Fundamentos-Gerais-da-Química-Inorgânica-1-P-1 apostila

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FUNDAMENTOS GERAIS DA QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
 
 
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NOSSA HISTÓRIA 
 
 
A nossa história inicia com a realização do sonho de um grupo de 
empresários, em atender à crescente demanda de alunos para cursos de 
Graduação e Pós-Graduação. Com isso foi criado a nossa instituição, como 
entidade oferecendo serviços educacionais em nível superior. 
A instituição tem por objetivo formar diplomados nas diferentes áreas de 
conhecimento, aptos para a inserção em setores profissionais e para a 
participação no desenvolvimento da sociedade brasileira, e colaborar na sua 
formação contínua. Além de promover a divulgação de conhecimentos culturais, 
científicos e técnicos que constituem patrimônio da humanidade e comunicar o 
saber através do ensino, de publicação ou outras normas de comunicação. 
A nossa missão é oferecer qualidade em conhecimento e cultura de forma 
confiável e eficiente para que o aluno tenha oportunidade de construir uma base 
profissional e ética. Dessa forma, conquistando o espaço de uma das instituições 
modelo no país na oferta de cursos, primando sempre pela inovação tecnológica, 
excelência no atendimento e valor do serviço oferecido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
FUNÇÃO DA QUÍMICA INORGÃNICA .............................................................. 4 
ÁCIDOS.............................................................................................................. 4 
Utilidade ............................................................................................................. 5 
Classificação ...................................................................................................... 5 
Nomenclatura ..................................................................................................... 6 
BASES ............................................................................................................... 7 
Utilidade ............................................................................................................. 8 
Classificação ...................................................................................................... 9 
Nomenclatura ................................................................................................... 10 
ÓXIDOS ........................................................................................................... 10 
Utilidade ........................................................................................................... 11 
Classificação: ................................................................................................... 12 
Nomenclatura ................................................................................................... 13 
SAIS ................................................................................................................. 14 
Utilidade ........................................................................................................... 14 
Nomenclatura ................................................................................................... 15 
7.5 Indicadores Ácido-Base e pH ..................................................................... 16 
7.6 Teoria Modernas de Ácido e Base: ............................................................ 18 
Teoria de Arrhenius .......................................................................................... 18 
Teoria de Bronsted-Lowry ................................................................................ 19 
Teoria de Lewis ................................................................................................ 20 
 
 
 
 
 
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FUNÇÃO DA QUÍMICA INORGÃNICA 
Algumas substâncias químicas com propriedades semelhantes foram 
agrupadas em funções químicas. 
Função Química – conjunto de compostos com propriedades químicas 
semelhantes. 
As substâncias inorgânicas se dividem em quatro grandes grupos que são 
conhecidos como as funções da química inorgânica. São elas: ácidos, bases, 
óxidos e sais. Há também as funções orgânicas que são os hidrocarbonetos, 
álcoois, cetonas, aldeídos, éteres, ésteres, ácidos carboxílicos, aminas e 
amidas. 
ÁCIDOS 
 Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+. 
 Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera 
H+. 
 
Exemplos: 
HCl + H2O → H+ + Cl- 
HF + H2O → H+ + F- 
H2SO4 → H+ + SO2- 
Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da 
fórmula. 
As principais características dos ácidos são: 
- sabor azedo (em geral tóxicos e corrosivos); 
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); 
- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são 
substâncias orgânicas); 
- reagem com base formando sal e água. 
 
 
 
 
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Utilidade 
- Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por 
isso o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. 
É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na 
produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas 
metálicas (aço). 
- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do 
nosso estômago. O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em 
solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes 
de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro. 
- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão 
de vidros (em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente 
corrosivo para a pele. 
- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de 
fertilizantes e de compostos orgânicos. 
Classificação 
A) PRESENÇA DE OXIGÊNIO 
- ácidos sem oxigênio – hidrácidos 
Exemplos: HCl, HBr 
- ácidos com oxigênios – oxiácidos 
Exemplos: H2SO4, HNO3 
B) NÚMERO DE H+ IONIZÁVEIS 
- monoácido – produz 1 H+ 
Exemplos: HCl, HNO3 
- diácido – produz 2 H+ 
 Exemplos: H2SO4,H2CO3 
- triácido – produz 3 H+ 
Exemplos: H3PO4, H3BO3 
- tetrácidos – 4H+ 
Exemplos: H4SiO4 
 
 
 
 
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Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H+ ionizáveis. 
C) FORÇA ÁCIDA (GRAU DE IONIZAÇÃO): 
- Hidrácidos: 
Fortes: HCl, HBr 
Moderado: HF 
Fraco: os demais hidrácidos 
- Oxiácidos: 
Sendo a fórmula genérica: HaEOb, onde: 
H = hidrogênio 
E = elemento químico 
O = oxigênio 
a = número de H 
b = número de O 
Se b-a: 
3 ou 2 = ácido forte 
1 = ácido moderado 
0 = ácido fraco 
Exemplos: 
HNO3 → 3-1=2 → ácido forte 
H3PO4 → 4-3=1 → ácido moderado 
H3BO3 → 3-3=0 → ácido fraco 
Nomenclatura 
A) HIDRÁCIDOS 
Ácido + nome do elemento + ídrico 
Exemplos: 
HCl – ácido clorídrico 
H2S – ácido sulfídrico 
B) OXIÁCIDOS 
Ácido + nome do elemento + oso/ico 
Exemplos: 
 
 
 
 
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H2SO4 – ácido sulfúrico 
HNO3 – ácido nítrico 
H3PO4 – ácido fosfórico 
HClO3 – ácido clórico 
H2CO3 – ácido carbônico 
Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência 
para dar nome aos demais oxiácidos. Se diminuirmos o número de oxigênio 
destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois oxigênios, 
adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o 
número de oxigênio, colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Veja os 
exemplos: 
H2SO5 – ácido persulfúrico 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
H2SO3 – ácido sulfuroso 
H2SO2 – ácido hiposulfuroso 
Então: 
Ácido per+elemento+ico 
 
Ácido+elemento+ico 
Ácido +elemento+oso 
Ácido+hipo+elemento+oso 
BASES 
Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). 
Quando uma base entra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-. 
Exemplos: 
NaOH + H2O ↔ Na+ + OH- 
Mg(OH)2 + H2O ↔ Mg2+ + 2OH- 
Al(OH)3 + H2O ↔ Al3+ + 3OH- 
Identifica-se uma base pela presença de OH- no lado direito da fórmula. 
As principais características das bases são:8 
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a 
língua); 
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); 
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base; 
-reagem com ácidos formando sal e água. 
Utilidade 
- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico 
e corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para 
preparar sabão e outros compostos orgânicos. 
 
- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É 
também chamado de leite de magnésia. 
 
- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou 
cal extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em 
pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de 
cal. 
 
 
 
 
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- Hidróxido de amônio (NH4OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco 
ou amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. 
É tóxico e irritante aos olhos. 
Classificação 
A) Número de OH- dissociadas: 
- Monobase – possui uma OH- 
Exemplo: NaOH, NH4OH 
- Dibase- possui dois OH- 
Exemplos: Mg(OH)2, Fe(OH)2 
- Tribase – possui três OH- 
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3 
- Tetrabase – possui quatro OH- 
 Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4 
B) Força Básica/Grau de Dissociação: 
- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais 
alcalinos e alcalinos terrosos. 
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2 
Exceção: Mg(OH)2 que é uma base fraca. 
- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, 
incluindo o Mg(OH)2 e NH4OH. 
C) Solubilidade em Água: 
- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH. 
Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH4OH. 
- Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos. 
 
 
 
 
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Exemplos: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2. 
- Insolúveis: demais bases. 
Exemplos: Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2 
Nomenclatura 
A) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo: 
Hidróxido de + nome do elemento 
Exemplos: 
NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódio 
Mg(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de magnésio 
Ca(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de cálcio 
B) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável: 
Hidróxido de + nome do elemento + OSO/ICO 
Ou ainda: 
Hidróxido de + nome do elemento + número do NOX em romano 
O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a 
terminação OSO. 
Exemplos: 
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III 
ÓXIDOS 
Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. 
Formam compostos binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua 
fórmula química. 
 
 
 
 
 
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magnetita 
 
água 
 
rochas 
 
 
 
Exemplos: Na2O, MgO, Al2O3, FeO. 
Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o oxigênio o 
elemento mais eletronegativo e do lado direito da fórmula. Portanto, não existe 
um óxido com flúor. 
Utilidade 
- Óxido de cálcio (Cao) – sólido branco usado na construção civil para 
fabricar cimento, tijolo, cerâmicas. Age como fungicida e bactericida. Na 
agricultura, para corrigir a acidez do solo.. pode ser chamado de cal viva ou cal 
virgem. 
 
 
- Dióxido de carbono (CO2) – é o gás carbônico obtido como subproduto 
de várias reações industriais. Usado em refrigerantes e quando sólido é 
conhecido como gelo-seco. Participa da fotossíntese das plantas. 
 
 
 
 
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- Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. 
Toda a forma de vida na Terra está associada a este óxido. 
- Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do 
rosto de palhaços. Usado também como protetor solar. 
- Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um 
peróxido que se decompõe rapidamente. É usado como bactericida e para 
branqueamento de cabelos, fibras e papel. 
Classificação: 
A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com 
ácidos formando sal e água. 
Exemplos: 
Na2O + H2O → 2NaOH 
2Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O 
São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a 
água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+. 
B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com 
base formando sal e água. 
Exemplos: 
SO3 + H2O → H2SO4 
SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O 
São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado. 
C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como 
óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte. 
Exemplos: 
ZnO + HCl → ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água. 
Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb. 
D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com 
base. 
 
 
 
 
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Exemplos: CO, N2O, NO. 
São gases e moleculares, formados por não-metais. 
E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água 
oxigenada (H2O2). 
Exemplos: 
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 
Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2 
Na2O2 – peróxido de sódio 
H2O2 – peróxido de hidrogênio 
Nomenclatura 
A) Óxidos com NOX fixo: 
Em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
Óxido de + nome do elemento 
Exemplos: 
Na2O – óxido de sódio 
Cao – óxido de cálcio 
B) Óxidos com NOX variável: 
Óxido de + nome do elemento + ICO/OSO 
ICO – NOX maior 
OSO – NOX menor 
Exemplos: 
Fe2O3– (Fe com nox 3+) – óxido férrico 
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso 
Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal. 
Exemplos: 
Fe2O3 – óxido de ferro III 
FeO – óxido de ferro II 
Pode-se usar, ainda a nomenclatura que indica o número de átomo de 
oxigênios e o número de átomos do elemento. Usa-se esta forma para dar nome 
aos óxidos ácidos. 
 
 
 
 
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Mono Mono 
Di + óxido de + Di + nome do elemento 
Tri Tri 
Exemplos: 
CO – monóxido de carbono 
CO2 – dióxido de carbono 
SO3 – trióxido de enxofre 
N2O3 – trióxido de dinitrogênio 
SAIS 
Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H+ e 
um ânion diferente do OH-. 
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que 
é a reação de neutralização, formando também água. 
Exemplos: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
ácido base sal água 
As principais características são: 
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em 
solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres; 
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 
1atm). 
Utilidade 
- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na 
alimentação como sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é 
usado para a produção de soda cáustica e gás cloro. 
 
 
 
 
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- Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. 
Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de 
piscina. 
- Carbonato de cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de 
mármore, calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das 
cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (Cao). Reduz a acidez 
do solo. 
 
 mármore estalactite e estalagmite nas 
cavernas 
- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante 
(clareamento de roupas). 
Nomenclatura 
O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou: 
Assim: 
 
 
 
 
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ÁCIDO SAL 
ÍDRICO ETO 
ICO ATO 
OSO ITO 
 
Nome do Sal: 
Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da 
base de origem 
Exemplo: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
ácido clorídricohidróxido de sódio cloreto de sódio água 
Outros nomes: 
CaF2 – fluoreto de cálcio 
NaBr – brometo de sódio 
Li2(SO4) – sulfato de lítio 
KNO2 – nitrito de potássio 
Na2CO3 – carbonato de sódio 
7.5 Indicadores Ácido-Base e pH 
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em 
contato com um ácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base 
ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, 
podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química. 
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de 
metila, papel tornassol, azul de bromotimol. 
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho 
roxo e a flor hortência e o hibisco. 
Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar 
em contato com um ácido ou uma base: 
INDICADOR ÁCIDO BASE NEUTRO 
FENOLFTALEÍNA INCOLOR ROSA INCOLOR 
 
 
 
 
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TORNASSOL ROSA AZUL - 
Para os outros indicadores: 
- Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, 
verde em contato com base e vermelho quando neutro. 
- Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-
laranja em base e quando neutro; 
- O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando 
neutro; 
- A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base; 
- O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-
alaranjado em contato com ácido e verde em meio básico. 
Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo 
o grau de acidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é 
chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ 
das soluções. 
Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O 
maior número indica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma 
solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não 
é nem ácida e nem básica, ela é neutra. 
Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto 
mais a solução se aproxima do quatorze, mais básica ela é. 
Escala de pH 
|_______________|_______________| 
0 7 14 
ácido neutro base 
 
Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também 
através de aparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções. 
Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa 
mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o 
nome de ponto de viragem. 
 
 
 
 
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Veja alguns exemplos diários de valores de pH: 
CARÁTER ALCALINO PRODUTO 
14 Solução de soda cáustica (NaOH) 
13 
12 Água de cal 
11 
10 Creme dental alcalino 
9 
8 Solução aquosa de NaHCO3 
CARÁTER NEUTRO 
7 Água pura 
CARÁTER ÁCIDO 
6 Água da torneira, água da chuva 
5 Refrigerantes 
4 Chuva ácida 
3 Vinagre 
2 Suco de limão 
1 Suco gástrico (HCl) 
0 Solução aquosa de HCl 
7.6 Teoria Modernas de Ácido e Base: 
De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em 
água produz um cátion H+ e que base é toda a substância que em água produz 
um ânion OH-. Esta teoria foi utilizada durante muito tempo para explicar o 
conceito de ácido e de base. É a Teoria de Arrhenius. 
Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a 
ácido e base. São as chamadas Teorias Modernas Ácido-Base. 
São elas: 
- Teoria de Bronsted-Lowry 
- Teoria de Lewis 
Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius: 
Teoria de Arrhenius 
Para este cientista, os ácidos e as bases são eletrólitos, que em contato 
com a água liberam íons. Quando um ácido libera íons em solução aquosa, 
acontece uma ionização. 
 
 
 
 
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Exemplo: 
HCl + H2O → H+ + Cl- 
Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim: 
HCl + H2O → H3O+ + Cl- 
Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece 
uma dissociação. 
Exemplo: 
NaOH + H2O → Na+ + OH- 
Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion 
H+. 
Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion 
OH-. 
Teoria de Bronsted-Lowry 
Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus 
Bronsted e Thomas Martin Lowry. Juntos eles definiram ácido e base na 
ausência de água, que não é explicado pela Teoria de Arrhenius. A teoria é 
baseada em doar ou receber 1 próton. 
Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton. 
Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton. 
Exemplo: 
doa recebe doa recebe 
HCl + NH3 ↔ NH4+ + Cl- 
ácido base ácido base 
Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, 
o NH4+ é quem doa 1 próton para o íon Cl-. 
Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre 
um ácido e uma base. O ácido da primeira reação e a base que formou. 
Assim: 
HCl e Cl- são pares conjugados. 
O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-. 
 
 
 
 
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A NH3 e NH4+ são pares conjugados. 
A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+. 
Teoria de Lewis 
O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria 
ácido-base relacionada ao par de elétron. 
Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa 
reação química. 
Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação 
química. 
Exemplo: 
doa recebe 
:NH3 + H+ ↔ NH4+ 
 base ácido 
Quadro-resumo das teorias ácido-base: 
TEORIA ÁCIDO BASE 
ARRHENIUS Libera H+ em solução 
aquosa 
Libera OH- em solução 
aquosa 
BRONSTED-LOWRY Doa 1 próton Recebe 1 próton 
LEWIS Recebe par de elétrons Doa par de elétrons 
 
Disponível em: http://www.soq.com.br/ . Acesso em 20/03/2017 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.soq.com.br/
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
 
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base do século XX,” Química Nova 23, nº1(2000):126-132; R. H. Petrucci, & W. 
S. Harwood, General chemistry: principles and modern applications, 7a ed. (New 
Jersey: Pretice Hall, 1997). 
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Modern Chemistry, Oxford University Press, N. York, 2008, p. 303. 
KOTZ, J. C., P. m. Treichel, J. R. Townsend, and D. A. Treichel. "The Brønsted-
Lowry Concept of Acids and Bases." In Chemistry and Chemical Reactivity, 
Instructor's Edition, 586-588. 9th ed. Stamford, CT: Cengage Learning, 2015. 
LEWIS, G. N., Valence and the Structure of Atoms and Molecules, Dover 
Publications, [1923] 1966, N. York, pp. 29-30. 
LEWIS, G. N., a) Technol. Quart 1908, 21, 212; b) Phil. Mag, 1908, 16, 705; c) 
Ann., Naturphil 1908, 7, 429; d) Proc. Amer. Acad 1909, 44, 711; Phil. Mag, 
190918, 510. 
ROZENBERG, Izrael M. Química Geral. (São Paulo: Edgard Blücher, 2002). 
SILVA, M. G. L.; NUÑEZ, I. B. . Instrumentação para o Ensino de Química II.1.ed. 
Edufrn: Natal RN, 2007. 
T. L. Brown et al., Química a ciência central (São Paulo:Pearson Prentice Hall, 
2005). 
ZUMDAHL, S.S., and S. A. Zumdahl S.A. "Atomic Structure and Periodicity." Em 
Chemistry, 290-294. 6th ed. Boston, MA: Houghton Mifflin Company, 2003.