Química_9_classe

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REPÚBLICA DE MOÇAMBIQUE 
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO E DESENVOLVIMENTO HUMANO 
DIRECÇÃO NACIONAL DE ENSINO SECUNDÁRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA 
9a Classe 
O meu caderno de actividades 
STOP Sida 
 
 
STOP Covid -19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FICHA TÉCNICA 
 
Título: 
 
O meu caderno de actividades de Quimica 9ª Classe 
Direcção: Gina Guibunda & João Jeque 
Coordenação Manuel Biriate 
Elaboradores: Bui Nguyet e Anibal Filimone 
Concepção gráfica e Layout: Hélder Bayat & Bui Nguyet 
Impressão e acabamentos: MINEDH 
Revisão: Isaías Mulima & Rui Manjate 
Tiragem: xxx exemplares. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÍNDICE 
UNIDADE TEMÁTICA 1 : PRINCIPAIS CLASSES DE COMPOSTOS INORGÂNICOS 1 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS ........................................................................................................................ 1 
1.1. Óxidos .......................................................................................................................................................... 1 
1.2. Ácidos ......................................................................................................................................................... 3 
1.3. Bases........................................................................................................................................................... 5 
1.4. Indicadores ácido-base .......................................................................................................................... 7 
1.5. Sais .............................................................................................................................................................. 7 
1.6. Relação entre óxidos, bases, ácidos e sais ...................................................................................... 9 
II. ALGUNS TIPOS DE EXERCÍCIOS ...................................................................................................... 9 
2.1. Nomenclatura dos óxidos, ácidos, bases e sais ............................................................................. 9 
2.2. Distinguir óxidos, ácidos, bases e sais ........................................................................................... 11 
2.3. Escrever equações químicas entre óxidos, bases, ácidos e sais ............................................. 12 
2.4. Reacção entre óxido básico e ácido ................................................................................................. 15 
2.5. Reacção de neutralização .................................................................................................................... 15 
III. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO ....................................................................................................... 16 
3.1. Óxidos ....................................................................................................................................................... 16 
3.2. Ácidos ....................................................................................................................................................... 18 
3.3. Bases......................................................................................................................................................... 18 
3.4. Sais ............................................................................................................................................................ 19 
UNIDADE TEMÁTICA 2: ESTRUTURA ATÓMICA E TABELA PERIÓDICA ................ 21 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS ...................................................................................................................... 21 
1.1. Estrutura atómica .................................................................................................................................. 21 
1.2. Distribuição electrónica em níveis de energia ........................................................................................... 22 
1.3. Tabela periódica ............................................................................................................................................ 23 
II. ALGUNS TIPOS DE EXERCÍCIOS .................................................................................................... 25 
2.1. Exercícios de estrutura atómica .............................................................................................................. 25 
2.2. Exercícios sobre isótopos ........................................................................................................................ 26 
2.3. Distribuição electrónica por níveis de energia .................................................................................... 27 
2.4. Relação entre a distribução electrónica e a localização de um elemento na tabela periódica.
 27 
2.5. Comparar propriedades de elementos baseando na sua lacalização na tabela periódica ...... 28 
III. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO ....................................................................................................... 29 
UNIDADE TEMÁTICA 3: LIGAÇÃO QUÍMICA ................................................................... 34 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS ...................................................................................................................... 34 
1.1. Ligação química ..................................................................................................................................... 34 
1.2. NOÇÃO DE IÃO ................................................................................................................................................ 35 
1.3. Tipos de ligação química ..................................................................................................................... 37 
 
 
II. ALGUNS TIPOS DE EXERCÍCIOS .................................................................................................... 40 
2.1. Formação de iões e ligação iónica ............................................................................................................. 40 
2.2. Escreve a fórmula de Lewis (a fórmula de electrões) e a fórmula estrutural das substâncias com 
ligação covalente ................................................................................................................................................... 41 
2.3. Determinação do carácter da ligação química .......................................................................................... 42 
III. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO ....................................................................................................... 43 
UNIDADE TEMÁTICA 4: O CLORO E OS ELEMENTOS DO GRUPO VII DA TABELA 
PERIÓDICA ................................................................................................................................ 47 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS ...................................................................................................................... 47 
1.1. Elementos do VII grupo principal ...................................................................................................... 47 
1.2. O Cloro como representante ............................................................................................................... 47 
1.3. Compostos dos halogéneos ............................................................................................................... 48 
1.4. Reacção redox ........................................................................................................................................ 49 
1.5. Número de avogadro e volume molar .............................................................................................. 51 
II. ALGUNS TIPOS DE EXERCÍCIOS .................................................................................................... 51 
2.1. Escrita de equações químicas ............................................................................................................
51 
2.2. Determinação do número de oxidação (Nox) ................................................................................. 53 
2.3. Exercícios sobre relação entre a quantidade de substância, a massa, o volume e número 
de partículas ......................................................................................................................................................... 53 
III. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO ....................................................................................................... 54 
UNIDADE TEMÁTICA 5: ENXOFRE E OS ELEMENTOS DO GRUPO VI DA TABELA 
PERIÓDICA ................................................................................................................................ 57 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS ...................................................................................................................... 57 
1.1. Elementos do VI grupo principal ....................................................................................................... 57 
1.2. Enxofre como representante: ............................................................................................................. 57 
1.3. Compostos de Enxofre: ....................................................................................................................... 58 
II. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO ......................................................................................................... 59 
UNIDADE TEMÁTICA 6: NITROGÉNIO E OS ELEMENTOS DO GRUPO V DA 
TABELA PERIÓDICA ............................................................................................................... 61 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS ...................................................................................................................... 61 
1.1. Elementos do V grupo principal ........................................................................................................ 61 
1.2. Nitrogénio como representante: ........................................................................................................ 61 
1.3. Compostos de Nitrogénio: .................................................................................................................. 62 
II. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO ......................................................................................................... 63 
TÓPICOS DE CORRECÇÃO/RESOLUÇÕES DOS EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO
 ..................................................................................................................................................... 64 
BIBLIOGRAFIA ......................................................................................................................... 69 
 
 
BIBLIOGRAFIA ELECTRÓNICA ............................................................................................ 69 
1 
 
 
UNIDADE TEMÁTICA 1 
PRINCIPAIS CLASSES DE COMPOSTOS 
INORGÂNICOS 
 
 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS 
1.1. Óxidos 
1.1.1. Conceito de óxido 
a. Conceito: Óxidos são compostos binários formados por apenas dois elementos, 
sendo um deles o oxigénio. 
Por exemplo: Na2O, K2O, CaO, MgO, Al2O3, CO2, SO2, N2O3, P2O5…… 
b. Composição dos óxidos 
 X2On 
Onde: 
X: é um elemento químico qualquer. O: átomo do oxigénio 
n: valência do elemento X 2: valência do oxigénio. 
 
1.1.2. Classificação dos óxidos 
> Óxidos metálicos ou básicos: 
São óxidos que reagem com água, produzindo uma base ou reagem com um ácido, 
produzindo sal e água. Ex: K2O, Na2O, CaO, MgO… 
> Óxidos ametálicos ou ácidos: São óxidos que reagem com a água, produzindo um 
ácido ou reagem com uma base, produzindo sal e água. Ex: CO2, N2O3, P2O5, SO3… 
> Óxidos neutros: São óxidos que não reagem com água, base ou ácido. Ex: CO, 
NO, N2O… 
> Óxidos anfóteros: São óxidos que podem se comportar como óxidos ácidos e como 
óxidos básicos. 
Ex: ZnO, Al2O3… 
1.1.3. Nomenclatura dos óxidos 
a) Nomenclatura dos óxidos metálicos 
Para os elementos que formam apenas um óxido: 
 
Regra: 
Por exemplo: 
Na2O → Óxido de sódio BaO → Óxido de bário 
Óxido + de + nome do elemento metálico combinado com oxigénio 
2 
 
Li2O → Óxido de lítio MgO →Óxido de magnésio 
 Para elementos que formam mais do que um óxido: 
 
Exemplo: 
FeO: Óxido de ferro (II) Fe2O3: Óxido de ferro (III) 
b) Nomenclatura dos óxidos ametálicos 
Regra: 
 
 
 
Por exemplo: 
CO → Monóxido de carbono CO2 → Dióxido de carbono 
SO2 → Dióxido de enxofre SO3 → Trióxido de enxofre 
N2O → Monóxido de dinitrogénio NO → Monóxido de nitrogénio 
N2O3 → Trióxido de dinitrogénio NO2 → Dióxido de nitrogénio 
N2O5 → Pentóxido de dinitrogénio 
Nota: 
- Prefixos: 
Nº de 
átomos 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 
Prefixos Mon- Di- Tri- Tetr - Pent- Hex- Hept- Oct- Non- Dec- 
 
 - A aplicação do prefixo mon- é facultativa e não se aplica quando o elemento combinado 
com o oxigénio apresenta apenas um átomo. 
1.1.4. Propriedades químicas dos óxidos 
a) óxidos metálicos 
 Reacções dos óxidos básicos com água 
Alguns óxidos (Na2O, K2O, CaO, BaO…) reagem com água, formando as soluções 
básicas respectivamente: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2… 
Óxidos metálicos + H2O → Solução básica 
As equações químicas são: 
Na2O + H2O → 2NaOH K2O + H2O → 2KOH 
CaO + H2O → Ca(OH)2 BaO + H2O → Ba(OH)2 
 
Óxido + de + nome do metal + valência do metal 
Prefixo grego (que indica o número de átomos do oxigénio) + óxido + de + prefixo grego (que 
indica o número de átomos do elemento combinado com oxigénio) + nome do elemento. 
 
3 
 
 Reacções dos óxidos metálicos com ácidos 
Óxidos metálicos + ácidos → sais + H2O 
Exemplo: 
Na2O + HCl → 2NaCl + H2O MgO + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O 
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O 
 Reacções dos óxidos metálicos com óxidos ametálicos 
Alguns óxidos (Na2O, K2O, CaO, BaO…) reagem com óxidos ametálicos, formando 
sais. 
Óxidos metálicos + óxidos ametálicos → sais 
Exemplo: 
Na2O + CO2 → Na2CO3 CaO + CO2 → CaCO3 
b) Propriedades químicas dos óxidos ametálicos 
 > Reacções dos óxidos ametálicos com água 
Óxidos ametálicos + H2O → solução ácida respectivas 
CO2 + H2O → H2CO3 SO2 + H2O → H2SO3 
 SO3 + H2O → H2SO4 P2O5 + H2O → H3PO4 
 > Reacções dos óxidos ametálicos com bases 
Óxidos ametálicos + bases → sais + H2O 
 
SO2 + NaOH → NaHSO3 SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O 
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O 2CO2 + Ca(OH)2 → Ca(HCO3)2 
 Reacções dos óxidos ametálicos com óxidos metálicos (veja no exemplo de 
Reacções dos óxidos metálicos com óxidos ametálicos) 
1.2. Ácidos 
1.2.1. Conceito de ácido segundo Arrhenius e composição dos ácidos 
a) Conceito de ácido segundo Arrhenius 
Ácidos são todas as substâncias que, quando em solução aquosa, dão origem a iões 
de hidrogénio (H+). 
Exemplo: 
HCl → H+ + Cl- HNO3 → H
+ + NO3
- 
b) Composição dos ácidos: HnA 
Onde: 
H: é o átomo de hidrogénio 
A: é o átomo ou grupo de átomos de carga (-n) 
n: é a carga negativa do radical A 
4 
 
1.2.2. Classificação dos ácidos 
a) Quanto à presença de oxigénio: Oxácidos (são ácidos oxigenados) e Hidrácidos 
(são ácidos não oxigenados). 
b) Quanto ao número de elementos químicos diferentes: Ácidos binários, Ácidos 
terciários e Ácidos quarternários. 
c) Quanto ao número de hidrogénios ionizáveis: Monoácidos, Diácidos e Triácidos. 
1.2.3. Nomenclatura dos ácidos 
 Nomenclatura dos hidrácidos 
 
Regra: 
 
Exemplos: 
HCl → Ácido clorídrico HBr → Ácido bromídrico 
HI → Ácido iodídrico HCN → Ácido cianídrico 
H2S→ Ácido sulfídrico 
 Nomenclatura dos oxácidos 
 Oxácido padrão 
 
Regra: 
 
Exemplo: 
Elementos Exemplo Nome 
Cl, Br, I HClO3 Ácido clórico
S, Se, Te H2SO4 Ácido sulfúrico
P, As, Sb H3PO4 Ácido fosfórico
Si, Ge H4SiO4 Ácido
silícico
B H3BO3 Ácido bórico
C H2CO3 Ácido carbónico
N HNO3 Ácido nítrico
Tabela dos Principais Ácidos - Padrão
 
 
 Regra geral para elementos que formam 2 ou mais oxácidos 
 
Ácido + nome do elemento + terminação "ídrico" 
Ácido + nome do elemento + terminação "ico" 
5 
 
Padrão 
Per…ico …ico …oso Hipo…oso
HClO4 
Ác. perclórico
HClO3 
Ác. clórico
HClO2 
Ác. Cloroso
HClO 
Ác. Hipocloroso
H2SO4
Ác. Sulfúrico
H2SO3 
Ác. Sulfuroso
H3PO4
Ác. Fosfórico
H3PO3 
Ác. Fosforoso
H3PO2 
Ác. Hipofosforoso
+ O - O - O
 
 
1.2.4. Propriedades químicas dos ácidos 
As propriedades dos ácidos são: 
 > Reagem com indicadores: 
 - Avermelham o papel azul de tornassol, o alaranjado de metilo e o indicador 
universal; 
 - Mantêm incolor a solução alcoólica de fenolftaleína. 
 > Reacção com metais reactivos: Ácido + metal reactivo → sal + H2↑ 
2HCl + 2Na → 2NaCl + H2(g) 
 H2SO4(diluído) + Mg → MgSO4 + H2(g) 
 > Reacção com bases – neutralização: Ácido + base → sal + H2O 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O 
 > Reacção com óxidos básicos: Ácido + óxido básico → sal + H2O 
2HCl + ZnO → ZnCl2 + H2O 
H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O 
 > Reacção com sais de ácidos mais fracos: 
Equação geral: Ácido + sal de ácido mais fraco → sal + ácido mais fraco 
2HCl + CaCO3 → 2CaCl2 + H2O + CO2(g) 
1.3. Bases 
1.3.1. Conceito de base segundo Arrhenius 
Bases ou hidróxidos são todas as substâncias que, em solução aquosa, dão origem a 
iões hidroxilo (OH-). 
Exemplos: NaOH → Na+ + OH- 
 NH4OH → NH4
+ + OH- 
a) Composição das bases 
M(OH)n 
 Onde: 
6 
 
 M: é átomo de um metal qualquer 
 n: é a valência do metal 
 OH: é o grupo hidroxilo 
1.3.2. Nomenclatura das bases 
 Quando o metal tiver apenas uma única valência. 
Regra: 
 
Exemplos: 
NaOH: Hidróxido de sódio KOH: Hidróxido de potássio 
NH4OH: Hidróxido de amónio Mg(OH)2: Hidróxido de magnésio 
Ca(OH)2: Hidróxido de cálcio Ba(OH)2: Hidróxido de bário 
 
 Quando o metal tiver mais do que uma valência. 
 
 Regra: 
 
Exemplos: 
Fe(OH)2: Hidóxido de ferro (II) Fe(OH)3:Hidróxido de ferro (III) 
 
1.3.3. Classificação das bases 
 Quanto ao número de hidroxilas (OH-): monobases, dibases, tribases e tetrabases. 
 Quanto à solubilidade em água 
 Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e amónio. 
 Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalino-terrosos. 
 Insolúveis: os demais hidróxidos. 
 
1.3.4. Propriedades químicas das bases 
a) Reagem com indicadores: 
 - As bases tornam azul o papel azul de tornesol ou indicador universal; 
 - Tornam amarelo o alaranjado de metilo; 
 - Tornam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína. 
 b) Reacção com ácidos – neutralização: Base + ácido → sal + H2O 
NaOH + HCl → NaCl + H2O 
Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O 
Hidróxido + nome do metal 
Hidróxido + nome do elemento + Valência do metal 
7 
 
b) Soluções de bases reagem com óxidos ácidos: Base(aq) + óxido ácido → sal + 
H2O 
 > Solução de NaOH reage com o dióxido de carbono: 
NaOH + CO2 → NaHCO3 
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O 
 > Solução de Ca(OH)2 reage com o dióxido de carbono: 
Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2 
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O 
c) Soluções de bases reagem com sais de metais (o hidróxidos destes metais são 
insolúveis em água) 
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 
3KOH + FeCl3 → Fe(OH)3↓ + 3KCl 
d) Reacções de composição térmica das bases (termólise) 
Cu(OH)2 CuO + H2O 
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O 
 
1.4. Indicadores ácido-base 
Os principais indicadores ácido-base são: 
Indicador Cor em meio ácido Cor em meio básico
Alaranjado de metilo Vermelha Amarela
Fenolftaleína Incolor Vermelha
Tornesol Vermelha Azul 
1.5. Sais 
1.5.1. Conceito de sal 
a) Conceito 
Sais são compostos qua apresentam o radical de um ácido ligado a um metal ou outro 
radical positivo. 
Exemplos: NaCl, K2SO4, Al2(SO4)3, NH4Cl… 
b) Composição dos sais 
MxAy 
Onde: 
 M: é um radical básico (de carga positiva) 
 A: é um radical ácido (de carga negativo) 
 x: é a valência do radical ácido 
8 
 
 y: é a valência do radical básico 
 
1.5.2. Classificação e nomenclatura dos sais 
a) Sal neutro ou normal: sal formado a partir da reacção de neutralização total do 
ácido e da base. 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O 
 
Nomenclatura do sal normal 
 
Regra: 
 
O nome do radical básico permanece inalterado; o radical ácido sofre alteração na 
sua terminação de acordo com a tabela seguinte: 
Ácido com terminação: Nome do radical ácido 
-ico -ato 
-oso -ito 
-ídrico - eto 
 
NaCl: cloreto de sódio KNO3: nitrato de potássio 
MgSO4: sulfato de magnésio Na2SO3: sulfito de sódio 
CaCO3: carbonato de cálcio FeS: sulfeto de ferro 
b) Sal ácido: sal formado a partir da reacção de neutralização parcial do ácido e total 
da base. 
 1NaOH + 1H2SO4 → 1NaHSO4 + 1H2O 
 1NaOH + 1H3PO4 → 1NaH2PO4 + 1H2O 
 Nomenclatura do sal ácido 
 NaHSO4: sulfato ácido de sódio ou hidrogeno sulfato de sódio 
 NaH2PO4: fosfato diácido de sódio ou di-hidrogeno fosfato de sódio 
 NaHCO3: carbonato ácido de sódio ou hidrogeno carbonato de sódio 
1.5.3. Propriedades químicas dos sais 
 > Reacção dos sais com ácidos 
2HCl + CaCO3 → 2CaCl2 + H2O + CO2(g) 
 > Reacção dos sais com bases 
 CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 
Nome do radical ácido + de + nome do radical básico 
9 
 
 FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl 
 > Reacção dos sais com sais em solução aquosa 
 NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 
 Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl 
 > Reacção de sal com o metal que é mais reactivo do que o metal na molécula 
do sal 
 Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu 
 
1.6. Relação entre óxidos, bases, ácidos e sais 
 
 
 
 
II. ALGUNS TIPOS DE EXERCÍCIOS 
 
2.1. Nomenclatura dos óxidos, ácidos, bases e sais 
Exemplo 1: Completa a tabela abaixo. 
Ord. Elemento 
Fórmula 
respectiva do 
óxido básico 
ou óxido 
ácido 
Nome do óxido 
Fórmula 
respectiva da 
base ou 
ácido 
Nome do 
base ou 
ácido 
10 
 
1. Na 
2. Ca 
3. Ba 
4. Mg 
5. Al 
6. Fe (valência II) 
7. 
Fe (valência 
III) 
 
8. S (valência IV) 
9. S (valência VI) 
10. P (valência III) 
11. P (valência V) 
12. C (valência II) 
13. C (valência IV) 
14. N (valência III) 
15. N (valência V) 
 
 
 
Solução: 
 
Ord. Elemento Fórmula 
de 
óxido 
Nome de óxido Fórmula de 
base ou 
ácido 
Nome de base ou 
ácido 
1. Na Na2O Óxido de sódio NaOH Hidróxido de sódio 
2. Ca CaO Óxido de cálcio Ca(OH)2 Hidróxido de cálcio 
3. Ba BaO Óxido de bário Ba(OH)2 Hidróxido de bário 
4. Mg MgO Óxido de 
magnésio 
Mg(OH)2 Hidróxido de 
magnésio 
5. Al Al2O3 Óxido de 
alumínio 
Al(OH)3 Hidróxido de 
alumínio 
6. Fe (valência II) FeO Óxido de ferro 
(II) 
Fe(OH)2 Hidróxido de ferro 
(II) 
7. Fe (valência Fe2O3 Óxido de ferro Fe(OH)3 Hidróxido de ferro 
11 
 
III) (III) (III) 
8. S (valência IV) SO2 Dióxido de 
enxofre 
H2SO3 Ácido sulfuroso 
9. S (valência VI) SO3 Trióxido de 
enxofre 
H2SO4 Ácido sulfúrico 
10. P (valência III) P2O3 Trióxido de 
difósforo 
H3PO3 Ácido fosforoso 
11. P (valência V) P2O5 Pentóxido de 
difósforo 
H3PO4 Ácido fosfórico 
12. C (valência II) CO Monóxido de 
carbono 
 
13. C (valência IV) CO2 Dióxido de 
carbono 
H2CO3 Ácido carbónico 
14. N (valência III) N2O3 Trióxido de 
dinitrogénio 
HNO2 Ácido nitroso 
15. N (valência V) N2O5 Pentóxido de 
dinitrogénio 
HNO3
Ácido nítrico 
 
Exemplo 2: Indica as fórmulas moléculas que correspondem aos nomes seguintes. 
Ácido sulfúrico, ácido sulfuroso, hidróxido de potássio, hidrogeno carbonato de sódio, 
cloreto de ferro (III), carbonato de cálcio, di-hidrogeno fosfato de bário, sulfato de bário, 
óxido de ferro (III), óxido de zinco, monóxido de dinitrogénio. 
Solução: 
 
Ácido sulfúrico: H2SO4 Ácido sulfuroso: H2SO3 
Hidróxido de potássio: KOH Hidrogeno carbonato de sódio: NaHCO3 
Cloreto de ferro (III): FeCl3 Carbonato de cálcio: CaCO3 
Di-hidrogeno fosfato de bário: 
Ba(H2PO4)2 
Sulfato de bário: BaSO4 
Óxido de ferro (III): Fe2O3 Óxido de zinco: ZnO 
Monóxido de dinitrogénio: N2O 
 
2.2. Distinguir óxidos, ácidos, bases e sais 
Exemplo 1: Agrupa as substâncias abaixo em óxido ácido, óxido básico, ácido, base e 
sal e nomeia-as. 
12 
 
CO2; H2S; Na2S; HClO; NaClO; Fe2O3; KOH; H2SO4; Na2SO4; HCl; HNO3; NaHCO3; 
H2SO3, Na2SO3, SO2, Cl2O7; N2O5; KNO3; KClO3, Mg(OH)2, BaO, ZnO; Fe(OH)2. 
Solução: 
 Óxido ácido: CO2; SO2; Cl2O7; N2O5. 
CO2: dióxido de carbono Cl2O7: heptóxido de dicloro 
SO2: dióxido de enxofre N2O5: pentóxido de dinitrogénio 
 
 Óxido básico: BaO, ZnO. 
BaO: óxido de bário ZnO: óxido de zinco 
Fe2O3: óxido de ferro (III) 
 
 Ácido: H2S; HClO; H2SO4; HCl; HNO3; H2SO3. 
H2S: ácido sulfídrico HClO: ácido hipocloroso 
H2SO4: ácido sulfúrico HCl: ácido clorídrico 
HNO3: ácido nítrico H2SO3: ácido sulfuroso 
 
 Base: KOH; Mg(OH)2; Fe(OH)2. 
KOH: hidróxido de potássio Mg(OH)2: hidróxido de magnésio 
Fe(OH)2: hidróxido de ferro (II) 
 
 Sal: Na2S; NaClO; Na2SO4; NaHCO3; Na2SO3; KNO3; KClO3. 
Na2S: Sulfeto de sódio NaClO: hipoclorito de sódio 
Na2SO4: sulfato de sódio NaHCO3: hidrogeno carbonato de sódio 
Na2SO3: sulfito de sódio KNO3: nitrato de potássio 
KClO3: clorato de potássio 
 
2.3. Escrever equações químicas entre óxidos, bases, ácidos e sais 
Exemplo 1: Assinala com X os casos em que as substâncias reagem entre si e apresenta 
as respectivas equações. 
 BaO CO2 HCl NaOH CuSO4 
H2O 
H2SO4 
Ba(OH)2 
 
13 
 
Solução: 
 BaO (s) CO2 (g) HCl (aq) NaOH (aq) CuSO4 (aq) 
H2O (l) X X 0 0 0 
H2SO4 (aq) X 0 0 X 0 
Ba(OH)2 
(aq) 
0 X X 0 X 
 
 Equações químicas: 
BaO (s) + H2O (l) → Ba(OH)2 (aq) 
CO2 (g) + H2O(l) → H2CO3 (aq) 
BaO (s) + H2SO4(aq) → BaSO4(s) + H2O(l) 
H2SO4(aq) + 2NaOH (aq) →Na2SO4(aq) + H2O (l) 
Ba(OH)2 (aq) + CO2 (g) →BaCO3(s) + H2O(l) 
Ba(OH)2 (aq) + HCl (aq) →BaCl2(aq) + H2O(l) 
Ba(OH)2(aq) + CuSO4 (aq) → Cu(OH)2(s) + BaSO4(s) 
 
 
 
Exemplo 2: Completa e acerta as equações químicas seguintes 
1. ? + O2 CuO 
2. Na + O2 ? 
3. S + O2 ? 
4. ? + O2 P2O5 
5. HCl + NaOH → ? + H2O 
6. ? + NaOH → Na2SO4 + H2O 
7. ? CuO + H2O 
8. HCl + MgO → ? + H2O 
9. HCl + Zn → ZnCl2 + ? 
10. CuSO4 + NaOH → ? + Na2SO4 
11. CaCO3 + HCl→ CaCl2 + H2O + ? 
12. CO2 + ? → Na2CO3 + H2O 
 
Solução: 
1. 2Cu + O2 2CuO 
2. 4Na + O2 2Na2O 
3. S + O2 SO2 
4. 4P + 5O2 2P2O5 
5. HCl + NaOH → NaCl + H2O 
6. H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O 
14 
 
7. Cu(OH)2 CuO + H2O 
8. 2HCl + MgO → MgCl2 + H2O 
9. 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑ 
10. CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4 
11. CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑ 
12. CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O 
 
Exemplo 3: Escreve as equações químicas de processos de transformação seguintes 
 
 
 
 
Solução: 
a) (1) 2Cu + O2 2CuO 
(2) CuO + H2 Cu + H2O 
(3) CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O 
(4) CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl 
(5) Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O 
(6) Cu(OH)2 CuO + H2O 
b) (1) Fe2(SO4)3 + 3BaCl2 → 3BaSO4↓ + 2FeCl3 
 (2) FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 + 3NaCl 
 (3) Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4 
 (4) 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O 
 (5) 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O 
 (6) Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O 
15 
 
 c) (1) C + O2 CO2 
 (2) CO2 + Na2O → Na2CO3 ou CO2 + NaOH → Na2CO3 + H2O 
 (3) Na2CO3(aq) + CaCl2 → CaCO3↓ + NaCl 
 (4) CaCO3 CaO + CO2 
 (5) CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O 
 
2.4. Reacção entre óxido básico e ácido 
Exemplo 1: Qual é o volume necessário da solução de ácido clorídrico 1M para reagir 
suficiente com 8g de óxido de magnésio? Dados: M(Mg) = 24g/mol; M(O) = 16g/mol. 
Resolução: 
M(MgO) = M(Mg) + M(O) = 24 + 16 = 40g/mol 
n(MgO) = = = 0,2 mol 
 
A equação química ocorrida: 
 MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O (1) 
Mol: 0,2 mol 2×0,2 mol 
Segundo a equação da reacção em (1), temos: 
 n(HCl) = 2n(MgO) = 2×0,2 = 0,4 mol 
→ V (solução de HCl 1M) = = = 0,4 litros 
 
2.5. Reacção de neutralização 
Exemplo 1: Qual é o volume necessário da solução de hidróxido de potássio 2,0M para 
neutralizar completamente 300 ml da solução de ácido clorídrico 1,5M? 
Resolução: 
n(HCl) = CM×V = 1,5 × 0,3 = 0,45 mol 
A equação química correspondente é: 
 KOH + HCl → KCl + H2O (*) 
Segundo a equacção (*), temos: 
 n(KOH) = n(HCl)= 0,45 mol 
Então, o volume necessário da solução de hidróxido de potássio 2,0M será: 
 V( a solução de KOH) = = = 0,225 litros = 225 ml 
16 
 
Exemplo 2: Quantos litros da solução de NaOH 0,75M são necessários para neutralizar 
completamente 400 ml de mistura de H2SO4 0,5M e HCl 1M. 
Resolução: 
n(H2SO4) = CM × V = 0,5 × 0,4 = 0,2 mol n(HCl) = CM × V = 1 × 0,4 = 0,4 mol 
 
As equações químicas das reacções ocorridas são: 
 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O (1) 
 Mol: 2×0,2 mol 0,2 mol 
 NaOH + HCl → NaCl + H2O (2) 
 Mol: 0,4 mol 0,4 mol 
Segundo as equacções (1) e (2), temos: 
 n(NaOH) = 2×0,2 + 0,4 = 0,8 mol 
Então, o volume necessário da solução de NaOH 0,75M será: 
V( a solução de NaOH) = = = 1,067 litros 
 
 
III. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO 
 
Escolhe a opção certa em cada uma das questões que a seguir são apresentadas. 
3.1. Óxidos 
1. Óxidos são: 
A. misturas de elemento oxigénio e outro elemento químico. 
B. são compostos binários formados por um elemento ametal e outro elemento 
químico. 
C. são compostos binários formados por apenas dois elementos, sendo um deles o 
oxigénio. 
D. são compostos binários formados por um elemento metal e outro elemento 
químico. 
2. Óxidos ácidos: 
A. são óxidos que reagem com água, produzindo uma base ou reagem com um ácido, 
produzindo sal e água. 
B. são óxidos que reagem com a água, produzindo um ácido, ou reagem com uma 
base, produzindo sal e água. 
C. são óxidos que não reagem com água, base ou ácido. 
17 
 
D. são óxidos que podem se comportar como óxidos ácidos e como óxidos básicos. 
3. Óxidos básicos: 
A. são óxidos que reagem com água, produzindo uma base ou reagem com um ácido, 
produzindo sal e água. 
B. são óxidos que reagem com a água, produzindo um ácido, ou reagem com uma 
base, produzindo sal e água. 
C. são óxidos que não reagem com água, base ou ácido. 
D. são óxidos que podem se comportar como óxidos ácidos e como óxidos básicos. 
4. A substância que reage com água, formando uma base é: 
A. CO2 B. Na2O C. SO2 D. P2O5 
5. A substância que reage com água, formando um ácido é: 
A. K2O B. CuO C. P2O5 D. CaO 
6. A substância que reage com água, formando uma base é: 
A. K2O B. CuO C. CO D. SO2 
7. A substância que reage com água, formando um ácido é: 
A. CaO B. BaO C. Na2O D. SO3 
8. O trióxido de enxofre (SO3) é capaz de reagir com: 
A. água, formando uma base. B. ácido, formando uma base. 
C. água, formando um ácido.
D. Base, formando um ácido. 
9. A fórmula molecular de óxido de ferro (III) é: 
A. Fe2O3. B. Fe3O4. C. FeO. D. Fe3O2. 
10. Qual é a série que apenas contém os óxidos? 
A. MgO, Ba(OH)2, CaSO4, HCl. B. MgO, CaO, CuO, FeO. 
C. SO2, CO2, NaOH, CaSO4. D. CaO, Ba(OH)2, MgSO4, BaO 
11. Qual é a série que apenas contém os óxidos ácidos? 
A. CO2, SO2, NO, P2O5. B. CO2, SO3, Na2O, NO2. 
C. SO2, P2O5, CO2, SO3. D. H2O, CO, NO, Al2O3. 
12. Qual é a série que apenas contém os óxidos básicos? 
A. CuO, NO, MgO, CaO. B. CuO, CaO, MgO, Na2O. 
C. CaO, CO2, K2O, Na2O. D. K2O, FeO, P2O5, Cl2O7. 
13. O óxido que reage com a água formando a solução de ácido sulfúrico será: 
A. CO2 B. SO3 C. SO2 D. K2O 
14. Um óxido de fósforo A possui %(m)P=43,66%. A massa molecular relativa deste 
óxido é 142. A fórmula molecular de A será: 
A. P2O3 B. P2O5 C. PO2 D. P2O4 
18 
 
3.2. Ácidos 
1. A série de substâncias que são capazes de reagir com a solução de ácido sulfúrico 
clorídico é: 
A. Fe, Cu, Mg. B. Zn, Fe, Cu. 
C. Zn, Fe, Al. D. Fe, Zn, Ag. 
2. A série de substâncias que reagem com a água e a solução de ácido de clorídico é: 
A. Na2O, SO3, CO2. B. K2O, P2O5, CaO. 
C. BaO, SO3, P2O5. D. CaO, BaO, Na2O. 
3. A série de óxidos que reagem com a solução de ácido clorídrico formando sal e 
água é: 
A. CO2, SO2, CuO. B. SO2, Na2O, CaO. 
C. CuO, Na2O, CaO. D. CaO, SO2, CuO. 
4. A substância que reage com a solução de ácido clorídrico formando um gás mais 
leve do que o ar será: 
A. Mg B. CaCO3 C. MgCO3 D. Na2SO3 
5. A série de substâncias que reagem com a solução diluída de ácido sulfúrico 
formando a solução azul (a solução de sulfato de cobre (II)) será: 
A. CuO, MgCO3. B. Cu, CuO. 
C. Cu(NO3)2, Cu. D. CuO, Cu(OH)2. 
6. O indicador tornesol pode distinguir qual é o par de substâncias seguintes? 
A. A solução de ácido clorídrico e a solução de hidróxido de potássio. 
B. A solução de ácido de clorídrico e a solução de ácido sulfúrico. 
C. A solução de sulfato de sódio e a solução de cloreto de sódio. 
D. A solução de hidróxido de sódio e a solução de hidróxido de potássio. 
7. Existe a reacção: BaCO3 + 2X → H2O + Y + CO2. X e Y são 
respectivamente: 
A. H2SO4 e BaSO4. B. HCl e BaCl2. 
C. H3PO4 e Ba3(PO4)2. D. H2SO4 e BaCl2. 
3.3. Bases 
1. A solução de hidróxido de potássio reage com qual série de óxidos seguintes? 
A. CO2, SO2, P2O5, Fe2O3. B. Fe2O3, SO2, SO3, MgO. 
C. P2O5, CO2, NO2, SO3. D. P2O5, CO2, CuO, SO3. 
2. A série de bases que decompõem-se por aquecimento, formando óxidos básicos 
respectivos e água será: 
A. Cu(OH)2; Zn(OH)2; Al(OH)3; Mg(OH)2. 
19 
 
B. Cu(OH)2; Zn(OH)2; Al(OH)3; NaOH. 
C. Fe(OH)3; Cu(OH)2; KOH; Mg(OH)2. 
D. Fe(OH)3; Cu(OH)2; Ba(OH)2; Mg(OH)2. 
3. As bases: Fe(OH)3, Al(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2 decompõem-se por aquecimento, 
formando a série de óxidos respectivos: 
A. FeO, Al2O3, CuO, ZnO. B. Fe2O3, Al2O3, CuO, ZnO. 
C. Fe3O4, Al2O3, CuO, ZnO. D. Fe2O3, Al2O3, Cu2O, ZnO. 
4. Qual é a reacção seguinte que forma óxido básico? 
A. A solução de hidróxido de cálcio reage com o dióxido de enxofre. 
B. A solução de hidróxido de sódio reage com a solução de ácido sulfúrico. 
C. O hidróxido de cobre (II) reage com a solução de ácido de clorídrico. 
D. Reacção de decomposição térmica do hidróxido de cobre (II). 
5. Qual é o grupo de substâncias que reagem com a solução de hidróxido de potássio 
formando sal e água? 
A. Ca(OH)2, CO2, CuCl2. B. P2O5, H2SO4, SO3. 
C. CO2, Na2CO3, HNO3. D. Na2O, Fe(OH)3, FeCl3. 
6. A solução de hidróxido de bário não reage com: 
A. A solução de Na2CO3. B. A solução de MgSO4. 
C. A solução de CuCl2. D. A solução de KNO3. 
 
3.4. Sais 
1. Quais são os pares de substâncias que não reagem entre si? 
(1) CuSO4 e HCl. (2) H2SO4 e Na2SO3. 
(3) KOH e NaCl. (4) MgSO4 e BaCl2. 
 
A. (1), (2). B. (3), (4). 
C. (2), (4). D. (1), (3). 
2. Quais são os pares de substâncias que não reagem entre si? 
(1) CaCl2 + Na2CO3 
(2) CaCO3+ NaCl 
(3) NaOH + HCl 
(4) NaOH + KCl 
A. (1) e (2). B. (2) e (3). 
C. (3) e (4). D. (2) e (4). 
3. Qual é o par de substâncias que reage entre si? 
20 
 
A. NaOH e MgSO4. B. KCl e Na2SO4. 
C. CaCl2 e NaNO3. D. ZnSO4 e H2SO4. 
4. Qual é a solução que reage com a solução de Mg(NO3)2? 
A. AgNO3. B. HCl. C. KOH. D. KCl. 
5. A substância que é capaz de reagir com CaCO3 é: 
A. HCl. B. NaOH. C. KNO3. D. Mg. 
6. Existe a reacção: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + X + H2O. 
 A substância X será: 
A. CO. B. CO2. C. H2. D. Cl2. 
7. Qual é a substância que pode ser obtido pela reacção entre metal e a solução 
diluída de ácido sulfúrico? 
A. ZnSO4. B. Na2SO3. C. CuSO4. D. MgSO3. 
 
Nota: Os alunos podem consultar e fazer mais exercícios nas referências seguintes: 
1. Filomena Neves da Silva (2017), Química 9ª classe, Texto Editores, Lda.-Moçambique 
2. Site: ead.mined.gov.mz→Módulos do I Ciclo →Módulos de Química 8ª classe → Módulo 5: 
lição de 5 a 7 (p. 55-80); Módulo 6: Lição de 9 a 16 (P.69-133) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
UNIDADE TEMÁTICA 2 ESTRUTURA ATÓMICA E TABELA PERIÓDICA 
 
 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS 
 
1.1. Estrutura atómica 
 Esquema de estrutura atómica 
 
 Algumas características físicas das partículas atómicas fundamentais: 
Partícula 
Localização no 
átomo 
Massa 
(grama) 
Massa 
relativa 
Carga eléctrica 
(Coulomb) 
Carga 
relativa 
Protão No núcleo 1,7.10-24 1 + 1,6.10-19 +1 
Neutrão No núcleo 1,7.10-24 1 0 0 
Electrão Na electrosfera 9,1.10-28 1/1840 - 1,6.10-19 -1 
 
 Conceitos fundamentais 
 > Número atómico (Z): é o número de protões do núcleo de um átomo. É o número 
que identifica o átomo. A representação do número atómico dos átomos é: . Num 
átomo neutro, cuja carga electrica total é zero, o número de protões é igual ao número de 
electrões. O número de electrões, nesse caso, pode ser considerado igual ao número 
atómico. 
Ex: o átomo de magnésio (Mg) tem número atómico 12 (Z =12). Significado: no núcleo 
do átomo de Mg existem 12 protões. No átomo neutro de Mg existem 12 protões e 12 
electrões. (representação: ). 
 > Número de massa (A): é a soma do número de protões (Z) e do número de 
neutrões (n) existentes no núcleo de um átomo. 
 A = Z + n 
Representação : 
 > Exemplo: um átomo neutro tem 19 protões e 21 neutrões, portanto: Z=19, 
N=21→A=Z+n=19+21=40 ( ). 
22 
 
 > Elemento químico: é conjunto de átomos que apresentam o mesmo número 
atómico (Z) (mesma identidade química). 
 > Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atómica (Z) e diferentes 
números de massa (A). 
 Exemplo: isótopos do hidrogénio: , , ; isótopos do cloro: , . 
 
1.2. Distribuição electrónica em níveis de energia 
a) Camadas eletrónicas ou níveis de energia 
 A eletrosfera está dividida em 7 camadas designadas por K, L, M, N, O, P, Q ou 
pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Por meio de métodos experimentais, o número 
máximo de electrões que cabe em cada camada ou nível de energia é: 
 Energia crescente 
 
Nível de energia 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 
Camada electrónica K L M N O P Q 
Número máximo de electrões 2 8 18 32 32 18 2 
 
 b)Distribuições eletrónicas dos primeiros 20 átomos da tabela periódica 
Distribuição eletrónica dos elementos químicos 
Átomo Distribuição eletrónica Átomo Distribuição eletrónica 
H 1 Na 2 : 8 :1 
He 2 Mg 2 : 8 :2 
Li 2 :1 Al 2 : 8 : 3 
Be 2 : 2 Si 2 : 8 : 4 
B 2 : 3 P 2 : 8 : 5 
C 2 : 4 S 2 : 8 : 6 
N 2 : 5 Cl 2 : 8 : 7 
O 2 : 6 Ar 2 : 8 : 8 
23 
 
F 2 : 7 K 2 : 8 : 8 : 1 
Ne 2 : 8 Ca 2 : 8 : 8 : 2 
 
1.3. Tabela periódica 
1.3.1. Constituição da Tabela Periódica 
A Tabela Periódica é constituída por grupos e períodos. 
a) Grupos 
A tabela periódica contém dezoito (18) colunas verticais denominadas grupos. 
Os elementos do mesmo grupo apresentam propriedades químicas semelhantes, pois 
têm a mesma
quantidade de electrões na última camada (camada de valência), o que 
define as propriedades para cada grupo de elementos. 
Os elementos dos grupos I-A até VIII-A são chamados grupos principais ou 
representativos. 
O número de electrões da última camada define o grupo a que esse elemento 
pertence. 
Nº de electrões da 
última camada 
1 2 3 4 5 6 7 8 
Grupo principal IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 
Os nomes próprios deste grupo I-A até VIIIA: 
IA: Grupo dos metais alcalinos VA: Grupo do azoto ou nitrogénio 
IIA: Grupo dos metais alcalino-terrosos VIA: Grupo dos calcogéneos 
IIIA: Grupo do boro/alumínio VIIA: Grupos dos halogéneos 
IVA: Grupo do carbono VIIIA: Grupo dos gases nobres 
b) Períodos 
A tabela periódica contém sete (7) linhas horizontais denominadas períodos. Todos 
os elementos do mesmo período têm o mesmo número de camadas electrónicas. Os 
elementos no período 1 têm uma camada, enquanto os elementos no período 7 têm sete 
camadas para os seus electrões. 
 
O número de camadas electrónicas define o período. 
Nº de 
camadas 
1 2 3 4 5 6 7 
Período 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 
24 
 
 
1.3.2. Regularidade na tabela periódica e variações das propriedades ao longo do 
grupo e período 
a) Electronegatividade 
 > Nos grupos principais, a electronegatividade dos elementos representativos 
aumenta de baixo para cima. 
 > Nos períodos, a electronegatividade dos elementos aumenta da esquerda para 
direita. 
b) Raio atómico 
 > Ao longo do grupo, o raio atómico aumenta de cima para baixo. 
 > Ao longo do período, o raio atómico aumenta da direita para esquerda. 
c) Carácter metálico e ametálico 
 Carácter metálico: 
 > Ao longo do grupo, o carácter metálico aumenta da cima para baixo. 
 > Ao longo do período, o carácter metálico aumenta da direita para a esquerda. 
 Carácter ametálico: 
 > Ao longo do grupo, o carácter ametálico aumenta de baixo para cima. 
 Ao longo do período, o carácter ametálico aumenta da esquerda para direita. 
 
Resumidamente, temos: 
 
 
1.3.3. Carácter metálico e ametálico 
 > Os elementos que possuem 1, 2, 3 electrões na última camada são metais. 
Portanto, os elementos que pertencem aos grupos IA, IIA, IIIA (excepto o 
hidrogénio, o boro) são metais. 
25 
 
 > Os elementos que possuem 5, 6, 7 electrões na última camada normalmente são 
ametais. Portanto, os elementos que pertencem aos grupos VA, VIA, VIIA (excepto 
o arsénio, o antimónio, o bismuto, o telúrio, o polónio) são ametais. 
 > O elemento que possuem 4 electrões na última camada pode ser metal, ametal 
ou semi-metal. 
 > Os elementos que possuem 8 electrões na última camada e o hélio que tem 2 
electrões na sua única camada são gases nobres. 
1.3.4. > Lei periódica de Mendeleev 
Quando se dispõem os elementos por ordem crescente dos seus números atómicos, 
as suas propriedades físicas e químicas variam periodicamente com o aumento da massa 
atómica. 
 
 
 
 
 
II. ALGUNS TIPOS DE EXERCÍCIOS 
 
 
2.1. Exercícios de estrutura atómica 
Resumo: 
 Número atómico (Z) = número de protões (p) 
 Número de massa (A) = número de protões + número de neutrões 
 A = Z + n → n = A – Z ou Z = A - n 
 Elemento químico é um conjunto de átomo com o mesmo número atómico (Z). 
Notação convencional de um átomo: 
 
O átomo, no seu estado normal (fundamental), é electricamente neutro → número de 
protões (p) = número de electrões (e-). 
Exemplo 1: O átomo tem 17 protões, 18 neutrões no núcleo e 17 electrões na 
electrosfera. Determina o número atómico, o número de massa e estabeleçe a notação 
convencional deste átomo. 
Resolução: 
Temos: 
 Número atómico (Z) = número de protões (p) =17 
 Número de massa (A) = número de protões + número de neutrões 
→ A = Z + n = 17 + 18 = 35 
26 
 
 Notação convencional: 
Exemplo 2: Determina o número de neutrões de cada um dos átomos: , . 
Resolução: 
De acordo com a fórmula: A = Z + n → n = A - Z 
 → Z= 17, A = 35. Então neste átomo, o número de neutrões é igual a: 
 n = 35 -17 = 18 
 → Z= 17, A = 37. Então neste átomo, o número de neutrões é igual a: 
 n = 37 -17 = 20 
Exemplo 3: Determina o número de protões, de electrões e de neutrões dos átomos 
seguintes: 
, , , , , 
Resolução: 
 → Z= 11, A= 23 
 No átomo neutro, temos: Número de protões (p) = número de electrões (e-) = 
número atómico (Z) = 11. 
 → Número de neutrões (n) = número de massa (A) - número de protões (p) 
 = 23 - 11=12 
 , , , , 
 
Átomo 
Número 
atómico (Z) 
Número de 
massa (A) 
Número de 
protões (p) 
Número de 
electrões (e-
) 
Número de 
neutrões (n) 
 19 39 19 19 20 
 12 24 12 12 12 
 20 40 20 20 20 
 8 16 8 8 8 
 17 35 17 17 18 
 
 
2.2. Exercícios sobre isótopos 
Exemplo 1: Dadas os átomos seguintes: 
, , , , , , , , , , , . 
Quais apresentam os isótopos? 
Resolução: 
27 
 
Isótopos são átomos que apresentam o mesmo número atómica (Z) e diferentes números 
de massa (A). Então, nós podemos agrupar os isótopos como abaixo: 
 > isótopos do elemento químico hidrogénio: , (Z=1). 
 > isótopos do elemento químico oxigénio: , (Z=8). 
 > isótopos do elemento químico carbono: , (Z=6). 
 > isótopos do elemento químico cloro: , (Z=17). 
 > isótopos do elemento químico hélio: , (Z = 2). 
 
2.3. Distribuição electrónica por níveis de energia 
Exemplo 1: Faz a distribuição eléctronica dos átomos dos seguintes elementos: 
a) b) c) d) 
Resolução: 
a) : 1 
b) 2: 5 
c) : 2: 8: 2 
d) : 2: 7 
 
2.4. Relação entre a distribução electrónica e a localização de um elemento na 
tabela periódica. 
Exemplo 1: A distribuição eletrónica por camadas de um elemento é 2:8:8:1. localiza 
os elementos na tabela periódica 
Resolução: 
A distribuição eletrónica por camadas desse elemento é 2:8:8:1. Então o átomo desse 
elemento possui 4 camadas e 2 electrões na camada K, 8 electrões na camada L, 8 
electrões na camada M e 1 electrão na camada N (na última camada). 
Nós sabemos que o número de camadas electrónicas define o período e o número de 
electrões da última camada define o grupo a que esse elemento pertence. 
Portanto, na tabela periódica esse elemento pertence ao 4º período e grupo IA. 
Exemplo 2: Um elemento pertence ao grupo IIA e ao 4º periodo na tabela periódica. 
Determina: 
 > o número de protões e electrões no átomo desse elemento. 
 > o número de camadas no átomo desse elemento. 
 > o número de electrões na última camada no átomo desse elemento. 
 > o nome desse elemento. 
28 
 
Resolução: 
 Baseando na tabela periódica, o número atómico desse elemento é 20. Então, o 
número de electrões na electrosfera é igual ao número de protões no núcleo e é igual a 
20. 
 Esse elemento pertence ao grupo IIA e ao 4º periodo, então o átomo desse 
elemento possui 4 camadas e 2 electrões na última camada. 
 O nome desse elemento é cálcio (Ca). 
 
2.5. Comparar propriedades de elementos baseando na sua lacalização na 
tabela periódica 
Exemplo 1: Compara o carácter ametálico dos elementos seguintes: 
a) Si (Z=14), P (Z=15) e S (Z=16). 
b) N (Z=7), P (Z=15) e As (Z=33). 
Resolução: 
a) Si (Z=14), P (Z=15) e S (Z=16) 
 Na tabela periódica, Si, P e S pertencem ao mesmo 2º período. Ao longo do 
período, o carácter ametálico aumenta da esquerda para direita. Então, a ordem 
crescente de carácter ametálico desses elementos é: Si ˂ P ˂ S. 
b) N (Z=7), P (Z=15) e As (Z=33) 
 Na tabela periódica, N, P e As pertencem ao mesmo grupo VA. Ao longo do grupo, 
o carácter ametálico aumenta de baixo para cima. Então, a ordem crescente de carácter 
ametálico desses elementos é: As ˂ P ˂ N. 
Exemplo 2: Compara o carácter metálico dos elementos seguintes: 
a) Na (Z=11), Mg (Z=12) e Al (Z=13). 
b) Na (Z=11), K (Z=19) e Cs (Z=55). 
Resolução: 
a) Na (Z=11), Mg (Z=12) e Al (Z=13). 
 Na tabela
periódica, Na, Mg e Al pertencem ao mesmo 3º período. Ao longo do 
período, o carácter metálico aumenta da direita para esquerda para. Então, a ordem 
crescente de carácter metálico desses elementos é: Al ˂ Mg ˂ Na. 
b) Na (Z=11), K (Z=19) e Cs (Z=55). 
 Na tabela periódica, Na, K e Cs pertencem ao mesmo grupo IA. Ao longo do 
grupo, o carácter metálico aumenta da cima para baixo. Então, a ordem crescente de 
carácter ametálico desses elementos é: Na ˂ K ˂ Cs. 
29 
 
 
 
III. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO 
 
1. Qual é a afirmação que não está correcta? 
A. O átomo é um sistema electricamente neutro. 
B. No átomo, a massa do protão aproximadamente é igual à massa do neutrão. 
C. No átomo neutro, o número de protões é igual ao número de neutrões. 
D. No átomo neutro, o número de protões é igual ao número de electrões. 
2. Qual é a afirmação que não está correcta? 
A. Os protões, neutrões e electrões são as principais partículas presentes num átomo. 
B. O núcleo é constituído por protões e neutrões. 
C. A electrosfera é constituída por electrões. 
D. Os protões são partículas subatómicas que se encontam na electrosfera, têm carga 
negativa. 
3. Qual é a afirmação que não está correcta? 
A. O número atómico (Z) caracteriza o elemento químico. 
B. O número atómico (Z) e o número de massa (A) caracterizam o átomo. 
C. A massa do átomo concentra principalmente no núcleo do átomo. 
D. No átomo, a massa de electrão é igual à massa de protão. 
4. Sobre o número de massa, qual é a afirmação que está correcta? 
A. Número de massa de um elemento é a soma da massa de protões e neutrões 
existentes no núcleo de um átomo. 
B. Número de massa de um elemento é a soma do número de protões e neutrões 
existentes no núcleo de um átomo. 
C. Número de massa de um elemento é igual a massa de um átomo. 
D. Número de massa de um elemento é a soma do número de protões, neutrões e 
electrões. 
5. O núcleo do átomo é constituído por: 
A. electrões e protões. B. protões. 
C. protões e neutrões. D. electrões. 
6. A electrosfera é constituída por: 
A. electrões e protões. B. protões. 
C. protões e neutrões. D. electrões. 
7. O número de protões, o número de neutrões e o número de electrões do 
átomo são respectivamente: 
30 
 
A. 24, 28, 24. B. 24, 24, 28. C. 52, 24, 52. D. 52, 52, 24. 
8. Total dos número de protões, número de neutrões e número de electrões do 
átomo é: 
A. 69. B. 87. C. 52. D. 53. 
 
9. Nos átomos seguintes, o átomo que possui 8 electrões, 8 protões, 8 neutrões 
é: 
A. . B. . C. . D. . 
10. O número de massa do átomo é: 
A. 9. B. 10. C. 19. D. 28. 
11. No núcleo do átomo , o número de neutrões é: 
A. 29. B. 36. C. 65. D. 94. 
12. Um átomo tem Z = 29 e A = 61. Esse átomo possui: 
A. 29 neutrões. B. 29 electrões. 
C. 32 protões. D. 61 neutrões. 
13. Os átomos , , posuem o mesmo: 
A. número de electrões. B. número atómico. 
C. número de massa. D. número de neutrões. 
14. O átomo do elemento X possui 3 camadas de electrões. A última camada 
possui 4 electrões. O número de protões deste átomo é: 
A. 10. B. 12. C. 14. D. 16. 
15. Isótopos são átomos que: 
A. apresentam o mesmo número atómica (Z) e diferentes números de massa (A). 
B. apresentam o mesmo número de neutrões e diferentes números de massa (A). 
C. apresentam o mesmo número de massa (A). 
D. apresentam o mesmo número de camadas de electrões. 
16. Os isótopos de um elemento químico são diferentes do: 
A. número de protões. B. número de electrões de valência. 
C. número de neutrões. D. número de camadas de electrões. 
17. Qual é a série que envolve os isótopos de um elemento químico? 
A. , . B. , . 
C. , . D. , . 
18. Na natureza, o isótopo mais popular do elemento hidrogénio é: 
A. . B. . C. . D. . 
31 
 
19. Um atómo é o isótopo de . O número de electrões desse átomo é: 
A. 15. B. 17. C. 32. D. 47. 
20. Na tabela periódica, os elementos estão dispostos por: 
A. ordem crescente dos seus números atómicos. 
B. ordem decrescente dos seus números atómicos. 
C. ordem crescente dos seus raios atómicos. 
D. ordem crescente das suas electronegatividades. 
21. Nas alternativas seguintes, qual é a alternativa falsa? 
A. Num período da tabela periódica, os elementos estão dispostos por ordem 
crescente dos seus números atómicos. 
B. Ao longo do grupo, o raio atómico aumenta de cima para baixo. 
C. Os átomos dos elementos no mesmo período possuem o mesmo número de 
electrões. 
D. Normalmente os períodos começam por um metal alcalino e terminam por um gás 
nobre (excepto 1º período e 7º período imcompleto). 
22. O número de elementos que pertenem ao 1º período é: 
A. 2 B. 8 C. 18 D. 32 
23. O número de elementos que pertencem ao 2º período é: 
A. 32 B. 18 C. 8 D. 2 
24. Um elemento pertence ao 3º período, grupo VIIA na tabela periódica. O 
número de electrões na última camada do átomo desse elemento é: 
A. 3 B. 7 C. 5 D. 10 
25. O elemento X pertence ao 4º período, grupo IIA na tabela periódica. O número 
de camadas no átomo de X é: 
A. 4 B. 2 C. 6 D. 3 
26. O número de camadas de electrões no átomo dos elementos que pertencem 
ao 6º período é: 
A. 3 B. 4 C. 5 D. 6 
27. A localização do elemento selénio (Z=34) na tabela periódica é: 
A. 4º período, grupo VIA. B. 4º período, grupo VA. 
C. 3º período, grupo VIA. D. 3º período, grupo VA. 
28. A distribuição electrónica em níveis de energia do átomo é: 
A.2:6:3. B.2:8. 
C.2:8:1. D.2:7:2. 
32 
 
29. Os números atómicos dos elementos X, Y, P, Q são respectivamente 11, 13, 
16, 19. Qual é a afirmação certa ? 
A. Todos 4 elementos pertencem ao mesmo período. 
B. X, Y pertencem ao 3º período; P, Q pertencem ao 4º período. 
C. X, Y, P pertencem ao 3º período; Q pertence ao 4º período. 
D. X, Y pertencem ao 3º período; P pertence ao 4º período; Q pertence ao 5º 
período. 
30. O elemento cálcio pertence ao 4º período, grupo IIA. Nas afirmações 
seguintes, qual é a afirmação falsa? 
A. O número de electrões na electrosfera do átomo desse elemento é 20. 
B. O átomo de cálcio possui 4 camadas de electrões e 2 electrões na última 
camada. 
C. O número de protões do átomo de cálcio é 20. 
D. A maior valência do cálcio no composto é 1. 
31. O elemento Y pertence ao 5º período, grupo VIA.O número de electrões da 
última camada do átomo do elemento Y é: 
A.6. B.7. C.3. D. 2. 
32. Num grupo principal da tabela periódica, o raio atómico dos elementos: 
A. aumenta de acordo com a ordem crescente do número atómico. 
B. diminui de acordo com a ordem crescente do número atómico. 
C. cresce de acordo com a ordem crescente do carácter metálico. 
D. Ambos A e C são correctas. 
33. Ao longo do período, da esquerda para direita, a electronegatividade: 
A. aumenta. B. diminui. C. constante. D. diminui depois 
aumenta. 
34. Nos grupos principais, de cima para baixo: 
A. o carácter metálico diminui, o carácter ametálico aumenta. 
B. o carácter metálico aumenta, o carácter ametálico dimunui. 
C. o carácter metálico aumenta, o carácter ametálico aumenta. 
D. o carácter metálico diminui, o carácter ametálico diminui. 
35. Nos períodos, quando o número atómico dos elementos aumenta 
A. o raio atómico aumenta, o carácter ametálico diminui. 
B. o raio atómico aumenta, o carácter ametálico aumenta. 
C. o raio atómico diminui, o carácter metálico aumenta. 
D. o raio atómico diminui, o carácter ametálico aumenta. 
33 
 
36. Nos grupos principais, de cima para baixo: 
A. A electronegatividade aumenta, o carácter metálico aumenta. 
B. A electronegatividade aumenta, o carácter ametálico aumenta. 
C. A electronegatividade diminui, o carácter ametálico aumenta. 
D. A electronegatividade diminui, o carácter metálico aumenta. 
37. Segundo a regularidade de variações das propriedades dos elementos na 
tabela periódica, afirma que: 
A. o ametal mais forte é o oxigénio. B. o ametal mais forte é o flúor. 
C. o metal mais forte é o lítio. D. o metal mais fraco é césio. 
38. Qual é a série
de elementos que as suas substâncias simples têm 
propriedades químicas semelhantes? 
A. As, Se, Cl, Fe. B. F, Cl, Br, I. 
C. Br, P, H, Sb. D. O, Se, Br, Te. 
39. Na tabela periódica dos elementos químicos, o elemento que possui o 
carácter metálico mais forte (excepto os elementos radicais) é: 
A. Cs. B. Al. C. Fe. D. Na. 
40. A série dos elementos que estão dispostos por ordem crescente do carácter 
metálico é: 
A. Na ˂ K ˂ Mg ˂Al. B. Al ˂ Mg ˂ Na ˂K. 
C. Mg ˂ Al ˂ Na ˂K. D. K ˂ Na ˂ Al ˂Mg. 
41. A série dos elementos que estão dispostos por ordem crescente do raio 
atómico é: 
A. C ˂ N ˂ Si ˂F. B. K ˂ Na ˂ Mg ˂Al. 
C. F ˂ Cl ˂ Br ˂I. D. S ˂ O ˂ Te ˂Se. 
42. A série dos elementos que estão dispostos por ordem crescente da 
electronegatividade é: 
A. Cl ˂ S ˂ Mg ˂Al. B. O ˂ P ˂ N ˂Si. 
C. Li ˂ C ˂ O ˂F. D. S ˂ F ˂ Cl ˂P. 
 
Nota: Os alunos podem consultar e fazer mais exercícios nas referências seguintes: 
1. Filomena Neves da Silva (2017), Química 9ª classe, Texto Editores, Lda.-Moçambique 
2. Site: ead.mined.gov.mz→Módudos do I ciclo →Módulos de Química 9ª classe → Módulo 
1→Lição 1 a 6 (P. 1-43) e Lição 10 a 13 (P. 77 a 103) 
 
34 
 
 
UNIDADE TEMÁTICA 3 LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS 
 
1.1. Ligação química 
1.1.1. Conceito de ligação química 
 As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as 
moléculas que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. 
1.1.2. Estrutura de Lewis e Regra do Octeto 
a) Regra de octeto 
Um átomo atinge a estabilidade quando possui, na sua última camada, 8 electrões. 
Um átomo com um número de electrões inferior a 8 na sua última camada tem 
tendência a adquirir, perder ou partilhar electrões de modo a alcançar a estabilidade. 
Os átomos que possuem de um (1) a três (3) electrões na última camada tendem a 
ceder esses electrões. 
Os átomos que possuem de cinco (5) a três (7) electrões na última camada têm 
tendência para adquirir esses electrões. 
b) Estrutura de Lewis 
O esquema de Lewis representa apenas electrões de valência. Electrões de valência 
são os electrões da última camada. 
Estrutura de Lewis 
Símbolo 
químico 
Elemento 
químico 
Número 
atómico 
(Z) 
Estrutura electrónica 
 
Estrutura 
de Lewis 
K L M N O P 
C Carbono 6 2 4 
 
N Nitrogénio 7 2 5 
 
O Oxigénio 8 2 6 
 
F Flúor 9 2 7 
 
35 
 
Ne Néon 10 2 8 
 
Na Sódio 11 2 8 1 
Mg Magnésio 12 2 8 2 
 
Cl Cloro 17 2 8 7 
 
 
1.2. Noção de ião 
Ião é uma partícula com carga eléctrica que surge quando um átomo ganha ou perde 
electrões na sua última camada. 
1.2.1. Classificação de iões 
 > Catiões são iões com carga positiva, que é indicada pelo sinal (+). 
 > Aniões são iões com carga negativa, que é indicada pelo sinal (-). 
 
Nota: Valência iónica é o número de electrões que um determinado átomo perdeu ou 
recebeu para se tornar ião. 
1.2.2. Formação de iões 
a) Formação de catiões 
Os metais possuem poucos electrões na última camada, geralmente um, dois ou três. 
Portanto, têm tendência para perder esses electrões, atingindo a estabilidade com 8 
electrões na última camada e transformando-se em catiões. 
Exemplos: 
 > : 2:8:1→ tem 1 electrão na última camada (na 3ª camada). Para que atinja 
a estabilidade com 8 electrões na última camada, este átomo tende perder 1 electrão. 
 perdeu 1 electrão 
 Átomo Catião 
 A configuração electrónica do catião é 2:8. Esta configuração electrónica 
também é a configuração electrónica do néon que é o gás nobre mais perto do sódio. 
 > : 2:8:2 → tem 2 electrões na última camada (na 3ª camada). Para que atinja 
a estabilidade com 8 electrões na última camada, este átomo tende a perder 2 electrões. 
 
 perdeu 2 electrões 
 Átomo Catião 
36 
 
 A configuração electrónica do catião é 2:8. Esta configuração electrónica 
também é a configuração electrónica do néon que é o gás nobre mais perto do magnésio. 
 : 2:8:3 → tem 3 electrões na última camada (na 3ª camada). Para que atinja a 
estabilidade com 8 electrões na última camada, este átomo tende perder 3 electrões. 
 perdeu 3 electrões 
 Átomo Catião 
 A configuração electrónica do catião é 2:8. Esta configuração electrónica 
também é a configuração electrónica do néon que é o gás nobre mais perto do alumínio. 
O catião forma-se quando um átomo perde os seus electrões da última camada. 
 
b) Formação de aniões 
Os ametais possuem geralmente cinco, seis ou sete electrões na última camada. 
Portanto, têm tendência a receber três, dois ou um electrão, atingindo a estabilidade com 
8 electrões na última camada e transformando-se em aniões. 
Exemplos: 
 : 2:5→ tem 5 electrões na última camada (na 2ª camada) e falta 3 electrões 
para chegar 8 electrões, então: 
 ganhou 3 electrões 
 Átomo anião 
 A configuração electrónica do anião é 2:8 Esta configuração electrónica 
também é a configuração electrónica do néon (Ne) que é o gás nobre mais perto do 
nitrogénio (N). 
 : 2:6 → tem 6 electrões na última camada (na 2ª camada) e falta 2 electrões 
para chegar 8 electrões, então: 
 ganhou 2 electrões 
 Átomo anião 
 A configuração electrónica do anião é 2:8 . Esta configuração electrónica 
também é a configuração electrónica do néon (Ne) que é o gás nobre mais perto do 
oxigénio (O). 
 : 2:7→ tem 7 electrões na última camada (na 2ª camada) e falta 1 electrão para 
chegar a 8 electrões, então: 
 ganhou 1 electrão 
 Átomo anião 
37 
 
 A configuração electrónica do anião é 2:8. Esta configuração electrónica também 
é a configuração electrónica do néon (Ne) que é o gás nobre mais perto do flúor (F). 
O anião forma-se quando um átomo adquire electrões. 
 
1.3. Tipos de ligação química 
1.3.1. Ligação iónica 
a. Conceito de ligação iónica 
A ligação iónica é a ligação que se estabelece entre iões, unidos por fortes forças 
electrostáticas. Ocorre com transferência de electrões do metal para o ametal, formando 
catiões (iões positivos) e aniões (iões negativos), respectivamente. 
Exemplo 1: Ligação química entre um átomo de sódio e um átomo de cloro, formando 
cloreto de sódio. 
 
 
 
Exemplo 2: Ligação química entre um átomo de magnésio e dois átomos de cloro, 
formando cloreto de magnésio. 
 
 
 
Observação: O total de electrões perdidos deve ser igual ao total de electrões recebidos. 
b. Valência 
 Valência de um elemento é o número que indica a capacidade que esse elemento 
tem de se combinar com os outros. 
 A carga eléctrica de um ião significa o número de ligações que ele tem de fazer 
com outros e esta carga corresponde à valência. 
c. Rede iónica 
A estrutura elementar das substâncias iónicas é uma repetição de catiões e aniões 
que se alternam, formando um cristal iónico (rede iónico). 
d. Propriedades das substâncias com ligação iónica 
 São sólidas com elevados pontos de fusão e ebulição. 
 São geralmente sais solúveis em água. 
 Em solução aquosa ou quando fundidas, conduzem a corrente eléctrica. 
 
 
38 
 
 Os seus pontos de funsão diminuem com o aumento do comprimento da ligação 
(aumento do raio iónico). 
 
1.3.2. Ligação covalente 
a. Conceito de ligação covalente 
A ligação covalente ocorre através da partilha de pares de electrões entre os átomos, de 
tal modo que os átomos adquiram a configuração de gás nobre (Regra de Octeto), sem 
que ocorra nem ganho nem perda de electrões.
Ao compartilhar electrões, os átomos formam um composto molecular. 
Exemplos: 
 
Fórmula molecular do gás cloro: 
 
Cl – Cl Cl2 
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular 
 
 Fórmula molecular do cloreto de hidrogénio 
 
H – Cl HCl 
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular 
 
 Fórmula molecular da água 
 
H2O 
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Fórmula molecular 
As ligações covalentes podem ser simples, duplas ou triplas. 
 Simples – quando a partilha é de um par de electrões: Cl2 (Cl – Cl), HCl (H – 
Cl)… 
 Duplas – quando a partilha é de dois pares de electrões: O2 (O=O)… 
 Triplas – quando a partilha é de três pares de electrões: N2 (N≡N)… 
A ligação covalente ocorre entre: 
 Hidrogénio – hidrogénio 
 Hidrogénio – ametal 
 Ametal – ametal 
 
 
39 
 
b. Classificação de ligação covalente: 2 tipos 
 Ligação covalente apolar: quando se ligam ametais do mesmo elemento 
químico (ou quando pares de electrões partilhados ficam entre dois 
átomos).Exemplos: H2, Cl2, Br2, O2,… 
 Ligação covalente polar: quando se ligam ametais de elementos diferentes (ou 
quando ficam mais perto de um átomo e longe de outro). Exemplos: HCl, H2O… 
 
c. Propriedades das substâncias com ligação covalente 
 Os compostos moleculares apresentam pontos de fusão e ebulição 
relativamente baixos. 
 Em geral, as moléculas polares são solúveis em água e as apolares são 
insolúveis. 
 Em geral, são maus condutores da corrente eléctrica. 
 
1.3.3. Ligação metálica 
a. Conceito de ligação metálica 
 A ligação metálica ocorre quando os electrões de valência dos átomos de um metal 
passam a movimentar-se livremente entre os átomos, criando assim uma força de 
atracção entre os átomos do metal. 
 
b. Propriedades das substâncias com ligação metálica 
 São sólidos, com excepção do mercúrio que é um metal líquido; 
 Apresentam um brilho metálico; 
 Têm uma densidade relativamente elevada; 
 Têm pontos de fusão e de ebulição relativamente elevados; 
 São bons condutores do calor e da electricidade (devido a movimentos de 
electrões livres); 
 São resistentes à força de atracção; 
 São dúcteis (podem ser transformados em fios); 
 São maleáveis (podem se transformar em lâminas); 
 Formam ligas metálicas. 
 
40 
 
 
 
II. ALGUNS TIPOS DE EXERCÍCIOS 
 
 
2.1. Formação de iões e ligação iónica 
Exemplo 1: Determina os iões que são formados a partir dos átomos dos elementos 
abaixo indicados, as configurações elecctrónicas e o número de electrões desses iões. 
a) b) c) 
d) e) f) 
Resolução: 
a) : 2:1 → tem 1 electrão na última camada (na 2ª camada). Para que atinja a 
estabilidade com 8 electrões na última camada, este átomo tende perder 1 electrão. 
 perdeu 1 electrão 
 Átomo Catião 
A configuração electrónica do catião é 2. Esta configuração electrónica também é a 
configuração electrónica do gás nobre Hélio (He). Portanto, o número de electrões desse 
catião é 2. 
b) : 2:8:8:1→ tem 1 electrão na última camada (na 4ª camada). Para que atinja a 
estabilidade com 8 electrões na última camada, este átomo tende perder 1 electrão. 
 perdeu 1 electrão 
 Átomo Catião 
A configuração electrónica do catião é 2:8:8. Esta configuração electrónica também é 
a configuração electrónica do gás nobre Argon (Ar). Portanto, o número de electrões 
desse catião é 18. 
c) : 2:8:8:2→ tem 2 electrões na última camada (na 4ª camada). Para que atinja a 
estabilidade com 8 electrões na última camada, este átomo tende perder 2 electrões. 
 perdeu 2 electrão 
 Átomo Catião 
 A configuração electrónica do catião é 2:8:8. Esta configuração electrónica 
também é a configuração electrónica do gás nobre Argon (Ar). Portanto, o número de 
electrões desse catião é 18. 
d) : 2:8:5→ tem 5 electrões na última camada (na 3ª camada) e falta 3 electrões 
para chegar 8 electrões, então: 
41 
 
 ganhou 3 electrões 
 Átomo anião 
 A configuração electrónica do anião é 2:8:8. Esta configuração electrónica 
também é a configuração electrónica do gás nobre Argon (Ar). Portanto, o número de 
electrões desse anião é 18. 
e) : 2:8:6→ tem 6 electrões na última camada (na 3ª camada) e falta 2 electrões 
para chegar 8 electrões, então: 
 ganhou 2 electrões 
 Átomo anião 
A configuração electrónica do anião é 2:8:8. Esta configuração electrónica também é a 
configuração electrónica do gás nobre Argon (Ar). Portanto, o número de electrões desse 
anião é 18. 
f) : : 2:8:7→ tem 7 electrões na última camada (na 3ª camada) e falta 1 electrão 
para chegar 8 electrões, então: 
 ganhou 1 electrões 
 Átomo anião 
A configuração electrónica do anião é 2:8:8. Esta configuração electrónica também é a 
configuração electrónica do gás nobre Argon (Ar). Portanto, o número de electrões desse 
anião é 18. 
 
Exemplo 2: Explica a formação da ligação iónica entre: 
a) e b) e 
Resolução: 
a) e 
 
 
b) e 
 
 
2.2. Escreve a fórmula de Lewis (a fórmula de electrões) e a fórmula estrutural das 
substâncias com ligação covalente 
 
 
42 
 
Exemplo 1: Escreve a fórmula de Lewis e a fórmula estrutural das substâncias seguintes: 
N2, O2, F2, CH4, NH3, PH3, HClO, HCN. 
Resolução: 
Fórmula 
molecular 
Configuração electrónica Fórmula de Lewis Fórmula estrutural 
N2 : 2:5 
 
 
O2 : 2:6 
O = O 
F2 : 2:7 
 
F – F 
CH4 
: 1 
: 2:4 
NH3 
: 1 
: 2:5 
PH3 
: 1 
: 2:8:5 
HClO 
: 1 
: 2:8:7 
: 2:6 
 
H – O – Cl 
HCN 
: 1 
: 2:4 
: 2:5 
 H – C ≡ N 
 
2.3. Determinação do carácter da ligação química 
 Baseando o carácter dos elementos da ligação química 
Caso não se saiba a electronegatividade dos elementos da ligação, o carácter da 
ligação química prevê –se aproximadamente através do carácter dos elementos. 
Tipo de ligação Natureza das forças de ligação Tipos de átomos 
Ligação iónica 
 Formam-se iões de cargas 
contrárias 
 Ocorre a atracção electrónica entre 
iões de cargas contrárias. 
metal + ametal 
 
Ligação covalente  O par de electrões compatilhados mesmo ametal 
43 
 
apolar fica entre dois átomos ligados. 
Ligação covalente 
polar 
 O par de electrões compatilhados 
fica mais perto de um átomo e 
longe de outro. 
ametais diferentes 
Ligação metálica 
 Interacção dos electrões livres da 
camada de valência com os 
catiões. 
metal + metal 
 
Exemplo 1: Determina o tipo de ligação nas substâncias seguintes baseando o carácter 
dos átomos da ligação: N2, NH3, O2, H2O, Ca, NaCl, H2, BaCl2, HCl, Fe. 
Resolução: 
 Nas moléculas de N2, O2, H2, a ligação entre os átomos é a ligação covalente 
apolar porque os átomos de cada substância são de mesmo ametal. 
 Nas moléculas de NH3, H2O, HCl, a ligação entre os átomos é a ligação covalente 
polar porque os átomos de cada substância são de ametais diferentes. 
 A ligação entre os átomos nas moléculas de NaCl, BaCl2 é a ligação iónica porque 
esta ligação é formados por átomo metálico e átomo ametálico. 
 Ca, Fe: Ligação metálica 
 
 
 
III. EXERCÍCIOS DE CONSOLIDAÇÃO 
 
1. Ligação química é: 
A. união estabelecida entre átomos para formar a molécula ou cristal sustentável. 
B. união estabelecida entre substâncias para formar materia sustentável. 
C. união estabelecida entre moléculas para formar substância sustentável. 
D. união estabelecida entre partícula principal para formar a átomo sustentável. 
2. Indica o conteúdo falso sobre ião:
A. Ião é uma partícula com carga eléctrica que surge quando um átomo ganha ou 
perde electrões na sua última camada. 
B. Iões com carga positiva são aniões, iões com carga negativa são catiões. 
C. Os iões classificam-se em catiões e aniões. 
D. Os catiões formam-se quando um átomo perde os seus electrões da última 
camada. 
44 
 
3. Dado a série de iões seguintes: Na+, Al3+, S , , Ca2+, , Cl–. Quantos 
catiões existem na série? 
A. 2 B. 3 C. 4 D. 5 
4. Qual é o átomo que perde 2 electrões para atingir a configuração electrónica 
sustentável? 
A. Mg (Z = 12) B. F (Z = 9) C. Na (Z = 11) D. O (Z = 8) 
5. No ião 3+, o número de electrões é: 
A. 21. B. 24. C. 27. D. 28. 
6. Qual é a particula que possui o número de protões maior do que o número de 
electrões? 
A. Átomo de sódio (Na). B. Ião de cloreto (Cl-). 
C. Átomo de enxofre (S). D. Ião de potássio (K+). 
7. Qual é a particula que possui o número de electrões maior do que o número 
de protões? 
A. Átomo de lítio (Li). B. Ião de fluoreto (F-). 
C. Átomo de cloro (Cl). D. Ião de magnésio (Mg2+). 
8. A característica comum de átomo Ne (Z=10), ião Na+ (ZNa =11), ião F
- (ZF = 9) é 
que: 
A. os números de massa são iguais. B. os números de protões são iguais. 
C. os números de electrões são 
iguais. 
D. os números de neutrões são iguais. 
9. Dois iões X2+ e Y- possuem a mesma configuração electrónica do átomo do 
gás nobre Ar (Z = 18). Os número atómico de dois átomos X, Y são 
respectivamente: 
A. 20 e 17. B. 17 e 20. 
C. 16 e 19. D. 19 e 16. 
10. Na reacção: 2Na + Cl2 → 2NaCl, há formação de: 
A. catiões de sódio e cloreto. B. aniões de sódio e cloreto. 
C. anião de sódio e catião de cloreto. D. catião de sódio e anião de cloreto. 
11. A ligação química na molécula NaCl é: 
A. iónica. B. covalente apolar. 
C. covalente polar. D. metálica. 
12. A ligação química na molécula KI é: 
A. metálica. B. covalente apolar. 
45 
 
C. covalente polar. D. iónica. 
13. A ligação iónica é formada pela: 
A. partilha de pares de electrões dos átomos ligados. 
B. interacção dos electrões livres da camada de valência com os catiões. 
C. atracção electrónica entre iões de cargas contrárias. 
D. atracção electrónica entre catiões e electrões livres. 
14. Indica o conteúdo falso sobre as principais propriedades dos compostos 
iónicos. 
A. Pontos de ebulição e fusão elevados. 
B. Não formam cristais. 
C. Conduzem corrente eléctrica quando fundidos ou em solução. 
D. As forças que mantêm o cristal são fortes. 
15. A ligação que forma-se por partilha de electrões de ambos os átomos nela 
envolvidos é chamada: 
A. ligação iónica. B. ligação covalente. 
C. ligação de hidrogénio. D. ligação metálica. 
16. Dada a série de moléculas seguinte: N2, O2, F2, CO2, em que molécula existe 
apenas ligação covalente simples? 
E. N2 F. O2 G. F2 H. CO2 
17. Dada a série de moléculas seguinte: H2, CO2, Cl2, N2, I2, C2H4, C2H2, quantas 
moléculas têm a ligação covalente tripla ? 
A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 
18. Dadoas moléculas seguintes: C2H4, C2H2, N2, CO2, CH4, NH3. O número de 
moléculas que têm a ligação covalente dupla e o número de moléculas que 
têm a ligação covalente tripla são, respectivamente: 
A. 2 e 2. B. 3 e 2. C. 3 e 1. D. 2 e 1. 
19. A ligação química na molécula HCl é: 
A. ligação iónica. B. ligação covalente apolar. 
C. ligação covalente polar. D. ligação metálica. 
20. A ligação química na molécula Br2 é: 
A. ligação iónica. B. ligação covalente apolar. 
C. ligação covalente polar. D. ligação metálica. 
21. As electronegatividades do oxigénio e do silício são, respectivamente: 3,44 e 
1,90. A ligação química na molécula de SiO2 é: 
A. iónica. B. covalente apolar. 
46 
 
C. covalente polar. D. metálica. 
22. Qual é o composto que tem ligação covalente? 
A. LiCl B. NaF C. CaF2 D. CH4 
23. Qual é o composto que tem ligação iónica? 
A. HCl B. H2O C. NH3 D. KCl 
24. Qual é a série das substâncias que apenas têm ligações covalentes? 
A. BaCl2, CaCl2, LiF. B. H2O, SiO2, NH3. 
C. NaCl, MgCl2, Na2O. D. N2, HCl, KBr. 
25. Qual é a série das substâncias que apenas têm ligações covalentes polares? 
A. O2, H2O, NH3. B. HCl, O3, H2S. 
C. H2O, HF, NH3. D. HF, Cl2, H2O. 
 
Nota: Os alunos podem consultar e fazer mais exercícios nas referências seguintes: 
1. Filomena Neves da Silva (2017), Química 9ª classe, Texto Editores, Lda.-Moçambique 
2. Site: ead.mined.gov.mz→Módudos do I ciclo →Módulos de Química 9ª classe → Módulo 
2→ Lição 1 a 11 (P.1-87) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
 
UNIDADE TEMÁTICA 4 
O CLORO E OS ELEMENTOS DO GRUPO VII DA 
TABELA PERIÓDICA 
 
 
I. RESUMO DE CONTEÚDOS 
 
1.1. Elementos do VII grupo principal 
 > Grupo dos halogéneos: grupo VIIA da tabela periódica. 
Element
o 
Número 
atómic
o 
Estrutura 
electrónic
a 
Electroneg
atividade 
Estado físico de 
substância 
simples 
Cor 
F 9 
2:7 
3,98 gasoso Amarelo –
esverdeado 
Cl 17 2:8:7 3,16 gasoso Verde-amarelado 
Br 35 2:8:18:7 2,96 
 
líquido Vermelho -
acastanhado 
I 
 
53 2:8:18:18:7 2,66 sólido Violeta-escuro 
com brilho fraco 
 
 Fórmula estrutural das substâncias simples: X – X. A ligação química nas 
moléculas das substâncias simples dos halogéneos é a ligação covalente apolar. 
 Por possuir 7 electrões na última camada, os halogéneos recebem facilmente 1 
electrão formando aniões X-. 
1.2. O Cloro como representante 
a. Reagem com os metais → sais cloretos 
2Fe + 3Cl2 2FeCl3 (Cloreto de ferro (III)) 
 
b. Reagem com hidrogénio → Cloreto de hidrogénio 
 Cl2 + H2 2HCl 
 (Cloreto de hidrogénio) 
c. Reage com água: O cloro reage reversivamente com a água. 
Cl2 + H2O ⇌ HClO + HCl 
 (ácido hipocloroso) 
48 
 
d. Reage com soluções básicas: O cloro reage com a solução diluída de hidróxido de 
sódio. 
 
1.2.1. Obtenção laboratorial do cloro 
 O cloro é obtido no laboratório a partir das seguintes reacções: 
4HCl(con) + MnO2 → MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O 
6HCl(con) + KClO3 →KCl + 3Cl2↑+ 3H2O 
 
1.3. Compostos dos halogéneos 
1.3.1. Cloreto de hidrogénio e Ácido clorídrico 
O cloreto de hidrogénio é um gás, solúvel em água, dissocia-se completamente, 
formando a solução do ácido clorídrico (HCl). O ácido HCl é um ácido forte, então, possui 
todas as propriedades gerais dos ácidos, tais como: 
 > Reage com indicadores: 
 - Avermelham o papel azul de tornassol, o alaranjado de metilo e o indicador 
universal; 
 - Mantêm incolor a solução alcoólica de fenolftaleína. 
 > Reacção com metais reactivos → sal + H2↑ 
2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g) 
 Reacção com bases – neutralização: Ácido clorídrico + base → sal + H2O 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
2HCl(aq) + Ba(OH)2(aq) → BaCl2(aq) + 2H2O(l) 
 > Reacção com óxidos básicos → sal + H2O 
2HCl(aq) + ZnO(s) → ZnCl2(aq)+ H2O(l) 
 > Reacção com sais de ácidos mais fracos: 
Equação geral: Ácido clorídrico + sal de ácido mais fraco → sal + ácido mais 
fraco 
 
 
 
 
49 
 
1.3.2. Halogenetos 
a) Conceito 
Halogenetos são sais dos ácidos halogenídricos, compostos iónicos formados pela 
ligação do anião halogeneto (X-) com algum elemento menos eletronegativo do que ele. 
Por exemplo: NaF, KCl, CaBr2, KI... 
Nomenclatura: halogeneto + de + nome do elemento ligado ao cloro. 
NaF: fluoreto de sódio CaBr2: brometo de cálcio 
b) Identificação dos iões halogenetos (Cloreto, Brometo, Iodeto) 
 A solução de nitrato de prata (AgNO3) é usada para identificação dos iões 
halogenetos (Cloreto, Brometo, Iodeto) segundo as reacções seguintes: 
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 
 (branco) 
KBr + AgNO3 → AgBr↓ + KNO3 
 (amarelo-claro) 
KI