ATUALIZADA - Química Geral (UniFatecie)

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Química 
Geral 
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do site Shutterstock. 
 
R484q Ribeiro, Pedro Rogério Vilela 
Química geral / Pedro Rogério Vilela Ribeiro. Paranavaí: 
EduFatecie, 2022. 
107 p. : il. Color. 
 
 
1. Química. 2. Química inorgânica. 3. Rações químicas. I. 
Centro Universitário UniFatecie. II. Núcleo de Educação a 
Distância. III. Título. 
 
CDD : 23 ed. 540 
http://www.unifatecie.edu.br/site
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor Esp. Pedro Rogério Vilela Ribeiro 
 
● Especialista em Enfermagem do Trabalho pelo ESAP (Instituto de Estudos 
Avançados e Pós-Graduação). 
● Perito Criminal da Superintendência da Polícia Técnica e Científica de São 
Paulo (SPTC). 
● Bacharel em Enfermagem (UNESPAR). 
● Bacharel em Ciências Biológicas (UNIPAR). 
● Licenciado em Ciências Biológicas (UNIPAR). 
● Docente do curso de Agronomia da disciplina Química Aplicada a Agronomia 
(UNIFATECIE). 
● Docente do curso de Agronomia da disciplina Química Analítica a Agronomia 
(UNIFATECIE). 
● Docente do curso de Direito da disciplina Medicina Legal (UNIFATECIE). 
● Docente do curso de Biomedicina da disciplina Microbiologia (UNIFATECIE). 
● Docente do curso de Enfermagem da disciplina Fisiologia Humana (UNIFATECIE). 
● Coordenador regional da Olimpíada Brasileira de Física (OBF). 
● Ampla experiência como professor da disciplina de química e física, na área 
teórica e prática a nível de ensino médio e superior. 
 
CURRÍCULO LATTES: http://lattes.cnpq.br/5254643543424489 
AUTOR 
http://lattes.cnpq.br/5254643543424489
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prezado (a) aluno (a), a disciplina de química é a ciência que estuda a composição 
e estrutura da matéria e as transformações que ela sofre. Devido ao fato de tudo no universo 
ser composto por matéria, química é o estudo do nosso mundo material. 
Nós praticamos química o tempo todo nas nossas atividades diárias, ou seja, o ato de 
cozinhar, lavar roupa, tomar remédio, adubar o gramado, pintar a casa, ou acender um palito de 
fósforo, por exemplo, estão diretamente relacionados com esta ciência. Em todas estas ativida- 
des, substâncias interagem e mudanças químicas ocorrem. No nosso corpo, quando respiramos, 
caminhamos e os alimentos sofrem digestão, reações químicas ocorrem constantemente. 
Os problemas ambientais que vivenciamos e lidamos hoje em dia, como a dispo- 
sição de efluentes líquidos domésticos e industriais, a chuva ácida, o efeito estufa, o smog 
fotoquímico, dentre outros tantos, são todos essencialmente problemas químicos. Muitos 
bens são agora feitos de polímeros e cerâmicas ao invés de madeira e metal graças à nossa 
habilidade em produzir materiais com propriedades não encontradas na natureza. 
Na Unidade I, começaremos a nossa jornada pela evolução história dos modelos 
atômicos, a importância da experimentação na área de ciências, as principais funções da 
tabela periódica é a possibilidade de prever para que serve cada elemento químico e quais 
compostos irão resultar nas suas combinações e também as ligações químicas que são 
responsáveis pela formação de todos os compostos existentes no nosso planeta, sendo 
elas que responsáveis pela a estabilidade e pela diversidade de compostos, garantindo o 
surgimento de novas propriedades e de novas aplicações. 
Já na Unidade II, estudaremos as funções inorgânicas. Estamos rodeados de com- 
postos que exemplificam funções inorgânicas em nosso dia a dia: comprimidos antiácidos, 
sal de cozinha utilizado no preparo dos alimentos, substâncias adicionadas no tratamento 
da água potável que chega em nossas residências, entre outros exemplos. Na primeira 
parte dessa unidade, estudaremos os conceitos de dissociação e ionização, fundamentais 
para a compreensão das características e propriedades de cada função inorgânica. Na 
sequência, estudaremos as funções na sequencia ácido, base, sais e óxidos. 
APRESENTAÇÃO DO MATERIAL 
Depois, na Unidade III, vamos falar sobre um dos assuntos mais delicados para os 
alunos: cálculo estequiométrico. Ao abordar este conteúdo, é necessário ter muita paciência 
e realizar aulas de exercícios resolvidos para que os alunos entendam como o cálculo este- 
quiométrico funciona e como resolver problemas que os envolvam. Na abertura da unidade, 
trazemos questões que vão auxiliá-lo no levantamento do conhecimento prévio. Ao final da 
unidade, retornaremos essas questões para avaliar o desenvolvimento da turma. 
E finalmente na Unidade IV vamos tratar sobre equilíbrio químico, um dos temas 
mais complexos para os alunos. Começamos a unidade com o capítulo sobre constante de 
equilíbrio e terminamos em produto de solubilidade, passando por todo o conteúdo de equi- 
líbrio como princípio de Le Chatelier, equilíbrios iônicos, cálculo de pH e pOH e conceitos 
modernos de ácidos e bases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIDADE I ..................................................................................................... 4 
Estudo da Matéria 
UNIDADE II .................................................................................................. 30 
Funções Inorgânicas 
UNIDADE III ................................................................................................. 56 
Cálculos Químicos 
UNIDADE IV ................................................................................................ 83 
Reações Químicas e Fundamentos de Equilibrio Químico 
SUMÁRIO 
 
 
UNIDADE I 
Estudo da Matéria 
Professor Esp. Pedro Rogério Vilela Ribeiro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Plano de Estudo: 
● Estudo da matéria; 
● Tabela periódica; 
● Periodicidade química; 
● Ligações químicas. 
 
 
 
Objetivos da Aprendizagem: 
● Conhecer e identificar os diferentes fenômenos 
químicos que ocorrem no nosso cotidiano; 
● Interpretar a importância do desenvolvimento científico 
na evolução dos modelos atômicos; 
● Compreender a organização da tabela periódica e a aplicação 
dessa organização nas ligações químicas 
● Caracterizar e diferenciar os tipos 
das principais ligações químicas. 
 
 
 
 
 
 
 
4 
UNIDADE I Estudo da Matéria5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Não existe uma data específica que podemos designar como início da Química, mas 
sabemos que esta se firmou como ciência a partir do século XVIII, mais especificamente 
após 1789, com a publicação do Traité élémentaire de chimie, de Antoine Laurent Lavoisier 
(1743 -1794). Essa obra é considerada um marco histórico da ciência, pois Lavoisier utilizava 
uma metodologia rigorosa em seus experimentos e instrumentos de precisão, algo pouco 
comum na época. A Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações. 
Para compreendê-la, precisamos desenvolver a habilidade de transitar entre três 
níveis: o macroscópico, o submicroscópico e o representacional. O primeiro trata das pro- 
priedades dos objetos visíveis, como a mudança de cor de uma folha de árvore, a queima 
da gasolina ou o enferrujamento de um pedaço de ferro. Já o segundo é aquele que não 
podemos ver a olho nu, como o arranjo das partículas de uma substância que está no 
estado sólido ou a interação entre partículas de substâncias que são miscíveis. A conexão 
entre esses dois níveis e a teoria explicativa das transformações é feita por uma linguagem 
simbólica, o nível representacional, que descreve os fenômenos químicos fazendo uso de 
símbolos e equações matemáticas. 
INTRODUÇÃO 
UNIDADE I Estudo da Matéria 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. ESTUDO DA MATÉRIA 
 
1.1 Matéria e Teoria Atômica 
Ao longo da história, pensadores, alquimistas e cientistas propuseram várias ex- 
plicações para a constituição da matéria e suas transformações. Uma delas é a de que a 
matéria é constituída de pequenas partículas, denominadas átomos. Um átomo isolado não 
é palpável ou perceptível a olho nu, mas foi descrito de várias formas no decorrer dos anos 
e com a utilização de diferentes métodos: observação da natureza, pensamentos filosóficos, 
experimentos, entre outros. À tentativa de explicar e definir algo que não temos a capacidade 
de ver sem o uso de instrumentos ou que é muito complexo, damos o nome de modelo. 
Os modelos são uma parte importante da Química, pois se constituem em um 
recurso didático utilizado para explicar tudo o que ocorre em nível submicroscópico. 
Atualmente, os cientistas usam os modelos para compartilhar os resultados de suas pes- 
quisas. Quando um cientista resolve pesquisar determinado assunto, ele precisa, primeiramente, 
estudar o que já foi descoberto a respeito. Com base nesse levantamento, faz questionamentos 
que irão ditar o rumo de sua pesquisa, levanta hipóteses, elabora experimentos e, de acordo com 
os dados coletados, consegue criar teorias, ou até mesmo leis, fazendo uso, muitas vezes, de 
equações matemáticas. Apesar disso, o modelo proposto nem sempre é fiel ou descreve perfei- 
tamente o que está sendo estudado, podendo ser, mais tarde, refutado ou considerado limitado. 
Para entender como funciona a proposição de modelos científicos, vamos imaginar 
a seguinte situação: há um objeto desconhecido dentro de uma caixa totalmente vedada 
e gostaríamos de descobrir o que há dentro dela. Existe apenas uma regra: não podemos 
abrir a caixa. Para ter uma ideia do que há no interior da caixa, é possível realizarmos va- 
riados testes a fim de tentar determinar algumas características do objeto, como tamanho, 
peso, formato, entre outros. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 7 
Ao final desses testes, teremos uma quantidade de características que poderá ser 
utilizada para arriscarmos um palpite em algo que já conhecemos e pode se assemelhar ao 
objeto que está lá dentro. Também podemos fazer algum desenho, por exemplo, para 
representar o que imaginamos que há no interior da caixa. Nesse caso, usaremos um 
modelo: representando o objeto por meio de um recurso didático sem tê-lo visto. 
Ao longo da história, houve vários modelos propostos para tentar explicar a cons- 
tituição da matéria e o átomo. Desse modo, é importante conhecermos o desenvolvimento 
e os detalhes de alguns deles. Assim, podemos valorizar e entender a ciência como uma 
construção humana, social e que está baseada em verdades que podem ser provisórias, 
mas que não devem ser totalmente descartadas. 
A constituição da matéria sempre foi um assunto intrigante ao longo da história, levan- 
do vários pensadores e estudiosos a fazerem propostas diversas a esse respeito. Na Grécia 
Antiga, por exemplo, filósofos como Leucipo (460 -420 a.C.) e seu discípulo Demócrito (460 
-370 a.C.) acreditavam que a matéria poderia ser dividida várias vezes até que se chegasse a 
uma partícula que não poderia mais ser dividida. A essa partícula, que representaria a menor 
porção da matéria, deram o nome de átomo, do grego “átomos”, que significa “não divisível”. 
Quando olhamos, a certa distância, para a areia que fica próxima ao mar, parece que ela 
é um material uniforme e compacto. No entanto, ao nos aproximarmos, verificamos que existem 
grãos, os quais compõem esse material (areia), constituindo -se, assim, na menor porção deste. 
Esse modelo, proposto pelos filósofos gregos atomistas, ficou conhecido como grãos de areia. 
 
FIGURA 1 - ÁTOMO SEGUNDO DEMÓCRITO 
 
UNIDADE I Estudo da Matéria 8 
FIGURA 2 – DEMÓCRITO DE ABDERA 
 
 
Demócrito viveu entre 460 e 370 a.C. Sua personalidade extrovertida o deu o reconhecimento 
de “o filósofo sorridente”. Esse filosofo é conhecido por ter estabelecido, juntamente com Leucipo, a 
primeira teoria atômica, o que deu impulso aos estudos antigos de Química (PORFÍRIO, online). 
Através de Demócrito também surgiu a palavra átomo, que quer dizer: 
a = não 
tomos = cortar ou dividir 
 
Os conceitos sobre os átomos propostos por Demócrito e Leucipo se perpetuaram 
por aproximadamente 2000 mil anos até serem complementados pelo Inglês John Dalton 
no início do século XIX. 
Em 1808, o britânico John Dalton (1766 -1844) que além de químico era também 
meteorologista e físico, propôs uma teoria atômica cientificamente fundamentada nos re- 
sultados propostos por Lavoisier e Proust. Ele retomou as ideias de Leucipo e Demócrito e 
as resumiu em alguns princípios (postulados): 
● Toda matéria é formada por minúsculas partículas esféricas, maciças e 
indivisíveis, denominadas átomos. 
● Todos os átomos de dado elemento químico são idênticos, tendo em particular os 
mesmos tamanho, massa e propriedades químicas. Já os átomos de elementos diferentes 
se distinguem entre si em, pelo menos, uma propriedade. 
● Uma reação química consiste em uma separação, combinação ou reorganização 
de átomos, mas nunca na criação ou destruição destes. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 9 
Dessa forma, Dalton esclareceu de que maneira, em determinada substância, os áto- 
mos estão presentes na mesma proporção, explicando por que, em transformações químicas, 
os componentes sempre se comportam segundo uma razão de massas constantes (lei das 
proporções definidas). O cientista também definiu as transformações químicas como formas de 
alterar o modo de agrupamento dos átomos, sem criá-los ou destruí-los. Assim, é possível ex- 
plicar a lei da conservação das massas. Dalton utilizou símbolos para representar os elementos 
e as substâncias. Ele usou, por exemplo, círculos para representar a característica esférica do 
átomo. Em razão disso, foi feita uma analogia do modelo atômico de Dalton com bolas de bilhar. 
FIGURA 3 – MODELO PROPOSTO POR DALTON. 
 
 
 
 
FIGURA 4 – DALTON E A REPRESENTAÇÃO DOS ELEMENTOS 
 
UNIDADE I Estudo da Matéria 10 
Os termos utilizados por Dalton, em sua essência são utilizados até hoje, tendo 
como seu precursor Antoine Lavoisier considerado o pai da Química, foi o precursor na 
observação do oxigênio em contato com substâncias inflamáveis teria a capacidade de 
geral a combustão. Deduziu, também, baseado nos estudos e análises por meio da expe- 
rimentação as reações químicas, onde relatou a célebre lei da conservação da matéria: “Na 
natureza nada se cria,nada se perde, tudo se transforma”. Com outros estudiosos, 
Lavoisier tentou ainda encontrar uma linguagem própria para a química (PINCELI, online) 
 
FIGURA 5 – ANTONIE L. LAVOISIER CONSIDERADO POR MUITOS COMO PAI DA QUÍMICA. 
 
 
 
 
REFLITA 
 
Do que é composto nosso planeta? Será que é do mesmo material de que são feitas as 
estrelas, a Lua e até mesmo o Sol? 
E as plantas, os seres humanos e os outros animais são 
feitos de que material? 
 
Fonte: Apostila virtual sistema POLIEDRO. Disponível em: https://livrodigital.p4ed.com/viewer/13404. 
Acesso em: 25 jan. 2022. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 11 
1.1.1 A descoberta do elétron 
O modelo de Dalton foi muito importante para a época, porém não explicava a natureza 
elétrica da matéria, conhecida desde a época do filósofo grego Tales de Mileto (640 -548 a.C.) 
– ele descobriu que o âmbar, uma resina vegetal, adquiria carga elétrica quando em atrito com 
tecidos, como lã de carneiro ou seda. Também não explicava as observações que estavam 
sendo feitas em relação às propriedades dos compostos radioativos e da radioatividade, que 
começaram a ser descobertas entre o fim do século XIX e o começo do século XX, tais como a 
constituição das radiações α e β que emanavam desses compostos. Outra questão que não era 
contemplada no modelo de Dalton era a modificação na composição de materiais radioativos. 
Essas questões enfraqueceram a ideia de modelo atômico indivisível e imutável. 
 
FIGURA 6 – EXPERIMENTO DE THOMSON 
 
Fonte: Adaptado da apostila: POLIEDRO (2020, p. 108) 
 
No final do século XIX, o físico inglês Joseph John Thomson (1856 -1940) fez 
experimentos com tubos de descarga, conhecidos como tubos ou ampolas de Crookes, que 
continham gases a baixas ou médias pressões. Esses tubos possuíam eletrodos e uma válvula 
que permitia a pressão no interior da ampola de vidro. Quando o gás na ampola se encontrava 
a baixas pressões e se aplicava uma diferença de potencial entre os eletrodos, ocorria uma 
descarga elétrica com origem no cátodo que ia, em linha reta, no sentido do ânodo, atravessando 
a ampola até se chocar na extremidade oposta. Essa descarga elétrica recebeu o nome de raios 
catódicos, uma vez que se originou no eletrodo cátodo (polo negativo). 
UNIDADE I Estudo da Matéria 12 
FIGURA 7 – THOMSON 
 
 
Em outros dois experimentos, Thomson conseguiu verificar que, quando aproximava outro 
eletrodo de carga positiva das laterais do tubo, o feixe de raios catódicos era atraído. Também ob-
servou que esse feixe poderia mover uma pequena ventoinha mecânica que fosse colocada dentro 
do tubo ou seja, os raios possuíam massa. Assim, Thomson concluiu que os raios catódicos tinham 
duas características fundamentais: a) eram formados por corpos menores que o átomo e b) 
esses corpos eram atraídos pelo polo positivo de um campo elétrico (isto é, eram negativos). 
Com esses experimentos, o cientista confirmou a existência de uma partícula 
subatômica, que foi chamada de elétron (do grego “eléktron”, cujo significado é “âmbar 
amarelo”). As experiências realizadas no século XIX, juntamente com o átomo de Thomson, 
levaram à descoberta de uma parte positiva no átomo, posteriormente denominada de próton (do 
grego “prôtos”, que quer dizer “primitivo”). Com base nessas descobertas, em 1903, Thomson 
determinou que o átomo seria um corpo neutro, formado por uma massa positiva que continha 
partículas negativas (elétrons) distribuídas e incrustadas. Por causa dessa descrição, o modelo 
atômico de Thomson até hoje é chamado, de “pudim de passas” (plum pudding). 
UNIDADE I Estudo da Matéria 13 
1.1.2 O modelo proposto por Rutherford 
No período entre o fim do século XIX e o início do século XX, vários cientistas 
fizeram experimentos para estudar a radioatividade – descoberta em 1896 pelo físico 
francês Antoine Henri Becquerel (1852 -1908) a fim de determinar a natureza dessas 
emissões. Em 1909, Ernest Rutherford (1871 -1937), então professor da Universidade de 
Manchester, orientou os seus alunos Johannes (Hans) Wilhelm Geiger (1882 -1945) e 
Ernest Marsden (1889 -1970) a fazer um experimento bombardeando uma fina folha de ouro 
(cuja espessura era da ordem de 10–4 mm) com um feixe de partículas alfa (α – partículas 
radioativas de carga elétrica positiva) emitidas pelo elemento químico polônio. 
Para a contagem do possível desvio das partículas, foi usada uma placa revestida 
com um material fluorescente que envolvia quase por completo a folha de ouro. Rutherford 
imaginou que todas as partículas alfas passariam pela lâmina de ouro sem sofrer grande 
desvio, de acordo com o modelo atômico proposto por Thomson. No entanto, observou que, 
apesar de a maioria das partículas alfa não ter sofrido desvio, uma parte sofreu desvio em 
diferentes ângulos e, para sua grande surpresa, uma minoria retrocedeu. 
Após estudar esse experimento e repeti-lo por muitas vezes, Rutherford chegou 
às seguintes conclusões: 
● O que fazia a partícula alfa retroceder possuía carga positiva e grande massa; 
● O átomo apresentava uma distribuição não uniforme de massa; 
● Havia uma região pequena, mas de grande massa e carga positiva, no átomo; 
● O restante do átomo deveria ser um imenso vazio por onde circulavam as 
partículas negativas, os elétrons 
FIGURA 8 – ERNEST RUTHERFORD 
 
UNIDADE I Estudo da Matéria 14 
Para tentar explicar esses fenômenos observados, Rutherford aprofundou os seus 
estudos sobre as pesquisas recentes acerca da estrutura atômica e teve contato com as 
ideias propostas pelo físico japonês Hantaro Nagaoka (1865 -1950). Nagaoka propôs um 
modelo atômico em que os elétrons estavam dispostos em órbitas em volta da esfera 
maciça positiva, inspirado na órbita dos satélites de Saturno. 
FIGURA 9 – EXPERIMENTO DE RUTHERFORD. 
 
 
Dessa maneira, um novo modelo atômico foi proposto por Rutherford, em 1911, para expli-
car os fenômenos observados em sua experiência. Ele concluiu que o átomo era um grande vazio 
formado por duas regiões: a) uma em que ficariam os elétrons (com massa desprezível) em órbitas, 
chamada eletrosfera; e uma área central minúscula (cerca de 10 mil vezes menor que a eletrosfera), 
abrangendo praticamente toda a massa do átomo, denominada núcleo, preenchida pelos prótons. 
Pesquisas feitas posteriormente levantaram questões que o modelo atômico pro- 
posto não explicava, como o número de prótons em qualquer elemento (determinado pela 
carga elétrica) ser menor que o peso do núcleo. Então, deveria existir uma terceira partícula 
com carga neutra. Rutherford imaginou tudo isso, mas foi em 1932 que James Chadwick 
(1891 -1974), físico britânico, aluno e amigo de Rutherford, comprovou a existência das 
partículas de carga neutra que habitavam o núcleo: os nêutrons. Ele bombardeou uma folha 
de berílio com partículas alfa e verificou que dela saia uma radiação neutra, a qual 
conseguia tirar os prótons dos núcleos de outras substâncias. Chadwick concluiu que essa 
radiação era um fluxo de partículas com carga neutra e, aproximadamente, a mesma massa 
do próton. Sua presença ajudava a estabilizar o núcleo, já que os prótons, por serem cargas 
positivas, tendiam a se repelir, e ele, por não possuir carga, diminuía essa repulsão. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 15 
1.1.3 Modelo atômico de Bohr 
O modelo de Rutherford apresentava uma falha em relação aos elétrons ao sugerir 
que estes se tratavam de partículas negativas que estariam girando ao redor de um núcleo 
positivo. De acordo com a Mecânica Clássica, uma partícula elétrica em movimento deve- 
ria emitir ondas eletromagnéticas de modo contínuo. Dessa forma, os elétrons perderiam 
energia constantemente, entrando em uma órbita espiral até cair sobre o núcleo; ou seja, 
conforme a Mecânica Clássica, o átomo de Rutherford seria instável. 
Os estudos de vários cientistas sanaram as dúvidas quanto ao modelo de Rutherford. Ao 
se analisarem pesquisas feitas com radiações emitidaspor lâmpadas de um único elemento (como 
hidrogênio ou hélio), verificou -se que, quando a luz emitida por essa lâmpada era decomposta por 
um prisma, originava um conjunto de raias (retas), chamado de espectro atômico, que não era contí- 
nuo e que serviria para identificar cada elemento, pois cada um produzia um espectro característico. 
Em 1900, o físico alemão Max Planck, ao estudar a luz emitida pelos corpos 
aquecidos, afirmou que a energia é transmitida de forma descontínua, em pequenos 
pacotes de energia, denominados quanta (no singular, quantum). 
Com base nessas descobertas, em 1913, o físico dinamarquês Niels Henrik David 
Bohr (1885 -1962) apresentou uma nova proposta para compreender o átomo: 
● O elétron estaria estável em algumas órbitas, com determinados valores de ener- 
gia, chamados de níveis ou camadas de energia. Isso explicaria por que o elétron poderia 
se movimentar sem perder energia e não cair no núcleo. 
● A energia das camadas aumentaria a partir do núcleo. 
● Assim como uma escada sempre possui um número inteiro de degraus e uma 
pessoa só pode estar em cada um dos degraus e nunca entre eles, o elétron nunca será 
encontrado entre camadas, pois ocupam órbitas muito bem definidas. 
● O elétron pode saltar do seu nível (estado fundamental) para um nível mais 
externo (estado excitado), absorvendo um pacote de energia (quantum). Ao retornar, ele 
libera a energia recebida na forma de ondas eletromagnéticas, como a luz (fóton). Esse 
processo recebe o nome de salto quântico. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 16 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. TABELA PERIÓDICA 
 
2.1 A origem da origem 
Todas as ciências modernas evoluíram de conhecimentos mais elementares, mais anti- 
gos. E com a química não foi diferente. Não se sabe de maneira precisa, como no descobrimento 
do Brasil ou da América, em que seja possível dizer no dia exato em que a Química foi inventada. 
Porém, é do senso comum que é uma ciência bastante antiga. Alguns afirmam que ela deriva da 
alquimia, porém é importante lembrar que antes da alquimia já existiam processos químicos muito 
sofisticados. Os antigos Egípcios não apenas conheciam os metais como já dominavam alguns 
processos siderúrgicos. Os antigos Astecas também possuíam conhecimentos nestas áreas. 
À medida em que o tempo foi passando, algumas culturas caíram, ao passo em que 
outras ascenderam. Para a Química, isto significou uma nova forma de representação de 
seus elementos e processos. Com a alquimia, surgiu todo um rico sistema de sinais, cheio 
de símbolos para representar os elementos químicos, porém todo este processo se iniciou 
com os quatro elementos básicos da antiguidade, o fogo, o ar, a água e a terra. 
A tabela periódica atual foi concebida por um Russo, chamado Dmitri Ivanovitch 
Mendeleïev (Tobolsk, 1834 - São Petesburgo, 1907). Mendeleïev conseguiu ordenar os 
elementos de forma lógica demonstrando suas similaridades e diferenças. Na época, tal 
tabela causou espanto entre outros cientistas, pois ela apresentava os elementos químicos 
ordenados de forma lógica pelas suas massas atômicas e, mais curioso ainda, elementos 
que ainda não haviam sido descobertos na época tinham seu espaço reservado na tabela 
representado por um ponto de interrogação, como no caso dos elementos Escândio (Sc), 
Gálio (Ga), Germânio (Ge), Tecnécio (Tc), entre outros. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 17 
2.2.1 Princípios de construção da tabela periódica dos elementos - Lei Periódica 
A Tabela Periódica é organizada seguindo um princípio bastante simples, denominado 
de Lei Periódica. A forma mais recente desta lei foi estabelecida por Moseley, atualizando o que 
Döbereiner havia proposto anteriormente, em 1829. Segundo Chang (2010, p. 36) “Mais da me- 
tade dos elementos hoje conhecidos foi descoberta entre 1800 e 1900. Durante esse período, os 
químicos notaram que muitos elementos apresentavam fortes semelhanças entre si.” 
Moseley mostrou que o número atômico é o fator determinante das propriedades quími- 
cas dos elementos e não o peso atômico como era proposto anteriormente. Ao verificar na tabela, 
vemos que o Argônio (peso atômico 39.948) aparece antes do Potássio (peso atômico 39.098). 
 
TABELA 1 – TABELA PERIÓDICA. 
 
 
 
2.2.2 Os períodos 
A tabela é composta de sete linhas na horizontal, que recebem o nome de períodos. Estes 
possuem uma relação direta com a camada de valência de cada átomo. Ao todo, são 7 períodos. 
 
O número do período indica o número de níveis eletrônicos de cada elemento em 
seu estado fundamental 
UNIDADE I Estudo da Matéria 18 
2.2.3 As famílias ou grupos 
A tabela periódica possui 18 grupos, também chamados de colunas, ou famílias, que, de 
acordo com a União Internacional da Química Pura e Aplicada (do inglês International Union of Pure 
and Applied Chemistry, IUPAC), desde 1985, devem ser numerados com algarismos arábicos de 1a 
18. Contudo, a antiga numeração ainda é muito utilizada: coloca-se o número da família em algarismo 
romano, acrescentando-se a letra “A” para elementos representativos e a letra “B” para elementos de 
transição, os quais, por sua vez, são divididos em de transição interna e de transição externa. 
Alguns desses grupos recebem nomes especiais: 
Grupo 1 - Metais Alcalinos 
Grupo 2 - Metais Alcalinos Terrosos 
Grupo 13 - Grupo ou Família do Boro 
Grupo 14 - Grupo ou Família do Carbono 
Grupo 15 - Grupo ou Família do Nitrogênio 
Grupo 16 - Calcogênios 
Grupo 17 - Halogênios 
Grupo 18 - Gases Nobres 
 
 
 
SAIBA MAIS 
 
Em geografia, temos os elementos químicos que compõem o globo terrestre podem ser 
agrupados em quatro grandes famílias geológicas, de acordo com suas afinidades: os 
elementos atmófilos são aqueles localizados na atmosfera e na hidrosfera; os elementos 
litófilos estão presentes na litosfera (crosta terrestre composta de rochas) e possuem 
grande afinidade com a sílica; os elementos calcófilos, situados no manto inferior, ligam-se 
preferencialmente com enxofre, formando jazidas exploráveis; já os elementos siderófilos 
são encontrados no núcleo, sendo muito abundantes nos meteoritos de ferro (sideritos). 
 
Fonte: POMEROL (2013). 
UNIDADE I Estudo da Matéria 19 
2.2.4 Classificação dos Elementos 
Hoje em dia, os elementos químicos distribuem-se nos seguintes grupos: 
● Metais: A maioria dos elementos da tabela periódica é classificada como metais. 
Eles possuem brilho, são bons condutores de corrente elétrica e de calor e são dúcteis (têm 
a capacidade de se reduzir ao formato de fios, por exemplo), maleáveis (conseguem se 
reduzir ao formato de chapas) e sólidos à temperatura ambiente (exceto o mercúrio, que é 
líquido). Ao formar íons, os metais geralmente doam elétrons, originando cátions. 
● Não-Metais: Também chamados de ametais são os mais abundantes na natureza 
e possuem características contrárias às dos metais; logo, não são bons condutores de 
corrente elétrica e calor, não são maleáveis nem dúcteis. Quanto aos estados físicos, 
podem se apresentar como gases (por exemplo, o nitrogênio e o cloro), sólidos (enxofre e 
silício) e, até mesmo, líquidos (como é o caso do bromo). Na forma iônica, tendem a perder 
elétrons, formando ânions. 
● Gases Nobres: representam um grupo isolado, que não tem tendência de se unir 
a outros elementos porque possuem características próprias, uma vez que apresentam oito 
elétrons na camada de valência. No entanto, na Unidade 3, momento em que estudaremos 
as ligações químicas, vamos verificar que alguns compostos são formados por gases 
nobres. O elemento hélio é o único gás nobre que fica estável com dois elétrons na camada 
de valência, pois ele é do primeiro período, que apresenta apenas o subnível s, e este 
comporta no máximo dois elétrons. 
● Hidrogênio: recebe uma classificação especial, pois ele possui características de 
metais (capacidade de formar cátions) e de ametais (capacidade de formarânions). É gasoso 
à temperatura ambiente e é o elemento que possui menor densidade e menor tamanho da 
tabela periódica, o mais abundante do Universo e o principal constituinte das estrelas. 
 
FIGURA 10 – MODELO DE UMA USINA MOVIDA A HIDROGÊNIO 
 
UNIDADE I Estudo da Matéria 20 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. PERIODICIDADE QUÍMICA 
 
3.1 Propriedades periódicas e aperiódicas 
O calendário nos indica, ainda, as estações do ano – primavera, verão, outono e 
inverno sendo comumente usados para guiar o cronograma escolar, muitas vezes dividido 
por bimestre ou trimestre, em que são realizadas as provas e obtidas as médias anuais. 
Assim como em um calendário, na tabela periódica observamos que as propriedades que 
definem um elemento se repetem de acordo com as famílias e os períodos em que se encontra. 
Neste tópico, estudaremos detalhadamente o comportamento das propriedades periódicas. 
Analisando os elementos dispostos na tabela periódica, verificamos que muitas 
propriedades químicas e físicas de cada um deles variam em intervalos regulares em função 
do número atômico; essas propriedades são denominadas propriedades periódicas. Há, 
também, algumas propriedades que não têm intervalo regular em função do número atômico, 
como é o caso da massa atômica; estas são chamadas de propriedades aperiódicas. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 21 
3.2 Variação das propriedades dos elementos em função da sua posição na 
tabela periódica. 
 
● Raio Atômico 
O raio atômico é a distância entre o núcleo do átomo e o final da eletrosfera. 
 
TABELA 2 – PROPRIEDADE RAIO ATÔMICO 
 
 
 
● Densidade 
A densidade é a relação entre a massa e o volume de um material, dada por: d 
=m/V. Os elementos também têm essa propriedade. 
● Ponto de fusão e ebulição 
Como já estudamos, o ponto de fusão (PF) indica a temperatura em que ocorre 
a passagem do estado sólido para o estado líquido; já o ponto de ebulição (PE) indica a 
temperatura em que ocorre a passagem do estado líquido para o gasoso. 
● Energia ou potencial de ionização 
A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo 
gasoso, isolado, no seu estado fundamental, vencendo assim a atração que o núcleo exerce sobre ele 
UNIDADE I Estudo da Matéria 22 
TABELA 3 – VARIAÇÃO DA ENERGIA DE IONIZAÇÃO 
 
Fonte: CHANG (2010). 
 
● Eletronegatividade (caráter não-metálico) 
É a tendência de um átomo atrair para si os elétrons em uma ligação química. 
Quanto menor o átomo, mais próximos os elétrons estarão do núcleo e maior será a força 
com a qual esse núcleo vai atrair os elétrons de uma ligação química. 
● Eletropositividade (caráter metálico) 
É a tendência que um átomo tem de doar elétrons em uma ligação química. Quanto 
maior o raio, menor a atração do núcleo pela eletrosfera, sendo mais fácil doar elétrons. 
● Volume atômico 
Volume atômico é o volume ocupado por um mol do elemento no estado sólido. Ele 
aumenta de cima para baixo em um grupo, e do centro para as extremidades em um período 
● Afinidade eletrônica ou eletroafinidade 
Afinidade eletrônica é a energia envolvida quando um átomo isolado, no estado 
gasoso, recebe um elétron. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 23 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
O pequeno número de elementos em nosso universo forma milhões de compostos 
pelas diversas maneiras com que esses elementos se ligam aos outros. Assim, as ligações 
químicas são a parte fundamental da química e das reações químicas. 
4.1 Estabilidade dos Gases Nobres 
Quando estudamos a tabela periódica, observamos que uma família apresenta uma 
característica peculiar em comparação com as demais, a tendência de não realizar ligações 
químicas. Essa família é chamada de gases nobres (grupo 18). Eles são encontrados na 
natureza na forma de espécies monoatômicas e, por isso, são chamados de estáveis. No 
começo do século XX, os cientistas tentaram justificar o comportamento verificado nos 
gases nobres pelo número de elétrons deles na última camada; desse modo, os demais 
elementos realizariam ligações químicas para ficar com o mesmo número de elétrons na 
camada de valência que um gás nobre, adquirindo a estabilidade. Em 1916, o físico-quí- 
mico Gilbert Newton Lewis (1875-1946) resumiu tais conjecturas em um artigo denominado 
The Atom and The Molecule (O átomo e a molécula), em que propõe a regra do octeto: os 
elementos químicos realizam ligações químicas com a finalidade de igualar seus elétrons 
da camada de valência aos dos gases nobres (estáveis). A regra do octeto não explicou o 
motivo da estabilidade dos átomos, mas mostrou uma regularidade e se tornou muito útil 
para explicar a estrutura e a fórmula de diversas substâncias. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 24 
FIGURA 12 – ELEMENTOS DA FAMÍLIA DOS GASES NOBRES 
 
 
 
 
 
4.2 Ligação iônica ou eletrovalente 
Uma ligação química é formada entre dois átomos quando o rearranjo de seus 
elétrons resulta em um conjunto com energia mais baixa que a energia total dos átomos 
separados. Quando as ligações são formadas, verificamos as mudanças de energia, que 
estão relacionadas com as mudanças na posição dos elétrons de valência dos átomos, ou 
seja, os elétrons da camada mais externa. Explicaremos os tipos de ligações químicas com 
base na distribuição eletrônica do átomo e na sua localização na tabela periódica, uma vez 
que as propriedades macroscópicas da matéria dependem em grande parte das estruturas 
microscópicas e das ligações químicas que mantêm os átomos unidos. 
Os compostos iônicos apresentam elevada temperatura de fusão, uma vez que estão 
organizados em um retículo cristalino, que consiste em um arranjo de cátions e ânions empacotados 
para dar um arranjo de menor energia em comparação com os seus átomos neutros. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 25 
 
 
4.3 Ligação covalente 
Uma ligação covalente resulta da união de dois átomos que buscam ganhar elétrons, 
compartilhando-os. Ela ocorre entre ametais, incluindo o hidrogênio. Lembre-se de que o 
hidrogênio não é classificado como metal nem como ametal; ele realiza ligações iônicas nos 
hidretos metálicos (como NaH, por exemplo) e ligações covalentes, formando substâncias 
simples (H2) quando ligado a outro átomo de hidrogênio, ou compostas, quando ligado a 
átomos de ametais (como HF, NH3, HNO3 etc.). Os compostos formados nesse tipo de 
ligação são chamados de compostos moleculares. 
Na ligação covalente, nenhum átomo tem tendência de perder elétrons (como 
acontece na ligação iônica), resultando assim no compartilhamento dos elétrons para atingir 
a estabilidade. 
 
FIGURA 13 – EXEMPLOS DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
REFLITA 
 
Qual a diferença entre os tipos de sais disponíveis no mercado atualmente? Escolha ao 
menos cinco tipos para diferenciá-los. Essas diferenças são físicas ou químicas? Qual 
a dose diária de consumo recomendada pela Organização Mundial de saúde (OMS)? 
 
Fonte: O autor, 2021. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 26 
4.4 Ligação Covalente Coordenada ou dativa 
Em todas as moléculas estudadas até agora para a ligação covalente ocorrer cada 
átomo deve fornecer ao menos um elétron para ser compartilhado. A ligação covalente coor- 
denada ou ligação dativa não ocorre dessa maneira: nela, o par de elétrons compartilhados 
é proveniente apenas de um dos átomos envolvidos. Vamos analisar a molécula do gás 
ozônio (O3). Cada oxigênio tem seis elétrons na camada de valência; assim, para adquirir 
a estabilidade, dois átomos de oxigênio compartilham dois pares de elétrons, realizando 
uma ligação dupla, e um átomo de oxigênio ainda precisa receber um par de elétrons. Aqui 
teremos uma ligação dativa, pois somente um átomo do par ainda precisa receber um par 
de elétrons para adquirir estabilidade. 
4.5 Ligação metálica 
Vimos nos capítulos anteriores que as ligações químicas são realizadas por pares de 
elétronstransferidos ou compartilhados entre espécies, e essa organização justifica as 
propriedades macroscópicas dos compostos iônicos e moleculares. No entanto, nenhuma teoria 
convencional sobre ligações químicas é capaz de justificar as propriedades dos compostos 
metálicos. 
A ligação metálica ocorre entre metais, os quais tendem a perder elétrons para 
completar o octeto. Os metais perdem os elétrons mais externos e os compartilham em uma 
região comum, onde eles se transformam em íons positivos, organizados segundo um 
retículo. Nesse retículo, os elétrons podem circular entre outros átomos, por isso, dizemos 
que eles estão apenas parcialmente localizados. Isto forma uma nuvem eletrônica que 
envolve o retículo e lhe confere estabilidade. Tal fenômeno ficou conhecido como mar de 
elétrons ou nuvem de elétrons. A nuvem eletrônica mantém os íons positivos atraídos, e, por 
isso, esses elétrons ficam confinados na parte externa da estrutura metálica. Assim, é o 
comportamento do mar de elétrons que explica as propriedades macroscópicas dos metais e 
das ligas. 
UNIDADE I Estudo da Matéria 27 
FIGURA 14 – LIGAÇÃO METÁLICA 
 
 
Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é empregada em 
estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas em relação ao material inicial, o que 
visa, entre outras coisas, a reduzir os custos de produção, segundo Gauto e Rosa, para 
argumentar: 
Uma liga metálica é toda mistura resultante da união de dois ou mais elemen- 
tos em que pelo menos um é metálico. Há basicamente dois tipos de ligas 
metálicas: as ferrosas e as não ferrosas. As ligas ferrosas são aquelas em 
que o ferro é constituinte principal, enquanto nas não ferrosas, o ferro não é 
o elemento principal ou não se faz presente (GAUTO e ROSA, 2013, p.160). 
 
Ligas metálicas mais comuns no cotidiano: 
● Aço - constituído por Fe e C; 
● Aço inoxidável - constituído por Fe, C, Cr e Ni; 
● Ouro 18 quilates – constituído por ouro e cobre; 
● Amálgama dental (utilizada em obturação) - constituída por Hg, Ag e Sn; 
● Latão (utilizado em armas e torneiras) - constituído por Cu e Zn; 
● Bronze (utilizado em sinos) – constituído por Cu e Sn; 
● “Liga leve” (utilizada em rodas) – constituída por Al e Mg; 
● “Metal monel” (utilizado em moedas) – constituído por Ni e Cu; 
UNIDADE I Estudo da Matéria 28 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIVRO 
Título: O sonho de Mendeleiev: a verdadeira história da Química 
Autor: Paul Strathern 
Editora: Zahar. 
Sinopse: A obra narra a história do sonho de Mendeleiev, que 
levou à tabela periódica organizada por massa atômica, além da 
história de outros cientistas famosos da época, que contribuíram 
para o desenvolvimento dessa ciência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FILME/VÍDEO 
Título: Radioatividade 
Ano: 2019. 
Sinopse: Devota da ciência, Marie (Rosamund Pike) sempre en- 
frentou dificuldades em conseguir apoio para suas experiências 
devido ao fato de ser uma mulher. Ao conhecer Pierre Curie (Sam 
Riley), ela logo se surpreende pelo fato dele conhecer seu trabalho, 
o que a deixa lisonjeada. Logo os dois estão trabalhando juntos e, 
posteriormente, iniciam um relacionamento que resultou em duas 
filhas. Juntos, Marie e Pierre descobrem dois novos elementos 
químicos, rádio e polônio, que dão início ao uso da radioatividade. 
Comentário: Movida por uma mente brilhante e uma grande pai- 
xão, Marie Curie embarca em uma jornada científica com o marido, 
Pierre, para explicar elementos radioativos até então desconhe- 
cidos. Logo se torna evidente que seu trabalho pode levar salvar 
milhares de vidas se aplicado na medicina - ou destruir bilhões se 
for usado na guerra. 
MATERIAL COMPLEMENTAR 
UNIDADE I Estudo da Matéria 29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Caro (a) Aluno (a), 
 
Nesta unidade buscamos conceituar e contextualizar os princípios da química geral, 
observando a evolução dos modelos atômicos relacionado as principais descobertas de cada 
cientista. Sendo de extrema importância esse contexto inicial para o entendimento da 
aplicabilidade nos avanços da tecnologia. Vimos que a tabela periódica traz um número 
restrito de elementos e que esses elementos combinados entre si tem a capacidade de for- 
mar inúmeros compostos e que o desenvolvimento de novos elementos tem a capacidade 
de facilitar de trazer benefícios para a humanidade. 
Destacamos a importância de estabelecer as propriedades dos elementos químicos 
permitindo a construção de diferentes materiais levando em consideração a especificidade 
de cada um deles e essas características permitem que se tenha a afinidade de se ligar 
entre si ou com outros elementos. 
Na sequência, compreendemos os diferentes tipos de ligações que fazer como 
os materiais tenham propriedades diferentes como a formação das ligas metálicas tão 
empregada na construção civil atual. 
CONSIDERAÇÕES FINAIS 
 
 
 
UNIDADE II 
Funções Inorgânicas 
Professor Esp. Pedro Rogério Vilela Ribeiro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Plano de Estudo: 
● Ácidos e bases; 
● Óxidos; 
● Sais; 
● Peróxidos e Hidretos. 
 
 
 
Objetivos da Aprendizagem: 
● Identificar os principais compostos inorgânicos 
presentes no nosso cotidiano; 
● Compreender as diferenças entre ácidos e bases; 
● Estabelecer a nomenclatura correta dos 
compostos inorgânicos mais utilizados; 
● Relacionar as funções ácido, base, sais e óxidos 
e a capacidade de reações entre elas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 31 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os compostos químicos são classificados pelos cientistas em dois grandes grupos, os 
compostos orgânicos e os compostos inorgânicos. As substâncias orgânicas apresentam compostos 
estruturados por átomos de carbono, geralmente ligados entre si e, ainda, ligados a hidrogênios. 
Os compostos inorgânicos, direta ou indiretamente, são de origem mineral. 
Temos como exemplo o nitrato de sódio e sulfato de cálcio. Esses compostos são formados 
pela união de dois ou mais átomos diferentes de não metais, ou de átomos de elementos 
químicos do grupo dos metais ligados ao átomo de hidrogênio, chamados de hidretos, como 
o hidreto de sódio (NaH) e hidreto de cálcio (CaH2). Os elementos químicos são agrupados 
por semelhança de características, os compostos inorgânicos também possuem uma 
classificação. Esta leva em consideração, principalmente, à semelhança das propriedades 
químicas. Esses compostos foram classificados em ácidos, bases, sais, óxidos e hidretos. 
Essa classificação também é conhecida como funções químicas dos compostos 
inorgânicos em que vários deles estão presentes no nosso cotidiano, podemos encontrar 
diversos exemplos: o ácido clorídrico (HCl), um ácido que está presente no nosso suco 
gástrico; o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), uma base popularmente conhecida como 
leite de magnésia, utilizada como laxante; o cloreto de sódio (NaCl), um sal frequentemente 
utilizado na cozinha para temperar alimentos; e o óxido de magnésio (MgO), um óxido que, 
ao entrar em combustão, emite uma luz semelhante àquela gerada pelo flash fotográfico. 
Iniciaremos nosso estudo das funções inorgânicas diferenciando os processos de 
dissociação e ionização e conhecendo a Teoria de Arrhenius. Em seguida, analisaremos 
nossa primeira função inorgânica, os ácidos; estudaremos também as bases (capítulo 16); 
encontraremos nossa terceira função inorgânica – os sais –, ao reagirmos um ácido com 
uma base; e finalizaremos esta unidade estudando, os óxidos e peróxidos. 
INTRODUÇÃO 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 32 
3 
2 3 3 2 3 3 
2 4 2 3 4 2 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. ÁCIDOS E BASES 
 
1.1 Ácidos 
Para Atkins e Jones (2012) os ácidos são compostos que, em água, ionizam-se, 
produzindo íons hidrogênio e aumentando a concentração de cátions H+. Na prática, o cátion 
H+ se combina com uma molécula de água formando o cátion hidrônio ou hidroxônio(H O+). 
 
Exemplos: 
 
HCl + H O → H O + Cl- HNO + H O → H O+ + NO - 
 
H SO + 2H O → 2H O+ + SO 2- HCN + H O → H O+ + CN - 
 
A palavra ácido vem do Latim acidu. Os ácidos são substâncias que possuem pH 
inferior a 7,0, que, ao reagirem com bases, formam sais; são substâncias que conduzem 
corrente elétrica em solução aquosa sendo que outra propriedade interessante é sua ação 
sobre os indicadores colorimétricos, que pode ser vista na imagem a seguir: 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 33 
FIGURA 1 – PROCESSO DE IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO 
 
 
 
 
É importante notar que, na verdade, a cor do indicador não depende do ácido ou do 
álcali, ele vem da relação dos íons H+ (liberados pelo ácido) e dos íons OH- (liberados pelo 
álcali). Representação proposta por Chang e Goldsby (2013) quando as moléculas do HCl 
entram em contato com a água: 
 
FIGURA 2 – LIBERAÇÃO DE ÍONS H+ DA MOLÉCULA DE HCL 
 
 
Fonte: Chang e Goldsby (2013). 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 34 
2 4 2 4 
3 4 3 4 
4 2 7 4 
1.2 Classificação dos ácidos 
1. Quanto ao número de Hidrogênios ionizáveis (H+): 
● monoácidos: na ionização a molécula libera apenas 1 cátion H+. Ex: HCl, 
HNO3, HCN... 
● diácidos: na ionização a molécula libera 2 cátions H+. Ex: H SO , H MnO , 
H2CrO4 .... 
● triácidos: na ionização a molécula libera 3 cátions H+. Ex: H PO , H AsO , 
H
3
SbO
4
 
● tetrácidos: na ionização a molécula libera 4 cátions H+. Ex: H P O , H Fe 
(CN)6, H4SiO4... 
 
2. Quanto a presença ou não de Oxigênio na molécula: 
● hidrácidos: não contêm oxigênio. Ex: HCl, H
4
Fe (CN)
6
, H
2
S.... 
● oxiácidos: contêm oxigênio. Ex: HNO
3
, H
2
MnO
4
, H
3
PO
4
, H
4
SiO
4
... 
 
3. Quanto ao grau de ionização: 
● Ácidos fortes: 50% ≤ α ≤ 100%. Atenção: H
2
SO
4
, HNO
3
, HClO
4
, HBr, HCl e 
HI são ácidos fortes existentes. 
● Ácidos moderados: 5% ≤ α < 50%. Ex: H
3
PO
4
 
● Ácidos fracos: 0 ≤ α < 5%. Ex: HClO 
 
4. Quanto ao número de elementos constituintes: 
● Binários: apresentam dois elementos. Exemplos: HBr, HCl, H2S, HF. 
● Ternários: apresentam três elementos. Exemplos: H
2
SO
4
, H
3
PO
4
. 
● Quaternários: apresentam quatro elementos. Exemplos: HOCN, H4Fe (CN)6 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 35 
 
 
1.3 Nomenclatura dos ácidos 
a) Hidrácidos (ácidos que não contem oxigênio): 
 
O nome é escrito sempre com a terminação ÍDRICO. Conforme a regra a seguir: 
 
Ácido + ídrico. 
Nome do ânion 
 
Exemplos: 
HBr – Ácido bromídrico HCN - Ácido cianídrico H2S – Ácido sulfídrico 
HF- Ácido fluorídrico 
 
SAIBA MAIS 
 
Conceitos de ionização e dissociação iônica. A ionização é o processo pelo qual 
substâncias moleculares originam íons quando em solução aquosa. Esse processo 
ocorre geralmente com compostos moleculares, em que os átomos de não metais são 
ligados por meio de ligações covalentes. Exemplo: 
 
FIGURA 3 – IONIZAÇÃO DO HCL. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dissociação iônica é o nome dado ao processo por meio do qual os íons presentes em 
um composto iônico se separam quando colocados em água, formando seus respec- 
tivos ânion e cátion. Lembramos que os compostos iônicos são compostos em que os 
átomos de um elemento do grupo dos metais estão unidos a outro átomo de elemento 
do grupo de ametais. Exemplo: 
 
Fonte: O Autor (2022). 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 36 
b) Oxiácidos 
1) Se o elemento forma apenas um oxiácido (NOx fixo), usa-se a terminação ico: 
Ácido +ico. 
Nome do ânion 
 
Exemplos: 
 
Nº de oxidação (+6): H
2
CrO
4 
ácido Crômico Nº de oxidação (+6): H
2
Cr
2
O
7
 
ácido dicrômico Nº de oxidação (+6): 
H
2
MnO
4 
ácido mangânico 
Nº de oxidação (+7): HMnO4 ácido permangânico 
 
2) Se o elemento forma apenas dois oxiácidos, usa-se a terminação ico, para o 
oxiácido com maior NOx e oso para o oxiácido com menor Nox. 
 
Ácido + ico ou oso. 
Nome do ânion 
Exemplos: 
 
Nº de oxidação (+4): H
2
SO
3 
ácido sulfuroso Nº de oxidação (+6): H
2
SO
4
 
ácido sulfúrico Nº de oxidação (+3): HNO2 
ácido nitroso 
Nº de oxidação (+5): HNO3 ácido nítrico 
 
3) Se o elemento é capaz de formar três ou quatro oxiácidos, comumente ocorre 
com os elementos do Grupo 17 (halogênios) da tabela periódica. É preciso controlar o 
NOx do elemento central do ácido. 
TABELA 1 – NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS 
 
Nox Nome 
+ 1 Ácido hipo. ............ oso 
+ 3 Ácido. .................. oso 
+ 5 Ácido. ................. ico 
+ 7 Ácido per .............ico 
Fonte: O Autor (2022). 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 37 
Exemplos: 
 
Nº de oxidação (+1): HClO ácido hipocloroso 
Nº de oxidação (+3): HClO2 ácido cloroso 
Nº de oxidação (+5): HClO3 ácido clórico 
Nº de oxidação (+7): HClO4 ácido perclórico 
 
Nota: Além dos prefixos per e hipo em casos especiais como o do Fósforo, em que 
o NOx é sempre o mesmo (+5) e o que varia é o grau de hidratação da molécula, são 
usados os prefixos orto, meta e piro. 
 
HPO
3 
- ácido metafosfórico H
3
PO
4 
- ácido ortofosfórico H
4
P
2
O
7 
- ácido pirofosfórico 
 
FIGURA 4 – PROCESSO DE DISSOCIAÇÃO 
 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 38 
2 2 
2 2 2 2 2 
1.4 Bases 
De acordo Atkins e Jones (2012) bases são compostos que produzem íons hidróxido 
(OH-por meio da dissociação do composto, formando ânion OH- Bases de Arrhenius são 
substâncias que formam o íon OH- (íon oxidrila) em solução aquosa. Exemplos: 
 
KOH + H O → K+ + OH- NaOH + H O → Na+ + OH- 
Ca (OH) + H O → Ca2+ + 2OH- Ba (OH) + H O → Ba + + 2OH- 
 
O grupo das bases muitas vezes é apresentado como “bases ou álcalis”, porém 
logo iremos entender que todo álcali é uma base, mas nem toda base é um álcali; por 
exemplo, o hidróxido de amônia, que é uma base, mas não é um álcali. 
Bases são um conjunto de inúmeras substâncias solúveis em água, capazes de 
tornar o papel tornassol azul e reagem com ácidos formado sal e água. O grupo das bases 
inclui alguns tipos de óxidos, hidróxidos de certos metais e a amônia. Como foi dito anterior- 
mente, todos os álcalis são bases. Álcalis são carbonatos ou hidróxidos de metais alcalinos 
que, em solução aquosa, liberam o grupo OH- e, reagem com ácidos formando sal e água. 
Os álcalis são um grupo específico de bases. 
1.5 Classificação das bases 
1- Quanto ao número de oxidrilas (OH-): 
a) monobases: possuem apenas uma oxidrila: KOH, NH4OH, NaOH... 
b) dibases: possuem duas oxidrilas: Ca (OH)
2
, Mg (OH)
2
, Fe (OH)
2
.... 
c) tribases: possuem três oxidrilas: Al (OH)3, Fe (OH)3... 
d) tetrabases: possuem quatro oxidrilas: Pb(OH)4, Sn (OH)4.... 
 
» Não são conhecidas bases com mais de quatro oxidrilas por molécula. 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 39 
2- Quanto à solubilidade em água: 
a) Solúveis: São os hidróxidos dos metais do Grupo 1 (metais alcalinos) e o NH4OH. 
Todavia, é redundante dizer que o hidróxido de amônio é solúvel em água, pois o hidróxido 
de amônio já é uma solução aquosa, tendo em vista o fato de não existir um composto 
sólido de fórmula NH4OH. 
Exemplos: KOH, NH4OH, NaOH.... 
 
b) Pouco solúveis: São os hidróxidos dos metais dos Grupo 2 (metais alcalino-ter- 
rosos). Estes álcalis são pouco solúveis quando comparados aos do Grupo 1, mas são 
bastante solúveis quando comparados com os álcalis de outros metais. Os metais deste 
grupo costumam provocar o fenômeno descrito como “água dura”. 
 
Exemplos: Ca (OH)
2
, Mg (OH)
2
, ... 
 
c) Praticamente não-solúveis: São os álcalis dos demais metais, que apresentam 
uma solubilidade muito baixa. 
 
Exemplos: Fe (OH)
3 
,Pb(OH)
4
, Sn (OH)
4 
... 
 
Veja a tabela a seguir para comparar o grau de solubilidade de alguns álcalis: 
 
TABELA 2 – SOLUBILIDADE 
 
Fonte: O autor (2022). 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 40 
3 - Quanto ao grau de dissociação iônica: 
Conforme é o grau de dissociação iônica, as bases são classificadas como: 
a) Fortes:Se α próximo de 100% e temperatura igual à 25˚C. São bases fortes as 
bases pertencentes aos metais dos grupos 1 (metais alcalinos) e 2 (alcalino-terrosos). Este 
fato ocorre porque as bases dos metais já são compostos iônicos no estado sólido e, em 
soluções suficientemente diluídas, a dissociação atinge 100%, pois as moléculas de água 
conseguem desmontar completamente o retículo cristalino. 
b) Fracas: Se α inferior à 5% (próximo de zero) e temperatura igual à 25˚C, as bases 
são consideradas fracas. As bases dos demais metais por serem pouco solúveis em água e 
moleculares só podem ser consideradas fracas. A única base da Química Inorgânica que é 
solúvel em água e não pertence aos grupos 1 e 2 é o hidróxido de amônio (NH4OH), porém, 
como seu grau de ionização à 25˚C é próximo de 1%, esta também é uma base fraca. 
α → Letra Grega alfa, que indica o grau de dissociação iônica. 
 
FIGURA 5 – DISSOCIAÇÃO DO HIDRÓXIDO DE SÓDIO. 
 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 41 
1.7 Nomenclatura das bases 
a) Base contendo apenas uma hidroxila (monobase): 
 
Hidróxido de.............................................. 
Nome do elemento 
 
Exemplos: 
 
NaOH – hidróxido de sódio 
KOH - hidróxido de potássio 
 
b) Se a base contém duas hidroxilas, adiciona-se os sufixos ico ou oso após o 
nome do elemento, ou um algarismo romano indicando o número de oxidação do elemento. 
 
Hidróxido de + oso ou ico 
Nome do elemento 
 
Exemplos: 
 
Fe (OH)3 – hidróxido férrico ou ferro III 
Fe (OH)2 - hidróxido ferroso ou ferro II 
 
Sn (OH)4 - hidróxido estânico ou estanho IV 
Sn (OH)2 - hidróxido estanoso ou estanho II 
 
 
 
SAIBA MAIS 
 
O aparelho utilizado para medir o pH de soluções e substâncias com precisão é o 
pHmetro. Entretanto, é muito comum o uso de indicadores ácido-base que, adicionados 
em pequenas quantidades à solução analisada, assumem cores diferentes, em 
diferentes faixas de pH. Os indicadores mais utilizados em laboratório são fenolftaleína, 
azul de bromotimol, alaranjado de metila, papel tornassol azul, papel tornassol vermelho 
e papel de indicador universal. Verifique no link a seguir o pH de alguns sistemas: 
FIGURA 6 – EQUIPAMENTO DE MEDIÇÃO DE PH. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: Fogaça (2017). 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 42 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. ÓXIDOS 
 
2.1 Conceito 
O termo óxido, tem origem na palavra Grega oxýs, e significa azedo. Sob o ponto 
de vista químico, é a designação genérica de combinações binárias do oxigênio com outro 
elemento. Portanto, Óxidos são compostos binários formados pelo Oxigênio e outro ele- 
mento químico, onde o Oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Segundo Silva (2014, 
p. 255) os óxidos podem ser classificados como “óxidos básicos, óxidos ácidos, óxidos 
anfóteros, óxidos neutros, óxidos duplos ou mistos e peróxidos”. 
 
Exemplos: 
 
Na
2
O + H
2
O → 2NaOH SO
3 
+ H
2
O → H
2
SO
4 
ZnO + 2HCl → ZnCl
2 
+ H
2
O 
ZnO + NaOH → Na
2
ZnO
2 
+ H
2
O Na
2
O
2 
+ H
2
O → 2NaOH + H
2
O
2
 
Na
2
O
4 
+ 2H
2
O → 2NaOH + H
2
O
2 
+ O
2
(g) 
 
OBS: Os compostos OF2 (fluoreto de oxigênio), O2F2 (difluoreto de dioxigênio) não 
são óxidos, pois o Flúor é mais eletronegativo que o Oxigênio. 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 43 
2.2 Classificação dos óxidos 
● Óxidos Ácidos ou anidridos; São óxidos de não-metais (exceto NO, N2O, SiO2, 
H2O e CO) ou de metais com NOx elevado. (+5, +6 ou +7) 
Reações características 
óxido ácido + água → ácido. Ex: SO
3 
+ H
2
O → H
2
SO
4
 
óxido ácido + álcali → sal + água. Ex: SO
3 
+2KOH → K
2
SO
4 
+ H
2
O 
 
Ex.: Cl
2
O, Cl
2
O
7
, CO
2
, CrO
3
 
 
● Óxidos Básicos; São óxidos de metais com NOx baixo (+1 ou +2), Grupos 1 e 2. 
Obs: o ZnO possui NOx +2, mas ele é considerado um óxido anfótero. 
 
Reações características 
óxido alcalino + água → álcali. Ex: Na2O + H2O → 2NaOH óxido alcalino + ácido → 
sal + água. Ex: CaO + H
2
O → Ca (OH)
2
 
Ex.: Li
2
O, Na
2
O, K
2
O, Rb
2
O, Cs
2
O, MgO, 
 
● Óxidos Anfóteros ou anfipróticos; Óxidos de metais de NOx +3 ou +4, mais o 
ZnO, que possui NOx +2. 
 
Reações características 
óxido anfótero + ácido → sal + água. Ex: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O óxido anfótero 
+ álcali → sal + água. Ex: Al
2
O
3 
+ 2KOH → 2KAlO
2 
+ H
2
O 
 
Ex.: Al
2
O
3
, As
2
O
3 
e ZnO 
 
● Óxidos Neutros; são NO, N2O, SiO2, H2O e CO. Estes óxidos não reagem com 
a água, nem com os ácidos, nem com as bases. 
●Óxidos mistos, duplos ou salinos; São óxidos que se comportam como se fossem 
o resultado da mistura de dois outros óxidos do mesmo elemento químico. Estes óxidos 
são metálicos, sólidos e de estrutura iônica. Possuem uma fórmula geral M3O4, cujo M é 
um metal. Reagem como se fossem mistura de dois óxidos. 
 
Reações características: 
óxido salino + ácido → sal (1) + sal (2) + água. Exemplos: 
Fe
3
O
4 
+ 8HCl → 2FeCl
3 
+ FeCl
2 
+ 4H
2
O Fe
3
O
4
, Pb
3
O
4
, Mn
3
O
4,
 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 44 
● Peróxidos; São óxidos que reagem com água ou ácidos diluídos produzindo 
H
2
O
2
. Nos peróxidos, o NOx do Oxigênio vale –1. O H
2
O
2 
é um líquido molecular. Os demais 
peróxidos são sólidos iônicos contendo o ânion O-2. 
 
Reações características 
 
peróxido + água → álcali + H
2
O
2
. Ex: Na
2
O
2 
+ H
2
O → 2NaOH + H
2
O
2 
peróxido + 
ácido → sal + H
2
O
2
. Ex: Na
2
O
2 
+ H
2
SO
4 
→ Na
2
SO
4 
+ H
2
O
2
 
Ex.: Li
2
O
2
, Na
2
O
2
, K
2
O
2 
e Rb
2
O
2
 
 
● Superóxidos ou polióxidos; São formados por metais alcalinos e alcalinos-terrosos, 
mais frequentemente com K, Cs e Rb. São sólidos iônicos e possuem oxigênio com NOx = - ½. 
Ex.: KO
2
, RbO
2
, Na
2
O
4 
e Li
2
O
4
 
 
2.3 Nomenclatura dos óxidos 
Existem várias maneiras de nomearmos os óxidos. Estudaremos aqui duas dessas maneiras. 
 
2.1.1 Nomenclatura Geral 
Considerando um óxido genérico do tipo ExOy, onde x é o índice do elemento ligado 
ao oxigênio e y é o número de oxigênios na fórmula. Podemos dar um nome para esse 
óxido utilizando o seguinte esquema: 
 
prefixo + óxido de + prefixo + nome do elemento ligado ao oxigênio 
Prefixos: 
1 → mono (é omitido quando se refere ao elemento ligado ao oxigênio) 
2 → di 
3 → tri 
4 → tetr 
5 → pent 
6 → hexa 
7 → hept 
 
Exemplos: 
 
prefixo + óxido de + nome do elemento ligado ao oxigênio 
 
CO2 → dióxido de carbono CO → monóxido de carbono SO2 → dióxido de enxofre 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 45 
2.1.1 Nomenclatura para óxidos de metais 
 
 
SO
3 
→ trióxido de enxofre P
2
O
5 
→ pentóxido de difósforo Br
2
O
7 
→ heptóxido de dibromo 
 
Para óxidos de metais com um único NOx (metais alcalinos, alcalinos-terrosos, 
Zinco, Prata e Alumínio), pode-se dar o nome para eles pela seguinte regra: 
Óxido de + nome do metal 
 
Exemplos: 
 
Na
2
O → óxido de sódio ZnO → óxido de zinco CaO → óxido de cálcio Al
2
O
3 
→ 
óxido de alumínio 
 
 
Para óxidos de metais com Nox variável (os demais óxidos), acrescenta-se o 
número de oxidação do metal em algarismos romanos. 
 
Exemplos: 
 
CuO → óxido de cobre II Cu2O → óxido de cobre I Fe2O3 → óxido de ferro III FeO 
→ óxido de ferro III 
 
Essa nomenclatura segundo Both (2018), na qual se utiliza os algarismos romanos 
para se expressar o NOx do metal, é conhecida como Sistema Stock. O nome desse sistema 
foi dado em homenagem ao químico alemão Alfred Stock (1876-1946). 
Também pode ser utilizada a nomenclatura que emprega as terminações ico e oso para 
os óxidos de mais elevado e mais baixo nox do metal, respectivamente. Essa nomenclatura, no 
entanto, obriga o aluno a conhecer os números de oxidação possíveis para cada metal. 
 
Exemplos: 
 
Fe
2
O
3 
→ óxido férrico FeO → óxido ferroso 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 46 
FIGURA 7 – PRESENÇA DO DIÓXIDO DE CARBONO NA NATUREZA. 
 
UNIDADE IIIFEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 47 
2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. SAIS 
 
3.1 Conceito 
Na opinião de Atkins e Jones (2011, p. 114) “sal é todo composto que em água se 
dissocia liberando um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-. A reação de um 
ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação”. 
Quando, em uma reação entre ácido e base, todos os íons H+ do ácido, rea- 
gem com todos os íons OH-+ 3H O (formação do sal cloreto de alumínio), pro- 
venientes, oriundos da base, ocorre a neutralização total da reação, chamada 
de reação de neutralização. Essa reação forma, como produto, um sal e água 
(ATKINS e JONES, 2011, p. 114). 
3.2 Classificação dos sais 
Os sais podem ser classificados em 4 diferentes grupos, segundo a sua natureza: 
● Sais normais (antigamente denominado sal neutro); são provenientes da neutral-
zação total de um ácido ou de uma base. Na sua fórmula não aparece H+ nem OH-. 
Exemplos: NaCl - cloreto de sódio 
K
2
CO
3 
- carbonato de potássio 
CuCl2 - cloreto de cobre II 
 
● Hidrogenossal (antigamente denominado sal ácido); são sais provenientes da 
neutralização parcial de um ácido. Estes sais apresentam dois íons, sendo um deles com- 
posto pelo íon H+ (hidrogênio ionizável) e somente um ânion. 
 
Exemplos: NaHSO4 - monohidrogenossulfato de sódio 
NaH2PO4 - dihidrogenofosfato de sódio 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 48 
● Hidróxissal (antigamente denominado sal básico); são sais provenientes da 
neutralização parcial de uma base. Estes sais apresentam dois íons, sendo um deles 
formado pelo íon OH- e somente um cátion. 
 
Exemplos: Ca (OH)NO3 - nitrato monobásico de cálcio 
Al (OH)Cl2 - cloreto monobásico de alumínio 
Al (OH)2Cl - cloreto dibásico de alumínio 
● Sais duplos ou mistos; são sais que apresentam dois cátions diferentes (exceto 
o hidrogênio ionizável H+) ou dois ânions diferentes (exceto a hidroxila OH-). 
Os sais também são classificados quanto à presença de água, presença de Oxigê- 
nio e quanto ao número de elementos: 
 
● Quanto à presença de água; 
» Hidratados: CuSO
4
.5 H
2
O, CaSO
4
.2 H
2
O 
» Anidros: NaCl, KCl, CaSO4 
● Quanto à presença Oxigênio; 
» Oxissais: KNO
3
, CaCO
3
, CaSO
4
 
● Quanto ao número de elementos; 
» Binários: CaCl2, KBr, NaCl 
» Ternários: CaSO
4
, Al
2
(SO
4
)
3
 
» Quaternários: NaCNO, Na
4
Fe (CN)
6
 
 
3.3 Nomenclatura dos sais 
Para sais normais, utiliza-se a seguinte regra: 
 
NOME DO SAL = nome do ânion + de + nome do cátion 
 
O nome do ânion é proveniente do ácido que originou o sal. Para nomearmos o 
ânion, utilizaremos a seguinte tabela: 
 
TABELA 2 – NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS E SUAS VARIÁVEIS 
 
Nome do ácido Nome do ânion 
 elemento ídrico TROCA elemento eto 
hipo elemento oso TROCA hipo elemento ito 
 elemento oso TROCA elemento ito 
 elemento ico TROCA elemento ato 
per elemento ico TROCA per elemento ato 
Fonte: O autor (2022). 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 49 
4 4 
2 4 4 
3 
4 4 
Exemplos: 
 
H SO ácido sulfúrico, ânion SO -2 sulfato 
HCl ácido clorídrico, ânion Cl- cloreto 
HClO ácido perclórico, ânion ClO - perclorato 
 
O nome do cátion é proveniente da base que originou o sal. Exemplos: 
 
 
NaOH hidróxido de sódio, cátion Na+ sódio. 
Fe (OH) hidróxidos de ferro III, cátion Fe3+ ferro III. 
NH OH hidróxido de amônio, cátion NH + amônio. 
 
Agora que já sabemos nomear os cátions e ânions, podemos usar a regra 
aprendida inicialmente para nomear os sais. 
 
Exemplos: 
 
NaCl cloreto de sódio. 
Na
2
CO
3 
carbonato de sódio. 
FeCl3 cloreto de ferro III ou cloreto férrico. 
KClO4 perclorato de potássio. 
AgNO
3 
nitrato de prata. Na
2
SO
3 
sulfito de sódio. 
 
FIGURA 8 – REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO. 
 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 50 
3.4 Hidretos e Peróxidos 
Para os hidrogenossais, valem as regras estudadas para os sais normais, acres- 
centando-se no início do nome (mono, di ou tri) idrogeno. 
 
Exemplos: 
 
Na
2
HPO
4 
monohidrogenofosfato de sódio. 
NaH
2
PO
4 
diidrogenofosfato de sódio. 
NaHCO3 (mono)idrogenocarbonato de sódio ou bicarbonato de sódio. 
 
No caso dos hidroxissais, acrescenta-se hidroxi no início do nome em vez de hidrogeno. 
 
Exemplos: 
 
Ca (OH)Br hidroxibrometo de cálcio. Al 
(OH)
2
NO
3 
diidroxinitrato dr alumínio. 
3.5 Hidretos 
Os hidretos são compostos binários formados pelo hidrogênio e outro elemento. 
Estes compostos se dividem em três grandes grupos: iônicos, metálicos e covalentes. É 
uma classe de compostos em que o Hidrogênio apresenta valência -1, lembrando que, 
exceto neste caso, o Hidrogênio sempre tem carga de valência +1. 
● hidretos iônicos ou salinos. 
● hidretos metálicos ou intersticiais. 
● hidretos covalentes ou moleculares. 
 
3.5.1 Hidretos iônicos ou salinos 
Os hidretos iônicos, assim como todos os compostos iônicos, são sólidos de elevado ponto 
de fusão. Os hidretos iônicos apresentam maior densidade que seus respectivos metais. Isto ocorre 
porque o H- ocupa os interstícios do retículo cristalino do metal sem provocar distorções no mesmo. 
O Hidreto de Cálcio (CaH2), também conhecido como Hidrolita, é considerado como 
hidreto iônico mais importante. O Hidreto de Cálcio é fabricado tanto para fins industriais quanto 
para fins militares, sendo um importante produtor do gás Hidrogênio, através da reação: 
 
CaH
2 
+ 2 H
2
O → Ca (OH)
2 
+ 2 H
2
 
 
A reação de 1g desta substância com a água gera cerca de um litro de Hidrogênio. 
Graças à hidrolita é possível transportar grandes quantidades de H2 em um pequeno volume. 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 51 
3.5.2 Hidróxidos metálicos 
Metais pesados como Níquel, Platina, Paládio, possuem a habilidade de adsorver o 
Hidrogênio gasoso, dando origem aos hidretos metálicos. A ligação química nesta classe de 
hidretos é intermediária entre a ligação metálica e a covalente. Por apresentar características 
similares às de uma ligação metálica, o produto Metal/Hidrogênio pode ser considerado uma liga 
metálica. 
Como caracteriza Weller (2017) o gás Hidrogênio (H2) penetra a interface metálica 
e se divide em átomos de Hidrogênio. Não se sabe ao certo se o Hidrogênio presente nas 
posições intersticiais fica na forma atômica ou na forma de íons H+ com elétrons 
deslocalizados. Todavia, o hidrogênio estocado desta forma apresenta propriedades 
redutoras muito altas, isto ajuda a compreender por que inúmeras reações são 
extremamente lentas e não se realizam do ponto de vista prático quando o gás hidrogênio 
está na forma de moléculas de H
2, 
mas são facilmente realizadas com o hidrogênio ocluso 
dentro de um metal, isto é, 
sob a forma de hidreto metálico. Em função de as ligações metal-hidrogênio serem fracas 
e o hidrogênio estar praticamente no estado atômico, ele é muito mais reativo que o Hidro- 
gênio gasoso. Assim, podemos dizer que o Hidrogênio em oclusão está em estado ativado. 
Os hidretos metálicos são formados por metais do bloco d e f da Tabela Periódica. 
Porém, vale ressaltar que elementos centrais do bloco d não formam hidretos. A ausência da 
formação de hidretos nesta região da tabela periódica é chamada de “lacuna do hidrogênio” 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 52 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. PERÓXIDOS E HIDRETOS 
 
No ponto de vista de Oliveira (2013) os peróxidos são óxidos que contém o grupo – O 
– O – denominado peróxido. Os mais comuns são peróxidos de metais alcalinos e alcalinos 
terrosos. O principal é o peróxido de hidrogênio (H2O2). O peróxido de hidrogênio H – O – O 
– H é molecular e líquido em condições ambiente. Em solução aquosa, é vendido como água 
oxigenada. Os peróxidos alcalinos e alcalinos terrosos são sólidos iônicos que apresentam o 
ânion peróxido (O – O)2 ou O2 peróxido de cálcio (CaO2) caráter básico. São compostos binários(formados por dois elementos químicos) em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
Os outros elementos químicos que podem fazer parte da composição dos peróxidos são: 
● Metais alcalinos (Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio e Frâncio); 
● Metais alcalinoterrosos (Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário e Rádio); 
● Prata (Ag); 
● Zinco (Zn); 
● Hidrogênio. 
 
A fórmula dos peróxidos sofre variação apenas no índice atômico relacionado com 
o elemento que acompanha o oxigênio. 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 53 
4.1 Características físicas dos peróxidos 
● São compostos iônicos, com exceção do peróxido de hidrogênio; 
 
 
Fórmula estrutural do peróxido de hidrogênio. 
 
● Em temperatura ambiente, apresentam-se no estado sólido, com exceção do 
peróxido de hidrogênio; 
● Possuem elevados pontos de fusão e ebulição quando comparados com 
compostos covalentes; 
● Suas moléculas interagem por interações dipolo permanente iônicas, com exceção 
do peróxido de hidrogênio, cujas moléculas interagem por ligações de hidrogênio; 
● Em geral, são solúveis em água. 
● Normalmente, são mais densos que a água. 
UNIDADE III EFustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 54 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Caro (a) Aluno (a), 
 
 
Nesta unidade buscamos destacar a importância das funções inorgânicas referente 
a classificação e a nomenclatura dos diferentes compostos, fase que requer atenção e cui- 
dados especiais pois a simples substituição de um hidrogênio pode fazer toda a diferença. 
Além disso, clareamos os conceitos de ácidos, bases, óxidos, sais, hidretos e peróxidos 
compreendendo quando utilizá-los nas diferentes atividades envolvendo a química. 
Conhecemos os princípios que diferem a ionização da dissociação é como tal evento 
interfere no grau de ionização das substâncias fazendo que possam ser classificadas como 
fraca, moderada e forte. Os ácidos são considerados estruturas covalentes, ou seja, os ele- 
mentos compartilham elétrons em suas ligações, eles têm a tendencia de sofrer ionização em 
água e formar íons, liberando o H+ como único cátion (segundo Arrhenius). Já as bases são 
classificadas de acordo com o número de hidroxilas liberadas em solução em sua maioria são 
substâncias iônicas e sua força está relacionada com o seu grau de dissociação. 
Vimos também que os sais são compostos iônicos que apresentam, no mínimo, um 
cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-, podendo ser obtido em uma reação de 
neutralização, como exemplo um ácido e uma base. Além disso, compreendemos que os 
óxidos são compostos binários (iônicos ou moleculares), tendo a sua formula molecular 
formada por dois elementos, tendo o elemento oxigênio como obrigatório na sua 
composição, sendo ele o seu elemento mais eletronegativo 
CONSIDERAÇÕES FINAIS 
UNIDADE III FEustnuçdõoesdIanMoragtâénriicaas 55 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIVRO 
Título: O menio do Pijama Listrado 
Autor: John Boun, Oliver Jefers. 
Editora: Seguinte. 
Sinopse: Alemanha, Segunda Guerra Mundial. O menino Bruno, de 
8 anos, é filho de um oficial nazista que assume um cargo importante 
em um campo de concentração. Sem saber realmente o que seu pai 
faz. Bruno se muda com os pais de Berlim para uma área isolada, 
onde não há muito o que fazer para uma criança. Os problemas 
começam quando ele decide explorar o local e acaba conhecendo 
Shmuel, um garoto de idade parecida, que vive usando um pijama 
listrado e está sempre do outro lado de uma cerca eletrificada. A 
amizade cresce entre os dois, e Bruno passa, cada vez mais, a 
visitá-lo, tornando essa relação mais perigosa do que eles imaginam. 
 
 
 
 
 
 
 
FILME/VÍDEO 
Título: Blade Runner, O Caçador De Andróides 
Ano: 1982. 
Sinopse: No início do século XXI, uma grande corporação desenvolve 
um robô que é mais forte e ágil que o ser humano e se equiparando 
em inteligência. São conhecidos como replicantes e utilizados como 
escravos na colonização e exploração de outros planetas. Mas, 
quando um grupo dos robôs mais evoluídos provoca um motim, em 
uma colônia fora da Terra, este incidente faz os replicantes serem 
considerados ilegais na Terra, sob pena de morte. A partir de então, 
policiais de um esquadrão de elite, conhecidos como Blade Runner, 
têm ordem de atirar para matar em replicantes encontrados na Terra, 
mas tal ato não é chamado de execução e sim de remoção. Até que, 
em novembro de 2019, em Los Angeles, quando cinco replicantes 
chegam à Terra, um ex-Blade Runner (Harrison Ford) é encarregado 
de caçá-los. O filme se passa na cidade de Los Angeles e o local está 
totalmente poluído por uma chuva ácida. 
MATERIAL COMPLEMENTAR 
 
 
 
UNIDADE III 
Cálculos Químicos 
Plano de Estudo: 
● Unidades de Medidas; 
● Massa Atômica; 
● Massas Moleculares; 
● Reações Químicas e Equações Químicas 
 
Objetivos da Aprendizagem: 
● Capacitar o aluno a realizar as principais conversões 
de unidades utilizadas na química; 
● Calcular a massa atômica, número de mols 
e diferentes concentrações molares; 
● Demonstrar adequadamente as reações químicas 
através do uso de balanceamento por tentativas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIDADE III Cálculos Químicos 57 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Neste módulo, estaremos utilizando conceitos já apresentados no que se refere à estrutu-
ra e às fórmulas químicas no estudo das relações de massas de átomos e moléculas. As relações 
ajudam a explicar a constituição dos compostos e as mudanças que ocorrem na sua composição. 
A massa do átomo de uma maneira geral depende do número de elétrons, prótons 
e nêutrons que o constituem. A compreensão referente a massa atômica é de extrema 
importância no trabalho laboratorial. Átomos são partículas extremamente pequenas – até 
o menor grão de poeira que a nossa vista consiga detectar contém cerca de 1x1016 átomos! 
Na prática, é impossível pesar um átomo, mas conseguimos determinar experimentalmente 
as relações de massas entre dois átomos. Primeiro devemos atribuir um valor de massa a 
um átomo de um dado elemento a fim de usá-lo como a massa padrão. 
INTRODUÇÃO 
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1. UNIDADES DE MEDIDAS 
 
De acordo com Vogel (2002) todas as propriedades mensuráveis da matéria podem ser 
classificadas em duas categorias: propriedades extensivas e propriedades intensivas. O valor 
medido de uma propriedade extensiva depende da quantidade de matéria considerada. Massa, 
comprimento e volume são propriedades extensivas. Mais matéria significa mais massa. Os 
valores da mesma propriedade extensiva podem ser somados. Por exemplo, duas moedas de 
cobre terão uma massa total que é igual à soma das massas de cada moeda; o volume total 
de água em dois béqueres é igual à soma dos volumes de água contidos em cada um deles. 
O valor medido de uma propriedade intensiva não depende da quantidade de 
matéria considerada. 
A temperatura é uma propriedade intensiva. Vamos supor que tenhamos dois béque- 
res com água a mesma temperatura. Se juntarmos os conteúdos de água dos dois béqueres 
em um béquer maior, a temperatura da água neste béquer será a mesma que aquelas dos 
béqueres separados. Ao contrário da massa e do volume, a temperatura e outras proprieda- 
des intensivas, tais como ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade, não são aditivas. 
O estudo da química depende muito da realização de medidas, por exemplo, os 
químicos usam medidas para comparar propriedades de diferentes substâncias e para ava- 
liar modificações ocorridas em um experimento. Alguns instrumentos comuns permitem-nos 
medir propriedades de uma substância: a régua mede comprimento; a bureta, a pipeta, a 
proveta e o balão volumétrico medem volume (imagem abaixo); a balança mede massa; o 
termômetro, temperatura. 
UNIDADE III Cálculos Químicos 59 
O grupo desses instrumentos servem para medidas de propriedades macroscópicas, 
que podem ser determinadas diretamente.