CBM- quimica

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QUÍMICA 
CORPO DE BOMBEIROS MILITAR DO PARÁ - SOLDADO 
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PROGRAMA: 
1. Estrutura do átomo 1.1. Massa e carga elétrica das partículas fundamentais - Modelos atômicos de 
Rutherford, Bohr e modelo atômico segundo a Teoria Quântica elemento químico número atômico e número 
de massa isótopos - Princípio da exclusão de Pauling - configuração eletrônica - Regra de Hund. 2. 
Classificação periódica dos elementos químicos: 2.1. Tabela periódica atual e sua estrutura Lei de Moseley 
período, grupo e subgrupo elemento representativo, de transição e gás nobre, propriedade periódica (raios 
atômico e iônico, energia de ionização e eletronegatividade) 3. Ligação química: 3.1 Teoria Eletrônica de 
valência ligação iônica - ligação covalente tipos de fórmula polaridade das ligações edas moléculas - número de 
oxidação. 4. Função inorgânica 4.1. Conceito classificação notação nomenclatura, conceitos de Arrhenius, Bronsted 
e Lowry e de lewis para ácidos e bases. 5. Reação química: 5.1. Reação química equação química - tipos de reação 
química balanceamento de equação química. 6. Cálculo químico. 7. Funções orgânicas mais comuns: 
hidrocarbonetos, álcoois, aldeídos,cetonas, ácidos carboxílicos e aminas, conceitos, nomenclatura e propriedades 
químicas mais importantes. 
 
MODELOS ATÔMICOS 
Os primeiros filósofos gregos que começaram os estudos dos modelos atômicos foram: Democrito e Leucipo. 
Mesmo com pouco entendimento sobre o assunto, eles conseguiram, por meio de estudos e experimentações, 
determinar algumas afirmativas: 
 A matéria é formada por átomos. 
 Átomos então seriam a menor porção indivisível dessa matéria. 
 O átomo é a menor partícula não divisível e quando se une com outras, formava a matéria como nós 
conhecemos. 
Após alguns anos, muito cientistas deram continuidade nessas primeiras ideias sobre o átomo. O cientista Jhon 
Dalton foi um dos primeiros a desenvolver suas teorias. 
 
Modelo Atômico de Jhon Danton: “Bola de Bilhar”. 
O químico inglês Jhon Dalton (1766-1844) retomou as ideias originais de Leucipo e Demócrito. Depois de realizar 
vários experimentos para comprovar as suas hipóteses, ele formulou os seguintes postulados, isto é, proposições 
que não podem ser comprovadas, mas que são admitidas como verdadeiras e que servem como ponto de partida 
para a dedução ou conclusão de outras afirmações: 
 Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, denominadas átomos, que não podem ser 
criados e nem destruídos. Nas substâncias, eles se encontram unidos por forças de atração mútua. 
 Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância simples ou elementos são formados de 
“átomos simples”, que são indivisíveis. Substâncias compostas são formadas por “átomos compostos”, 
capazes de se decompor, durante as reações químicas em “átomos simples”. 
 Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, na massa e nas demais 
propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma, tamanho, massa propriedades diferentes. A 
massa de um ”átomo composto” é igual à soma das massas de todos os “átomos simples” componentes. 
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 Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos. Durante a reação, ocorre apenas um 
rearranjo de átomos. 
 
 
Modelo Atômico de J. J. Thompson: “Pudim de Passas”. 
O modelo atômico aceito por quase todo o século XIX foi o proposto por Dalton, que, conforme pode ser visto no 
texto Modelo Atômico de Dalton, basicamente se tratava de uma esfera maciça e indivisível. 
Entretanto, esse modelo não explicava as características elétricas da matéria, que já eram conhecidas desde a época 
do filósofo e matemático grego Tales de Mileto (640-546 a.C.). 
O cientista Joseph John Thomson (1856-1940) realizou vários experimentos envolvendo um dispositivo chamado de 
ampola de Crookes ou tubo de raios catódicos. Esse dispositivo foi criado pelo físico inglês Willian Crookes (1832-
1919), sendo feito de um tubo de vidro vedado, com um gás sob baixa pressão (atmosfera rarefeita), em que ele 
aplicava uma tensão. Isso era feito porque dentro do tubo haviam dois eletrodos, ou seja, de um lado tinha um fio 
de metal ligado ao polo positivo de uma fonte de alta tensão, que ficou sendo chamado de ânodo, e do outro havia 
outro metal, chamado de cátodo, que estava ligado ao polo negativo. É interessante que a palavra eletrodo significa 
“caminho para a eletricidade”. 
Quando a alta tensão era ligada, podiam-se observar raios saindo do cátodo e indo em direção ao ânodo. Esses raios 
foram chamados, então, de raios catódicos. 
J. J. Thomson observou que essas cargas elétricas tinham massa, pois, colocando-se uma ventoinha entre os dois 
eletrodos, quando os raios catódicos passavam, eles movimentavam a ventoinha. Além disso, como se pode ver na 
imagem abaixo, quando se colocava um campo elétrico produzido por placas eletrizadas, esses raios sofriam um 
desvio e eram atraídos pelo polo positivo do campo elétrico. Isso comprovou que os raios catódicos eram um feixe 
de partículas negativas: 
 
Essa não era uma propriedade somente para um tipo de gás, mas para qualquer gás que fosse usado no tubo, o 
resultado desse experimento era sempre o mesmo. Portanto, essas partículas negativas, que foram chamadas de 
elétrons, eram parte constituinte dos átomos de toda matéria, ou seja, dos átomos de qualquer elemento químico. 
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Desse modo, Thomson propôs um novo modelo atômico, que continuava esférico como o de Dalton, porém, que 
explicava a natureza elétrica da matéria. Para Thomson, o átomo não seria indivisível, como Dalton propôs, mas sim 
divisível, ou seja, ele possuiria partículas menores de carga negativa, os elétrons, que ficavam distribuídos 
aleatoriamente sobre uma esfera carregada positivamente. A esfera tinha que ser positiva para neutralizar as cargas 
negativas dos elétrons, tendo em vista que o átomo é eletricamente neutro. 
 
Esse modelo ficou conhecido como modelo do pudim de passas. A analogia entre o pudim de passas e o modelo 
atômico de Thomson é explicado pois as uvas passas ficam distribuídas aleatoriamente e incrustadas na massa, 
sendo que a carga positiva do átomo corresponde a essa massa e os elétrons correspondem às uvas passas. 
 
Modelo de Rutherford: Sistema Planetário 
No ano de 1911, o físico neozelandês Ernest Rutherford conduziu um experimento muito importante que mudou o 
modo como o átomoera visto pelos cientistas da época. O experimento em questão é demonstrado na figura 
abaixo, onde temos uma amostra do elemento radioativo polônio dentro de um bloco de chumbo. A radiação alfa 
(α) que saía do polônio passava por um pequeno orifício do bloco de chumbo e ia em direção a uma finíssima lâmina 
de ouro. Atrás dessa lâmina de ouro havia um anteparo fluorescente, pois foi recoberto de sulfeto de zinco, que 
mostraria uma luminosidade onde as partículas alfa incidissem. 
 
O resultado observado foi o seguinte: 
• A maioria das partículas continuou sua trajetória atravessando a lâmina de ouro; 
• Poucas partículas atravessaram a lâmina e desviaram-se de sua trajetória; 
• Poucas partículas foram refletidas, não atravessando a lâmina. 
Cada um desses fatos levou Rutherford à conclusão de que o modelo de Thomson estava incorreto: 
• O fato de a grande maioria das partículas alfa atravessar a lâmina de ouro indica que a maior parte do 
átomo trata-se, na verdade, de espaços vazios; 
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• O fato de poucas partículas que atravessaram a lâmina de ouro terem sofrido um desvio na sua trajetória 
indica que elas se aproximavam de alguma região do átomo que tivesse a mesma carga que elas, isto é, 
carga positiva, sendo assim repelidas; 
• As poucas partículas que foram rebatidas pela lâmina de ouro indicavam que o átomo possui uma região 
maciça que impedia essa passagem, com carga igual, isto é, positiva. As partículas refletidas bateriam de 
frente com essa região. 
Essas observações levaram Rutherford a criar um novo modelo atômico: 
 
Modelo atômico de Rutherford: O átomo possui uma região central chamada de núcleo atômico, onde fica 
praticamente toda a massa do átomo e que apresenta carga positiva, e uma região denominada de eletrosfera, onde 
os elétrons ficam girando ao redor do núcleo. 
 
Esse modelo de Rutherford ficou conhecido como sistema planetário ou sistema solar, porque o Sol seria o núcleo, 
enquanto os planetas seriam os elétrons que ficam girando ao redor. 
Alguns anos mais tarde a terceira partícula subatômica (nêutron) foi descoberta e alterou-se um pouco o modelo de 
Rutherford. O núcleo atômico era composto pelos prótons (partículas positivas) e nêutrons (partículas neutras), 
compondo quase que a massa total do átomo: 
 
 
 
Modelo Atômico Rutherford-Bohr 
Esse modelo recebeu esse nome porque, em 1913, o cientista Niels Bohr (1885-1962) propôs um modelo que se 
baseou no de Rutherford, apenas o aprimorando. Entre seus principais postulados, temos o seguinte: 
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• O elétron gira ao redor do núcleo em órbitas, níveis de energia, circulares de raios definidos denominadas 
órbitas estacionárias. 
• Cada órbita estacionária possui um valor determinado de energia. Nessas órbitas, os elétrons podem se 
mover sem perder ou ganhar energia. 
• O elétron pode passar de uma órbita estacionária para outra, mediante absorção ou emissão de uma 
quantidade de energia. 
 
 
Teste de Chama no Bico de Bunsen 
No teste de chama ocorre o seguinte: quando colocamos no fogo algum elemento, os elétrons recebem energia e 
saltam para um nível mais externo. Mas como esse nível é instável, eles perdem essa energia na forma de radiação 
eletromagnética visível, que é a luz de cor distinta que visualizamos (Funcionamento dos Fogos de Artifício). Como 
os níveis de energia são diferentes de elemento para elemento, cada um emite uma cor em um comprimento de 
onda diferente. 
 
Só para citar um exemplo, veja a figura abaixo. Observe que quando o elétron volta da órbita 4 para a 1, a luz 
emitida é de cor azul, quando ele volta da órbita 3 para a 1, a cor é verde, e da 2 para a 1, produz luz vermelha: 
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EXERCÍCIOS 
1 - Assinale a alternativa correta levando em consideração o modelo atômico proposto por Niels Bohr, no início do 
século XX. 
A) A carga elétrica do elétron depende do orbital em que este se encontra. 
B) O núcleo de um átomo é composto por prótons e elétrons. 
C) A energia de um elétron contido em um determinado átomo pode assumir um valor qualquer. 
D) Há emissão de radiação eletromagnética quando um elétron transita de um nível de energia mais baixo para um 
nível mais alto. 
E) Em escala atômica, a energia de um elétron é uma grandeza quantizada. 
 
2 - As teorias atômicas vêm se desenvolvendo ao longo da história. Até o início do século XIX, não se tinha um 
modelo claro da constituição da matéria. De lá até a atualidade, a ideia de como a matéria é constituída sofreu 
diversas modificações, como se pode observar no modelo atômico de Bohr, que manteve paradigmas conceituais 
sobre a constituição da matéria, mas também inseriu novos conceitos surgidos no início do século XX. No modelo 
atômico de Bohr: 
1. O elétron circula em órbita com raio definido. 
2. O elétron é descrito por uma função de onda. 
3. Para descrever o elétron num orbital são necessários 4 números quânticos. 
4. Toda a massa do átomo está concentrada no núcleo, que ocupa uma porção ínfima do espaço. Entre as 
afirmativas acima, correspondem ao modelo atômico de Bohr: 
A) 1 E 2 apenas. 
B) 2 E 3 apenas. 
C) 2, 3 E 4 apenas. 
D) 1 E 4 apenas. 
E) 1, 3 E 4 apenas. 
 
3. (Espcex (Aman)) Em épocas distintas, os cientistas Dalton, Rutherford e Bohr propuseram, cada um, 
seus modelos atômicos. Algumas características desses modelos são apresentadas na tabela a seguir: 
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A alternativa que apresenta a correta correlação entre o cientista proponente e o modelo atômico por ele 
proposto é 
a) Rutherford - Modelo II; Bohr - Modelo I e Dalton - Modelo III. 
b) Rutherford - Modelo III; Bohr - Modelo II e Dalton - Modelo I. 
c) Rutherford - Modelo I; Bohr - Modelo II e Dalton - Modelo III. 
d) Rutherford - Modelo I; Bohr - Modelo III e Dalton - Modelo II. 
e) Rutherford - Modelo III; Bohr - Modelo I e Dalton - Modelo II. 
 
GABARITO 
1 – E 2 – D 3 – D 
 
TEORIAS ATÔMICAS ATUAIS 
 
• Sommerfeld: a órbitas permitidas para o movimento dos elétrons no átomo seriam elípticas, chamadas de 
subníveis ou subcamadas: s, p, d, f. 
 
• Princípio da Dualidade de Broglie: comportamento dual onda-partícula da radiação também se aplicava a 
matéria. 
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• Princípio da Incerteza de Heisenberg: é impossível determinar a posição e o movimento linear de um elétron 
simultaneamente. A partir de então foi abandonada a ideia de órbitas para os elétrons e passou-se a utilizar 
para eles uma descrição probabilística. 
• Schrodinger: propôs um equação fundamental da mecânica quântica em que descreve o comportamento 
ondulatório do elétron. A partir dessas funções, que abrandem o Princípio da Incerteza de Heisenberg, temos a 
probabilidade de encontrar um elétron em uma dada região no espaço ao redor do núcleo. Essa região é 
denominada de Orbital. 
 
RESUMO EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS 
 
 
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EXERCÍCIO 
1 - O poema Quantificando, de Odonírio Abrahão Júnior do Instituto de Ciências Biológicas e Naturais da 
Universidade do Triângulo Mineiro, faz uma breve alusão a um dos princípios mais intrigantes da Física 
Moderna – o da dualidade onda-partícula, e que foi fundamental para a consolidação do modelo atômico 
atual. 
 
QUANTIFICANDO 
Deixe sua porção partícula 
Nesse estado frio, 
Fundamental. 
E então assuma a tua função de onda. 
Assim, tudo é possível! 
Atravessar as barreiras vibrando, 
Viajar a toda velocidade 
E alcançar a luz. 
Para a existência eterna! 
 
Disponível em: https://pt.slideshare.net/OdonrioAbrahoJr/poesia-qumica. Acesso em: 2 set. 2019. (Adaptado.) 
Tal princípio foi enunciado no início do século XX por __________________, o que tornou possível uma 
compreensão mais abrangentea respeito da natureza dos átomos, bem como das ligações químicas por 
eles estabelecidas. 
 
Assinale a alternativa que preenche corretamente a lacuna acima. 
a) de Broglie 
b) Planck 
c) Pauli 
d) Heisenberg 
e) Hund 
 
GABARITO 
1 – B 
 
ATOMÍSTICA 
Utilizando as informações dos modelos atômicos, podemos afirmar que: 
• Todo átomo é eletricamente neutro; 
• O átomo possui duas regiões; 
• A maior parte da massa do átomo se encontra no núcleo; 
• A eletrosfera é a parte do átomo com grandes espaços vazios; 
• O átomo é divisível; 
• A eletrosfera está dividida em níveis de energia. 
 
Divisão do átomo: 
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Representação de um átomo neutro (não perde e nem ganha elétrons): 
 
 
Pela regra geral da Atomística, a partir do número de prótons e de massa, podemos determinar o número de 
nêutrons de um átomo. 
A = P + n 
Onde: A = massa ; P = prótons ; n = nêutrons 
É necessário saber também que quando o átomo é neutro, o número de elétrons é igual ao número de Prótons que 
também é igual ao Número Atômico (Z). 
P = e = Z 
Considerando o exemplo anterior, temos o He: 
Número de massa do He = 4 
Número atômico do He = 2 
Número de prótons = 2 
Número de elétrons = 2 
Número de nêutrons: A = p + n 
N = A – p 
N = 2. 
Caso o átomo não esteja eletricamente neutro, chamamos ele de ÍON. Os íons são átomos que podem estar 
perdendo ou ganhando elétrons. 
Existem dois tipos de íons: cátions e ânions. 
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Os cátions são representados pela carga POSITIVA. 
Os ânions são representados pela carga NEGATIVA. 
Exemplo: 
O magnésio (Mg) é um elemento da família 2 A da tabela periódica, ele tem tendência a doar (perder) 2 elétrons. 
 
Sabendo que o número atômico (Z) do Mg é 12 e que o número de massa do Mg é igual a 24, podemos prever que: 
A = 24 
Z = 12 
P = 12 
N = 12 
e = 10 elétrons 
Como o cátion Mg+2 está perdendo 2 elétrons, então o número de prótons não será igual o número de elétrons. Nós 
subtraímos o número de prótons pelo número de elétrons que o íon está perdendo. 
 
Exemplo 2: 
O oxigênio (O) é um elemento da família 6 A que possui tendência a ganhar elétrons para se estabilizar. Como se 
estabiliza com 8 elétrons, ele precisa ganhar 2 elétrons. 
 
Sabendo que o número atômico (Z) do Mg é 8 e que o número de massa do O é igual a 16, podemos prever que: 
A = 16 
Z = 8 
P = 8 
N = 8 
e = 10 elétrons 
Como o ânion O-2 está ganhando 2 elétrons, então o número de prótons não será igual o número de elétrons. Nós 
somamos o número de prótons pelo número de elétrons que o íon está ganhando. 
 
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SEMELHANÇAS QUE OS ÁTOMOS POSSUEM 
Os átomos podem ser classificados como: 
Isótopos são átomos que possuem o mesmo número de prótons. 
Exemplo do Hidrogênio. Se diferenciam pelo número de massa e nêutrons. 
 
Isóbaros são átomos que possuem o mesmo número de massa e número de prótons diferentes. 
 
Isótonos são átomos que possuem o mesmo número de nêutrons. 
 
Isoeletrônicos são átomos ou íons que possuem o mesmo número de elétrons. 
 
 
ELETROSFERA 
O estudo da eletrosfera é uma parte essencial para o entendimento do conteúdo de tabela periódica e Ligações 
Químicas. 
Segundo o modelo atômico de Bohr, a eletrosfera está dividida em níveis de energia. Foi visto que os níveis (órbitas) 
eletrônicos de todos os átomos se agrupam em sete camadas. 
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Em cada camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia. 
 
 
Com a modernização dos equipamentos de análises surgiu uma nova ideia sobre a estrutura da eletrosfera. 
Essa nova ideia indicava que os níveis seriam divididos em subníveis (estruturas finas dos espectros de emissão). 
A tabela a seguir traz uma ideia de quantos elétrons cada nível e subnível suportam. 
 
 
DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
Linus Pauling organizou as camadas eletrônicas no digrama abaixo, em ordem crescente de energia, seguindo a 
ordem diagonal das setas. 
 
A sequência então fica: 
 
A camada mais externa se chama de CAMADA DE VALÊNCIA. E o subnível mais energético sempre será o último 
subnível da sequencia do diagrama de Linus Pauling. 
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Observação: a soma dos números de elétrons da camada de valência determina em qual período e qual família do 
elementos representativos o átomo está. Esse tópico iremos estudar de maneira mais profunda no assunto: TABELA 
PERIÓDICA. 
A distribuição eletrônica do átomo é realizada a partir do seu número atômico. 
 
Exemplos: 
 
 
O número atômico do Sódio (Na) é 11. Sua distribuição eletrônica fica: 
N° de camadas = 3 (ou seja, o elemento está no 3° período da tabela periódica) 
Camada de valência = camada M 
N° de elétrons na última camada = 1 (ou seja, esse elemento está na família 1 A). 
Subnível mais energético = 3s1 
OBS.: nem sempre a camada de valência será também o subnível mais energético. 
 
O número atômico do Sódio Cl é 17. Sua distribuição eletrônica fica: 
 
N° de camadas = 3 (ou seja, o elemento está no 3° período da tabela periódica) 
Camada de valência = camada M 
N° de elétrons na última camada = 7 (ou seja, esse elemento está na família 7 A). 
Subnível mais energético = 3p5 
 
O número atômico do Sódio Br é 35. Sua distribuição eletrônica fica: 
 
N° de camadas = 4 (ou seja, o elemento está no 4° período da tabela periódica) 
Camada de valência = camada N (4s2 4p5) 
N° de elétrons na última camada = 7 (ou seja, esse elemento está na família 7 A). 
Subnível mais energético = 4p5 
 
Distribuição Eletrônica em Orbitais 
 
PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI 
Em dado orbital, existem no máximo dois elétrons, e seus spins devem estar emparelhados (opostos). 
 
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REGRA DE HUND 
Em primeiro lugar, devemos preencher todos os orbitais de um mesmo subnível (elétrons desemparelhados) e, só 
depois, preenchemos com outro elétron de spin contrário, fazendo o emparelhamento. 
 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n) 
Indica o nível de energia do elétron, ou seja, está associado à camada onde o elétron está. Por isso, esse número 
quântico pode variar de 1 a 7. 
 
SECUNDÁRIO (L) OU AZIMUTAL 
Indica o subnível de energia do elétron. P 
 
 
 
Magnético (m ou mL) 
Define a orientação do orbital no espaço. 
 
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Spin (s ou ms) 
Está relacionado à rotação do elétron, indicando se esta ocorre no sentido horário ou anti-horário. 
Para o primeiro elétron de um orbital, atribuímos o valor de + ½ de spin e colocamos uma seta para cima ( ), 
representando o sentido anti-horário; já para o segundo, atribuímos o valor de – ½ de spin e inserimos uma seta 
para baixo ( ), representando o sentido horário. 
 
Exercício 
 
1 - Indique qual é o conjunto dos quatro números quânticos do elétron mais energético do átomo do elemento 
Ferro (Z = 26). Convencionando-se que o primeiro elétron a ocupar um orbital possui número quântico de spin igual 
a +1/2. 
a) n = 3; ℓ = 2, mℓ= - 2; s = -1/2 
b) n = 3; ℓ = 3, mℓ= -2; s = +1/2 
c) n = 3; ℓ = 2, mℓ= 0; s = -1/2 
d) n = 3; ℓ = 1, mℓ= -1; s = 1/2 
e) n = 4; ℓ = 3, mℓ= -3; s = +1/2 
 
2 - (Udesc) O último elétron de um átomo neutro apresenta o seguinte conjunto de números quânticos: n = 3; l = 1; 
m = 0; s = +1/2. Convencionando-se que o primeiro elétron a ocupar um orbital possui número quântico de spin 
igual a +1/2, o número atômico desse átomo é igual a: 
a) 15 
b) 14 
c) 13 
d) 17 
e) 16 
 
3 - Considere três átomos A, B e C. Os átomos A e C são isótopos, B e C são isóbaros e A e B são isótonos. Sabendo-
se que A tem 20 prótons e número de massa 41 e que o átomo C tem 22 nêutrons, os númerosquânticos do elétron 
mais energético do átomo B são: 
a) n = 3; ℓ = 0, mℓ= 2; s = -1/2 
b) n = 3; ℓ = 2, mℓ= -2; s = +1/2 
c) n = 3; ℓ = 2, mℓ= 0; s = -1/2 
d) n = 3; ℓ = 2, mℓ= -1; s = 1/2 
e) n = 4; ℓ = 0, mℓ= 0; s = -1/2 
 
GABARITO 
1 – A 2 – B 3 – B 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tabela Periódica 
 
 
1. A Tabela Periódica. 
A tabela periódica é uma ferramenta que está organizada de tal forma que podemos afirmar que: 
(1) os elementos com propriedades químicas e físicas similares encontram-se nas colunas verticais chamadas grupos 
ou famílias; 
(2) As fileiras horizontais da tabela são chamadas de períodos, onde os elementos possuem o mesmo número de 
níveis eletrônicos. 
Os elementos são classificados em: 
• Metais 
Os metais são sólidos (à exceção do mercúrio), conduzem eletricidade, são dúcteis (podem ser transformados em 
fios), maleáveis e podem formar ligas (soluções de um ou mais metais em outro metal). 
• Não metais (os ametais) 
Os não-metais possuem uma variedade de propriedades: alguns são sólidos (como o iodo), líquidos (bromo, por 
exemplo) e outros são gases (nitrogênio e oxigênio). À exceção do carbono na forma de grafite, os ametais não 
conduzem a eletricidade. 
• Gases Nobres 
São substâncias gasosas que possuem estabilidade eletrônica, logo, não precisam realizar ligações para se 
estabilizar. Com exceção do gás He, que possui 2 elétrons na sua distribuição eletrônica, todos os gases nobres 
possuem 8 elétrons na camada de valência e estão na família 8 A ou grupo 18. e suas propriedades são bem 
específicas de cada gás, não se assemelhando com os outros elementos químicos. 
Os elementos tornam-se gradualmente menos metálicos ao andarmos da esquerda para a direita em um 
período. Antes alguns elementos, que se encontram ao longo do limite entre os metais e os ametais, eram 
chamados de semi-metais. Agora são considerados de ametais por se comportarem quimicamente como ametal. 
São eles: Boro (B), Silício (Si), Germânio (Ge), Arsênio (As), Antimônio (Sb) e Telúrio (Te). 
Os grupos do sistema periódico pode ser dividido em: 
• Elementos representativos: Familia 1A até a 8A. 
• Elementos de Transição Interna: Actinídeos e Lantanídeos. 
• Elementos de Transição Externa: metais do centro da tabela. 
 
 
 
 
 
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Os nomes das famílias dos elementos representativos são: 
1 A = metais alcalinos (s1) 
2 A = metais alcalinos terrosos (s2) 
3 A = família do Boro (s2p1) 
4 A = Família do Carbono (s2p2) 
5 A = Família do Nitrogênio (s2p3) 
6 A = Família do Calcogênio (s2p4) 
7 A = Família do Halogênio (s2p5) 
8 A = Família dos Gases Nobres (s2p6) 
 
2. Propriedades Periódicas. 
Quando as configurações eletrônicas foram compreendidas, observou-se que as semelhanças nas propriedades dos 
elementos resultam de configurações eletrônicas da camada de valência semelhantes. Assim, entenderemos as 
propriedades físicas e químicas dos elementos e por que as propriedades mudam de maneira razoavelmente 
previsível ao longo das famílias e períodos. 
 
2.1. Raio atômico: é definido como a distância que vai do núcleo atômico até a camada de valência do referido 
átomo. O tamanho de um átomo depende basicamente de dois fatores: 
(1) nos grupos, ou famílias, o raio aumenta devido o maior número de níveis eletrônicos, assim átomos grandes 
possuem mais camadas em sua eletrosfera, portanto na tabela periódica o raio atômico cresce de cima para baixo; 
(2) nos períodos, o raio atômico diminui à medida que aumenta a carga nuclear. O átomo cresce da direita para a 
esquerda, pois os átomos a esquerda da tabela possuem menos prótons, exercendo assim menor atração sobre os 
elétrons de valência, mantendo-os mais soltos e aumentando o raio atômico. 
OBS.: Quanto maior o número atômico maior será a força de atração, fato este que reduzirá o tamanho do átomo. 
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21 
 
 
2.2 Raio Iônico 
Esses fatores também nos ajudam a entender o raio iônico. Quando um metal perde elétrons, geralmente, a camada 
externa é ionizada, isto é, é removida. Com uma camada a menos o tamanho desse íon será menor em relação ao 
átomo neutro. Caso o metal permaneça com o mesmo número de camadas eletrônicas do átomo neutro, o número 
de elétrons será menor – o que fará reduzir o raio. 
Já em relação aos ânions, a carga nuclear diminui e a nuvem eletrônica se expande fazendo com que este íon tenha 
sempre o raio maior em relação ao átomo neutro. 
 
Ex.: O Sódio, ao perder 1 elétron, se torna cátion Sódio. O raio atômico do cátion sódio é menor do que o radio 
atômico do Sódio neutro. Pois, ao perder um elétron, ele perde sua camada mais externa. 
 
 
 
Ex.2: O elemento Nitrogênio, ao ganhar três elétrons, se torno o ânion Nitrogênio. Como o número de elétrons no 
seu ânion é maior que número de prótons que está no seu núcleo, o raio atômico do ânion se torna maior que o 
raio atômico do átomo neutro de Nitrogênio. 
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22 
 
 
Raio do Cátion > Raio do átomo > Raio do Ânion 
 
OBS.2: nas espécies isoeletrônicas, terá menor raio aquela cujo o número atômico for maior, pois isso aumenta a 
atração entre prótons e elétrons, diminuindo o raio da espécie iônica. 
 
2.3. Energia de ionização 
O fornecimento de uma pequena quantidade de energia a um átomo pode levar a promoção de um elétron a um 
nível energético mais elevado, contudo, se a quantidade de energia fornecida for suficientemente alta, o elétron 
pode ser removido completamente. Essa quantidade de energia, necessária para remover o elétron mais 
fracamente ligado de um átomo gasoso isolado, é designada energia de ionização. Os fatores que influenciam nas 
energias de ionização são: 
(1) o tamanho do átomo; 
(2) a carga nuclear e 
(3) o tipo de elétron envolvido – s, p, d e f. 
 
 
A primeira energia de ionização (EI1) é aquela requerida para remover o primeiro elétron de um átomo isolado em 
seu estado gasoso. 
A energia necessária para remover o segundo elétron é chamada de segunda energia de ionização (EI2) e assim por 
diante, para cada remoção eletrônica adicional. 
 
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A primeira energia de ionização é sempre é menor que a segunda. Esta, por sua vez, é sempre menor que a terceira e 
assim por diante. Isso ocorre porque, com a perda de elétrons, o íon fica cada vez mais positivo e, portanto, passa a 
atrair os elétrons com mais força. 
 
2.3. Afinidade Eletrônica: é a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo gasoso. Geralmente 
apenas um elétron é acrescentado, formando um íon mono negativo. A magnitude da afinidade eletrônica depende 
de dois fatores: 
(1) o tamanho do átomo - quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica 
(2) número de elétrons na camada de valência. 
 
 
2.4. Eletronegatividade: é a tendência do átomo em atrair elétrons, sendo os ametais os elementos mais 
eletronegativos da tabela periódica. Nas famílias e nos períodos, a eletronegatividade aumenta conforme diminui o 
raio atômico, pois, quanto menor o raio, maior a atração do núcleo pela eletrosfera, sendo mais fácil de atrair 
elétrons. Os gases nobres não são incluídos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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RESUMO 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Funções Químicas Inorgânicas 
 
 
Ácidos 
 
Definição: 
De acordo com Arrhenius, primeiro teórico a falar sobre as substâncias inorgânicas, ácido é toda substância que, em 
solução aquosa, ioniza formando íons H+. 
 
 
Propriedades dos Ácidos 
• Possuem sabor azedo; 
• Conduzem corrente elétrica quando misturados em água (solução aquosa); 
• Sua faixa de pH é entre 0 e 7.• Quando em solução aquosa, sofrem ionização. 
• São compostos moleculares, ou seja, fazem ligações covalentes. 
 
Classificação dos Ácidos 
➢ Quanto a Presença de Oxigênio: 
Hidrácidos: sem a presença de oxigênio. 
HCl ; HBr ; HI; HCN; etc. 
Oxiácidos: com presença de oxigênio. 
H2SO4 ; H3PO4 ; HNO2; HClO4 ; 
 
➢ Quanto a Presença de Hidrogênios Ionizáveis: 
Monoácidos: ioniza apenas um hidrogênio. 
HCl ; HI; HBr ; HClO ; etc. 
 
H3PO2 (exceção) 
Diácidos: ioniza 2 hidrogênios. 
H2SO4 ; H2S ; etc. 
H3PO3 (exceção) 
 
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➢ Quanto a Presença de Hidrogênios Ionizáveis: 
Diácidos: ioniza 2 hidrogênios. 
H2SO4 
Triácidos: ioniza 3 hidrogênios. 
H3PO4 ; H3BO3 ; H3BO2 etc. 
 
Tetrácidos: ioniza 4 hidrogênios. 
H4P5O7 
 
➢ Quanto a força dos Hidrácidos: 
Hidrácidos Fortes: HCl ; HBr ; HI; 
Hidrácidos Moderados: HF; 
Hidrácidos Fracos: Todos os demais: H2S ; HCN; etc. 
 
➢ Quanto a força dos Oxiácidos: 
Para determinar a força dos oxiácidos, é necessário fazer uma subtração entre o número de oxigênios da molécula 
com o número de hidrogênios. 
 
• Se o valor der 3 o ácido é muito forte. 
• Se o valor der 2 o ácido é forte. 
• Se o valor der 1 o ácido é moderado. 
• Se o valor der 0 o ácido é fraco. 
 
Exemplo: 
HCLO4: 4 – 1 = 3 (Ácido muito forte) 
H2SO4: 4 – 2 = 2 (Ácido Forte) 
H3PO4: 4 – 3 = 1 (Ácido Moderado) 
H3BO3: 3 – 3 = 0 (Ácido Fraco) 
 
Exceção: 
H2CO3: 3 – 2 = 1 
 
De acordo com a regra, este ácido deveria ser moderado. Porém ele é uma exceção a regra e é considerado fraco. 
 
Nomenclatura dos Hidrácidos: 
 
Ácido + nome do elemento + terminação: ídrico 
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HCl: Ácido Clorídrico 
HBr: Ácido Bromídrico 
HI: Ácido Iodídrico 
HF: Ácido Fluorídrico 
H2S: Ácido Sulfídrico 
HCN: Ácido Cianídrico 
 
➢ Nomenclatura de Oxiácidos: 
Para determinar a nomenclatura de oxiácidos, é necessário primeiro que você saiba tirar o nox do elemento central 
do composto. Para seguir a regra da tabela abaixo: 
Nox do 
Elemento 
Central 
Prefixo Nome do 
Elemento 
Central 
Sufixo 
+1 ou +2 Hipo 
 
OSO 
+3 ou +4 ------ 
 
OSO 
+5 ou +6 ------ 
 
ICO 
+7 Hiper ou 
Per 
 
ICO 
 
Passo 1: o nox do Hidrogênio, em ácidos, sempre será +1. E o nox do oxigênio será -2. 
 
 
Passo 2: multiplicar o nox pelo número de átomos correspondentes. 
 
 
Passo 3: some os nox e iguale a zero. 
 
 2 . (+1) + X + 4 . (-8) = 0 
 x = +6 
Nox do S = +6 
 
H2SO4: Ácido Sulfúrico 
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Exercício 
1 - Determine o nox dos elementos centrais dos ácidos abaixo e dê a sua nomenclatura: 
HClO: 
HClO2: 
HClO4: 
HNO2: 
HNO3: 
 
2. (G1 - col. naval 2020) A chuva ácida é causada por reações químicas que acontecem entre os gases poluentes, 
sobretudo 2SO e 3SO , liberados na atmosfera, e o vapor d’água. Como consequência, há a formação de ácidos, 
conforme as seguintes reações: 
 
I. 2 2 2 3SO H O H SO+ → 
II. 3 2 2 4SO H O H SO+ → 
 
Os nomes dos ácidos formados nas reações I e II, respectivamente, são: 
a) ácido sulfuroso e ácido sulfúrico, 
b) ácido sulfúrico e ácido sulfuroso. 
c) ácido sulfúrico e ácido sulfídrico. 
d) ácido sulfídrico e ácido sulfúrico. 
e) ácido sulfuroso e ácido sulfídrico. 
 
3. (MACKENZIE) O ácido que é classificado como oxiácido, diácido e é formado por átomos de três elementos 
químicos diferentes é: 
a) H2S 
b) H4P2O7 
c) HCN 
d) H2SO3 
e) HNO3 
 
GABARITO 
1 - 
HClO 
Nox = +2 
Nomenclatura = ácido hipocloroso 
HCLO2 
Nox = +3 
Nomenclatura = ácido cloroso 
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HClO4 
Nox = +7 
Nomenclatura = ácido perclórico. 
HNO2 
Nox = +3 
Nomenclatura = ácido nitroso 
HNO3 
Nox = +5 
Nomenclatura = ácido nítrico 
 
2 – A 
3 - D 
 
BASES OU HIDRÓXIDOS 
 
De acordo com a Teoria de Arrhenius, base é toda substância que, em solução aquosa, dissocia formando íons OH- 
(hidróxido). 
 
 
Classificação das Bases Inorgânicas 
As bases podem ser classificadas quanto ao número de hidróxidos, solubilidade ou sua força. 
 
➢ Quanto ao número de íon hidróxido 
Monobase: bases com 1 OH. 
Ex.: NaOH 
Dibase: bases com 2 OH. 
Ex.: Ca(OH)2 
Tribase: bases com 3 OH. 
Ex.: Al(OH)3 
Tetrabase: bases com 4 OH. 
Ex.: Pb(OH)4 
 
 
 
 
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30 
➢ Solubilidade 
As bases compostas por metais alcalinos são solúveis, as de metais alcalino-terrosos são poucos solúveis e as de 
outros metais são praticamente insolúveis. Exemplos: 
- base solúvel: LiOH - hidróxido de lítio. 
- base pouco solúvel: Ca (OH)2 hidróxido de cálcio. 
- base insolúvel: Fe (OH)3 hidróxido de ferro. 
 
➢ Quanto à força (grau de dissociação) 
Fortes = são os hidróxidos de metais alcalinos (1 A) e metais alcalinos terrosos (2 A). Possuem grau de 
dissociação (α = 100%). 
Ex.: LiOH ; NaOH; Ca(OH)2; etc. 
 
Exceção = Mg(OH)2 é uma base de metais alcalinos terrosos porém é classificada como fraca. 
 
Fracas = todas as demais bases. 
 
Nomenclatura das Bases 
 
Para as bases com nox fixo (Bases de cátions Família 1 A; 2 A; Al; NH4+; Zn) 
Hidróxido + de + __________________________ 
 
Ex.: NaOH = hidróxido de sódio. 
Mg(OH)2 = hidróxido de magnésio 
NH4+ = hidróxido de amônio 
 
Se o metal ligado ao hidróxido tiver nox variável, é necessário colocar na nomenclatura o número do nox em 
algarismo romano ao lado do nome do elemento. 
 
OBS.: uma outra forma de dar a nomenclatura é utilizando a regra: 
Maior nox terminação ICO; menor nox terminação OSO 
 
Ex.: 
Pb(OH)2 = Hidróxido de chumbo (II) ou hidróxido plumboso. 
Pb(OH)4 = hidróxido de chumbo (IV) ou hidróxido plúmbico. 
 
 
 
 
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31 
Escala para medir o caráter ácido e básico: pH. 
 
 
 
Embora existam aparelhos que meçam o pH com precisão – chamados peagâmetros – é muito comum o uso de 
indicadores ácido-base que, adicionados em pequenas quantidades à solução analisada, assumem cores 
distintas em diferentes faixas de pH. Os indicadores mais utilizados são: fenolftaleína, azul de bromotimol, papel 
de tornassol, papel indicador universal, etc. 
Alguns exemplos do ponto de viragem de alguns indicadores: 
 
Existem alguns indicadores ácido-base naturais também, como o suco do repolho roxo. 
 
EXERCÍCIO 
(Ufrgs 2019) Na coluna da direita abaixo, estão listados compostos inorgânicos; na da esquerda, sua classificação. 
 
Associe adequadamente a coluna da esquerda à da direita. 
( ) Oxiácido forte 1. Óxido de zinco 
( ) Hidrácido fraco 2. Hidróxido de alumínio 
( ) Base forte 3. Ácido cianídrico 
( ) Base fraca 4. Hidróxido de potássio 
 5. Ácido sulfúrico 
A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima para baixo, é 
a) 1 – 2 – 3 – 4. 
b) 1 – 3 – 5 – 2. 
c) 3 – 4 – 2 – 5. 
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d) 5 – 2 – 4 – 1. 
e) 5 – 3 – 4 – 2. 
Resposta correta: E 
Comentário: 
(5 – Ácido sulfúrico) Oxiácido forte ( )2 4H SO ; 4 2 2 .− = 
(3 – Ácido cianídrico) Hidrácido fraco (HCN; não possui oxigênio). 
(4 – Hidróxido de potássio) Base forte (KOH; base do grupo 1). 
(2 – Hidróxido de alumínio) Base fraca 3(A (OH) ). 
 
SAIS 
Sais são substâncias, geralmente iônicas, que em solução aquosa sofrem dissociação, liberando pelo menos um 
cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH- . 
O sal é formado pela união do ânion proveniente do ácido com o cátion da base: 
 
 
Veja esse exemplo: 
 
 
SAIS: CLASSIFICAÇÃO 
● A presença de oxigênio 
- Sal oxigenado: Possuem oxigênio em sua estrutura 
Exemplo: CaSO4 , AgNO3 e FeSO4 
- Sal não oxigenado:NÃO possuem oxigênio em sua estrutura 
Exemplo: KCl, NaCl e Fe2SO3 
 
● Ao tipo de neutralização 
- Normais: Produtos da neutralização TOTAL de um ácido com uma base. 
↳ Quantidade de hidrogênios ionizáveis é igual a quantidade de hidroxilas. 
Exemplo: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
Nomenclatura: 
Nome do ânion + de + nome do cátion 
NaCl = cloreto de sódio. 
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Na2SO4 = sulfato de sódio 
CaCO3 = carbonato de cálcio 
Na2CO3 = Carbonato de sódio 
K3PO4 = Fosfato de potássio 
 
- Hidrogenossais: Produtos da neutralização PARCIAL de um ácido e TOTAL da base 
↳ Quantidade de hidrogênios ionizáveis é maior que a quantidade de hidroxilas. 
Exemplo: 
H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O 
 
Nomenclatura: colocar a palavra hidrogeno antes do nome do sal. 
NaHCO3 = hidrogenocarbonato de sódio (pode-se também chamar: bicarbonato de sódio). 
 
- Hidroxissais: Produtos da neutralização PARCIAL de uma base e TOTAL de um ácido. 
↳ Quantidade hidrogênios ionizáveis é menor que a quantidade de hidroxilas. 
Exemplo: 
HCl + Ca(OH)2 → CaOHCl + H2O 
 
Nomenclatura: 
N° que indica o n° de OH + hidroxi + nome do ânion + nome do cátion 
 
Al(OH)2NO3 = di-hidroxinitrato de alumínio. 
 
- Sais Duplos ou mistos: Apresenta em sua composição mais de um cátion ou mais de um ânion. 
↳ Obtidos pela neutralização de dois ácidos com uma base ou vice-versa. 
KOH + NaOH + H2SO4 → NaKSO4 + H2O 
Ca(OH)2 + HBr + HCl → CaBrCl + H2O 
 
A nomenclatura desses sais é da seguinte forma: 
NaKSO4: Sulfato de sódio e potássio. 
CaBrCl: cloreto brometo de cálcio. 
 
● Quanto a Hidratação Podem ser: 
- Sais Anidros: Não possuem moléculas de água em sua estrutura. 
Exemplo: CuSO4 , Na2SO4 
- Sais Hidratados: Possuem moléculas de água em suas estruturas, chamadas água cristalizada. 
Exemplo: CuSO4 . 5H2O ; Na2SO4 . 10H2O 
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↳ Eles se tornam anidros quando aquecidos. 
● Quanto a Solubilidade em Água Podem ser: 
- Solúveis: grande quantidade de íons na solução. 
- Insolúveis: pequena quantidade de íons na solução 
 
● Quanto ao pH da solução aquosa 
Os sais podem ser: de caráter ácido, básico ou neutro. 
- Sais derivados de ácido forte e base forte (caráter neutro): possuem soluções com pH igual a 7 
Ex: NaCl e CaSO4 
- Sais derivados de ácido fraco e base forte (caráter básico): possuem soluções com pH maior que 7 
Ex: NaClO e Ca(HCO3) 
- Sais derivados de ácido forte e base fraca (caráter ácido): possuem soluções com pH menor que 7 
Ex: NaH4Cl e Al(NO3)3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXERCÍCIO 
(FAMERP SP) Sulfato de amônio e nitrato de potássio são compostos __________________, classificados como 
___________, amplamente empregados na composição de _________. 
As lacunas do texto devem ser preenchidas por: 
a) iônicos – óxidos – fertilizantes. 
b) iônicos – sais – fertilizantes. 
c) iônicos – sais – xampus. 
d) moleculares – óxidos – fertilizantes. 
e) moleculares – sais – xampus. 
 
Comentário da questão: 
Sais são compostos iônicos pois é um metal ligado a ametais. 
Resposta correta: B 
 
ÓXIDOS 
Temos assim compostos binários em que o oxigênio é o mais eletronegativo. 
 
➢ Nos óxidos: número de oxidação do oxigênio é -2 
Geralmente todos os elementos formam óxidos, com exceção dos compostos binários oxigenados de flúor: 
OF2 e O2F2: Fluoretos 
 
Óxidos Metálicos 
São predominantemente iônicos. Sendo formados por um metal + íon óxido O2- . 
Nomenclatura: 
Óxido de nome do elemento 
Na2O: Óxido de sódio 
ZnO: Óxido de Zinco 
 
Nox Variável: acrescenta-se o valor do nox do metal em algarismos romanos. 
Caso apresente dois Nox, basta acrescentar o sufixo “oso” ao íon de menor carga e “ico” ao íon de menos carga. 
Veja: 
FeO: Óxido de ferro II ou ferroso. 
F2O3: Óxido de Ferro III ou férrico. 
 
Óxidos Ametálicos 
São predominantemente covalente. 
Sendo formados por em ametal ou semimetal + íon óxido O2- . 
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36 
Ametais: podem formar mais de um óxido. 
↳ Para indicar a quantidade de átomos usa-se na nomenclatura os prefixos: mono, di, tri, tetra, penta, etc. 
CO: monóxido de carbono 
CO2: dióxido de carbono 
N2O3: trióxido de dinitrogênio 
 
Os óxidos quando em meio aquoso, podem ser classificados em: 
● Óxidos Básicos ⇒ Apresentam caráter predominantemente iônico. 
São formados principalmente por: metais alcalinos, alcalino-terrosos ou metais de transição com nox baixo. 
↳ O metal terá geralmente “carga” +1 e +2. 
Quando dissolvidos em água se comportam como bases de Arrhenius. 
- Reagem com a água: forma uma base e libera o ânion OH- . 
Óxido básico(s) + H2O(l) → Base de Arrhenius(aq) 
Exemplo: K2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq) 
- Reagem com soluções ácidas: formam sais e água. 
Óxido básico(s) + Ácido(aq) → Sal(aq) + H2O(l) 
Exemplo: K2O(s) + H2SO4(aq) → H2SO4(aq) + H2O(l) 
 
Nomenclatura: óxido + de + ____________ (nome do metal) 
CaO = óxido de cálcio 
K2O = óxido de potássio 
 
Podemos também indicar o número de oxigênios e metais com prefixo: di, tri, tetra, etc. 
PbO2 = dióxido de chumbo 
 
● Óxidos Ácidos ou Anidridos ⇒ Apresentam caráter predominantemente covalente. São formados principalmente 
por: ametais. 
 
Quando dissolvidos em água se comportam como ácidos de Arrhenius. 
- Reagem com a água: forma um ácido e libera o cátion H+ . 
Óxido ácido + H2O(l) → Ácido de Arrhenius(aq) 
Exemplo: 
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) 
- Alguns anidridos formam mais de um ácido quando reagem com a água, são os: anidridos duplos ou mistos. 
Os principais são: 
2NO2(g) + H2O(l) → HNO2(aq) + HNO3(aq) 
2ClO2(aq) + H2O(l) → HClO2(aq) + HClO3(aq) 
Cl2O6(s) + H2O(l) → HClO3(aq) + HClO4(aq) 
 
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- Reagem com soluções básicas: formam sais e água. 
Óxido ácido + Base(aq) → Sal(aq) + H2O(l) 
Exemplo: CO2(s) + 2NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l) 
 
Nomenclatura: prefixo que indica o n° de oxigênios + óxido de ______________(prefixo que indica o n° do elemento 
+ nome do elemento). 
 
CO = monóxido de carbono. 
CO2 = dióxido de carbono. 
N2O5 = Pentóxido de Dinitrogênio 
● Óxidos Anfóteros ⇒ São formados principalmente por: metais ou semimetais. 
 
- Em solução aquosa ácida: se comportam como óxidos básicos. 
Óxido anfótero + Ácido(aq) → Sal(aq) + H2O(l) 
Exemplo: Al2O3(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) +3H2O(l) 
 
- Em solução aquosa básica: se comportam como óxidos ácidos. 
Óxido anfótero + Base(aq) → Sal(aq) + H2O(l) 
Exemplo: Al2O3(s) + 2NaOH(aq) → 2NaAlO2(aq) +H2O(l) 
 
● Óxidos Neutros ⇒ São óxidos moleculares que não apresentam caráter ácido nem básico. 
- Não reagem com: ácidos, bases ou água. 
NO:monóxido de nitrogênio 
N2O: monóxido de dinitrogênio 
CO: monóxido de carbono 
 
● Óxidos duplos, mistos ou salinos ⇒ São óxidos metálicos que resultam da combinação de dois óxidos de um 
mesmo elemento. 
Fe3O4 → FeO + Fe2O3 (Magnetita) 
Pb3O4 → 2PbO + PbO2 (Zarcão) 
 
 
HIDRETOS 
 
Os hidretos são compostos inorgânicos binários (possuem dois elementos químicos) que apresentam na sua 
constituição o elemento hidrogênio acompanhado de outro elemento químico qualquer. O detalhe mais importante 
é que o hidrogênio quase sempre possui um nox igual a -1, o que o torna, em alguns hidretos, o elemento mais 
eletronegativo. A água (H2O) e a amônia (NH3) são exemplos que fogem a essa ocorrência. 
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Para nomear um hidreto, a regra de nomenclatura é bem simples: 
Hidreto + de + nome do elemento que acompanha o hidrogênio 
 
Veja alguns exemplos de nomenclatura de hidretos: 
• NaH = Hidreto de sódio 
• KH = Hidreto de potássio 
• CaH2 = Hidreto de cálcio 
• AlH3= Hidreto de alumínio 
• SiH4 = Hidreto de silício 
É muito comum encontrarmos hidretos de três classificações diferentes: iônicos, moleculares e metálicos. Veja as 
características de cada um desses tipos: 
 
a) Hidreto iônico: 
Apresenta um elemento metálico acompanhando o hidrogênio. Os elementos metálicos mais comuns são os metais 
alcalinos, alcalinoterrosos (com exceção do berílio e do magnésio), Gálio, Índio, Tálio e os lantanídeos. 
Exemplos de hidretos iônicos: 
• NaH = Hidreto de sódio 
• KH = Hidreto de potássio 
• CaH2 = Hidreto de cálcio 
 
Os hidretos iônicos apresentam as seguintes características: 
• Sólidos; 
• Alto ponto de fusão; 
• Conduzem corrente elétrica (quando no estado líquido); 
• A maioria sofre decomposição antes de atingir seu ponto de fusão; 
• São muito reativos com água (Nessa reação sempre formam uma base inorgânica acompanhada de gás 
hidrogênio). Veja um exemplo dessa reação: 
 
Na + H2O → NaOH + ½ H2 
 
b) Hidreto molecular (ou covalente) 
São hidretos formados pela combinação do hidrogênio com elementos dos grupos 13 a 17 (famílias: do boro, 
do nitrogênio, calcogênios e halogênios). Elementos com baixa eletropositividade, como o berílio e o alumínio, 
mesmo sendo metais, formam hidretos moleculares. 
Exemplos de hidretos moleculares: 
• AlH3 = Hidreto de alumínio 
• SiH4 = Hidreto de silício 
• H2O = Hidreto de oxigênio 
 
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QUÍMICA 
 
39 
 
Suas características principais são: 
• Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos; 
• Não conduzem corrente elétrica; 
• Apresentam ponto de fusão e ebulição baixos; 
• São voláteis em temperatura ambiente; 
• Possuem ligações químicas fracas. 
 
c) Hidreto metálico ou intersticial 
Hidretos que possuem um metal de transição (elemento que apresenta o subnível d como mais energético/ 
famílias B) acompanhando o hidrogênio. São chamados de intersticiais porque muitas vezes o átomo de 
hidrogênio ocupa interstícios da estrutura sólida do metal, como na representação a seguir: 
 
 
 
 
Entre as principais utilizações dos hidretos, que são sólidos e bons condutores de eletricidade, temos: 
• Armazenamento e transporte de hidrogênio no estado sólido; 
• Os hidretos de alumínio e o de lítio são agentes redutores em sínteses orgânicas (adição de hidrogênios em 
compostos orgânicos); 
• Hidretos de platina são utilizados em reações orgânicas de halogenação (adição de átomos de cloro, flúor, 
bromo ou iodo) em olefinas (alcenos, hidrocarbonetos com uma dupla ligação). 
• Fabricação de baterias recarregáveis; 
• Fabricação de refrigeradores; 
• Fabricação de sensores de temperatura. 
Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/hidretos.htm 
 
TEORIAS MODERNAS DE ÁCIDO-BASE Bronsted e Lowry 
A teoria de Arrhenius define como ácido toda substância capaz de liberar íons H+ em solução aquosa e como 
base toda substância que libera íonsOH- em solução aquosa: 
 
O físico-químico dinamarquês Brønsted (1879-1947) e o físico-químico inglês Lowry (1874-1936) se basearam na 
doação e no recebimento de prótons (H+) para classificaras substâncias em ácidos e bases. Segundo Brønsted e 
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40 
Lowry, ácido é a substância que doa prótons e base é a substância que recebe prótons. Vamos analisar um 
exemplo: 
 
O ácido nítrico é a espécie doadora de próton, e quem o recebe é o NH3, que se transforma em NH4+, sendo, 
portanto, considerado uma base. Para a reação direta, temos que o HNO3 é o ácido de Brønsted-Lowry; e o NH3, a 
base de Brønsted-Lowry. Perceba, na equação anterior, que se trata de um equilíbrio químico; portanto, a reação 
inversa também ocorre. Nesse caso, o NH4+ doa próton e se transforma em NH3, enquanto NO3- recebe o próton e 
se torna HNO3. Para a reação inversa, o NH4+ atua como ácido de Brønsted-Lowry, e o NO3- atua como base de 
Brønsted-Lowry. Em reações reversíveis, sempre será possível identificar dois pares ácido-base, denominados 
pares conjugados. O NO3- é a base conjugada do ácido HNO3, e o NH4+ é o ácido conjugado da base NH3. 
 
Teoria ácido-base de Lewis 
Gilbert Newton Lewis (1875-1946), físico-químico americano, também formulou uma teoria sobre o comportamento 
de ácidos e bases. De acordo com sua definição, ácido é toda substância que recebe um par de elétrons. Já 
base é toda substância que doa um par de elétrons, formando ligações químicas. Esses pares de elétrons 
correspondem aos pares de elétrons representados nas estruturas de Lewis. Tanto a teoria ácido-base de 
Arrhenius quanto a de Brønsted e Lowry relacionam substâncias ácidas pela presença de hidrogênio. A teoria de 
Lewis, no entanto, possibilita classificar substâncias como ácidos em reações que não envolvam a liberação de 
hidrogênio. 
Observe o exemplo a seguir. 
 
01- (FGV) A água participa em reações com diversas espécies químicas, o que faz com que ela seja empregada como 
solvente e reagente: além disso, ela toma parte em muitos processos, formando espécies intermediárias e mais 
reativas. 
 
De acordo com a teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry, a classificação correta da água nas equações I, II e III é, 
respectivamente: 
a) base, base e ácido. 
b) base, ácido e ácido. 
c) base, ácido e base. 
d) ácido, base e ácido. 
e) ácido, base e base. 
 
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QUÍMICA 
 
41 
 
02- (UDESC) Em relação à equação mostrada abaixo, assinale a alternativa que contém a classificação da função 
inorgânica de cada espécie e de seus pares conjugados. 
 
a) 1 é base, 2 é ácido e 3 e 4 são sais. 
b) 1 e 3 são ácidos, 2 e 4 são bases. 
c) 1 e 4 são ácidos, 2 e 3 são bases. 
d) 1 é ácido, 2 é base e 3 e 4 são sais. 
e) 1 e 3 são bases, 2 e 4 são ácidos. 
3 – (UFPR) Considere as seguintes reações: 
 
Essas reações são consideradas ácidos-base: 
a) somente por Arrhenius. 
b) somente por Lewis. 
c) por Arrhenius e Bronsted-Lowry. 
d) por Arrhenius e Lewis. 
e) por Bronsted-Lowry e Lewis. 
 
4 - (FMPA) De acordo com o critério de Lewis de acidez e basicidade, as espécies abaixo podem ser classificadas 
como: 
1. AICI3 
II. H2O 
III. NH3 
IV. CH4 
e: 
a) I- ácido: II - ácido; III – base: IV - ácido 
b) I – ácido; II – base; III – base; IV - nem ácido, nem base 
c) I- ácido; II – base; III- base; IV - ácido 
d) I-base; II - ácido; III – base; IV - nem ácido, nem base 
e) I - nem ácido, nem base; II- base; III – ácido 
 
 
 
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5 – (UEM) Considerando as reações: 
 
É correto afirmar que: 
a) o NH3(g) é uma base segundo Arrhenius. 
b) o Ag+ é ácido segundo Lewis. 
c) o CN- é um ácido segundo Brönsted-Lowry. 
d) o BF3 é uma base segundo Lewis. 
e) o HCl é uma base segundo Brönsted-Lowry. 
 
GABARITO 
1 – B 2 – E 3 – E 4 – B 5 – B 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS 
 
 
Reações Químicas 
As reações podem ser representadas por: 
Reagentes → Produtos 
O reagentes são as substâncias que são consumidas na reação. 
Os produtos são as substâncias que são produzidas na reação. 
Exemplo: 
 
Na reação acima os reagentes são as moléculas do H2 e O2 e o produto da reação é H2O. 
Os número que aparecem antes das substâncias são chamados: COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS. Esses valores 
são determinados por: BALANCEAMENTO DAS REAÇÕES. 
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES 
Para que uma reação esteja correta, é necessário ajustar seus coeficientes estequiométicos a fim de que a reação 
aconteça corretamente. Caso as substâncias não estejam nas suas proporções corretas, não é possível realizar os 
cálculos químicos da forma correta. 
A regra principal é: o número de átomos dos REAGENTES deve ser igual o número de átomos nos PRODUTOS. 
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Quando isto não ocorrer, devemos fazer o balanceamento começando pelos: METAIS, AMETAIS, CARBONO, 
HIDROGÊNIOE OXIGÊNIO. 
Observe o exemplo a seguir: 
 
N2(g) + H2(g) → NH3(g) 
 
A reação acima possui: 2 átomos de N nos reagentes e apenas 1 átomo de N nos produtos; possui 2 átomos de H nos 
reagentes e 3 átomos de H nos produtos. Ou seja, a reação não está balanceada. 
1° passo: Para realizar o balanceamento desta reação, primeiro, nós colocamos o número 2 na frente do N da 
molécula que está no produtos: 
N2(g) + H2(g) → 2NH3(g) 
2° passo: O N então está balanceado, o H por sua vez, agora possui 6 átomos de H (multiplica-se o 2 que está na 
frente da substância pelo 3 do oxigênio). Para balanceá-lo, é necessário então colocar um número na frente da 
substância H2, que está nos reagentes, que ao multiplicar com o 2 da molécula, totalize 6 átomos. Nesse caso então 
coloca-se o 3 na frente do H2: 
 
N2(g) + 3 H2(g) → 2NH3(g) 
Pronto, agora temos 2 átomos de N nos reagentes e produtos e 6 átomos de H nos reagentes e produtos. A reação 
está balanceada. 
 
 
1. CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES INORGÂNICAS. 
1.1. Síntese ou adição: 
Síntese total = substâncias simples como reagentes. 
Síntese parcial= substancia compostas como reagentes. 
 
 
1.2. Análise ou decomposição: 
 
As reações de análise podem receber nomes particulares de acordo com o agente que promove a decomposição 
em: 
a) Fotólise: é a decomposição pela ação da luz 
 
b) Pirólise: é a decomposição pela ação do calor. 
 
c) Eletrólise: é a reação de análise produzida pela passagem de corrente elétrica. 
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1.3. Simples troca, Simples substituição ou Deslocamento: 
 
 
1.4. Dupla troca ou Dupla substituição. Acontecem com a troca de ânion e cátions entre os compostos regentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
1. (G1 - ifce) Observe a reação química abaixo e examine as afirmativas a seguir. 
 
I. Os coeficientes da reação balanceada são 2,1,1, 2. 
II. É uma reação de dupla-troca. 
III. É uma reação de neutralização ácido-base. 
IV. Nos produtos da reação, além de água, temos um ácido formado. 
 
São verdadeiras 
a) I e IV somente. 
b) II e III somente. 
c) I, II e III somente. 
d) II e IV somente. 
e) I, II, III e IV. 
 
2. (Upf) Analise as representações das equações das reações a seguir. 
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Essas reações são classificadas, nessa ordem, como 
a) oxirredução, neutralização, oxirredução e oxirredução. 
b) decomposição, oxirredução, neutralização e síntese. 
c) decomposição, neutralização, síntese e oxirredução. 
d) síntese, decomposição, neutralização e oxirredução. 
e) oxirredução, neutralização, decomposição e síntese. 
 
3. (G1 - col. naval) A azia é um desconforto gástrico que pode ser combatido pela ingestão de uma pequena 
quantidade de leite de magnésia, que nada mais é que uma solução aquosa de hidróxido de magnésio. Essa base 
neutraliza o excesso de ácido clorídrico estomacal que causa desconforto. Assinale a opção que apresenta a equação 
dessa reação química balanceada e sua classificação. 
 
 
 
4. (G1 - col. naval) Considere as reações de neutralização representadas abaixo: 
 
Os coeficientes que correspondem às letras x, y e z são, respectivamente: 
a) 2, 2 e 2. 
b) 2, 3 e 2. 
c) 2, 3 e 3. 
d) 3, 2 e 3. 
e) 3, 3 e 3. 
 
5. (Fatec) Uma das substâncias que pode neutralizar o ácido fosfórico é o hidróxido de magnésio, 2Mg(OH) . 
A equação química balanceada que representa a reação de neutralização total que ocorre entre essas substâncias é 
 
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6. (G1 - ifba) O mineral esfalerita, composto de sulfeto de zinco (ZnS), é usado em telas de raios X e tubos de raios 
catódicos, pois emite luz por excitação causada por feixe de elétrons. Uma das etapas da obtenção do metal pode 
ser representada pela seguinte equação química não balanceada: 
 
Nessa equação, se o coeficiente estequiométrico da esfalerita for 2, os coeficientes estequiométricos, em números 
mínimos e inteiros, do oxigênio, do óxido de zinco e do dióxido de enxofre serão, respectivamente: 
a) 2, 2 e 2. 
b) 2, 2 e 3. 
c) 2, 3 e 3 
d) 3, 2 e 2 
e) 3, 3 e 3 
GABARITO: 
1: [C] 
2: [E] 
3: [E] 
4: [C] 
5: [B] 
6: [D] 
 
GRANDEZAS QUÍMICAS 
 
 
Agora que já entendemos como são equacionadas as reações químicas e como elas podem ser classificadas, vamos 
iniciar o assunto de: ESTEQUIOMETRIA. Começando pelos cálculos químicos fundamentais. 
 
Massa Atômica = é a massa de 1 (um) átomo medida em unidade de massa atômica representada pela letra “u”. 
Cada elemento químico possui uma determinada massa, este valor deve ser fornecido pela questão sempre que 
necessário utilizá-la. 
Esse valor de massa também pode ser encontrado na tabela periódica, são os número em decimais. Ao se realizar os 
cálculos químicos, aproxima-se o valor pelo mais próximo número inteiro. Veja o exemplo: 
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47 
 
 
Massa Molecular: a massa molecular é a soma das massas atômicas em uma substância química. Esta também não 
possui unidade definida. 
Exemplo: 
Determine a massa molecular das substâncias abaixo sabendo as massas atômicas dos átomos: 
DADOS: M.A do H = 1u; O = 16u; C = 12u. 
H2O: 
Massa do H x 2 (pois temos 2 hidrogênios) + massa do oxigênio x 1 (pois só temos 1 oxigênio) 
1 x 2 + 16 x 1 = 2 + 16 = 18u. 
A massa molecular da H2O é igual a 18u. 
CO2: 
Massa do C x 1 (pois temos 1 carbono) + massa do oxigênio x 2 (pois temos 2 oxigênios) 
12 x 1 + 16 x 2 = 12 + 32 = 44u. 
A massa molecular da CO2 é igual a 44u. 
 
Mol e Constante de Avogadro: mol é a unidade referente a quantidade de matéria existente em 6,02 x 1023 átomos 
ou moléculas em uma substância. 
6,02 x 1023 é a constante que o cientista Avogadro encontrou para 1 mol de espécies químicas. 
 
 
 
Massa Molar = é a massa de uma substância que é referente a 1 mol. Esta massa utiliza a unidade: g/mol. 
O cálculo para determinar esta massa é igual ao cálculo para determinar a massa molecular. 
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Exemplo: 
H2O: 
Massa do H x 2 (pois temos 2 hidrogênios) + massa do oxigênio x 1 (pois só temos 1 oxigênio) 
1 x 2 + 16 x 1 = 2 + 16 = 18u. 
A massa molecular da H2O é igual a 18u. 
A massa molar da H2O é igual a 18g/mol. 
CO2: 
Massa do C x 1 (pois temos 1 carbono) + massa do oxigênio x 2 (pois temos 2 oxigênios) 
12 x 1 + 16 x 2 = 12 + 32 = 44u. 
A massa molecular da CO2 é igual a 44u. 
A massa molar do CO2 é igual a 44g/mol. 
 
Volume Molar = o volume molar é a quantidade em litros de uma substância para 1 mol. Essa quantidade é um 
valor fixo para cada substância: 22,4 L. Dizemos que este valor está nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e 
Pressão). 
1 mol de CO2 possui um volume molar de 22,4L de CO2. 
1 mol de NH3 possui um volume molar de 22,4L de NH3. 
Essas unidades químicas: massa, mol, constante de Avogadro e volume molar estão todas relacionadas entre si. Por 
exemplo: 
1 mol de água = 18 g de água = 6,02 x 1023 moléculas de CO2 = 22,4L de CO2 
1 mol de gás amônia ( NH3) = 17g de NH3 = 6,02 x 1023 moléculas de NH3 = 22,4L de NH3. 
E assim por diante com as outras substâncias químicas encontradas na natureza. 
 
 
 
EXERCÍCIO 
1 – Determine a massa molar das substâncias abaixo: 
DADOS: M.A = H = 1u; S = 32u; O = 16u; Ca= 40u; 
a) H2S 
b) HCl 
c) H2SO4 
d) Ca(OH)2 
2 – Determine o número de moléculas presentes: 
a) Em 2 mols de H2O 
b) Em 3 mols de CO2 
c) Em 34g de NH3. 
d) Em 44,8 L de O2 
 
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GABARITO 
1 – 
a) 34g/mol. 
b) 36,5 g/mol. 
c) 98g/mol 
d) 74g/mol 
2 – 
a) 1,2x1024 moléculas de água. 
b) 1,8 x1024 moléculas 
c) 1,2x1024moléculas 
d) 1,2x1024 moléculas 
 
CÁLCULOS QUÍMICOS 
 
Relação massa e mol 
Conceito: 1 mol de qualquer substância está para sua massa molecular. Esta então será a massa molar com unidade: 
g/mol. 
a) Ácido Sulfúrico ao reagir com o metal Alumínio forma um sal e gás hidrogênio como na equação não balanceada 
abaixo: 
 
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 
 
Qual a massa de ácido sulfúrico necessária para reagir com 108 gramas do metal? (Dados: M.Molar em g/mol do 
Al=27; H=1 S=32 O=16) 
 
Primeiramente, devemos balancear a equação química: 
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2 
 
Somente depois, deve-se realizar o cálculo estequiométrico: 
Al ------ H2SO4 
2x 27g ----- 3 x 98g 
108g------ x 
2 . 27 . x = 108 . 3 . 98 
X= 588 g de H2SO4 
 
b) Ainda utilizando a reação do exemplo anterior, determine a massa produzida de Al2(SO4)3 quando reagir 6 mols de 
Al. 
(Dados: Massa Molar do Al2(SO4)3 = 342g/mol) 
 
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2 
Al → Al2(SO4)3 
2 mol ------ 342g 
6 mols ------ x 
2 . x = 6 . 342 
X= 1026g de Al2(SO4)3 
 
Relação massa e volume molar 
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Conceito: a massa de qualquer substância gasosa está para 22,4 L nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e 
Pressão). Caso a questão solicite você considerar outro valor, você deve seguir a orientação da questão. 
c) Ainda utilizando a reação do exemplo anterior, determine quantos litros de H2, nas CNTP, são produzidos quando 
9 mols de H2SO4 reagem com Al. 
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2 
H2SO4 → H2 
3 mols ------ 3 x 22,4 litros 
9 mols -------- x 
3 . x = 9 . 3 . 22,4L 
X= 201,6 litros. 
 
Relação massa e constante de Avogadro (6,02 x 1023) 
Ainda utilizando a reação do exemplo anterior, determine o número de moléculas de Al necessárias para reagir com 
768g de H2SO4. 
2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2 
 Al → H2SO4 
2 x 6,02 x 1023 ----- 3 x 98g 
X --------- 768g 
3 . 98 . x = 768 . 2 . 6,02 . 1023 
X= 31,34 x 1023 moléculas 
X = 3,134 x 1024 moléculas 
 
CASOS ESPECIAIS DA ESTEQUIOMETRIA 
 
• Rendimento 
Quando as proporções de uma reação não estão corretas, pode acontecer do rendimento da reação não ser 100%. 
Quando isto ocorre, é necessário considerar o rendimento proposto pela reação química ou então encontrar o 
rendimento da reação. Vamos ver os exemplos a seguir: 
 
Ex.1: O elemento boro pode ser preparado pela redução do B2O3, segundo a equação abaixo: 
 
B2O3 + 3Mg → 2B + 3MgO 
 
Partindo-se de 262,5 g do óxido de boro em excesso de magnésio, obteve-se 33 g de B, o que significa que o 
rendimento percentual (%) da reação foi mais próximo de 
 
Dados: B2O3 = 70 g/mol; B = 10,8 g/mol. 
 
70 g B2O3 --------------> 2 . 10,8 g B 
262,5 g B2O3 ------------> m 
m = 262,5 . 2 . 10,8 / 70 
m = 5670 / 70 
m= 81 g de Bromo 
Por fim calculamos o rendimento da reação: 
81 g Br -------------- 100% 
33 g Br -------------- x 
x = 33 . 100 / 81 
x= 3300 / 81 
x ≈ 40% 
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2° maneira de resolver: 
 
70 g B2O3 --------------> 2 . 10,8 g B . X (rendimento que será encontrado) 
262,5 g B2O3 ------------> 33g 
 
262,5 . 2 . 10,8 . x = 70 . 33 
5670 . x = 2310 
X = 0,40 
Para o resultado ficar em porcentagem, multiplicar por 100 o 0,40 = 40%. 
 
Ex.2: A reação abaixo mostra a reação envolvida no processo de obtenção do formaldeído (CH2O) a partir do 
metanol (CH3OH), por reação com O2 em presença de prata como catalisador. Sabendo-se que o rendimento da 
reação é de apenas 10%, calcule a massa de formaldeído obtida pela reação de 320g de metanol é: 
CH3OH+O2 → CH2O+H2O 
 
CH3OH CH2O 
32g--------------------30g 
320g ------------------xg 
32 . x = 320 . 30 
x = 300g 
 
300g -------- 100% de rendimento 
xg ----------- 10% rendimento 
X = 30g 
 
Sendo o rendimento de 10% teremos de formação de formaldeído apenas 30g. 
 
2° maneira de resolver: 
CH3OH CH2O 
32g--------------------30g . 0,10 
320g ------------------xg 
32 . x = 320 . 30 . 0,10 
32 . x = 960 
X = 30g 
 
• Pureza 
Quando os reagentes possuem impurezas é necessário considerar apenas a parte pura das substâncias para realizar 
os cálculos estequiométricos. 
 
Ex.1: (Furg-RG) A decomposição térmica do nitrato cúprico é representada pela seguinte equação: 
2 Cu(NO3)2(s) → 2 CuO(s) + 4 NO2(g) + O2(g) 
 
Calcule a massa de óxido cúprico que se obtém a partir da decomposição de 500 g de nitrato cúprico, sabendo-se 
que este apresenta 75% de pureza em Cu(NO3)2. (Dados: massas atômicas: N = 14 ; O = 16 ; Cu = 64). 
 
A massa total de Cu(NO3)2 é 500g porém dessa massa, apenas 75% é pura. Então é necessário retirar a parte pura da 
amostra: 
500 g ----- 100% da massa 
x g ----------75% 
 
logo x = 375 g é a parte pura (no cálculo estequiométrico, só podemos fazer cálculos com a parte PURA) 
 
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2 Cu(NO3)2(s) → 2 CuO(s) 
 
2.188 g ----- 2.80 g 
375 g---------x 
2 . 188 . x = 375 . 2 . 80 
376 . x = 60000 
X = 159,6g 
 
• Reagentes em excesso ou limitante 
Quando um dos reagentes está em excesso, é necessário saber identificar qual é, pois, nos cálculos 
estequiométricos, só pode ser trabalhado os reagente LIMITANTES. Devemos DESCONSIDERAR o reagente que está 
em excesso. 
 
Ex.: (UFC - CE 2010 - adaptada) O ferro metálico pode ser produzido a partir da reação do Fe2O3 com CO de acordo 
com a seguinte equação química não balanceada: 
 
 
Considere a reação completa entre 1,60 g de Fe2O3 e 3,00 g de CO e assinale a alternativa correta. 
Dados: Massa do Fe = 56; O = 16; C = 12; 
a) O reagente limitante dessa reação é o monóxido de carbono. 
b) A quantidade máxima de ferro metálico produzida será de aproximadamente 1,12 g. 
c) Após a reação se completar, restará 0,58 g de monóxido de carbono no meio reacional. 
d) A quantidade máxima de dióxido de carbono produzida será de aproximadamente 4,60 g. 
e) Se o rendimento for de 80%, serão produzidos aproximadamente 2,50g de ferro metálico. 
 
RESOLUÇÃO 
Reação Balanceada: 
Fe2O3 + 3CO → 2 Fe + 3CO2 
 
a) MM do Fe2O3 = 160g/mol MM do CO = 28g/mol 
160g Fe2O3 ---- 3 . 28 CO 
1,60g ---- x 
160 . X = 1,60 . 3 . 28 
X = 0,84g CO 
Como foi utilizado na reação 3,0g de CO e, pela proporção só precisava de 0,84g de CO, concluímos que o reagente 
em excesso é o CO. Logo, o reagente limitante é o Fe2O3. É com ele que devemos trabalhar o cálculo 
estequiométrico. 
 
b) ALTERNATIVA CORRETA 
MM do Fe = 56g/mol. 
160g ---- 2 . 56 
1,60g ---- x 
160 . X = 1,60 . 2 . 56 
X = 1,12g de Fe 
 
c) 3,00 – 0,84 = 2,16g que irá restar de monóxido de carbono. 
 
d) MM do CO2 = 44g/mol 
160g ---- 3 . 44g 
1,60g ---- x 
160 . X = 1,60 . 3 . 44 
X = 1,32g CO2 
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e) 160g ---- 2 . 56 . 0,80 (rendimento) 
1,60g ---- x 
160 . X = 1,60 . 2 . 56 . 0,80 
X = 0,90g de Fe 
 
• Reações Sucessivas 
Quando a questão apresenta mais de uma reação química e, para realizar o cálculo, primeiro você deve determinar 
a reação global. 
 
Ex.: O álcool etílico (C2H5OH), usado como combustível, pode ser obtido industrialmente pela fermentação da 
sacarose (C12H22O11), representada simplificadamente pelas equações: 
 
C12H22O11 + H2O → 2C6H12O6 
C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2 
 
Partindo-se de uma quantidade de caldo de cana que contenha 500 kg de sacarose e admitindo-se um rendimento 
de 68,4% a massa de álcool obtida em kg será: 
 
RESOLUÇÃO 
Como as substâncias que estão sendo relacionadas (sacarose e álcool) estão em reações diferentes, é necessário 
tirar uma equação global a partir das equações que foram fornecidas. Para determinarmos a equação global das 
equações sucessivas, é necessário cortar as substâncias que se repetem e estão em lados opostos da equação 
(reagentes e produtos). Nesse caso vamos cortar a substância C6H12O6, porém para serem cortadas, é necessário que 
elas estejam na mesma quantidade de número de mols. Então multiplicamos todaa 2° equação por 2: 
 
 
 
Reação Global será : C12H22O11 + H2O → 4C2H5OH + 4CO2 
 
2° passo: realizar o cálculo. A Massa Molar da sacarose é: 342g/mol e do etanol = 46g/mol 
 
C12H22O11 → 4C2H5OH 
342g ------- 4 . 46g . 0,684 
500g ------- x 
343 . x = 500 . 4 . 46 . 0,684 
X = 184g de álcool 
X = 0,184Kg de álcool. 
 
Exercícios Extras 
1 - (AOCP – 2020) Estequiometria é o cálculo da quantidade das substâncias envolvidas em uma reação química. A 
razão estequiométrica dos reagentes é naturalmente fixa, portanto, se uma quantidade em excesso de qualquer um 
dos reagentes estiver presente além dessa razão estequiométrica, 
a) a reação ficará estagnada desde o início, pois a estequiometria da reação não foi respeitada. 
b) haverá excesso de produto, que deverá, então, ser descartado. 
c) a reação não ocorrerá em nenhum momento e, consequentemente, o produto não será formado. 
d) haverá excesso de produto e pode-se dizer então que a eficiência da reação química é maior. 
e) o excesso permanecerá sem reagir. 
 
2 - (AOCP 2020) O enxofre (do latim sulphur) é um elemento químico de símbolo S, número atômico 16 e de massa 
atômica 32,1u. Quantos átomos possui, aproximadamente, uma massa igual a 12,0 gramas desse elemento? 
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a) 5,13 x 1023 
b) 6,02 x 1023 
c) 2,25 x 1023 
d) 60,20 x 1023 
e) 5,10 x 1023 
 
3 - (FGV) A floculação é uma das fases do tratamento de águas de abastecimento público e consiste na adição de 
óxido de cálcio e sulfato de alumínio à água. As reações correspondentes são as que seguem: 
 
CaO + H2O→ Ca(OH)2 
3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 
 
Se os reagentes estiverem em proporções estequiométricas, cada 28 g de óxido de cálcio originará de sulfato de 
cálcio: (Massas molares em g/mol: Ca=40, O=16, H=1, Al=27, S=32) 
a) 204g 
b)68g 
c)28g 
d)56g 
e)84g 
 
4 - (CESGRANRIO) O álcool etílico (C2H5OH), usado como combustível, pode ser obtido industrialmente pela 
fermentação da sacarose, representada simplificadamente pelas equações: 
 
C12H22O11 + H2O → 2 C6H12O6 
2 C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 
 
Partindo-se de uma quantidade de caldo-decana, que contenha 500 kg de sacarose, e admitindo-se um rendimento 
de 68,4%, a massa de álcool obtida em kg será: 
(Dados: C = 12, H = 1, O = 16) 
a) 44. 
b) 16 
c) 10 
d) 8 
GABARITO 
1 – B 2 – C 3 – B 4 – B 
1. TEORIA DOS OCTETOS. 
Verifica-se, na natureza, que a grande maioria dos elementos químicos se encontra-se ligados a outros, e 
que somente alguns (os gases nobres) estão no estado atômico isolado. Isso levou os cientistas a concluírem que os 
átomos de gases nobres possuem uma configuração eletrônica que lhes assegura estabilidade. Os gases apresentam 
8 elétrons na última camada eletrônica, com exceção do hélio, que possui 2 elétrons, já que a camada K comporta 
no máximo 2 elétrons. Essa análise levou os cientistas Lewis e Kossel a criarem a chamada Teoria ou Regra do 
Octeto. Os átomos ligam-se a fim de adquirirem uma configuração mais estável, geralmente com 8 elétrons na 
última camada. Os átomos, ao se ligarem, fazem-no por meio dos elétrons da última camada, podendo perder, 
ganhar ou compartilhar os elétrons até atingirem a configuração estável. Surgem, assim, as ligações químicas. 
A formação de ligações químicas envolve normalmente só os elétrons do nível mais externo do átomo e, 
através da formação de ligações, cada átomo adquire uma configuração eletrônica estável. O arranjo eletrônico 
mais estável é a estrutura de um gás nobre, e muitas moléculas possuem essa estrutura. Outro detalhe decorrente 
de uma ligação química é que, além de tornarem-se mais estáveis, os átomos que compõem uma molécula têm seus 
volumes de espaço vazio que circundam seus núcleos diminuídos. 
 
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2. TIPOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS. 
Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica estável por três maneiras: perdendo, recebendo ou 
compartilhando elétrons. Diante disso, os elementos podem ser classificados segundo a sua eletronegatividade ou 
sua facilidade em doar ou ganhar elétrons da seguinte forma: (a) eletropositivos são elementos cujos átomos 
perdem um ou mais elétrons com relativa facilidade; já os (b) eletronegativos, cujos átomos tendem a receber 
elétrons. Dependendo do caráter eletropositivo ou eletronegativo dos átomos envolvidos, três tipos de ligações 
químicas primárias podem ser formadas: 
• Iônica ou eletrovalente; 
• Covalente ou molecular 
• Metálica. 
 
2.1. Ligação iônica ou eletrovalente. 
Ocorre com a transferência de elétrons de um metal (FAMILIA 1A, 2A ou 3A) para um ametal (5A, 6A ou 7A) 
entre íons, positivos (cátions) e negativos (ânions), e é caracterizada pela existência de forças de atração 
eletrostática entre os íons. 
 
Os compostos assim formados são denominados compostos iônicos. Constituem estruturas eletricamente 
neutras. A interação entre os íons produz aglomerados com forma geométrica definida, denominados retículos 
cristalinos, característicos dos sólidos. 
 
A existência do retículo iônico determina as principais características desses compostos: 
a) Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes (temperatura de 25°C e pressão de 1 
atm). 
b) Os compostos iônicos apresentam elevadas temperaturas de fusão e temperatura de ebulição. 
c) Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, produzindo faces planas; são, portanto, duros e quebradiços. 
d) Apresentam condutibilidade elétrica quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido (fundidos), 
devido à existência de íons com liberdade de movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o 
circuito elétrico. 
e) Seu melhor solvente é a água. 
 
 
A fórmula dos compostos iônicos é dada pelo esquema: 
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2.2. Ligação covalente ou molecular. 
Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber elétrons. Como não é possível que 
todos os átomos recebam elétrons sem ceder nenhum, eles compartilham seus elétrons, formando pares 
eletrônicos. Cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois 
átomos. Como não ocorrem ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas eletricamente neutras, de 
grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse motivo, essa ligação também é denominada molecular. A 
representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita por uma fórmula química. 
Existem diferentes tipos de fórmulas: molecular, eletrônica e estrutural plana. 
• Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento químico 
formam a molécula. 
 
• Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos elementos e 
do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares 
eletrônicos. 
 
• Estrutural plana: também conhecida como fórmula estrutural de Couper, ela mostra as ligações entre os 
elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representados por um traço. 
 
 
O número de ligações covalentes que um átomo faz é chamado de valência desse átomo. Contudo, Vários 
compostos estáveis não apresentam oito elétrons em torno de um átomo da molécula. São os casos particulares. Na 
tabela abaixo estão alguns elementos que não seguem a regra do octeto. 
 
 
2. 2.1 Ligação covalente dativa ou coordenada. 
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Essa ligação é semelhante à covalente comum, e ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade 
eletrônica e outro (ou outros) que necessitem de dois elétrons para completar sua camada de valência. A ligação 
dativa pode ser indicada por uma seta, a exemplo do SO2: 
 
Propriedades dos compostos moleculares: 
• Pontos de fusão e de ebulição baixos, quando comparados