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Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
(APLICADA) 
 
 
 
 
 
 
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Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
QUÍMICA APLICADA 
 
Capítulo 1 
 
INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA QUÍMICA 
 
 
1. INTRODUÇÃO À Q U Í M I C A 
 
 
É uma Ciência Experimental que tem por objetivo estudar a matéria, suas 
transformações, as energias associadas a essas transformações e, através dessas 
transformações, conseguir produzir novos produtos e bens de consumo e, com isso, tentar 
com melhorar o padrão da qualidade de vida das pessoas. 
 
1.1. Matéria: tudo aquilo que possui massa e ocupa um lugar no espaço 
 
 Exemplos - água, papel, borracha, metais, ar, gases, vapores, minerais, tecidos, plásticos, 
giz, as pessoas, etc. 
 
Os diversos e inúmeros tipos de materiais, sob determinadas condições apresentam a 
propriedade de sofrerem transformações originando novas substâncias . 
Portanto, através dos conhecimentos da Ciência Química, um sem número de produtos são 
obtidos e produzidos nas chamadas Indústrias Químicas da Transformação tais como : 
Combustíveis, fertilizantes, plásticos, couro, borracha, papel, alimentos, bebidas, 
cosméticos, explosivos, tintas e pigmentos, metais (aço, ferro, alumínio, cobre, etc.), minerais, 
tecidos, medicamentos, etc. 
 
1.2. Frases e “Palavras-chaves” para discussão: 
 
 
- Química, a Ciência da vida; 
 
- Química e o planeta Terra; 
 
- O papel e as responsabilidades do profissional da área Química na sociedade; 
 
 
 
 
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- Mitos e tabus sobre a Ciência Química (a Química é ruim e má; produtos naturais e “sem 
 
 Química”; Química e poluição ; etc . ) 
 
- Química e a sociedade de consumo; 
 
- Aprender Química é aprender uma nova linguagem, uma nova forma de ver e enxergar o 
 
 mundo; 
 
- etc. 
 
2. O LOCAL DE TRABALHO DO QUÍMICO 
 
A maior parte das atividades no dia-a-dia de um químico se desenvolve no 
LABORATÓRIO, local adequado para o trabalho de identificação, separação e determinação 
da quantidade de substâncias e, também preparação e obtenção de novas substâncias que, 
posteriormente serão fabricadas em escala industrial . 
 
. A palavra LABORATÓRIO (LABORATORIUM) vem da união de duas palavras derivadas do 
latim : 
 
 LABORATORIUM : labor = trabalho + oratorium = lugar de reflexão 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Capítulo 2 
 
 
CONSTITUIÇÃO BÁSICA DA MATÉRIA / ESTRUTURA ATÔMICA 
 
 
1. RESUMO HISTÓRICO – EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS 
 
 
. Civilizações antigas já dominavam as técnicas de produção de vidros, cerâmicas, tintas, 
sabão, perfumes e de extração e produção de alguns metais; 
 
. Na antiga Grécia: 
 
- século V a.C => preocupação com a constituição da matéria ; filósofo Empédocles imagina 
o mundo material formado por “quatro elementos” - água, fogo, terra e ar ; 
 
- ano 400 a.C => filosofia atômica de Leucipo e Demócrito , a matéria é formada por 
pequenas partículas indivisíveis, denominadas ÁTOMOS ; 
 
. ÁTOMO : partículas “infinitamente” pequenas e indivisíveis de matéria 
 
- Início do século XIX (1808) => TEORIA ATÕMICA DE DALTON : 
 
. A matéria é constituída de pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis denominadas 
átomos 
 
. Um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apresenta as mesmas 
propriedades e constitui um elemento químico; 
 
. Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, tamanhos e propriedades 
diferentes; 
. A combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção de números inteiros, 
origina substâncias diferentes; 
. Numa transformação química, os átomos não são criados nem destruídos: os átomos 
envolvidos na transformação são simplesmente rearranjados, originando novas substâncias. 
 
 
 
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2. NOÇÃO DE “ MODELO” : 
 
Ao investigar a matéria um químico usa o chamado Método Científico que apresenta algumas 
características, como a curiosidade, a imaginação, a capacidade de observar, de questionar, 
e interpretar suas observações . 
Como resultado desse trabalho surge, muitas vezes, o chamado Modelo Científico para 
representar e facilitar o estudo e a compreensão dos fenômenos estudados . Entretanto, um 
Modelo Científico não deve ser confundido com a realidade física que ele representa . 
 
 
3. MODELOS ATÔMICOS: 
 
 
 
1) Final do século XIX: Modelo Atômico de Thomsom – “ O Modelo do Pudim de 
Ameixas“. 
 
 
 
 
 
 
 esfera com carga positiva ( + ) cargas negativas ( - ) ( elétrons) 
incrustadas 
 
 
 
quantidade de cargas ( + ) = quantidade de cargas negativas ( - ) 
 
 neutralidade elétrica da matéria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2) Início do século XX - 1911: Modelo Atômico Clássico de Rutherford – “O Modelo 
 
Planetário“. 
 Núcleo: contém prótons (+) e nêutrons ( n0 ) 
 
 Eletrosfera: contém os elétron (-) 
 
 Elétrons: e- 
 
 
 
3) Início do século XX – Modelo Atômico de Böhr ( Böhr-Rutherford ) - “ O Modelo das 
Órbitas “ 
 
 Núcleo: contém os p+ e n0 
 Eletrosfera: Órbitas Circulares - contém os e- 
 
. NOÇÃO DAS DIMENSÕES ATÔMICAS : 
 
 DA = “ diâmetro do átomo “ 
 
 dN = “ diâmetro do núcleo “ 
 
 dN 
 DA = 100.000 x dN 
 
 Um átomo é 100.000 vezes maior que o seu 
 próprio núcleo 
 DA 
 DA médio de um átomo = 10 
–10 metros 
 
 10 
–10 m = 1 angstron = 1 Å 
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4. PARTÍCULAS ATÕMICAS FUNDAMENTAIS 
 
 
 Núcleo: prótons (p+) e nêutrons ( n0 ) 
 
 
 Eletrosfera: elétrons (e -) 
 
 
. Relação entre as Massas e as Cargas Elétricas das partículas fundamentais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
u.m.r = unidade de massa relativa 
u.c.r = unidade de carga relativa 
 
 
 
5. G R A N D E Z A S Q U E C A R A C T E R I Z A M U M Á T O M O 
 
 
. Número Atômico (Z) 
 
Indica a quantidade de prótons que formam o núcleo de um átomo. 
 
Exemplos: 
 
 
- o átomo de sódio têm Z = 11 => indica que existem 11 prótons no núcleo do átomo de 
sódio 
 
- o átomo de zinco têm Z = 30 => indica que existem 30 prótons no núcleo do átomo de 
zinco 
 
 
E assim por diante. 
 
 
Partícula Massa Relativa Massa ( g ) Carga Elétrica 
Relativa 
Próton 1 u.m.r 1,7 .10 -24 + 1 u.c.r 
Nêutron 1 u.m.r 1,7 .10 -24 0 u.c.r 
 
Elétron 
 
~ 
1840
1
 u.m.r 
 
 
9,1.10 -28 - 1 u.c.r 
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. Número de Massa (A) 
 
 
Indica a soma da quantidade de prótons com a quantidade de nêutrons do núcleo de um 
átomo. 
 
Matematicamente, tem-se: A = prótons + nêutrons ou ainda : 
 
- A = p+ + n0 
 
como o número atômico Z indica a quantidade de prótons p+ , pode-se também escrever : 
 
- A = Z + n0 
 
 
. Cálculo da quantidade de nêutrons - 
 
 
 Como A = Z + n0 , então n0 = A – Z 
 
 
 
6. ELEMENTO QUÍMICO 
 
 
- É um conjunto de átomos de mesmo número atômico (mesmaquantidade de 
 
prótons no núcleo). 
 
. Nomes e Simbologia: 
 
 
 
 
 
Elemento Químico  Nome  Símbolo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Exemplos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Etc … 
 
 
 
. NOTAÇÕES 
 
 
Se o símbolo de um elemento químico qualquer for “ E “ , pode-se utilizar as seguintes 
notações : 
 
 
A A 
E ou E 
 Z Z 
 
 
E: símbolo do elemento químico considerado 
 
A: número de massa do elemento 
 
Z: número atômico do elemento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nome do Elemento Químico Símbolo 
Hidrogênio H 
Oxigênio O 
Nitrogênio N 
Carbono C 
Sódio Na 
Cloro Cl 
Alumínio Al 
Cobre Cu 
Ferro Fe 
Prata Ag 
Chumbo Pb 
Enxofre S 
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7) SEMELHANÇAS ATÔMICAS 
 
 
 
- ISÓTOPOS: são átomos que apresentam as seguintes características { = Z e  A 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
. Isótopos do elemento químico CLORO: 
 
 
 
 elemento químico cloro Cl 
 
 
 
 
. Isótopos do elemento químico OXIGÊNIO: 
 
 
 
 
 elemento químico oxigênio O 
 
 
 
 
 
 
. Isótopos do elemento químico CARBONO: 
 
 
 
 elemento químico carbono C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 35 37 
 Cl Cl 
17 17 
16 17 18 
 O O O 
 8 8 8 
 12 13 14 
 C C C 
 6 6 6 
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. Elemento Químico 
 
Outra forma de se definir o que é um elemento químico, é dizer que : um elemento 
químico é um conjunto de átomos isótopos entre si . 
 
- ISÓBAROS: são átomos que apresentam as seguintes características { = A e  Z 
 
 
 
Exemplo: 40 40 
 K Ca => os átomos de potássio e cálcio são isóbaros entre si 
 19 20 
 
 
 
 
- ISÓTONOS: são átomos que apresentam as seguintes características {  Z ,  A , = n0 
 
 
 
Exemplo: 20 19 
 Ne F 
10 9 
 
 
 
 n0 = A – Z n0 = A - Z 
 
 
 n0 = 10 nêutrons n0 = 10 nêutrons 
 
 
 
 os átomos de neônio e de flúor, são isótonos entre si 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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. “ Resuminho” : 
 
 
 ISÓTOP
+
OS - igual quantidade de prótons ( = Z ) 
 
 
 ISÓBAROS - igual número de massa ( = A ) 
 
 
 ISÓTON
0
OS – igual quantidade de nêutrons ( = n0 ) 
 
 
 
 
 
8) ÁTOMO ELETRICAMENTE NEUTRO 
 
. Regra Geral: a matéria apresenta-se neutra eletricamente falando, por apresentar um 
equilíbrio entre as partículas elétricas positivas e negativas que a acompanham. 
 
- Um átomo é considerado eletricamente neutro quando { Z = p+ = e - , ou seja, quando a 
quantidade de prótons do núcleo do átomo for igual a quantidade de elétrons da eletrosfera . 
 
 
Exemplos de átomos neutros : 
 
 
 
 
 56 32 16 
 Fe0 S0 O
0 etc . 
 26 16 8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9) ÍONS 
 
- São “átomos” que adquirem carga elétrica ao perderem ou ao ganharem elétrons; portanto, 
são “átomos carregados’ eletricamente falando. 
 
 
- CÁTIONS: são íons com carga positiva ( + ) obtidos por perda de elétrons . 
 
 
 . formação de um cátion a partir de um átomo neutro de um elemento químico X 
 
 
 A A 
 X 0 perde 1 elétron X + 
 Z Z ( p+ > e-) 
 átomo neutro cátion 
 
 
 
A carga elétrica que um cátion assume, é igual à quantidade de elétrons perdidos pelo átomo 
neutro: 
 
 
Átomo neutro Elétrons 
perdidos 
Carga do cátion 
Na0 1 1 + 
Ca0 2 2 + 
Al0 3 3 + 
Pb0 4 4+ 
 
 
 
- ÂNIONS : são íons com carga negativa ( - ) obtidos pelo ganho de elétrons . 
 
 
 
. formação de um ânion a partir de um átomo neutro de um elemento químico X 
 
 
 A A 
 X 0 ganha 1 elétron X - 
 Z Z ( p+ < e-) 
 
 átomo neutro ânion 
 
 
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A carga elétrica que um ânion assume, é igual à quantidade de elétrons ganhos pelo átomo 
 
neutro: 
 
 
Átomo neutro Elétrons ganhos Carga do ânion 
Cl0 1 1 - 
O0 2 2 - 
N0 3 3 - 
 
 
 
 
- IONS SIMPLES OU MONOATÔMICO: são aqueles formados por apenas um único tipo de 
 
átomo. 
 
. Exemplos - Na1+ ; Ca 2+ ; Al 3+ ; Pb4+ 
 
 
 
- ÍONS COMPOSTOS: são aqueles formados por dois ou mais tipos de átomos diferentes. 
 
. Exemplos - ( NO3 )
1- ; ( CO3 )
2- ; ( PO4 )
3- ; ( P2O7 )
4- ; ( NH4 )
1 + 
 
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 EXERCÍCIOS 
 
1) Complete : 
 
 238 
a- Átomo neutro de U0 
 92 
 
 
 
 
 
 238 
b- Cátion de U 2+ 
 92 
 
 
 
 
 
 31 
c- Átomo neutro de P0 
 
 15 
 
 
 
 
 
 31 
d- Ânion de P 3 - 
 15 
 
 
 
 
2) Dados os átomos : 16X
32 ; 18Y
38 ; 16R
33 ; 17S
37 ; 19T
38 , indique os : 
 
 
-isótopos: 
 
 
-isóbaros: 
 
 
-isótonos: 
 
 
A = ? 
Z = ? 
p+ = ? 
e- = ? 
n0 = ? 
A = ? 
Z = ? 
p+ = ? 
e- = ? 
n0 = ? 
A = ? 
Z = ? 
p+ = ? 
e- = ? 
n0 = ? 
A = ? 
Z = ? 
p+ = ? 
e- = ? 
n0 = ? 
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3) Considere as representações atômicas abaixo : 
 
 
 3x+32 R 
11x+5 5x-8 S 
12x-2 4x +10 T 
10x+35 
 
Sabendo que R e S são isótopos determine os números atômicos e os números de massa 
dos átomos R , S e T . 
 
 
4) Sabe-se que o átomo X é isótopo do 20Ca
41 e isótono do 19K
41 . Qual o número de massa 
de X ? 
 
 
5) Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características :10+x M 
5x 11+ x N 
4x+8 
 
Determine os números atômicos e os números de massa de M e N. 
 
 
6) Três átomos A , B e C , apresentam respectivamente números de massa pares e 
consecutivos . sabendo que B têm 27 nêutrons e C têm 29 prótons, determine os números de 
massa desses átomos de modo que A seja isótopo de B e isótono de C . 
 
7) Num exercício escolar, um professor pediu a seus alunos que imaginassem um átomo que 
tivesse o número atômico igual ao seu número de chamada e o número de nêutrons 02 
unidades a mais que o número de prótons . O aluno número 15 esqueceu de somar 2 para 
obter o número de nêutrons e, conseqüentemente, dois alunos imaginaram átomos isóbaros . 
Determine os números de chamada dos alunos em que este fato ocorreu . 
 
8) Efetue o que se pede : 
 
 
A - Considerando-se as espécies químicas: 
 
 Cl
1- (Z=17 ; A=35) ; Ca0 (Z=20 ; A=40) ; Ca 2+ (Z=20; A=42) ; Co 2+(Z=27 ; A=59) ; Ni 
2+(Z=28; 
 
A=59) ; Zn2+ (Z= 30 ; A=65). 
 
Pode-se afirmar que as espécies que apresentam o mesmo número de elétrons são: 
 
a- Ca e Ca2+ b- Ni 2+ e Zn c- Cl – e Ca2+ d- Ni 2+ e Co2+ e- Co2+ e Zn 
 
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Observação: 
 
 Espécies químicas que apresentam a mesma quantidade de elétrons, são chamadas de 
 ISOELETRÕNICAS (iso = igual ; eletrônicas = elétrons) 
 
 
B- O número de elétrons do cátion X 2+ de um elemento químico X0 é igual ao número de 
elétrons do átomo neutro de um gás nobre G. Este átomo de gás nobre apresenta número 
atômico 10 e número de massa 20 . Qual o número atômico do elemento X0 ? 
 
 
8) O ESTUDO ELEMENTAR DA ELETROSFERA 
 
O Modelo Atômico de Rutherford-Böhr prevê que a eletrosfera de um átomo encontra-se 
dividida em: 
NÍVEIS DE ENERGIA e SUBNÍVEIS DE ENERGIA e, modernamente, há ainda os ORBITAIS 
ATÔMICOS : 
 
 
 
 
 
 
 
 1 a 7 (reais) / s,p,d,f s,p,d,f 
 1 a  (teóricos) 
 
 
 Níveis de Energia 
 
 por exemplo : Ec5 > Ec1 
 
 
 Energia Cinética (Ec) do elétron aumenta 
 
NÚCLEO 
ATÔMICO 
ELETROSFERA NÍVEIS DE ENERGIA 
(camadas eletrônicas) 
SUBNÍVEIS 
DE ENERGIA 
ORBITAIS 
ATÔMICOS 
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- Distribuição Eletrônica de Átomos Neutros na Eletrosfera, em Níveis e em Subníveis 
de Energia: 
 
 “ O Diagrama de Pauling ” ( Linus Carl Pauling ) 
 
 O diagrama de Pauling é um dispositivo que representa a eletrosfera de um átomo e que, 
permite fazer a distribuição dos elétrons dessa eletrosfera em níveis e em subníveis de 
energia . 
 
 
. QUANTIDADE MÁXIMA PERMITIDA DE ELÉTRONS, POR SUBNÍVEL DE ENERGIA : 
 
- subnível “s” : 2 e- => s2 
 
- subnível “p” : 6 e- => p6 
 
- subnível “d” : 10 e- => d10 
 
- subnível “f” : 14 e- => f14 
 
 DIAGRAMA DE PAULING 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 energia aumenta nos 
 subníveis 
 
 
 
 
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 Nível Subnível Representação do Número Máximo de 
Elétrons 
No subnível No nível 
1 1s 1s
2
 2 
2 2s 2p 2s
2
 2p
6
 8 
3 3s 3p 3d 3s
2
 3p
6
 3d
10
 18 
4 4s 4p 4d 4f 4s
2
 4p
6
 4d
10
 4f
14
 32 
5 5s 5p 5d 5f 5s
2
 5p
6
 5d
10
 5f
14
 32 
6 6s 6p 6d 6s
2
 6p
6
 6d
10
 18 
7 7s 7p 7s
2 
7p
6
 2 
 
Exemplos de Aplicação: Fazer a distribuição eletrônica para os seguintes átomos neutros - 
 
 
a) 11Na
0 ( Z = p+ = e- ) 
 
 resolução : 1s2 2s2 2p6 3s1 ( distribuição em níveis  subníveis ) 
 2 8 1 
 K L M 
 
 
b) 19 K
0 ( Z = p+ = e- ) 
 
 
 resolução : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ( distribuição em níveis  subníveis ) 
 2 8 8 1 
 K L M N 
 
 
c) 25Mn
0 ( Z = p+ = e- ) 
 
 
 resolução : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 ( distribuição em subníveis ) 
 
 
 
 agrupamento dos subníveis de um mesmo nível 
 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 ( distribuição em níveis ou em ordem 
geométrica ) 
 2 8 13 2 
 K L M N 
 
 
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Observação: 
 
- quando o número atômico Z = de 1 a 20 => distribuição em níveis  subnível ; 
 
- quando o número atômico Z > 20 => distribuição em níveis  subníveis ; pode ser feito o 
agrupamento dos subníveis de um mesmo subnível; 
 
 
- Distribuição Eletrônica de Ìons ( Cátions e Ânions ) Monoatômicos na Eletrosfera, em 
Níveis e em Subníveis de Energia 
 
 
Para se fazer a distribuição eletrônica de íons monoatômicos, deve-se fazer a identificação do 
último nível de energia ( última camada ou camada de valência ), e, neste nível, fazer-se a 
retirada ou o acréscimo de elétrons conforme se desejar, para a obtenção da estrutura de um 
cátion ou de um ânion, respectivamente . 
 
Exemplos de Aplicação : Fazer a distribuição eletrônica para os seguintes íons - 
 
 
 a) 11Na
1+ ( cátion sódio ) 
 
 resolução : pode-se obter a distribuição eletrônica do íon, a partir da estrutura de seu átomo 
neutro - 
 
 retira-se 1 e- do subnível 
“s” da última camada 
 
. átomo neutro : 11Na
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s1 
 
. cátion sódio : 11Na
1+ ( Z = p+ > e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
b) 8 O
2- ( ânion oxigênio ) 
 
resolução : pode-se obter a distribuição eletrônica do íon, a partir da estrutura de seu átomo 
neutro - 
 
 
 acrescentam-se 2 e- no subnível “p” da última 
camada 
 
. 8 O
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p4 
 
. 8 O
2- ( Z = p+ < e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
 
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9) O MODELO ATÔMICO ATUAL ( ou Modelo Orbital ) 
 
 
 Os estudos da Física revelam não ser possível a determinação da posição real ( 
localização ) de um determinado elétron da eletrosfera , mas que, entretanto é possível 
conhecer através de estudos matemáticos, uma “região” da eletrosfera onde é muito provável 
que um elétron seja encontrado. Neste sentido, equações matemáticas foram desenvolvidas 
para se tentar compreender o comportamento de um elétron ao redor do núcleo atômico . A 
resolução destas equações matemáticas resultou em conjuntos de pontos que revelam a 
maior probabilidade de se encontrar um certo elétron na eletrosfera . 
 
- ORBITAL ATÔMICO: 
 
É um conjunto de pontos determinados matematicamente em torno do núcleo atômico e, que 
representa, a maior probabilidade de se encontrar um certo elétron . 
 
- TIPOS DE ORBITAIS ATÔMICOS, SUAS GEOMETRIAS E SUAS REPRESENTAÇÕES 
GRÁFICAS: 
 
. Orbital “s” : GEOMETRIA “ ESFÉRICA ” – apenas 01 única orientaçãono espaço 
 
 
 
Representação Gráfica: 
 
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. Orbitais “p”: GEOMETRIA “ BI-LOBULAR ” OU “ HALTERE ” – apresentam 03 
orientações no espaço 
 
Representação Gráfica : 
 
 
. OBS . : um subnível de energia do tipo “p” é formado pela reunião dos 03 orbitais “p” , 
conforme se 
 pode ver na figura abaixo : 
 
 Subnível “p “ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
px py pz 
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. Orbitais “d” : GEOMETRIAS COMPLEXAS – apresentam 05 orientações no espaço 
 
 
 
Representação Gráfica : 
 
 
 
 
. Orbitais “f” : GEOMETRIAS COMPLEXAS – apresentam 07 orientações no espaço 
 
 
 
Representação Gráfica: 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Orbitales_d.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Orbitales_d.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Orbitales_f.jpg
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Orbitales_f.jpg
25 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
- QUANTIDADE DE ORBITAIS POR SUBNÍVEL 
 
. 1 SUBNÍVEL “s” é formado por 01 orbital do tipo “s” : 
 
. 1 SUBNÍVEL “p” é formado por 03 orbitais do tipo “p” : 
 
. 1 SUBNÍVEL “d” é formado por 05 orbitais do tipo “d” : 
 
. 1 SUBNÍVEL “f ” é formado por 07 orbitais do tipo “ f “ : 
 
 
- QUANTIDADE MÁXIMA DE ELÉTRONS POR ORBITAL ATÔMICO 
 
Um orbital atômico qualquer comporta no máximo, apenas dois elétrons, como movimentos 
de rotação ( spins ) contrários . 
 
Representação do elétron para os possíveis movimentos de rotação : 
 
 
 
 
 
. 1 orbital “s” : 
 
 
 apenas dois elétrons com movimentos contrários de rotação 
 
 
. 1 orbital “p” : 
 
apenas dois elétrons com movimentos contrários de rotação 
 
 
26 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
- DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELÉTRONS NOS ORBITAIS / PREENCHIMENTO 
DOS ORBITAIS 
 
. “Regra de Hund” 
 
 - Escolher inicialmente o sentido da seta que representará o primeiro elétron que será 
colocado ( a escolha é arbitrária ) ; a seguir, cada orbital restante deverá receber um outro 
elétron de cada vez que possua o mesmo sentido de entrada do primeiro; em uma segunda 
etapa volta-se ao primeiro orbital e completa-se a distribuição com os elétrons que ainda 
restam ser colocados, mas com sentido contrário do primeiro elétron que foi utilizado para 
iniciar o preenchimento . 
 
 Exemplos de aplicação : 
 
 a) ........... 3p4 
 
 ( certo ) 
 
 ( errado ) 
 
 
b) ......... 4d8 
 ( certo ) 
 
 ( errado ) 
 
 
 
 
 
 
 
27 
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- DISTRIBUIÇÃO ELETRÕNICA COMPLETA EM NÍVEIS, SUBNÍVEIS E ORBITAIS 
 
 Exemplos de aplicação: Fazer a distribuição eletrônica completa ( níveis, subníveis e orbitais 
) para os seguintes átomos : 
 
a) 11Na
0 
 
resolução : 1s2 2s2 2p6 3s1 ( distribuição em níveis  subníveis ) 
 
 ( distribuição nos orbitais ) 
 
b) 21Sc
0 
 
 resolução : 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 (subníveis) 
 
 
 (orbitais) 
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 ( níveis ) - agrupamento dos subníveis do mesmo 
nível 
 2 8 11 2 
 K L M N 
 
 
 
 
 
 
28 
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 EXERCÍCIOS 
 
1) Faça a distribuição eletrônica completa ( níveis, subníveis e orbitais ) para os átomos 
neutros dados abaixo : 
 
a- 10Ne
0 f- 16S
0 l - 1H
0 
b- 11Na
0 g- 17Cl
0 
c- 12Mg
0 h- 20Ca
0 
d- 13Al
0 i- 25Mn
0 
e- 8O
0 j- 37Rb
0 
 
2) Dê a distribuição eletrônica ( ou configuração eletrônica ou estrutura eletrônica ) em 
subníveis para os íons monoatômicos abaixo : 
 
a- 11 Na 
1+ f- 15P 
3- 
b- 12 Mg 
2+ g- 8O 
2- 
c- 13 Al 
3+ h- 7N 
3- 
d- 27 Co 
3+ 
e- 30 Zn 
2+ 
 
3) O átomo 14 X apresenta 07 nêutrons. Assim, o íon X 3 - é isoeletrônico do átomo : 
 
a- 4Be b- 7N c- 10Ne d- 11Na e- 17Cl 
 
4) Um cátion metálico trivalente têm 76 elétrons e 118 nêutrons . O átomo do elemento 
químico do qual se originou, apresenta qual número de massa e qual número atômico? 
 
 
 
 
 
 
29 
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Capítulo 3 
 
 
NOÇÕES GERAIS SOBRE A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS 
ELEMENTOS QUÍMICOS 
 
. Na TABELA PERIÓDICA moderna os elementos químicos estão organizados em 
ordem crescente de número atômico ( Z ) . 
 
. Em termos gerais, os elementos químicos constantes da TABELA PERIÓDICA, 
encontram-se classificados como: METAIS; NÃO METAIS; SEMI-METAI ; GASES NOBRES 
e HIDROGÊNIO . 
 
. A TABELA PERIÓDICA é dividida em 18 colunas verticais denominadas FAMÍLIAS OU 
GRUPOS e em 07 fileiras horizontais chamadas de PERÍODOS 
 
. Existem dois tipos de FAMÍLIAS PERIÓDICAS: 
 
- FAMÍLIAS “A” : Elementos Químicos Representativos 
 
- FAMÍLIAS “B” : Elementos Químicos de Transição GASES NOBRES 
 SEMI-METAIS 
 
 H 
 NÃO 
 METAIS METAIS 
 
 
 
 
 
 
 
METAIS 
METAIS 
30 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 famíia 
 
 
 
 período 
 
 A B A 
 
 
 
 
 
 
 
- CARACTERÍSTICAS FÍSICAS GERAIS DOS METAIS, NÃO METAIS, SEMI-METAIS, 
GASES NOBRES E HIDROGÊNIO 
 
 METAIS 
 
- são sólidos em condições ambientes , menos o mercúrio ( Hg ) que é um metal líquido ; 
- são bons condutores de energia ( elétrica, térmica, etc ) ; 
- são dúcteis ( podem ser transformados mecanicamente em fios, tiras ... ) e maleáveis ( 
podem ser transformados mecanicamente em chapas, placas, ... ) ; 
- apresentam um brilho característico denominado brilho metálico ; 
- apresentam a tendência de perder elétrons da última camada para transformarem-se em 
cátions 
 
 NÃO METAIS- os não metais, dependendo do caso, nas condições ambientes, podem se apresentar ou no 
estado sólido (enxofre, carbono, etc.); líquido (bromo) ; ou gasoso (hidrogênio , oxigênio, etc 
...) 
B 
B 
 
31 
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 - via de regra, não são bons condutores de energia; o carbono grafite é uma exceção pois é 
um bom condutor de energia elétrica) 
- não são dúcteis e nem maleáveis; 
- não apresentam brilho metálico (são opacos); 
- os não metais apresentam a tendência de receber ou ganhar elétrons na última 
camada, transformando-se em ânions; 
 
 SEMI-METAIS 
 
-de uma forma geral, apresentam características intermediárias entre os metais e os não 
metais; 
 
 GASES NOBRES 
 
- são estáveis eletronicamente falando, apresentando na camada de valência ( última 
camada ) 08 elétrons ; apenas o gás nobre hélio ( He ) é estável com somente com 02 
elétrons na última camada; 
 
 HIDROGÊNIO 
 
- de uma forma geral não se comporta como nenhum dos elementos citados anteriormente, 
apresentando propriedades e características muito próprias e particulares ; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
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 AS FAMÍLIAS “A” 
 
. FAMÍLIA 1A ( IA ) : Metais Alcalinos - Li , Na , K , Rb , Cs , Fr 
 
Apresentam 1 elétron na última camada e a tendência de perder esse elétron para se 
transformarem-se em cátions monopositivos ( 1 + ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 11Na
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s1 
. cátion sódio : 11Na
1+ ( Z = p+ > e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
 
 - Li 1+ , Na1+ , K 1+ , Rb 1+ , Cs 1+ , Fr 1+ 
 
. FAMÍLIA 2A ( IIA / 12 ) : Metais Alcalinos Terrosos - Be, Mg , Ca , Sr, Ba, Ra 
 
Apresentam 2 elétrons na última camada e a tendência de perder esses elétron para se 
transformarem-se em cátions bipositivos ( 2 + ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 12Mg
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 
 
. cátion magnésio : 12Mg 
2+ ( Z = p+ > e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
 
- Be 2+, Mg 2+ , Ca 2+ , Sr 2+, Ba 2+ , Ra 2+ 
 
 
 
 
 
 
 
33 
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. FAMÍLIA 3A ( IIIA / 13 ) : Família do Boro - B , Al, Ga, In, Tl 
 
Apresentam 3 elétrons na última camada e a tendência de perder esses elétron para se 
transformarem-se em cátions trivalentes positivos ( 3 + ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 13 Al 
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 
. cátion alumínio : 13 Al 
3+ ( Z = p+ > e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
- principal elemento desta família: Al 3+ 
 
. FAMÍLIA 4A ( IVA / 14 ) : Família do Carbono - C , Si , Ge , Sn , Pb 
 
. FAMÍLIA 5A ( VA / 15 ) : Família do Nitrogênio - N , P , As , Sb , Bi 
 
Apresentam 5 elétrons na última camada e a tendência de receberem 3 elétrons nessa 
camada para adquirirem a estabilidade com 8 elétrons ( última camada completa ) , 
transformando-se em ânions trivalentes negativos ( 3 - ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 7 N 
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
 
. ânion nitrogênio : 7 N 
3 - ( Z = p+ < e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
- principais elementos desta família : N0 => N 3 - ; P0 => P 3 - 
 
. FAMÍLIA 6A ( VIA / 16 ) : Família dos Calcogênios - O , S , Se , Te , Po 
 
Apresentam 6 elétrons na última camada e a tendência de receberem 2 elétrons nessa 
camada para adquirirem a estabilidade com 8 elétrons ( última camada completa ) , 
transformando-se em ânions bivalentes negativos ( 2 - ) ; 
34 
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Exemplo: 
 
. átomo neutro : 8 O 
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p4 
 
. cátion oxigênio : 8 O 
2 - ( Z = p+ < e- ) - 1s2 2s2 2p6 
 
- principais elementos desta família: O0 => O 2- ; S 0 => S 2- 
 
. FAMÍLIA 7A ( VIIA / 17 ) : Família dos Halogênios - F , Cl , Br , I , At 
 
Apresentam 7 elétrons na última camada e a tendência de receberem 1 elétron nessa 
camada para adquirirem a estabilidade com 8 elétrons ( última camada completa ) , 
transformando-se em ânions monovalentes negativos ( 1 - ) ; 
 
Exemplo : 
 
. átomo neutro : 17Cl
0 ( Z = p+ = e- ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
. ânion cloro : 17 Cl 
1- ( Z = p+ < e - ) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
- F 1- , Cl 1- , Br1- , I1- , At 1- 
 
. FAMÍLIA 8A ( VIIIA / 18 ) : Família dos Gases Nobres - He , Ne , Ar , Kr, Xe , Rn 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Capítulo 4 
 
 
LIGAÇÕES ATÔMICAS ou LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Através das uniões químicas entre átomos e entre íons , formam-se os diferentes e 
diversos tipos de materiais que conhecemos . 
Estas uniões químicas são denominadas Ligações Atômicas ou Ligações Químicas . 
 
. Estabilidade Atômica 
 
 
Observou-se que a chamada estabilidade atômica se dá quando um átomo apresenta 
sua última camada completa com 8 elétrons e, em alguns casos, como o gás nobre Hélio, 
com apenas 2 elétrons nessa camada . 
Nesta situação (última camada completa) um átomo apresenta um baixo conteúdo 
energético que lhe confere uma situação de estabilidade . 
 
 
Graficamente : 
 
 Energia 
 
 E1 átomos isolados ( instáveis ) 
 
 energia diminui 
 
 E2 átomos unidos ( estáveis ) 
 
 E2 < E1 
 
 
36 
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. estabilidade atômica : => última camada completa = > energia 
 
. gases nobres : => átomos naturalmente estáveis 
 
 
 REGRA DO OCTETO 
 
Esta regra prediz que os átomos devem se unir uns aos outros, para poderem adquirir 
uma configuração eletrônica na última camada, semelhante a um gás nobre (com 8 elétrons 
na maioria dos casos ou então, com 2 elétrons e outros) ficando assim estáveis . 
Esta regra vale para muitos casos de uniões atômicas, porém há exceções. 
 
 LIGAÇÃO ENTRE ÍONS – O MODELO DA LIGAÇÃO IÔNICA 
 
A Ligação Iônica é o tipo de união química que se dá entre íons e, mais especificamente, 
entre cátions e ânions, visto que ocorrem forças de atração elétrica entre esta espécies que 
as mantém “ ligadas “ . 
 
- ESQUEMA DE OCORRÊNCIA DA LIGAÇÃO IÔNICA : 
 
 transferência de elétrons 
 
 METAL NÃO METAL / HIDROGÊNIO 
 
 perde elétrons ganha elétrons 
 
 CÁTION (+) ............................... ÂNION ( - ) 
 
 Força de Atração Elétrica 
 
 Ligação Iônica 
37 
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. Exemplo: Ligação Iônica entre os íons sódio ( Na + ) – METAL IA e Cloro ( Cl - ) – NÃO 
METAL VIIA 
 
 
11Na
0 : 1s2 2s2 2p6 3s1 => 11Na
1+ : 1s2 2s2 2p6 
 1 e- => 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 => 17Cl
1- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6=> Na1+ ......... Cl1- => Fórmula Iônica ( F.I ) : Na1+Cl1- ou NaCl(s) 
 
 força de atração elétrica Cloreto de sódio / sal de cozinha 
 Ligação Iônica composto iônico 
 
 
- AGLOMERADO IÔNICO / RETÍLCULO CRISTALINO: 
 
Os compostos iônicos ao se formarem têm os seus cátions e ânions aglomerados e 
compactados em uma estrutura denominada aglomerado iônico ou retículo cristalino ou 
grade cristalina. Cada grade cristalina de cada composto iônico apresenta uma forma 
geométrica definida e característica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 Exemplo: Na grade cristalina do cloreto de sódio (sal de cozinha), os cátions e ânions 
encontram-se aglomerados numa estrutura geométrica cúbica, conforme mostra o modelo 
abaixo: 
 
Estrutura Cristalina cúbica do NaCl. As esferas 
maiores representam os ânions Cloro ( Cl1-) e as 
menores, os cátions Sódio (Na1+) . 
Os cátions e ânions estabelecem entre si a 
proporção 1:1. 
 
 
 
- PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS IÔNICOS : 
 
. os compostos iônicos são sólidos (sólidos iônicos) em condições ambientes; 
. os compostos iônicos são, via de regra, formados por metal ligado a não metal 
. apresentam elevados pontos de fusão e de ebulição , pois a forças de atração elétrica que 
mantém os cátions e ânions unidos, são muito intensas e os mantém muito compactados; 
. geralmente, são solúveis em água . 
 
 
Exemplo : NaCl ( s ) - { Ponto de Fusão ~ 800 0C ; Ponto de Ebulição ~ 1400 0C 
 
. os compostos iônicos quando na forma sólida ( nas condições ambientes ) não são 
condutores de energia elétrica ; 
 
 
39 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
. os compostos iônicos quando dissolvidos na água, formam sistemas capazes de conduzir 
corrente elétrica, denominados Eletrólitos ou Soluções Eletrolíticas ; 
 
 
 lâmpada => NÃO ACENDE 
 
 + - 
 
 NaCl (s) 
 
 
 
 Lâmpada => ACENDE 
 água + - 
 dissociação iônica 
 Na+ Cl- 
 separação dos íons 
 eletrólito ou solução eletrolítica 
 NaCl(s) de NaCl 
 
 
- A REPRESENTAÇÃO QUÍMICA DE UM COMPOSTO IÔNICO – A FÓRMULA IÔNICA: 
 
Um composto iônico pode ter o seu aglomerado iônico ( retículo cristalino ) representado 
através da utilização dos símbolos químicos dos elementos que formam os íons envolvidos . 
Esta representação é denominada FÓRMULA IÔNICA. 
 
. OBTENÇÃO DA FÓRMULA IÔNICA ( F.I ) 
 
- Exemplos : Obter a fórmula iônica dos compostos formados pelos átomos a seguir : 
 
a) 11Na
0 e 17Cl
0 
40 
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resolução: 
 
. Pela Distribuição Eletrônica – 
 
 perde 1 e - 
11Na
0 : 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na
1+ : 1s2 2s2 2p6 ( CÁTION ) 
 
 ganha 1 e - 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl
1- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( ÂNION ) 
 
Resposta - Fórmula Iônica ( F. I ) : Na1+Cl1- ou NaCl(s) 
 
. Pelas Estruturas de LEWIS – 
 
 Por esta representação, procura-se mostrar os elétrons da última camada ( perdidos e 
ganhos ) envolvidos na “ligação” . Os elétrons são normalmente representados por pontos 
ou cruzes . 
 
Na – Metal Alcalino => família IA – apresenta 1 e - na última camada / perde 1 elétron ; 
 
Cl – Não Metal => família VIIA – apresenta 7 e – na última camada / ganha 1 elétron ; 
 
 Perde 1e - 
 Xx xx 
 Na . x Cl xx => [ Na ]1+ ..... [ . x Cl xx ]1 - => F. I : Na1+Cl1- ou NaCl(s) 
 xx xx 
 
 
b) 12 Mg
0 e 17Cl
0 
 
resolução: 
 
. Pela Distribuição Eletrônica – 
41 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 perde 2 e - 
12 Mg
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 12Mg 
2+ : 1s2 2s2 2p6 ( CÁTION ) 
 
 ganha 1 e - 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl
1- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( ÂNION ) 
 
porém, são necessários dois átomos de cloro, visto que, de cada vez, um átomo de 
magnésio perde 2 elétrons e, cada cloro ganha 1 elétron : 
 
 
 Resposta : Mg 2+ Cl 1- => F . I : Mg2+Cl2
1- ou MgCl2 
 
 
 .Pelas Estruturas de LEWIS – 
 
Mg – Metal Alcalino Terroso – Família IIA – apresenta 2 e – na última camada / perde 2 
elétrons ; 
 
Cl – Não Metal – Família VIIA – apresenta 1 e – na última camada / ganha 1 e – elétron por 
vez ; 
 
 xx xx 
 x Cl xx [ . x Cl xx ] 1- 
Mg : xx xx 
 => [ Mg ] 2+ = > F . I : Mg2+Cl2
1- ou MgCl2 
 xx xx 
 x Cl xx [ . x Cl xx ] 1- 
 xx xx 
 
 
 
 
42 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
. GENERALIZAÇÃO PARA A OBTENÇÃO DA FÓRMULA IÔNICA: 
 
 - Cátion C X+ ; Ânion AY- 
 
 
 C X+ ……. AY- = > F . I : CXAY 
 
 
OBS . : 
 
- Em uma fórmula iônica, a soma total das cargas elétricas ( cátions e ânions ) deve resultar 
igual a zero . 
 
- Para um elemento químico E , pertencente a uma família periódica A qualquer , é possível a 
identificação desta família , fazendo-se a distribuição eletrônica do um elemento e 
observando-se a configuração de sua última camada . Dessa forma, de um modo geral, tem-
se : 
 
. METAL ( perde elétrons ) 
 
- da família IA, se possuir 1 e- na última camada => perde 1 e- 
- da família IIA, se possuir 2 e- na última camada ; => perde 2 e- 
- da família IIIA, se possuir 3 e- na última camada ; => perde 3 e- 
 
. NÃO METAL ( ganha elétrons ) 
 
- da família VA, se possuir 5 e- na última camada ; => ganha 3 e- 
- da famíla VIA, se possuir 6 e- na última camada ; => ganha 2 e- 
- da família VIIA, se possuir 7 e- na última camada ; => ganha 1 e- 
 
 
43 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 EXERCÍCIOS 
 
1) Através das estruturas de LEWIS, obtenha a fórmula iônica ( F . I ) para : 
 
a- 20Ca e 35Br 
b- 13Al e 8O 
c- 12Mg e 7N 
d- 19K e 8
O 
 
2) Obter as fórmulas iônicas formadas pelos seguintes íons : 
 
 
a- Li1+ ... Br1 - h) Li 1+ ... O 2 - o) Na1+ ... [ Fe(CN)6 ]
4 - 
 
b- Mg 2+ ... F1 - I ) K1+ … ( NO3 )
1 - p) Li1+ ... ( S2O3 )
2 - 
 
c- Ca 2+… O2 - j) Fe 2+ ... ( SO4 )
2 - q) Al 3+ ...( P2O7 )
4 - 
 
d- Al 3+ ... S2 - k) Fe3+ ... ( SO4 ) 
2 - r) Na1+ … ( HCO3 )
1 - 
 
e- ( NH4 )
1+ ... ( CO3 )
2 - l) K 1+ … ( Cr2O7 )
2 – s) ( NH4 )
1+ ... ( PO4 )
3 - 
 
f- Sr 2+ … P3 – m) Na1+ … ( NO3 )
1 - t ) Co3+ … ( SO3 )
2 - 
 
g- Al 3+ ... ( SO4 ) 
2 - n) K 1+ … ( MnO4 )
1 - u) Zn2+ ...( OH )1 - 
 
3) O alumínio ( Z = 13 ) forma com um elemento E um composto na proporção de 1 : 3 . O 
elemento químico E pode ter qual número atômico ? Justifique. 
 
a- 11 b- 3 c- 9 d- 31 e- 5 
 
 
44 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
4) Fazer a distribuição eletrônica dos elementos representados por símbolos genéricos nos 
itens abaixo e indicar se eles possuem a tendência a formar cátion ou ânion . 
Fornecer a carga elétrica que cada íon iria adquirir no caso de estabelecer uma ligação iônica 
com outro elemento. 
 
a- 13A b- 20B c- 7X d- 35Y e- 37M f- 34N 
 
5) Forneça a fórmula iônica de todos os compostos iônicos que podem ser obtidos a partir dos 
cátions e ânions formados pelos elementos fornecidos no exercício anterior ( utilize os 
símbolos genéricos dados ) . 
 
6) Sobre o composto constituído por um elemento do grupo 2 e outro do grupo 17 da tabela 
periódica , é incorreto afirmar que : 
 
a- quando fundido ou em solução, é capaz de conduzir corrente elétrica 
b- é um sólido cristalino com alto ponto de fusão 
c- é insolúvel em água 
d- sua fórmula iônica pode ser representada por : AB2 
e- é formado pela atração elétrica entre pares iônicos 
 
7) Dentre as fórmulas químicas abaixo, indique aquelas que representam substâncias iônicas 
: 
 
K2O ; H2O ; H2S ; CO2 ; N2O5 ; Cl2O7 ; NaNO2 ; Ba(NO3)2 ; NaOH ; CaCl2 
; HNO3 ; Al2O3 ; CuSO4 ; CH4 ; C3H8 ; K2Cr2O7 ; Mg(OH)2 ; C2H6O ; KBr ; 
( NH4 )2CO3 ; CaCO3 ; C2H2 ; SO3 ; Na2CO3 ; AlF3 ; LiH ; H2SO4 
 
 
 
 
 
 
45 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 LIGAÇÃO COVALENTE – O MODELO DA LIGAÇÃO MOLECULAR : 
 
A chamada LIGAÇÃO COVALENTE ou LIGAÇÃO MOLECULAR, é o tipo de união química 
que se dá entre átomos que apresentam a tendência de receber elétrons. Estas ligações 
atômicas ocorrem devido ao compartilhamento de pares de elétrons entre os átomos 
ligantes . 
De uma forma geral e principal, pode-se dizer que uma ligação covalente ocorre quando : 
 
- NÃO METAL se liga a um NÃO METAL 
- NÃO METAL se liga a HIDROGÊNIO 
 
Exemplo : união entre átomos de Bromo ( Br ) - halogênio, família VIIA 
 
 xx xx 
 xx Br x x Br xx => Br – Br 
 xx xx 
 
 par covalente compartilhado 
 
10) Ligação Covalente e suas Representações através de Fórmulas Químicas 
 
Fórmula Eletrônica de Lewis ( F.E ) Fórmula Estrutural Plana ( F.E.P ) Fórmula Molecular ( 
F .M ) 
 
 xx xx 
 xx Cl x x Cl xx Cl – Cl Cl2 
 xx xx 
 1 ligação cov. simples 
 xx 
 H x x Cl xx H – Cl HCl 
 xx 
 1 ligação cov. simples 
46 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
Fórmula Eletrônica de Lewis ( F.E ) Fórmula Estrutural Plana ( F.E.P ) Fórmula Molecular ( 
F .M ) 
 
 . . . . 
 O : : O O = O O2 
 . . . . 1 ligação cov. dupla 
 
 xx xx 
 x x 
 N x x N N  N N2 
 x x 
 1 ligação tripla 
 
 . . . . 
 O : : C : : O O = C = O CO2 
 . . . . 
 2 ligações cov. duplas 
 
- Conceito de Molécula 
 
MOLÉCULA é um conjunto de átomos unidos por ligação covalente, cuja carga elétrica total 
de sua estrutura é zero, ou seja , uma molécula é sempre um sistema eletricamente neutro . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
- PROPRIEDADES GERAIS DOS COMPOSTOS COVALENTES ( ou MOLECULARES ) : 
 
. dependendo do caso um composto molecular pode se apresentar, nas condições ambientes, 
ou no estado gasoso, ou no estado líquido, ou no estado gasoso : 
 
 Substância Fórmula Molecular Estado Físico ( a 25 0C e 1 atm ) 
 Gás hidrogênio H2 (g ) gasoso 
 Água H2O(l) líquida 
 Sacarose C12H22O11 sólido 
 
 
. quando comparado com os compostos iônicos, os compostos moleculares apresentam 
baixos pontos de fusão e de ebulição ; 
. alguns compostos moleculares são solúveis em água, outros não ; tudo depende da 
natureza química do composto molecular e das condições em que se dá a dissolução ; 
. dependendo da natureza química do composto covalente, ele pode ou não formar eletrólitos 
, conduzindo ou não corrente elétrica ( fundido ou dissolvido na água ) ; 
 
- Dissolução da sacarose / C12H22O11 
 lâmpada não acende 
água 
 
 dissolução 
 
 
 moléculas de sacarose moléculas de sacarose dissolvidas 
 ( solução não eletrolítica ) 
 
Na dissolução das moléculas de sacarose na água, há apenas a separação dessas partículas 
e a sua distribuição por entre as moléculas do solvente ( água ), sem no entanto haver 
qualquer tipo de modificação na estrutura química das moléculas do açúcar . 
48 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 água 
- Dissolução de HCl em água : H – Cl H+ ( aq ) + Cl- ( aq ) 
 
 lâmpada acende 
água 
 ionização 
 H – Cl (l) H+(aq) Cl-(aq) 
 
 
 moléculas de HCl íons produzidos durante a dissolução( solução eletrolítica ) 
 
 
. IONIZAÇÃO: é o processo de formação de íons que ocorre quando certas substâncias 
moleculares são dissolvidas na água ; a presença da água é determinante na formação dos 
íons . 
 
 
 O MODELO DA “ LIGAÇÃO COORDENADA ” OU “ LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA ” 
 
A chamada ligação COVALENTE DATIVA, é um tipo de ligação covalente que ocorre quando 
um dos átomos ligantes, que já atingiu a estabilidade com 8 elétrons na última camada, se 
une a um outro átomo envolvido na ligação e que, necessita ainda, de 2 elétrons para 
completar a sua camada de valência. O átomo que já adquiriu estabilidade por meio de 
ligações covalentes anteriores, compartilha um de seus pares de elétrons com o átomo 
que dele necessita . 
Essa ligação não difere em nada da ligação covalente estudada anteriormente, a não ser pelo 
fato de que o par de elétrons compartilhado, ser proveniente do átomo que já se encontra 
previamente estabilizado. 
 
 
 
49 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 . . . . . . . . 
 : A : B : => : A : B : 
 . . . . . . . . 
 átomo já previamente átomo instável 
 estável par dativo compartilhado 
 
OBS . : 
 
. a ligação dativa é indicada por um seta orientada no sentido do átomo que já é estável 
previamente, para o átomo que necessita compartilhar o par de elétrons , porém , a sua 
indicação também pode ser feita por traços assim como na “ ligação covalente normal ” ; 
 
. no instante da ligação, num primeiro momento, átomos iguais não apresentam a tendência 
de se unirem ; 
 
 
Exemplo : formação das ligações na molécula do gás dióxido de enxofre SO2 
 
 . . . . . . 
 : O : : S : O : ; O = S O 
 . . 
 fórmula eletrônica de Lewis fórmula estrutural plana 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 EXERCÍCIOS 
 
11) Dadas as fórmulas moleculares abaixo, montar as fórmulas eletrônica ( F. E ) e 
estrutural plana( F.E.P ) ), para cada caso . Utilize a Tabela Periódica para o conhecimento 
das famílias periódicas dos elementos envolvidos nas ligações . 
 
a- H2 f- CS2 l- C2H6 q- C2H2 
b- O2 g- C2H4 m- O3 r- ( NH4 )
+ 
c- N2 h- PCl3 n- SO2 s- ( H3O )
+ 
d- HCl i- NH3 o- SO3 t- BeCl2 ( atenção ) 
e- Br2 j- H2O p- CO u- BF3 ( atenção ) 
 
 
. ATENÇÃO: 
 
- o átomo de Be fica estável com apenas 4 elétrons na última camada ; 
 
- o átomo de B fica estável com apenas 6 elétrons na última camada ; 
 
 
 As Ligações Covalentes e as Substâncias do tipo “ HxEyOz” ( ácidos oxigenados ) 
 
Os modelos das ligações covalente normal e dativa são muito úteis para explicar a estrutura 
molecular dos ácidos oxigenados, representados genericamente por HxEyOz . 
 
- ROTEIRO BÁSICO PARA A MONTAGEM DAS FÓRMULAS ESTRUTURAIS DE 
SUBSTÃNCIAS DO TIPO HxEyOz: 
 
 
 
 
 
51 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
1º - Estabelecer ligações covalentes normais entre os átomos de hidrogênio e de oxigênio , 
formando grupos “ – OH “ ; devem ser montados tantos grupos – OH quantos forem 
possíveis, de acordo com a quantidade de átomos de hidrogênio e de oxigênio presentes na 
molécula ; 
 . . 
 . O . . H 
 . . 
 
2º - Ligar os grupos -OH no átomo central “ E “ ; 
 
 
3º - Após todos os grupos – OH terem sido ligados ao átomo central, se ainda restarem 
átomos a serem ligados, estes devem ser unidos também ao átomo central : por ligações 
covalentes normais de este ainda não tiver sido estabilizado completamente pelos grupos – 
OH ou por ligações covalentes dativas se o átomo central já estiver estável ; 
 
 
Exemplo : Montar as fórmulas eletrônica ( F .E ) e estrutural plana ( F .E . P ) para o ácido 
de fórmula molecular H2SO4 . Consulte a Tabela Periódica para o conhecimento das famílias 
periódicas dos átomos dos elementos envolvidos . 
 
Resolução : 
 
. pela consulta à Tabela Periódica, tem-se que : H ( “ IA “ ) ; O e S ( VIA ) 
. o H2SO4 apresenta 2 átomos de H e 4 átomos de O, portanto é possível a montagem de 2 
grupos -OH , restando 2 átomos de oxigênio : 
 
 
 
 
 
52 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
1º . Passo do roteiro : montagem dos grupos – OH 
 
 . . 
 H O = > . O . x H 
 H2SO4 . . 
 
 . . 
 H O => . O . x H 
 . . 
 O 
 
 O 
 
 
2º Passo do roteiro : ligar os grupos – OH no átomo central ( S ) 
 
 
 
 . . xx . . 
 H x . O . x S x . O . x H 
 . . xx . . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
3º . Passo do roteiro : ligação dos átomos restantes ( de O ) ao átomo central 
 
Como com a ligação dos grupos –OH ao átomo central de S , este já se estabiliza com 8 
elétrons na última camada, os átomos restantes de O só podem ser ligados a ele por ligação 
covalente dativa . 
 
 . . 
 : O : 
  
 . . xx . . 
 H x . O . x S x . O . x H 
 . . xx . . 
  
 : O : 
 . . 
 fórmula eletrônica 
 
 
 O H – O O 
 
 H – O – S – O – H ou S 
 
 H – O O 
 
 fórmula estrutural plana 
 
 
 
 
 
 
54 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Observação: Exceções comuns – Ácidos Oxigenados do Fósforo 
 
 O 
 
. H3PO2 H – O – P – H 
 
 H 
 O 
 
. H3PO3 H – O – P – O – H 
 
 H 
 
 EXERCÍCIOS 
 
12) Dadas as fórmulas moleculares a seguir dosácidos oxigenados, montar as fórmulas 
eletrônica ( F. E ) e estrutural plana ( F.E.P ), para cada caso . Utilize a Tabela Periódica para 
o conhecimento das famílias periódicas dos elementos envolvidos nas ligações . 
 
a- HNO2 h- HClO2 
b- HNO3 i- HClO3 
c- H2CO3 j- HClO4 
d- H3PO4 k- HCNO 
e- H3PO3 
f- H3PO2 
g- HClO 
 
 
 
 
 
 
55 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 Ligações Covalentes – O Modelo da Teoria dos Orbitais Moleculares ( T .O .M ) 
 
Quando os átomos se unem por ligação covalente para a formação de uma molécula, os 
pares de elétrons por eles compartilhados, se formam a partir da interpenetração dos orbitais 
atômicos das eletrosferas desses átomos, que contém os elétrons ligantes . 
Portanto, quando da formação de uma molécula, haverá o surgimento de uma “região” do 
espaço em torno dos núcleos dos átomos que se ligam, originada pelo entrosamento dos 
orbitais atômicos, na qual será máxima a probabilidade se “encontrar” os pares de elétrons 
compartilhados . Esta “região” é denominada Orbital Molecular e, a teoria que prevê a 
formação destes orbitais é chamada Teoria dos Orbitais Moleculares . 
 
Orbital Molecular : é a região do espaço em torno dos núcleos dos átomos que formam uma 
molécula, na qual é máxima a probabilidade de se encontrar os pares de elétrons que são por 
eles compartilhados . 
 
 
- FORMAÇÃO DE MOLÉCULAS SIMPLES PELA “ T. O . M “ 
 
1) Formação da molécula do gás hidrogênio : H2(g) / H – H 
 
  (s+s) 
 1H
0 : 1s1 ... 
  => + => 
 1H
0 : 1s1 ... 
 O.A O.A O .M 
 H H H – H 
 
 
 
 
 
 
 
56 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
2) Formação da molécula do gás cloro : Cl2(g) / Cl – Cl 
 
 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
  
 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
 
 
 
 
  (p+p) 
  (p+p ) 
 
 => 
 
 O .M 
 
 Cl – Cl 
 
 O.A O.A 
 C l Cl 
 
 
3) Formação da molécula de HCl / H – Cl : 
 
 
17Cl
0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
  => 
1H
0 : 1s1 ................................................................. 
 
57 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 O . A O . A 
 H Cl 
 
 
 
  (s+p) 
 
 
 
 
 
 
 O . M 
 H – Cl 
 
 
 
4) Formação da molécula do oxigênio gasoso : O2(g) / O = O 
 
 
8O
0 : 1s2 2s2 2p4 
 
   => 
 
8O
0 : 1s2 2s2 2p4 
58 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 
 
 O . A O . A 
 
 O O 
 
 
  (p+p) 
 
 
 
 
  (p+p) 
 
 
 
 
 
 
 
 O .M 
 O = O 
 
 
5) Formação da molécula de nitrogênio gasoso : N2(g) / N  N 
 
 
7N
0 : 1s2 2s2 2p3 
 
 
    => 
 
 
7N
0 : 1s2 2s2 2p3 
 
 
59 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 
 
 
 + 
 
 
 
 
 
 
 O . A O . A 
 N N 
 
 
  (p+p) 
 
 
 
  (p+p) 
 
  ( p + p )O . M 
 
 N  N 
 
. Classificação das Ligações Covalentes segundo o entrosamento dos orbitais 
 
 
 Ligação Covalente SIGMA (  ) : ocorre pelo entrosamento ( interpenetração ) frontal de 
orbitais, 
 
ou seja, pela interpenetração de orbitais ao longo de um mesmo eixo . 
 
 
  ( s+s )  ( s+p )  ( p+p ) 
 
 
 
60 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 Ligação Covalente PI (  ) : ocorre pelo entrosamento ( interpenetração ) paralela de 
orbitais , ou 
 
seja, pela interpenetração de orbitais em eixos laterais . 
 
 
  (p+p) 
 
 
 
 + => ou + =>  
(p+p) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pela observação dos esquemas de formação de moléculas simples, vistos anteriormente, 
pode-se generalizar que : 
 
 
    
 A – B ; A = B ; A  B 
   
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 EXERCÍCIOS 
 
 
1) O que se entende por orbital atômico ? E orbital molecular? 
 
 
2) Escreva os significados da notações abaixo : 
 
.  ( s+s )  ( s+p )  ( p+p )  (p+p) 
 
 
3) Qual a diferença entre uma ligação  ( p+p ) e  (p+p) ? 
 
 
4) Indique nas estruturas abaixo, as ligações sigma e as ligações pi : 
 
 H 
 | 
a- O b- H – O – N = O c- H – C  C – H d- H – C – H e- H – C = C – H 
 / \ | | | 
 H H H H H 
 
 
g- O = C = O 
 
 
5) Faça a montagem das moléculas abaixo, de acordo com a Teoria dos Orbitais Moleculares 
( como 
os exemplos mostrados anteriormente ) . Consulte a Tabela Periódica para o conhecimento 
dos números atômicos dos elementos envolvidos em cada caso . 
 
a- H2O d- OF2 
 
b- PH3 e- F2 
 
c-NCl3 f- HNO2 ( * desafio ) 
 
 
 
 
62 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 A LIGAÇÃO METÁLICA – O MODELO DA LIGÃÇÃO ENTRE METAIS 
 
É basicamente o tipo de ligação que ocorre entre os metais e, que se dá, pela força de 
atração elétrica verificada entre os íons ( cátions ) formados pelos átomos do metal e os 
elétrons livres que são “desprendidos” de sua camada de valência . 
 
 Exemplos: 
 Mar de elétrons ou nuvem eletrônica 
 
 
 
. Representação: Me ou Men ( n é um nº indeterminado ) 
 
Obs.: A ligação metálica não segue a Regra do Octeto 
 
 
 
 
 
http://profs.ccems.pt/PauloPortugal/CFQ/Investigando_a_Estrutura_das_Molculas/Estrutura_das_Molculas.html
63 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Capítulo 5 
 
 
GEOMETRIA DE MOLÉCULAS SIMPLES 
 
- TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÕNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA 
 
De acordo com essa Teoria, existem forças de repulsão elétrica entre os pares de 
elétrons ligantes ( compartilhados ) ou não ( não compartilhados ) das camadas de valência ( 
última camada ) dos átomos que se unem para a formação das moléculas, conferindo a estas 
um certo aspecto geométrico . 
 
. QUADRO RESUMO DE GEOMETRIA MOLECULAR 
 
Número de pares de elétrons em torno do 
átomo central 
Disposição dos pares de elétrons, ângulo 
entre eles e geometria molecular 
02 pares A – B – A 1800 LINEAR 
 
03 pares 
 . . 
 B 
 A A ângulo  ANGULAR 
 
 A 
 | 
 B 1200 TRIANGULAR 
 A A ou TRIGONAL PLANA 
 
04 pares 
 . . 
 B ângulo  ANGULAR 
 A . . A 
64 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 . . 
 B PIRAMIDAL 
 A | A 
 A 
 
 A 
 
 B 1090 28’ TETRAÉDRICA 
 A A 
 A 
 
 
. OBS. : 
 
- Toda Molécula diatômica ( biatômica ) apresenta geometria LINEAR ; 
- Para efeito da determinação da geometria molecular, as ligações duplas ( = ) , triplas (  ) e 
dativas ( ) devem ser contadas como se fossem um único par compartilhado ; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
65 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 EXERCÍCIOS 
 
1) Complete o quadro : 
 
Fórmula Molecular 
(FM) 
Fórmula Eletrônica 
(FE) 
Fórmula Estrutural 
Plana ( FEP ) 
Geometria 
 
H2 
 
H . . H 
 
H – H 
 
Linear 
O2 
H2O 
NH3 
CH4 
CO2 
BF3 
BeH2 
H2S 
CCl4 
HCCl3 
N2 
SO2 
O3 
SO3 
PCl3 
HCl 
CO 
HCN 
 
 
 
 Recomendação: por uma questão de espaço, resolva este exercício no caderno 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
66 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
2) Represente as fórmulas eletrônica e estrutural plana dos ácidos oxigenados abaixo, 
determinando 
a geometria de suas moléculas e indicando a quantidade de ligações sigma e pi presentes na 
estrutura de cada um deles. (Consulte a Tabela Periódica para o conhecimento das famílias 
periódicas dos elementos envolvidos em cada caso) . 
 
a – H2CO3 b- HNO3 c- H2SO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
67 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Capítulo 6 
 
POLARIDADE 
 
- ELETRONEGATIVIDADE ( EN ) 
 
 É a força de atração que átomos ligantes exercem sobre os pares de elétrons que estão 
sendo compartilhados entre eles . 
 
 A x x B 
 força de atração do átomo A força de atração do átomo B 
 sobre o par sobre o par 
 Eletronegatividade do átomo A Eletronegatividade do átomo B 
 
. Variação da Eletronegatividade na Tabela Periódica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 As setas indicam o sentido de aumento da ENNesta região ficam os elementos mais eletronegativos: F > O > N 
 
 Não se define eletronegatividade para os gases nobres. 
 
68 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
O cientista Linus Pauling estabeleceu uma escala com os valores numéricos da 
Eletronegatividade . Estes valores também podem ser consultados em algumas tabelas 
periódicas . De acordo com esta escala, tem-se: 
 
 
 
 
 
 
 
. POLARIDADE DE UMA LIGAÇÃO COVALENTE 
 
O surgimento de pólos ( elétricos ) ou não, em uma ligação covalente se dá pela diferença ou 
igualdade das eletronegatividades, respectivamente existente entre os átomos que se ligam . 
 
- Ligação Covalente Polar 
 
Exemplo : Seja o par de elétrons compartilhado por dois átomos A e B – 
 
 A x x B , se EN A < EN B , então : A 
+........ x x B- 
 
O par de elétrons se afasta do átomo A e se aproxima do átomo B , com isso surgem os pólos 
elétricos positivo em torno de A e negativo em torno de B e, portanto, a ligação covalente que 
mantém estes átomos unidos é chamada de ligação covalente polar . 
 
 A – B 
 ligação covalente polar 
 
 
 
 
Elementos mais 
Eletronegativos 
Valor numérico da EN 
F 4,0 
O 3,5 
N 3,0 
69 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
- Ligação Covalente Apolar ( Não Polar ) 
 
Exemplo : Seja o par de elétrons compartilhado por dois átomos A e B – 
 
 A x x B , se EN A = EN B , então : A
0.......... x x ………. B0 
 
Neste caso, como as forças de atração que os átomos A e B exercem sobre o par eletrônico 
são iguais ( iguais eletronegatividades ) , este par não se aproxima de nenhum dos átomos, 
mantendo uma distância igual entre eles ; com isso não há o surgimento de pólos elétricos 
nem em torno de A e nem em torno de B . Portanto, a ligação covalente que mantém estes 
átomos unidos é denominada 
ligação covalente apolar ( ou não polar ) . 
 
. Conclusão : 
 
 - LIGAÇÃO COVALENTE POLAR : quando ENA  ENB 
 - LiGAÇÃO COVALENTE APOLAR : quando ENA = ENB 
 
 
. POLARIDADE DE UMA MOLÉCULA ( POLARIDADE MOLECULAR ) 
 
A polaridade de uma molécula é decorrente da “distribuição” de cargas elétricas em seu 
“interior” , em função de sua geometria e das eletronegatividades dos átomos que compõe 
essa molécula . Assim, de um modo geral pode-se dizer que : 
 
- Molécula SIMÉTRICA / APOLAR : quando ocorrer uma distribuição homogênea ( uniforme ; 
equilibrada ) de cargas no “interior” da molécula ; 
 
- Molécula ASSIMÉTRICA / POLAR : quando ocorrer uma distribuição não homogênea ( não 
uniforme ; não equilibrada ) de cargas no “interior” da molécula ; 
 
 
70 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
. Efeito de um Campo Elétrico sobre as Moléculas: 
 
- Moléculas Apolares : não se orientam ( não “sentem” o efeito ) em um campo elétrico : 
 
 
 + - 
 
 + - 
 campo elétrico 
 
- Moléculas Polares : orientam-se ( “sentem” o efeito ) em um campo elétrico : 
 
 
 + - 
 
 + - 
 
 campo elétrico 
 
. Regras Práticas para se determinar a Polaridade de Moléculas Simples 
 
I . 
- MOLÉCULA APOLAR: 
 
 
 = 
 
 
 
 
 
 
- + 
- + 
QUANTIDADE DE 
PARES DE 
ELÉTRONS AO 
REDOR DO ÁTOMO 
CENTRAL 
 
QUANTIDADE DE 
GRUPOS IGUAIS AO 
REDOR DO ÁTOMO 
CENTRAL 
71 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
Exemplos: 
 
a) A – B – A => ao redor do átomo central B, existem: 2 pares de elétrons e 2 grupos ( A) 
iguais , portanto , essa molécula é APOLAR . 
 
 
 A 
 | 
b) B => ao redor do átomo central B, existem: 3 pares de elétrons e 3 grupos (A) 
 A A iguais, portanto, essa molécula é POLAR . 
 
 
- MOLÉCULA POLAR : 
 
 
 
  
 
 
 
Exemplos : 
 
a) . . 
 B => ao redor do átomo central B, existem : 3 pares de elétrons e 2 grupos 
 A A ( A ) iguais , portanto a molécula é POLAR ; 
 
 
b) . . 
 B => ao redor do átomo central B, existem: 4 pares de elétrons e 3 grupos 
 A A (A ) iguais , portanto, a molécula é POLAR ; 
 A 
 
QUANTIDADE DE 
PARES DE 
ELÉTRONS AO 
REDOR DO ÁTOMO 
CENTRAL 
QUANTIDADE DE 
GRUPOS IGUAIS AO 
REDOR DO ÁTOMO 
CENTRAL 
72 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
c) A 
 
 B => ao redor do átomo central B, existem: 3 pares de elétrons e apenas 
 A C 2 grupos ( A ) iguais ( pois um é diferente => C ), portanto a 
 molécula la é POLAR ; 
 
 
II . Moléculas diatômicas formada por átomos iguais, são sempre APOLARES ; 
 
III . Moléculas diatômicas formada por átomos diferentes, são sempre POLARES ; 
 
IV. Substâncias do tipo CXHY ( formadas apenas por átomos de C e de H ) são 
APOLARES : 
 
Óleos; gorduras; graxas; gasolina; querosene; diesel; benzeno; etc ... = apolares 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
73 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 EXERCÍCIOS 
 
 Complete o quadro : 
 
F.M F.E F.E.P GEOMETRIA POLARIDADE 
H2O 
CO2 
HCCl3 
BF3 
BeCl2 
SO2 
SO3 
O3 
CH4 
H2CO 
CO 
PCl3 
H2S 
HCl 
HCN 
 
Recomendação: por uma questão de espaço resolva este exercício no caderno . 
. REGRA GERAL DE SOLUBILIDADE: 
 
 - SOLUBILIDADE 
 
 É a capacidade que uma substância tem de se dissolver numa outra quimicamente 
semelhante. 
 No fenômeno da dissolução, as partículas de uma dada substância ( soluto ) se 
dispersam ( se distribuem ) por entre as partículas de uma outra substância ( solvente ) 
com a quais apresenta afinidade . 
74 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 - POLARIDADE DAS MOLÉCULAS E SOLUBILIDADE 
 
SOLVENTE TENDÊNCIA À 
DISSOLUÇÃO 
SOLUTO 
Polar dissolve Polar 
Apolar dissolve Apolar 
 
. Regra Geral: 
 “Semelhante dissolve semelhante” 
 
 
 EXERCÍCIO 
. Complete o quadro: 
 
F .M ( soluto ) Polaridade ( st ) F . M (solvente) Polaridade 
(soluto) 
Tendência à 
dissolução ( sim 
ou não ) 
I2 CCl4 
I2 H2O 
S8 H2O 
S8 CCl4 
NaCl H2O 
H3C-CH2 –OH H2O 
gasolina H2O 
gasolina benzeno 
 
 
 
 
 
 
 
75 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
Capítulo 7 
 
 
 FORÇAS INTERMOLECULARES OU LIGAÇÕES MOLECULARES 
 
 Forças intermoleculares ou ligações moleculares, são forças de atração elétrica que se 
manifestam entre as moléculasde uma dada substância e, que são muito mais significativas 
nos estados sólido e líquido, em função de haver nesses estados uma maior proximidade 
entre as partículas 
 As forças moleculares são responsáveis por algumas propriedades físicas das 
substâncias tais como: ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, solubilidade, tensão 
superficial, etc... 
 
 molécula molécula 
    
 
 
 força de atração entre as moléculas forças intermoleculares 
 
- FORÇAS MOLECULARES X FORÇAS ATÔMICAS 
 
As ligações atômicas ( que ocorrem entre átomos ) são mais intensas que as ligações 
moleculares ( que ocorrem entre as moléculas ) . 
Dessa forma, pois, pode-se dizer que as Ligações Iônicas são mais intensas que as Ligações 
Covalentes . 
 
Exemplo : Ligação iônica Na1+ .... Cl 1- > Ligação covalente H – Cl 
 
 
 
 
 
76 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
. Intensidade das Ligações 
 
- Ligações iônicas > Ligações covalentes 
 
- Ligações atômicas ( iônica e covalente ) > Ligações moleculares 
 
 
 TIPOS DE FORÇAS MOLECULARES 
 
 
- FORÇAS DE VAN DER WAALS ( F.V .W ) 
 
 Forças de Van der Waals “ Dipolo Permanente - Dipolo Permanente ” ou “ Dipolo – 
Dipolo ” ( F.V.W DP – DP ) : 
 
 
. Ocorre com MOLÉCULAS POLARES 
 
 
 
 Exemplo : H+ – Cl - ( l ) 
 Dipolo elétrico 
 
     
 
 F.V.W ( DP – DP ) 
 
 
 
 
 
 
+ - + - + - 
77 
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 Forças de Van der Waals “Dipolo Induzido – Dipolo Induzido” ou Dipolo Instantâneo 
 
 – Dipolo Instantâneo ( F.V.W DI - DI ) 
 
. Ocorre com MOLÉCULAS APOLARES 
 
 Exemplo : Cl0 – Cl0 ( l ) 
 
 “ não há ” pólos elétricos permanentes nas moléculas 
 
     
 
 F.V.W ( DI – DI ) 
 
Devido à grande proximidade das moléculas nos estados sólido e líquido, em comparação 
com o estado gasoso, verifica-se que há uma deformação momentânea nas “nuvens 
eletrônicas” das moléculas, originando dipolos elétricos instantâneos , o que permite haver 
entre elas alguma atração molecular . 
 
 
 “PONTES DE HIDROGÊNIO” OU “ LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO” OU “ VÍNCULOS 
DE HIDROGÊNIO ” 
 
. São forças de atração que ocorrem entre moléculas POLARES , sendo que : 
 
- PÓLO ( + ) : átomo de Hidrogênio – H 
 
- PÓLO ( - ) : átomos de Flúor – F ou de Oxigênio – O ou de Nitrogênio – N ( F , O , N ) 
 
 
 
 
78 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
Exemplos : 
 
a) H+ – F - ( l ) 
 
 ... ... ... ... 
 
 ponte de hidrogênio 
 
 - + 
b) NH3 ( l ) 
 - + - + - + 
 … NH3 ( l ) … NH3 ( l ) … NH3 ( l ) … 
 
 ponte de hidrogênio 
 
 - + 
c) H2O ( l ) 
 + - + - + - 
 ... H2O ( l ) ... H2O ( l ) ... H2O ( l ) ... 
 
 ponte de hidrogênio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 H+ - F- H+ - F- H+ - F- 
79 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
. AS PONTES DE HIDROGÊNIO NA SUBSTÂNCIA ÁGUA E PROPRIEDADES DA ÁGUA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- ÀGUA SÓLIDA – GELO / H2O(s) 
 
 cristal de gelo  
 O 
  H H  
 H   H 
 O O 
 H   H 
  H H  estrutura cristalina “aberta” 
 dos cristais de gelo. 
 espaço vazio  O O  
 entre as moléculas H ... O ... H 
 H H 
   
 
 
 
 
 
 
80 
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A água no estado sólido forma uma estrutura cristalina hexagonal “aberta” com espaços 
vazios no se interior, conferindo-lhe um volume maior ocupado pelas moléculas. Estes 
espaços vazios não existem no estado líquido, pois este estado não apresenta um arranjo 
molecular organizado, de tal forma que, na fase líquida, as moléculas ocupam um volume 
menor. 
 
 
 
 
- ÀGUA LÍQUIDA – H2O( l ) 
 
Na medida em os cristais de gelo forem absorvendo calor e forem se liquefazendo , as 
moléculas de água vão adquirindo um maior grau de agitação molecular ; a intensidade das 
pontes de hidrogênio vai diminuindo entre elas e, o arranjo organizado “aberto” dos cristais de 
gelo deixa de existir . Assim, moléculas agora, no estado líquido passam a ocupar um volume 
menor. 
 
 
 
 
 
 
 
81 
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. Densidade da água 
 
Como se sabe, a “massa específica” de uma substância ou, simplesmente “densidade” é a 
relação entre uma certa massa de uma substância e o volume que é ocupado por essa massa 
numa certa temperatura e pressão. Tem-se então, matematicamente: 
 
d = 
v
m
 
 
Ora, como a expressão matemática da densidade traduz uma fração , pode-se concluir que : 
 
. Densidade da água líquida : d H2O( l ) 
 
  v =>  d H2O( l ) 
 
 . Densidade da água sólida / gelo : d H2O( s ) 
 
  v =>  d H2O( s ) 
 
 
 Logo : d H2O( s ) < d H2O( l ) 
 cubo de gelo 
 Este fato justifica porque o gelo flutua na água 
 Água 
 
 
 
 
 
 
 
 
82 
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. Ponto de ebulição da água 
 
- COMPARAÇÃO COM OS HIDRETOS DA FAMÍLIA VI A 
 
Geralmente, quanto maior a massa de uma molécula, maior é o seu ponto de ebulição ; 
entretanto quando se analisa a situação dos hidretos da família VI A , percebe-se uma 
situação diferente : 
 
Hidreto Massa 
Molecular ( u ) 
Pontos de 
Ebulição (0C) 
Força Molecular 
H2O 18 100 Ponte de 
Hidrogênio 
H2S 34 - 62 FVW ( DP – DP ) 
H2Se 81 - 42 FVW ( DP – DP ) 
H2Te 129 - 4 FVW ( DP – DP ) 
H2Po 212 - FVW ( DP – DP ) 
 
 
 Verifica-se que, excetuando-se a água, todos os demais hidretos seguem a regrageral : 
maior massa => maior o ponto de ebulição . 
 A água, contraditoriamente, apesar de apresentar a menor massa, apresenta dentre os 
hidretos da família VI A , o maior ponto de ebulição . Isto pode ser explicado pela natureza 
das forças moleculares que se manifestam entre as moléculas dos hidretos. Na água, 
ocorrem forças moleculares por Pontes de Hidrogênio , enquanto que nos outros hidretos, as 
forças que mantém suas moléculas atraídas, são Forças de Van de Waals ( Dipolo 
Permanente – Dipolo Permanente ) . 
 As Pontes de Hidrogênio são mais intensas que as Forças de Van der Waals, assim 
sendo, as moléculas de água estão muito mais fortemente atraídas umas pelas outras, do que 
as moléculas dos demais hidretos estão entre si. Com isso, é necessária uma energia maior 
para fazer com que a substância água passe do estado líquido para a fase de vapor ou gás . 
Portanto, as Pontes de Hidrogênio são as responsáveis pelo inesperado ponto de ebulição 
elevado da substância água . 
83 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
. Tensão Superficial (Tensão de Superfície) 
 
A chamada Tensão Superficial, é uma característica dos líquidos, que surge em função da 
ocorrência das forças moleculares entre as suas partículas . 
Na substância água, essa característica é mais acentuada devido à presença das pontes de 
hidrogênio. 
No caso da água, a tensão chega a ser tão grande, que há a formação de uma “película 
elástica “ de água na superfície livre do líquido. Esta película é facilmente perceptível . 
 
Coesão e Tensão Superficial 
As forças coesivas entre as 
moléculas no interior de um líquido 
são compartilhadas com as 
moléculas vizinhas. Já aquelas 
moléculas da superfície, não têm 
vizinhas acima delas, e, portanto, 
exibem uma força atrativa mais forte 
sobre suas vizinhas mais próximas 
na superfície. 
Este aumento das forças atrativas 
intermoleculares na superfície é 
chamada tensão superficial. 
 
 
 
 INTENSIDADE DAS FORÇAS MOLECULARES 
 
- Generalizações: 
 
. Para moléculas de tamanhos próximos: 
 
 F. V . W ( DI – DI ) < F . V . W ( DP – DP ) < Ponte de Hidrogênio 
 
 intensidade aumenta 
 
http://www.bertolo.pro.br/Biofisica/Fluidos/#c4
http://www.bertolo.pro.br/Biofisica/Fluidos/#c1
84 
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. Pontos de Fusão e de Ebulição - para moléculas de tamanhos próximos : 
 
APOLAR COM FV W (DI – D I) < POLAR COM FVW (DP – DP)< POLAR COM PONTE DE 
HIDROGÊNIO 
 
 PE e PF crescente 
 
 EXERCÍCIOS 
 
1) Como se pode explicar a polaridade das ligações químicas? 
2) O que são forças ou ligações ou interações moleculares ou intermoleculares? 
3) Quais os tipos de ligações intermoleculares existentes ? 
4) Tem-se duas substâncias HX e HY . Sabendo-se que com as moléculas de HX ocorrem 
Forças de Van der Waals e, que, com as moléculas de HY ocorrem pontes de hidrogênio, o 
que se pode afirmar com relação aos pontos de ebulição dessas substâncias? 
5) Considere a estrutura plana do fluoridreto . Que tipo de forças moleculares ocorrem entre 
suas moléculas? Represente-as. 
6) Considere todas as substâncias abaixo no estado sólido ou líquido . Complete o quadro a 
seguir, escrevendo o tipo principal de ligação intermolecular que se manifesta entre as 
moléculas de cada uma das substâncias: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fórmula Molecular da Substância Tipo de Força entre as moléculas 
O2 
HCl 
H2O 
NH3 
CH3 – NH2 
CH3 – CH2 – OH 
85 
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7) No processo de ebulição do hidrogênio, são rompidas : 
a- ligações covalentes 
b- pontes de hidrogênio 
c- ligações covalentes e pontes de hidrogênio 
d- forças dipolo induzido 
e- forças dipolo induzido e ligações covalentes 
 
8) A tensão superficial que provém das forças de atração inter moleculares é maior na água 
ou no éter etílico ( C2H5 – O – C2H5 ) ? 
 
9) Moléculas como CF3Cl e CF2Cl2 são exemplos dos chamados CFC ( cloroflúorcarbonetos ) 
apontados como prejudicais a camada estratosférica de ozônio ( O3 ) . Quando foram 
sintetizadas, essas substâncias pareceram excelentes opções para uso como propelentes de 
aerossóis e fluidos de refrigeração de geladeiras por serem gasosas e pouco reativas . 
 
a- indique qual dos dois CFC mencionados têm o menor ponto de ebulição ; justifique sua 
resposta . 
 O 
 / / 
b- explique porque o CF2Cl2 é gasoso e a CH3 – C – CH3 ( acetona ) é líquida . 
 
10) Dadas as substâncias : 
 
A : CH4 B: C3H8 C: C5H10 D : C2H6 
 
Pode-se afirmar que apresenta maior ponto de ebulição: 
 
a- A b- B c- C d- D e- todas têm o mesmo ponto de ebulição 
 
 
 
86 
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11) Dadas as substâncias representadas pelas moléculas : 
 
 OH OH OH 
 | | | 
I . C2H6 II . H2C – CH2 – CH2 III . CH3 – CH2 –CH2 IV. C3H6 
 
Organize-as em ordem crescente de pontos de ebulição . 
 
12) Com base no gráfico dado, coloque ao lado da substância a letra que corresponde a 
associação correta : 
 ( ) H2O ( ) H2S ( ) H2Se ( ) H2Te 
 
 PF A 
 
 D 
 B C 
 
 MM 
 
13) Com base no gráfico dado, responda como pode ser justificado o ponto de ebulição 
anormalmente elevado para o HF . 
 
 PF HF 
 
 HI 
 HCl HBr 
 
 MM 
 
 
 
 
87 
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EXERCÍCIOS DE REVISÃO 
 
1) Um dos principais poluentes atmosféricos é o monóxido de carbono ( CO ). Determine o 
número de nêutrons e quantidade total de partículas presentes em uma molécula desse 
poluente . 
 
2) Determine a quantidade total de partículas do íon formado pelo elemento químico cálcio e 
pelo íon formado pelo elemento químico fósforo . 
 
3) Um elemento químico X é isóbaro do 18 Ca
40 e isótono do 19 K 
41 . Dê a localização de X na 
Tabela Periódica . 
 
4) Qual a distribuição eletrônica completa do íon trivalente formado pelo elemento químico Fé 
? 
 
5) Um certo átomo E , apresenta o elétron mais energético no subnível 4p6 . Pede-se : 
 
a- qual a localização de E na Tabela Periódica ? 
 
b- qual o número atômico dos elementos que antecedem e sucedem o elemento E na mesma 
família do sistema periódico ? 
 
6) O nível de valência do elemento A é : e do elemento B é : 
 
Ambos pertencem ao 3 º período da Tabela Periódica . O composto resultante da combinação 
destes dois elementos será : 
 
a- B2A , com ligação iônica 
b- B2A , com ligação covalente 
c- A2B , com ligação iônicad- A2B, com ligação molecular 
 
 
88 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
7) De acordo com Teoria dos Orbitais Moleculares, montar a estrutura orbital da molécula 
HClO . 
 
8) Sabendo que tanto o carbono como o nitrogênio têm eletronegatividades diferentes 
daquela do oxigênio, explique porque o CO2 é apolar e o NO2 é polar . 
 
9) O carbono e o silício pertencem à mesma família periódica . 
 
a- qual o tipo de ligação covalente existe no SiH4 ? 
 
b- embora a eletronegatividade do Si seja 1,4 e a do hidrogênio, 2,1 , a molécula do SiH4 é 
apolar . por quê ? 
 
10) Identifique o tipo de força molecular que ocorre entre as moléculas das seguintes 
substâncias : 
 
a- metano - CH4 b- clorofórmio - HCCl3 c- benzeno - C6H6 
 
d- éter comum - C2H5 –O – C2H5 
 
e- água - H2O f- álcool comum - C2H5 – OH 
 
11) Dê a geometria e a polaridade das seguintes moléculas : CO ; PH3 ; SiH4 ; Cl2O ; F2 ; 
HCCl3 ; H2CO . 
 
12) Explique porque : 
 
a- o álcool se dissolve na água ; 
b- o óleo não dissolve na água ; 
c- benzeno se dissolve em tetracloreto de carbono ; 
 
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Capítulo 7 
 
TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS 
(Reações Químicas) 
 
- FENÔMENO FÍSICO 
 
 É o tipo de fenômeno no qual não são verificadas alterações na estrutura íntima da 
matéria . De uma forma geral, os fenômenos físicos estão associados às mudanças de 
estados físicos, não havendo portanto, a formação de novas substâncias . 
 
Exemplos : 
 
. Mudanças de estado da água : H2O(s)  H2O(l)  H2O(v) 
 
. Fusão do ferro : Fe0(s)  Fe0(l) 
 
- FENÔMENO QUÍMICO 
 
 É o tipo de fenômeno no qual são verificadas alterações na estrutura íntima da matéria, ou 
seja, neste tipo de fenômeno, observa-se a formação ( produção ) de novas substâncias . 
Para a formação dessas novas substâncias, o(s) material(is) inicial(si) que lhe dará(ao) 
origem, deve(em) sofrer uma alteração íntima em sua estrutura e constituição química, ou 
seja, as moléculas que o formam devem ter suas ligações atômicas ( iônicas, covalentes, etc. 
) desfeitas, para que os átomos possam se re-agrupar posteriormente, estabelecendo novas 
ligações , e com isso levar a produção de um novo material(is) ( novas moléculas ) . 
 O(s) novo(s) material(is) formado(s) ( novas moléculas), apresenta(m) propriedades físicas 
e químicas diferentes do(s) material(is) original(is) . 
 
 
FENÔMENO QUÍMICO  TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA  REAÇÃO QUÍMICA 
90 
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Exemplo : 
 
. Formação da água ( H2O ) 
 
H – H (g) O 
 + O = O (g)  H H (l) 
H – H (g) O 
 H H (l) 
 
. Formação do gás ozônio ( O3 ) 
 
O = O (g) O = O 
O = O (g)  O 
O = O (g) O = O 
 O 
 
OBS .: 
 
Quando um elemento químico emite radiação ( expulsão de energia e de partículas do seu 
núcleo ) ele se transforma num novo elemento químico, entretanto, esta transformação não é 
uma transformação química e, sim um transformação nuclear , uma vez em que há alteração 
da composição nuclear . 
Em uma transformação química, as substâncias que dela participam ( reagentes e produtos ) 
interagem entre si, a partir de suas eletrosferas nas camadas de valência . 
 
 
Transformação Química  Transformação Nuclear 
 
 
 
 
 
91 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
- INDICAÇÕES FÍSICAS DA OCORRÊNCIA DE UMA TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA 
 
. mudança de cor 
. desprendimento de gás 
. formação de precipitado 
. variações de temperatura e energia 
. mudanças de sabor, odor, etc ... 
 
- REPRESENTAÇÃO GRÁFICA DE UMA TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA 
 
Uma transformação química pode ser representada graficamente, através de uma EQUAÇÃO 
QUÍMICA, na qual são utilizados os símbolos e as fórmulas químicas das substâncias 
envolvidas na transformação. 
De um modo geral, pode-se escrever : 
 
 1º Membro 2º Membro 
 A + B  C + D 
 
 Reagentes Produtos 
 
Exemplos : 
 
. 2 H2 (g) + 1 O2(g)  2 H2O (l) 
 
. 1 H2SO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  1 Na2SO4 (aq) + 2 H2O(l) 
 
 .1 CaCO3 (s)  1 CaO (s) + 1 CO2 (g) 
 
 
 
 
 
92 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
- Coeficientes e Índices 
 
. Coeficientes : indica a quantidade de partículas ( átomos, moléculas, íons ) de cada espécie 
química ( reagentes e produtos ) participante da transformação . 
 
. Índices : indica a quantidade de átomos de cada elemento químico presente em uma 
fórmula química . 
 
Exemplo : 2 Al 2 ( SO4 ) 3 
 
 í n d i c e s 
 
 c o e f i c i e n t e 
 
. o coeficiente “ 2 ” à frente da fórmula Al 2( SO4 ) 3 indica duas “moléculas” de Al 2 ( SO4 ) 3 
 
. os índices indicam : 
 
- que em cada fórmula Al 2 ( SO4 ) 3 existem - 2 átomos de Al ; 3 átomos de S e 12 
átomos de O ; 
- portanto, em 2 fórmulas de Al 2( SO4 ) 3 existirão : 4 átomos de Al ; 6 átomos de S e 24 
átomos de O ; 
 
a. Algumas Notações Utilizadas nas Equações Químicas 
 
F.M (s) : estado sólido 
F.M (l) : estado líquido 
F.M (g) : estado gasoso 
F.M (v) : estado de vapor 
F.M (aq) : meio aquoso 
F.M (conc.) : concentrado 
F.M (dil.) : diluído 
( F.M = fórmula molecular do reagente ou do produto ) 
93 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
R  P : aquecimento 
  
 
 cat 
R  P : catalisador ( substância que acelera a velocidade de uma reação ) 
 
 
 P,T 
 R  P : pressão e temperatura 
 
  
 R  P : luz (  = letra grega lâmbda ) 
 
  
 R  P : passagem de corrente elétrica / eletricidade (  = letra grega sigma maiúscula ) 
 
 
R  P : descarga elétrica 
 
 H+ 
R  P : meio ácido 
 
 OH- 
R  P : meio básico 
 
R  P : desprendimento de gás 
 
R  P  ou R  P : formação de precipitado 
 
( R = reagente ; P = produto ) 
94 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
- LEI DE LAVOISIER ( ou LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS ) 
 
 Ao estudar a ocorrência das transformações químicas, Lavoisier constatou através de 
sucessivos experimentos que : “ em um sistema fechado, a massa do reagentes é igual a 
massa dos produtos , ou seja, a massa do sistema se conserva ( se mantém constante ) 
antes e após da reação ocorrida ” . 
 Esta observação experimental constatada é conhecida como LEI DE LAVOISIER ou 
LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS. 
O enunciado clássico dessa lei é : 
 
“Na natureza nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”. 
 
Exemplo : através da análise da equação química abaixo, pode-se exemplificar a Lei de 
Lavoisier – 
 
 1º membro – Reagentes 2º Membro - Produtos 
 
  
 
 sistema inicial - antes da reação sistema final – após a reação 
 
 
 massa dos reagentes massa dos produtos 
 
 
 massa dos reagentes = massa dos produtos 
 
 
 
 
 
 
NaCl (aq) + AgNO3 (aq) AgCl (s)  + NaNO3 (aq) 
95Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
. Balanço de átomos 
 
1º membro – reagentes – antes da reação 2º membro – produtos – após a reação 
 1 átomo de Na 1 átomo de Na 
1 átomo de Cl 1 átomo de Cl 
1 átomo de Ag 1 átomo de Ag 
1 átomo de N 1 átomo de N 
3 átomos de O 3 átomos de O 
 
- CONSEQUÊNCIA DA LEI DE LAVOISIER NUMA EQUAÇÃO QUÍMICA 
 
. Balanceamento de Equações Químicas 
 
Balancear ou equilibrar uma equação química é fazer com ela obedeça à Lei de Lavoisier, 
fazendo com que a quantidade total de átomos de cada elemento químico, se torne igual no 
primeiro e no segundo membros ( antes e após a transformação ), ou seja, que a quantidade 
total de átomos de cada elemento químico que forma cada um dos reagentes , se torne igual 
à quantidade de átomos de cada elemento químico que forma cada um dos produtos obtidos 
. 
 
. O Método das Tentativas 
 
Das diversas técnicas e métodos utilizados para se fazer o acerto dos coeficientes de uma 
equação química, destaca-se aqui, o chamado “METODO DAS TENTATIVAS” . 
Este método se baseia numa observação criteriosa, no bom senso e numa lógica matemática 
que permitirá que números sejam experimentados como coeficientes das fórmulas de 
reagentes e produtos envolvidos na equação, de tal modo a torná-la equilibrada. 
Ao se tentar fazer o equilíbrio de uma equação, de uma forma geral, deve-se: 
 
1º) acertar os coeficientes dos metais ; 
2º) acertar os coeficientes dos não metais ; 
3º) acertar os coeficientes dos hidrogênios ; 
96 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
4º) acertar os coeficientes dos oxigênios ; 
5º) dar preferência para a utilização dos menores números inteiros possíveis ; 
6º) os índices não são modificados em nenhuma hipótese ; 
 
Exemplos : Acertar, pelo Método das Tentativas, os coeficientes das seguintes equações 
químicas – 
 
a-) ? C2H6O + ? O2  ? CO2 + ? H2O ( equação não balanceada ) 
 
resposta : 
 
 1 C2H6O + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O ( equação balanceada ) 
 
b) ? Fe + ? O2  ? Fe2O3 ( equação não balanceada ) 
 
respostas : 
 
. 1 Fe + 3/2 O2  1 Fe2O3 ou 1 Fe + 1,5 O2  1 Fe2O3 ( equação balanceada ) 
 
 ou 
 
 . 4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 ( equação balanceada - menores números inteiros possíveis ) * 
 
 
c) ? H2 + ? O2  ? H2O ( equação não balanceada ) 
 
 
 
 
 
 
97 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 respostas : 
 
 . 1 H2 + 1/2 O2  1 H2O ( equação balanceada ) 
 
. 1 H2 + 1/2 O2  1 H2O ( x2 ) 
 
. 2 H2 + 1 O2  2 H2 ( equação balanceada – menores números inteiros possíveis ) * 
 
 - * : forma preferencial de fazer os balanceamentos dessas equações 
- Quando for o caso e houver necessidade, fazer a simplificação dos coeficientes : 
 
 4 A + 8 B  12 C (  4 ) 
 
 1 A + 2 B  3 C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 EXERCÍCIOS 
 
I. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS PELO MÉTODO DAS TENTATIVAS 
 
13) Utilizando o Método das Tentativas, fazer o acerto dos coeficientes das equações 
químicas abaixo: 
 
1) Cr + O2  Cr2O3 
2) P + O2  P2O5 
3) BaO + As2O5  Ba3(AsO4)2 
4) Al2(CO3)3  Al2O3 + CO2 
5) Bi2O3 + H4[ Fe(CN)6 ]  Bi4[ Fe(CN)6 ] + H2O 
6) NaOH + H3PO4  Na3PO4 + H2O 
7) Al(OH)3 + H4SiO4  Al4(SiO4)3 + H2O 
8) Mg(OH)2 + H2SO3  MgSO3 + H2O 
9) Fe(OH)3 + HNO3  Fe(NO3)3 + H2O 
10) Cu(OH)2 + H4P2O7  Cu2P2O7 + H2O 
11) PCl5 + H2O  H3PO4 + HCl 
12) MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 
13) HI + HIO3  H2O + I2 
14) H2S + H2SO4  S + H2O 
15) Na2SO4 + Na2S  Na2SO3 
16) Mn3O4 + Al  Al2O3 + Mn 
17) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O 
18) As + NaClO + H2O  H3AsO4 + NaCl 
19) Ca3(PO4)3 + SiO2 + C  CaSiO3 + P + CO 
20) AuCl3 + SnCl2  SnCl4 + Au 
21) H2S + HNO3  H2O + S + NO 
22) CdS + I2 + HCl  S + HI + CdCl2 
23) FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2 
99 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
24) H2S + Br2 + H2O  HBr + H2SO4 
25) HI + H2SO4  I2 + H2S + H2O 
26) K2Cr2O7 + KOH  K2CrO4 + H2O 
27) I2 + KIO3 + HCl  KCl + ICl + H2O 
 28) S + O2  SO2 
 29) H2SO4 + Al(OH)3  Al2(SO4)3 + H2O 
 30) C12H22O11  C + H2O 
 31) C8H18 + O2  CO2 + H2O 
 32) C3H8O + O2  CO2 + H2O 
 33) Al + Cl2 + AlCl3 
 34) Al + O2  Al2O3 
 35) CaO + H3PO4  Ca3(PO4)2 + H2O 
 36) (NH4)2Cr2O7  N2 + H2O + Cr2O3 
 
II. EXERCÍCIOS NUMÉRICOS SOBRE A LEI DE LAVOISIER 
 
1) Uma certa massa “m” de gás metano, reage com 12,8 g de gás oxigênio, produzindo 8,8 g 
de gás carbônico e 7,2 g de água. Qual a massa de metano, necessária para ocorrer o 
fenômeno ? 
 
2) Considere o fenômeno : carbono + água  óxido de carbono + hidrogênio 
 ( 6x ) g ( 8+x ) g ( 15 – x ) g ( x ) g 
 
Quais as massas das substâncias participantes desta formação ? 
 
3) Sabe-se que x g de óxido de sódio, reagem com ( 2x – 26 ) g de ácido sulfúrico, produzindo 
( 2x + 18 ) g de sulfato de sódio e ( 
4
10x
 ) g de água . Determine as massas das substâncias 
que participam dessa reação . 
 
 
 
100 
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4) Misturam-se num recipiente, 5 g de hidrogênio com 42 g de oxigênio . Provocando-se a 
reação, observa-se a formação de 45 g de água ao lado do oxigênio . Qual a massa de 
oxigênio restante? 
 
5) 9,3 g de fósforo são colocados num recipiente que contém 120 g de iodo . Terminada a 
reação observa-se que houve formação de 123, 6 g de um composto, e que a massa de 
fósforo foi integralmente consumida . O que se pode apurar em relação ao iodo ? 
 
- TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS E SUAS CLASSIFICAÇÕES 
 
São várias as maneiras de se fazer a classificação das transformações químicas. Abaixo têm-
se destacam-se quatro dessas maneiras . 
 
1) ANÁLISE ou DECOMPOSIÇÃO 
 
 substância composta + substância composta 
. Substância Composta – 
 substância composta + substância simples 
 
 substância simples + substância simples 
 
Exemplos : 
 
. CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) 
  
 
  
. H2O ( l )  H2 (g ) + O2 ( g ) 
 
 
  
. H2O2 ( l )  H2O ( l ) + ½ O2 ( g ) 
101 
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2) SÍNTESE 
 
. substância composta + substância composta 
. substância composta + substância simples substância simples 
. substância simples + substância simples 
 
Exemplos : 
 
. CaO (s) + CO2 (g)  CaCO3 (s) 
 
. H2 (g ) + O2 ( g )  H2O ( l ) 
 
. H2O ( l ) + ½ O2 ( g )  H2O2 ( l ) 
 
3) DESLOCAMENTO 
 
. Substância simples + substância composta  substância simples + substância composta 
 
Exemplos : 
 
. Zn0 (s) + CuSO4 (aq)  Cu
0(s) + ZnSO4(aq) ( o Zn
0 desloca o Cu0 ) 
 
 
 
. Cl2
0 (g) + 2 NaI (aq )  I2
0 (g) + NaCl(aq) ( o cloro desloca o iodo ) 
 
 
 
 
 
 
102 
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4) DUPLA TROCA 
 
 São reações que obedecem ao seguinte esquema geral : 
 
 ( A+ B - ) + ( C+ D - )  ( A+ D - ) + ( C+ B - ) 
 
 
Exemplos : 
 
. Ag+ (NO3) 
- + Na+ Cl-  Ag+Cl- + Na+(NO3) – 
 
 
 
. H2
+ (SO4)
2- + 2 Na+(OH) -  Na2
+ (SO4)
2- + H +(OH) - 
 
 
 
 EXERCÍCIOS 
 
14) Classifique as reações abaixo representadas, de acordo com os critérios estudados. 
Após fazer a classificação, efetue o balanceamento de cada equação dada : 
 
1) BaCO3  BaO + CO2 
2) C + H2  CH4 
3) NH4NO3  N2O + H2O 
4) BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + NaCl 
5) CaCl2 + K2CO3  CaCO3 + KCl 
6) Fe + HCl  FeCl2 + H2 
7) NH4NO2  N2 + H2O 
8) FeCl2 + Cl2  FeCl3 
103 
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9) SO3 + H2O  H2SO4 
10) NH3 + HCl  NH4Cl 
11) Fe + O2  Fe2O3 
12) MgCO3  MgO + CO2 
13) Na + H2O  NaOH + H2 
14) KOH + NH4Cl  KCl + NH4OH 
15) HCl + NaCN  NaCl + HCN 
 
- EQUACIONAMENTO DE REAÇÕES INORGÂNICAS DE “DUPLATROCA” 
 
Ao se equacionar uma equação de uma reação inorgânica de Dupla Troca, deve-se , de 
forma geral : 
 
. identificar nas fórmulas envolvidas, as “espécies positivas” e as “espécies negativas” ; 
 
. para a identificação de cátions e ânions, utilizar a Tabela de Cátions e Ânions ; 
 
. identificadas as espécies positivas e negativas, fazer a permuta : espécie positiva da 
primeira substância, reage com a espécie negativa da segunda e, a espécie negativa da 
primeira substância, reage com a espécie positiva da segunda ; 
 
. os índices de íons, não são transportados para os segundo membro da equação, pois 
posteriormente este índices serão acertados pelo balanceamento da equação ; 
 
. se um dos reagentes for um ácido, o índice do hidrogênio não deve ser transportado para o 
segundo membro, pois este índice será acertado posteriormente, pelo balanceamento da 
equação ; 
 
. a soma das cargas em uma molécula deve ser sempre igual a zero ; 
 
 
104 
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Exemplos : Faça o equacionamento das seguintes equações de dupla troca - 
 
a) ( NH4 )2 SO4 + Mg(OH)2  ? 
 
 ( NH4 )2
1+ ( SO4 )
2- + Mg2+ (OH)2
1-  ( NH4 )
1+(OH)1- + Mg2+ ( SO4 )
2- 
 
 
 
 
 
 1 ( NH4 )2
1+ ( SO4 )
2- + 1 Mg2+ (OH)2
1-  2 ( NH4 )
1+(OH)1- + 1 Mg2+ ( SO4 )
2- 
 
 
 
b) Fe(OH)3 + H3PO4  ? 
 
 
 
 Fe3+ (OH)3 
1- + H3
1+ (PO4) 
3 -  Fe3+(PO4) 
3 - + H1+ (OH)1- 
 
 
 
 
 
 1 Fe3+ (OH)3 
1- + 1 H3
1+(PO4) 
3 -  1 Fe3+(PO4) 
3 - + 3 H2O 
 
 
c) sulfato de alumínio + ácido nítroso  ? 
 
 
 sulfato de alumínio + ácido nítrOSO  ? 
 
 
 
 (SO4)
2- Al 3+ H1+ nitr ITO ... ( NO2 )
1- 
 
 
 
 Al2
3+(SO4)3 
2- H1+(NO2)
1- 
 
105 
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Então: 
 
 
 Al2
3+ (SO4)3 
2- + H1+ (NO2)
1-  ? 
 
 
 
 
 
 
 
Al2
3+ (SO4)3 
2- + H1+ (NO2)
1-  Al3+ (NO2)3
1- + H2
1+(SO4)
2- 
 
 
1 Al2
3+ (SO4)3 
2- + 6 H1+ (NO2)
1-  2 Al3+ (NO2)3
1- + 3 H2
1+(SO4)
2- 
 
 
 EXERCÍCIOS 
 
15) Faça o equacionamento das reações inorgânicas de dupla troca, representadas abaixo 
pelas seguintes equações : 
 
1) cloreto de magnésio + ácido fosfórico  ? 
2) sulfato de cromo III + hidróxido de bário  ? 
3) nitrato férrico + hidróxido de cálcio  ? 
4) sulfeto de amônio + sulfato de ferro III  ? 
5) sulfato de amônio + hidróxido de potássio  ? 
6) carbonato de sódio + hidróxido de amônio  ? 
7) sulfato de bário + ácido clorídrico  ? 
8) sulfato plumboso + ácido cloroso  ? 
9) iodeto de prata + ácido nítrico  ? 
10) carbonato de amônio + ácido fosfórico  ? 
11) carbonato de potássio + ácido pirofosfórico  ? 
12) tiossulfato de sódio + ácido clorídrico  ? 
13) cloreto de cálcio + nitrato de sódio  ? 
14) fosfato de bário + cloreto de amônio  ? 
15) cloreto de mercúrio II + iodeto de potássio  ? 
16) cloreto ferroso + iodeto de potássio  ? 
106 
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17) sulfato de mercúrico + hidróxido de rubídio  ? 
18) nitrato de prata + hidróxido de lítio  ? 
19) cloreto de zinco + ácido sulfúrico  ? 
20) nitrato de alumínio + ácido sulfúrico  ? 
21) brometo de sódio + ácido sulfúrico  ? 
22) fluoreto de lítio + ferrocianeto de potássio  ? 
23) nitrato de bismuto + ácido sulfídrico  ? 
24) hidróxido de bário + ácido ferricianídrico  ? 
25) sulfato de manganês + hidróxido de amônio  ? 
26) sulfeto ferroso + ácido clorídrico  ? 
27) carbonato de cálcio + ácido nitroso  ? 
28) tiossulfato de césio + ácido iodídrico  ? 
29) óxido de cálcio + ácido sulfúrico  ? 
30) ácido perclórico + hidróxido de zinco  ? 
31) ácido fosforoso + hidróxido de magnésio  ? 
32) ácido hipocloroso + hidróxido de sódio  ? 
33) ácido hiposforoso + hidróxido plúmbico  ? 
34) ácido iódico + hidróxido de alumínio ? 
35) óxido de sódio + ácido sulfúrico  ? 
36) óxido de enxofre IV + hidróxido de potássio  ? 
37) óxido de magnésio + água  ? 
38) dióxido de carbono + hidróxido de cálcio  ? 
39) sulfato de alumínio + ácido mangânico  ? 
40) dicromato de potássio + ácido clorídrico  ? 
41) permanganato de potássio + ferricianeto de bismuto  ? 
42) perclorato de estanho II + acetato de chumbo II  ? 
43) ácido cianídrico + cianato de amônio  ? 
44) cromato de bário + cloreto de cobalto III ? 
45) sulfato de níquel II + hidróxido de alumínio  ? 
107 
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RESPOSTAS SOBRE OS EXERCÍCIOS DE BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES 
Páginas 98 e 99 
 Utilizando-se os menores números inteiros, obtém-se os seguintes coeficientes para as 
equações dadas: 
 
1) 4 , 3  2 28) 1 , 1  1 
2) 4 , 5  2 29 ) 3 , 2  1 , 6 
3) 3 , 1  1 30 ) 1  12 , 11 
4) 1  1 , 3 31 ) 2 , 25  16 , 18 
5) 2, 3  1 , 6 32 ) 2 , 9  6 , 8 
6) 3 , 1  1 , 3 33 ) 2 , 3  2 
7) 4 , 3  1 , 12 34 ) 4 , 3  2 
8) 1 , 1  1 , 2 35 ) 3 , 2  1 , 3 
9) 1 , 3  1 , 3 36 ) 1  1 , 4 , 1 
10 ) 2 , 1  1 , 4 
11 ) 1 , 4  1 , 5 
12 ) 1 , 4  1 , 2 , 1 
13 ) 5 , 1  3 , 3 
14 ) 3 , 1  4 , 4 
15 ) 3 , 1  4 
16 ) 3 , 8  4 , 9 
17 ) 3 , 6  5 , 1 , 3 
18 ) 2 , 5 , 3  2 , 5 
19 ) 1 , 3 , 5  3 , 2 , 5 
20 ) 2 , 3  3 , 2 
21 ) 3 , 2  4 , 3 , 2 
22 ) 1 , 1, 2  1 , 2, 1 
23 ) 4 , 11  2 , 8 
24 ) 1 , 4 , 4  8 , 1 
25 ) 8 , 1  4 , 1 , 4 
26 ) 1 , 2  2 , 1 
27 ) 2 , 1 , 6  1 , 5 , 3 
108 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
RESPOSTAS SOBRE OS EXERCÍCIOS 
DE EQUACIONAMENTO DE REAÇÕES DE DUPLA TROCA 
PÁGINAS 105 E 106 
 
1) 3 MgCl2 + 2 H3PO4  1 Mg3 (PO4)2 + 6 HCl 
 
2) 1 Cr2 (SO4)3 + 3 Ba(OH)2  3 BaSO4 + 2 Cr(OH)3 
 
3) 2 Fe (NO3)2 + 3 Ca(OH)2  2 Fe(OH)3 + 3 Ca(NO3)2 
 
4) 3 (NH4)2S + 1 Fe2 (SO4)3  3 (NH4)2SO4 + 1 Fe2S3 
 
5) 1 (NH4)2SO4 + 2 KOH  1K2SO4 + 2 NH4OH 
 
6) 1 Na2CO3 + 2 NH4OH  1 (NH4)2CO3 + 2 NaOH 
 
7) 1 BaSO4 + 2 HCl  1 BaCl2 + 1 H2SO4 
 
8) 1 PbSO4 + 2 HClO2  1 Pb(ClO2)2 + 1 H2SO4 
 
9) 1 AgI + 1 HNO3  1 AgNO3 + 1 HI 
 
10) 3 (NH4)2CO3 + 2 H3PO4  2 (NH4)3 PO4 + 3 H2CO3 ou 
 
 3 (NH4)2CO3 + 2 H3PO4  2 (NH4)3 PO4 + 3 H2O + 3 CO2 
 
11) 2 K2CO3 + 1 H4P2O7  K4P2O7 + 2 H2CO3 ou 
 
 2 K2CO3 + 1 H4P2O7  K4P2O7 + 2 H2O + 2 CO2 
 
12) 1 Na2 S2O3 + 2 HCl  2 NaCl + 1 H2S2O3 
 
13) 1 CaCl2 + 2 NaNO3  1 Ca(NO3)2 + 2 NaCl 
 
14) 1 Ba3 (PO4)2 + 6 NH4Cl  3 BaCl2 + 2 (NH4)3PO4 
 
15) 1 HgCl2 + 2 KI  1 HgI2 + 2 KCl 
 
16) 1 FeCl2 + 2 KI  FeI 2 + 2 KCl 
 
17) 1 HgSO4 + 2 RbOH  1 Hg(OH)2 + 1 Rb2SO4 
 
18) 1 AgNO3 + 1 LiOH  1 AgOH + 1 LiNO3 
 
19) 1 ZnCl2 + 1 H2SO4  ZnSO4 + 2 HCl 
 
20) 2 Al(NO3)3 + 3 H2SO4  1 Al2 (SO4)3 + 6 HNO3 
 
21) 2 NaBr + 1 H2SO4  1 Na2 SO4 + 2 HBr 
 
22) 4 LiF + K4 [ Fe (CN)6 ]  1 Li4 [ Fe (CN)6 ] + 4 KF 
 
109 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
23) 2 Bi(NO3)3+ 3 H2S  1 Bi2S3 + 6 HNO3 
 
 
24) 3 Ba(OH)2 + H3 [ Fe (CN)6 ]  1 Ba3 [ Fe (CN)6 ]2 + 6 H2O 
 
25) 1 MnSO4 + 2 NH4OH  1 (NH4 )2SO4 + 1 Mn(OH)2 
 
26) 1 FeS + 2 HCl  1 FeCl2 + 1 H2S 
 
27) 1 CaCO3 + 2 HNO2  1Ca(NO2)2 + 1 H2CO3 ou 
 
 1CaCO3 + 2 HNO2  1Ca(NO2)2 + 1 H2O + 1CO2 
 
28) 1 Cs2 S2O3 + 2 HCl  2 CsCl + 1 H2S2O3 
 
29) 1 CaO + 1 H2SO4  1 CaSO4 + 1 H2O ( reação de óxido básico + ácido ) 
 
30) 2 HClO4 + 1 Zn(OH)2  1 Zn(ClO4)2 + 2 H2O 
 
31) H2 (HPO3) ou H3PO3 = ácido fosforoso 
 
 1 H2 (HPO3) + 1 Mg(OH)2  1 Mg(HPO3) + 2 H2O 
 
32) 1 HClO + 1 NaOH  1 NaClO + 1 H2O 
 
33) H (H2PO2) ou H3PO2 = ácido hiposforoso 
 
 4 H (H2PO2) + 1 Pb(OH)4  1 Pb(H2PO2)4 + 4 H2O 
 
34) 3 HIO3 + 1 Al(OH)3  1 Al(IO3)3 + 1 H2O 
 
35) 1 Na2O + 1 H2SO4  1 Na2SO4 + 1 H2O ( reação de óxido básico + ácido ) 
 
36) 1 SO2 + 2 KOH  1 K2SO4 + 1 H2O ( reação de óxido ácido + base ) 
 
37) 1 MgO + 1 H2O  1 Mg(OH)2 ( reação de óxido básico + água ) 
 
38) 1 CO2 + 1 Ca(OH)2  1 CaCO3 + 1 H2O ( reação de óxido ácido + base ) 
 
39) 1 Al2 (SO4)3 + 3 H2MnO4  3 H2SO4 + 1 Al2 (MnO4)3 
 
40) 1 K2Cr2O7 + 2 HCl  1 H2Cr2O7 + 2 KCl 
 
41) 3 KMnO4 + 1 Bi [ Fe (CN)6 ]  1 K3 [ Fe(CN)6 ] + 1 Bi(MnO4)3 
 
42) 1 Sn(ClO4)2 + 1 Pb( H3C-COO
- )2  Sn(H3C-COO 
- )2 + 1 Pb(ClO4)2 
 
43) 1 HCN + 1 NH4CNO  1 HCNO + 1 NH4CN 
 
44) 3 BaCrO4 + 2 CoCl3  3 BaCl2 + 1 Co2 (CrO4)3 
 
45) 3 NiSO4 + 2 Al(OH)3  1 Al2 (SO4)3 + 3 Ni(OH)2 
 
110 
Montagem: Prof. Luciano Cardoso 
 
 
 
 
 
Referências utilizadas para a montagem desta apostila: 
 
 
 
. Apontamentos de aulas – Prof. Cardoso , L . 
 
. Usberco, J. e Salvador, E. - QUÍMICA, Química Geral 1 ; 2ª Edição – São Paulo – Editora 
Atual – 
 1996 ; 
 
 
. Sardella, A – QUÍMICA , Série Novo Ensino Médio , Volume Único ; 1ª Edição – São Paulo - 
Editora 
 Ática – 2000 ; 
 
 
. Feltre, R. E Yoshinaga, S. – QUÍMICA GERAL , Volume 1 ; 1ª Edição – São Paulo – Editora 
Moder- 
 na Ltda. – 1978 ; 
 
 
. páginas da WEB – diversas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Luciano Cardoso 
dez/13 – jan/14 
 
	METAIS
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