MAPA MENTAL - QUÍMICA GERAL (1)

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Mapas Mentais – Do
Átomo às Funções
Inorgânicas 
Mapas Mentais – Do
Átomo às Funções
Inorgânicas 
32 -MAPAS
MENTAIS
32 -MAPAS
MENTAIS
Mapa 1 – Modelos Atômicos
Mapa 2 – Números Químicos
Mapa 3 – Modelo atômico Quântico
Mapa 4 – Distribuição Eletrônica
Mapa 5 – Substâncias e Misturas
Mapa 6 – Gráficos de Aquecimento
Mapa 7 – Métodos de Separação I (Heterogêneas)
Mapa 8 – Métodos de Separação II (Heterogêneas)
Mapa 9 – Métodos de Separação III (Homogêneas)
Mapa 10 – Destilação do Petróleo
Mapa 11 – Estados Físicos da Matéria
Mapa 12 – Fenômenos
Mapa 13 – Tabela Periódica (Estrutura Geral)
Mapa 14 – Raio Atômico
Mapa 15 – Propriedades Periódicas 
Mapa 16 – Distribuição e Tabela Periódica (Grupos e Blocos
Mapa 17 – Ligações Químicas: Regra do Octeto
Mapa 18 – Ligação Iônica
Mapa 19 – Ligação Covalente
Mapa 20 – Polaridade e Geometria Molecular
Mapa 21 – Interações Intermoleculares
Mapa 22 – Polaridade e Interações
Mapa 23 – Funções Inorgânicas (Visão Geral)
Mapa 24 – Ácidos
Mapa 25 – Bases
Mapa 26 – Sais
Mapa 27 – Óxidos
Mapa 28 – Nomenclatura dos ácidos
Mapa 29 – Nomenclatura das bases
Mapa 30 – Nomenclatura dos sais
Mapa 31 – Nomenclatura dos óxidos
Mapa 32 - Reações Importantes
📑 Sumário dos Mapas
Data: 1808
Experimento: Reações químicas
 CARACTERÍSTICAS
 1) Esfera maciça
 2) Indivisível
 3) Indestrutível
 4) Comparado com uma bola de bilhar.
Data: 1898
Experimento: Raios Catódicos
 CARACTERÍSTICAS:
 1) Divisibilidade do átomo.
2) Partículas subatômicas
Data: 1911
Experimento: Bombardeamento com partículas
alfas sobre uma placa de ouro.
 CARACTERÍSTICAS:
 1) O átomo tem núcleo e eletrosfera.
 2) Núcleo pequeno, denso e positivo.
 3) Na eletrosfera, o elétrons se movem em órbitas ao
redor do núcleo. 
 4) Comparado com o sistema planetário.
Data: 1913
Experimento: Espectro de emissão do
átomo de hidrogênio.
 CARACTERÍSTICAS:
 1) Quantização da energia: os elétrons só
podem ocupar órbitas específicas e não perdem
energia ao permanecer nelas.
 2) As órbitas são fixas e circulares.
 3) Salto quântico: transições entre níveis.
Natureza elétrica da matéria.
3) Comparado com um 
Pudim de Passas
@PROFESSORATAISFERNANDES
MODELO DE 
BOHR
4
Descoberta dos elétrons
MODELOS
ATÔMICOS
MODELOS
ATÔMICOS
MODELO DE
DALTON
MODELO DE
THOMSON
MODELO DE 
RUTHERFORD
MODELO DE
SOMMERFELD
1
2
3
5
@PROFESSORATAISFERNANDESData: 1916
CARACTERÍSTICAS:
1) Órbitas elípticas, além das circulares de Bohr.
2) Preparou o caminho para os conceitos de
subníveis (s, p, d, f).
@PROFESSORATAISFERNANDES
⚡Aprimoramento do
modelo de Rutherford.
⚡Aprimoramento do modelo de Bohr.
💡Fique atento!
“Bohr resolve problema de Rutherford.”
“Sommerfeld explica o desdobramento do espectro.”@PROFESSORATAISFERNANDES
NÚMEROS
QUÍMICOS
NÚMEROS
QUÍMICOS
REPRESENTAÇÃO
DOS ELEMENTOS
ÁTOMO
NEUTRO
ÍONS
SEMELHANÇAS
ATÔMICAS
1
2
3
4
@PROFESSORATAISFERNANDES
23
Na
11
Número atômico (Z)
Massa (A)
Símbolo do elemento
OBSERVAÇÃO: A massa é sempre maior que o número atômico.
É aquele que possui o mesmo número de prótons e elétrons.
✅ Prótons: partículas com carga positiva (+)
✅ Elétrons: partículas com carga negativa (–)
40
Ca
20
31
P
15
EXEMPLOS:
A= 40
Z= 20
p= 20
é= 20
N= A - Z
N= 40 - 20
N= 20
A= 31
Z= 15
p= 15
é= 15
N= A - Z
N= 31 - 15
N= 16
Z = p = é
Íons são átomos que ganham ou perdem 
elétrons, ficando eletricamente carregados.
40
Ca
20
A= 40
Z= 20
p= 20
é= 18
N= A - Z
N= 40 - 20
N= 20
31
P
15
A= 31
Z= 15
p= 15
é= 18
N= A - Z
N= 31 - 15
N= 16
- 3+2
IsótoPos: mesmo número de prótons. 
IsóbAros: mesmo número de massa. 
IsoEletrônicos: mesmo número de elétrons. 
IsótoNos: mesmo número de nêutrons. 
N= A - Z
N= 24 - 12
N= 12
N= A - Z
N= 23 - 11
N= 12
A carga positiva 
indica perda 
de elétrons
é= 10
A carga negativa 
indica ganho 
de elétrons
é= 10
Cátions (+): 
perde elétrons. 
@PROFESSORATAISFERNANDES
Ânions (-): 
ganha elétrons. 
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
Erwin Schrodinger: PRINCÍPIO DO ORBITAL
•Propôs uma equação que contém os termos onda
e partícula para o elétron.
• A resolução da equação leva às funções de onda.
• A função de onda fornece o contorno do orbital
eletrônico.
✅ Números Quânticos:
n (principal) = 3 → nível 3
ℓ (secundário) = 1 → subnível p
mℓ (magnético) = –1, 0 ou +1 → vamos usar +1 
ms (spin) = +½ (elétron para cima)
MAGNÉTICO
3
MODELO
ATÔMICO
QUÂNTICO
MODELO
ATÔMICO
QUÂNTICO
MODELO
QUÂNTICO
SECUNDÁRIO
OU AZIMUTAL
SPIN
1
2
4
Número quântico principal (n) – 
Nível ou camada.
 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7...
Número quântico magnético ( ml) – 
Orbital.
💡Fique atento!
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PRINCIPAL
Número quântico secundário (l) – 
Subníveis ou subcamadas.
s p d f 
0 1 2 3
Número quântico spin (ms) – 
“Indica o sentido de rotação do
elétron no orbital (↿ ou ⇂).”
Configuração eletrônica:
 P (Z = 15): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
🧪 Exemplo com o elemento Fósforo (P - Z = 15)
↑ = +½
↓ = –½
⚠ Cada orbital comporta no máximo 
2 elétrons com spins opostos.
Dominar os números quânticos é entender 
o endereço do elétron no átomo.
Os números quânticos descrevem o subnível energético.
3p3
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
DISTRIBUIÇÃO
(CAMADAS)
3
DISTRIBUIÇÃO
ELETRÔNICA
DISTRIBUIÇÃO
ELETRÔNICA
DIAGRAMA DE
LINUS PAULING CAMADA DE VALÊNCIA E
SUBNÍVEL ENERGÉTICO
1
2
4
@PROFESSORATAISFERNANDES
DISTRIBUIÇÃO
ELETRÔNICA
NÍVEIS E
SUBNÍVEIS 
O diagrama representa os níveis de energia
dos átomos, que são as camadas eletrônicas
(K, L, M, N, O, P, Q) e os subníveis (s, p, d, f) 
K, L, M, N, O, P e Q
1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10
5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p .6 2 14 10 6 2 14 10 6
EXEMPLOS:
1) Ne ⟶ 1s 2s 2p10
2 2 6
2) Fe ⟶ 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d26
2 2 6 2 6 2 6
3) Br ⟶ 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p35
2 2 6 2 6 2 10 5
EXEMPLOS:
1) Ne ⟶ 1s 2s 2p10
2 2 6
 K= 2 L= 8
2) Fe ⟶ 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s26
2 2 6 2 6 6 2
 K= 2 L= 8 M= 14 N= 2
3) Br ⟶ 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p35
2 2 6 2 6 10 2 5
 K= 2 L= 8 M= 18 N= 7 
s p d f 2 6 1 0 1 4
NÍVEIS
SUBNÍVEIS
SEQUÊNCIA
EXEMPLOS:
1) Ne ⟶ 1s 2s 2p10
2 2 6
 S.E = 2p C.V = 2s 2p6 2 6
2) Fe ⟶ 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d26
2 2 6 2 6 2 6
 S.E = 3d C.V = 4s6 2
3) Br ⟶1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p35
2 2 6 2 6 2 10 5
 S.E= 4p C.V= 4s 4p5 2 5
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
SUBSTÂNCIA PURA 
E MISTURASSUBSTÂNCIA PURA
REPRESENTAÇÃO 
MISTURA 
REPRESENTAÇÃO 
1
2
4
3
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Formadas por um único tipo de componente químico.
 📌 Possuem propriedades constantes e definidas (ponto de
fusão, ebulição etc.)
📉 Apresentam curvas de aquecimento/resfriamento constantes
➡ Podem ser:
🔹 Simples – 1 elemento (ex: O₂)
🔹 Compostas – 2 ou mais elementos (ex: H₂O)
Exemplos: 
1) Água destilada 💧
2) Gás oxigênio 🫁
3) Ouro 24k 🪙
SUBSTÂNCIA
SIMPLES
SUBSTÂNCIA
COMPOSTA SUBSTÂNCIA PURA
🔄 Formadas por duas ou mais substâncias.
⚠ Propriedades variam dependendo da proporção dos 
componentes.
📈 Curvas de aquecimento/resfriamento são variáveis.
➡ Podem ser:
🔸 Homogêneas – aspecto uniforme. 
ex: sal dissolvido em água.
🔸 Heterogêneas – mais de uma fase visível. 
ex: óleo e água.
MISTURA
HOMOGÊNEA
MISTURA
HETEROGÊNEA
MISTURA
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
GRÁFICOS DE
AQUECIMENTOSUBSTÂNCIA PURA
MISTURA
MISTURA EUTÉTICA
MISTURA AZEOTRÓPICA
1
2
4
3
T F
TE
CONSTANTE
T F
TE
VARIÁVEIS
T F
TE
CONSTANTE
VARIÁVEL
T F
TE
VARIÁVEL
CONSTANTE
T = TEMPERATURA DE FUSÃOF T = TEMPERATURA DE EBULIÇÃOE
P = PONTO DE FUSÃOF P = PONTO DE EBULIÇÃOF
P = TF F P = TE E
@PROFESSORATAISFERNANDES
TF
TE
TE
TF
TE
TF
TE
TF
@PROFESSORATAISFERNANDES@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
Arrasta o componente menos denso 
com água. No garimpo, ela é usada para
 separar o ouro (mais denso) da areia e 
cascalho (menos densos).
1)Aquece-se a mistura.
2) O componente com menor ponto 
de fusão derrete primeiro.
3)Ele pode ser separado 
(por decantação, por exemplo).
4)O outro permanece sólido.
FUSÃO FRACIONADAFUSÃO FRACIONADA
FLOTAÇÃO OU FLUTUAÇÃOFLOTAÇÃO OU FLUTUAÇÃO
Adição de água para que o
componente menos denso flutue
e o mais denso afunde.
LEVIGAÇÃOLEVIGAÇÃO
Separação manual dos 
componentes da mistura, 
feita com as mãos ou pinças.
separação de
misturas
heterogêNEAs
separação de
misturas
heterogêNEAs
VENTILAÇÃOVENTILAÇÃO
PENEIRAÇÃO OU TAMISAÇÃOPENEIRAÇÃO OU TAMISAÇÃO
SEPARAÇÃO MAGNÉTICASEPARAÇÃO MAGNÉTICA
CATAÇÃOCATAÇÃO
Usa uma corrente de ar 
para separar os componentes 
com diferentes densidades.
Processo mecânico que 
separa sólidos com tamanhos 
de partículas diferentes.
Retira partículas metálicas 
(ferromagnéticas).
 Ferro, Níquel e Cobalto
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Processo físico-químico que agrega
 partículas muito pequenas em flocos maiores,
facilitando a decantação ou filtração.
Separa sólido de líquido
usando um filtro que retém
partículas sólidas e deixa o
fluido passar.
Acelera a decantação usando 
força centrífuga.
separação de
misturas
heterogêNEas
separação de
misturas
heterogêNEas
Método de separação em que 
partículas são levadas à superfície 
por bolhas de ar.
DECANTAÇÃODECANTAÇÃO Separa líquidos imiscíveis ou 
sólido sedimentado considerando 
as diferentes densidades.
FLOTAÇÃOFLOTAÇÃO
CENTRIFUGAÇÃOCENTRIFUGAÇÃO
FLOCULAÇÃOFLOCULAÇÃO
FILTRAÇÃOFILTRAÇÃO
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Método de separação de misturas gasosas, 
baseado na diferença de ponto de liquefação 
(condensação) dos gases.
DESTILAÇÃO FRACIONADADESTILAÇÃO FRACIONADA
LIQUEFAÇÃO FRACIONADALIQUEFAÇÃO FRACIONADA
separação de
misturas
homogêNEas
separação de
misturas
homogêNEas
Separa sólido dissolvido do líquido
 ou líquidos com grande diferença 
de ebulição.Separa líquidos miscíveis com pontos de ebulição 
próximos usando coluna de fracionamento → evaporação 
e condensação sucessivas → ex.: frações do petróleo, etanol.
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EVAPORAÇÃOEVAPORAÇÃO Separa sólido dissolvido 
pela evaporação do solvente.
DESTILAÇÃODESTILAÇÃO
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CRISTALIZAÇÃO
FRACIONADA
CRISTALIZAÇÃO
FRACIONADA
Baseia-se na diferença de solubilidade dos 
solutos em um solvente.
Exemplo: separação de sais diferentes em solução.
Ar Impuro
Ar Puro
Ar Líquido
Destilação
fracionada
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DESTILAÇÃO FRACIONADADESTILAÇÃO FRACIONADA
Energia: combustíveis fósseis.
Indústria química: plásticos, borrachas sintéticas, solventes.
Impactos ambientais: poluição atmosférica, emissão de CO₂.
APLICAÇÕES E IMPACTOAPLICAÇÕES E IMPACTO ASPECTOS IMPORTANTESASPECTOS IMPORTANTES
Frações mais leves → maior volatilidade e inflamabilidade.
Frações mais pesadas → mais viscosas, menos voláteis.
DESTILAÇÃO DO
PETRÓLEO
DESTILAÇÃO DO
PETRÓLEO ETAPAS DO PROCESSOETAPAS DO PROCESSO
Pré-aquecimento → petróleo é aquecido a ~400 °C.
Entrada na torre → mistura vaporizada entra pela
base da coluna de fracionamento.
Condensação → cada fração condensa em diferentes
alturas, conforme seu ponto de ebulição.
Destilação fracionada: processo físico de
separação de misturas homogêneas de líquidos
miscíveis, baseado na diferença de pontos de
ebulição.
PRINCIPAIS FRAÇÕES E USOSPRINCIPAIS FRAÇÕES E USOS
Mais leves / voláteis – menor ponto de ebulição
Gases leves (GLP: propano, butano) → gás de cozinha.
Gasolina → combustível automotivo.
Querosene → combustível de aviação, solventes.
Óleo diesel → motores a diesel, aquecimento.
Óleo lubrificante → lubrificação de máquinas.
Parafina → velas, cosméticos.
Asfalto (fração pesada, sobra da base) → pavimentação @PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
Forma e volume fixos 
Partículas muito próximas, organizadas e com
movimento vibratório em torno de posições fixas.
Forças intermoleculares: muito fortes 
Exemplos: gelo, ferro, madeira.
Volume fixo, forma variável (ocupa o recipiente) 
Partículas próximas, mas com liberdade de movimento
Flui e se adapta ao recipiente
Forças intermoleculares: médias
Exemplos: água 💧, óleo 🫒, leite 🥛
Forma e volume variáveis 💨
Partículas muito afastadas e com movimento livre.
Altíssima energia cinética ⚡
Forças intermoleculares: muito fracas
Exemplos: vapor de água, oxigênio, gás carbônico
LÍQUIDOLÍQUIDO
SÓLIDOSÓLIDO
MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICOMUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO
🧊➡💧 Fusão (sólido → líquido) 
💧➡🧊 Solidificação (líquido → sólido) 
💧➡💨 Vaporização (líquido → gasoso) 
🌬 Evaporação — lenta, sem atingir ponto de ebulição 
🔥Ebulição — rápida, ao atingir ponto de ebulição 
⚡Calefação — instantânea, contato com superfície quente 
💨➡💧Condensação/Liquefação (gasoso → líquido) 
🧊↔💨Sublimação (sólido ↔ gasoso) 
ESTADOS 
FÍSICOS
ESTADOS 
FÍSICOS
GASOSOGASOSO
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Vaporização (processo geral)
Evaporação
Ebulição
Calefação
 Não altera a composição química da 
substância, apenas sua forma, estado 
físico ou aparência.
FÍSICOSFÍSICOSQUÍMICOSQUÍMICOS
fenômenosfenômenos
Altera a composição química, formando 
novas substâncias.
NUCLEARESNUCLEARES
Envolve transformações no núcleo atômico, 
alterando o número de prótons ou nêutrons.
Exemplos:
Fusão do gelo ❄
Evaporação da água 💧
Quebra de vidro 🪟
Evidências comuns:
Mudança de cor 🎨
Liberação de gás 💨
Formação de precipitado ⚪
Emissão de luz ou calor 🔥💡
Exemplos:
Ferrugem no ferro 🪨
Combustão de madeira 🔥
Digestão de alimentos 🍽
Efervescência de antiácido 💊
Características:
Formação de novos elementos químicos
Liberação de energia muito elevada
Pode ser natural ou artificial
Tipos:
Fissão nuclear: Quebra do núcleo pesado (ex.: urânio-235) ⚛💥
Fusão nuclear: União de núcleos leves (ex.: hidrogênio no Sol ☀)
Decaimento radioativo: Emissão de partículas/energia (ex.: α, β, γ) ☢
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Estrutura Geral
TABELA 
PERIÓDICA
TABELA 
PERIÓDICA
Organização
Eletrônica
4
Propriedades Periódicas
3
5
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Principais Famílias
Classificação dos Elementos
1
2
Organizada em ordem crescente de número atômico (Z).
Períodos (linhas horizontais) → indicam número de 
camadas eletrônicas.
Famílias ou Grupos (colunas verticais) → elementos com 
propriedades químicas semelhantes e mesma quantidade 
de elétrons na camada de valência.
Metais: bons condutores, maleáveis, alta densidade, 
formam cátions.
Ametais : maus condutores, frágeis, formam ânions.
Metaloide: propriedades intermediárias.
Gases Nobres: estáveis, não reagem facilmente.
Grupo 1 (Metais Alcalinos): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.
Grupo 2 (Metais Alcalino terrosos): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
Grupo 17 (Halogênios): F, Cl, Br, I, At, Ts.
Grupo 18 (Gases Nobres): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Grupo B (Metais de Transição): Fe, Cu, Zn, Ag, Au, etc.
Camadas eletrônicas 
K, L, M, N, O, P, Q
Diagrama de Linus Pauling 
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1) Raio atômico
2) Energia de ionização
3) Afinidade eletrônica
4) Eletropositividade
5) Eletronegatividade
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@PROFESSORATAISFERNANDES
DEFINIÇÃO
RAIO 
ATÔMICO
RAIO 
ATÔMICO
CÁTIONS4
ÂNIONS
3
5
@PROFESSORATAISFERNANDES
PERÍODOSFAMÍLIAS
1
2
Distância do núcleo ao elétron mais externo.
Elementos de uma mesma família, terão 
quantidade de camadas diferentes. 
Conforme aumenta o número de camadas, 
aumenta o raio atômico.
Elementos deum mesmo período, terão quantidade
de camadas iguais. 
Logo é necessário considerar a carga efetiva.
Quanto maior a carga efetiva, maior a atração 
e menor o raio.
Cátions (íon positivo): têm raio menor que o 
átomo neutro, pois perdem elétrons, diminuindo 
a repulsão eletrônica e aproximando as camadas 
do núcleo.
Ânions (íon negativo): têm raio maior que o 
átomo neutro, pois ganham elétrons, aumentando
 a repulsão eletrônica e expandindo a nuvem eletrônica.
ORDEM CRESCENTE DE RAIO ATÔMICO
CÁTIONde outra.
Mais forte que dipolo induzido, mas mais fraca que ligação
de hidrogênio. Exemplos:
HCl, SO₂, CH₃Cl.
Tipo especial e forte de dipolo-dipolo.
Ocorre quando o H está ligado covalentemente a F, O ou N.
Entre um íon e uma molécula polar.
Interação muito forte (atração eletrostática intensa).
Importante na solubilização de sais em solventes polares.
Exemplos:
H₂O, HF, NH₃, DNA. 
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POLARIDADE
EXEMPLO 2
POLARIDADE E
INTERAÇÕES
POLARIDADE E
INTERAÇÕES
EXEMPLO 3
@PROFESSORATAISFERNANDES
EXEMPLO 1
INTERAÇÕES
INTERMOLECULARES
Prevê: miscibilidade / solubilidade
 👉 “Semelhante dissolve semelhante”
 💧 Água (polar) x Óleo (apolar)
Prevê: pontos de fusão e ebulição
 👉 Quanto mais forte a interação → maior T / TF E
Dipolo Induzido → moléculas apolares
Dipolo Permanente → moléculas polares
Ligações de Hidrogênio → H ligado a F, O ou N
Íon–dipolo → íons em solventes polares
 💡 Exemplo: NaCl dissolvendo em H₂O
Moléculas Apolares
Interações predominantes: 
Forças de London 
(dipolo instantâneo–dipolo induzido).
💡 Exemplo: O₂, N₂, CH₄, hidrocarbonetos.
Moléculas Polares
Possuem polos positivo e negativo 
(momento dipolar permanente).
Interações predominantes: Dipolo–dipolo.
💡 Exemplo: HCl, SO₂, aldeídos, cetonas.
Moléculas com H ligado a F, O ou N
Altamente polarizadas.
Interação: Ligações de hidrogênio 
(mais fortes que dipolo–dipolo).
💡 Exemplo: H₂O, HF, NH₃.
👉 A polaridade da molécula define qual 
interação intermolecular predomina.
 Dipolo induzido 7
FÓRMULA: TERMINA COM OH.
EXEMPLOS: NaOH, Ca(OH)2
SABOR ADSTRIGENTE.
FÓRMULA: METAL OU NÃO-METAL + O
PODEM SER ÁCIDOS, BÁSICOS OU NEUTROS.
EXEMPLOS: CO₂, CaO
HCl ⟶ 
H SO ⟶ 2 4
NaOH ⟶ 
Mg(OH) ⟶ 2
ÁCIDO CLORÍDRICO
ÁCIDO SULFÚRICO
HIDRÓXIDO DE SÓDIO
HIDRÓXIDO DE MAGNÉSIO
NaHCO ⟶ 3 BICARBONATO DE SÓDIO
CaCO ⟶ 3 CARBONATO DE CÁLCIO
CaO ⟶ ÓXIDO DE CÁLCIO
DIÓXIDO DE CARBONOCO ⟶ 2
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
CARACTERÍSTICAS
📊 CLASSIFICAÇÃO QUANTO
À PRESENÇA DE OXIGÊNIO:
FORÇA DOS ÁCIDOS
IONIZAÇÃO
ÁCIDOS
@PROFESSORATAISFERNANDES
FÓRMULA: COMEÇA COM H.
PH 7
NaOH(s) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq)
Ca(OH)₂ → Ca²⁺(aq) + 2OH⁻(aq)
EQUAÇÃO DE DISSOCIAÇÃO DAS 
BASES EM ÁGUA:
Al(OH)₃ → Al³⁺ (aq) + 3OH⁻ (aq)
FORTES: 
Bases de Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos →
NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂. 
Exceto: Mg(OH)₂ (baixa solubilidade e dissociação)
FRACAS: 
As demais bases → NH₄OH, Al(OH)₃, Fe(OH)₃
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
@PROFESSORATAISFERNANDES
CARACTERÍSTICAS
 CLASSIFICAÇÃO 
HIDRÓLISE SALINA
CARÁTER DOS SAIS
SAIS
@PROFESSORATAISFERNANDES
ÁCIDO NEUTRO BÁSICO
FORMAÇÃO
SAIS NO COTIDIANO
FÓRMULA: CÁTION (≠ H+) + ÂNION (≠ OH⁻)
SABOR: GERALMENTE SALGADO OU AMARGO.
PH: PODE SER ÁCIDO, NEUTRO OU BÁSICO.
CONDUZEM ELETRICIDADE EM SOLUÇÃO AQUOSA.
RESULTAM DE REAÇÕES ENTRE ÁCIDOS E BASES .
SAL NEUTRO: ÁCIDO FORTE + BASE FORTE.
SAL ÁCIDO: POSSUI H+ IONIZÁVEL.
SAL BÁSICO: POSSUI OH⁻ NO ÂNION.
SAL DUPLO: DOIS CÁTIONS DIFERENTES.
SAL HIDRATADO: POSSUI MOLÉCULAS DE ÁGUA 
NaCl
NaHSO₄
Ca(OH)Cl
KAl(SO₄)₂
CuSO₄·5H₂O
⟶
⟶
⟶
⟶
⟶
Exemplo: HCl + NaOH → NaCl + H₂O
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
 – SAL DE COZINHA.
 – ANTIÁCIDO, CULINÁRIA.
 – MÁRMORE, GIZ.
– PÓLVORA, FERTILIZANTES.
NaCl
NaHCO₃
CaCO₃
KNO₃ 
ÁCIDO FORTE + BASE FORTE → SAL NEUTRO
Exemplo: CaSO₄ (sulfato de cálcio)
➡ pH ≈ 7
 ÁCIDO FORTE + BASE FRACA → SAL ÁCIDO
 Exemplo: NH₄Cl (cloreto de amônio)
 ➡ pH 7
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO ➡ REAÇÃO DO SAL COM A ÁGUA
➡PODE FORMAR ÁCIDO, BASE OU AMBOS
➡ PODE ALTERAR O PH DA SOLUÇÃO
➡ OCORRE DEPOIS QUE O SAL ESTÁ DISSOLVIDO
 🧪 Exemplo:
EQUAÇÃO TEÓRICA
 NH CN + H₂O ⇌ HCN + NH OH4 4
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ÓXIDOSÓXIDOS ÁCIDOS
CLASSIFICAÇÃO
ÓXIDOS BÁSICOS
DUPLOS (OU MISTOS)
CARACTERÍSTICAS
ÓXIDOS NEUTROS
COMPOSTOS BINÁRIOS.
FORMADOS POR OXIGÊNIO + OUTRO ELEMENTO
O OXIGÊNIO É O MAIS ELETRONEGATIVO 
PRINCIPAIS ÓXIDOS
ÓXIDOS FORMADOS POR AMETAIS QUE, AO REAGIREM 
COM ÁGUA, ORIGINAM ÁCIDOS.
 👉 TAMBÉM CHAMADOS DE ANIDRIDOS.
💧 REAÇÃO CARACTERÍSTICA:
 SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (ÓXIDO ÁCIDO + ÁGUA → ÁCIDO)
🧪 REAGEM COM ÁGUA FORMANDO BASES (HIDRÓXIDOS).
 EXEMPLO:
 CaO + H₂O → Ca(OH)₂
🔍 ORIGEM: GERALMENTE FORMADOS POR ALCALINOS 
OU ALCALINO TERROSOS.
⚠ FUNÇÃO: PARTICIPAM DE REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO 
DE ÁCIDOS.
📌 EXISTEM APENAS TRÊS ÓXIDOS NEUTROS: 
CO, NO E N₂O.
🧪 NÃO REAGEM COM ÁGUA, ÁCIDOS NEM BASES.
📌 NÃO APRESENTAM CARÁTER ÁCIDO E NEM BÁSICO.
ATENÇÃO: ELES SÃO NEUTROS, MAS NÃO SÃO INERTES!
⚖ REAGEM TANTO COM ÁCIDOS QUANTO COM BASES.
 Ex: Al₂O₃, ZnO
ÁNFOTERO
ZnO + 2 HCl ⟶ ZnCl + H O2 2
ZnO + 2 NaOH ⟶ Na ZnO + H O2 2 2
ácido
base
📌 SÃO ÓXIDOS FORMADOS PELA ASSOCIAÇÃO DE 
DOIS OUTROS ÓXIDOS DO MESMO ELEMENTO.
🧲 EXEMPLO FAMOSO: 
Fe₃O₄ = FeO + Fe₂O₃
 – ÓXIDO ÁCIDO 
 – ÓXIDO BÁSICO
 – ÓXIDO NEUTRO 
 – ÓXIDO ANFÓTERO
– ÓXIDO DUPLO
SO₂ 
CaO
CO
Al₂O₃
Fe₃O₄ 
CaO (óxido de cálcio / cal viva)
 🏗 USADO NA CORREÇÃO DO PH DO SOLO.
CO₂ (dióxido de carbono)
 🍃 POLUIÇÃO E EFEITO ESTUFA.
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📌Quando o elemento forma vários
oxiácidos.
IMPORTANTE HIDRÁCIDOS
NOMENCLATURA DOS
ÁCIDOS
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 👉 ATO → ÍCO
👉 ETO → ÍDRICO
👉 ITO → OSO
Cl⁻ (cloreto)Br⁻ (brometo)
I⁻ (iodeto)
S²⁻ (sulfeto)
CN⁻ (cianeto)
ÂNIONFÓRMULA
HCl
HBr
HI
H₂S
HCN
Ácido clorídrico
Ácido bromídrico
Ácido iodídrico
Ácido sulfídrico
Ácido cianídrico
NOME DO ÁCIDO
 Ácido nítrico (HNO₃)
 ↪ Ânion: nitrato (NO₃⁻)
 🔁 ato → ico
Ácido nitroso (HNO₂)
 ↪ Ânion: nitrito (NO₂⁻)
 🔁 ito → oso
Ácido sulfúrico (H₂SO₄)
 ↪ Ânion: sulfato (SO₄²⁻)
 🔁 ato → ico
Ácido sulfuroso (H₂SO₃)
 ↪ Ânion: sulfito (SO₃²⁻)
 🔁 ito → oso
OXIÁCIDOS
🔍 A nomenclatura dos oxiácidos
varia conforme o número de oxidação
do elemento central.
ÁCIDOS
Per - ico (Nox = +7)
 ico (Nox = +5)
 oso (Nox = +3)
Hipo - oso (Nox = +1)
HClO → Cloro com NOX +1 → Ácido hipocloroso
HClO₂ → Cloro com NOX +3 → Ácido cloroso
HClO₃ → Cloro com NOX +5 → Ácido clórico
HClO₄ → Cloro com NOX +7 → Ácido perclórico
HCl ⟶ 
H SO ⟶ 2 4
ÁCIDO CLORÍDRICO
ÁCIDO SULFÚRICO
"MosquITO teimoso, 
te mATO, te pICO, 
te mETO no vIDRICO!"
MACETE!
OXIÁCIDOS
📌HIDRÁCIDO MAIS IMPORTANTE.
📌OXIÁCIDO MAIS IMPORTANTE.
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BASES DO GRUPO A
NOMENCLATURA DAS
BASES
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Na⁺ (sódio)
K⁺ (potássio)
Ca²⁺ (cálcio)
Mg²⁺ (magnésio)
Al³⁺ (alumínio)
Fe²⁺ (ferro II)
Fe³⁺ (ferro III)
Cu⁺ (cobre I)
Cu²⁺ (cobre II)
NH₄⁺ (amônio)
Zn²⁺ (zinco)
Ba²⁺ (bário)
Ag⁺ (prata)
Sn²⁺ (estanho II)
Sn⁴⁺ (estanho IV)
Cr³⁺ (cromo III)
Mn²⁺ (manganês II)
Ni²⁺ (níquel II)
Co²⁺ (cobalto II)
📌 CÁTIONS IMPORTANTES
BASES DO GRUPO B
Elementos do GRUPO A (carga definida)
Nomenclatura simples:
Hidróxido + de + nome do metal
EXEMPLOS:
NaOH → Hidróxido de sódio
KOH → Hidróxido de potássio
LiOH → Hidróxido de lítio
Ca(OH)₂ → Hidróxido de cálcio
Ba(OH)₂ → Hidróxido de bário
Mg(OH)₂ → Hidróxido de magnésio
Sr(OH)₂ → Hidróxido de estrôncio
RbOH → Hidróxido de rubídio
CsOH → Hidróxido de césio
Al(OH)₃ → Hidróxido de alumínio
Muitos desses metais apresentam 
mais de uma carga.
A nomenclatura pode usar:
- Número Romano ou sufixo oso e ico.
oso (menor carga) e -ico (maior carga).
EXEMPLOS:
Fe(OH)₂ → Hidróxido de ferro II (ferroso)
Fe(OH)₃ → Hidróxido de ferro III (férrico)
CuOH → Hidróxido de cobre I (cuproso)
Cu(OH)₂ → Hidróxido de cobre II (cúprico)
Pb(OH)₂ → Hidróxido de chumbo II (plumboso)
Pb(OH)₄ → Hidróxido de chumbo IV (plúmbico)
Sn(OH)₂ → Hidróxido de estanho II (estanoso)
Sn(OH)₄ → Hidróxido de estanho IV (estânico)
Ni(OH)₂ → Hidróxido de níquel II (niqueloso)
Ni(OH)₃ → Hidróxido de níquel III (niquélico)
💧 HIDRÓXIDO DE AMÔNIO 
📌 Fórmula: NH₄OH
➡ Formado pelo íon amônio (NH₄⁺) + íon hidróxido (OH⁻)
💡 Dica: Embora prata (Ag) e zinco (Zn) 
sejam do grupo B eles têm carga fixa:
 🔹 Ag⁺ → sempre +1 🔹 Zn²⁺ → sempre +2
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CÁTIONS NOMENCLATURA DOS
SAIS
Ca²⁺ e CO₃²⁻
NaCl → Cloreto de sódio
KNO₃ → Nitrato de potássio
CaCO₃ → Carbonato de cálcio
Na₂CO₃ → Carbonato de sódio
NaHCO₃ → Bicarbonato de sódio 
MgSO₄ → Sulfato de magnésio
CaSO₄ → Sulfato de cálcio
FeCl₂ → Cloreto de ferro (II)
FeCl₃ → Cloreto de ferro (III)
NH₄Cl → Cloreto de amônio
Al₂(SO₄)₃ → Sulfato de alumínio
CuSO₄ → Sulfato de cobre (II)
Ca₃(PO₄)₂ → Fosfato de cálcio
CH₃COONa → Acetato de sódio
AgNO₃ → Nitrato de prata
ÂNIONS
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🔹 Ânions simples 
(monoatômicos):
Cl⁻ → cloreto
F⁻ → fluoreto
Br⁻ → brometo
I⁻ → iodeto
S²⁻ → sulfeto
N³⁻ → nitreto
P³⁻ → fosfeto
🔹Ânions compostos
(poliatômicos):
NO₃⁻ → nitrato
NO₂⁻ → nitrito
SO₄²⁻ → sulfato
SO₃²⁻ → sulfito
CO₃²⁻ → carbonato
HCO₃⁻ → bicarbonato
PO₄³⁻ → fosfato
MnO₄⁻ → permanganato
CN⁻ → cianeto
Cr₂O₇²⁻ → dicromato
ClO⁻ → hipoclorito
ClO₂⁻ → clorito
ClO₃⁻ → clorato
ClO₄⁻ → perclorato
Na⁺ (sódio)
K⁺ (potássio)
Ca²⁺ (cálcio)
Mg²⁺ (magnésio)
Al³⁺ (alumínio)
Fe²⁺ (ferro II)
Fe³⁺ (ferro III)
Cu⁺ (cobre I)
Cu²⁺ (cobre II)
NH₄⁺ (amônio)
Zn²⁺ (zinco)
Ba²⁺ (bário)
Ag⁺ (prata)
Pb²⁺ (chumbo II)
Sn²⁺ (estanho II)
Sn⁴⁺ (estanho IV)
Cr³⁺ (cromo III)
Mn²⁺ (manganês II)
Ni²⁺ (níquel II)
Co²⁺ (cobalto II)
📌 REGRAS DE NOMENCLATURA
Nome do sal = Nome do ânion + Nome do cátion
Na⁺ CO₃²⁻
Na₂CO₃CaCO₃
Fe³⁺ Cl⁻
FeCl₃
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ÓXIDO IÔNICO NOMENCLATURA DE
ÓXIDOS
ÓXIDO MOLECULAR
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FÓRMULA: Metal + Oxigênio
Formados por metais 
(grupos 1, 2 ou metais de transição)
Ligação iônica
EXEMPLOS:
Na₂O → óxido de sódio
K₂O → óxido de potássio
FÓRMULA: Ametal + Oxigênio
Ligação covalente
Usar prefixos numéricos: mono, di, tri, tetra,
penta...
EXEMPLOS:
CO → monóxido de carbono
CO₂ → dióxido de carbono
SO₂ → dióxido de enxofre
NO₂ → dióxido de nitrogênio
📌Metais com NOX fixo:
 só usar “óxido de + nome do metal”
🔹 Óxidos: oxigênio como O → O²⁻
 🔸 Peróxidos: oxigênio como O₂ → O₂²⁻
 PERÓXIDO DE SÓDIO 
(Na₂O₂)
ÓXIDO DE SÓDIO 
(Na₂O)
CaO → óxido de cálcio
MgO → óxido de magnésio
Al₂O₃ → óxido de alumínio
ZnO → óxido de zinco
SO₃ → trióxido de enxofre
NO → monóxido de nitrogênio
NO₂ → dióxido de nitrogênio
N₂O₃ → trióxido de dinitrogênio
N₂O₅ → pentóxido de dinitrogênio
Cl₂O → monóxido de dicloro
Cl₂O₇ → heptóxido de dicloro
P₂O₃ → trióxido de difósforo
P₂O₅ → pentóxido de difósforo
Cu₂O → óxido de cobre (I) ou óxido cuproso
CuO → óxido de cobre (II) ou óxido cúprico
PbO → óxido de chumbo (II)
SnO₂ → óxido de estanho (IV)
CaO₂ → peróxido de cálcio
📌Metais com mais de um NOX:
 usar números romanos ou sufixos:
EXEMPLOS:
FeO → óxido de ferro (II) ou óxido ferroso
Fe₂O₃ → óxido de ferro (III) ou óxido férrico
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MAIS EXEMPLOS:
PERÓXIDOS
H₂O₂ → peróxido de hidrogênio
 
K₂O₂ → peróxido de potássio
(água oxigenada
EXEMPLOS: (Água oxigenada)
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ÁCIDOS
BASES
SAIS
ÓXIDOS
REAÇÕES 
IMPORTANTES
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➡ Formação de íons H⁺ em solução aquosa (reação com a água).
EXEMPLOS:
 HCl → H⁺ + Cl⁻
 HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻
 H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
 H₃PO₄ → 3H⁺ + PO₄³⁻
REAÇÃO DE IONIZAÇÃO
REAÇÃO DE DISSOCIAÇÃO
➡ Liberação de íons OH⁻ em água (quebra do composto iônico).
EXEMPLOS:
 NaOH → Na⁺ + OH⁻
 Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
 Al(OH)₃ → Al³⁺ + 3OH⁻
 Mg(OH)₂ → Mg²⁺ + 2OH⁻
• Neutralização (ácido + base → sal + água):
 HCl + NaOH → NaCl + H₂O
 H₂SO₄ + Ca(OH)₂ → CaSO₄ + 2H₂O
• Hidrólise salina (sal reage com água):
EQUAÇÃO TEÓRICA
 CH₃COONa + H₂O ⇌ CH₃COOH + NaOH
 NH₄Cl + H₂O ⇌ NH₄OH + HCl
NEUTRALIZAÇÃO E HIDRÓLISE
EXEMPLOS:
• Óxidos ácidos + água → ácido:
 SO₃ + H₂O → H₂SO₄
 CO₂ + H₂O → H₂CO₃
• Óxidos básicos + água → base:
 CaO + H₂O → Ca(OH)₂
 Na₂O + H₂O → 2NaOH
REAÇÕES COM ÁGUA
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