos). 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/teoria-octeto.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/camada-valencia.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/gases-nobres.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/metais.htm
Os compostos iônicos são duros e quebradiços, possuem alto ponto de 
ebulição e conduzem corrente elétrica quando estão no estado líquido ou 
diluídos em água. 
Ligação iônica entre o sódio (Na+) e o cloro (Cl-) na qual o sódio doa um 
elétron para o cloro. 
Observação: Fique atento ao fato de que o átomo que ganha elétrons vai se 
tornar um íon com sinal negativo e que o átomo que perde elétrons fica com 
sinal positivo. 
Exemplos de substâncias iônicas: 
• Bicarbonato (HCO3-); 
• Amônio (NH4+); 
• Sulfato (SO4-). 
• Ligações covalentes 
As ligações covalentes acontecem pelo compartilhamento de elétrons. Em 
virtude da baixa diferença de eletronegatividade entres os elementos ligantes, 
eles não doam ou recebem elétrons, mas compartilham pares 
eletrônicos para assim ficarem estáveis de acordo com a regra do octeto. 
Esse tipo de ligação é muito recorrente nos elementos simples, como Cl2, H2, 
O2, e também nas cadeias carbônicas. A diferença 
de eletronegatividade entre os ligantes determina se a ligação é polar ou 
apolar. 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/compostos-ionicos-definicao-caracteristicas-principais.htm
https://brasilescola.uol.com.br/fisica/corrente-eletrica.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/ligacoes-covalentes.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletronegatividade.htm
Duas moléculas realizando ligação covalente. A primeira (Cl2) é um 
composto simples apolar, e a segunda (Hcl), uma molécula polar . 
• Ligação covalente dativa 
Também chamada de ligação covalente coordenada, ligação semipolar, 
dativa ou coordenada, ela é muito semelhante à ligação covalente, o que 
difere as duas é que um dos átomos da ligação dativa é responsável por 
compartilhar dois elétrons. Nesse tipo de ligação, que ocorre 
artificialmente, a molécula adquire as mesmas características de uma 
molécula proveniente de uma ligação covalente espontânea. 
• Ligações metálicas 
Esse tipo de ligação acontece entre metais, que englobam os elementos da 
família 1A (metais alcalinos), 2A (metais alcalinoterrosos) e os metais de 
transição (bloco B da tabela periódica – grupo 3 ao 12), formando o que 
chamamos de ligas metálicas. A característica diferencial em relação aos 
demais tipos de ligação é a movimentação dos elétrons, o que explica o fato 
de os materiais metálicos, no estado sólido, serem ótimos condutores 
elétricos e térmicos. Além disso, as ligas metálicas possuem alto ponto de 
fusão e ebulição, ductilidade, maleabilidade e brilho. São exemplos de ligas 
metálicas: 
• aço: ferro (Fe) e carbono C; 
• bronze: cobre (Cu) + estanho (Sn); 
• latão: cobre (Cu) + zinco (Zn); 
• ouro: ouro (Au) + cobre (Cu) ou prata (Ag). 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/ligas-metalicas.htm
Representação molécular de sódio metálico. 
Resumo 
• Ligações químicas: interação entre átomos que buscam 
estabilidade eletrônica. 
• Tipos de ligações: iônicas, covalentes e metálicas. 
• Regra do octeto: define que, para o átomo ficar estável, ele deve 
ter em sua camada de valência oito elétrons. 
Exercícios resolvidos 
Questão 1 - (Mackenzie-SP) Para que átomos de enxofre e potássio 
adquiram configuração eletrônica igual à de um gás nobre, é necessário que: 
(Dados: número atômico S = 16; K = 19). 
a) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio receba 7 elétrons. 
b) o enxofre ceda 6 elétrons e que o potássio receba 7 elétrons. 
c) o enxofre ceda 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elétron. 
d) o enxofre receba 6 elétrons e que o potássio ceda 1 elétron. 
e) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elétron. 
Resolução 
Alternativa E. Visto que o enxofre se encontra na família 6A ou 16, 
obedecendo à regra do octeto, ele precisa adquirir 2 elétrons para ter assim 8 
na sua camada de valência. Já o potássio, que pertence à primeira família da 
tabela periódica (1A ou família do hidrogênio), para ter em sua camada de 
valência a configuração de um gás nobre, precisa perder 1 elétron. 
Combinando 2 átomos de potássio com 1 átomo de enxofre, podemos 
estabelecer uma ligação iônica em que ambos os elementos encontram-se 
eletricamente estáveis. 
Questão 2 - (UFF) O leite materno é um alimento rico em substâncias 
orgânicas, tais como proteínas, gorduras e açúcares, e substâncias minerais 
como, por exemplo, o fosfato de cálcio. Esses compostos orgânicos têm 
como característica principal as ligações covalentes na formação de suas 
moléculas, enquanto o mineral apresenta também ligação iônica. Assinale a 
alternativa que apresenta corretamente os conceitos de ligações covalente e 
iônica, respectivamente: 
a) A ligação covalente só ocorre nos compostos orgânicos. 
b) A ligação covalente se faz por transferência de elétrons, e a ligação iônica, 
pelo compartilhamento de elétrons com spins opostos. 
c) A ligação covalente se faz por atração de cargas entre átomos, e a ligação 
iônica, por separação de cargas. 
d) A ligação covalente se faz por união de átomos em moléculas, e a ligação 
iônica, por união de átomos em complexos químicos. 
e) A ligação covalente se faz pelo compartilhamento de elétrons, e a ligação 
iônica, por transferência de elétrons. 
Resolução 
Alternativa E. 
Vamos analisar as demais: 
• Alternativa a: incorreta, pois as ligações covalentes ocorrem 
também em compostos inorgânicos, como CO2. 
• Alternativa b: incorreta, pois as ligações covalentes ocorrem por 
compartilhamento, e as ligações iônicas, por transferência de 
elétrons. 
• Alternativa c: tanto a ligação covalente quanto a ligação iônica 
ocorrem por meio da necessidade de perda ou ganho de elétrons, 
não por atração eletrostática entre os núcleos. 
• Alternativa d: ambas as ligações, tanto covalente como iônica, 
ocorrem pela união de átomos em molécula. 
Questão 3 - (PUC-MG) Analise a tabela, que mostra propriedades de três 
substâncias, X, Y e Z, em condições ambientes. 
Substância Temperatura de fusão (c°) Condutibilidade elétrica 
x 146 nehuma 
y 1600 elevada 
z 800 só fundido ou dissolvido na água 
Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar que as substâncias 
X, Y e Z são, respectivamente: 
a) iônica, metálica, molecular. 
b) molecular, iônica, metálica. 
c) molecular, metálica,iônica. 
d) iônica, molecular, metálica. 
Resolução 
Alternativa C. 
A substância X é molecular, visto que as ligações moleculares, também 
chamadas de covalentes, possuem baixo ponto de ebulição, já que a diferença 
de eletronegatividade entre os ligantes não é muito alta. Geralmente 
compostos covalentes não possuem condutividade elétrica, e a solubilidade 
é variável. 
Podemos reconhecer a substância Y como metálica, pois os metais possuem 
alto ponto de fusão, são ótimos condutores elétricos e insolúveis em água. 
Por último, a substância Z é iônica, já que o ponto de fusão é relativamente 
alto para essa substância, o que é uma consequência do arranjo cristalino da 
molécula. Quando uma substância iônica está dissolvida em água ou no 
estado líquido, ela possui íons livres, o que a torna condutora de elétrons e 
solúvel em água. 
 
Estudo dos Gases 
Com exceção dos gases nobres, que são formados por átomos isolados a 
maioria dos gases são compostos moleculares. Fisicamente, os gases 
possuem grande capacidade de compressão e expansão, não possuindo nem 
forma nem volume definidos, pois ocupam o volume a forma do recipiente 
que os contém. 
Há uma diferença entre gás e vapor: o vapor é capaz de existir em 
equilíbrio com a substância em estado líquido e até mesmo sólido; o gás, 
por sua vez, é um estado fluido impossível de se liquefazer. 
 
Temperatura 
É a medida da agitação das partículas. 
Nos estudos dos gases utiliza-se a escala Kelvin (K), cuja fórmula de 
conversão em relação à temperatura em graus Celsius (C) é: 
K = C+273 
Pressão 
É a força por unidade de área. No caso dos gases a pressão é resultante do 
movimento das partículas em choque com as paredes do recipiente que 
contém o gás. As unidades de medida para a pressão atmosférica medida ao 
nível do mar são: 
 
 
Volume ocupado por um gás 
Igual ao volume do recipiente que o contém. As unidades são: 
 
 
Mol 
Quantidade de uma substância: 
 
CNTP – condições normais de temperatura e pressão (273 K e 1 atm). 
Nessas condições 1 mol de gás ocupa 22,4 L (volume molar de gases). 
 
Transformações gasosas 
 
Isotérmica (temperatura constante); caso se diminua o volume do gás 
(diminuindo o volume do recipiente que o contém), a pressão aumenta: 
 
 
 Isobárica (pressão constante); caso se aumente a temperatura o volume 
também aumenta: 
 
 
 Isocórica ou Isovolumétrica (volume constante); ao se aumentar a 
temperatura a pressão também aumenta 
 
Equação geral dos gases ideais: se as três propriedades (volume, pressão e 
temperatura) variarem, a equação será: 
 
 
É chamado de gás ideal a todo gás que se comporta conforme as equações 
acima descritas. Na maioria das vezes os gases não se comportam como 
gases ideais, e são chamados de gases reais. Usam-se as equações acima, 
fazendo a adaptação para os casos de gases reais. 
 
 
Equação de estado dos gases perfeitos 
Mesmo que haja transformações pode-se usar a equação geral dos gases a 
qualquer momento: 
 
A equação acima relaciona o número de mols de um gás com a 
temperatura, pressão e volume; ou seja, dados, por exemplo, a pressão, o 
volume e a temperatura de um gás, é possível calcular quantos mols de gás 
estão presentes nesse volume. 
 
 
Mistura de gases 
 
Toda mistura de gases é um sistema homogêneo. A pressão final alcançada 
será a soma de todas as pressões parciais dos gases misturados. Por 
exemplo, caso misturemos 3 gases com pressões parciais de 1, 2 e 3 atm a 
pressão final será 6 atm. 
 
Para mistura de n gases a equação será: 
 
 
Por generalização: 
 
 
Fração molar de cada um dos gases da mistura é a razão entre o número 
de mols desse gás e o número total de mols. 
 
 
 
Exercícios: 
 
1. (UFU-MG) A atmosfera é composta por uma camada de gases que se 
situam sobre a superfície da Terra. Imediatamente acima do solo localiza-se 
uma região da atmosfera conhecida por troposfera, na qual ocorrem as 
nuvens, os ventos e a chuva. Ela tem uma altura aproximada de 10 km, a 
temperatura o seu topo é cerca de -50 °C e sua pressão é de 0,25 atm. Se 
um balão resistente a altas pressões, cheio com gás hélio até um volume de 
10 L, a 1,00 atm e 27 °C for solto, o volume deste balão, quando chegar ao 
topo da troposfera será de: 
(Dados: 0 Kelvin = -273 °C) 
 
a. 40,0 L. 
b.74,1 L. 
c. 36,3 L. 
d. 29,7 L. 
e. 52,5 L. 
 
2. (UFMT) Termodinamicamente, o gás ideal é definido como o gás cujas 
variáveis de estado se relacionam pela equação PV = nRT, em que P é a 
pressão, V é o volume, T é a temperatura na escala Kelvin, R é a constante 
universal dos gases e vale R = 0,082 atm.L/mol.K e n é o número de mol do 
gás. 
Um recipiente de 20,5 L contém hidrogênio a 27 °C e 9 atm de pressão. 
Supondo que o hidrogênio comporta-se como um gás ideal, quantos gramas 
de hidrogênio estão contidos no recipiente? 
 
(Dado: massa molecular do H2 = 2g/mol). 
 
 
3. (Fuvest-SP) Indique os cálculos necessários para a determinação da 
massa molecular de um gás, sabendo-se que 0,800 g desse gás ocupa o 
volume de 1,12 L a 273 °C e 2,00 atm. Qual valor se encontra para a massa 
molecular desse gás? 
(Dado: R = 0,082 atm.L/mol.K) 
 
4. 
 
a. A pressão parcial do CO é o dobro da do CH4. 
b. A pressão parcial CH4 é o triplo da do CO2. 
c. A pressão parcial do CO2 é ¼ da do CO. 
d. A pressão parcial do CO é o quádruplo do da CH4. 
e. A pressão total é 4 atm. 
 
 
Respostas: 
1. d. 
2. 15g. 
3. 
 
4. d. 
Funções Inorgânicas 
As quatro principais funções inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos. 
Essas 4 funções principais foram definidas por Arrhenius, químico que 
identificou íons nos ácidos, nas bases e nos sais. 
Ácidos 
Ácidos são compostos covalentes, ou seja, que compartilham elétrons nas 
suas ligações. Eles têm a capacidade de ionizar em água e formar cargas, 
liberando o H+ como único cátion. 
Classificação dos ácidos 
Os ácidos podem ser classificados de acordo com a quantidade de 
hidrogênios que são liberados em solução aquosa e ionizam-se, reagindo 
com a água formando o íon hidrônio. 
Número de hidrogênios ionizáveis 
Monoácidos: possuem apenas um hidrogênio ionizável. 
Exemplos: HNO3, HCl e HCN 
Diácidos: possuem dois hidrogênios ionizáveis. 
Exemplos: H2SO4, H2S e H2MnO4 
Triácidos: possuem três hidrogênios ionizáveis. 
Exemplos: H3PO4 e H3BO3 
Tetrácidos: possuem quatro hidrogênios ionizáveis. 
Exemplos: H4P7O7 
A força de um ácido é medida pelo grau de ionização. Quanto maior o 
valor de mais forte é o ácido, pois: 
 
Grau de ionização 
Fortes: possuem grau de ionização superior a 50%. 
 
Moderados: possuem grau de ionização entre 5% e 50%. 
 
Fracos: possuem grau de ionização inferior a 5%. 
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Grau de ionização 
 
Os ácidos podem conter ou não o elemento oxigênio na sua estrutura, sendo 
assim: 
Presença de oxigênio 
Hidrácidos: não apresentam átomos de oxigênio. 
Exemplos: HCl, HBr e HCN. 
Oxiácidos: O elemento oxigênio está presente na estrutura do ácido. 
Exemplos: HClO, H2CO3 e HNO3. 
Nomenclatura dos ácidos 
A fórmula geral de um ácido pode ser descrita como HxA, onde A 
representa o ânion que compõe o ácido e a nomenclatura gerada pode ser: 
Terminação do ânion Terminação do ácido 
eto 
Exemplo: Cloreto (Cl-) 
ídrico 
Exemplo: ácido clorídrico (HCl) 
ato 
Exemplo: clorato 
ico 
Exemplo: ácido clórico (HClO3) 
ito 
Exemplo: nitrito 
oso 
Exemplo: ácido nitroso (HNO2) 
Características dos ácidos 
As principais características dos ácidos são: 
• Têm sabor azedo. 
• Conduzem corrente elétricas, pois são soluções eletrolíticas. 
• Formam o gás hidrogênio quando reagem com metais, como 
magnésio e zinco. 
• Formam gás carbônico ao reagir com carbonato de cálcio. 
• Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de 
tornassol azul fica vermelho). 
Principaisácidos 
Exemplos: acido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4), ácido acético 
(CH3COOH), ácido carbônico (H2CO3) e ácido nítrico (HNO3). 
 
Embora o ácido acético seja um ácido da Química Orgânica, é importante 
conhecer a sua estrutura devido a sua importância. 
Bases 
Bases são compostos iônicos formados por cátions, na maioria das vezes de 
metais, que se dissociam em água liberando o ânion hidróxido (OH-). 
Classificação das bases 
As bases podem ser classificadas de acordo com o número de hidroxilas 
liberadas em solução. 
Número de hidroxilas 
Monobases: possuem apenas uma hidroxila. 
Exemplos: NaOH, KOH e NH4OH 
Dibases: possuem duas hidroxilas. 
Exemplos: Ca(OH)2, Fe(OH)2 e Mg(OH)2 
Tribases: possuem três hidroxilas. 
Exemplos: Al(OH)3 e Fe(OH)3 
Tetrabases: possuem quatro hidroxilas. 
Exemplos: Sn(OH)4 e Pb(OH)4 
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As bases geralmente são substâncias iônicas e a força de uma base é 
medida pelo grau de dissociação. 
Quanto maior o valor de mais forte é a base, pois: 
 
Grau de dissociação 
Fortes: possuem grau de dissociação praticamente 100%. 
Exemplos: 
• Bases de metais alcalinos, como NaOH e KOH. 
• Bases de metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)2 e Ba(OH)2. 
• Exceções: Be(OH)2 e Mg(OH)2 
Fracos: possuem grau de dissociação inferior a 5%. 
Exemplo: NH4OH e Zn(OH)2. 
Solubilidade em água 
Solúveis: bases de metais alcalinos e amônio. 
Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2 e NH4OH. 
Pouco solúveis: bases de metais alcalinos terrosos. 
Exemplos: Ca(OH)2 e Ba(OH)2. 
Praticamente insolúveis: demais bases. 
Exemplos: AgOH e Al(OH)3. 
Nomenclatura das bases 
A fórmula geral de uma base pode ser descrita como , onde B 
representa o radical positivo que compõe a base e y é a carga que determina 
o número de hidroxilas. 
A nomenclatura para bases com carga fixa é dada por: 
Bases com carga fixa 
 
Metais alcalinos Hidróxido de lítio LiOH 
Metais alcalinos terrosos Hidróxido de magnésio Mg(OH)2 
Prata Hidróxido de prata AgOH 
Bases com carga fixa 
Zinco Hidróxido de zinco Zn(OH)2 
Alumínio Hidróxido de alumínio Al(OH)3 
Quando a base tem carga variável a nomenclatura pode ser de duas formas: 
Bases com carga variável 
 
 
Cobre 
Cu+ 
Hidróxido de cobre I 
CuOH 
Hidróxido cuproso 
Cu2+ 
Hidróxido de cobre II 
Cu(OH)2 
Hidróxido cúprico 
Ferro 
Fe2+ 
Hidróxido de ferro II 
Fe(OH)2 
Hidróxido ferroso 
Fe3+ 
Hidróxido de ferro III 
Fe(OH)3 
Hidróxido férrico 
Características das bases 
• A maioria das bases são insolúveis em água. 
• Conduzem corrente elétrica em solução aquosa. 
• São escorregadias. 
• Reagem com ácido formando sal e água como produtos. 
• Alteram para uma cor específica os indiciadores ácido-base (papel de 
tornassol vermelho fica azul). 
Principais bases 
As bases são muito utilizadas em produtos de limpeza e também em 
processos das indústrias químicas. 
Exemplos: hidróxido de sódio (NaOH), hidróxido de magnésio 
(Mg(OH)2), hidróxido de amônio (NH4OH), hidróxido de alumínio 
(Al(OH)3) e hidróxido de cálcio (Ca(OH)2). 
 
Sais 
Sais são compostos iônicos que apresentam, no mínimo, um cátion 
diferente de H+ e um ânion diferente de OH-. 
Um sal pode ser obtido em uma reação de neutralização, que é a reação 
entre um ácido e uma base. 
 
A reação do ácido clorídrico com hidróxido de sódio produz cloreto de 
sódio e água. 
O sal formado é composto pelo ânion do ácido (Cl-) e pelo cátion da base 
(Na+). 
Classificação dos sais 
A seguir, temos as principais famílias de sais que podem ser classificadas 
de acordo com a solubilidade em água e alteração do pH da solução da 
seguinte forma: 
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Solubilidade em água dos sais mais comuns 
Solúveis 
Nitratos 
 
Exceções: 
 
Acetato de prata. 
Cloratos 
 
Acetatos 
 
Cloretos 
 Exceções: 
 
 
Brometos 
 
Iodetos 
 
Sulfatos 
 
Exceções: 
 
Insolúveis 
Sulfetos 
 
Exceções: 
 
Sulfetos de metais alcalinos, 
alcalino-terrosos e amônio. 
Carbonatos 
 
Exceções: 
 
Os de metais alcalinos e amônio. Fosfatos 
 
pH 
Sais 
neutros 
Quando são dissolvidos em água não alteram o pH. 
Exemplo: NaCl. 
Sais ácidos 
Quando são dissolvidos em água fazem o pH da solução ficar 
menor que 7. 
Exemplo: NH4Cl. 
Sais 
básicos 
Quando são dissolvidos em água fazem o pH da solução ficar 
maior que 7. 
Exemplo: CH3COONa. 
Além das famílias de sais que vimos anteriormente, existem outros tipos de 
sais, conforme a tabela a seguir. 
Outros tipos de sais 
Hidrogeno-sais Exemplo: NaHCO3 
Hidroxi-sais Exemplo: Al(OH)2Cl 
Sais duplos Exemplo: KNaSO4 
Sais hidratados Exemplo: CuSO4 . 5 H2O 
Sais complexos Exemplo: [Cu(NH3)4]SO4 
Nomenclatura dos sais 
De maneira geral, a nomenclatura de um sal segue a seguinte ordem: 
 
Nome do ânion Nome de cátion Nome do sal 
Cl- 
Cloreto 
Fe3+ 
Ferro III 
FeCl3 
Cloreto de ferro III 
 
Sulfato 
Na+ 
Sódio 
Na2SO4 
Sulfato de sódio 
 
Nitrito 
K+ 
Potássio 
KNO2 
Nitrito de potássio 
Br- 
Brometo 
Ca2+ 
Cálcio 
CaBr2 
Brometo de cálcio 
Características dos sais 
• São compostos iônicos. 
• São sólidos e cristalinos. 
• Sofrem ebulição em temperaturas altas. 
• Conduzem corrente elétrica em solução. 
• Têm sabor salgado. 
Principais sais 
Exemplos: nitrato de potássio (KNO3), hipoclorito de sódio (NaClO), 
fluoreto de sódio (NaF), carbonato de sódio (Na2CO3) e sulfato de cálcio 
(CaSO4). 
 
Óxidos 
Óxidos são compostos binários (iônicos ou moleculares), que têm dois 
elementos. Possuem oxigênio na sua composição, sendo ele o seu elemento 
mais eletronegativo. 
A fórmula geral de um óxido é , onde C é o cátion e sua carga y se 
transforma em índice no óxido formando o composto: 
Classificação dos óxidos 
De acordo com as ligações químicas 
Iônicos Combinação do oxigênio com metais. 
Exemplo: ZnO. 
Moleculares Combinação do oxigênio com elementos não metálicos. 
Exemplo: SO2. 
De acordo com as propriedades 
Básicos Em solução aquosa alteram o pH para maior que 7. 
Exemplo: Li2O ( e demais metais alcalinos e alcalinos terrosos). 
Ácidos Em solução aquosa reagem com a água e formam ácidos. 
Exemplos: CO2, SO3 e NO2. 
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De acordo com as propriedades 
Neutros Alguns óxidos que não reagem com a água. 
Exemplo: CO. 
Peróxidos 
Em solução aquosa reagem com a água ou ácidos diluídos e 
formam água oxigenada H2O2. 
Exemplo: Na2O2. 
Anfóteros Podem se comportar como ácidos ou bases. 
Exemplo: ZnO. 
Nomenclatura dos óxidos 
De maneira geral, a nomenclatura de um óxido segue a seguinte ordem: 
 
Nome de acordo com tipo de óxido 
Óxidos iônicos 
Exemplos de óxidos com carga fixa: 
CaO - Óxido de cálcio 
Al2O3 - Óxido de alumínio 
Exemplos de óxidos com carga varável: 
FeO - Óxido de ferro II 
Fe2O3 - Óxido de ferro III 
Óxidos moleculares 
Exemplos: 
CO - Monóxido de carbono 
N2O5 - Pentóxido de dinitrogênio 
Características dos óxidos 
• São substâncias binárias. 
• São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto 
o flúor. 
• Óxidos metálicos, ao reagir com ácidos, formam sal e água. 
• Óxidos não metálicos, ao reagir com bases, formam sal e água. 
Principais óxidos 
Exemplos: óxido de cálcio (CaO), óxido de manganês (MnO2), óxido de 
estanho (SnO2), óxido de ferro III (Fe2O3) e óxido de alumínio (Al2CO3).