quimica

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Introdução 
A Química é um ramo das Ciências da Natureza que estuda a matéria, suas propriedades, 
constituição, transformações e a energia envolvida nesses processos. 
A Matéria é o principal objeto de estudo da Química e pode ser definida como tudo aquilo que 
ocupa lugar no espaço e tem massa, ou seja, todo o mundo material ao nosso redor e, inclusive, 
nós mesmos. 
Independentemente do formato, origem (presente no nosso planeta ou no universo) ou se vivo 
ou morto, não existe nenhum material que esteja fora do alcance da Química. 
A Química tem um enorme impacto sobre a tecnologia e a nossa sociedade, pois seus estudos 
desempenham um papel fundamental no desenvolvimento de todos os ramos das ciências. 
Afinal de contas, é por meio do estudo da matéria que podemos entender as propriedades e as 
possíveis transformações que cada substância pode sofrer para, então, usar esse conhecimento 
em nosso benefício. 
É muito fácil perceber as diversas contribuições proporcionadas pela Química ao longo de toda 
a história da humanidade. Entre elas, podemos destacar: 
O desenvolvimento dos alimentos industrializados; 
O aumento do prazo de validade dos produtos; 
O aumento da eficácia e ação dos cosméticos; 
Desenvolvimento de medicações para combate às mais variadas doenças; 
Desenvolvimento de fontes alternativas de combustíveis; 
Produção de substâncias em laboratório; 
Desenvolvimento de técnicas e soluções para problemas ambientais. 
A Química é uma ciência de três níveis fundamentais: 
1. Macroscópico: Transformações que podem ser observadas, isto é, ocupa-se das propriedades 
que envolvem objetos grandes e visíveis; 
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2. Microscópico: Trata-se da interpretação dos fenômenos macroscópicos por meio de 
transformações que não podemos ver diretamente, como o reordenamento dos átomos; 
3. Simbólico: Usam-se símbolos químicos, tais como fórmulas moleculares, estruturais e 
eletrônicas, além de equações e fórmulas matemáticas, para representar as transformações e 
fenômenos estudados. 
Neste espaço, você pode esclarecer cada uma das dúvidas que possui sobre os mais variados 
temas e questionamentos que envolvem a Química, isto é, todo o conhecimento relacionado 
com as principais áreas da Química exigidas nos vestibulares ainda em vigência e no Enem, a 
saber: 
 
 
 
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Química Geral: 
- Matéria 
- Estados físicos da matéria 
- Propriedades da matéria 
- Substâncias e misturas 
- Átomo 
Química Inorgânica: 
- Ácidos 
- Bases 
- Óxidos 
- Sais 
- Reações químicas relacionadas às substâncias acima destacadas 
Físico-Química: 
- Soluções 
- Propriedades coligativas 
- Cinética química 
- Termoquímica 
- Eletroquímica 
- Equilíbrio químico 
- Radioatividade 
Química Orgânica: 
- Características do carbono 
- Funções Orgânicas oxigenadas 
- Funções Orgânicas nitrogenadas 
- Isomerias 
- Reações orgânicas 
- Polímeros 
- Bioquímica 
Química ambiental 
- Poluição atmosférica 
- Poluição das águas 
 
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- Poluição do solo 
- Chuva ácida 
- Destruição da camada de ozônio 
- Descarte do lixo 
- Reciclagem do lixo 
Geometria molecular 
"Geometria molecular é o formato adotado por uma molécula constituída por ligação covalente 
no plano espacial. Essa forma baseia-se na maneira como os átomos que compõem a molécula, 
que deve apresentar mais de dois átomos, estão dispostos em torno do átomo central. 
A disposição dos átomos em uma molécula está baseada na teoria da repulsão de pares 
eletrônicos (TREPV), que afirma que os elétrons presentes nas nuvens eletrônicas ao redor de 
um átomo central repelem-se (afastam-se), alterando o posicionamento dos átomos, 
determinando, assim, a geometria molecular. 
Obs.: Nuvem eletrônica é o par de elétrons formado por uma ligação entre dois átomos ou entre 
elétrons da camada de valência do átomo central que não estejam participando de uma ligação 
química." 
1- Geometria linear 
"Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula diatômica (dois átomos) ou 
triatômica (três átomos) na qual o átomo central está ligado diretamente a outros dois átomos. 
No caso da molécula triatômica, não há nuvem eletrônica não ligante." 
Na molécula do CS2, há três átomos: um átomo de carbono ligado a dois átomos de enxofre. 
Nessa estrutura, todos os quatro elétrons da camada de valência do carbono estão participando 
das ligações químicas. 
Geometria angular 
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula triatômica (três átomos) cujo átomo 
central liga-se diretamente a dois outros átomos. Essa ligação apresenta, obrigatoriamente, uma 
ou duas nuvens eletrônicas não ligantes. 
 
Na molécula de H2O , há três átomos: um átomo de oxigênio ligado a dois átomos de hidrogênio. 
Nessa formação, apenas dois dos seis elétrons da camada de valência do oxigênio estão 
participando das ligações químicas. Logo, há duas nuvens não ligantes. 
3- Geometria trigonal plana 
Essa geometria molecular ocorre quando se tem uma molécula tetratômica (quatro átomos) na 
qual o átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. Nessa estrutura, não há nuvem 
eletrônica não ligante. 
A molécula do BH3 é formada por quatro átomos: um átomo de boro ligado a três átomos de 
hidrogênio. Nessa molécula, todos os três elétrons da camada de valência do boro estão 
participando das ligações químicas. 
 
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Geometria piramidal 
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula tetratômica (quatro átomos) cujo 
átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. Essa estrutura apresenta, 
obrigatoriamente, uma nuvem eletrônica não ligante. 
Na molécula do PH3, há quatro átomos: um átomo de fósforo ligado a três átomos de 
hidrogênio. Nessa formação, apenas três dos cinco elétrons da camada de valência do fósforo 
estão participando das ligações químicas. Logo, há uma nuvem não ligante. 
Geometria tetraédrica 
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula pentatômica (cinco átomos) cujo 
átomo central, que não apresenta nuvem eletrônica não ligante, liga-se diretamente a quatro 
outros átomos. 
Na molécula do SiH4, há cinco átomos: um átomo de silício ligado a quatro átomos de 
hidrogênio. Todos os quatro elétrons da camada de valência do silício estão participando das 
ligações químicas. 
Geometria bipiramidal 
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula hexatômica (seis átomos) cujo átomo 
central liga-se diretamente a cinco outros átomos. Nesse caso, não há nuvem eletrônica não 
ligante. 
Na molécula do PH5, há seis átomos: um átomo de fósforo ligado a cinco átomos de hidrogênio. 
Todos os cinco elétrons da camada de valência do fósforo estão participando das ligações 
químicas. 
Geometria octaédrica 
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula heptatômica (sete átomos) na qual 
o átomo central liga-se diretamente a seis outros átomos. Nesse caso, não há nuvem eletrônica 
não ligante. 
Na molécula do SF6, há sete átomos: um átomo de enxofre ligado a seis átomos de flúor. Todos 
os seis elétrons da camada de valência do enxofre estão participando das ligações químicas. 
 
Polaridade (lig. covalentes) 
Ligações químicas são classificadas em polares ou apolares. 
Enquanto que toda ligação iônica é polar, a polaridade da ligação covalente depende dos átomos 
presentes na molécula. 
Uma ligação covalente é apolar quando apenas átomos de um mesmo elemento químico estão 
unidos; já quando são elementos diferentes, há diferença de eletronegatividade e a molécula é 
polar. 
A polaridade ocorre devido à formação de polos nas substâncias químicas, que são positivos e 
negativos de acordo com as cargas. Por isso, a capacidade de atrair elétrons faz com que 
 
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compostos iônicos possuam polaridade máxima, pois tendem a formar espécies químicas 
carregadas eletricamente. 
Ligações polares e apolares 
A eletronegatividade é uma propriedade periódica que representa(liberada pelas usinas), entre outras. 
 
A poluição ambiental representa a degradação do solo, das águas e do ar, o que compromete a 
capacidade das próximas gerações de suprir as próprias necessidades. 
A humanidade depende da disponibilidade dos recursos naturais do planeta, e essa difícil 
conciliação entre o desenvolvimento e a sustentabilidade tem despertado o mundo para a 
progressiva redução da poluição ambiental. 
Poluição atmosférica 
A poluição da atmosfera é um dos problemas mais sérios das grandes cidades e também um dos 
que mais causam danos à saúde humana. A poluição do ar é resultado do lançamento de enorme 
quantidade de gases e partículas na atmosfera, causando o desequilíbrio dos já existentes. 
Os principais poluentes lançados na atmosfera são: 
 
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Monóxido de carbono: produto da queima dos combustíveis; 
Dióxido de enxofre: produto da combustão do enxofre presente nos combustíveis tóxicos; 
Monóxido de nitrogênio e dióxido de nitrogênio: resultantes de qualquer combustão que ocorra 
na presença de ar atmosférico; 
Chumbo: que costuma ser adicionado à gasolina para aumentar a octanagem; 
Dióxido de carbono (CO2): produto de qualquer matéria orgânica. Embora encontrado 
naturalmente na atmosfera, quando lançado em excesso provoca desequilíbrios. 
A chuva ácida, o efeito estufa, a inversão térmica, a ilha de calor, a destruição da camada de 
ozônio, são algumas das consequências da poluição do ar atmosférico. 
Saiba mais sobre a poluição atmosférica e outros tipos de poluição. 
Poluição das águas 
A poluição das águas é a contaminação dos recursos hídricos do planeta, uma verdadeira 
ameaça à vida. As fontes de água doce, as mais vitais para os seres humanos, são as que mais 
recebem poluentes. Muitos lugares do planeta correm o risco de ficar definitivamente sem água. 
Nas grandes aglomerações urbanas, o problema da poluição das águas atinge proporções 
catastróficas, onde uma infinidade de fontes poluidoras, tanto na forma de esgotos domésticos 
como de efluentes industriais, acima da capacidade de absorção pelos organismos 
decompositores e de resíduos inorgânicos não biodegradáveis, muitos inclusive tóxicos e 
cumulativos são despejados nos rios, lagos e oceanos. 
A poluição do lençol freático, que são as águas subterrâneas, com pesticidas usados na 
agricultura e com o chorume dos lixões é também uma tragédia ecológica, que causa a poluição 
dos mananciais. 
Poluição Atmosférica 
Poluição atmosférica é a introdução de qualquer substância que, devido a sua concentração, 
possa se tornar nociva à saúde e ao meio ambiente. Conhecida também como poluição do ar, 
refere-se à contaminação do ar por gases, líquidos e partículas sólidas em suspensão, material 
biológico e até mesmo energia. 
Acesse a matéria Conheça os poluentes atmosféricos e seus efeitosPoluentes atmosfericos 
CLIMA 
Conheça os poluentes atmosféricos e seus efeitos 
Esse tipo de poluição se dá com as substâncias chamadas de poluentes atmosféricos, que 
existem em forma de gases ou partículas provenientes de fontes naturais (vulcões e neblinas) 
ou artificiais produzidas pelas atividades humanas. De acordo com um estudo da Organização 
Mundial de Saúde (OMS) de 2014, a poluição do ar causou a morte de mais de 7 milhões de 
pessoas no mundo em 2012, matando mais que AIDS e malária juntas. 
A poluição do ar 
Poluição de indústrias 
 
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Pode parecer incrível, mas a poluição atmosférica já estava presente na Roma Antiga, quando 
as pessoas queimavam madeira, por exemplo. Porém, a Revolução Industrial ampliou 
incrivelmente o impacto humano sobre a qualidade do ar, já que a intensidade da combustão 
de carvão aumentou de modo absurdo no século XIX, principalmente na Grã-Bretanha. A queima 
de carvão mineral despejava toneladas de poluição atmosférica, causando danos à população, 
que sofria de doenças respiratórias, responsáveis por milhares de mortes na época. 
Entre os episódios marcantes que foram consequência da poluição atmosférica, a situação da 
Inglaterra nos anos 1950 ganha destaque. Em 1952, devido à poluição particulada e compostos 
de enxofre liberados pelas indústrias na queima de carvão, além de péssimas condições 
climáticas que contribuíram para a não dispersão dessa poluição, cerca de quatro mil pessoas 
morreram em Londres por problemas respiratórios no período de uma semana. Nos meses 
seguintes a esse evento, que foi conhecido como Big Smoke (Grande fumaça, em tradução livre), 
mais de oito mil pessoas morreram e cerca de outros 100 mil ficaram doentes. 
Tipos de poluição do ar 
Poluição atmosférica é um nome genérico que usamos para um vasto conjunto de substâncias. 
Os poluentes podem ser classificados em dois tipos: poluentes primários e poluentes 
secundários. 
Poluentes primários são aqueles lançados diretamente na atmosfera, provenientes de fontes 
antrópicas e naturais. Poluentes secundários são aqueles que são produtos de reações químicas 
e fotoquímicas, que ocorrem na atmosfera envolvendo os poluentes primários. Vamos conhecer 
os principais poluentes atmosféricos: 
Acesse a matéria 88% dos habitantes das cidades estão expostos a níveis de poluição acima dos 
recomendados, afirma OMSPoluicao 750 
NO MUNDO 
88% dos habitantes das cidades estão expostos a níveis de poluição acima dos recomendados, 
afirma OMS 
Monóxido de Carbono (CO) 
Um gás incolor, inodoro e tóxico. Produzido principalmente pela queima não completa de 
combustível. Ele causa interferência no transporte do oxigênio no nosso corpo, podendo causar 
asfixia. Saiba mais na matéria: “O que é monóxido de carbono?“. 
Dióxido de Carbono (CO2) 
É uma substância fundamental para os seres vivos. Os vegetais utilizam o dióxido de carbono 
para realizar sua fotossíntese, processo no qual eles usam a energia solar e o CO2 para produzir 
energia. O gás é produzido no processo de respiração celular, mas possui outras fontes, que são 
causa de boa parte da poluição atmosférica, como o processo de decomposição e a queima de 
combustíveis fósseis. Esse gás é muito conhecido atualmente por ser um dos causadores do 
efeito estufa. Isso ocorre devido ao fato do CO2 absorver parte da radiação emitida pela 
superfície da terra, retendo o calor, resultando em um aumento da temperatura. Entenda 
melhor na matéria: “Dióxido de carbono: o que é o CO2?“. 
Clorofluorcarbonetos (CFCs) 
 
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Costumavam ser emitidos a partir de produtos como aparelhos de ar-condicionado, 
refrigeradores, sprays de aerossol, etc. Atualmente, esses compostos estão banidos em quase 
todo o mundo. Quando em contato com outros gases, os CFCs causam danos à camada de 
ozônio, sendo as grandes responsáveis pelo seu buraco, permitindo assim que os raios 
ultravioletas alcancem a superfície da Terra, causando problemas como câncer de pele. Veja 
mais sobre a substituição dos CFCs na matéria: “HFC: substituto do CFC, gás também traz 
impactos“. 
Óxidos de Enxofre (SOx) 
O mais nocivo é o dióxido de enxofre (SO2), que é produzido em diversos processos industriais 
e por atividades vulcânicas. Na atmosfera, o dióxido de enxofre forma o ácido sulfuroso, 
causando a chuva ácida. 
Acesse a matéria Carbono em excesso aumenta a sede das plantas, revela estudoCultivo lavoura 
FLORA TERRESTRE 
Carbono em excesso aumenta a sede das plantas, revela estudo 
Óxidos de Nitrogênio (NOx) 
Em especial o dióxido de nitrogênio (NO2) é um grande fator de poluição do ar. Esses óxidos são 
gases altamente reativos, formados durante a combustão pela ação microbiológica ou por raios. 
Na atmosfera, o NOx reage com compostos orgânicos voláteis e monóxido de carbono, 
produzindo ozônio troposférico. É também oxidado em ácido nítrico, que contribui para a chuva 
ácida. Entenda melhor na matéria: “Dióxido de nitrogênio? Conheça o NO2“. 
Compostos Orgânicos Voláteis (COVs) 
Esses elementos que integram a poluição atmosférica são químicos orgânicos emitidos por 
várias fontes, incluindoa queima de combustível fóssil, atividades industriais e emissões 
naturais da vegetação e de queimadas. Alguns COVs (ou VOCs, na sigla em inglês) de origem 
antropogênica, como o benzeno, são poluentes cancerígenos. O metano é um composto 
orgânico volátil que contribui para o efeito estufa e é cerca de 20 vezes mais potente que o 
monóxido de carbono. Saiba mais na matéria: “VOCs: conheça os compostos orgânicos voláteis“. 
Amônia (NH3) 
Emitida principalmente pela agricultura devido ao uso de fertilizantes. Na atmosfera, a amônia 
é um tipo de poluição atmosférica que reage formando poluentes secundários. 
Material Particulado (MP) 
São partículas finas de sólidos ou líquidos suspensos. Esse material ocorre naturalmente a partir 
de erupções vulcânicas, tempestades de areia, formação de nevoeiros e outros processos 
naturais. A ação humana produz MP em atividades industriais, mineração e combustão de 
combustíveis fósseis, entre outros. Na atmosfera, esse material causa danos à saúde. Quanto 
menor a partícula, maiores os efeitos provocados. Alguns efeitos causados pelo material 
particulado são os problemas respiratórios e do coração. Entenda mais na matéria: “Os perigos 
do material particulado“. 
Ozônio Troposférico (O3) 
 
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Apesar de ser extremamente necessário na atmosfera para bloquear a radiação solar, o ozônio 
que é formado na troposfera (mais perto da superfície da Terra), a partir de reações com outros 
poluentes, é uma forma de poluição atmosférica que causa diversos danos para a nossa saúde, 
como irritação e problemas respiratórios. 
Configuração Eletrônica 
Com os aperfeiçoamentos feitos na Tabela Periódica ao longo dos anos, e com o aumento de 
elementos químicos conhecidos, passou-se a utiliza-la de modo a prever o comportamento dos 
elementos nela contidos no que diz respeito às suas propriedades e características, contudo, 
existem exceções, tornando a tabela falível nas previsões de propriedades desses elementos. 
Por esse motivo iniciou-se estudos quânticos relacionados aos elementos, os átomos e 
principalmente sobre o posicionamento dos elétrons na eletrosfera. 
A distribuição eletrônica, ou como também é conhecida, princípio da configuração eletrônica 
nada mais é que a disposição dos elétrons de forma que o átomo fique em seu estado 
fundamental. 
O estado fundamental de um átomo é aquele onde todos os seus elétrons estão dispostos nos 
níveis mais baixos de energia que estão disponíveis. O estado fundamental também é conhecido 
como estado estacionário, e nesse estado o átomo possui os seus elétrons em um estado de 
mínima energia possível. 
Camadas eletrônicas 
A partir do modelo atômico de Bohr, que é um aperfeiçoamento do modelo atômico de 
Rutherford, tornou-se possível a compreensão de alguns fenômenos que os modelos atômicos 
anteriores não conseguiam explicar com eficácia. Através de um experimento que se baseou na 
emissão de luz utilizando átomos de apenas um elétron, o postulado de Bohr mostrou que os 
elétrons estão confinados em determinados níveis de energia quando em seu estado 
estacionário, e cada estado estacionário está relacionado à um nível de energia, descrito pelo 
número quântico principal (n) que varia de 1 a 7, também chamados de camadas K, L, M, N, O, 
P e Q, e representado por uma órbita localizada ao redor do núcleo do átomo. Para que o elétron 
migre de um nível para o outro é necessário que haja absorção de energia. 
 
 
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Cada camada comporta uma quantidade máxima de elétrons, como podemos verificar a seguir: 
Nível (n) 1 2 3 4 5 6 7 
Camada K L M N O P Q 
Máximo de elétrons 2 8 18 32 32 18 2 
 
A partir dessas informações, podemos distribuir os elétrons de qualquer elemento da tabela 
periódica com facilidade, por exemplo: 
Hidrogênio (H): 
Número atômico = 1 
Nível (n) 1 
Camada K 
Máximo de elétrons 1 
 
Carbono (C): 
Número atômico = 6 
Nível (n) 1 2 
Camada K L 
Máximo de elétrons 2 4 
 
Cálcio (Ca): 
Número atômico = 20 
 
Nível (n) 1 2 3 4 
Camada K L M N 
Máximo de elétrons 2 8 8 2 
 
Subníveis de Energia – Diagrama de Linus Pauling 
O modelo de Bohr não corresponde com a realidade do que ocorre com a entrada de elétrons 
nos níveis de energia da eletrosfera. Através de estudos quânticos, Linus Pauling criou um 
diagrama que facilita o entendimento de como os elétrons ocupam os orbitais. Normalmente os 
elétrons ocupam quatro principais orbitais eletrônicos que são identificados pelas letras s, p, d 
e pela letra f, em ordem crescente de energia. Para cada nível de energia (n= 1 a 7), existem os 
subníveis de energia que estão diretamente ligados a um dos orbitais. Este método foi criado 
pelo físico alemão Erwin Madelung e aperfeiçoado por Linus Pauling, por esse motivo, na 
literatura é comum citar somente o diagrama de Linus Pauling, ou apenas diagrama de Pauling. 
 
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Quando um elétron está localizado no nível 1 por exemplo, representa-se o mesmo como 1s, 
pois este encontra-se no nível 1 e no orbital s, e assim sucessivamente com os demais níveis e 
orbitais. 
O princípio básico do diagrama de Linus Pauling consiste em facilitar o entendimento de como 
os elétrons se distribuem nos níveis e subníveis de energia até a sua camada de valência. 
A camada de valência é a que acomoda os elétrons com maior energia, que são responsáveis 
pela ocorrência das reações químicas, pois os elétrons contidos nela estão instáveis e buscando 
outros elétrons para que possam se tornar estáveis conforme a Teoria do Octeto. 
Como vimos anteriormente, os átomos comumente ocupam 7 níveis de energia, cada nível com 
seus subníveis associados ao tipo de orbital em que o elétron se encaixa. Cada orbital possui no 
máximo dois elétrons, por esse motivo, eles podem ser distribuídos nos subníveis de energia. 
Subnível s p d f 
Número de orbitais por subnível 1 3 5 7 
Número máximo de elétrons 2 6 10 14 
 
Vejamos abaixo o esquema de como funciona o diagrama de Pauling, que permite realizar a 
distribuição eletrônica de todos os elementos químicos da tabela periódica e em seguida alguns 
exemplos de como realizar a distribuição eletrônica utilizando esse modelo. Para compreender 
o diagrama, é preciso primeiramente entender a simbologia presente nele: 
 
 
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Desse modo temos a sequência energética da seguinte maneira: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 
Vejamos agora um exemplo prático de como aplicar o diagrama de Pauling com alguns 
elementos químicos: 
Rubídio (Rb): 
37Rb = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 
Camada de Valência: 5s1 – 1 elétron na última camada 
Titânio (Ti): 
22Ti = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 
Camada de Valência: 3d2 – 2 elétrons na última camada 
Sódio (Na): 
11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 
Camada de Valência: 3s1 – 1 elétron na última camada 
Tabela Periódica 
A tabela periódica é um modelo criado para o organizar e agrupar todos os elementos químicos 
já descobertos pelo ser humano. 
 
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Nela, os elementos são colocados em ordem crescente de número atômico. Cada quadrado que 
compõe a tabela especifica o nome de um elemento químico, seu símbolo e seu número 
atômico. 
No total, são 118 elementos químicos (92 naturais e 26 artificiais). 
Essa tabela foi idealizada para facilitar a classificação, a organização e o agrupamento dos 
elementos conforme suas propriedades, o que facilita até hoje o trabalho de diversos 
pesquisadores e profissionais que atuam no ramo da química. 
Dmitri Mendeleiev, o criador da tabela periódica 
A tabela periódica foi desenvolvida em 1869 pelo químico russo Dmitri Mendeleev. 
Nessa época, eram conhecidos apenas sessenta e três elementos químicos, que apresentavam 
propriedades físicas diferentes — alguns eram leves, alguns pesados, alguns eram líquidos em 
condições normais e sólidos em outras situações. 
Outros elementos eram normalmente líquidos e excepcionalmente sólidos. Alguns eram gasesleves, outros gases pesados. Alguns eram tão ativos que se tornavam perigosos manuseá-los 
sem proteção, outros permaneciam inalterados durante anos. 
Dmitri Mendeleiev estava em busca de um sistema que relacionasse harmoniosamente todos 
esses elementos entre si. 
Para isso, ele dispôs todos eles segundo a ordem crescente dos pesos atômicos, começando pelo 
hidrogênio e terminando no urânio. 
Dessa forma, ele descobriu que, dispondo os elementos em sete grupos segundo suas 
propriedades físicas e químicas, surgia uma notável ordem. As mesmas propriedades repetiam-
se de sete em sete elementos. Assim, surgiu a primeira tabela periódica. 
Posteriormente, em 1913, a tabela periódica foi aprimorada pelo físico inglês Henry Moseley, 
depois de desenvolver seu método de determinação dos números atômicos. 
Dali em diante, os elementos foram colocados em ordem crescente de números atômicos, 
tomando a forma que hoje conhecemos. 
A organização da tabela periódica 
 
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Atualmente, a tabela periódica conta com 118 elementos químicos. 
Eles estão dispostos em ordem crescente de números atômicos, da esquerda para a direita, 
iniciando no hidrogênio (número atômico igual a 1) e terminando no recém-incluído 
oganessônio (número atômico igual a 118). 
Nas colunas da tabela — chamadas de grupos —, estão os elementos com propriedades físico-
químicas semelhantes. Já nas linhas — chamadas de períodos — está indicada a camada 
eletrônica mais energética do elemento. 
Além da organização em linhas e colunas, a tabela periódica tem várias subdivisões, 
diferenciando os elementos em metal ou ametal, representativos ou de transição e 
subdividindo-os de acordo com sua distribuição eletrônica. 
A seguir, explicamos mais detalhadamente dessa organização: 
1. Períodos 
Os períodos são as linhas horizontais na tabela periódica e colocam os elementos em ordem 
crescente de número atômico. 
Atualmente, a tabela conta com sete períodos, ou seja, do primeiro ao sétimo. Eles indicam em 
qual camada está o elétron mais energético do elemento químico correspondente. 
Confira quais elementos compõem cada período: 
1º Período: 2 elementos 
2º Período: 8 elementos 
3º Período: 8 elementos 
4º Período: 18 elementos 
5º Período: 18 elementos 
6º Período: 32 elementos 
 
 50 
7º Período: 32 elementos 
2. Grupos 
A tabela periódica possui 18 linhas verticais (ou colunas). Elas podem ser chamadas de grupos 
ou famílias. 
Em cada grupo, estão dispostos elementos de propriedades físico-químicas semelhantes. A 
única exceção é o elemento químico hidrogênio, que, apesar de estar no grupo 1, não possui 
propriedades semelhantes aos demais. 
Confira alguns dos principais grupos que formam a tabela periódica: 
Grupo 1 (Família 1A): Metais Alcalinos (lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio). 
Grupo 2 (Família 2A): Metais Alcalinoterrosos (berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio). 
Grupo 13 (Família 3A): Família do Boro (boro, alumínio, gálio, índio, tálio e nihônio). 
Grupo 14 (Família 4A): Família do Carbono (carbono, silício, germânio, estanho, chumbo e 
fleróvio). 
Grupo 15 (Família 5A): Família do Nitrogênio (nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio, bismuto e 
moscóvio). 
Grupo 16 (Família 6A): Calcogênios (oxigênio, enxofre, selênio, telúrio, polônio, livermório). 
Grupo 17 (Família 7A): Halogênios (flúor, cloro, bromo, iodo, astato e tenessino). 
Grupo 18 (Família 8A): Gases Nobres (hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio, radônio e 
oganessônio). 
Os elementos de transição 
Além dos grupos mencionados anteriormente, a tabela periódica também é formada pelos 
elementos de transição. 
Os elementos de transição, também chamados de metais de transição, ocupam a parte central 
da tabela. Confira quais são: 
Grupo 11 (Família 1B): cobre, prata, ouro e roentgênio. 
Grupo 12 (Família 2B): zinco, cádmio, mercúrio e copernício. 
Grupo 3 (Família 3B): escândio, ítrio, sério de lantanídeos* e actinídeos**. 
Grupo 4 (Família 4B): titânio, zircônio, háfnio e rutherfórdio. 
Grupo 5 (Família 5B): vanádio, nióbio, tântalo e dúbnio. 
Grupo 6 (Família 6B): cromo, molibdênio, tungstênio e seabórgio. 
Grupo 7 (Família 7B): manganês, tecnécio, rênio e bóhrio. 
Grupo 8 (Família 8B): ferro, rutênio, ósmio e hássio. 
Grupo 9 (Família 8B):cobalto, ródio, irídio e meitnério. 
Grupo 10 (Família 8B): níquel, paládio, platina, darmstádio. 
 
 51 
Séries de lantanídeos e actinídeos 
Na tabela periódica, existem duas linhas horizontais posicionadas do lado de fora do corpo 
principal. Elas correspondem às chamadas séries dos lantanídeos e dos actinídeos. 
A série de lantanídeos é formada por lantânio, cério, praseodímio, neodímio, promécio, samário, 
európio, gadolínio, térbio, disprósio, hólmio, érbio, túlio, itérbio e lutécio. 
A série de actinídeos contém os elementos actínio, tório, protactínio, urânio, netúnio, plutônio, 
amerício, cúrio, berquélio, califórnio, einstéinio, férmio, mendelévio, nobélio e laurêncio. 
Eles foram posicionados do lado de fora da tabela porque apresentam um total de 30 elementos, 
o que torna impossível colocá-los no corpo principal da tabela sem deslocar os grupos 4 a 18. 
Todos os elementos que pertencem a essas séries apresentam-se no estado sólido e são 
considerados metálicos. Na série dos lantanídeos, apenas o Promécio é um elemento artificial. 
Já na série dos actinídeos, todos os elementos após o urânio são sintéticos (produzidos pelo 
homem). 
Outra curiosidade é que todos os actinídeos são considerados elementos radioativos por 
apresentarem um número atômico superior a 84. No caso dos lantanídeos, apenas o Promécio 
é radioativo. 
As propriedades periódicas 
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias simples variam 
periodicamente, ou seja, em intervalos regulares em função do aumento (ou da diminuição) dos 
números atômicos. 
As propriedades que se comportam dessa forma são chamadas de propriedades periódicas. 
Confira a seguir mais sobre elas: 
Raio atômico 
Raio atômico é a metade da distância (r = d/2) entre os núcleos de dois átomos de um mesmo 
elemento químico, sem estarem ligados e assumindo os átomos como esferas. 
Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e da direita para a esquerda. 
 
Isso acontece porque em uma mesma família (coluna), as camadas eletrônicas vão aumentando 
conforme se desce uma “casa” e, consequentemente, o raio atômico aumenta. 
Em um mesmo período (linha), o número de camadas eletrônicas é o mesmo, mas a quantidade 
de elétrons vai aumentando da esquerda para a direita e, com isso, a atração pelo núcleo 
aumenta, diminuindo o tamanho do átomo. 
Energia ou potencial de ionização 
 
 52 
É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso. 
Esse elétron é sempre retirado da última camada eletrônica, que é a mais externa e é conhecida 
como camada de valência. 
Quanto maior o raio atômico, mais afastados do núcleo os elétrons da camada de valência 
estarão, a força de atração entre eles será menor e, consequentemente, menor será a energia 
necessária para retirar esses elétrons e vice-versa. 
Por isso, a energia de ionização dos elementos químicos na tabela periódica aumenta no sentido 
contrário ao aumento do raio atômico, isto é, de baixo para cima e da esquerda para a direita. 
 
Eletronegatividade 
É a tendência que um átomo tem de atrair elétrons para si em uma ligação química covalente 
de uma molécula isolada. 
Os valores das eletronegatividades dos elementos foram determinados pela escala de Pauling. 
Foi observado que, conforme o raio aumentava, menor era a atração do núcleo pelos elétrons 
compartilhados na camada de valência. 
Por isso, a eletronegatividade também aumenta no sentido contrário ao aumento do raio 
atômico, sendo que varia na tabela periódica de baixo para cima e da esquerda para a direita. 
 
 
Eletropositividade53 
É a capacidade que um átomo tem de se afastar de seus elétrons mais externos, em comparação 
a outro átomo, na formação de uma substância composta. 
Visto que é o contrário da eletronegatividade, a sua ordem crescente na tabela periódica 
também será o contrário da mostrada para a eletronegatividade, ou seja, será de cima para 
baixo e da direita para a esquerda. 
 
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica 
Corresponde à energia liberada por um átomo do estado gasoso, quando ele captura um 
elétron. 
Essa energia é chamada assim porque ela mostra o grau de afinidade ou a intensidade da atração 
do átomo pelo elétron adicionado. 
Infelizmente, não são conhecidos os valores de eletroafinidade de todos os elementos, mas os 
que estão disponíveis permitem generalizar que essa propriedade aumenta de baixo para cima 
e da esquerda para a direita na tabela periódica. 
 
As propriedades aperiódicas 
Existem propriedades aperiódicas? Sim! 
Essas propriedades variam à medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à 
posição na tabela, ou seja, não se repetem em períodos regulares. Por isso, elas ganham essa 
nomenclatura. 
Óxidos 
 
 54 
Os óxidos são compostos binários (constituído de dois elementos químicos), onde os átomos de 
oxigênio são ligados a outros elementos. 
Um óxido iônico é formado pela união do oxigênio com um metal, já em um óxido molecular, o 
oxigênio junta-se à um não metal. 
Alguns exemplos de óxidos são: a ferrugem (óxido de ferro III), a água oxigenada (peróxido de 
hidrogênio), o cal (óxido de cálcio) e gás carbônico (dióxido de carbono). 
A partir disso, em função do comportamento de determinados óxidos, eles são classificados em: 
Óxidos Ácidos (ametal + oxigênio) 
Óxidos Básicos (metal + oxigênio) 
Óxidos Neutros (ametal + oxigênio) 
Óxidos Anfóteros (anidridos ou óxidos básicos) 
Óxidos Mistos (óxido + óxido) 
Peróxidos (oxigênio + oxigênio) 
 
Classificação dos Óxidos 
Óxidos Ácidos (Anidridos) 
Formados por ametais, os óxidos ácidos possuem caráter covalente, sendo que na presença de 
água esses compostos produzem ácidos e, por outro lado, na presença de bases formam sal e 
água. 
Exemplos: 
CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico) 
SO2 (dióxido de enxofre) 
Óxidos Básicos 
Formados por metais, os óxidos básicos possuem caráter iônico e ao reagirem com os ácidos 
formam sal e água. 
Exemplos: 
Na2O (óxido de sódio) 
CaO (óxido de cálcio) 
Óxidos Neutros 
Formados por ametais, os óxidos neutros, chamados também de “óxidos inertes”, possuem 
caráter covalente e recebem esse nome porque não reagem na presença de água, ácidos ou 
bases. 
Exemplos: 
N2O (óxido nitroso) 
 
 55 
CO (monóxido de carbono) 
Óxidos Anfóteros 
Nesse caso, os óxidos apresentam uma peculiaridade, ora comportam-se como anidridos 
(óxidos ácidos), ora como óxidos básicos. 
Em outras palavras, esses compostos na presença de um ácido se comportam como óxidos 
básicos e, por outro lado, na presença de uma base, reagem como óxidos ácidos. 
Exemplos: 
Al2O3 (óxido de alumínio) 
ZnO (óxido de zinco) 
Óxidos Mistos 
Nesse caso, os óxidos mistos, duplos ou salinos, são derivados da combinação de dois óxidos. 
Exemplos: 
Fe3O4 (tetraóxido de triferro ou pedra ímã) 
Pb3O4 (tetraóxido de trichumbo) 
Peróxidos 
São formados, em maior parte, pelo hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. 
Os peróxidos são substâncias compostas por dois átomos de oxigênio que se ligam entre si e, 
por isso, possuem em sua fórmula o grupo (O2)2-. 
Exemplos: 
H2O2 (peróxido de hidrogênio ou água oxigenada) 
Na2O2 (peróxido de sódio) 
Leia também: Funções Inorgânicas 
Exemplos de Óxidos 
CO monóxido de carbono 
CO2 dióxido de carbono 
H2O água ou óxido de hidrogênio 
Cl2O7 heptóxido de dicloro 
Na2O óxido de sódio 
Li2O óxido de lítio 
CaO óxido de cálcio 
BaO óxido de bário 
FeO óxido de ferro II ou óxido ferroso 
https://www.todamateria.com.br/monoxido-de-carbono/
https://www.todamateria.com.br/caracteristicas-do-dioxido-de-carbono/
https://www.todamateria.com.br/agua/
 
 56 
Fe2O3 óxido de ferro III ou óxido férrico 
ZnO óxido de zinco 
Al2O3 óxido de alumínio 
MnO2 dióxido de manganês 
TiO2 dióxido de titânio 
SnO2 dióxido de estanho 
NO2 dióxido de nitrogênio 
Nb2O5 óxido de nióbio V 
 
Características dos óxidos 
São substâncias binárias; 
Possuem fórmula geral C2Oy, em que y é a carga do cátion (Cy+); 
Nos óxidos, o oxigênio é o elemento mais eletronegativo; 
São formados pela ligação do oxigênio com outros elementos, exceto o flúor. 
Leia também: Funções Químicas 
Principais óxidos e suas aplicações 
Confira a seguir onde alguns óxidos são utilizados: 
 
 
 
 57 
Ligações Metálicas 
As ligações metálicas são tipos de ligações químicas que ocorrem entre metais. Elas formam 
uma estrutura cristalina chamadas de “ligas metálicas” (união de dois ou mais metais). 
Propriedades dos metais 
Na tabela periódica, os metais são os elementos da Família I A, chamados de Metais Alcalinos 
(lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio) e os elementos da Família II A, os Metais Alcalino-
Terrosos (berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio). 
Além disso, no bloco B (grupo 3 ao 12), tem-se a categoria dos “Metais de Transição”, por 
exemplo, o ouro, prata, cromo, ferro, manganês, níquel, cobre, zinco, platina, dentre outros. 
Já os mais importantes elementos que compõem os “Metais Representativos” são: alumínio, 
gálio, índio, estanho, tálio, chumbo, bismuto. 
Os metais são encontrados na natureza no estado sólido (exceto o mercúrio encontrado no 
estado líquido), possuem brilho característico e a facilidade de perderem elétrons. 
São considerados bons condutores elétricos e térmicos (calor), possuem densidade elevada, alto 
ponto de fusão e ebulição, maleabilidade e ductibilidade. 
Veja também: Tabela Periódica 
Teoria da nuvem eletrônica 
Também denominada de “Teoria do Mar de Elétrons”, a Teoria da Nuvem eletrônica determina 
o fluxo de elétrons. 
Nas ligações metálicas, ocorre a liberação de elétrons que formam cátions (íons de carga 
positiva), e são chamados de “elétrons livres”. 
Em outras palavras, os elétrons mais externos, uma vez que estão mais distantes do núcleo do 
átomo, movimentam-se livremente formando uma “nuvem” ou um “mar” de elétrons 
Esse modelo confere a propriedade de maleabilidade e ductibilidade dos metais. Esses 
elementos correspondem a um conglomerado de átomos neutros e cátions imersos numa 
nuvem ou “mar” de elétrons livres, formando, assim, as ligações metálicas. Estas, mantém os 
átomos unidos por meio de um retículo cristalino. 
Veja também: Ligações Químicas 
Exemplos de ligas metálicas 
As ligas metálicas, constituídas por dois ou mais tipos de metais e formadas através das ligações 
metálicas, são utilizadas na confecção de muito produtos. 
Merecem destaque os fios, lâmpadas, estruturas de carros, bicicletas, viadutos, 
eletrodomésticos, dentre outros. 
A seguir, apresentamos alguns exemplos mais notórios das ligas metálicas: 
Aço Comum: liga metálica muito resistente composta de ferro (Fe) e carbono (C), utilizada nas 
construções de pontes, fogão, geladeira, dentre outras. 
 
 58 
Aço Inoxidável: composta de ferro (Fe), carbono (C), cromo (Cr) e níquel (Ni). Diferente do aço 
comum, essa liga metálica não sofre oxidação, ou seja, não enferruja, sendo utilizada na 
construção de vagões de metrô, trens, fabricações de peças automotivas, utensílios cirúrgicos, 
fogões, pias, talheres, etc. 
Bronze: liga metálica formada por cobre (Cu) e estanho (Sn) e utilizada na construção de 
estátuas, fabricação de sinos, moedas, etc. 
Latão: constituída de cobre (Cu) e zinco (Zn), esse tipo de liga metálica é muito utilizada na 
fabricação de armas, torneiras, etc. 
Ouro: n fabricação de joias, o ouro não é empregado em sua forma pura, ou seja, da forma 
encontrada na natureza. Assim, a liga metálica formada para afabricação de joias é composta 
de 75% de ouro (Au) e 25% de cobre (Cu) ou prata (Ag). Observe que para a confecção de joias 
de ouro 18 quilates, utilizam-se 25% de cobre, enquanto que o ouro chamado de 24 quilates é 
considerado “ouro puro”. Além disso, a liga metálica composta de ouro é utilizada na fabricação 
de veículos espaciais, acessórios de astronautas, dentre outros. 
Sais 
Os sais são compostos iônicos, não moleculares, que se dissociam em meio aquoso. A maioria 
dos sais é solúvel em água, tem propriedades higroscópicas, e funciona como condutores de 
energia (estando dissolvidos em água). São compostos com alto ponto de fusão, têm aspecto 
branco cristalino e sabor salgado. São provenientes de reações de neutralização entre um ácido 
e uma base, e possuem três classificações: 
sais normais 
sais com car áter básico 
sais com caráter ácido 
Os sais são utilizados na culinária como tempero e conservante de carnes, em indústrias têxteis, 
em medicamentos e outros. 
Leia também: Solubilidade dos sais – capacidade dos sais serem dissolvidos em água 
Características dos sais 
Sal em granulados maiores, podemos ver que se trata de um composto cristalino branco. 
Sal em granulados maiores, podemos ver que se trata de um composto cristalino branco. 
Compostos iônicos: íons que se conectam por ligação iônica. 
A maioria dos sais é solúvel em água. 
Alto ponto de fusão e ebulição 
Capazes de conduzir corrente elétrica quando dissolvidos em meio aquoso. 
Aspecto: sólidos, cristalinos, duros e quebradiços 
Propriedades organolépticas: sabor salgado 
São venenosos, com algumas exceções, como o sal de cozinha (NaCl). 
 
 59 
Muitos sais possuem propriedade higroscópica (tendência a absorver água do meio). 
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Classificação dos sais 
Os sais podem ser classificados de acordo com a reação de neutralização que deu origem ao 
composto, como mencionado, o sal é produto de uma reação entre um ácido e uma base, se 
tivermos nessa reação um ácido ou base mais forte, ou seja, se for uma reação que não se 
neutraliza completamente, o sal como produto dela terá caráter básico ou ácido, a depender 
dos reagentes utilizados. 
Sais neutros ou normais: são os sais produtos de uma reação de neutralização completa, ou seja, 
a reação em que todos os íons H+ de um ácido ligam-se aos íons OH- da base. 
Exemplo: HBr (Ácido) + KOH (Base) → KBr (Sal neutro) + H2O 
Sais com caráter ácido: são os sais produtos de uma reação entre um ácido forte e uma base 
fraca ou quando ocorre uma neutralização parcial de um ácido. Nesse tipo de reação, não 
acontece uma neutralização completa, os íons OH- não são “suficientes” para reagir com todos 
os íons H+, tendo como produto um sal de caráter ácido. 
Exemplo: H2SO4 (Ácido) + NaOH (Base) → NaHSO4 (Sal ácido) + H2O 
Sais de caráter básico: são os sais produtos de uma reação de neutralização parcial em que a 
base é mais forte que o ácido. Nesse caso os íons OH- estão em maior concentração do que os 
íons H+, por isso não acontece uma neutralização completa, tendo como produto um sal de 
caráter básico. 
Exemplo: HCl (Ácido) + Ca(OH)2 (Base) → Ca(OH)Cl (Sal básico) + H2O 
Veja também: Quais são os principais sais inorgânicos? 
Nomenclatura dos sais 
Assim como mencionado sobre a classificação dos sais ser feita de acordo com os reagentes 
(ácido e base) formadores, para a nomenclatura também será necessário conhecer os reagentes 
formadores do sal. A nomenclatura dos sais é formada por: 
“nome do ânion” de “nome do cátion” 
O nome do ânion é formado de acordo com a nomenclatura do respectivo ácido formador ou, 
ainda, pelo número de oxidação (NOX) do elemento formador do ânion. 
Exemplos: 
HCl (Ácido clorídrico) + NaOH (Hidróxido de sódio) → NaCl (Cloreto de sódio) + H2O 
H3PO3 (Ácido fosforoso) + Zn(OH)2 (Óxido de zinco) → ZnHPO3 (Fosfito de zinco) + 2H2O 
H2SO4 (Ácido sulfúrico) + NaOH (Hidróxido de sódio) → NaHSO4 (Sulfato de sódio) + H2O 
Aplicação dos sais 
 Cloreto de sódio é um sal muito utilizado na culinária para temperar e realçar o sabor dos 
alimentos. 
 
 60 
Cloreto de sódio é um sal muito utilizado na culinária para temperar e realçar o sabor dos 
alimentos. 
NaCl (Cloreto de sódio): utilizado como condimento no preparo de alimentos, para conservar 
carnes e peixes; administrado em soro para reidratação do corpo. 
NaNO3 (Nitrato de sódio): aplicado na fabricação de fertilizantes e ácido nítrico. 
Na2CO3 (Carbonato de sódio): utilizado para equilibrar o Ph de corpos hídricos, como piscinas; 
aplicado também na fabricação de medicamentos, vidros, detergentes, produtos cromados, 
fotografias, e nas indústrias têxteis, para neutralizar o ácido sulfúrico. 
NaHCO3 (Bicarbonato de sódio): é capaz de tamponar o Ph de uma solução, utilizado, por isso, 
em medicamentos antiácidos; aplicado também em bebida efervescente, fermento químico, 
conservação de produtos como margarinas, tratamento de lã e seda, e em extintores de 
incêndio. 
CaCO3 (Carbonato de cálcio): aplicado na fabricação de mármores e calcário devido as suas 
propriedades abrasivas; também utilizado na produção de creme dental; e na agricultura, é 
usado como redutor de acidez para preparo do solo para plantio. 
NaClO (Hipoclorito de sódio): aplicado principalmente na fabricação de produtos de limpeza, 
por ter propriedades desinfetantes; utilizado também em indústrias têxteis como branqueador, 
no tratamento de águas e efluentes, e como reagente intermediário em diversos produtos 
químicos. 
Cápsula efervescente formulada com bicarbonato de sódio, usada para tratar desconfortos 
estomacais. 
Cápsula efervescente formulada com bicarbonato de sódio, usada para tratar desconfortos 
estomacais. 
Reações formadoras de sais 
Reação de neutralização ácido-base: a principal reação de formação de um sal é a reação de 
neutralização entre um ácido e uma base. 
Ácido + Base → Sal + Água 
Exemplo: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
Reagentes: 
Hcl: Ácido clorídrico 
NaOH: Hidróxido de sódio 
Produtos: 
NaCl: Cloreto de sódio 
H2O - água 
 
 61 
Mistura de outros sais: alguns sais podem originar-se da mistura de outras soluções salinas. O 
sal formado apresenta-se em estado sólido (precipitado) pela diferença de solubilidade com os 
demais sais das soluções reagentes. 
Ácidos 
Os ácidos são substâncias que liberam íons positivos de hidrogênio ou prótons (cátions ou 
ânions) numa solução aquosa; por esse motivo, são conhecidos como “doadores de prótons”. 
Além disso, os ácidos reagem com as bases, formando sais e água numa reação que se chama 
“reação de neutralização”. 
História dos Ácidos 
Desde o tempo dos alquimistas, os ácidos intrigavam muitas pessoas, na medida em que 
possuíam propriedades peculiares quando dissolvidos em água, por exemplo seu gosto azedo e 
reações diante de certos metais. 
Todavia, o químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) no século XIX, define que os ácidos são 
compostos que, dissolvidos em água, liberam íons hidrogênio formulando, assim, a conhecida 
“Teoria de Arrhenius”. 
No entanto, sua definição deixou lacunas, visto que limitou-se às reações ácido-base em 
soluções aquosas. Foi quando o físico-químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brönsted (1879-
1947) e o inglês Thomas Martin Lowry (1874-1936) elaboraram uma nova teoria ácido-base 
denominada de “Teoria Protônica” (Teoria ácido-base de Brönsted-Lowry) 
Segundo essa teoria, os ácidos correspondem a toda substância íon ou molécula que possui a 
tendência de doar prótons (íons H+). 
Por outro lado, as bases caracterizam as substâncias químicas com tendência para receber 
prótons (íons H+). Mais tarde o químico estadunidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946) 
definiu que nas ligações químicas os ácidos são substâncias que recebem pares de elétrons, 
enquanto as bases cedem esses pares eletrônicos. 
Características dos Ácidos 
Incolor 
Odor forte e asfixiante 
Saborazedo, ácido ou amargo 
pH inferior a 7 
Estado físico: líquido 
Baixo ponto de fusão e ebulição 
Conduzem eletricidade em meio aquoso 
Reagem com metais (ferro, magnésio, zinco) 
Leia também: Funções Inorgânicas 
Potencial Hidrogênio Iônico (pH) 
 
 62 
O pH ou potencial hidrogeniônico é uma escala de 0 a 14 que determina se a solução é ácida ou 
básica. Nesse sentido, as substâncias que variam entre pH 0 e pH 7 são consideradas ácidos, 
enquanto que as substâncias que possuem O pH entre 8 e 14 são chamadas de bases. Além 
disso, as concentrações que possuem Ph 7 determinam um pH neutro. 
Assim, para identificar se as substâncias são ácidas ou básicas (alcalinas) utilizam-se os 
chamados “Indicadores”, que alteram a cor de certas substâncias, ou seja, eles têm a 
propriedades de mudar de cor conforme o caráter ácido ou básico das soluções. Exemplos mais 
conhecidos de Indicadores de ácidos e bases são: o tornassol e a fenolftaleína. 
Leia também: Indicadores ácido-base 
Tipos de Ácidos 
Os ácidos são classificados em orgânicos e inorgânicos: 
Orgânicos: substâncias que fazem parte da nossa alimentação como o ácido cítrico (laranja, 
limão, acerola), ácido málico (maçã), ácido tartárico (uva), ácido acético (vinagre), ácido 
carbônico (bebidas gaseificadas), dentre outros. 
Inorgânicos: Os ácidos inorgânicos fazem parte do rol de substâncias impróprias para o consumo 
humano como os ácidos perigosos: ácido sulfúrico (H2SO4), ácido cianídrico (HCN), ácido 
clorídrico (HCl), ácido fluorídrico (HF), ácido nítrico (HNO3). 
Leia também: funções químicas 
Exemplos de Ácidos 
Ácido acético (CH3 - COOH) 
Ácido sulfúrico (H2SO4) 
Ácido clorídrico (HCl) 
Ácido fluorídrico (HF) 
Ácido nítrico (HNO3) 
Ácido fosfórico (H3PO4) 
Ácido carbônico (H2CO3) 
Curiosidade 
A palavra “ácido” vem do latim “acidus” que significa azedo. 
Saiba mais sobre Química Inorgânica, leia: 
Ácidos e Bases 
Óxidos 
Sais 
Bases 
As Bases são substâncias formadas pela união de um cátion e um ânion, que liberam íons 
hidroxila (ânions OH–) numa solução aquosa em processos chamados de “dissociações iônicas”. 
 
 63 
 
Por esse motivo, as solução alcalinas ou básicas são conhecidas como “aceitadoras de prótons”. 
Além disso, as bases quando combinados com ácidos, resultam em sais e água. 
 
História das Bases 
Da mesma maneira que os ácidos, em 1887, o conceito de base (álcali) foi definido pelo químico 
sueco Svante Arrhenius (1859-1927) como substâncias que, em solução aquosa, originam íons 
hidroxila (OH–). 
 
Embora a “Teoria de Arrhenius”, como ficou conhecida, seja aceita até os dias atuais, ela deixou 
lacunas na medida em que apresentou somente as reações ácidos-bases nas soluções aquosas, 
ou seja, na presença de água. 
 
Em 1923 os físico-químicos Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry 
(1874-1936) elaboram a “Teoria Protônica” ou “Teoria ácido-base de Brönsted-Lowry”, a qual 
postulam que as bases caracterizam substâncias químicas com tendência para receber prótons 
(íons H-), enquanto os ácidos possuem a tendência de doar prótons (íons H+). 
 
No mesmo ano o químico estadunidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946) propôs que as bases 
são substâncias que cedem pares de elétrons e os ácidos substâncias com a tendência a 
receberem os pares de elétrons. 
 
Saiba mais sobre os ácidos. 
 
Características das Bases 
Sabor adstringente, cáustico, amargo 
pH superior a 7 
Conduzem eletricidade em meio aquoso 
Em altas temperaturas desintegram-se 
Leia mais sobre: 
 
O que é pH 
Ácidos e Bases 
Indicadores ácido-base 
Classificação das Bases 
 
 64 
As bases são classificadas de acordo com: 
 
Número de hidroxilas: dependendo de grupo de hidroxilas (OH-) presentes, são classificadas em: 
monobases (1 hidroxila), dibases (duas hidroxilas), tribases (três grupos de hidroxilas) e 
tetrabases (4 hidroxilas) 
Grau de dissociação: Classificadas em bases fortes (boa eletricidade e maior poder de 
dissociação) e as bases fracas (caráter molecular e eletrólitos fracos, não são boas condutoras 
de eletricidade). 
Solubilidade em água: Classificados em bases solúveis (compostas de metais alcalinos), 
insolúveis e pouco solúveis (metais alcalinos-terrosos). 
Para adquirir mais conhecimento, leia também esses textos: 
 
Funções Inorgânicas 
Equilíbrio iônico 
Sais 
Exemplos de Bases 
Hidróxido de Sódio (NaOH) 
Hidróxido de Amônio (NH4OH) 
Hidróxido de Potássio (KOH) 
Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) 
Hidróxido de Ferro Fe(OH)3 
Hidróxido de Cálcio (Ca (OH)2) 
Unidade de Massa Atômica 
Essa definição pode parecer um tanto complicada quando se lê inicialmente, mas ao longo deste 
texto você verá que é bem simples. 
Para começar, pense em quando você vai a um supermercado comprar arroz. Geralmente, você 
compra sacos de 2 kg ou de 5 kg, não é mesmo?! Esse exemplo serve para mostrar que a massa 
de um corpo é determinada através da comparação com uma unidade-padrão conveniente. No 
caso do saco de arroz, a unidade escolhida para servir de padrão de comparação foi o quilograma 
(kg). 
O quilograma-padrão equivale a um cilindro de 3,917 cm de altura e de diâmetro, feito de 10% 
de irídio e 90% de platina. Ele fica guardado no interior de três cúpulas de vidro na sede do 
Bureau Internacional de Pesos e Medidas, na cidade de Sèvre, França. 
Assim, quando se diz que um saco de arroz tem 5 kg, isso quer dizer que a sua massa é cinco 
vezes maior que a massa de 1 quilograma. No entanto, se fosse para falar da massa de uma 
formiga, você não usaria o kg, pois a massa de uma formiga é muito menor que a massa do 
 
 65 
quilograma-padrão. Isso significa que é importante escolher padrões convenientes para 
determinar cada medida específica. 
Ilustração de relação entre a massa de um pacote de arroz e o quilograma-padrão 
Ilustração de relação entre a massa de um pacote de arroz e o quilograma-padrão 
Isso se aplica à massa atômica ou massa dos átomos. É impossível pesar um átomo em uma 
balança e dizer a sua massa, pois os átomos são tão pequenos que nem mesmo os microscópios 
mais modernos conseguem enxergá-los. 
Por isso, os cientistas decidiram escolher como padrão de medida da massa atômica a massa de 
um átomo específico. Atualmente, o carbono 12 é o átomo que serve como referência para a 
determinação da massa dos outros átomos. 
A massa atômica do carbono 12 é exatamente 12 u. Assim, 1 u (uma unidade de massa atômica) 
é igual a 1/12 da massa do carbono 12. 
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A unidade de massa atômica é 1/12 da massa do carbono 12 
A unidade de massa atômica é 1/12 da massa do carbono 12 
Por isso, podemos dizer que a massa atômica, expressa em u, indica quanto a massa de 1 átomo 
de certo elemento químico é maior que a massa de 1 u. Sabe-se que 1 u é igual a 1,66054 . 10-
24 g. 
Por exemplo, o hidrogênio possui três isótopos diferentes na natureza, e o mais comum deles é 
o 1H. A massa atômica do 1H é igual a 1 u (valor arredondado), o que quer dizer que a massa de 
1 átomo de hidrogênio é exatamente igual a 1/12 da massa do carbono 12. 
Por outro lado, a massa do isótopo mais comum do hélio é 4 u, o que quer dizer que a massa do 
átomo de hélio é quatro vezes maior que a massa de 1/12 do carbono 12. 
Massas atômicas do hidrogênio e do hélio em comparação com 1 unidade de massa atômica 
(1/12 da massa do carbono 12) 
Massas atômicas do hidrogênio e do hélio em comparação com 1 unidade de massa atômica 
(1/12 da massa do carbono 12) 
Hoje as massas atômicas dos átomos são normalmente medidas por meio de um aparelho 
chamado de espectrômetro de massa. 
No Ensino Médio, costumamos usar os valores das massas atômicas de forma arredondada. Por 
exemplo, a massa atômica do isótopo principal do hélio é, na realidade, 4,00030 u, mas usamos 
somente 4 u. Ao fazer isso, vemos que o valor da massa atômica fica exatamente igual ao 
número de massa (A)do átomo, que é a soma dos prótons e dos nêutrons que existem no núcleo 
atômico. Veja como isso ocorre no caso do hélio: ele possui dois prótons e dois nêutrons no 
núcleo, portanto, seu número de massa é igual a 4. 
Na Tabela Periódica, costumam aparecer abaixo do símbolo de cada elemento as respectivas 
massas atômicas. Porém, esses valores não são a massa atômica de um átomo, mas sim a massa 
atômica de um elemento. Veja a diferença lendo o texto abaixo: 
- Massa atômica de um elemento. 
 
 66 
Massa Molar 
A massa molar é a massa contida em 1 mol de substância. O mol é a unidade de medida do 
Sistema Internacional utilizada para determinar a quantidade de partículas elementares. 
O número de mol está relacionado com a Constante de Avogadro, NA, que corresponde a 6,02 
x 1023 átomos, íons ou moléculas de uma substância. 
Massa Molar 
A massa molar tem o mesmo valor numérico da massa molecular de uma substância, entretanto, 
sua unidade é g/mol (gramas por mol). 
A massa molecular (MM) corresponde à soma das massas atômicas dos átomos que compõem 
a substância, encontradas na Tabela Periódica. Tanto a massa molecular quanto a massa 
atômica são expressas em unidade de massa atômica (u). 
Veja as massas molares aproximadas de alguns compostos: 
Água (H2O): 18 g/mol 
Gás oxigênio (O2): 32 g/mol 
Cloreto de sódio (NaCl): 58,5 g/mol 
Como calcular a massa molar? 
Agora, para explicar como realizar o cálculo passo a passo, utilizaremos o etanol, CH3CH2OH, 
como exemplo. 
Passo 1: conte o número de átomos de cada elemento químico na fórmula da substância. 
O CH3CH2OH é formado por: 
1 átomo de oxigênio (O) 
2 átomos de carbono (C) 
6 átomos de hidrogênio (H) 
Passo 2: consulte a Tabela Periódica para saber a massa atômica de cada elemento da 
substância. 
Observação: aqui utilizaremos valores aproximados. 
Hidrogênio (H): 1 u 
Oxigênio (O): 16 u 
Carbono (C): C: 12 u 
Passo 3: multiplique as massas dos elementos pelos respectivos números de átomos na 
substância. 
Oxigênio (O): 1 x 16 u = 1 x 16 u 
Carbono (C): C: 2 x 12 u = 24 u 
Hidrogênio (H): 6 x 1 u = 6 u 
 
 67 
Passo 4: some as massas para encontrar a massa molecular. 
MMEtanol: 16 u + 24 u + 6 u = 46 u 
Portanto, a massa do etanol é 46 u ou 46 g/mol. Isso quer dizer que em um mol há 6,02 x 1023 
moléculas, que corresponde a 46 gramas. 
Saiba mais sobre massa molecular e massa atômica. 
O que é mol? 
O mol corresponde ao número de espécies elementares em determinada massa de uma 
substância. Um mol tem um valor absoluto de 6,02 x 1023. 
Essa constante é importante para realizar cálculos químicos, pois nos permite obter uma 
proporção entre a escala atômica e uma escala possível de mensurar. 
Por exemplo, consultando a Tabela Periódica vemos que a massa atômica do hidrogênio é 1 u e 
a massa do oxigênio é 16 u. Portanto, a massa molecular da água (H2O) é 18 u. 
Como a massa molecular da água é 18 u, entende-se que a massa molar da água é 18 g/mol, ou 
seja, 1 mol de água possui 18 g de massa. 
Em resumo, temos: 1 mol de água = 6,02 x 1023 moléculas = 18 gramas. 
Saiba mais sobre a Constante de Avogadro. 
Relação entre o número de mol e a massa molar 
O Mol é um termo muito usado para determinar quantidades de partículas, que podem ser 
átomos, moléculas, íons, entre outras. A massa molar corresponde à massa molecular de uma 
substância, sendo expressa em gramas por mol. 
A palavra mol deriva de moles, em latim, que significa um montão, um amontoado ou uma pilha. 
É um termo muito importante na química, uma vez que na indústria, por exemplo, não se 
trabalha com poucas moléculas e sim com grandes quantidades de substâncias. 
Quando se usa o termo mol está se referindo a um amontoado de partículas que correspondem 
à 6,02 x 1023. Desse modo, se falarmos em 1 mol de átomos de cálcio, teremos 6,02 x 1023 
átomos de cálcio. 
Esse valor é referente à Constante de Avogadro, princípio segundo o qual: "volumes iguais de 
dois gases quaisquer nas mesmas condições de pressão e temperatura contêm o mesmo 
número de mols de moléculas de gás." 
Portanto, 1 mol de uma substância corresponde à massa molar de uma substância e contém 
6,02 x 1023 moléculas dessa substância. 
Cálculos Estequiométricos 
A estequiometria é responsável pela análise quantitativa da composição das substâncias 
consumidas e formadas em uma reação química. 
 
 
 68 
O cálculo estequiométrico estabelece uma relação entre as quantias de reagentes e produtos 
de uma reação química. 
 
Assim, é possível saber a quantidade de produtos que serão utilizados em uma reação e a 
quantidade de produtos que serão formados. 
Os princípios da estequiometria se baseiam nas Leis Ponderais (Lei de Lavoisier e Lei de Proust), 
relacionadas com as massas dos elementos químicos dentro das reações químicas. 
Como realizar o cálculo estequiométrico? 
O cálculo estequiométrico pode ser feito conforme as seguintes etapas: 
 
1. Escrever a equação química 
Escreva a equação química conforme apresentado no problema ou exercício proposto. 
 
2. Balanceamento da equação química 
O balanceamento das equações químicas informa a quantidade de átomos envolvidos na 
reação. 
 
Ele é importante pois garante que exista o mesmo número de átomos dos elementos em cada 
lado da equação, ou seja, entre reagentes e produtos. 
 
Nesse momento, você deve acertar os coeficientes estequiométricos, eles são os números 
multiplicadores recebidos pelas espécies químicas em uma equação balanceada e indicam os 
números de mols. 
3. Estabelecer a regra de três 
Como se trata de relações de grandezas, é preciso estabelecer uma regra de três simples entre 
os dados e a pergunta do problema. 
Exemplos 
1. Qual o número de mols de moléculas de O2 necessário para reagir com 5 mols de átomos de 
ferro? 
 
1° Passo - Escrever a equação química: 
 
2° Passo - Balancear a equação: 
 
 
 69 
3° Passo - Realizar Regra de três: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reações Inorgânicas 
As reações químicas podem ser classificadas de diversas formas, mas as que são inorgânicas 
geralmente são subdivididas segundo o número de substâncias formadas, número de reagentes 
e presença ou não de substâncias simples e compostas. 
Temos que os principais tipos de reações inorgânicas são quatro: 
Reações de síntese ou adição: São aquelas em que dois ou mais reagentes unem-se para formar 
um único produto. 
 
Por exemplo, o carbono une-se ao oxigênio para formar o dióxido de carbono: 
C + O2 → CO2 
Reação de decomposição ou análise: É o contrário da reação anterior, ou seja, uma substância 
é decomposta em duas ou mais. 
 
 
 70 
Essa decomposição pode ocorrer em virtude de um aquecimento (pirólise) ou da passagem de 
corrente elétrica pela substância fundida ou em meio aquoso (eletrólise), ou o agente da 
decomposição pode ser a luz (fotólise). 
Por exemplo, quando os airbags de um automóvel são acionados, ocorre a decomposição da 
azida de sódio, por calor, como mostrado abaixo: 
 
É o gás nitrogênio liberado que infla a bolsa, protegendo o motorista de alguma lesão. O sódio 
liberado na reação acima ainda reage com outro composto, o nitrato de potássio. Essa reação 
libera ainda mais nitrogênio para inflar a bolsa. 
Reação de simples troca ou deslocamento: Nesse caso, uma substância simples reage com uma 
composta, originando outra substância simples e outra composta, ou seja, há a troca dos 
ligantes. 
 
No exemplo abaixo, observe que a substância simples era o Cobre (Cu); mas ele ligou-se ao íon 
nitrato (NO-3), formando uma nova substância composta, o nitrato de cobre II (Cu(NO3)2), e 
uma nova substância simples, a prata (Ag): 
Cu + 2 AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2 Ag 
Essa reação é classificada em Físico-Química como uma reação de oxirredução, pois há 
transferência de elétrons entre as substâncias envolvidas. No caso acima, a transferência dos 
elétrons ocorre da substância simples para a composta. Observeo Nox. 
Assim, na prática, notamos que quando se coloca uma fita de cobre em uma solução de nitrato 
de prata, com o tempo, a solução de nitrato de prata vai deixando de ser incolor, ficando 
azulada, e a fita fica em um tom prateado. Isso ocorre porque a prata da solução vai sendo 
deslocada pelo cobre da fita. O tom azulado da solução deve-se à formação de íons cobre em 
solução. Você pode ver essa reação na imagem abaixo: 
Reação de dupla troca ou metátese: Ocorre entre duas substâncias compostas, em que seus 
elementos ou radicais fazem “trocas” entre si, formando novas substâncias compostas. 
 
Exemplo: Quando se coloca para reagir uma solução de cal hidratada com uma de sulfato de 
alumínio (ambas incolores), há a formação de um precipitado branco, como mostra a reação e 
a imagem abaixo: 
3 Ca(OH)2(aq) + Al2(SO4)3(aq) → 2 Al(OH)3(s) + 3 CaSO4(s) 
hidróxido de cálcio sulfato de alumínio hidróxido de alumínio sulfato de cálcio 
 
 71 
Observe na reação que o cálcio, que antes estava ligado ao hidróxido, une-se ao sulfato, e o 
alumínio, que antes estava ligado ao sulfato, une-se ao hidróxido, formando dois novos 
compostos. 
Agora que já ficou tudo explicado, veja vários tipos de reações inorgânicas abaixo e tente 
classificá-las. Depois você pode conferir na resolução abaixo: 
Reações: 
3H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g) 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl 3(aq) + 3 H2(g) 
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
H2O2(l) 2 H2O (l) + 1/2 O2(g) 
2 NaN3 (s) → 2 N2 (g) + 2 Na(s) 
CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2 
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 
NaCl(l) 2 Na(s) + Cl2(g) 
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2CO3 → NaCl +CO2 +H2O 
Pb(NO3)2(aq) + NaI(aq) → PbI2(s) + 2 NaNO3(aq) 
Resolução: 
3H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g) → Reação de síntese ou adição 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) → Reação de análise ou decomposição (pirólise) 
CaO + H2O → Ca(OH)2 → Reação de síntese ou adição 
HCl + NaOH → NaCl + H2O → Reação de dupla troca ou metátese 
2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl 3(aq) + 3 H2(g) → Reação de simples troca (oxirredução) 
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 → Reação de dupla troca ou metátese 
HCl + NaOH → NaCl + H2O → Reação de dupla troca ou metátese 
H2O2(l) 2 H2O (l) + 1/2 O2(g) → Reação de análise ou decomposição (fotólise) 
2 NaN3 (s) → 2 N2 (g) + 2 Na(s) → Reação de análise ou decomposição 
CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2 → Reação de dupla troca ou metátese 
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 → Reação de simples troca 
 
 72 
NaCl(l) 2 Na(s) + Cl2(g) → Reação de análise ou decomposição (eletrólise) 
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2CO3 → NaCl +CO2 +H2O → Reação de dupla troca 
Pb(NO3)2(aq) + NaI(aq) → PbI2(s) + 2 NaNO3(aq) → Reação de dupla troca 
Média Ponderada dos Isótopos 
O texto Massa atômica de um átomo mostrou que a massa de um átomo é a massa desse 
elemento expressa em u (unidade de massa atômica), isto é, é a massa de 1/12 do átomo de 
carbono 12. 
Conforme a imagem no início deste artigo mostra, na Tabela Periódica, aparecem os valores das 
massas atômicas de cada elemento químico. No entanto, esses valores não correspondem à 
massa atômica de um átomo só desse elemento. Mas por que isso ocorre? 
Bem, a maioria dos elementos químicos é formada por vários isótopos, isto é, por átomos que 
possuem a mesma quantidade de prótons no núcleo (mesmo número atômico), mas diferentes 
números de massa (A), pois possuem quantidades diferentes de nêutrons no núcleo. 
Assim, quando se determina a massa atômica de um elemento químico, deve-se considerar a 
média ponderada dos isótopos que o constituem. 
Por exemplo, o boro possui dois isótopos naturais: o 10B, cuja massa atômica arredondada é 10 
u (fica igual ao número de massa), e o 11B, cuja massa atômica arredondada é 11 u. Mas a 
abundância desses isótopos na natureza é diferente, uma vez que a ocorrência do 10B é de 
aproximadamente 20% e do 11B, de 80%. Assim, a massa atômica do elemento boro é dada pela 
média ponderada desses dois isótopos proporcionalmente à sua abundância. Veja: 
MA do elemento boro = (20 . 10) + (80 . 11) 
 100 
MA do elemento boro = 1080 
 100 
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MA do elemento boro = 10,8 u 
A massa atômica do boro é 10,8 u, conforme aparece na Tabela Periódica. 
Vejamos mais um exemplo: o neônio é formado por três isótopos: 20Ne (90,92%), 21Ne (0,26%) 
e 22Ne (8,82%). A massa atômica desse elemento é calculada da seguinte forma: 
MA do elemento neônio = (90,92 . 20) + (0,26 . 21) + (8,82 . 22) 
 100 
MA do elemento neônio = 1818,4 + 5,46 + 194,04 
 100 
MA do elemento neônio = 2017,9 
 100 
 
 73 
MA do elemento neônio = 20,179 u 
Massa atômica do neônio 
Massa atômica do neônio 
Os únicos elementos que são constituídos apenas por um isótopo e que, portanto, possuem a 
massa atômica igual à massa atômica do átomo são os vinte listados a seguir: 9Be, 19F, 23Na, 
27Al, 31P, 45Sc, 55Mn, 59Co, 75As, 89Y, 93Nb, 103Rh, 127I, 133Cs, 141Pr, 159Tb, 165Ho, 
169Tm, 197Au e 209Bi.a capacidade que um átomo 
tem de atrair para si os elétrons de uma ligação estabelecida com outro átomo. 
A diferença de eletronegatividade entre átomos classifica as ligações em polar e apolar. 
Ligações apolares: os átomos envolvidos na ligação possuem diferença de eletronegatividade 
igual ou muito próxima de zero. 
Ligações polares: a diferença de eletronegatividade entre os átomos da ligação é diferente de 
zero. 
Como a molécula de cloro é formada por átomos de um único elemento químico, ela não 
apresenta diferença de eletronegatividade, sendo assim, sua ligação é apolar. 
O ácido clorídrico é formado por elementos químicos diferentes e, por isso, a diferença de 
eletronegatividade é diferente de zero, que caracteriza uma ligação polar. 
Saiba mais em: Eletronegatividade e Propriedades periódicas. 
Polaridade da ligação iônica 
Em uma ligação iônica é estabelecida a união dos átomos por meio da doação de elétrons e 
formam-se íons. 
Quando um átomo doa elétrons, ele fica carregado positivamente e recebe o nome de cátion. 
O átomo que recebe os elétrons se torna uma espécie carregada com carga negativa e recebe o 
nome de ânion. 
Nesse caso, a diferença de eletronegatividade ultrapassa o valor de 1,7 devido a forte atração 
de um dos átomos pelos elétrons, fazendo com que a ligação seja polar. 
Como um átomo cede elétrons e o outro recebe, formam-se polos no composto e, por isso, toda 
ligação iônica é polar. 
Polaridade da ligação covalente 
Em uma ligação covalente há o compartilhamento de elétrons na união de dois átomos em uma 
molécula. 
A diferença de eletronegatividade entre átomos classifica as ligações covalentes em polar e 
apolar. 
Ligações covalentes apolares: estabelecida entre átomos de um mesmo elemento químico. 
Ligações covalentes polares: estabelecida entre elementos químicos diferentes, ou seja, que 
possuem eletronegatividades diferentes. 
Na molécula de hidrogênio a ligação é covalente apolar, pois como não há diferença de 
eletronegatividade os elétrons compartilhados ficam distribuídos igualmente entre os dois 
átomos. 
 
 6 
O brometo de hidrogênio possui ligação covalente polar, já que é composto por elementos 
químicos diferentes e, por isso, o átomo mais eletronegativo exerce uma atração sobre os pares 
de elétrons compartilhados. 
Lig. Covalente 
A ligação covalente é um tipo de ligação química que ocorre com o compartilhamento de pares 
de elétrons entre átomos que podem ser o hidrogênio, ametais ou semimetais. 
Segundo a teoria ou regra do octeto, os átomos dos elementos ficam estáveis quando atingem 
a configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, quando eles possuem oito elétrons em sua 
camada de valência (camada mais externa) ou dois elétrons — no caso de possuírem somente a 
camada eletrônica K. 
Assim, seguindo essa regra, os átomos dos elementos mencionados possuem a tendência de 
ganhar elétrons para alcançarem a estabilidade. Por exemplo, o hidrogênio no estado 
fundamental possui somente um elétron na sua camada eletrônica; assim, para ficar estável, ele 
precisar receber mais um elétron de outro átomo. 
Se tivermos dois átomos de hidrogênio, ambos precisarão receber um elétron cada. Por isso, em 
vez de transferirem elétrons (como ocorre na ligação iônica), eles farão uma ligação covalente 
em que compartilharão um par de elétrons. Desse modo, ambos ficarão com dois elétrons, 
adquirindo a estabilidade: 
Ligação covalente de formação do gás hidrogênio 
Ligação covalente de formação do gás hidrogênio 
Essa forma de representar as ligações químicas, em que os elétrons da camada de valência são 
colocados ao redor do símbolo do elemento como “pontinhos”, é chamada de fórmula 
eletrônica de Lewis. Nela, cada par de elétrons compartilhado em uma ligação covalente é 
representado por um “enlaçamento” entre os dois pontinhos. 
Existe outra forma de representar as ligações covalentes, que é por meio da fórmula estrutural. 
Nessa fórmula, cada par compartilhado é representado por um traço. Veja: 
 
Assim, a ligação que forma o gás hidrogênio é representada da seguinte forma: H─H. E sua 
fórmula molecular é H2. 
Visto que o hidrogênio é capaz de realizar somente uma ligação covalente, dizemos que ele é 
monovalente. Veja na tabela a seguir a quantidade de ligações covalentes que os principais 
ametais e semimetais podem realizar: 
 
 7 
 
Com base nisso, consideremos agora a molécula de dióxido de carbono (CO2). O carbono, que 
pertence à família 14, possui quatro elétrons na última camada, como mostrado na tabela, e 
precisa fazer quatro ligações covalentes para ficar estável. Já o oxigênio é da família 16, possui 
seis elétrons na camada de valência e precisa realizar duas ligações. Desse modo, o carbono 
compartilha dois pares de elétrons ou faz duas ligações duplas com cada átomo de oxigênio. 
Veja como ficam as fórmulas eletrônica e estrutural, respectivamente, do dióxido de carbono: 
 
Veja mais exemplos a seguir: 
 
Lig. Iônica 
A ligação iônica, também chamada de ligação eletrovalente ou heteropolar, é um tipo de ligação 
química que ocorre quando o átomo de um metal cede definitivamente um ou mais elétrons 
para o átomo de um ametal, semimetal ou hidrogênio. 
 
 8 
Quando isso acontece, formam-se íons (daí a origem do termo “ligação iônica”), ou seja, 
formam-se espécies químicas carregadas eletricamente. O átomo que doou um ou mais elétrons 
se torna um íon positivo, denominado de cátion, enquanto o átomo que recebeu os elétrons se 
torna um íon carregado negativamente, isto é, um ânion. Visto que cargas opostas se atraem, 
esse tipo de ligação que se estabelece é bem forte. 
Os átomos dos elementos doam ou recebem definitivamente elétrons nas ligações para ficarem 
estáveis. Segundo a regra do octeto, para ficar estável, o átomo deve possuir 8 elétrons na sua 
camada de valência (última camada eletrônica) ou 2 no caso de átomos que só possuem a 
camada K. Desse modo, o átomo fica com a mesma configuração de um gás nobre, tornando-se 
estável. É por isso que os gases nobres são os únicos elementos químicos encontrados isolados 
na natureza. 
Para você entender como esse tipo de ligação se estabelece, vejamos um exemplo: a formação 
do cloreto de sódio (NaCl), isto é, o sal de cozinha. 
O átomo de sódio (Na) possui no estado fundamental o número atômico igual a 11, o que 
significa que ele também possui 11 elétrons distribuídos em suas três camadas eletrônicas, 
como é mostrado abaixo: 
 
Por outro lado, o cloro possui número atômico igual a 17, tendo seus 17 elétrons distribuídos 
em suas três camadas eletrônicas da seguinte forma: 
 
 9 
 
Observe que o sódio possui um elétron na sua camada de valência (é por esse motivo que ele 
pertence à família 1 da Tabela Periódica). Assim, o átomo desse elemento tem a tendência de 
doar esse elétron, ficando com oito elétrons na sua última camada e formando o cátion com 
carga +1 (Na+1), porque ele perdeu somente um elétron, ficando com um próton (carga positiva) 
a mais. 
Já o cloro possui sete elétrons em sua camada de valência (ele pertence à família 7A ou 17), 
precisando receber mais um elétron para ficar estável. Assim, ele tem a tendência de ganhar um 
elétron e tornar-se um ânion de carga -1(Cl-1): 
 
Aqui foi representada somente uma ligação. No entanto, na realidade, vários íons desses se 
atraem, formando aglomerados de forma geométrica definida, denominados de retículos 
cristalinos. É por isso, por exemplo, que o sal tem a forma de pequenos cristaizinhos: 
 
 10 
 
Ligações Intramoleculares 
Duas forças de naturezas distintas predominam na química; são aquelas denominadas 
intramoleculares, que ocorrem no interior de uma molécula, e as denominadas 
intermoleculares, que se tratam de interações entre duas ou mais moléculas, iguais ou 
diferentes. No caso das primeiras, podemos citar as ligações químicas iônicas ou eletrovalentes, 
covalentes ou molecularese metálicas. No caso das segundas, destacam-se as forças dipolo-
dipolo, dipolo-induzido e ligações de hidrogênio. 
As forças intramoleculares de natureza iônica são aquelas onde predominam interações 
elétricas, pela presença de cátion e ânion, com doação de elétrons por parte do cátion e 
recebimento de elétron por parte do ânion. Nas forças de natureza covalente ocorre um 
compartilhamento desses elétrons, sendo que não há a presença de íons. Já na ligação metálica, 
esses elétrons possuem mobilidade para deslocar-se a partir de certa distância média do núcleo 
atômico, sendo esse o fator responsável pela sua condução térmica e elétrica. 
As forças intermoleculares conhecidas como dipolo-dipolo são aquelas que estão presentes em 
compostos de natureza polar, ou seja, com distribuição assimétrica de carga elétrica pela 
molécula. Por exemplo, a molécula de ácido clorídrico (HCl) existe uma região fortemente 
carregada positivamente (o hidrogênio) e outra fortemente carregada negativamente (o cloro), 
responsáveis pela polaridade da molécula. Outros exemplos são os demais ácidos de halogênios, 
e o monóxido de carbono (CO). 
As forças intermoleculares conhecidas por dipolo-induzido são causadas pela aglomeração, pelo 
acúmulo de elétrons em uma determinada região da molécula. Nesse caso, tem-se a indução de 
um polo de natureza elétrica, o qual pode ser momentâneo. Ocorre nas moléculas apolares, isto 
é, com simetria estrutural. O gás flúor, por exemplo, é um composto apolar, mas em um dado 
instante ocorre um acúmulo de elétrons em uma dada região, a qual atua movendo as moléculas 
vizinhas a também entrarem em equilíbrio. Outros exemplos de moléculas com forças dessa 
natureza são os gases metano (CH4) e carbônico (CO2). 
 
 11 
Entre as forças de natureza intermolecular, a de maior influência nas propriedades físicas das 
moléculas são as ligações de hidrogênio. Ocorrem quando se tem moléculas contendo átomos 
de hidrogênio ligados a átomos de nitrogênio, flúor ou oxigênio. Esses elementos, por serem 
muito eletronegativos, atuam de modo que essa interação fique mais forte, o que acaba 
deixando os polos muito acentuados. É o que ocorre, por exemplo, na molécula de água. 
De modo geral, as forças intermoleculares dipolo-induzido são mais fracas do que as forças 
dipolo-dipolo, e essas mais fracas do que as forças ligações de hidrogênio. 
Orgânica Representações 
 Os compostos orgânicos podem ser representados de diversas formas, como por meio de uma 
fórmula estrutural plana, de uma fórmula estrutural simplificada ou condensada ou de uma 
fórmula de traços. No entanto, a representação mais simples é por meio da fórmula molecular. 
Desse modo, vejamos como determinar a fórmula molecular dos compostos orgânicos, 
baseando-nos nas outras fórmulas citadas anteriormente. 
1. Por meio da Fórmula Estrutural Plana: essa fórmula mostra a arrumação ou a disposição dos 
átomos dentro da molécula. Por exemplo, abaixo temos a fórmula estrutural plana de um dos 
hidrocarbonetos presentes na gasolina. 
 
Veja que, nessa fórmula, todos os átomos e todas as ligações existentes entre eles são 
mostrados. Agora, para determinar a fórmula molecular desse composto, basta contar a 
quantidade de átomos de cada elemento e colocar um índice do lado inferior direito do 
elemento em questão. 
Um aspecto importante a ser ressaltado é que sempre começamos a fórmula molecular dos 
compostos orgânicos a partir do elemento carbono, pois ele é o constituinte principal dessas 
substâncias. Veja o exemplo: 
 
 12 
 
 
Visto que são 8 carbonos, começamos a escrever a fórmula molecular assim: C8 
Para completar essa fórmula, contamos a quantidade de hidrogênios: 
 
 
Portanto, sua fórmula molecular é C8H18. 
2. Por meio da fórmula estrutural simplificada ou condensada: nesse tipo de fórmula, a 
quantidade de hidrogênios é abreviada. Por exemplo, veja a mesma fórmula da molécula 
encontrada na gasolina, agora de forma condensada: 
 
"Desse modo fica até mais fácil de contar a quantidade de hidrogênios, basta somar os índices 
(3 +3+ 3 +2 +1 +3 +3 = 18). 
Mas vejamos agora a fórmula estrutural condensada do ácido linoleico, que existe em vegetais 
como o algodão, a soja, o girassol, etc. e que é usado em tintas e vernizes: 
H3C─CH2─CH2─CH2─CH2─CH═CH─CH2─CH═CH─CH2─CH2─CH2─CH2─CH2─CH2─CH2─COOH 
 
 13 
Contando a quantidade de carbonos, de hidrogênios e de oxigênios, temos a seguinte fórmula 
molecular do ácido linoleico: C18H32O2. 
3. Por meio da fórmula de traços: essa fórmula simplifica ainda mais a forma de representar os 
compostos orgânicos, sendo que ela omite os grupos C, CH, CH2 e CH3. 
Um exemplo é a molécula de linoleico, veja como ela fica: 
 
Vamos contar a quantidade de carbonos primeiro, lembrando que, nessa fórmula, cada ligação 
entre carbonos é representada pelo traço. Assim, as pontas, bem como os dois pontos da 
inflexão, correspondem a átomos de carbono. 
 
"mos então: C18 
 
Agora, para contar a quantidade de hidrogênios, temos que lembrar que as ligações entre os 
carbonos e os hidrogênios ficam subentendidas, pois se sabe que o carbono faz quatro ligações; 
assim, a quantidade de ligações. Temos que estiver faltando é a quantidade de hidrogênios 
ligados a esse elemento. 
 
Assim, a quantidade de hidrogênios será: 32. 
 
Já a quantidade de oxigênios é bem simples de contar, pois são apenas dois. Sendo que a fórmula 
molecular é: C18H32O2. 
 
 
 
 
 14 
Estados da Matéria 
Em termos gerais, o estado físico diz respeito ao comportamento das moléculas de determinada 
substância. Mas, quais são esses estados físicos? Existem sete no total, confira: 
1. Sólido 
Nesse estado físico, as moléculas ficam muito próximas umas das outras, dando à matéria uma 
forma determinada, fixa, com um volume que não se expande nem se comprime. 
No estado sólido, as forças de atração predominam, o que confere coesão à matéria. Um 
exemplo são os cubos de gelo, em que as moléculas estão próximas e quase estáticas. 
2. Líquido 
No estado líquido, as moléculas estão mais afastadas e agitadas do que no estado sólido. Há 
uma força de repulsão maior. 
Além disso, no estado líquido, a matéria não possui uma forma definida e rígida. O volume é 
constante e o formato muda de acordo com o recipiente. 
3. Gasoso 
No estado gasoso, as moléculas ficam mais agitadas, rápidas e com uma força de repulsão 
predominante. 
O seu volume varia de acordo com a pressão, de modo que a sua expansão e compreensão 
podem ser conseguidas sem dificuldades. A forma é indefinida, podendo adquirir a mesma do 
recipiente. 
4. Plasma 
O plasma, assim como o gás, não possui forma e volume definidos. Sob a influência de campos 
magnéticos, pode formar algumas estruturas, como filamentos, raios e camadas duplas. 
Esse estado físico é comum em algumas estrelas e placas de neônio. 
5. Condensado de Bose-Einstein 
Esse estado físico foi criado em 1995 em um laboratório pelos cientistas Eric Cornell e Carl 
Weiman, que utilizaram lasers e ímãs para quase alcançar o zero absoluto. 
Nessas circunstâncias, os átomos se aglomeram de tal modo e com tanta intensidade que eles 
formam um “superátomo”. Esse estado da matéria é utilizado para o estudo de mecânica 
quântica em uma escala macroscópica. 
6. Gás fermiônico 
O Gás fermiônico também é chamado de condensado fermiônico. Ele possui características dos 
estados sólido e líquido, além de ser encontrado em temperaturas baixas, próximas ao zero 
absoluto. 
Essa matéria também é estudada pela mecânica quântica. 
7. Super fluído de polarations 
 
 15 
O super fluído de polarations é um estado físico capaz de transportar grande quantidade de 
energia por meio de um feixe de luz. Ele também pode gerar raios de laser potente. 
Como funcionam as mudanças de estado físico 
As mudanças de estado físico são o resultado, basicamente, do quanto de energia a matéria 
recebeuou perdeu. 
Entre os processos de mudanças de estado físico, os cinco mais cobrados no Enem e em outros 
vestibulares, são: 
Fusão 
Passagem do estado sólido para o estado líquido. A fusão se dá pelo aquecimento da substância. 
Por exemplo, o gelo fora do congelador, quando se transforma em água, passa por um processo 
de fusão. 
Vaporização 
Passagem do estado líquido para o sólido. 
Há três modos de conseguir essa alteração do estado físico de um líquido: calefação 
(aquecimento), ebulição (água fervendo) e evaporação (processo mais lento, resultado da ação 
do tempo e de temperaturas mais altas que a substância). 
Liquefação ou condensação 
Passagem do estado gasoso para o líquido por meio do resfriamento. Um exemplo é o orvalho, 
que é quando a umidade do ar (água em estado gasoso) se transforma para o estado líquido, 
deixando as plantas molhadas. 
Solidificação 
Solidificação é a passagem do estado líquido para o estado sólido. Desse modo, esse processo é 
o inverso da fusão. 
Um exemplo é a formação de gelo: a água passa do estado líquido para o sólido. 
Sublimação 
Nessa transformação, há uma passagem do estado sólido para o estado gasoso, ou do estado 
gasoso para o sólido. 
Em ambos casos, a transformação de um estado para o outro deve ser direta, sem que a matéria 
passe para o estado líquido em alguma das etapas. 
Ligação Intermoleculares 
Forças intermoleculares são as forças exercidas para manter unidas duas ou mais moléculas. 
Elas correspondem a ligações químicas que têm a função de unir ou repelir as moléculas de um 
composto. 
As forças intermoleculares provocam estados físicos diferentes nos compostos químicos. Essa 
interação pode ser mais ou menos forte, conforme a polaridade das moléculas. 
 
 16 
Classificação 
As forças intermoleculares são classificadas em três tipos que variam conforme a intensidade: 
Ligação de Hidrogênio: Ligação de forte intensidade. 
Dipolo Permanente ou dipolo-dipolo: Ligação de média intensidade. 
Dipolo Induzido ou Forças de London: Ligação de fraca intensidade. 
O conjunto das forças intermoleculares também pode ser chamado de Forças de Van der Waals. 
Ligação de Hidrogênio 
A ligação ou ponte de hidrogênio ocorre em moléculas polares que têm o hidrogênio unido à 
elementos eletronegativos e com volume atômico baixo, como o oxigênio (O), flúor (F) e 
nitrogênio (N). 
É a força intermolecular mais forte, pois existe uma grande diferença de eletronegatividade 
entre os elementos. 
Um exemplo de ligação de hidrogênio ocorre na molécula de água (H2O) nos estados sólido e 
líquido. 
 
Na água líquida essa interação ocorre de forma desordenada, enquanto que no gelo as 
moléculas dispõem-se tridimensionalmente em uma estrutura cristalina organizada. 
Para adquirir mais conhecimento, leia também esses textos: 
O que é Molécula? 
Tensão Superficial da Água 
Dipolo-dipolo 
O dipolo-dipolo ocorre entre as moléculas dos compostos polares e é considerada uma interação 
de força intermediária. 
Os elétrons estão distribuídos de forma assimétrica e assim o elemento mais eletronegativo atrai 
os elétrons para si. 
Nas ligações dipolo-dipolo, as moléculas polares interagem de maneira que os polos opostos 
sejam preservados. 
 
 17 
 
Com o exemplo acima, podemos perceber que a interação dipolo-dipolo ocorre devido à atração 
entre os polos de carga oposta. 
O polo negativo (cloro) atrai o polo positivo (hidrogênio) da molécula vizinha. 
Veja também: Polaridade das ligações 
Dipolo induzido 
O dipolo induzido é constituído pela atração não gravitacional que ocorre em todas as moléculas 
e é o único tipo de atração entre moléculas apolares. 
Os elétrons estão distribuídos de forma uniforme e não há formação de dipolo elétrico. Porém, 
quando as moléculas apolares se aproximam induzem a formação de dipolos temporários. 
 
Nos estados físicos sólido e líquido, as moléculas estão tão próximas que forma-se uma 
deformação instantânea das nuvens eletrônicas e originam-se polos positivo e negativo. 
Forças intermoleculares x Forças intramoleculares 
É importante saber que as forças intermoleculares são um tipo de ligações químicas. As demais 
são as "forças intramoleculares". 
Assim, as forças intermoleculares são exercidas entre as moléculas e as intramoleculares no 
interior das moléculas. 
As forças intramoleculares são: 
 
 18 
Iônica 
A ligação iônica é considerada uma ligação química forte. Ela é produzida pela atração 
eletrostática entre íons de cargas diferentes (+ e -). 
 
Consiste na relação estabelecida entre metal e não-metal por meio da transferência de elétrons. 
 
A maior parte dos compostos covalentes tem pontos de ebulição e fusão baixos, são pouco 
solúveis em água e dissolvem-se com facilidade em solventes apolares. 
Metálica 
A ligação metálica resulta das forças exercidas no interior das moléculas de substâncias 
metálicas. 
 
Os metais têm poucos elétrons de valência, sendo bons condutores de eletricidade, calor e 
refletem a radiação. 
 
 19 
Ácidos e Bases 
Ácidos e bases são dois grupos químicos relacionados entre si. São duas substâncias de grande 
importância e presentes no cotidiano. 
Os ácidos e bases são estudados pela Química Inorgânica, o ramo que estuda os compostos que 
não são formados por carbono. 
Conceitos de ácidos e bases 
O conceito de Arrhenius 
Um dos primeiros conceitos de ácidos e bases desenvolvido no final do século 19, por Svante 
Arrhenius, um químico sueco. 
Segundo Arrhenius, os ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, 
liberando como cátions somente H+. 
HCl (aq) → H+ (aq) + Cl- (aq) 
Enquanto isso, as bases são substâncias que sofrem dissociação iônica, liberando como único 
tipo de ânion os íons OH- (hidroxila). 
NaOH (aq) → Na+ (aq)+ OH- (aq) 
Entretanto, o conceito de Arrhenius para ácidos e bases mostrou-se restrito a água. 
Leia também sobre: Teoria de Arrhenius e Reação de neutralização. 
O Conceito de Bronsted-Lowry 
O conceito de Bronsted-Lowry é mais abrangente do que o de Arrhenius e foi apresentado 1923. 
De acordo essa nova definição, os ácidos são substâncias capazes de doar um próton H+ a outras 
substâncias. E as bases são substâncias capazes de aceitar um próton H+ de outras substâncias. 
Ou seja, o ácido é doador de prótons e a base é receptora de prótons. 
Caracteriza-se um ácido forte como aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera 
íons H+. 
Porém, a substância podem ser anfiprótica, ou seja, capaz de se comportar como um ácido ou 
base de Bronsted. Observe o exemplo da água (H2O), uma substância anfiprótica: 
HNO3(aq) + H2O(l) → NO3- (aq) + H3O+(aq) = Base de Bronsted, aceitou o próton 
NH3(aq) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH-(aq) = Ácido de Bronsted, doou o próton 
Além disso, as substâncias se comportam como pares conjugados. Todas as reações entre um 
ácido e uma base de Bronsted envolvem a transferência de um próton e tem dois pares ácido-
base conjugados. Veja o exemplo: 
 
 20 
 
HCO3- e CO32-; H2O e H3O+ são pares ácido base conjugados. 
Aprenda mais sobre: 
Funções Inorgânicas 
Indicadores ácido-base 
Titulação 
Nomenclatura de ácidos 
Para definir a nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos: 
Hidrácidos: ácidos sem oxigênio; 
Oxiácidos: ácidos com oxigênio. 
Hidrácidos 
A nomenclatura ocorre da seguinte forma: 
ácido + nome do elemento + ídrico 
Exemplos: 
HCl = ácido clorídrico 
HI = ácido iodídrico 
HF = ácido fluorídrico 
Oxiácidos 
A nomenclatura dos oxiácidos segue as seguintes regras: 
Os ácidos-padrões de cada família (famílias 14, 15, 16 e 17 da Tabela Periódica) seguem a regra 
geral: 
ácido + nome do elemento + ico 
Exemplos: 
HClO3 = ácido clórico 
H2SO4 = ácido sulfúrico 
H2CO3: ácido carbônico 
 
 21 
Para os outros ácidos que se formam com um mesmo elemento central, nomeamos com base 
na quantidade de oxigênio, seguindo a seguinte regra: 
Quantidade deoxigênio, em relação ao ácido-
padrão 
Nomenclatura 
+ 1 oxigênio 
Ácido + per + nome do elemento + 
ico 
- 1 oxigênio Ácido + nome do elemento + oso 
- 2 oxigênios 
Ácido + hipo + nome do elemento + 
oso 
 
Exemplos: 
HClO4 (4 átomos de oxigênio, um a mais que o ácido padrão) : ácido perclórico; 
HClO2 (2 átomos de oxigênio, um a menos que o ácido padrão): ácido cloroso; 
HClO (1 átomo de oxigênio, dois a menos que o ácido padrão): ácido hipocloroso. 
Você também pode se interessar por: ácido sulfúrico 
Nomenclatura de Bases 
Para nomenclatura de bases segue-se a regra geral: 
Hidróxido de + nome do cátion 
Exemplo: 
NaOH = Hidróxido de sódio 
Porém, quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas acrescenta-se ao final 
do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon. 
Ou, pode-se acrescentar o sufixo - oso, ao íon de menor carga e o sufixo -ico, ao íon de maior 
carga. 
Exemplo: 
Ferro 
Fe2+ = Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro II ou Hidróxido ferroso; 
Fe3+ = Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro III ou Hidróxido férrico. 
 
Estrutura da Matéria 
A estrutura do átomo é composta por três partículas fundamentais: prótons (com carga 
positiva), nêutrons (partículas neutras) e elétrons (com carga negativa). 
Toda matéria é formada de átomos sendo que cada elemento químico possui átomos diferentes. 
 
 22 
A eletricidade chega às nossas casas através de fios e, usualmente, da movimentação de 
partículas negativas, os elétrons, que circulam pelos fios condutores. 
Estrutura Atômica 
No núcleo de um átomo estão os prótons e os nêutrons e girando em torno desse núcleo estão 
os elétrons. Esses três componentes do átomo são chamados de partículas subatômicas. 
Um átomo no estado fundamental é eletricamente neutro, pois apresenta o mesmo número de 
prótons (carga positiva) e elétrons (carga negativa). 
Todo elemento químico tem um número atômico, que corresponde ao número de prótons no 
núcleo de seu átomo e determina sua posição na tabela periódica. 
O número de massa de um átomo é dado pela soma de prótons e nêutrons em seu núcleo, pois 
os elétrons têm massa desprezível. 
Em alguns casos acontece de um mesmo elemento ter átomos com massas diferentes. Esses são 
chamados de isótopos. 
Prótons 
O próton é uma partícula fundamental na estrutura atômica, que apresenta carga positiva (+1). 
Juntamente com os nêutrons, forma todos os núcleos atômicos, exceto para o hidrogênio, onde 
o núcleo é formado de um único próton. 
O que caracteriza um elemento é o número de prótons do átomo, conhecido como número 
atômico do elemento. É representado pela letra (Z). 
O número de massa, representado pela letra (A), de um átomo é a soma das massas dos prótons 
e nêutrons. Como a massa do elétron é muito pequena (tem cerca de 1/1836 da massa do 
próton), ela não é considerada. 
O número da massa (A) do átomo é formado pela soma do número atômico (Z) com o número 
de nêutrons (N), ou seja, A = Z + N. 
Nêutrons 
O nêutron são partículas neutras que fazem parte do núcleo na estrutura atômica dos átomos, 
juntamente com os prótons. Ele tem massa, mas não tem carga. A massa é muito parecida com 
a do próton, cerca de 1,67 x 10-24 g. 
Para se calcular a quantidade de nêutrons que um átomo possui basta fazer a subtração entre o 
número de massa (A) e o número atômico (Z). 
Elétrons 
O elétron é uma partícula subatômica que circunda o núcleo atômico, com carga negativa (-1). 
Os elétrons dos átomos giram em órbitas específicas e de níveis energéticos bem definidos. 
Sempre que um elétron muda de órbita, um pacote de energia é emitido ou absorvido. 
Um próton na presença de outro próton se repele, o mesmo ocorre com os elétrons, mas entre 
um próton e um elétron existe uma força de atração. Dessa maneira atribui-se ao próton e ao 
elétron uma propriedade física denominada carga elétrica. 
 
 23 
Essa teoria envolve conhecimentos da mecânica quântica e estes pacotes de energia são 
chamados quantum. 
Resumo sobre estrutura do átomo 
Termo Definição 
Átomo 
Unidade fundamental da matéria, formado pelo núcleo e pela 
eletrosfera. 
Núcleo Contém os prótons e os nêutrons. 
Próton Carga elétrica + 1. 
Nêutron Carga elétrica 0. 
Elétron Carga elétrica - 1. 
Número 
atômico (Z) 
Número de prótons no núcleo de um átomo. 
Número de 
massa (A) 
Soma do número de prótons e nêutrons no núcleo atômico. 
Isótopos 
Átomos com mesmo número atômico e diferente número de massa 
(mesmo elemento químico). 
Isóbaros 
Átomos com mesmo número de massa e diferem pelo número de 
prótons e de nêutrons (elementos químicos diferentes). 
Isótonos 
Átomos com mesmo número de nêutrons e diferente número de prótons 
(elementos químicos diferentes). 
 
Modelos Atômicos 
Os modelos atômicos são os aspectos estruturais dos átomos que foram apresentados por 
cientistas na tentativa de compreender melhor o átomo e a sua composição. 
Em 1808, o cientista inglês John Dalton propôs uma explicação para a propriedade da matéria. 
Trata-se da primeira teoria atômica que dá as bases para o modelo atômico conhecido 
atualmente. 
A constituição da matéria é motivo de estudos desde a antiguidade. Os pensadores Leucipo (500 
a.C.) e Demócrito (460 a.C.) formularam a ideia de haver um limite para a pequenez das 
partículas. 
Eles afirmavam que elas se tornariam tão pequenas que não poderiam ser divididas. Chamou-
se a essa partícula última de átomo. A palavra é derivada dos radicais gregos que, juntos, 
significam o que não se pode dividir. 
O Modelo Atômico de Dalton 
Modelo de Dalton 
Modelo atômico de Dalton 
 
 24 
O Modelo Atômico de Dalton, conhecido como o modelo bola de bilhar, possui os seguintes 
princípios: 
Todas as substâncias são formadas de pequenas partículas chamadas átomos; 
Os átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades, mas todos os átomos do 
mesmo elemento são exatamente iguais; 
Os átomos não se alteram quando formam componentes químicos; 
Os átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados nem destruídos; 
As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos. 
Veja também: Átomo 
Modelo Atômico de Thomson 
Modelos Atômicos 
Modelo Atômico de Thomson 
O Modelo Atômico de Thomson foi o primeiro a realizar a divisibilidade do átomo. Ao pesquisar 
sobre raios catódicos, o físico inglês propôs esse modelo que ficou conhecido como o modelo 
pudim de ameixa. 
Ele demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas 
carregadas de energia elétrica negativa. 
Em 1887, Thomson sugeriu que os elétrons eram um constituinte universal da matéria. Ele 
apresentou as primeiras ideias relativas à estrutura interna dos átomos. 
Thomson indicava que os átomos deviam ser constituídos de cargas elétricas positivas e 
negativas distribuídas uniformemente. 
Ele descobriu essa mínima partícula e assim estabeleceu a teoria da natureza elétrica da matéria. 
Concluiu que os elétrons eram constituintes de todos os tipos de matéria, pois observou que a 
relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás empregado em suas 
experiências. 
Em 1897, Thomson tornou-se reconhecido como o “pai do elétron”. 
Modelo Atômico de Rutherford 
Modelo de Rutherford 
Modelo atômico de Rutherford 
Em 1911, o físico neozelandês Rutherford colocou uma folha de ouro bastante fina dentro de 
uma câmara metálica. Seu objetivo era analisar a trajetória de partículas alfa a partir do 
obstáculo criado pela folha de ouro. 
Nesse ensaio de Rutherford, observou que algumas partículas ficavam totalmente bloqueadas 
e outras partículas, que não eram afetadas, ultrapassavam a folha sofrendo desvios. Segundo 
ele, esse comportamento podia ser explicados graças às forças de repulsão elétrica entre essas 
partículas. 
 
 25 
Pelas observações, afirmou que o átomo era nucleado e sua parte positiva se concentrava num 
volume extremamente pequeno, que seria o próprio núcleo. 
OModelo Atômico de Rutherford, conhecido como modelo planetário, corresponde a um 
sistema planetário em miniatura, no qual os elétrons se movem em órbitas circulares, ao redor 
do núcleo. 
Modelo de Rutherford – Bohr 
Modelos Atômicos 
Modelo Atômico de Rutherford-Bohr 
O modelo apresentado por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Por esse motivo, o aspecto da 
estrutura atômica de Bohr também é chamada de Modelo Atômico de Bohr ou Modelo Atômico 
de Rutherford-Bohr. 
A teoria do físico dinamarquês Niels Bohr estabeleceu as seguintes concepções atômicas: 
Os elétrons que giram ao redor do núcleo não giram ao acaso, mas descrevem órbitas 
determinadas. 
O átomo é incrivelmente pequeno, mesmo assim a maior parte do átomo é espaço vazio. O 
diâmetro do núcleo atômico é cerca de cem mil vezes menor que o átomo todo. Os elétrons 
giram tão depressa que parecem tomar todo o espaço. 
Quando a eletricidade passa através do átomo, o elétron pula para a órbita maior e seguinte, 
voltando depois à sua órbita usual. 
Quando os elétrons saltam de uma órbita para a outra resulta luz. Bohr conseguiu prever os 
comprimentos de onda a partir da constituição do átomo e do salto dos elétrons de uma órbita 
para a outra. 
 
Estrutura Atômica 
A estrutura do átomo é composta por três partículas fundamentais: prótons (com carga 
positiva), nêutrons (partículas neutras) e elétrons (com carga negativa). 
Toda matéria é formada de átomos sendo que cada elemento químico possui átomos diferentes. 
A eletricidade chega às nossas casas através de fios e, usualmente, da movimentação de 
partículas negativas, os elétrons, que circulam pelos fios condutores. 
Estrutura Atômica 
No núcleo de um átomo estão os prótons e os nêutrons e girando em torno desse núcleo estão 
os elétrons. Esses três componentes do átomo são chamados de partículas subatômicas. 
Um átomo no estado fundamental é eletricamente neutro, pois apresenta o mesmo número de 
prótons (carga positiva) e elétrons (carga negativa). 
Todo elemento químico tem um número atômico, que corresponde ao número de prótons no 
núcleo de seu átomo e determina sua posição na tabela periódica. 
 
 26 
O número de massa de um átomo é dado pela soma de prótons e nêutrons em seu núcleo, pois 
os elétrons têm massa desprezível. 
Em alguns casos acontece de um mesmo elemento ter átomos com massas diferentes. Esses são 
chamados de isótopos. 
Leia também: Isótopos, isóbaros e isótonos. 
Prótons 
O próton é uma partícula fundamental na estrutura atômica, que apresenta carga positiva (+1). 
Juntamente com os nêutrons, forma todos os núcleos atômicos, exceto para o hidrogênio, onde 
o núcleo é formado de um único próton. 
O que caracteriza um elemento é o número de prótons do átomo, conhecido como número 
atômico do elemento. É representado pela letra (Z). 
O número de massa, representado pela letra (A), de um átomo é a soma das massas dos prótons 
e nêutrons. Como a massa do elétron é muito pequena (tem cerca de 1/1836 da massa do 
próton), ela não é considerada. 
O número da massa (A) do átomo é formado pela soma do número atômico (Z) com o número 
de nêutrons (N), ou seja, A = Z + N. 
Nêutrons 
O nêutron são partículas neutras que fazem parte do núcleo na estrutura atômica dos átomos, 
juntamente com os prótons. Ele tem massa, mas não tem carga. A massa é muito parecida com 
a do próton, cerca de 1,67 x 10-24 g. 
Para se calcular a quantidade de nêutrons que um átomo possui basta fazer a subtração entre o 
número de massa (A) e o número atômico (Z). 
Elétrons 
O elétron é uma partícula subatômica que circunda o núcleo atômico, com carga negativa (-1). 
Os elétrons dos átomos giram em órbitas específicas e de níveis energéticos bem definidos. 
Sempre que um elétron muda de órbita, um pacote de energia é emitido ou absorvido. 
Um próton na presença de outro próton se repele, o mesmo ocorre com os elétrons, mas entre 
um próton e um elétron existe uma força de atração. Dessa maneira atribui-se ao próton e ao 
elétron uma propriedade física denominada carga elétrica. 
Essa teoria envolve conhecimentos da mecânica quântica e estes pacotes de energia são 
chamados quantum. 
Resumo sobre estrutura do átomo 
Termo Definição 
Átomo 
Unidade fundamental da matéria, formado pelo núcleo e pela 
eletrosfera. 
Núcleo Contém os prótons e os nêutrons. 
Próton Carga elétrica + 1. 
 
 27 
Termo Definição 
Nêutron Carga elétrica 0. 
Elétron Carga elétrica - 1. 
Número 
atômico (Z) 
Número de prótons no núcleo de um átomo. 
Número de 
massa (A) 
Soma do número de prótons e nêutrons no núcleo atômico. 
Isótopos 
Átomos com mesmo número atômico e diferente número de massa 
(mesmo elemento químico). 
Isóbaros 
Átomos com mesmo número de massa e diferem pelo número de 
prótons e de nêutrons (elementos químicos diferentes). 
Isótonos 
Átomos com mesmo número de nêutrons e diferente número de 
prótons (elementos químicos diferentes). 
 
Sistemas e Transformações 
Transformações químicas são ações que resultam na formação de novas substâncias. Além da 
mudança de estado, as variações de cheiro, de cor, de densidade e de temperatura podem ser 
evidências de transformações químicas. Nelas podem acontecer explosão e liberação de gases. 
É possível confirmar a origem de novas substâncias comparando-se as características 
apresentadas por produtos e reagentes. 
Produto é a nova substância, enquanto reagente é a substância que lhe dá origem, ou seja, a 
substância inicial. 
Uma transformação química ocorre quando as substâncias iniciais se rompem e os átomos 
presentes se rearranjam e formam novas substâncias. 
Fogueira 
A fumaça e o calor produzidos em uma fogueira são evidências de que ocorreu uma 
transformação. As moléculas de gás carbônico que são liberadas foram produzidas pela queima 
do carvão e pelo consumo de oxigênio do ar por meio da combustão. 
As transformações químicas diferenciam-se das transformações físicas pelo fato de que as 
transformações físicas apenas alteram estado e as substâncias continuam sendo as mesmas. 
Tipos de Transformações Químicas 
As mudanças em um material podem acontecer das seguintes formas: por junção de 
substâncias, por ação da luz, por ação do calor, por ação mecânica e por ação da corrente 
elétrica. 
Por Junção de Substâncias 
Esse tipo de transformação decorre da mistura de substâncias. Como exemplo, podemos citar a 
mistura de iodeto de potássio com nitrato de chumbo, o que resulta no produto iodeto de 
chumbo. 
 
 28 
Iodeto de chumbo 
Formação de precipitado amarelo de iodeto de chumbo 
Pb parêntese esquerdo NO com 3 subscrito parêntese direito com 2 parêntese esquerdo aq 
parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço mais espaço 2 KI com parêntese esquerdo 
aq parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço seta para a direita espaço PbI com 2 
parêntese esquerdo reto s parêntese direito subscrito fim do subscrito espaço mais espaço 2 
KNO com 3 parêntese esquerdo aq parêntese direito subscrito fim do subscrito 
Nessa transformação ocorre uma reação de dupla troca entre as espécies envolvidas e o 
aparecimento de um precipitado de cor amarela, na medida que se adiciona iodeto de potássio 
à solução de nitrato de chumbo. 
Por Ação da Luz 
Também chamada de fotólise, um exemplo de transformação química que acontece em virtude 
da iluminação é a fotossíntese. 
Fotossíntese 
Fotossíntese 
A ação de obter glicose através da luz do Sol é um processo que acontece a partir dos reagentes 
dióxido de carbono e água. 
12 espaço reto H com 2 subscrito reto O espaço mais espaço 6 espaço CO com 2 subscrito espaço 
seta para a direita com Luz sobrescrito espaço 6 espaço reto O com 2 subscrito espaço mais 
espaço reto C com 6 subscrito reto H com 12 subscrito reto O com 6 subscrito espaço mais 
espaço 6 espaço reto H com 2 subscrito reto O 
Como produto, são obtidos oxigênio e matéria orgânica por uma reação de oxirredução. 
Por Açãodo Calor 
Também chamada de termólise, o exemplo mais simples de transformação química por ação do 
calor que pode ser citado é o cozimento de alimentos. 
cozinhar 
Cozimento de alimentos 
É através do calor do fogo que a maior parte dos alimentos são transformados e podem ser 
consumidos. 
Veja também: Termoquímica: o que é, reações químicas e entalpia 
Por Ação Mecânica 
A transformação química por ação mecânica é aquela que acontece quando há atrito entre as 
substâncias, tal como acender um fósforo. 
Acender fósforo 
Acender um palito de fósforo 
 
 29 
A reação química é desencadeada pelo atrito e ocorre a decomposição do clorato de potássio, 
presente na cabeça do fósforo, em cloreto de potássio e oxigênio. 
Veja também: Força de Atrito 
Por Ação da Corrente Elétrica 
A eletrólise é um exemplo de transformação química por ação de eletricidade, que resulta em 
uma reação de oxirredução. Nesse processo, materiais de grande importância econômica são 
produzidos e purificados. 
Eletrólise 
Eletrólise 
A eletrólise de uma solução de sulfato de cobre dá origem ao produto cobre após a ação da 
corrente elétrica. 
Separação de Misturas Homogêneas 
Separação de misturas é o processo utilizado para separar duas ou mais substâncias e isolar o 
componente de interesse. 
Lembre-se que mistura é a combinação de duas ou mais substâncias, e ela pode ser homogênea 
ou heterogênea. 
A necessidade de separar essas substâncias surge por diversos motivos. São exemplos, a 
separação da água do mar para obter sal, a separação de poluentes no tratamento da água e a 
própria separação de lixo. 
Processos de separação de misturas 
O processo de separação pode ocorrer de várias formas e o método a ser utilizado depende dos 
seguintes aspectos: 
Tipo de mistura: homogênea ou heterogênea; 
Natureza das substâncias que formam as misturas; 
Densidade, temperatura e solubilidade dos componentes da mistura. 
Separação de misturas homogêneas 
As misturas homogêneas são aquelas que têm apenas uma fase. Os principais processos de 
separação dessas misturas são: 
Destilação simples 
A destilação simples é a separação entre substâncias sólidas dissolvidas em substâncias líquidas 
através de seus pontos de ebulição. 
Exemplo: a mistura água com sal submetida à temperatura de ebulição da água (100 ºC) evapora 
este componente com menor ponto de ebulição, sobrando apenas o sal. 
Destilação fracionada 
 
 30 
A destilação fracionada é a separação entre substâncias líquidas miscíveis através da 
temperatura de ebulição (TE). Para que esse processo seja possível, os líquidos são separados 
por partes, iniciando com os de menor ponto de ebulição até que obtenha o líquido que tem o 
maior ponto de ebulição. 
Exemplo: separar água (TE 100 ºC) de acetona (TE 58 ºC). 
Vaporização 
A vaporização, cujo tipo mais conhecido é a evaporação, consiste em aquecer a mistura sólido-
líquido até o líquido passar para o estado gasoso, separando-se do soluto na forma sólida. Nesse 
caso, o componente líquido é separado lentamente. 
Exemplo: processo para obtenção de sal marinho a partir da água do mar. 
Liquefação fracionada 
A liquefação fracionada é realizada através de equipamento específico, no qual a mistura de 
gases é resfriada ou se eleva a pressão do sistema até um dos componentes tornar-se líquido. 
Após isso, passa-se pela destilação fracionada e a separação ocorre conforme o ponto de 
ebulição. 
Exemplo: separação dos componentes do ar atmosférico. 
 
Separação de misturas heterogêneas 
As misturas heterogêneas são aquelas que têm pelo menos duas fases. Os principais processos 
de separação são: 
Centrifugação 
A centrifugação ocorre através da força centrífuga, a qual separa o componente mais denso do 
que é menos denso pela rotação do equipamento em alta velocidade. 
Exemplo: centrifugação no processo de lavagem de roupas, a qual separa a água das peças de 
vestuário. 
 
 31 
Filtração 
A filtração é a separação entre substâncias sólidas insolúveis em uma fase líquida ou gasosa ao 
fazer a mistura a passar por um filtro. 
Exemplo: fazer café utilizando coador. Para obter a bebida, ela é coada separando o pó do 
líquido. 
Decantação 
A decantação é a separação entre substâncias que apresentam densidades diferentes. Ela pode 
ser realizar entre líquido-sólido e líquido-líquido imiscíveis. 
Pela ação da gravidade, o componente mais denso fica na parte inferior, ou seja, o sólido ficará 
depositado no fundo do recipiente. Para esse processo, é utilizado o funil de decantação. 
Exemplo: separação de água e areia ou separar água de um líquido menos denso, como o óleo. 
Dissolução fracionada 
A dissolução fracionada é usada para separação de substâncias sólidas ou sólidas e líquidas. Ela 
é utilizada quando há na mistura alguma substância solúvel em solventes, como a água, que é 
adicionado para promover a separação. 
Após o método de dissolução, a mistura deve passar por outro método de separação, como a 
filtração ou destilação. 
Exemplo: separação de areia e sal cloreto de sódio (NaCl). A adição de água faz com que o sal 
solubilize e, assim, a areia seja separada da mistura. 
Separação magnética 
A separação magnética é a separação de metal de outras substâncias sólidas mediante o uso de 
ímã. 
Exemplo: separar limalha de ferro (metal) de enxofre em pó ou areia. 
Ventilação 
A ventilação é a separação de substâncias com densidades diferentes utilizando a força de uma 
corrente de ar. Exemplo: separação de cascas de arroz, amendoim ou cereais, que são mais 
leves, e que vêm misturadas antes de prepará-los. 
Levigação 
A levigação é a separação entre substância sólidas mediante a passagem de água pela mistura. 
É o processo utilizado pelos garimpeiros e que é possível graças à densidade diferente das 
substâncias. 
Exemplo: o ouro separa da areia na água porque o metal é mais denso do que a areia. 
Peneiração ou Tamisação 
A peneiração é a separação entre substâncias sólidas de diferentes tamanhos através de uma 
peneira. 
 
 32 
Exemplo: peneirar o açúcar para separar grãos maiores para fazer um bolo apenas com o açúcar 
mais fino. Os sólidos menores passam pela peneira enquanto os maiores ficam retidos. 
Veja também: Levigação, Ventilação e Peneiração 
Flotação 
A flotação é a separação de substâncias sólidas e substâncias líquidas, o que é feito através da 
adição de substâncias que propiciam a formação de bolhas. As bolhas formam, então, uma 
espuma, separando as substâncias que se aglutinaram nela. 
Exemplo: remoção de gorduras no tratamento de água. 
Floculação 
A floculação consiste na adição de substâncias coagulantes, como o sulfato de alumínio 
(Al2(SO4)3), adicionado a água juntamente com óxido de cálcio (CaO). A reação entre essas duas 
substâncias origina o hidróxido de alumínio (Al(OH)3). 
As partículas pequenas em suspensão na água se agregam e unem-se ao hidróxido de alumínio, 
formando flóculos/flocos maiores, o que permite a decantação. 
Esse processo é uma das etapas do tratamento da água. Ele é extremamente importante pois 
partículas muito pequenas não se sedimentam e ficam em suspensão na água, o que dificulta a 
retirada. 
Catação 
A catação é um método simples de separação de misturas. Trata-se de uma operação manual, 
separando partes sólidas de tamanhos diferentes. 
Exemplo: separação dos materiais do lixo ou separação de sujeiras de grãos de feijão. 
 
 
Tratamento de água 
 
 33 
Tratamento de Água é um conjunto de procedimentos físicos e químicos que são aplicados na 
água para que esta fique em condições adequadas para o consumo, ou seja, para que a água se 
torne potável. O processo de tratamento de água a livra de qualquer tipo de contaminação, 
evitando a transmissão de doenças. 
Numa estação de tratamento de água, o processo ocorre em etapas: 
Captação 
a água “bruta” é captada de mananciais superficiais (lagos, rios e nascentes) ou subterrâneos 
(poços)por meio de adutoras e chega até o tanque da estação de tratamento de água, passando 
por um sistema de grades que impede a entrada de elementos macroscópicos como, por 
exemplo, animais mortos, galhos, folhas etc. As partículas mais finas em suspensão, estado 
coloidal ou em solução não são removidas nesta fase. 
Coagulação 
na etapa da coagulação as partículas finas em suspensão são aglomeradas e aumentadas de 
volume por meio da adição de sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio. Estas substâncias 
servem para aglomerar (juntar) partículas sólidas que se encontram na água como, por exemplo, 
a argila. 
Floculação 
em tanques de concreto com a água em movimento, a água é agitada lentamente a fim de 
possibilitar que as partículas sólidas se aglutinam em flocos maiores com microestrutura porosa 
para que possam decantar-se. 
Decantação 
nesta etapa a água é direcionada para outros tanques, e, por ação da gravidade, os flocos com 
as impurezas e partículas ficam depositadas no fundo dos tanques, separando-se da água. 
Filtração da Água 
a água passa por filtros formados por carvão ativado, areia, pedras e diversos outros elementos 
filtrantes. Nesta etapa, as impurezas de tamanho pequeno que não aderiram aos flocos na etapa 
anterior ficam retidas no filtro. 
Filtro de Água 
Retrolavagem do Filtro de Água: Economia na Filtração e Tratamento para Residências, 
Empresas e Indústrias 
Desinfecção da Água 
é aplicado na água cloro ou ozônio para eliminar microorganismos causadores de doenças. O 
cloro agirá como desinfetante/a> ao eliminar os microrganismos em geral e como oxidante de 
compostos orgânicos e inorgânicos presentes. 
Fluoretação 
adicionalmente ao cloro ou ozônio é aplicado flúor na água para prevenir a formação de cárie 
dentária em crianças. 
Correção de pH da água 
 
 34 
nesta etapa adiciona-se na água uma certa quantidade de cal hidratada ou carbonato de sódio 
com a finalidade de corrigir o pH da água e preservar a rede de encanamentos de distribuição. 
É importante ressaltar também a necessidade de um filtro de água residencial para o completo 
e adequado tratamento da água, uma vez que a água passa por um percurso até chegar a 
torneira da residência, e, muitas vezes durante este percurso ela pode entrar em contato com 
encanamentos antigos, que possuem ferrugem, ou que podem soltar algum tipo de fragmento. 
A Importância do Tratamento da Água na Indústria, Condomínios e nas Cidades 
Você consegue imaginar o mundo de hoje sem a distribuição de água tratada em larga escala? 
Pode-se dizer, sem medo de errar, que isso transformaria a rotina das pessoas num verdadeiro 
caos e causaria impactos profundos na atividade econômica global. 
Para começar, cada cidadão teria que se deslocar até algum rio, córrego, poço artesiano, lago e 
outro manancial para coletar a água bruta. 
Depois, cada indivíduo ou família seria responsável pelo próprio tratamento da água para torná-
la potável e segura para suas necessidades. Ou seja, teria que ferver, adicionar cloro ou outra 
substância desinfetante/a> para evitar contaminações, lesões e doenças provocadas pela água 
inadequada para o consumo humano. 
Por fim, seria necessário armazenar esta água saudável em galões, caixas d’água e outros 
reservatórios disponíveis para necessidades a curto prazo. 
Já pensou a execução de todas essas rotinas para garantir água tratada às famílias, lojas, 
empresas, hotéis, escolas, bancos, instituições e indústrias nos dias de hoje? Algo inimaginável 
e surreal em pleno século 21. 
Hoje, felizmente, essas tarefas estão facilitadas já que a maioria das cidades dispõe das 
necessárias Estações de Tratamento de Água (ETA). 
As ETAs são sistemas, que podem ser megaestruturas ou pequenas que são projetadas para 
atender uma única casa, responsáveis pela coleta de água bruta, higienização e distribuição 
contínua de água tratada a bilhões de habitantes do planeta, visando o bem-estar, a higiene e o 
atendimento das necessidades humanas. 
Empresa Tenneco – 02 Depuradores / Filtro de Carvão em Inox com vazão 10m3/h 
Mas a água tratada também é vital para a saúde da atividade econômica. Especialmente para o 
funcionamento e a competitividade de empresas que utilizam a água de qualidade como insumo 
essencial para a fabricação de seus produtos. 
Água Tratada no Mundo e no Brasil 
Desde 2010, a Organização das Nações Unidas (ONU) reconhece a água como um direito 
humano, independente da condição social, econômica, cultural, de gênero ou etnia do 
indivíduo. 
Porém, o acesso à água tratada ainda não é uma realidade universal. 
Lamentavelmente, muitas populações ao redor do globo ainda sofrem com a falta do recurso 
essencial à vida, à saúde, à educação, à economia e ao pleno desenvolvimento de outras 
atividades humanas. 
 
 35 
Cerca de 2,2 bilhões de pessoas em todo o mundo ainda vivem sem água tratada, de acordo 
com dados do Fundo das Nações Unidas para a Infância (UNICEF) e da Organização Mundial da 
Saúde (OMS). 
Da mesma forma, o problema também atinge o Brasil, embora o abastecimento de água já 
beneficie 99,6 % das nossas cidades. 
A verdade é que a falta de água distribuída por rede de abastecimento ainda afeta 9,6 milhões 
de domicílios, segundo a Pesquisa Nacional de Saneamento Básico (PNSB) de 2017, do Instituto 
Brasileiro de Geografia e Estatística (IBGE). 
Outro dado da PNSB que traduz a carência do país em relação à oferta de água tratada é a 
quantidade de municípios que ainda não possuem Estações de Tratamento de Água (ETA). 
Em 2017, ainda havia 697 cidades brasileiras – num total de 5.570 municípios da União – sem 
ETAs ou Unidades de Tratamento Simplificado (UTS). 
Aqui cabe uma breve explicação sobre as UTSs: como o próprio nome diz, são unidades menos 
complexas do que a ETAs. E geralmente são instaladas em áreas, ou cidades, que utilizam águas 
subterrâneas, de poços profundos, para o abastecimento público. 
Como as águas subterrâneas captadas pelas UTSs apresentam níveis superiores de pureza, são 
unidades que dispensam a realização de alguns processos de tratamento que comumente 
ocorrem nas ETAs. Normalmente executam a somente cloração e a fluoretação antes da 
distribuição à população. 
De volta às deficiências do país, é importante salientar ainda que nem toda água distribuída por 
rede de abastecimento público é tratada. 
De acordo com a PNSB, entre as cidades brasileiras que possuem sistemas de distribuição, 11,7% 
delas não fornece água tratada à sua população. 
Problemas Causados pela Água não Tratada 
A água sem tratamento sanitário pode provocar uma série de doenças, se ingerida ou utilizada 
para banho, higiene pessoal, lavagem ou cozimento de alimentos. 
A água contaminada por bactérias, vírus e parasitas pode desencadear patologias como hepatite 
A, febre tifóide, leptospirose, amebíase, cólera e ascaridíase (lombriga), entre outras doenças. 
Portanto, a regra é sempre desconfiar (e se possível evitar) água turva, com algum tipo de 
coloração, mau cheiro e micropartículas em suspensão. Geralmente, esses sintomas sinalizam 
que a água é fonte de problemas à sua saúde. 
Além dos males à saúde pública, a água sem tratamento e as baixas condições de saneamento 
básico também causam danos ao meio ambiente. Exemplo disso é o despejo ‘in natura’ de 
esgotos domésticos e efluentes industriais. 
Se não bastasse tudo isso, águas contaminadas ainda geram prejuízos à economia do país – que 
gasta mais recursos com internações, tratamentos e ações tardias, ao invés de investir na saúde 
preventiva -, provocam o aumento das desigualdades sociais, a queda do turismo e do 
aprendizado escolar. Saiba mais aqui 
Padrão de Potabilidade no Brasil 
 
 36 
Os níveis de potabilidade da água no Brasil são estabelecidos pela Portaria de Consolidação Nº 
5, de 28 de setembro de 2017, do Ministério da Saúde. 
O Anexo XX da Portaria Nº 5 reúne e descreve os padrões microbiológicos, níveisde 
concentração de biocidas, de turbidez, de tempo mínimo para a Desinfecção da Água por meio 
de cloração, valores de pH, temperatura e outros parâmetros. 
Por sua vez, a norma NBR 15784:2017, da Associação Brasileira de Normas Técnicas (ABNT), 
regula e disciplina os padrões de qualidade dos produtos químicos empregados nos diferentes 
métodos de tratamento de água. 
ETAs: Convencionais ou por Sistema de Membranas 
Como se sabe, as Estações de Tratamento de Esgoto (ETE) são sistemas tecnológicos que 
atendem a gigantesca demanda hídrica da população, dos serviços públicos, das empresas, do 
setor de serviços e das fábricas. 
Em outras palavras, a água fornecida pelas ETAs permite o abastecimento humano e mantém 
as atividades agropecuárias, da indústria, dos setores de mineração e termoeletricidade. 
Existem diferentes tipos de ETA, com variações em relação à tecnologia, custos de implantação, 
infraestrutura, volume de água tratada e sistema de filtragem e higienização. 
Mas as modalidades mais conhecidas são: 
ETA convencional – que apresentam o ciclo completo de processos (coagulação, floculação, 
decantação, filtração, desinfecção e fluoretação). 
ETA convencional com carvão ativado – com adição da substância vegetal de grande porosidade, 
que atua como um eficaz removedor de toxinas e impurezas do organismo 
ETA com sistema de membranas – que engloba diferentes tecnologias/modalidades de 
microfiltração, ultrafiltração, nanofiltração e osmose reversa. 
Excelência em Tecnologias de Tratamento de Água 
Sistema de Tratamento de Água Não Potável. Considera-se água potável a água de origem do 
sistema público de saneamento e Água Não potável a água de origem de poços, chuva, rios, 
lagos, entre outras. 
Há quatro décadas o Grupo FUSATI desenvolve soluções de tratamento de água para atender 
clientes residenciais, comerciais e industriais, além de administrações públicas. 
Nosso negócio é a purificação da água para as diferentes necessidades de uso. 
Nessa linha de frente estão os Filtros Centrais da FUSATI, nacionalmente conhecidos por sua 
qualidade, eficiência e versatilidade. 
Construídos em aço inox e materiais de qualidade e durabilidade, os nossos Filtros Centrais são 
equipados com sete camadas filtrantes de quartzo. Essas camadas são as barreiras sanitárias 
que executam o tratamento e higienização da água. 
Outra virtude desses dispositivos é a sua polivalência operacional. Ou seja, apresentam 
excelente desempenho em diversos ambientes! 
 
 37 
Nas residências e nos condomínios, garantem a saúde e o bem-estar das famílias com a 
distribuição de água potável em todos os pontos do imóvel – torneiras, chuveiros, registros que 
alimentam eletrodomésticos como, por exemplo, máquina de lavar roupa ou purificadores. 
Nas residências, casas e nos condomínios e prédios, o Tratamento do água central garantem a 
saúde e o bem-estar da família com a distribuição de água potável em todos os pontos do imóvel 
– torneiras, chuveiros, registros que alimentam eletrodomésticos como, por exemplo, máquina 
de lavar roupa ou purificadores. 
O Tratamento do água residencial central garantem a saúde e o bem-estar da família com a 
distribuição de água potável em todos os pontos do imóvel. 
Em estabelecimentos comerciais, empresas, hotéis, escolas e outros locais públicos, entregam 
água de qualidade a funcionários, consumidores e prestadores de serviços, além de garantir a 
execução de rotinas sanitárias e inerentes ao negócio (exemplo: a lavagem de alimentos em 
restaurantes). 
Soluções Customizadas Para a Indústria 
Mas a FUSATI também possui expertise na implantação de sistemas de tratamento de água, 
esgotos e efluentes industriais em companhias dos mais diversos segmentos. 
A divisão FUSATI Ambiental projeta, implanta e desenvolve 
Estações de Tratamento de Água (ETA), Estações de Tratamento de Esgoto (ETE) e Estações de 
Tratamento de Efluentes Industriais (ETEI) para atender a demanda de indústrias de diversos 
segmentos. 
Essas eficientes estações têm a vantagem de ser customizadas, modulares e compactas. 
Além disso, são geradoras da água de reúso, que pode ser empregada em inúmeras atividades 
que não requerem água potável. São ideais para a descarga de sanitários, irrigação de jardins, 
lavagem de veículos, pisos e outras ações. 
As ETAs, ETEs e ETEIs são construídas com diferentes configurações, de acordo com a 
necessidade da empresa cliente. 
A qualidade e alta performance hídrica dessas unidades mantêm a produtividade e a 
competitividade de empresas dos setores de alimentação, bebidas, fármacos, químicos, saúde, 
agronegócio, entretenimento, turismo, automotivo e outras tantas. 
Semelhança Atômica 
Semelhança atômica é uma propriedade ou característica obtida a partir de um estudo 
comparativo realizado entre os átomos de elementos químicos iguais ou diferentes, no qual 
avaliamos as igualdades e as diferenças apresentadas por eles, principalmente no que tange aos 
seguintes critérios: 
Número atômico (Z); 
Numero de massa (A); 
Número de prótons (p); 
Número de elétrons (e); 
 
 38 
Número de nêutrons (n). 
Assim, conhecendo a quantidade de partículas (prótons, nêutrons e elétrons) ou os códigos 
(número atômico e número de massa) durante a comparação entre dois ou mais átomos, 
podemos classificá-los. 
Segundo a propriedade da semelhança atômica, os átomos podem ser classificados em isótopos, 
isóbaros, isótonos ou isoeletrônicos, como podemos observar em cada caso abaixo: 
Isótopos 
Semelhança atômica na qual os átomos apresentam o mesmo número de prótons (p) ou número 
atômico (Z), porém devem apresentar diferentes números de massa e de nêutrons. Exemplo de 
átomos classificados como isótopos: 
Tabela com os componentes dos átomos isótopos. 
 
Obs.: Em situações em que os átomos isótopos não sejam íons, o número de elétrons será 
sempre igual ao número de prótons e, consequentemente, ao número atômico. 
Isóbaros 
Semelhança atômica na qual os átomos apresentam o mesmo número de massa (A), mas devem 
apresentar diferentes números atômicos (Z), de prótons, de elétrons e de nêutrons. Exemplo de 
átomos classificados como isóbaros: 
Tabela com os componentes dos átomos isóbaros. 
 
 39 
 
Isótonos 
Semelhança atômica na qual os átomos apresentam o mesmo número de nêutrons (n), porém 
devem apresentar diferentes números de massa (A), atômico (Z), de prótons (p) e de elétrons 
(e). Exemplo de átomos classificados como isótonos: 
Tabela com os componentes dos átomos isótonos. 
 
Isoeletrônicos 
Semelhança atômica na qual os átomos apresentam o mesmo número de elétrons e podem 
apresentar ainda um ou mais outros itens iguais, como: 
Número de massa (A); 
Número de nêutrons (n); 
Número de prótons (p); 
Número atômico (Z). 
Tabela com os componentes dos átomos isoeletrônicos 
 
 40 
 
O átomo G apresenta oito elétrons porque seu número atômico é igual a 10, e ele é um cátion 
bivalente, ou seja, o número de elétrons é duas unidades menor que o número atômico. O 
mesmo ocorre (oito elétrons) com o átomos H, porque seu número atômico é igual a 5, e ele é 
um ânion trivalente, ou seja, seu número de elétrons é três unidades maior que o número 
atômico. 
Obs.: Como o número de nêutrons nesses dois átomos também é igual, além de isoeletrônicos, 
eles devem ser classificados como isótonos. 
Poluição Ambiental 
Poluição ambiental é o resultado de qualquer tipo de ação ou obra humana capaz de provocar 
danos ao meio ambiente. É a introdução na natureza de substâncias nocivas à saúde humana, 
aos outros animais e ao próprio ambiente, que altera de forma significativa o equilíbrio dos 
ecossistemas. 
Alguns dos "vilões" da saúde humana e principais causadores da poluição ambiental são: a 
poluição do ar (queima de combustíveis fósseis, degradação do solo e das águas, com o uso 
indiscriminado de agrotóxicos, etc); a poluição sonora; a poluição visual; a radiação nuclear