Quimica Geral e Experimental Unopar

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Química Geral 
e Experimental
Renata Joaquim Ferraz Bianco
Carlos Roberto da Silva Júnior
Edson Torres
Química geral e 
experimental
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) 
 Bianco, Renata Joaquim Ferraz 
 
 ISBN 978-85-8482-196-9
 1. Química geral. 2. Química experimental. I. Silva Jr., 
Carlos Roberto da. II. Torres, Edson. III. Título.
 CDD 540
Bianco, Carlos Roberto da Silva Jr., Edson Torres. – 
Londrina: Editora e Distribuidora Educacional S. A., 2015.
 208 p. : il.
B578q Química geral e experimental / Renata Joaquim Ferraz 
© 2015 por Editora e Distribuidora Educacional S.A 
Todos os direitos reservados. Nenhuma parte desta publicação poderá ser reproduzida 
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2015
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e-mail: editora.educacional@kroton.com.br 
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Sumário
Unidade 1 | Química geral
Seção 1 - Estrutura atômica
1.1 | Modelos atômicos
 1.1.2 | Modelo atômico de John Dalton
 1.1.3 | Modelo atômico de Joseph John Thomson
 1.1.4 | Modelo atômico de Ernest Rutherford
 1.1.5 | Modelo atômico de Niels Bohr – Teoria atômica atual
1.2 | Matéria
1.3 | Elemento químico
1.3.1 | Íons
1.4 | Semelhanças atômicas
 1.4.1 | Isótopos
 1.4.2 | Isóbaros
 1.4.3 | Isótonos
 1.4.4 | Isoeletrônicos
1.5 | Diagrama de Linus Pauling
1.6 | Números quânticos
 1.6.1 | Número quântico principal (n)
 1.6.2 | Número quântico secundário (ℓ)
 1.6.2.1 | Orbitais atômicos
 1.6.3 | Número quântico magnético ou azimutal (mℓ)
 1.6.4 | Número quântico de Spin (m
s
)
Seção 2 - Tabela periódica
2.1 | Organização periódica dos elementos químicos na tabela 
2.2 | Períodos da Tabela Periódica 
2.3 | Famílias ou grupos
2.4 | Metais, Semimetais e Não Metais
Seção 3 - Ligações químicas 
3.1 | Ligações químicas
2.2 | Ligações iônicas
2.3 | Ligações covalentes ou moleculares
2.4 | Ocorrência da ligação covalente ou molecular
2.5 | Ligação covalente coordenada dativa
2.6 | Ligação metálica
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Unidade 2 | Reações químicas e leis ponderais
Seção 1 - Reações Químicas
1.1 | Equação química
1.2 | Tipos de reações
1.3 | Reação de síntese ou adição
1.4 | Reação de análise ou decomposição
1.5 | Reação de simples troca ou deslocamento
1.6 | Reação de dupla troca
1.7 | Fatores importantes para ocorrência de reações químicas
1.8 | Reação de combustão
Seção 2 - Leis ponderais
2.1 | Lei de Lavoisier – lei da conservação de massas
2.2 | Lei de Proust – lei das proporções constantes, definidas ou fixas
2.3 | Lei de Dalton – lei das proporções múltiplas
2.4 | Lei de Gay-Lussac
Seção 3 - Balanceamento de equações químicas 
3.1 | Método de balanceamento por tentativas e erros
3.2 | Método algébrico
3.3 | Método redox
3.4 | Método íon-elétron
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Unidade 3 | Forças intermoleculares e cálculos estequiométricos
Seção 1 - Forças Intermoleculares
1.1 | Gases, líquidos e sólidos
1.2 | Forças intermoleculares
1.3 | Forças Íon-dipolo
1.4 | Forças dipolo-dipolo
1.5 | Forças de dispersão de London
1.6 | Ligação de hidrogênio
Seção 2 - Cálculos estequiométricos
2.1 | Massa atômica
2.2 | Massa molecular
2.3 | O mol
2.4 | Fórmulas mínimas a partir de análises
2.5 | Reagentes limitantes
Seção 3 - Soluções 
3.1 | Soluções aquosas
3.2 | Propriedades gerais das soluções aquosas
3.3 | Reações de precipitação
3.4 | Estequiometria de soluções
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Unidade 4 | Química inorgânica
Seção 1 - Ácidos e bases ou hidróxidos
1.1 | Nox: número de oxidação 
1.2 | Determinação do nox 
1.3 | Ionização e dissociação
1.4 | Tipos de eletrólitos
1.5 | Grau de ionização (α)
1.6 | ácidos
1.7 | Potencial hidrogeniônico
1.8 | Definição segundo Arrhenius
1.9 | Classificação
 1.9.1 |Quanto ao número de elementos diferentes
 1.9.2 | Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
 1.9.3 | Quanto à presença de oxigênio
 1.9.4 | Quanto à força
1.10 | Força dos oxiácidos
1.11 | Força dos hidrácidos
1.12 | Nomenclatura dos ácidos
 1.12.1 | Nomenclatura dos hidrácidos
 1.12.2 | Nomenclatura dos oxiácidos
1.13 | Os ácidos na natureza
1.14 | Bases ou hidróxidos
1.15 | Indicadores ácido/base
1.16 | Definição segundo Arrhenius
1.17 | Classificação das bases ou hidróxidos
 1.17.1 | Quanto ao número de hidroxilas (OH-1)
 1.17.2 | Quanto à solubilidade em água
 1.17.3 | Quanto à força
1.18 | Nomenclatura das bases ou hidróxidos
Seção 2 - Sais e óxidos
2.1 | Definição e composição dos sais
2.2 | Reação de neutralização 
 2.2.1 | Reações de neutralização total e parcial
2.3 | Nomenclatura dos sais
2.4 | Propriedades funcionais dos sais
 2.4.1 | Sais hidratados
 2.4.2 | Sais duplos ou mistos
2.5 | Os óxidos
2.6 | Classificação
 2.6.1 | Óxidos básicos
 2.6.2 | Óxidos ácidos ou anidridos
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2.7 | Nomenclatura dos óxidos
 2.7.1 | Óxidos anfóteros
 2.7.2 | Óxidos indiferentes ou neutros
 2.7.3 | Óxidos duplos, mistos ou salinos
 2.7.4 | Peróxidos
 2.7.5 | Polióxidos ou superóxidos
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Apresentação
Olá, acadêmico(a)! Iniciamos agora a disciplina de Química Geral e Experimental. 
Neste curso vamos conhecer os princípios básicos que norteiam esta ciência 
que interage naturalmente com o meio que nos rodeia, sendo essencial para a 
existência de vida na Terra.
Para isso, nosso estudo será dividido em quatro unidades de ensino, onde 
conheceremos os conceitos básicos da química e sua experimentação.
Na Unidade 1 serão apresentados os tópicos básicos da química. Estudaremos 
os conceitos de modelo atômico e de matéria e energia e suas transformações. 
Conheceremos as propriedades dos elementos químicos e a periodicidade da Tabela 
Periódica. Veremos também como os átomos se ligam formando as moléculas 
através do estudo das ligações e reações químicas. Por fim, conheceremos um 
pouco sobre os processos de oxidação e redução.
Na Unidade 2 conheceremos a estrutura de uma reação química, as reações 
de adição, decomposição, simples troca e dupla troca. Nesta unidade também 
veremos as condições necessárias para que ocorram reações, assim como a 
estrutura de uma reação de combustão. Veremos ainda as Leis Ponderais, que 
são as leis que norteiam as transformações da matéria, como a Lei de Lavoisier, 
a Lei de Proust, Lei de Dalton e a Lei de Gay-Lussac. Por fim, estudaremos as leis 
de balanceamento das reações químicas, com os métodos de tentativas e erros, 
pelo método algébrico e os métodos de oxidação e redução, que são divididos em 
métodos redox e íon-elétron. 
Na Unidade 3 começaremos a estudar as leis intermoleculares, que são as 
forças do tipo dipolo-dipolo, íon-dipolo, força de dispersão de London e Ligações 
de hidrogênio e como as atómos e moléculas se unem formando compostos 
sólidos, líquidos e gasosos. Nesta unidade veremos também as regras de 
cálculosestequiométricos da matéria, processadas através das reações químicas 
balanceadas. Veremos os conceitos de mol e a calcular fórmulas mínimas e 
reagentes limitantes. Por fim, veremos nesta unidade também as reações que se 
processam em soluções aquosas e como estas soluções são preparadas.
Na Unidade 4 iniciaremos o estudo dos compostos inorgânicos, quais são 
as características principais destes compostos. Veremos os conceitos de ácidos 
e bases e suas nomenclaturas, respectivamente. Conheceremos também os 
conceitos relacionados ao pH, que é um importante parâmetro na área da química. 
E para finalizar nossos estudos, veremos os conceitos de sais e óxidos e suas 
classificações e também suas nomenclaturas.
Este livro auxiliará você a conhecer os príncípios básicos da química geral e 
como podemos verificar os conceitos teóricos com experiências práticas. Este 
texto servirá como base para o entendimento sobre balanceamento de processos 
que ocorrem em indústrias quando reações químicas ocorrem, este ponto é 
importante dentro de um contexto de gerenciamento de produção. Este texto 
também auxiliará você no aprendizado de processos químicos que são importantes 
em outras áreas do conhecimento, como é o caso das engenharias, assim como 
nas formas de transferêcia do conhecimento. 
Bons estudos!
Unidade 1
QUÍMICA GERAL
Objetivos de aprendizagem: 
Caro(a) acadêmico(a), nesta unidade iremos estudar os conceitos gerais 
da química como ciência, responsável por estudar a composição, interação 
e transformação da matéria. Na seção 1 iremos abordar o tema: Estrutura 
atômica, que se refere ao estudo completo dos átomos existentes na 
natureza. Na seção 2 faremos um estudo completo da Tabela Periódica, 
uma ferramenta didático-pedagógica indispensável para a compreensão 
das propriedades periódicas e aperiódicas. E, para finalizar, na seção 
3, reconheceremos os tipos de ligações químicas existentes que são 
responsáveis pelos milhares de compostos existentes em nosso dia a dia.
Renata Joaquim Ferraz Bianco
Nesta seção faremos um estudo completo dos átomos existentes na 
natureza. 
Seção 1 | Estrutura atômica
Nesta seção iremos explorar as informações presentes na Tabela 
Periódica, uma ferramenta didático-pedagógica indispensável para a 
compreensão das propriedades periódicas e aperiódicas.
Nesta seção reconheceremos os três tipos de ligações químicas 
existentes, ligações iônicas, covalentes e metálicas, que são responsáveis 
pelos milhares de compostos existentes em nosso dia a dia.
Seção 2 | Tabela periódica
Seção 3 | Ligações químicas
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Introdução à unidade
Caro(a) acadêmico(a), a química está presente em todos os momentos de 
nossas vidas, ainda que muitas vezes não percebamos isso. Nossas roupas, por 
exemplo, podem ter origem natural ou artificial, como lã, algodão, seda, náilon, 
couro, que são obtidos através de reações químicas realizadas de maneira 
industrial em laboratório ou de ocorrência natural. Muitas pessoas fazem mau uso 
da definição da química, relacionando-a com produtos tóxicos, carcinogênicos 
e causadores de vários impactos ambientais. De certa forma, muitas dessas 
informações possuem fundamento, porém nem todas são verdadeiras, afinal, não 
podemos nos esquecer dos medicamentos, dos bactericidas, dos alimentos e etc., 
que nos causam muitos benefícios. 
Atualmente fala-se muito em sustentabilidade e este é um dos desafios da 
indústria química. Criar produtos em geral que facilitem e aumentem a qualidade 
de vida de forma sustentável, ou seja, que este desenvolvimento se apoie nos três 
pilares da sustentabilidade: a preocupação com o meio social, o meio econômico 
e o meio ambiente. A química é uma ciência experimental, por isso seu estudo 
e aplicação são indispensáveis para o desenvolvimento científico e tecnológico. 
A tecnologia, por exemplo, apresenta os conhecimentos de forma aplicada. Nos 
tempos antigos o homem já a aplicava sem ter noção, como na fabricação de 
cerveja, vinho e ligas metálicas. Hoje, a tecnologia é encontrada na produção 
industrial e, muitas vezes, sem domínio dos princípios envolvidos.
 
Boa leitura!
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Seção 1
Estrutura atômica
Introdução à seção
Desde os primórdios o homem tentava entender a origem da vida, a relação 
entre o homem e o seu meio e as transformações ocorridas na natureza. Povos da 
antiguidade criaram mitos e lendas sobre deuses e figuras sobrenaturais. Com isso 
explicavam a origem do mundo, do fogo, da água, dos alimentos e etc.
Foi na Grécia no século V a.C. que surgiram as primeiras tentativas de se entender 
os fenômenos da natureza desvinculados de forças sobrenaturais ou religiosas.
Empédocles, um filósofo grego, idealizou a explicação da constituição da matéria. 
Para ele, a matéria era constituída por quatro elementos primários: o fogo, o ar, a água 
e a terra. Tais elementos sofriam constantes mudanças, porém, eram indestrutíveis.
Em seguida, Aristóteles divulgou sua ideia de que esses quatro elementos 
poderiam ser diferenciados através de suas propriedades:
• A terra seria fria e seca;
• A água seria fria e úmida;
• O fogo seria quente e seco;
• O ar seria quente e úmido.
Figura 1.1 | Os quatro elementos vitais: Terra, 
Água, Ar e Fogo
Fonte: Disponível em: <http://www.clubedotaro.com.br/site/
n43_4_simb_quatro.asp>. Acesso em: 21 abr. 2015. 
Assim, uma substância poderia 
ser transformada na outra, apenas 
alterando suas propriedades. Ex.: a 
chuva era resultado do resfriamento 
do ar quente e úmido.
Porém, por volta de 400 a.C., 
os filósofos Leucipo e Demócrito 
divulgaram que a matéria seria 
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formada por pequenas partículas 
indivisíveis, que seriam: os átomos.
A alquimia foi muito importante 
para o desenvolvimento da química. 
Os alquimistas criaram equipamentos 
de laboratório e desenvolveram 
várias metodologias para a obtenção 
de metais, na produção de papiros, 
sabões e de funções inorgânicas, 
como: o ácido sulfúrico, o ácido 
nítrico, o hidróxido de sódio e o 
hidróxido de potássio.
Figura 1.2 | Selo em homenagem a Demócrito
Fonte: Disponível em: <http://oatomodedemocrito.
blogspot.com/2010/09/pre-socraticos-democrito.html>. 
Acesso em: 19 abr. 2015.
CHYMIA = fundir, moldar. Origem grega.
KHEMEIA = terra ou país. Origem egípcia.
Atualmente, com o avanço da tecnologia, podemos comparar os químicos 
com os antigos alquimistas.
1.1 Modelos atômicos
Como vimos anteriormente, no século V a.C., Demócrito e Leucipo 
acreditavam que a matéria era constituída por pequenas partículas indivisíveis, os 
átomos. Porém, em 1808, John Dalton retomou essa ideia através de sua teoria 
atômica, sugerindo que os átomos eram esferas maciças (rígidas) e indivisíveis. 
No final do século passado, muitos cientistas desenvolveram vários experimentos 
para demonstrar que os átomos são constituídos por partículas ainda menores, 
subatômicas. (USBERCO; SALVADOR, 2006).
Modelo atômico é uma representação gráfica que procura explicar, de maneira 
científica, os fenômenos relacionados à composição da matéria e suas formas. Um 
modelo atômico tem como função explicar a estrutura microscópica da matéria.
1.1.2 Modelo atômico de John Dalton
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Figura 1.3 | Bola de Bilhar
Fonte: Disponível em: <http://bioeduca55.webnode.com/news/introdu%C3%A7%C3%A3o-a-quimica%3A-a-teoria-
atomica/>. Acesso em: 15 abr. 2015.
O cientista inglês John Dalton (1766-1844) propôs, em meados de 1800, o 
modelo conhecido como Teoria Atômica de Dalton: 
• A matéria é constituída por pequenas partículas esféricas maciças e 
indivisíveis, denominadas átomos;
• Elemento químico é a junção de átomos com a mesma massa, tamanho e 
as mesmas propriedades;
• Elementos químicos diferentes possuem propriedades diferentes, tais 
como tamanho e massa;
• A combinação de átomos de elementos diferentes forma substâncias 
diferentes;
• Durante uma reação química, os átomos não são criados,nem destruídos, 
são reorganizados, formando novas substâncias. 
John Dalton ficou conhecido como: “O Pai da Teoria Atômica” e o seu modelo 
ficou conhecido conforme a Figura 1.3:
Figura 1.3 | Bola de Bilhar
1.1.3 Modelo atômico de Joseph John Thomson
Joseph John Thomson (1856-1940), no final de 1800, conseguiu demonstrar 
que o átomo não era divisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo 
de raios catódicos. Com base nas evidências deste experimento, Joseph John 
Thomson concluiu que:
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Para obter maiores informações sobre o experimento de Joseph John 
Thomson com o Tubo de Raios Catódicos, consulte a referência: 
USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. Química. 5. ed. vol. único. São 
Paulo: Saraiva, 2006.
• Os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos;
• Os raios apresentavam carga elétrica negativa, denominada elétron;
• O átomo era uma esfera maciça, positiva, incrustada de elétrons (carga 
negativa), de modo que a carga total fosse nula; 
• Em sua totalidade, o átomo seria eletricamente neutro.
O modelo atômico de Joseph John Thomson ficou conhecido conforme a 
Figura 1.4: 
1.1.4 Modelo atômico de Ernest Rutherford
Ernest Rutherford (1871-1937), em 1904, ao realizar um experimento com gás 
hidrogênio (H
2
), detectou a presença de partículas com cargas elétricas positivas 
ainda menores, as quais ele denominou prótons (p).
Figura 1.4 – Pudim de passas
Fonte: Disponível em: <http://bioeduca55.webnode.com/news/introdu%C3%A7%C3%A3o-a-quimica%3A-a-teoria-
atomica/>. Acesso em: 15 abr. 2015.
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Figura 1.5 | Planetário
Fonte: Disponível em: <http://bioeduca55.webnode.com/news/introdu%C3%A7%C3%A3o-a-quimica%3A-a-teoria-
atomica/>. Acesso em: 15 abr. 2015.
Ele propôs que o átomo seria constituído, no centro, por um núcleo positivo 
que continha a massa e os nêutrons do átomo. A região fora do núcleo, chamada 
de eletrosfera, deveria ser ocupada pelos elétrons de carga negativa, orbitando ao 
redor do núcleo. 
Este modelo lembrava um sistema solar, conhecido como modelo planetário, 
representado pela Figura 1.5.
Sobre a experiência de Ernest Rutherford utilizando material 
radioativo e uma finíssima lâmina de ouro para verificar se os átomos 
eram maciços, confira em: REIS, Martha. Completamente Química: 
Química Geral. São Paulo: FDT, 2001.
1.1.5 Modelo atômico de Niels Bohr – Teoria atômica atual
Niels Bohr (1885-1962) desenvolveu um modelo atômico partindo dos seguintes 
postulados:
• Os elétrons movimentam-se em órbitas circulares ao redor do núcleo do 
átomo;
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• Cada órbita possui energia constante, estacionária. Os elétrons que 
estiverem nas órbitas mais afastadas do núcleo serão mais energéticos;
• Absorvendo certa quantidade de energia, o elétron salta para uma órbita 
mais energética. Voltando à sua órbita original, perde a mesma quantidade 
de energia, na forma de luz (ondas eletromagnéticas);
• O núcleo é positivo e as órbitas são regiões específicas disponíveis para 
acomodar os elétrons, de carga negativa, as chamadas camadas eletrônicas 
ou níveis de energia;
• Cada camada eletrônica ou nível de energia foi representado por uma letra: 
K, L, M, N, O, P e Q, recebendo um número quântico principal (n): 1, 2, 3, 4, 
5, 6 e 7, respectivamente;
• Cada camada eletrônica ou nível de energia comporta um número máximo 
de elétrons, conforme a Figura 1.6, a seguir:
Figura 1.6 | Órbitas circulares dos elétrons e as camadas eletrônicas
Fonte: Disponível em: <http://aprendendoquimicaonline.blogspot.com/2011/03/o-estudo-do-atomo.html>. 
Acesso em: 22 abr. 2015.
OBS.: A camada eletrônica ou nível de energia mais afastada do núcleo é a mais 
energética e recebe o nome de Camada de Valência.
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1.2 Matéria
A matéria é definida como tudo que possui massa, volume e ocupa lugar no 
espaço. Se olharmos ao nosso redor, perceberemos que estamos cercados de 
matéria, como árvores, carros, ar, alimentos, água e etc. Porém, devemos ter o 
cuidado para não confundir energia com matéria. Energia não pode ser considerada 
como matéria, pois não ocupa lugar no espaço. Existem vários tipos de energia, 
como solar, elétrica, cinética, sonora, mecânica e etc. Sendo assim, energia é uma 
transformação, realização de trabalho.
 Toda matéria é formada por átomos, estes que são definidos como as menores 
partículas que constituem a matéria. Ao se definir a composição de um material ou 
substâncias, consegue-se identificar quais os átomos que a formam, ou seja, quais 
os elementos químicos que estão presentes.
Exemplo: A água do mar é composta principalmente por sais como cloreto de 
sódio (NaCl), gases dissolvidos como o nitrogênio (N
2
), oxigênio (O
2
) e dióxido de 
carbono (CO
2
), macronutrientes como fósforo (P) e enxofre (S), íons de magnésio 
(Mg+2), potássio (K+1), cálcio (Ca+2) e sulfato (SO
4
)-2.
A matéria é dividida em substâncias e misturas. Seguem abaixo, no Quadro 1.1, 
as subdivisões das mesmas.
SUBSTÂNCIA 
ELEMENTAR
É formada por um mesmo elemento químico. EX: He, Al, Fe, etc.
SUBSTÂNCIA PURA
Não pode ser separada, pois apresenta 
composição constante.
EX: H
2
O, O
2
, CO
2
 etc.
SUBSTÂNCIA 
SIMPLES
É formada por átomos do mesmo elemento 
químico.
EX: O
3
, N
2
, Cl
2
, etc.
SUBSTÂNCIA 
COMPOSTA
É formada por átomos de elementos químicos 
diferentes.
EX: Ca(OH)
2
, SO
3
, Al
2
(SO
4
)
3
, 
etc.
MISTURA
É a junção de duas ou mais substâncias, simples 
ou compostas. Podem ser classificadas como 
misturas homogêneas ou heterogêneas. 
EX: H
2
O + NaCl, H
2
O + 
CO
2
, O
2
 + N
2
, etc.
HOMOGÊNEA Apresenta apenas uma fase, um aspecto visual.
EX: H
2
O + açúcar, misturas 
de gases, ligas metálicas, 
etc.
HETEROGÊNEA
Apresenta duas ou mais fases, dois ou mais 
aspectos visuais.
EX: H
2
O + óleo, EX: H
2
O + 
pedra + CO
2
, etc.
Quadro 1.1 | Substâncias e misturas
Fonte: A autora
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Para finalizar este conteúdo, veremos: As Partículas Fundamentais da Matéria: 
Prótons, Elétrons e Nêutrons.
• Prótons: são partículas positivas, representadas por: p+
• Elétrons: são partículas negativas, representadas por: e-
• Nêutrons: são partículas neutras, ou seja, não apresentam carga positiva ou 
negativa e são representadas por: n
1.3 Elemento químico
A junção de vários átomos iguais, ou seja, que apresentam o mesmo número 
atômico (Z), é chamada de: Elemento químico.
O número atômico (Z) é a característica mais importante de um elemento 
químico, pois ele indica o número de prótons (p) e o número de elétrons (e-) do 
elemento.
Logo, em um elemento químico: Z = p = e-
Traduzindo, número atômico é igual ao número de prótons e número de 
elétrons.
Os elementos químicos são representados por um símbolo, seguindo a 
padronização da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), onde 
a primeira letra do elemento químico deve ser maiúscula e a segunda letra, se 
houver, deve ser minúscula. Em relação à nomenclatura dos elementos químicos, 
esta origina do latim. 
Todo elemento apresenta um número atômico (Z), um número de massa 
atômica (A) e um número de nêutrons (n). Para verificar estas informações, basta 
consultar uma Tabela Periódica, contudo o número de nêutrons deve ser calculado 
através da fórmula a seguir:
n = A – Z
Lembrando: 
 n = número de nêutrons
 A = número de massa atômica
 Z = número atômico
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21
Exemplo: 
17 
Cl 35,5 n = A – Z ------ n = 35,5 – 17 ------ n = 18,5
Assim, o valor de massa atômica é a soma do número atômico com o número 
de nêutrons. 
A = Z + n
1.3.1 Íons
Os elementos químicos apresentam a tendência de perder ou ganhar elétrons 
para se estabilizar quimicamente, ou seja, alcançar os oito elétrons na camada de 
valência, tal estabilidade é explicada pela regra do octeto. Quando um elemento 
químico perde ou ganha elétrons, ele se torna uma espécie química carregada 
eletricamente, chamada de íon.
REGRA DO OCTETO:Os gases nobres, elementos da família 8A ou grupo zero 
da Tabela Periódica, são elementos estáveis, pois já apresentam a camada de 
valência completa, com oito elétrons, com exceção do gás hélio, que é estável 
com dois elétrons na camada de valência, que é explicado pela regra do dueto. 
Por este motivo, os gases nobres não perdem ou ganham elétrons.
Os íons são espécies químicas carregadas eletricamente. Íons carregados com 
carga positiva são chamados de cátions e íons carregados com carga negativa são 
chamados de ânions. 
CÁTIONS: são íons que doam (perdem) elétrons, desta forma adquirem carga 
positiva. Exemplo: Na+1, Ca+2, Al+3 etc.
ÂNIONS: são íons que ganham (recebem) elétrons, desta forma adquirem carga 
negativa. Exemplo: N-3, O-2, F-1 etc.
A partir do que foi estudado sobre os íons, cátions e ânions, teste seu 
entendimento sobre o assunto analisando o exemplo resolvido a seguir. 
Caro(a) acadêmico(a), você já consegue interpretar a valência 
de um íon?
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22
Certo cátion trivalente (+3) contém 10 elétrons e 14 nêutrons. Determine o seu 
número atômico e o seu número de massa atômica.
Resolução:
O cátion trivalente pode ser representado por X3+, que contém: 10 elétrons e 
14 nêutrons, logo, por ser um cátion trivalente, significa que ele doou três elétrons, 
e assim o seu número atômico (Z) é igual a 13.
13X3+ = 13 – 3 = 10.
Lembre-se: a perda ou ganho de elétrons ocorre sempre no número atômico 
da espécie química.
Como a massa atômica (A) = Z + n: A = 13 + 14 = 27
1.4 Semelhanças atômicas
No início do século XX, experiências realizadas por Soddy e outros cientistas 
com elementos radioativos mostraram evidências de que um elemento químico 
pode ser constituído por uma mistura de vários átomos com o mesmo número 
atômico, mas com diferentes números de massa. Esses átomos foram chamados 
por Soddy de isótopos. A diferença no número de massa é produzida pelas 
diferentes quantidades de nêutrons existentes em casa isótopo. (USBERCO; 
SALVADOR, 2006)
Outros átomos com semelhanças atômicas também são estudados, como os: 
isóbaros, isótonos e isoeletrônicos.
Radioisótopo é um isótopo que emite radiação. Os radioisótopos 
podem ser aplicados na medicina no diagnóstico de muitas doenças 
e problemas fisiológicos, permitindo sua identificação para um futuro 
tratamento. Confira no Quadro 1.2 alguns exemplos.
Química geral
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23
1.4.1 Isótopos
São átomos de um mesmo elemento químico que apresentam o mesmo 
número atômico (Z) e diferentes números de massa atômica (A). O magnésio, 
por exemplo, é um elemento químico que ocorre na natureza na forma de três 
isótopos.
12
Mg24 
12
Mg25 
12
Mg26
A maioria dos elementos químicos é encontrada na natureza na forma de 
mistura isotópica, ou seja, com um ou mais isótopos. Os isótopos apresentam-se 
em porcentagens diferentes, os mais estáveis são aqueles que ocorrem com maior 
frequência, que é representada por porcentagem.
Por exemplo, o hidrogênio: é o único elemento químico em que os seus 
isótopos apresentam nomes diferentes. Confira no Quadro 1.3 a seguir:
1.4.2 Isóbaros
São átomos que apresentam o mesmo número de massa atômica (A) e diferente 
número atômico (Z), logo, pertencem a elementos químicos diferentes. Na Tabela 
RADIOISÓTOPOS APLICAÇÃO
F18 (Flúor) Mapeamento ósseo
Tc99 (Tecnécio) Mapeamento do coração, fígado, rins, cérebro
I131 (Iodo) Mapeamento da tireoide
Cr51 (Cromo) Mapeamento das hemácias
ISÓTOPO NOMENCLATURA OCORRÊNCIA (aproximada)
1
H1 Prótio, hidrogênio comum, leve 99,985%
1
H2 Deutério 0,015%
1
H3 Trítio, Tricédio, Tritério 10-7%
Quadro 1.2 | Aplicação de radioisótopos na medicina
Quadro 1.3 | Isótopos do hidrogênio e sua ocorrência na natureza
Fonte: A autora
Fonte: A autora
Química geral
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24
Periódica encontram-se vários elementos químicos com o mesmo valor de massa 
atômica. 
Exemplo: 
18
 Ar 40 (Argônio) e 
20
 Ca 40 (Cálcio)
1.4.3 Isótonos 
 São átomos de diferentes elementos químicos com números atômicos (Z) 
e números de massas atômicas (A) diferentes, porém, com mesmo número de 
nêutrons. Sendo: n = A –Z
Exemplo: 
 7 
N 14 14 – 7 = 7 nêutrons
 
6
 C 13 13 – 6 = 7 nêutrons
 
1.4.4 Isoeletrônicos
São espécies químicas diferentes que apresentam o mesmo número de elétrons. 
Tais espécies englobam os íons, cátions e ânions, e os elementos químicos.
Ex: 
13
 Al+3 → Z = 13, como é um cátion trivalente (+3), perde três elétrons e 
finaliza com 10 elétrons.
8
O-2 → Z = 8, como é um ânion bivalente (-2), ganha dois elétrons e finaliza 
com 10 elétrons.
Portanto, o Al+3 e o O-2 são isoeletrônicos, pois no final apresentam o mesmo 
número de elétrons. Lembre-se de que a perda ou ganho de elétrons sempre 
ocorre com número atômico (Z) da espécie química. 
Caro(a) acadêmico(a), você já consegue identificar átomos 
isótopos, isóbaros, isótonos e isoeletrônicos?
Química geral
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25
A partir do que foi estudado sobre as semelhanças atômicas, teste seu 
entendimento sobre o assunto analisando o exemplo resolvido abaixo.
Considere as representações:
3x + 32
 R 11x + 15 
 5x – 8 
S 12x – 2 
 4x + 10
 T 10x + 35
Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atômicos (Z) e os 
números de massa (A) de R, S e T.
Resolução:
Como sabemos que R e S são isótopos, temos:
3x + 32 = 5x – 8
40 = 2x
20 = x
Substituindo o x nas representações, teremos:
92
 R 235 
92
 S 238 
90
 T 235
1.5 Diagrama de Linus Pauling
 
Linus Pauling desenvolveu um diagrama para o preenchimento da eletrosfera 
pelos elétrons de um átomo em ordem crescente de energia, definida pelo 
diagrama, em níveis e em subníveis de energia. 
Química geral
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26
Cada camada eletrônica ou nível de energia apresenta um número quântico 
principal (n), que é o valor numérico que se localiza antes do subnível de energia. 
Confira no Quadro 1.4 abaixo:
Exemplo: 1s2: 1 = número quântico principal = camada eletrônica ou nível de 
energia = K s = subnível.
As camadas eletrônicas ou níveis de energia (K, L, M, N, O, P e Q) são subdivididas 
em quatro subníveis de energia, s, p, d e f. Cada subnível de energia comporta um 
número máximo de elétrons, que é representado sobre o subnível de energia. 
Confira na Figura 1.7 a seguir o Diagrama de Linus Pauling.
Camadas eletrônicas ou Níveis de energia K L M N O P Q
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
Quadro 1.4 | Números quânticos principais
Fonte: A autora
Figura 1.7 | Diagrama de Linus Pauling
Fonte: Disponível em: <http://elixirforexistence.blogspot.com/2009/06/diagrama-de-linus-pauling.html>. Acesso 
em: 19 abr. 2015.
Caro acadêmico, caso seja necessário, volte ao assunto sobre o 
modelo atômico de Niels Bohr para relembrar as camadas ou níveis 
de energia.
Química geral
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27
Para realizar uma distribuição eletrônica deve-se usar o número atômico (Z) do 
átomo e respeitar a ordem do Diagrama de Linus Pauling. Para isso, basta seguir as 
setas de cima para baixo na diagonal. A soma dos elétrons dos subníveis deve ser 
igual ao valor do número atômico do átomo. No final deve-se indicar a Camada 
de Valência, ou seja, a camada ou nível com o maior número quântico principal. 
Veja o exemplo abaixo:
Ex.: Ba
56
 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Neste caso, a Camada de Valência é 6s2, pois apresenta o maior número 
quântico principal, que neste caso é 6. 
1.6 Números quânticos
1.6.1 Número quântico principal (n) 
Como foi visto anteriormente, o número quântico principal indica a camada 
eletrônica ou nível de energia. 
Confira no Quadro 1.5 o número máximo de elétrons em cada camada 
eletrônica ou nível de energia.
1.6.2 Número quântico secundário (ℓ) 
Conforme estudamos anteriormente, cada camada eletrônica ou nível de energia 
é subdividida em subníveis de energia, s, p, d e f, e cada subnível é representado 
por um número quânticosecundário (ℓ), 0, 1, 2 e 3, respectivamente. 
Logo, cada subnível de energia recebe um número quântico secundário (ℓ) e, 
ainda, comporta um número máximo de elétrons. 
Camada eletrônica ou Níveis de energia K L M N O P Q
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7
Número máximo de elétrons nas camadas 
eletrônicas ou níveis de energia
2 8 18 32 32 18 8
Quadro 1.5 | Número máximo de elétrons em cada camada eletrônica ou nível de energia
Fonte: A autora
Química geral
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Subníveis s p d f
N° Máx. de elétrons 2 elétrons 6 elétrons 10 elétrons 14 elétrons
N° quântico secundário 0 1 2 3
Quadro 1.6 | Número quântico secundário e número máximo de elétrons nos subníveis de 
energia
Figura 1.8 | Números de Orbitais Figura 1.9 | Orbitais representados por quadrados
Fonte: A autora
Fonte: 1.8/1.9 Disponível em:<http://professorandrebarbosa.blogspot.com.br/2011/03/cpv-sintufrj-estrutura-da-
materia-4.html>.Acesso em: 15 mar. 2015.
 1.6.2.1 Orbitais atômicos
Orbital atômico é o local mais provável de se encontrar os elétrons de um 
átomo. O orbital atômico é representado por um “quadradinho”.
Cada subnível de energia possui um número de orbital, que será sempre a 
metade do número de elétrons que o subnível comporta. Cada orbital possui um 
número quântico magnético ou azimutal (ml) que se encontra abaixo do mesmo. 
Veja na Figura 1.8 a quantidade de orbitais que cada subnível de energia comporta, 
e na Figura 1.9 a representação dos orbitais (“quadradinhos”).
1.6.3 Número quântico magnético ou azimutal (mℓ) 
O número quântico magnético ou azimutal está relacionado com a região de 
maior probabilidade de se encontrar um elétron, chamada de orbital. Como cada 
orbital comporta no máximo dois elétrons, estes são associados aos subníveis de 
energia, e devido a isso, apresentam valores variados, -mℓ, à esquerda do zero e 
+mℓ, à direita do zero. Cada subnível de energia pode apresentar um ou mais 
orbitais.
subnível “s”
subnível “p”
subnível “d”
subnível “f”
Química geral
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29
Figura 1.10 | Subníveis e orbitais
Figura 1.11 | Regra de Hund
Fonte: Disponível em: <http://aprendendoquimicaonline.blogspot.com/2011/03/o-estudo-do-atomo.html>. 
Acesso em: 22 abr. 2015.
Fonte: Disponível em: <http://aprendendoquimicaonline.blogspot.com/2011/03/o-estudo-do-atomo.html>. 
Acesso em: 22 abr. 2015.
1.6.4 Número quântico de Spin (m
s
) 
O número quântico de spin indica a rotação do elétron dentro do orbital. 
Esse número quântico diferencia os elétrons de um mesmo orbital. Conforme o 
princípio de exclusão de Pauli, cada orbital comporta no máximo dois elétrons de 
rotações contrárias. Os elétrons são representados por Spins (setas).
Note, na Figura 1.10, que o orbital do subnível s está preenchido com dois 
elétrons, representados pelos spins.
Obs.: Tanto o número quântico magnético ou azimutal quanto o número de 
spin são definidos através do elétron de diferenciação ou diferenciador, que é o 
último elétron (spin) distribuído nos orbitais.
Número quântico de spin (ms): para cima ↑ = +1/2
Número quântico de spin (ms) para baixo ↓ = -1/2
Regra de Hund: Os orbitais devem ser preenchidos primeiramente com todos 
os spins para cima e depois, se necessário, para baixo. Confira na Figura 1.11 abaixo, 
que o elétron de diferenciação ou diferenciador se encontra no primeiro orbital, 
que foi o último elétron (spin) distribuído.
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Caro acadêmico, os orbitais completos com dois elétrons são 
chamados de emparelhados ou completos, com um elétron é 
chamado de desemparelhado ou incompleto, e sem elétron, vazio.
Para se definir os quatro números quânticos deve-se utilizar o subnível mais 
energético que se encontra no final da distribuição eletrônica. 
O quadro 1.7 demonstra a configuração completa dos quatro números 
quânticos que acabamos de estudar.
Quadro 1.7 | Números quânticos
Fonte: Disponível em: <pessoal.educacional.com.br/up/50280001/.../EstruturaAtomica(1).ppt>. Acesso em 23 fev. 
2012.
1. A energia nuclear é usada em vários segmentos industriais, 
como fonte de energia, na medicina (radioterapia) e etc. 
Consiste no fato de alguns átomos, como os do urânio, 
rádio e tório, serem “instáveis”, perdendo constantemente 
partículas alfa, beta e gama (raios-X), porém o lixo nuclear 
gera muita preocupação em relação ao homem e ao meio 
ambiente. O lixo radioativo de uma fábrica de material 
nuclear contém os elementos radioativos urânio e tório. 
Considere a seguir as representações desses elementos e 
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31
assinale a alternativa que contém um par de isóbaros:
92
 U 238
92
 U 234
90
 Th 230
90
 Th 234
a) I e II.
b) III e IV.
c) II e IV.
d) Todas as alternativas estão corretas.
2. As estimativas do primeiro massacre por armas de 
destruição maciça, sobre uma população civil, apontam 
para um número total de mortos a variar entre 140 mil em 
Hiroshima e 80 mil em Nagasaki, sendo algumas estimativas 
consideravelmente mais elevadas quando são contabilizadas 
as mortes posteriores devido à exposição à radiação. A bomba 
atômica lançada sobre a cidade de Hiroshima, no Japão, no 
dia 6 de agosto de 1945, ceifando instantaneamente a vida 
de 80 mil pessoas, era à base de urânio:
235
 U
92
Essa simbologia permite-nos concluir que o átomo de 
urânio em questão apresenta: 
a) 92 prótons, 92 elétrons e 235 nêutrons. 
b) 92 prótons, 92 elétrons e 92 nêutrons.
c) 92 prótons, 92 elétrons e 143 nêutrons. 
d) 235 prótons, 92 elétrons e 235 nêutrons.
Química geral
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32
Química geral
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33
Seção 2
Tabela Periódica
Introdução à seção
Sempre foi preocupação dos cientistas organizar os resultados obtidos 
experimentalmente de tal maneira que semelhanças, diferenças e tendências 
se tornassem mais evidentes. Isto facilitaria previsões a partir de conhecimentos 
anteriores.
Um dos recursos mais usados em Química para atingir essa finalidade é a Tabela 
Periódica. As primeiras tabelas foram propostas no início do século XIX; porém, 
apresentavam mais erros do que acertos.
Foi somente em 1869 que surgiu uma tabela que atendia às necessidades 
dos químicos e que se tornou a base da Tabela Periódica atual. Foi proposta por 
Dimitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) e organizava os elementos em linhas 
horizontais, os períodos ou séries, e em linhas verticais, os grupos ou famílias.
À medida que percorremos um período, as propriedades físicas variam 
regularmente, uniformemente. Num grupo, os elementos apresentam propriedades 
químicas semelhantes. Esquematicamente:
Períodos – regularidade na variação das propriedades físicas
Grupos – semelhanças das propriedades químicas (USBERCO; SALVADOR, 1998)
Caro(a) acadêmico(a), você conhece todas as informações 
presentes na Tabela Periódica? Tem domínio sobre a sua 
utilização? A IUPAC, União Internacional de Química Pura 
e Aplicada, é o órgão responsável sobre toda a organização 
dessa ferramenta didático-pedagógica.
Química geral
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34
Caro acadêmico, você conhece todas as informações que a Tabela Periódica 
oferece sobre os elementos químicos? Aprofunde os conhecimentos sobre o 
histórico desta ferramenta indispensável para o entendimento desta disciplina tão 
fascinante que é a química.
2.1 Organização periódica dos elementos químicos na tabela 
A Tabela Periódica atual é constituída por 18 famílias. Cada família contém 
elementos com propriedades químicas semelhantes, devido ao fato de 
apresentarem o mesmo número de elétrons na camada de valência. Na família 1A, 
por exemplo, todos os elementos apresentam um elétron na camada de valência. 
Atualmente, 118 elementos químicos estão organizados na Tabela Periódica em 
ordem crescente de seus números atômicos (Z). Confira na Figura 1.12 abaixo:
Caro acadêmico, verifique na Figura 1.13, abaixo, a representação de uma legenda 
presente numa Tabela Periódica, onde estão as informações citadas acima.
Exemplo:
Figura 1.12 | Tabela periódica 
Fonte: Disponível em: <www.maristas.org.br/colegios/assuncao/.../tabela_periodica.ppt>.Acesso em: 15 abr. 2015.
Figura 1.13 – Legenda de tabela periódica 
Fonte: Disponível em: <tabelaperiodicaclc.blogspot.com/>. Acesso em: 15 mar. 2015.
Química geral
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35
Note que a massa atômica ou peso atômico apresenta valor maior que o 
número atômico!
Na Tabela Periódica os elementos foram classificados, segundo suas 
propriedades físicas e químicas, agrupando-se em metais, não metais, semimetais, 
gases nobres ou grupo zero e Hidrogênio. 
Elementos artificiais - Os elementos químicos que apresentam número 
atômico superior a 92 são artificiais, isto é, foram sintetizados em laboratório 
químico através de pesquisas nucleares. Com exceção dos elementos Promécio 
com número atômico igual a 43 e Tecnécio com número atômico igual a 61. Dos 
118 elementos químicos reconhecidos, os elementos artificiais classificam-se em:
Cisurânicos: recebem esse nome (cis = “aquém de”) porque apresentam 
número atômico inferior a 92, o do elemento urânio. São os seguintes: tecnécio 
(Tc), ástato (At), frâncio (Fr) e promécio (Pm).
Transurânicos: recebem esse nome (trans = “além de”) porque apresentam 
número atômico superior a 92, ou seja, que se encontram depois do Urânio. 
2.2 Períodos da Tabela Periódica 
A Tabela Periódica possui sete períodos ou séries, que são as linhas horizontais, 
numeradas de 1 a 7 através dos números quânticos principais, que representam as 
sete camadas eletrônicas ou níveis de energia, K, L, M, N, O, P e Q, respectivamente. 
Lembre-se de que as séries dos lantanídeos e actinídeos pertencem ao sexto e 
sétimo período, respectivamente. Vide figura 1.14. Após a realização de uma 
distribuição eletrônica, define-se como camada de valência aquela que apresentar 
o maior número quântico principal, e você pode utilizá-lo também para definir o 
período em que o elemento se encontra na Tabela Periódica. Exemplo: Camada 
de valência do K (potássio) = 4s1, o 4 indica que o potássio está no quarto período 
da Tabela Periódica, ou seja, na quarta linha horizontal.
2.3 Famílias ou grupos
As 18 famílias estão dispostas em linhas verticais que são divididas em dois 
grupos: o grupo A, que são as colunas verticais mais altas, e o grupo B, que são as 
colunas verticais mais baixas e centrais da Tabela Periódica.
Química geral
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36
Os elementos químicos presentes nas famílias do grupo A são chamados de 
elementos representativos, do grupo B são chamados metais de transição e as 
séries dos lantanídeos e actinídeos são chamadas de metais de transição interna. 
Todas as famílias recebem uma classificação diferenciada por cores, conforme 
representado na Figura 1.14, abaixo:
Figura 1.14 | Tabela periódica dos elementos do universo conhecido 
Fonte: Disponível em: <www.guiadacarreira.com.br/wp-content/uploads/...>. Acesso em: 15 abr. 2015.
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Caro acadêmico, lembre-se de que a Tabela Periódica é uma ferramenta de 
apoio para as aulas de Química, por isso não se preocupe em decorá-la, basta 
saber usá-la.
2.4 Metais, Semimetais e Não Metais
METAIS – Ocupam cerca de 80% da Tabela Periódica. São sólidos em 
temperatura ambiente, com exceção do mercúrio (Hg), que é o único metal 
líquido; são bons condutores de calor e eletricidade, são maleáveis (capacidade de 
formar lâminas), apresentam ductilidade (capacidade de formar fios), tenacidade 
(resistência à tração) e brilho metálico. São cátions, ou seja, possuem a capacidade 
de doar elétrons e geralmente apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência 
(última camada).
NÃO METAIS – Representam cerca de 10% da Tabela Periódica, porém são os 
mais abundantes na natureza. Não há um estado físico definido. Não apresentam 
brilho, não conduzem calor nem eletricidade e são utilizados na produção de 
pólvora e pneus.
SEMIMETAIS – Estes elementos apresentam características intermediárias entre 
os metais e os não metais.
Adquira uma Tabela Periódica atualizada e aprenda a utilizá-la na 
prática. Livrarias e papelarias comercializam esse material didático. 
Para um aprofundamento neste assunto, consulte a bibliografia: 
CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto 
Alegre: McGraw Hill – Artmed 2010.
Sobre os elementos químicos, acesse: <http://www.cdcc.sc.usp.br/
elementos/>.
Química geral
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38
1. O vanádio é um elemento químico de transição utilizado 
como um importante recurso (formação do aço) para 
produzir um tipo de liga que melhora consideravelmente 
a tenacidade, a resistência mecânica e a corrosão do 
ferro. Sabendo que o número atômico do vanádio é 23, 
determine o número de elétrons que ele possui na camada 
de valência.
a) Três elétrons.
b) Onze elétrons.
c) Dois elétrons.
d) Três elétrons.
2. Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos-
terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica 
de gases nobres, quando, respectivamente, formam íons 
com número de carga:
a) + 1 e – 1. 
b) – 1 e + 2. 
c) + 2 e – 1. 
d) – 2 e – 2. 
e) + 1 e – 2.
Química geral
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39
Seção 3
Ligações químicas
Introdução à seção
Na natureza são raros os elementos químicos que se encontram de forma 
isolada. Na verdade, os únicos elementos que formam substâncias elementares 
são os elementos pertencentes à família 8A ou grupo zero da Tabela Periódica. Os 
Gases Nobres (família 8A) são estáveis, pois apresentam oito elétrons na camada 
de valência - com exceção do gás hélio (He), que é estável com dois elétrons na 
camada de valência - e são pouco reativos, pois não necessitam realizar ligações 
químicas com outros elementos.
Os demais elementos químicos tendem a se ligar uns com os outros em busca 
da estabilidade química, ou seja, adquirir os oito elétrons na camada de valência, 
semelhante aos gases nobres. As ligações químicas são responsáveis pelas 
centenas de compostos presentes em nosso dia a dia.
Muitas vezes nos perguntamos como funciona a atração eletromagnética de 
um imã? Como uma lagartixa consegue andar pelas paredes? Todos esses fatos 
são explicados pelas forças de atração e no contrário, as forças de repulsão.
3.1 Ligações químicas
Caro(a) acadêmico(a), você já parou para pensar nas centenas 
de milhares de compostos, substâncias, que estão presentes 
ao nosso redor? E o quanto elas influenciam o nosso cotidiano, 
seja de forma positiva ou negativa? Logo, como elas ocorrem?
Química geral
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40
Ligação química é o nome dado às formas de associação existentes entre os 
átomos. (COVRE, 2001, p. 109). Qualquer fenômeno químico ocorre na eletrosfera 
(local onde se encontram os elétrons) do átomo. As ligações químicas, por exemplo, 
acontecem devido às interações entre as eletrosferas dos átomos ligantes. E por 
qual motivo isso acontece? Se observarmos os gases nobres, que já são estáveis, 
perceberemos que esses elementos possuem uma característica típica em relação 
às suas configurações eletrônicas e o número de elétrons na camada de valência.
Resumindo, os gases nobres apresentam duas características fundamentais: 
são estáveis quimicamente e apresentam a última camada completa com oito 
elétrons (no caso do hélio, dois elétrons). Com exceção do grupo 8A, os outros 
átomos apresentam a capacidade de se combinarem. 
Segundo Lewis: “Os átomos de diferentes elementos ligam-se entre si, cedendo, 
recebendo ou compartilhando elétrons, na tentativa de adquirir uma configuração 
eletrônica igual à de um gás nobre, ou seja, estável”.
Valência - É o que determina o número de ligações que o átomo necessita 
fazer. 
Eletrovalência - É o valor da valência (carga elétrica) seguida do respectivo 
sinal. Os cátions, por perderem elétrons, apresentam eletrovalência positiva, e os 
ânions, por ganharem elétrons, apresentam eletrovalência negativa.
No Quadro 1.8, abaixo, segue a tendência que os elementos químicos das 
famílias dos elementos típicos ou representativos (grupo A) apresentam em ganhar 
ou perder elétrons da camada de valência para se estabilizar.
Em relação aos elementos do grupo B, metais de transição e transição-
interna,devemos lembrar que todos apresentam carga positiva, pois são metais 
e apresentam a tendência de perder elétrons para se estabilizar. Ainda, como 
citado anteriormente, nem todos os elementos se estabilizam conforme a regra 
do octeto. Existe a chamada Pseudoconfiguração-gás-nobre, a qual não possui 
Famílias do 
Grupo A
Família 1A Família 2A Família 3A Família 4A Família 5A Família 6A Família 7A
Nº elétrons na 
Camada de 
Valência
1 elétron 2 elétrons 3 elétrons 4 elétrons 5 elétrons 6 elétrons 7 elétrons
Eletrovalência +1 +2 +3 +4 / -4 -3 -2 -1
Quadro 1.8 | Elementos químicos - Valência e eletrovalência 
Fonte: A autora
Química geral
U1
41
nenhuma semelhança com a configuração de um gás nobre. Contudo, o que 
temos de semelhança é que todos os orbitais da camada de valência estão 
completos. Alguns elementos de transição, após a ligação, não apresentam nem a 
configuração do gás nobre nem a pseudoconfiguração. Como exemplo podemos 
citar as espécies catiônicas Fe+2 e Fe+3.
2.2 ligações iônicas
Ligação iônica ou eletrovalente é aquela que se estabelece por meio da 
transferência definitiva de elétrons entre átomos. (COVRE, 2001, p. 110). Este tipo 
de ligação ocorre entre um elemento metálico e um elemento não metálico por 
transferência de elétrons. Os metais são catiônicos, por isso doam seus elétrons 
da camada de valência para os não metais, que são aniônicos e por isso recebem 
esses elétrons, ambos com o intuito de se estabilizar. Essa transferência de elétrons 
pode ser representada através da notação de Lewis.
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: é a representação dos elétrons da 
camada de valência ao redor do átomo. Tais elétrons podem ser representados 
por pontos (.) ou (x). Confira abaixo nas figuras 1 e 2.
Fórmula molecular: é a representação final do número de elementos utilizados 
na ligação. Coloca-se em primeiro lugar o cátion (metal) e em seguida o ânion 
(não metal).
Note a seguir a junção entre a fórmula molecular, os íons formados e a notação 
de Lewis.
Caro acadêmico, confira na tabela de cátions esses dois íons. Aproveite 
para realizar suas distribuições eletrônicas e verifique os números de 
elétrons nas respectivas camadas de valência.
Química geral
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42
Note que foram necessários dois íons Cl-1 para estabilizar o íon Ca+2 e formar o 
composto: CaCl
2
 e que as cargas dos íons desceram de forma invertida.
Observação: 1 - Quando as valências (cargas) apresentam valores diferentes, a 
valência de um indica a quantidade do outro elemento.
 
1º) K
2
O
2º) Ca
3
P
2
2 - Ao montar a fórmula molecular, colocamos os elementos em ordem 
crescente de eletronegatividade. No caso específico de ligação iônica, metal 
(cátion) à esquerda, não metal (ânion) à direita.
3 - Os números colocados junto aos símbolos indicam a quantidade de átomos 
(atomicidade) na referida fórmula molecular, são denominados índices e devem 
permanecer na parte inferior dos elementos.
Exemplo 1: Caro acadêmico, note que na figura abaixo os elétrons da camada 
K ............................ +1
O ............................ -2
Ca ........................... +2
P ............................ -3
Química geral
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43
de valência estão ao redor dos átomos (Notação de Lewis), mostrando que o 
elétron do cátion metálico é transferido para o ânion não metálico. Ou seja, o Na 
(sódio) apresenta apenas um elétron na camada de valência (família 1A) para ser 
doado, por isso é nomeado como cátion (carga positiva) monovalente. Já o cloro 
(Cl) recebe a nomeação de ânion (carga negativa) monovalente, pois só precisa 
receber um elétron para se estabilizar, afinal apresenta sete elétrons na camada de 
valência (família 7A).
Exemplo 2: Repare mais uma vez, na 
figura abaixo, que os elétrons da camada 
de valência estão ao redor dos átomos 
(Notação de Lewis), mostrando que o 
elétron do cátion metálico é transferido 
para o ânion não metálico. Ou seja, o 
Al (alumínio) apresenta três elétrons na 
camada de valência (família 3A) para ser 
doado, por isso é nomeado como cátion 
(carga positiva) trivalente. Já o flúor (O) 
recebe a nomeação de ânion (carga 
negativa) monovalente, pois só precisa 
receber um elétron para se estabilizar, 
afinal apresenta sete elétrons na camada 
de valência (família 7A).
Figura 1.15 | Ligação iônica
Figura 1.16 | Ligação iônica
Fonte: Disponível em: <http://wmnett.com.br/quimica/ligacao-ionica/>. Acesso em: 25 mar. 2015.
Fonte: Disponível em: <http://cfqdacarolina.
blogspot.com.br/>. Acesso em: 25 mar. 2015.
A fórmula molecular é então: NaCl. Foi necessário apenas um átomo 
de sódio (Na) para estabilizar um átomo de cloro (Cl). Note que o 
cátion permanece à frente do ânion.
Química geral
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44
A fórmula molecular é então: AlF
3
. Foram necessários três átomos de 
alumínio (Al) para estabilizar um átomo de flúor (F). Note que o cátion 
permanece à frente do ânion.
OBS.: A ligação iônica ocorre entre um elemento metálico com outro 
elemento não metálico, onde a diferença de eletronegatividade é 
igual ou superior a 1,7.
2.3 Ligações covalentes ou moleculares
Os não metais e o hidrogênio (H) apresentam alta eletronegatividade (capacidade 
em atrair elétrons). A ligação entre seus átomos, estabelecida para alcançarem a 
estabilidade, é chamada de ligação covalente ou molecular (COVRE, 2001, p. 115). 
Ligação covalente é aquela que envolve um par eletrônico que é compartilhado 
pelos dois átomos.
A . x B A  B
Um elemento químico pode efetuar uma ou mais ligações covalentes, 
dependendo do número de elétrons disponíveis em sua camada de valência para 
formar outros pares de elétrons e do número de elétrons que deve compartilhar 
para se tornar estável. Cada compartilhamento de elétrons, ou seja, cada ligação 
covalente, realizada é representada por um traço (). Este tipo de ligação 
apresentará a fórmula eletrônica ou notação de Lewis, a fórmula estrutural e, 
finalmente, a fórmula molecular. No caso da fórmula estrutural, o número de 
ligações realizadas (elétrons compartilhados) será representado por tantos traços, 
ou seja, o número de traços equivale ao número de ligações efetivadas.
2.4 Ocorrência da ligação covalente ou molecular
Química geral
U1
45
Este tipo de ligação ocorre entre um elemento não metálico com outro 
não metálico, hidrogênio com hidrogênio e hidrogênio com um elemento não 
metálico por compartilhamento de elétrons, com diferença de eletronegatividade 
inferior a 1,7.
As ligações covalentes ou moleculares podem ser classificadas como:
• Simples: representada por um traço e chamada de sigma (σ);
• Dupla: representada por dois traços;
• Tripla: representada por três traços.
Confira abaixo, na Figura 1.17, os tipos de ligações covalente ou moleculares e 
suas respectivas representações. Lembrando que cada traço significa uma ligação 
covalente ou molecular realizada.
Resumindo:
• As ligações covalentes ou moleculares só são realizadas através dos elétrons 
da camada de valência dos átomos (última camada);
• Um par de elétrons compartilhado é formado por um elétron de cada 
átomo e assim respectivamente;
• Para atingir a estabilidade química conforme a regra do octeto, o átomo 
pode formar até três pares de elétrons compartilhados.
• Veja abaixo o exemplo de compartilhamento de um par de elétrons e suas 
respectivas fórmulas: 
Figura 1.17 | Ligação covalente ou molecular
Fonte: Disponível em: <http://agracadaquimica.com.br/?&ds=1>. Acesso em: 26 mar. 2015.
Química geral
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46
Notação de Lewis ou Fórmula eletrônica: H . x H 
Fórmula estrutural: H  H
Fórmula Molecular: H
2
 
Neste exemplo pode-se verificar o compartilhamento de apenas dois elétrons, 
um elétron de cada átomo, formando-se assim uma ligação covalente simples 
ou sigma (σ), representada por um traço. Em outros casos, pode-se verificar ocompartilhamento de quatro elétrons (dois elétrons de cada átomo), e assim, há 
formação de uma ligação dupla ou pi (). Um exemplo é a formação da molécula 
do gás oxigênio (O=O). Como o oxigênio pertence à família 6A da Tabela Periódica, 
apresenta seis elétrons na camada de valência e para se estabilizar necessita realizar 
duas ligações covalentes.
Enfim, quando são compartilhados seis elétrons (três de cada átomo) há 
formação de ligação tripla. Um exemplo é o que ocorre com a formação do gás 
nitrogênio (N
2
). Como o nitrogênio pertence à família 5A da Tabela Periódica, 
precisa realizar três ligações para se estabilizar, conforme a regra do octeto.
2.5 Ligação covalente coordenada dativa
Existe um outro tipo de ligação covalente entre átomos de elementos (iguais ou 
diferentes) de alta eletronegatividade. Esse tipo de ligação recebe o nome de ligação 
covalente coordenada dativa ou ligação covalente coordenada ou dativa, que 
ocorre quando o par eletrônico compartilhado é formado por elétrons de apenas 
um dos átomos participantes. A ligação coordenada dativa é representada por uma 
flecha que parte do átomo que contribuiu com o par eletrônico para aquele que o 
está utilizando. Na fórmula estrutural da substância existem tantas flechas quantas 
ligações dativas forem realizadas (COVRE, 2001, p. 115).
Caro acadêmico, você sabe quando ocorre uma ligação coordenada dativa?
Este é um caso especial de ligação covalente, onde só realizará a ligação 
coordenada dativa o elemento que já tenha realizado suas ligações, ou seja, já 
está estável (octeto completo, ou seja, oito elétrons na camada de valência), e que 
apresente pelo menos um par de elétrons para compartilhar com o elemento que 
ainda não realizou suas ligações.
Confira a Figura 1.18, abaixo: Este exemplo apresenta a fórmula estrutural do HClO3 
(Ácido clórico), onde ocorrem duas ligações covalentes simples (entre o hidrogênio 
Química geral
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47
e o oxigênio) e duas coordenadas dativas 
(entre o cloro e os outros dois oxigênios), que 
são representadas por flechas. O cloro (família 
7A da Tabela Periódica) se estabilizou fazendo 
uma ligação covalente simples com o oxigênio, 
como esse elemento apresenta sete elétrons na 
camada de valência, após sua estabilização ainda 
apresenta pares de elétrons sobrando, por isso, 
pode realizar duas ligações coordenadas dativas 
com os outros oxigênios que necessitam desses 
pares de elétrons para se estabilizar.
Figura 1.18 | Ligação covalente 
coordenada dativa
Figura 1.19 | Ligação covalente 
Figura 1.20 | Notação de Lewis
Fonte: Disponível em: <http://quimicaangela.
b logspot .com.br /2011 /08/ l i gacoes-
quimicas-1-ano.html>. Acesso em: 26 mar. 
2015.
Fonte: Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/ligacao-covalente.htm>. Acesso em: 18 mar. 2015.
Fonte: Disponível em: <http://www.proprofs.com/quiz-school/story.php?title=geometria-das-molculas>. Acesso 
em: 18 mar. 2015.
Já na Figura 1.19, abaixo, podemos observar a formação do dióxido de enxofre 
(SO
2
). Repare que o enxofre (S) realiza uma dupla ligação com o oxigênio da direita 
(afinal, ambos são da família 6A da Tabela Periódica, apresentam seis elétrons 
na camada de valência e necessitam realizar duas ligações para se estabilizar) e 
após sua estabilização com os pares de elétrons sobrantes, realiza uma ligação 
coordenada dativa com o oxigênio da esquerda.
 Note que a figura acima apresenta a Notação de Lewis (fórmula eletrônica) do SO
2
.
Note que a figura acima apresenta a fórmula estrutural do SO
2
 
finalizando com uma ligação coordenada dativa (à esquerda) e uma 
dupla ligação.
Química geral
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48
2.6 Ligação metálica
Ligação metálica é aquela realizada entre átomos e cátions de metais cujos 
elétrons mais externos migram do átomo para o cátion e vice-versa (COVRE, 2001, 
p. 120).
Caro acadêmico, como o próprio nome diz, este tipo de ligação química ocorre 
entre metais. Os metais apresentam várias características, como boa condutividade 
de calor e eletricidade, maleabilidade (capacidade de formar lâminas), ductilidade 
(capacidade de formar fios), tenacidade (resistência à tração), são sólidos à 
temperatura ambiente (25°C), com exceção do mercúrio (Hg), que é o único metal 
líquido, e são doadores de elétrons, ou seja, são catiônicos. Este tipo de ligação é 
conhecido como “mar de elétrons” ou “nuvem de elétrons”. Veja a Figura 1.21 abaixo.
As ligações metálicas não apresentam 
fórmula eletrônica e fórmula estrutural, 
depende do conhecimento específico 
dos retículos cristalinos. Os metais em 
sua maioria são representados por seus 
símbolos, sem valores de atomicidade 
(quantidade de átomos), que é muito grande 
e indeterminada.
• Ligas metálicas
Uma liga metálica é a mistura de dois ou 
mais metais ou de metais com ametais, cujo 
componente principal é um metal. Porém, 
raramente um metal possui todas as qualidades 
necessárias para determinada aplicação. 
Figura 1.21 | Ligação Metálica 
Fonte: Disponível em: <portaldoprofessor.
mec.gov.br/storage/discovir>. Acesso em: 16 
mar. 2015.
Por isso, o objetivo de uma liga metálica é de melhorar as propriedades 
físico-químicas do material resultante e, se possível, diminuir o custo. As ligações 
metálicas justificam a ocorrência das ligas metálicas, pois estão presentes nelas.
Química geral
U1
49
A seguir veremos alguns exemplos de ligas metálicas, no Quadro 1.9.
Caro acadêmico, para aprofundar seu conhecimento sobre as ligações químicas, 
acesse a referência: CHANG, Raymond. Química Geral: conceitos essenciais. 4. 
ed. Porto Alegre: McGraw Hill – Artmed 2010.
Você sabia que usamos várias ligas metálicas em nosso dia a dia? O 
aço inoxidável (ferro, carbono e cromo) e o bronze (cobre e estanho) 
são alguns exemplos.
Nome comercial Composição Aplicação
Ouro 18 quilates Au (75%) e Ag, Cu (25%) Joias e ornamentos
Amálgama Hg (50%), Ag (35%) e Sn (15%) Obturações odontológicas
Solda comum Pb (67%) e Sn (33%) Solda elétrica
Níquel-crômio Ni (60%), Cr (15%) e Fe (25%) Fios de resistência elétrica
Duralumínio Al (95%) e Cu, Mg, Mn (5%)
Peças de automóveis e 
aviões
Latão Cu (70%) e Zn (30%)
Latões, parafusos, válvulas e 
bijuterias
Aço comum Fe e C (0,1% a 1,5%) Peças, estruturas e fios
Ouro branco Au (90%) e Pd (10%) Joias e ornamentos
Quadro 1.9 | Ligas metálicas e suas aplicações
Fonte: A autora
Química geral
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50
1. À grande transformação econômica da Idade do Bronze 
dá-se o nome de Revolução Urbana. Essa revolução 
correspondeu à passagem das comunidades agrícolas 
autossuficientes para cidades, com comércio e artesanato 
especializado. A agricultura continuou como a principal 
atividade econômica, mas a economia, antes agrícola 
e pastoril, ganhou maior diversidade e complexidade 
com a multiplicação dos ofícios ou profissões e com o 
estabelecimento de um sistema regular de trocas. Assim, 
por volta de 3000 a.C., o Egito, a Mesopotâmia e o Vale 
do Indo já não eram mais um conjunto de aldeias de 
agricultores autossuficientes, mas constituíam Estados, 
com uma complexa organização social. AQUINO, R. S. et 
al. História das sociedades, das comunidades primitivas às 
sociedades medievais. Rio de Janeiro: Ao Livro Técnico, 
1980. p. 77-78. (Adaptado)
Em relação ao bronze, citado no texto, considere as 
seguintes afirmações:
I. É um elemento químico e sua massa atômica é 79,9.
II. É um bom isolante térmico.
III. A tenacidade não é uma de suas propriedades químicas.
IV. É uma liga metálica formada por cobre e estanho.
V. Em condições normais de temperatura e pressão é 
sólido.
Somente é correto o que se afirma em:
a) I e II.
b) I e V.
c) II e III.
d) III e IV.
e) IV e V.
2. Inúmeras são as substâncias que estão presentes em 
nosso cotidiano, e esses compostos são formados através 
de ligações químicas. A combinação entre um átomo 
de caráter metálico e outro de caráter ametálico deverá 
ocorrer por: 
Química geral
U1
51
a) Transferência de elétrons.b) Compartilhamento de elétrons.
c) Remoção de elétrons.
d) Redução de elétrons.
e) Absorção de elétrons.
Nesta unidade pudemos estudar que:
• Toda matéria apresenta massa, volume e ocupa um lugar 
no espaço;
• Uma substância pode ser definida como elementar ou em 
mistura homogênea ou heterogênea;
• Os átomos são definidos como as menores partículas que 
constituem a matéria. Apresentam um núcleo positivo, 
nêutrons e uma eletrosfera; 
• Isótopos são átomos de mesmo elemento químico, 
possuem o mesmo número atômico (Z), números de 
massas atômicas (A) diferentes;
• Isóbaros são átomos que apresentam o mesmo número de 
massa atômica (A), porém apresentam números atômicos 
(Z) diferentes;
• Isótonos são átomos com mesmo número de nêutrons (n);
• Para os íons, cátions e ânions, o número atômico (Z) é igual 
ao número de prótons (p), porém, é diferente do número de 
elétrons (e-);
• Isoeletrônicos são espécies químicas que apresentam o 
mesmo número de elétrons;
Química geral
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52
• A distribuição eletrônica é realizada através do Diagrama 
de Linus Pauling, distribuindo-se o número de elétrons em 
ordem crescente de energia em níveis e subníveis; 
• Número quântico principal (n) – determina a camada 
eletrônica ou nível de energia em que se encontra o elétron;
• Número quântico secundário (ℓ) – determina o subnível de 
energia em que se encontra o elétron;
• Número quântico magnético ou azimutal (mℓ) – determina 
o orbital em que está localizado o elétron;
• Número quântico spin (ms) – determina a rotação do 
elétron localizado no orbital;
• A Tabela Periódica possui sete períodos e 18 famílias ou 
grupos; 
• Os elementos químicos estão divididos em: metais, não 
metais, semimetais e gases nobres;
• Os átomos apresentam a tendência de perder ou ganhar 
elétrons para obter os oito elétrons na camada de valência;
• Ligação iônica ocorre por transferência de elétrons, entre 
um metal e um não metal;
• A ligação covalente ou molecular ocorre por 
compartilhamento de elétrons entre não metal com não 
metal;
• A ligação coordenada dativa é um caso particular de ligação 
covalente;
• As ligações metálicas ocorrem entre metais e são 
conhecidas como “nuvem de elétrons” ou “mar de elétrons”.
• As ligas metálicas são junções de dois ou mais metais 
podendo conter um não metal, com o intuito de melhorar 
suas propriedades.
Química geral
U1
53
Caro acadêmico(a), pudemos perceber que o estudo da estrutura 
atômica é sequencial e complexo. A partir das informações que 
foram adquiridas, muitas dúvidas cotidianas foram sanadas. Mas a 
compreensão e contextualização da química é muito mais ampla. 
Procure se atualizar e identificar a química em seu dia a dia. 
1. O titânio já foi conhecido como o “metal maravilha” 
devido às suas qualidades. É mais resistente à corrosão 
que o aço inoxidável, suas ligas metálicas são empregadas 
na indústria aeronáutica, em próteses e em implantes 
dentários. A produção mundial anual de titânio é cerca 
de 10 milhões de toneladas, e as principais reservas 
estão no Canadá e na Austrália. Sobre o Titânio (Z=22), 
determine a configuração eletrônica dos elétrons.
2. Identifique o elemento químico que se encontra na 
família 3A e no 3° período. 
3. Correlacione a 1° coluna com a segunda:
a) metais alcalinos ( ) coluna 0
b) metais alcalinos-terrosos ( ) coluna 6A
c) calcogênios ( ) coluna 7A
d) halogênios ( ) coluna 2A
e) gases nobres ( ) coluna 1A
Química geral
U1
54
4. Dois elementos, A e B, apresentam valores de números 
atômicos 20 e 17, respectivamente. A fórmula molecular 
e o tipo de ligação do composto formado são: 
Assinale a alternativa CORRETA:
a) AB2 ligação covalente.
b) A2B ligação iônica.
c) AB2 ligação iônica.
d) A2B ligação covalente.
e) A2B2 ligação iônica.
5. Justifique por que o íon cloreto (Cl-) é mais estável 
que o átomo de cloro.
U1
55Química geral
Referências
COVRE, Geraldo José. Química Total Volume Único. São Paulo: FTD, 2001.
MAIA, Daltamir Justino. Química Geral: fundamentos. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2007.
USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química. 5. ed. São Paulo: Saraiva, 2006. 
Unidade 2
REAÇÕES QUÍMICAS E LEIS 
PONDERAIS
Objetivos de aprendizagem: 
Nesta seção você será levado a conhecer os principais tipos de reações 
químicas existentes e como estas são balanceadas. Para isso, vamos 
conhecer as Leis Ponderais, como a Lei de Lavoisier, também conhecida 
como lei da conservação de massas, para, enfim, poder balancear uma 
equação química, entre outras leis existentes, necessário para evoluirmos 
em nossos estudos. Deste modo, nossos principais objetivos serão:
• Conhecer a estrutura de uma reação química.
• Conhecer os principais tipos de reações químicas existentes, entre 
elas estudaremos a reação de síntese ou adição, a reação de 
decomposição, a reação de simples troca e a reação de dupla troca.
• Conhecer as condições necessárias para que dois átomos possam 
interagir entre si em uma reação química.
• Conhecer a estrutura de uma reação de combustão.
• Conhecer as leis ponderais, como a Lei de Lavoisier (lei de 
conservação de massas), Lei de Proust (lei das proporções definidas), 
Lei de Dalton (lei das proporções múltiplas) e a Lei de Gay-Lussac, 
que é conhecida como a lei dos gases.
• Conhecer e aplicar as regras para balanceamento de equações 
químicas, inicialmente realizando o método de tentativas e erros, 
assim como o método algébrico, e os métodos baseados em 
Carlos Roberto da Silva Júnior
Reações químicas e leis ponderais
U2
58
reações de oxidação e redução, como o método redox e o método 
íon elétron.
Ao final desta unidade vocês estarão aptos em reconhecer, caracterizar 
e montar reações químicas e saberão quais são os procedimentos que 
devemos realizar para balancear uma equação química de acordo com leis 
ponderais que regem a matéria e por técnicas desenvolvidas para facilitar 
sua determinação. 
Bons estudos!
Nesta seção, conheceremos um pouco sobre equações químicas, 
que nada mais são do que uma forma de representação das reações 
que acontecem entre átomos e compostos químicos, originando novos 
compostos. Sabendo a estrutura de uma reação química, partimos 
então para o entendimento dos diferentes tipos de reações que podem 
acontecer, que são as reações de adição ou síntese, onde dois ou mais 
reagentes darão origem a um único produto; reações de decomposição, 
onde um único reagente dará origem a dois ou mais produtos; reações 
de simples troca e reações de dupla troca. Também conheceremos as 
condições de afinidade que os átomos precisam ter para que possam 
reagir. Para finalizar, iremos trabalhar um pouco com reações de 
combustão, que são de extrema importância nos dias atuais.
Nesta seção, veremos as leis que foram descritas baseadas em 
observações experimentais sobre como é o comportamento dos 
compostos químicos durante uma reação química. A primeira lei é 
a de conservação das massas, a Lei de Lavoisier, que diz que nada se 
perde, nada se cria, tudo se transforma. Também veremos a Lei de 
Proust, conhecida como a lei das proporções definidas, a Lei de Dalton, 
conhecida como a lei das proporções múltiplas, e a Lei de Gay-Lussac, 
que também é conhecida como lei dos gases e serve como base para a 
definição do conceito de moléculas.
Seção 1 | Reações Químicas
Seção 2 | Leis ponderais
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
59
Nesta seção iremos realizar o balanceamento de equações químicas, 
que nada mais é que adicionar coeficientes aos compostos químicos 
durante uma reação para que as proporções de reagentes e produtos 
sejam as mesmas ao final do processo. Para isso, utilizaremos quatro 
métodos básicos. O método de tentativa e erro, que é aplicado em casos 
de reações simples; o método algébrico, que pode ser aplicado em casos 
simples como em casos complexos, e os métodos baseados em reações 
de oxidação e redução, estes métodos são: o métodoredox e o método 
íon-elétron. Exemplos serão utilizados para esclarecer as informações 
necessárias a respeito deste assunto.
Ao longo de cada seção, exercícios baseados nos assuntos abordados 
auxiliarão na fixação dos conteúdos vistos. Caso surjam dúvidas, releia 
os tópicos e refaça as atividades para melhor aproveitamento de seus 
estudos. Ao final da unidade, outras atividades de aprendizado são 
propostas para também verificar a fixação dos temas abordados.
Seção 3 | Balanceamento de equações químicas
Reações químicas e leis ponderais
U2
60
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
61
Introdução à unidade
Reações químicas são de extrema importância na nossa vida, sem elas não podemos 
sobreviver. Mas como podemos começar a entender reações químicas?
De acordo com Atkins e Jones (2006), um composto químico é uma substância 
formada pela união de dois ou mais átomos de diferentes elementos em proporções 
definidas. Estes compostos são formados a partir de reação química, ou seja, uma 
interação entre seus átomos que dão origem ao composto químico.
Para conseguir alcançar estes pontos, vamos dividir nosso estudo em três seções 
de estudo, conforme descrito a seguir:
Reações químicas e leis ponderais
U2
62
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
U2
63
Seção 1
Reações químicas
Introdução à seção
Acadêmico, você sabe o que são as reações químicas?
Este assunto é importantíssimo dentro da química, pois a partir dele a vida 
começou a se modernizar, e através destes processos, que acontecem mesmo que 
não percebamos, conseguimos viver. As reações são de fundamental importância 
na vida das pessoas, nas transformações dos alimentos no nosso organismo, no 
processo de fotossíntese realizado por espécies vegetais quando expostas à luz 
solar e a determinados compostos químicos; na nossa própria respiração, na 
produção dos nossos alimentos, na água que consumimos diariamente, enfim, em 
toda a nossa vida reações químicas se processam a todos os instantes, mesmo que 
não notemos, mas sem eles não existiríamos.
Na realidade, uma reação química nada mais é do que uma transformação que 
ocorre na matéria. Estas mudanças estão relacionadas à estrutura dos compostos 
que interagem entre si para formar um determinado produto, que é a combinação 
da interação dos compostos. A Figura 2.1 apresenta uma reação química entre 
a amônia e o ácido clorídrico. Quando os dois compostos são adicionados no 
mesmo recipiente, eles interagem e formam um produto, que é o cloreto de 
amônio. A formação do produto é verificada pela formação de uma fumaça 
branca, como demonstrado nesta figura.
Figura 2.1 | Reação química entre amônia e ácido clorídrico, a fumaça branca representa o 
produto, cloreto de amônio formado pela reação
Fonte: Disponível em: <http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/a/a0/Hydrochloric_acid_ammonia.jpg>. 
Acesso em: 13 mar. 2015.
Reações químicas e leis ponderais
U2
64
Na Unidade 1 verificamos que os elementos químicos são 
representados por símbolos, por exemplo, o carbono é 
representado pelo símbolo C, o oxigênio pelo símbolo O, o 
hidrogênio pelo símbolo H, assim como os demais elementos 
que podem ser encontrados na Tabela Periódica, com os 
seus respectivos símbolos de identificação, sendo que estes 
símbolos servem para facilitar a identificação do átomo ao 
qual o elemento químico pertence e também para facilitar 
a escrita de compostos químicos complexos, como, por 
exemplo, a molécula de água, H
2
O, que é formada por dois 
átomos de hidrogênio e por um átomo de oxigênio, a forma 
de representação por seus respectivos símbolos facilita sua 
escrita. E a respeito das reações químicas, como os símbolos 
representativos dos elementos químicos podem facilitar o 
entendimento de uma reação? Reflita um pouco para podemos 
iniciar nossos estudos sobre este imenso campo de aplicação, 
que é o universo das reações químicas.
1.1 Equação química
Para compreendermos quais os tipos de reações químicas que podem existir, 
tanto de fonte natural quanto sintética, partimos do princípio, com as formas de 
representação de uma equação química, conforme descrito abaixo.
EQUAÇÃO QUÍMICA – “é apenas uma forma de representação concisa de uma 
reação química” (BROWN, T. L.; et al.; 2005, p. 68). Para entendermos melhor este 
conceito, vamos conferir a reação de formação de uma molécula de água. Em 
condições específicas de pressão e temperatura, o hidrogênio (H
2
) presente no ar 
pode reagir com o oxigênio (O
2
) e formar uma molécula de água (H
2
O). Mas como 
será que representamos este processo? A resposta é bem simples, basta conferir a 
representação abaixo:
2 H
2 
+ 1 O
2
 → 2 H2O
Reações químicas e leis ponderais Reações químicas e leis ponderais
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Ainda de acordo com Brown, et al. (2005), o sinal de mais (+) presente no 
lado esquerdo da flecha (→) indica que os reagentes reagiram um com o outro 
para formar um produto, sendo que a flecha (←) é a indicação da formação dos 
produtos. Deste modo, podemos classificar os compostos químicos do lado 
esquerdo da flecha como sendo os reagentes e os compostos químicos do lado 
direito são os produtos formados na reação.
Para facilitar ainda mais a compreensão deste processo, podemos fazer a leitura 
deste processo como sendo: duas moléculas de hidrogênio (H
2
) reagiram com uma 
molécula de oxigênio (O
2
) para formar duas moléculas de água (H
2
O), sendo os 
componentes da esquerda os reagentes e os da direita, os produtos de uma reação.
Conforme descrito acima, podemos então, de acordo com Atkins e Jones 
(2006), representar uma reação química através da seguinte forma:
Reagentes → Produtos
Reagentes e produtos são formas simbólicas de representação de uma reação 
química. Neste caso, temos que os reagentes se transformaram nos produtos.
Dentro de uma reação química, a quantidade de átomos de um determinado 
elemento que estão do lado esquerdo da equação, ou seja, dos reagentes, deve 
ser igual à quantidade de átomos deste mesmo elemento que aparecem do lado 
direito, ou seja, no lado dos produtos. Em uma reação química nada se perde, nada 
se cria, tudo se transforma, por isso necessitamos balancear as reações, conforme 
poderemos verificar em breve nesta mesma unidade.
Acadêmico(a), você sabe dizer qual é a diferença entre uma reação 
balanceada e uma reação não balanceada?
Reação não balanceada – é aquela que apresenta apenas os tipos de 
Reações químicas e leis ponderais
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átomos que reagiram para formar determinado produto, não levando 
em consideração a igualdade de átomos de cada tipo dos dois lados 
da flecha. Por exemplo, temos a reação de combustão do metano, 
como representada a seguir, o metano reage com o oxigênio e forma 
dióxido de carbono e água, sendo que a quantidade de cada átomo 
não é levada em consideração, apenas a reação que acontece. De 
acordo com Brown, et al. (2005), esta reação é apresentada a seguir:
CH
4
 + O
2
 → CO
2
 + H
2
O (reação de combustão do gás metano não 
balanceada).
Reações balanceadas – são reações que apresentam um número igual 
de átomos de cada elemento de cada lado da flecha, pois sabemos 
que átomos não são formados e nem destruídos em uma reação, 
apenas sofrem uma transformação, por exemplo:
1CH
4
 + 2O
2
 → 1CO
2
 + 2H
2
O (reação balanceada de combustão do gás 
metano).
A Figura 2.2 mostra uma representação da reação de combustão do 
metano balanceada através de uma representação molecular dos 
compostos.
Figura 2.2 | Representação da reação balanceada de combustão do gás metano 
na presença de oxigênio e com a formação de dióxido de carbono e água.
Fonte: Disponível em: <http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/7c/Combustion_
reaction_of_methane.jpg>. Acesso em: 17 mar. 2015
Atkins e Jones (2006) dizem que em uma reação química também podemos 
representar o estado físico em que se encontra cada um dos reagentes e cada um 
dos produtos formados