Química - Teoria

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Introdução à química
Tópico 1: ESTRUTURA ATÔMICA
Tópico 2: LIGAÇÕES QUÍMICAS
Tópico 3: FUNÇÕES QUÍMICAS
Tópico 4: TEORIA DAS SOLUÇÕES
Tópico 5: TERMODINÃMICA QUÍMICA
Tópico 6: ESPONTANIEDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Tópico 7: CINÉTICA QUÍMICA
Tópico 8:EQUILÍBRIO QUÍMICO
Tópico 9: OXI-REDUÇÃO
Tópico 10: ELETROQUÍMICA
Química – conteúdo programático
Tópico 1: ESTRUTURA ATÔMICA
1.1-Introdução à química.
1.2-Características e propriedades dos elétrons nos átomos
1.3-Energia radiante e teoria quântica.
1.4-Postulados de Bohr e estrutura do átomo de hidrogênio.
1.5-Teoria das ondas e partículas.
1.6-Modelo vetorial do átomo. Espectros atômicos e números quânticos.
1.7-Princípio da Exclusão de Pauli.
1.8-Distribuição eletrônica dos átomos.
1.9-Ideias atuais sobre a estrutura atômica.
Química – conteúdo programático
Química ModernaFilosofia / Alquimia
• Século XVIII inicia a era da
“química moderna” com trabalhos
de Lavoisier no campo de estudo
de gases (conservação de massa)
– “Na natureza, nada se cria, nada
se perde, tudo se transforma”;
• 1808 => Dalton resgata a ideia
de “átomo” de Demócrito, e
elabora a “teoria atomista”.
• Egípcios => Cerveja (6000 a.C) e
vinhos (5000-8000 a.C);
• Falhas sucessivas dos alquimistas
converterem metais comuns em
ouro.
• 500 a.C => Leucipo & Demócrito
=> Mar de areia (surgimento da
ideia do átomo – indivisível);
Química – o estudo da matéria e suas transformações
INÍCIO DO ESTUDO DA ESTRUTURA ATOMICA.
Leucipo & Demócrito Modelo atômico 
de Dalton
Modelo atômico 
de Thomson
Modelo atômico de 
Rutherford-Borr
500 a.C 1808 1897 1911
Química – do átomo ao modelo atômico
Modelo atômico de Leucipo & Demócrito
A grande variedade de materiais na natureza provinha
dos movimentos dos diferentes tipos de átomos que, ao se
chocarem, formavam conjuntos maiores gerando
diferentes corpos com características próprias;
Ex.: * Água: formada por átomos ligeiramente esféricos (a
água escoa facilmente).
* Terra: formada por átomos cúbicos (a terra é
estável e sólida);
* Fogo: formado por átomos pontiagudos (o
fogo fere).
* Respiração: era considerada troca de átomos,
em que átomos novos substituem átomos usados.
Química – do átomo ao modelo atômico
Leucipo & Demócrito Modelo atômico 
de Dalton
Modelo atômico 
de Thomson
Modelo atômico de 
Rutherford-Borr
500 a.C 1808 1897 1911
Modelo atômico de John Dalton
1)Os átomos seriam minúsculas partículas reais, descontínuas,
maciças, impenetráveis e indivisíveis de matéria, e
permaneceriam inalterados durante reações químicas;
1)Os átomos de um mesmo elemento são iguais entre si;
1)Os átomos de elementos diferentes são diferentes entre si;
1)O peso do composto é igual à soma dos pesos dos átomos dos
elementos que o constituem (Lavoisier).
Átomo de 
Dalton
Química – do átomo ao modelo atômico
Leucipo & Demócrito Modelo atômico 
de Dalton
Modelo atômico 
de Thomson
Modelo atômico de 
Rutherford-Borr
500 a.C 1808 1897 1911
Modelo atômico de J.J. Thomson
*** TUBO DE CROOKES => Estudo de raios catóticos
Modelo atômico de Thomson
•Fenômeno independente do gás / metal utilizados no
experimento;
•O raio catótico era influenciado por campo elétrico (força) e
apresentava aceleração. Logo, pela segunda Lei de Newton
(F=m.a), o raio catótico apresentava massa também.
•Com isso, surge a ideia da existência do elétron.
Características:
1)Estrutura fluida, descontinua e maciça, com carga positiva;
1)Existiriam elétrons, de cargas negativas, imersos no fluido a
fim de neutralizar as cargas (“pudim de passas”).
Química – do átomo ao modelo atômico
Leucipo & Demócrito Modelo atômico 
de Dalton
Modelo atômico 
de Thomson
Modelo atômico de 
Rutherford-Borr
500 a.C 1808 1897 1911
Modelo atômico de Ernst Rutherford
*** Bombardeio de uma fina camada de folha de
ouro com partículas positivas e pesadas (partículas
alfa) emitidas pelo elemento radioativo polônio
1) A maioria das partículas α atravessaram a folha de
ouro sem desvios ou alterações na superfície da folha
de ouro.
2) Algumas partículas α sofreram desvios ao
atravessar a folha de ouro.
3) Muito poucas partículas α não atravessaram a folha
de ouro, sendo refletidas.
1886 => Goldstein => Raios canais
1)Como a maioria das partículas α atravessaram a folha de ouro sem desvios, o átomo é
descontínuo, ou seja, predominam grandes espaços vazios (eletroesfera) onde estariam
localizados os elétrons.
2)Como algumas partículas α sofreram desvios conclui-se que o átomo é constituído por
uma pequena região maciça (núcleo), onde estaria concentrada a massa do átomo.
3)Como poucas partículas α (positivas), não atravessaram a folha de ouro, sabendo-se
que cargas de mesmo sinal se repelem, conclui-se que o núcleo do átomo é positivo.
4)Pela contagem do número de partículas que atravessam e que sofreram desvio,
estimou-se que o raio de átomo de ouro (núcleo + elestrofera) é da ordem de 10 mil a
100 mil vezes maior do que o seu próprio núcleo.
Modelo atômico de Ernst Rutherford
Conclusões:
Modelo atômico de Rutherford-Borh
Modelo atômico 
de Dalton
Modelo atômico 
de Thomson
Modelo atômico de 
Rutherford
1808 1897 1911
Modelo atômico de 
Rutherford-Börh
1913
Crítica ao modelo atômico de Rutherfor (segundo a mecânica clássica):
•Carga elétrica acelerada = emissão de radiação
•Emissão de radiação = Perda de energia
•Perda de energia = Colapso do elétron (-) contra o núcleo (+).
1900 – Max Planck – Radiação do corpo negro
Composto x Cor da chama
• Farinha x Amarelada
• Sulfato de cobre x Verde
•
•
•
* Todo objeto que se encontra em temperatura ambiente é visualizado porque reflete
radiação em determinada frequência e em determinado comprimento de onda que
corresponde à sua cor (luz visível).
• No entanto, no caso de objetos que estão em temperaturas altíssimas, eles não refletem
alguma luz que incidiu sobre eles, mas sim emitem luz própria em intensidade suficiente
para visualizarmos.
• A radiação emitida depende apenas da temperatura do material, não de sua composição
(Kirchhoff) – CORPO NEGRO (não por sua cor, mas por não refletir radiação)
• Catástrofe na explicação pela mecânica clássica -> Elaboração de um novo conceito
# 1900 – Max Planck -> “A radiação é absorvida ou emitida por um corpo aquecido
não sob a forma de ondas, mas por meio de pequenos
pacotes de energia.” QUANTUM
Solução: Postulados de Börh
1)Os elétrons se apresentariam em órbitas circulares ao redor do núcleo;
2)Onde cada órbita apresentaria energia constante, ou seja, órbitas estacionarias;
3)Sendo que as órbitas mais afastadas do núcleo, apresentariam maiores quantidades
de energia;
1)Uma vez absorvida a energia, o elétron saltaria para uma órbita mais energética;
2)Sendo que, quando o elétron retornasse a sua órbita original, ele liberaria a mesma
quantidade de energia em forma de onda eletromagnética (luz).
Solução: Postulados de Börh
6) As órbitas seriam chamadas de níveis/camadas de energia e estariam dispostos em 7
camadas (K, L, M, N, O, P, Q), onde recebem números quânticos específicos.
Modelo atômico quântico
(dos orbitais)
1924
Modelo atômico de 
Rutherford-Börh
1913
• De Broglie -> A todo elétron em movimento está associada uma onda característica (Princípio
da dualidade).
• Heisenberg -> Não é possível calcular a posição E A velocidade de um elétron, num MESMO
instante (Princípio da Incerteza).
• Schodinger -> Devido a dificuldade de calcular a posição exata de um elétron na eletrosfera,
passa a se calcular a região onde heveria maior probabilidade de encontrar o
elétron (ORBITAL).
+ +
Modelo atômico de 
Rutherford-Börh
Modelo atômico 
quântico
# Hélices em posições
bem definidas e fixas.
# Hélices em qualquer
posição, possível.
Como “encontrar” o elétron ???
Endereço do elétron
1)Rua -> Número quântico principal (n)
2)Prédio -> Número quântico secundário (l)
3)Andar -> Número quântico magnético (ml)
4)Apartamento -> Spin (s)
RUA -> Número quântico principal (n)
Indica o nível de energia do elétron (KLMNOPQ).Bem como o número máximo de
elétrons em cada nível.
8
Prédio-> Número quântico secundário (l) - Sommerfeld
Linus Pauling organizou os níveis e subníveis energéticos de acordo com diagrama
homônimo, onde os elétrons não são distribuidos de acordo com camada e sim por ordem
de energia.
Distribuição Eletrônica
2 e
6 e
10 e
14 e
Distribuição Eletrônica
OBS1: Subnível mais energético - > Ele é o ultimo subnível configurado.
OBS2: Nível ou camada de valência -> É o nível mais afastado do núcleo.
Andar-> Número quântico magnético (ml)
É aquele que indica a orientação dos orbitais no espaço, variando de -x a +x. 
Apartamento-> Spin (s)
Representa os 2 sentidos de rotação para os eletrons. Ms=+1/2 ou -1/2. Dentro do orbital, as
setas indicam os sentidos que os eletrons giram
Conceitos fundamentais referentes aos átomos
ISÓTOPOS ISÓTONOS ISÓBAROS
Apresenta o mesmo NÚMERO DE
PRÓTONS (Z) - (Hidrogênio; Deutério
e Trítio).
Apresenta o mesmo número
de nêutrons. (Cálcio x Cloro).
Apresenta o mesmo NÚMERO DE
MASSA (A).
1)O número de prótons dá a identidade a um átomo, e é representado pelo NÚMERO ATÔMICO
(Z);
1) Quando um átomo perde ou ganha elétrons, ele gera íons. Estes podem ser íons positivos
(cátions) ou negativos (ânions).
1) A soma do número de prótons com o número de neutrons de um elemento gera o NÚMERO
DE MASSA (A).
ISOTOPOS ISOTONOS ISOBAROS
Tópico 1: ESTRUTURA ATÔMICA
Tópico 2: LIGAÇÕES QUÍMICAS
Tópico 3: FUNÇÕES QUÍMICAS
Tópico 4: TEORIA DAS SOLUÇÕES
Tópico 5: TERMODINÃMICA QUÍMICA
Tópico 6: ESPONTANIEDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Tópico 7: CINÉTICA QUÍMICA
Tópico 8:EQUILÍBRIO QUÍMICO
Tópico 9: OXI-REDUÇÃO
Tópico 10: ELETROQUÍMICA
Química – conteúdo programático
Tópico 2: LIGAÇÕES QUÍMICAS
2.1-Introdução à Teoria de Valência
2.2-Estrutura eletrônica e reatividade dos átomos
2.3-Eletrovalência e propriedades dos compostos eletrovalentes.
2.4-Natureza e propriedade das ligações covalentes.
2.5-Estrutura de Lewis e Regra do Octeto.
Química – conteúdo programático
Ligações Químicas
Raio Atômico
Os elétrons são adicionados, na camada de valência. Simultaneamente, é
importante relembrar que prótons são adicionados ao núcleo, aumentando a carga
nuclear. Este aumento atrai todos os elétrons, aproximando-os do núcleo; como
resultado, o raio atômico diminui.
Energia de ionização
A ionização é o processo de formação de um
íon positivo pela remoção de um elétron. A
energia de ionização é a mínima energia
necessária para remover um elétron de um
átomo isolado, no seu estado fundamental.
Eletronegatividade
É uma propriedade periódica que mede a tendência relativa de um átomo ou molécula em 
atrair elétrons e está intimamente relacionada com o seu raio atômico. Assim, quanto menor 
o raio atômico, maior a atração que o núcleo do átomo exerce sobre o elétron.
Ligações Químicas
Regra do Octeto (Dueto)
A Regra do Octeto: Todos átomos tentam atingir a maior estabilidade possível; ou seja, atingir 
uma distribuição eletrônica igual a de um GÁS NOBRE.
Hidrogênio -> 1s1 Potássio -> 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
Hélio -> 1s2 Argônio-> 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
2 elétrons na 
camada de valência
8 elétrons na camada de valência
Ligações Químicas
Tipos de Ligações Químicas
• É a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons
formam-se pela transferência de elétrons de um átomo de um elemento para outro. Para se
formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenha tendência
a ceder elétrons e o outro tenha tendência a receber elétrons.
• Geralmente formada pela ligação de metais (1-3 elétrons na última camada) com amentais
(4-7 elétrons na última camada). Ou metais com hidrogenios.
• Se apresentam em forma sólida e reticular mantida por forças coulombianas..
Ligações Químicas
Ligações Iônicas (ou Eletrovalentes)
Ligações Iônicas (ou Eletrovalentes)
Propriedades
• Os compostos possuem estrutura tridimensional sólida a temperatura e pressão ambientes;
• Geralmente apresentam ponto de fusão e ebulição elevados;
• Podem ser ou não solúveis em água;
• Não conduzem corrente elétrica quando sólidos (e sim quando em solução ou fundidos);
OBS: A energia necessária para quebrar a estrutura reticular é dada pela energia de
solvatação da água (por exemplo). Se a energia for baixa, não ocorre solvatação, o que explica
a não condutividade de corrente de algumas estruturas iônicas.
1)As ligações são formadas quando os orbitais dos átomos se superpõem;
1)A sobreposição ocorre a medida que os núcleos se aproximam.
Teoria de Valência
Ligações Químicas
Ligações Químicas
Ligações Covalentes
• Os átomos tendem a compartilhar elétrons de modo que suas camadas de valência sejam
preenchidas de forma mais estável.
• Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com eletronegatividades similares
e altas (geralmente entre dois não-metais ou ametal+H), dos quais remover completamente
um elétron requer muita energia.
• Pode ser do tipo onde ambos elementos se “beneficiam” ou do tipo dativa, onde um
elemento, já estável, compartilha seus elétrons com outro átomo.
dativa
Ligações Covalentes
Propriedades
• São insolúveis em solventes polares e apolares, quando em forma de sólidos.
• Geralmente apresentam estruturas duras e não conduzem corrente elétrica (salvo o grafite,
que devido a sua estrutura 3D apresenta elétrons livres para conduzir corrente).
• Dependendo dos elementos associados, pode forma polos elétricos.
Ligação covalente polar Ligação covalente apolar
Ligações Químicas
Ligações Metálicas
• Nos metais, os átomos não são unidos aos pares, mas pela atração mútua entre um grande
número de núcleos e um grande número de elétrons (núcleos imersos em um gás de elétrons)
• Dessa forma, diferentemente das ligações covalente, as ligações metálicas não apresentam
rigidez na posição do elétron. Nas ligações metálicas, o elétron pode se mover ao longo de
toda estrutura.
Ligações Metálicas
Propriedades
• As ligações metálicas têm a mesma intensidade qualquer que seja a direção, característica
essa que explica que as estruturas possam ser deformadas sem que a estrutura cristalina seja
alterada. Dessa forma, em uma “pancada” uma camada de átomos pode facilmente deslizar
sobre outra, mantando as propriedades.
• Exímios condutores de eletricidade e calor, já que seus elétrons se movem livremente.
• Apresentam grandes variações em relação a pontos de fusão e ebulição;
• São insolúvei em solventes polares e apolares.
Ligações Químicas
Representação das ligações 
1)Fórmula Eletrônica (Fórmula de Lewis)
Mostra na fórmula os pares eletrônicos entre as ligações dos átomos.
Representação 
da ligação 
iônica
Representação 
da ligação 
covalente
Representação 
da ligação 
covalente
dativa
2) Fórmula Estrutural
Os pares eletrônicos são representados por um traço. 
Covalente
Dativa
Ligações Químicas
Representação das ligações 
Ligações Químicas
Número de Oxidação (NoX)
Indica o número de elétrons que um átomo ou íon perde ou ganha para adquirir estabilidade, 
ou seja, é uma medida da tendência dos elementos em ganhar ou perder elétrons.
A soma dos Nox de todos os átomos de uma molécula é sempre igual a zero.
Substâncias simples apresentam NOX igual a 0 (H2);
Íons simples apresentam NOX igual a sua carga;
A soma dos NOX de um íon composto ou complexo é igual a sua carga.
Oxidação resulta em perda de elétrons. O Nox aumenta.
Redução resulta em ganho de elétrons. O Nox diminui.
Metais Alcalinos (1A) , Hidrogênio e Prata
+1
Metais Alcalinos Terrosos (2A), Zn e Cádmio
+2
Oxigênio -2;
Peróxido -1 (h2o2)
Superóxido -1/2
Tópico 1: ESTRUTURA ATÔMICA
Tópico 2: LIGAÇÕES QUÍMICAS
Tópico 3: FUNÇÕES QUÍMICAS
Tópico 4: TEORIA DAS SOLUÇÕES
Tópico 5: TERMODINÃMICA QUÍMICA
Tópico 6: ESPONTANIEDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Tópico 7: CINÉTICA QUÍMICA
Tópico 8:EQUILÍBRIO QUÍMICO
Tópico 9: OXI-REDUÇÃO
Tópico 10: ELETROQUÍMICA
Química– conteúdo programático
Tópico 3: FUNÇÕES QUÍMICAS
Química – conteúdo programático
3.1-Funções inorgânicas.
3.2-Funções orgânicas.
São os conjuntos de substâncias que apresentam 
propriedades e comportamentos químico semelhantes.
Teoria de dissociação iônica de Arrhenius
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS
ÁCIDOS do “dia-a-dia”
• Ácido sulfúrico (H2SO4):
Ácido forte, altamente corrosivo e consumido em enormes quantidades na indústria 
petroquímica (remoção de impurezas), corantes e baterias de automóveis.
• Ácido fosfórico (H3PO4)
Os sais (fosfatos e superfosfatos) derivados deste ácido têm grande aplicação como 
fertilizantes na agricultura e uso odontológico.
• Ácido nítrico (HNO3)
Um dos ácidos mais fabricados e consumidos pela indústria. Utilizado na fabricação de 
explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT).
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS
ÁCIDOS
“São compostos que, em solução, se ionizam produzindo como único íon positivo o cátion H+”
Arrhenius
OBS: Em solução, existe a formação do hidroxônio. Mas por simplicidade, assumi-se que o H+ permanece 
dissociado.
ÁCIDOS -> Classificação
1)De acordo com o número de hidrogênios
•Monoácidos -> 1 H+ -> HCl HBr
•Diácidos -> 2 H+ -> H2SO4 H2CO3
•Triácido -> 3 H+ -> H3PO4 H3BO3
•Tetrácidos -> 4 H+ -> H4PO7
2) De acordo com a presença de oxigênio
•Oxiácidos -> HNO3, H2SO4…
•Hidrácidos -> HCl, HBr, HF…
ÁCIDOS -> Classificação
3) De acordo com o grau de ionização (α)
• Fortes -> α > 50% Ex.: HCl (α=92%), H2SO4 (α=61%)
• Moderados (ou semifortes) __ 5 < α < 50% Ex.: HF (α=8%), H3PO4 (α=27%)
• Fracos __ α < 5% Ex.: HCN (α=0.008%)
FORMULAÇÃO GERAL >> HxA
ÁCIDOS -> NOMENCLATURA
1)HIDRÁCIDOS
Ácido + ____________________ + ídrico
(nome do elemento)
Ex.: HCl = ácido clorídrico
HI = ácido iodídrico
HCN = ácido cianídrico
H2S = ácido sulfídrico
1)OXIÁCIDOS
# quando forma 1 oxiácido (elemento com apenas 1 NoX)
Ácido + ____________ + ico Ex.: H2CO3 = ácido carbônico
(elemento)
# quando forma 2 oxiácidos (elementos com 2 NoX)
Ácido + ____________ + ico (> NoX) Ex.: HNO3 = ácido nítrico
(elemento) oso (< NoX) HNO2 = ácido nitroso
# quando forma 3 ou 4 oxiácidos
Ácido HIPO + [nome do elemento] + OSO
Ácido + [nome do elemento] + OSO
Ácido + [nome do elemento] + ICO
Ácido + PER [nome do elemento] + ICO
• HClO => ácido hipocloroso
• HClO2 => ácido cloroso
• HClO3 => ácido clórico
• HClO4 => ácido perclórico
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS
BASES do “dia-a-dia”
• Hidróxido de Sódio [ Na(OH) ]
Muito utilizado na fabricação de sabão e glicerina, bem como na indústria
petroquímica e em produtos de limpeza.
• Hidróxido de Cálcio [ Ca(OH)2 ]
Utilizado no preparo de argamassa e em pinturas.
• Hidróxido de Magnésio [ Mg(OH)2 ]
Utilizado em antiácidos.
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS
BASES
“São compostos que, em solução, se ionizam produzindo como único íon negativo OH-”
Arrhenius
OBS: Geralmente são formadas por METAIS associados à hidroxila.
BASES-> Classificação
1)De acordo com o número de hidroxilas
•Monobases -> 1 OH- Ex.: NaOH NH4OH
•Dibases -> 2 OH- Ex.: Ca(OH)2 Fe(OH)2
•Tribases -> 3 OH- Ex.: Al(OH)3 Fe(OH)3
•Tetrabases -> 4 OH- Ex.: Sn(OH)4 Pb(OH)4
3) De acordo com a solubilidade
•Solúveis -> Hidróxidos de metais alcalinos
•Pouco solúveis -> Hidróxidos de metais alcalinos terrosos
•Praticamente insolúveis -> Demais hidróxidos
FORMULAÇÃO GERAL >> B(OH)x
2) De acordo com o grau de ionização (α)
•Fortes -> α = 100%Hidróxidos de Metais Alcalinos e Metais Alcalinos Terrosos.
•Fracas -> α < 5% Hidróxidos de Metais e NH4OH, que são moleculares por natureza.
BASES -> NOMENCLATURA
# Quando o elemento forma apenas 1 base
Hidróxido de + [nome do elemento] Ex.: NaOH = hidróxido de sódio
# Quando o elemento forma 2 bases
Hidróxido + ________________ + ICO (> Nox) Ex.: Fe(OH)3 = hidróxido férrico
(elemento) OSO (< NoX) FE(OH)2 = hidróxido ferroso
OU AINDA
Hidróxido de + [nome do elemento] + [NoX em romano]
Ex.: Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro III
Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro II
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS
ÓXIDOS do “dia-a-dia”
• Dióxido de Carbono [ CO2]
Utilizado em refrigerantes e águias gaseificadas.
• Peróxido de Hidrogênio [ H2O2 ]
Indústria de estética (clareamento de pêlos) e limpeza.
• Óxido Nitroso [ N2O ]
O gás hilariante é utilizado como anestésico e na indústria automobilística.
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS
ÓXIDOS
“São compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo”
OBS1: Praticamente todos elementos químicos formam óxidos.
OBS2: Apenas em compostos com flúor (OF2 / O2F2) não são considerados óxidos (são fluoretos).
ÓXIDOS -> NOMENCLATURA GERAL
Óxido de _________________
(nome do elemento)
____________
(Algarismo romano se possuir mais de 1 NoX)
+ +
Básicos -> Cu2O = óxido de cobre I
Anidros -> SO2 = óxido de enxofre IV
Anfóteros -> ZnO = óxido de zinco
# Essa construção de nomenclatura serve para todos os tipos de óxidos 
ÓXIDOS -> Classificação
1)ÓXIDOS BÁSICOS
•São óxidos que reagem com água e produzem base (ou neutralizam ácidos).
•São formado por METAIS com NoX baixo (+1, +2 ou +3).
•São compostos sólidos, com elevados pontos de fusão/ebulição.
•Os óxidos da família 1A e 2A reagem com água. Os demais são pouco solúveis
NOMENCLATURA ALTERNATIVA
# Quando forma apenas 1 óxido:
>> óxido de _________________. Ex.: Na2O -> óxido de sódio
(nome do elemento) CaO -> óxido de cálcio
# Quando forma 2 óxidos
>> óxido __________________ + ico ( > NoX) Ex.: Fe2O3 -> óxido férrico
(nome do elemento) oso( < NoX) FeO -> óxido ferroso
ÓXIDOS -> Classificação
2) ÓXIDOS ÁCIDOS (ANIDROS)
•São óxidos que reagem com água e produzem ácido (ou neutralizam bases).
•São formado por AMETAIS ou metais com elevado NoX.
•São compostos moleculares e geralmente solúveis em água.
•São geralmente gasosos.
NOMENCLATURA ALTERNATIVA
>> Anidrido __________________ + ico ( > NoX) Ex.: SO3 -> anidrido sulfúrico
(nome do elemento) oso( < NoX) SO2 -> anidrido 
sulfuroso
# Para anidridos que reagem com números crescentes de molécular de água formando 
diferentes ácidos
P2O5 + 1 H2O -> 2 HPO3 (ácido metafosfórico)
P2O5 + 2 H2O -> H4P2O7 (ácido pirofosfórico)
P2O5 + 3 H2O -> 2 H3PO4 (ácido ortofosfórico)
3) ÓXIDOS ANFÓTEROS
•São óxidos que se comportam ora como óxido básico ora como óxido ácido.
•Agirão como óxido básico ao reagirem com ácidos fortes (ZnO + 2 HCl -> ZnCl2 + H2O).
•Agirão como óxidos ácidos ao reagirem com bases fortes (2NaOH + ZnO -> Na2ZnO2 + H2O).
•Em geral, são: sólidos, moleculares e são formados por metais ou semimetais.
1)ÓXIDOS NEUTROS
•São óxidos que não reagem com água, nem com ácidos e nem com bases
•Os mais comuns são: CO, N2O (óxido nitroso), NO (óxido nítrico).
1)PERÓXIDOS
•São óxidos que reagem com a água formando peróxido de hidrogênio (H2O2).
•Nesses óxidos o oxigênio possui NoX de -1.
1)SUPERÓXIDOS
•São óxidos que reagem com água formando peróxido de hidrogênio.
•Nesses óxidos o oxigênio possui NoX de -1/2 .
ÓXIDOS -> Classificação
FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS
SAIS
“São compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+ e um ânion 
diferente de OH-”
Arrhenius
NaCL - > Na+ + Cl-
NaHSO4 - > Na+ + H+ + SO4 -2
“A reação entre uma base e um ácido de Arrhenius – chamada de neutralização – forma sal e 
água”
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
Arrhenius
Reação de neutralização total
“Quando todos OH- reagem com todos H+”
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
3 NaOH + H3PO4 -> Na3PO4
+ 3 H2O
Ca(OH)2 + 2 HNO3 -> Ca(NO3)2 + 2 H2O
NOMENCLATURA
NaCl -> Cloreto de Sódio
KNO2 -> Nitrito de potássio
Na3PO4 -> (orto)Fosfato de Sódio
Ca(NO3)2 -> Nitrato de Cálcio
Reação de neutralização parcial – SAL ÁCIDO
“Quando um di, tri ou tetrácido reage com uma base e nem todos os H+ são neutralizados, 
formam-se os sais ácidos”
NaOH + H2SO4 -> NaHSO4
+ H2O
KOH + H3PO4 -> KH2PO4 H2O
NOMENCLATURA# 1 -> Indicação pelo número de cátions: NaH2PO4 -> ortofosfato monosódico (potássico, césico)
# 2 -> Indicação pelo númro de H+ sobrando: -> ortofosfato diácido de sódio 
# 3 -> Indicação pelo número de H+ pela expressão “hidrogeno” -> di-hidrogeno-ortofosfato de 
sódio
Reação de neutralização parcial – SAL BÁSICO
“Quando uma di, tri ou tetrabase reage com um ácido e nem todas hidroxilas são neutralizadas.”
Ca(OH)2 + HCl -> Ca(OH)Cl + H2O
Al(OH)3 + 2 HCl -> Al(OH)Cl2 + H2O
NOMENCLATURA
# 1 -> Indicação pelo númro de OH-sobrando pela expressão mono/di/tribásico: cloreto 
(mono)básico de cálcio; cloreto (mono)básico de alumínio. 
# 2 -> Indicação pelo número de H+ pela expressão “(mono)hidroxi” -> (mono)hidroxi – cloreto 
de alumínio
Tópico 3: FUNÇÕES QUÍMICAS
Química – conteúdo programático
3.1-Funções inorgânicas.
3.2-Funções orgânicas.
São os conjuntos de substâncias que apresentam 
propriedades e comportamentos químico semelhantes.
Cadeias Carbônicas
1)Características do CARBONO
1.1) O Carbono é tetravalente;
1.2) O carbono forma ligações múltiplas;
-C=C- ; -C=N
1.3) O carbono liga-se a vários tipos de átomos
1.4) O carbono forma cadeias carbônicas
Tipos de Cadeias Carbônicas
2.1) Quanto ao fechamento da cadeia
Fechadas (cíclicas) ou Abertas (acíclicas)
2.2) Quanto à disposição dos átomos
Normal ou Ramificada
2.3) Quanto aos tipos de ligações
Saturada ou insaturada
2.4) Quanto a natureza dos átomos
Homogênea heterogênea
Os tipos de classificações são independentes….
-C-C-S-C=C-C- CADEIA: aberta, insaturada, heterogênea e normal
3) Tipode de carbono
3.1) Primário => Ligado apenas a um carbono
3.2) Secundário => Ligado a 2 carbonos
3.3) Terciário => Ligado a 3 carbonos
3.4) Quaternário => Ligado a 4 carbonos
Funções orgânicas e suas nomenclaturas
1)HIDROCARBONETOS
1.1) AlCANOS (ou hidrocarbonetos parafínicos)
“São hidrocarbonetos acíclicos e saturados”.
CH4 => metano CH3-CH3 => etano CH3-CH2-CH3 => propano
CH3-CH2-CH2-CH3 => butano CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 => pentano
RADICAIS DERIVADOS DOS ALCANOS
Regras para a nomenclatura:
1)A cadeia carbônica mais longa é a principal. Caso exista inúmeras cadeis de mesmo tamanho, 
escolher a mais ramificada como principal.
1) Numerar a partir da extremidade que resulto na menos soma possível dos números que 
indicam as posições das ramificações.
1) Obter o nome do alcano, citando:
* Inicialmente as ramificações em ordem crescente de complexidade, antecedidas 
pelos números que indicam suas posições (ou por ordem alfabética).
* Dar nome ao alcano da cadeia principal.
Exemplos:
1.2) AlCENOS
Diferem dos alcanos por apresentarem um dupla ligação.
•A nomenclatura segue a mesma ideia dos alcanos dadicionando as seguintes regras:
-A cadeia principal é a mais longa, contendo a insaturação
- A numeração é feita a partir da extremidade mais próxima da insaturação.
1.3) AlCINOS
Diferem dos alcanos por apresentarem um tripla ligação.
* Semelhante aos alcenos, bastando trocar –ENO por -INO
1.4) CICLANOS (ou ciclo-alcanos)
São hidrocarbonetos cíclicos contendo apenas ligações simples.
* Em caso de ramificações, partindo da ramificação mais simples, e girando no sentido que 
apresentem menor somatório.
1.4) Hidrocarbonetos aromáticos
São hidrocarbonetos cíclicos com ligações simples e duplas alternadas no mesmo anel de seis 
membros.
Hidrocarboneto aromático mais simples: BENZENO.
O substituinte e o anel benzênico podem ser nomeados em conjunto formando novo nome-
base.
Quando dois substituintes estão presentes, suas posições relativas são indicadas pelo uso de 
orto (o), meta (m) e para (p).
Quando mais de dois grupos estiverem presentes no anel benzênico, suas posições devem ser 
indicadas por números
Quando o próprio anel benzênico é um substituinte ele é chamado grupo fenila. A remoção de 
um hidrogênio do benzeno produz o radical fenila
A remoção de um hidrogênio do grupo metila do tolueno produz o radical benzila
1.6) Alcoois
São compostos que apresentam 1 ou mais hidroxilas ligada a carbonos saturados
•A numeração começa do carbono mais próximo da hidroxila, e possui o sufixo: OL
•Em moléculas mais complexas, a hidroxila pode ser considerada um radical, atendendo por 
HIDROXI .
1.6) Fenois
São compostos com pelo menos 1 hidroxila ligada diretamente ao anel aromático.
1.7) Éteres (ou óxidos orgânicos)
São compostos onde o OXIGENIO está diretamente ligado a duas cadeias carbonicas
IUPAC => (Radical menor) OXI + Radical maior
USUAL=> Éter Radical menor – Radical maior ÍLICO
1.8) Aldeídos
São compostos que possuel o radical funcional –CHO (aldoxila / formila)
A cadeia mais longa apresentará o radical, e a contagem começará por ele
A terminação é: AL
1.9) CETONAS
Sao compostos que apresentam o radical carbonila (R-CO-R).
A nomenclatura da IUPAC é feita pela cadeia carbonica principal sendo a maior, contendo a 
carbonila, e que comece a numeração a partir da extremindade mais próxima da carbonila.
RADICAL MENOR – RADICAL MAIOR CETONA
2.0) Ácidos Carboxílicos
Sao compostos que apresentam 1 ou mais radicais: carbixila ( R-COOH)
A nomenclatura IUPAC é feita com a terminação –ÓICO; a cadeia principal é a que apresenta a 
carboxila e a nimeração é feita a partir do carbono desse radical.
2.1) Ésteres
Obtidos a partir da reação de um ácido carboxílico com um álcool.
Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias, onde a substância a ser 
dispersada é o soluto e a dispersante é o solvente. Ela apresenta moléculas distribuídas de 
maneira uniforme, ou seja, apresentam a mesma composição em toda a sua extensão
Exemplo: álcool + água, ácido clorídrico + água.
Classificações:
1) De acordo com o estado de agregação
• Sólidas -> Certas ligas metálicas (ferro+carbono = aço)
• Líquidas -> Sal em água (líquido-líquido / sólido-líquido)
• Gasosas -> Ar atmosférico (O2, H2, N2…) Solutos e solventes gasosos.
2) De acordo com a proporção de soluto e solvente
• Soluções diluídas (<0.1 mol/L)-> Pouco soluto em relação ao solvente
• Soluções concentradas (>0.1 mol/L)-> Muito soluto em relação ao solvente.
4) Quanto a saturação
• Insaturada -> Uma solução que contém uma quantidade de soluto dissolvida menor 
que a máxima do coeficiente de solubilidade(CS). 
• Saturada -> Uma solução que contém a quantidade máxima (CS) de soluto 
dissolvido.
• Supersaturada -> Uma solução que contém, em condições especiais, uma 
quantidade de soluto dissolvida maior que a máxima (CS)
3) De acordo com a natureza do soluto
• Soluções moleculares (não eletrolíticas)-> Quando o soluto são moléculas
(açúcar em água)
• Soluções iônicas (eletrolíticas) -> Quando o soluto são íons (NaCl em água)
REGRA DE SOLUBILIDADE
“Semelhante dissolve semelhante. Ou seja, compostos apolares dissolvem compostos
apolares, enquanto compostos polares dissolvem compostos polares”.
4) Quanto a saturação
De um modo geral a solubilidade de um soluto depende da quantidade de
solvente e da
temperatura.
A quantidade máxima de soluto que uma quantidade fixa de solvente (100g ou
1000g) dissolve, em determinadas condições de temperatura e pressão é
denominado de Coeficiente de solubilidade (CS).
Exemplo: coeficiente de solubilidade (CS) do NaCl é 36g de NaCl/100g de água, a
20oC.
Como a quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em uma
determinada quantidade fixa de solvente depende da temperatura, como descreve a
tabela a seguir. Podemos obter um gráfico da solubilidade deste soluto em função
da temperatura. A curva que se obtém no gráfico é denominada de Curva de
solubilidade.
As quantidades de reagentes (soluto) em uma solução pode ser expressa por
grandezas como massa, mol, volume e a relação entre essas grandezas com a
solução é expressa através das chamadas unidades de concentração.
As unidades de concentração relaciona massa de soluto com volume de solução
(concentração comum), quantidade de matéria (número de mols) de soluto comvolume de solução (molaridade) e a massa de soluto com massa de solução (% em
massa).
OBS: CONCEITO DE NÚMERO DE MOLES e MASSA MOLAR
1 mol = 6,02x1023(constante de Avogrado)
2H2 + 1O2 -> 2H2O = 2x (6.02x10
23) moléculas de H2 reagem com 6.02x10
23
moléculas de O2
“A massa molar é a massa, em gramas, de um mol de entidades elementares, ou seja 
é igual à massa atômica desse elemento ou do total das massas atômicas 
componentes da substância em unidades de massa atômica. É igual, em valor, à 
massa molecular”
1 mol de H2O => 2x1g + 1x16g = 18g/mol. Ou seja, é a massa de 6.02x1023
moléculas de água
Número de mols -> 36 g de água tem quantos mols ? N=36 / 18 = 2 mols
Concentração comum (C)
“Essa unidade nos fornece a massa, em gramas de soluto existente em um litro de 
solução”.
Concentração molar ou molaridade
“indica a quantidade de matéria de soluto (número de mols) existentes em 1 litro de 
solução.”.
Ex.: Uma solução de NaOH 0,5 mol/L (0,5M) 
indica que em 1 litro de solução contém 0,5 
mol/L de NaOH
Titulação em massa (titulação simples)
“Título: indica a massa de soluto, em gramas, existente em 1g de solução”
T = M(soluto)/M(total).
0<T<1, ou seja 0% < T % < 100%
Uma solução que apresenta título 0,2 indica que em 1g de solução (m) existem 0,2g de 
soluto (m1) e 0,8g de solvente (m2),
Existem duas maneiras de alterar a concentração de uma solução sem alterar a
quantidade de soluto: evaporando o solvente, tornando-a mais concentrada ou
adicionando solvente, tornando-a mais diluída.
A massa de soluto de uma solução, quando se adiciona solvente não se altera, mas
a sua concentração (gramas por litro, molaridade e percentagem) diminui devido ao
aumento do volume (ou massa) da solução.
Quando misturamos duas soluções podemos ter dois casos diferentes: mistura de
soluções sem ocorrência de reação e mistura de soluções com ocorrência de reação
Mistura de soluções de mesmo soluto e mesmo solvente. Ao misturar duas ou
mais soluções de mesmo soluto com concentrações diferentes, conclui-se que a
massa do soluto (ou número de mols) da solução resultante é igual a soma das
massas do soluto (ou número de mols) das soluções que são misturadas e o
volume da solução resultante também é a soma dos volumes das soluções
misturadas. Logo, temos