Resumo Quimica

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INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA / SISTEMAS MATERIAIS 
FONTE: http://www.soq.com.br/ 
 
ÍNDICE DOS CONTEÚDOS 
 
 
ÁGUA 
 Água no Planeta Terra 
 Estados Físicos 
 Ciclo da Água 
 Separação dos Componentes 
 Principais Tipos 
 Água como Solvente 
 Densidade e Empuxo 
 Pressão 
 Água e Vida 
 Tratamento da áÁua 
 Doenças 
 
 
 
 
CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA 
 Átomo 
 Íon 
 Isótopos, Isóbaros e Isótonos 
 Elementos Químicos e Símbolos 
 Massa Atômica 
 Tabela Periódica 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 Estabilidade dos Gases Nobres 
 Ligação Iônica 
 Ligação Covalente 
 Ligação Metálica 
TEORIA DO OCTETO 
 Polaridade das Ligações Químicas 
 Polaridade das Moléculas 
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES 
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 Pontes de Hidrogênio 
 
 
 
 
 
MATÉRIA E ENERGIA 
 Substância e Mistura 
 Corpo e Objeto 
 Fenômenos Químicos e Físicos 
 Propriedades da Matéria 
 Tipos de Energia 
 
 
SUBSTÂNCIA QUÍMICA 
 Classificação 
 Estados Físicos 
 Mudança de Fases e Gráficos 
 Alotropia 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 Equação Química 
 Balanceamento 
 Velocidade de Equação Química 
 Tipos de Reações Químicas 
 Lei de Lavoisier 
 Lei de Proust 
 
 
RADIOATIVIDADE 
 Desintegração Radiativa 
 Decaimento e Meia-vida 
 Efeitos nos Organismos 
 Dipolo-Dipolo 
 Forças de London 
GEOMETRIA MOLECULAR 
 Linear 
 Angular 
 Trigonal Planar 
 Piramidal 
 Tetraédrica 
 
 
MISTURAS 
 Substância e Mistura 
 Sistemas e Fases 
 Separação de Misturas 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO AO ESTUDO 
 O Que é Química 
 Matéria e Substância 
 Estados Físicos da Matéria 
 Mudança de Fases e Gráficos 
 Alotropia 
 Separação de Misturas 
 
 
 
 
FUNÇÃO DA QUÍMICA INORGÂNICA 
 Ácidos 
 Utilidade 
 Classificação 
 Nomenclatura 
 Bases 
 Utilidade 
 Classificação 
 Nomenclatura 
 Óxidos 
 Utilidade 
 Classificação 
 Nomenclatura 
 Sal 
 Utilidade 
 Nomenclatura 
 
 
TABELA PERIÓDICA 
 Como utilizar a Tabela Periódica? 
 Propriedades Periódicas 
 Propriedades Aperiódicas 
 Densidade Absoluta 
 Ponto de Fusão e Ebulição 
 Potencial de Ionização 
 Eletronegatividade 
 Eletropositividade 
 Tabela de eletronegatividade 
 Eletroafinidade 
 Afinidade Eletrônica 
 
ESTEQUIOMETRIA 
 Massa Atômica (u) 
 Massa Molecular (MM) 
 Mol 
 Comum 
 Fórmula 
 Equação Química 
 
 Cálculo 
 Pureza 
 Rendimento 
 Reagente Limitante 
 Em Excesso 
 
 
TERMOQUÍMICA 
 Unidade de Calor 
 Reação Endotérmica 
 Reação Exotérmica 
 Entalpia 
 Lei de Hess 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 Velocidade Média 
 Teoria das Colisões 
 Energia de Ativação(Eat) 
 Fatores que Alteram a Velocidade 
 Catalisador 
 Calor Específico 
 
 
SOLUÇÕES 
 Solução 
 Colóides 
 Coeficiente de Solubilidade 
 Curvas de Solubilidade 
 Tipos de Concentração 
 Diluição 
 Mistura de Soluções 
 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
 Pressão de Vapor (Pv) 
 Tonoscopia 
 Ebulioscopia 
 Crioscopia 
 Osmometria 
 
 
ELETROQUÍMICA 
 Número de Oxidação(NOX) 
 Pilhas de Daniell 
 Eletrólise 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Lei da Velocidade 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 Reação Reversível 
 Lei de Guldberg e Waage 
 Constante 
 Deslocamento 
 Produto Hidrogeniônico (pH) 
 Constante da Água 
 Efeito do Íon Comum 
INDICADORES ÁCIDO-BASE E pH 
 Teoria Modernas 
 
 
 
 
 
 
 
 
O QUE É QUÍMICA 
Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações. Estuda também a 
energia que está envolvida nessas transformações. 
 
A química está muito ligada ao nosso dia a dia. Nos alimentos, medicamentos, construções, nas plantas, no 
vestuário, nos combustíveis. Tudo o que existe no universo é formado por química. No nosso organismo 
também há diversas transformações químicas. 
 
MATÉRIA E SUBSTÂNCIA 
Matéria é tudo o que tem massa e ocupa espaço. 
Qualquer coisa que tenha existência física ou real é matéria. Tudo o que existe no universo conhecido 
manifesta-se como matéria ou energia. 
A matéria pode ser líquida, sólida ou gasosa. São exemplos de matéria: papel, madeira, ar, água, pedra. 
 
 
Analisando a matéria qualitativamente (qualidade) chamamos a matéria de substância. 
Substância – possui uma composição característica, determinada e um conjunto definido de propriedades. 
Pode ser simples (formada por só um elemento químico) ou composta (formada por vários elementos 
químicos). 
Exemplos de substância simples: ouro, mercúrio, ferro, zinco. 
Exemplos de substância composta: água, açúcar (sacarose), sal de cozinha (cloreto de sódio). 
As substâncias químicas podem ser classificadas de duas formas: quanto ao tipo de ligação que as forma e 
quanto ao número de elementos químicos que participam na ligação. 
Classificação 
- Quanto ao tipo de ligação 
Quanto ao tipo de ligação as substâncias são classificadas em Iônicas, Moleculares ou Metálicas. 
As substâncias iônicas têm pelo menos uma ligação iônica. 
Exemplo: NaCl (cloreto de sódio) 
NaNO2 (nitrito de sódio) 
As substâncias iônicas têm elevados pontos de ebulição e fusão; muitas delas, ao serem dissolvidas na água, 
têm os seus íons separados por ação da água num processo chamado dissociação iônica; conduzem corrente 
elétrica em solução aquosa. 
Tabela com outros exemplos de substâncias iônicas: 
SUBSTÂNCIA IÔNICA DESCRIÇÃO 
 
SULFATO DE BÁRIO 
USADO EM ESTUDOS DE RAIOS X NO 
TRATO GASTRINTESTINAL 
ÓXIDO DE CÁLCIO CAL 
CARBONATO DE CÁLCIO MÁRMORE 
ÓXIDO FÉRRICO FERRUGEM 
HIDRÓXIDO DE MAGNÉSIO ANTIÁCIDO 
HIDRÓXIDO DE SÓDIO SODA CÁUSTICA 
 
As substâncias moleculares são formadas exclusivamente por ligações covalentes. Em geral, tem baixa 
temperatura de ebulição e de fusão. A maioria delas não conduz eletricidade em solução aquosa. Formam 
moléculas. 
Exemplos: água (H2O) 
amoníaco (NH3) 
Tabela com outros exemplos de substâncias moleculares: 
SUBSTÂNCIA MOLECULAR DESCRIÇÃO 
 
MONÓXIDO DE CARBONO 
GÁS VENENOSO RESULTADO DA 
COMBUSTÃO INCOMPLETA DA 
GASOLINA E DO ÁLCOOL 
 
DIÓXIDO DE CARBONO 
PRODUTO DA REAÇÃO DE 
COMBUSTÃO. ABSORVIDO PELAS 
PLANTAS PARA UTILIZAR NA 
FOTOSSÍNTESE 
ETANOL INGREDIENTE DE BEBIDAS 
ALCOÓLICAS E COMBUSTÍVEL 
SACAROSE AÇÚCAR COMUM 
 
As substâncias metálicas são formadas exclusivamente por ligações metálicas. 
Exemplos: Ferro (Fe), Prata (Ag), Ouro (Au), Alumínio (Al). 
- Quanto ao número de elementos químicos 
Quanto ao número de elementos químicos, as substâncias podem ser classificadas como simples ou 
compostas. 
Substância Simples é aquela formada por um único elemento químico. 
Ex. Ferro (Fe), Alumínio (Al), gás hidrogênio (H2). 
 
 
SUBSTÂNCIA SIMPLES – FERRO 
Substância Composta é aquela formada por mais de um tipo de elemento químico. 
Ex. Cloreto de sódio (NaCl), Monóxido de Carbono (CO), Água (H2O). 
 
SUBSTÂNCIA COMPOSTA – NaCl 
 
ÁGUACOMO SOLVENTE 
Na natureza encontramos diversos tipos de água. Dificilmente a encontramos pura. Isto porque, na água, 
estão dissolvidas várias outras substâncias. Podemos dizer, então que a água é um ótimo solvente, ou seja, 
dissolve muitas outras substâncias. 
Misturas 
É formada por dois ou mais substâncias puras. 
Mistura Homogênea 
É formada por apenas uma fase. Não se consegue diferenciar as substâncias. 
Exemplo: água + açúcar 
 
 
Mistura Heterogênea 
É formada por duas ou mais fases. As substâncias podem ser diferenciadas a olho nu ou com um 
microscópio. 
Exemplo: água + óleo 
 
 
Solução 
É uma mistura homogênea. As soluções podem ser gasosas, líquidas ou sólidas. 
Solução gasosa é uma mistura homogênea formada por gases. 
Exemplo: o ar atmosférico (nitrogênio, oxigênio...). 
Solução líquida é uma mistura homogênea formada por líquidos. 
Exemplo: álcool hidratado (álcool e água). 
Solução sólida é uma mistura homogênea formada por sólidos. 
Exemplo: ouro comum (ouro e cobre). 
Componentes da Solução 
As soluções são formadas por solventes e solutos. 
Solvente é aquilo que dissolve. Geralmente, está em maior quantidade. 
Soluto é aquilo que é dissolvido. Geralmente está em menos quantidade. 
 
 
A água como solvente universal 
A água é conhecida como solvente universal porque dissolve quase todas as substâncias que existem na 
natureza. Há vários tipos de soluções feitas com este solvente. 
- água mais açúcar – água solvente/açúcar soluto 
- vinagre – água solvente/ácido acético soluto 
- água sanitária – água solvente/hipoclorito de sódio soluto 
- soro fisiológico – água solvente/cloreto de sódio soluto 
- água potável – água solvente/sais minerais e gás oxigênio soluto 
- água do mar – água solvente/sais minerais soluto 
As substâncias que se dissolvem em água são chamadas de Hidrossolúveis. Exemplos: açúcar, álcool, ácido 
acético. 
Importância da água como solvente nos organismos 
- Plantas: os sais minerais só são absorvidos do solo pelas raízes das plantas depois que forem dissolvidas 
em água. 
- Sangue: é uma mistura heterogênea. A parte líquida (plasma) é constituída de glóbulos vermelhos, 
glóbulos brancos e plaquetas. Este plasma contém água, onde estão dissolvidas outras substâncias como as 
vitaminas e a glicose. A água serve como transporte dessas substâncias para o resto do corpo. 
- Urina: a água atua como transporte das substâncias ruins que devem ser eliminadas do corpo. Essas 
substâncias são: ureia e ácido úrico. 
Suspensão 
O que acontece se você colocar areia num copo com água e depois mexer esta mistura? A areia não se 
dissolverá na água. Enquanto a mistura está sendo mexida, a areia vai se espalhando pela água. Dizemos que 
a areia está em suspensão na água. Parando de mexer, rapidamente a areia se separa da água e se deposita no 
fundo do copo. 
Então, suspensão é uma mistura heterogênea, onde um dos componentes é líquido ou gasoso. 
O QUE FLUTUA E O QUE AFUNDA NA ÁGUA 
Por que alguns corpos afundam e outros flutuam na água? 
Vejamos alguns exemplos: 
Água e óleo não se misturam. Quando um navio deixa vazar petróleo, causa grandes danos à natureza. Isso 
porque o petróleo não afunda. Ele flutua na água não permitindo a passagem de luz essencial para a vida 
marinha. 
Se colocarmos água num recipiente e dentro dele um pedaço de ferro (prego), este ferro afundará. 
Já se colocarmos somente uma garrafa “vazia” e tampada, a garrafa flutuará. 
Estes exemplos mostram o que é a densidade. No primeiro exemplo, a água é mais densa do que o óleo. 
Então o que tem maior densidade fica no fundo. No segundo exemplo, o prego é mais denso que a água, 
então afunda. O exemplo da garrafa que está vazia, na verdade está cheia de ar, que é menos denso que a 
água. 
Densidade 
É uma relação entre a massa e o volume de uma substância. 
O que pesa mais? 1kg de algodão ou 1 kg de ferro? A pergunta induz a achar que a resposta é 1 kg de ferro, 
por ser mais pesado, mas na verdade ele é o mais denso. O algodão e o ferro tem a mesma massa (1kg), o 
que será diferente é o volume. Um maior volume de algodão que corresponde a 1 kg e um pedaço muito 
pequeno de fero que corresponde a 1 kg. 
Então: mais denso – ter maior massa em um determinado volume 
menos denso – ter menor massa em um determinado volume 
d = m : v 
 
Tabela de densidade de algumas substâncias: 
 
Substância 
Densidade em g/cm³ 
Água 1 
Gelo 0,91 
Álcool 0,8 
Petróleo 0,85 
Acetona 0,80 
Vidro 2,6 
Madeira 0,5 
Mercúrio 13,6 
Alumínio 2,7 
Prata 10,5 
Chumbo 11,4 
Ouro 19,3 
Ferro 7,8 
Ar 0,0013 
Zinco 7,1 
Água do mar 1,03 
A densidade também está relacionada à proximidade das moléculas das substâncias. Se compararmos as 
moléculas da água veremos que estão mais unidas (mais concentradas) do que as moléculas do óleo, menos 
unidas (menos concentradas). Então, pode-se dizer que a água é mais densa que o óleo porque suas 
moléculas estão mais unidas e assim há uma quantidade maior de moléculas de água, se comparadas num 
mesmo volume. 
O Mar Morto 
A água do mar Morto é muito salgada. Nela, quase não há organismos, por isso o nome Mar Morto. A 
presença de tanto sal neste mar faz com que as pessoas não afundem. A sua densidade é de 1,12g/ml, 
enquanto os outros mares têm a densidade igual a 1,03g/ml. 
 
 
Empuxo 
É uma força exercida pela água. A mesma força que mantém uma pessoa boiando na água também mantém 
a flutuação de um transatlântico no mar. Para essa força damos o nome de empuxo. 
Então, o que mantém, a flutuação dos corpos na água é o empuxo. Mas essa força está presente também 
quando o objeto, mais denso que a água, afunda. Ou quando, tendo a mesma densidade da água, o objeto 
fica completamente mergulhado, porém em equilíbrio. 
 
 
Princípio de Arquimedes 
“Todo corpo mergulhado num líquido recebe por parte do líquido a ação do empuxo, que é uma força 
dirigida verticalmente de baixo pra cima. A intensidade do empuxo é igual ao peso do volume do líquido 
deslocado”. 
 
Arquimedes era famoso matemático e inventor de vários engenhos mecânicos. Fez descobertas importantes 
em geometria e matemática. 
O que flutua e o que afunda na água? 
Nem todo corpo flutua ou afunda na água. Alguns mantêm o equilíbrio dentro da água. 
Se o corpo flutua é porque este corpo é menos denso que a água. Então o peso do corpo é igual ao empuxo, 
isto é, o peso do corpo é igual ao peso do volume de água que se desloca. 
Se o corpo afunda é porque este corpo é mais denso que a água. Então o peso do corpo é maior que o 
empuxo, isto é, o peso do corpo é maior do que o peso do volume de água que se desloca. 
Se o corpo fica em equilíbrio no interior do líquido é porque o corpo tem a mesma densidade da água. Ele 
nem afunda e nem flutua na água. Ele fica completamente mergulhado na água, sem tocar no fundo, 
mantendo o equilíbrio. 
 
Água: Pressão 
O principal cientista que estudou a pressão nos líquidos foi Blaise Pascal. Era francês, foi matemático, 
físico, filósofo e escritor. Mas antes de Pascal formular suas teorias, outros cientistas estudaram o 
comportamento dos líquidos. 
Água exerce pressão 
“Quando contém água nos recipientes, ela exerce uma pressão nas paredes (ou superfícies internas) do 
recipiente. Essa força que atua em uma determinada área chama-se pressão: 
P = F : A P = pressão 
F= força 
A = área 
Pressão e Profundidade 
O que acontece com um balão, que está cheio de água e é furado em vários pontos com um alfinete? Se você 
realizar este experimento, observará que os jatos de água que saem dos furos inferiores vão mais longes do 
que os jatos dos furos superiores. Isto acontece porque a pressão da água aumenta à medida que aumenta a 
profundidade. 
Isto também explica porque as barragenssão mais largas embaixo. 
 
Outro exemplo que demonstra a pressão da água são os mergulhos. Como peixes, submarinos e as pessoas 
que mergulham no mar não são esmagados pela pressão da água? O que acontece é que eles só podem 
mergulhar até certa profundidade, caso contrário, podem sim serem esmagados pela forte pressão de água. 
Um corpo mergulhado na água não deve receber apenas pressão de cima, mas de todos os lados. De fora 
para dentro e de dentro para fora (mantendo o equilíbrio). A pressão exercida por um líquido não depende da 
forma do recipiente que o contém, mas apenas da profundidade, ou altura, e da densidade do líquido. 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Os átomos dificilmente ficam sozinhos na natureza. Eles tendem a se unir uns aos outros, formando assim 
tudo o que existe hoje. 
Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não podem ficar isolados. Precisam se ligar a 
outros elementos. As forças que mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são 
chamadas de Ligações Químicas. 
Toda ligação envolve o movimento de elétrons nas camadas mais externas dos átomos, mas nunca atinge o 
núcleo. 
 
ESTABILIDADE DOS GASES NOBRES 
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, são encontrados na 
natureza na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados uns aos outros, de diversas 
maneiras, nas mais diversas combinações. 
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última camada 
da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo porque o 
nível K só permite, no máximo, 2 elétrons. 
Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou 
camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, 
com a configuração idêntica à dos gases nobres. 
Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir: 
NOME SÍMBOLO Z K L M N O P Q 
HÉLIO He 2 2 - - - - - - 
NEÔNIO Ne 10 2 8 - - - - - 
ARGÔNIO Ar 18 2 8 8 - - - - 
CRIPTÔNIO Kr 36 2 8 18 8 - - - 
XENÔNIO Xe 54 2 8 18 18 8 - - 
RADÔNIO Rn 86 2 8 18 32 18 8 - 
 
A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o 
número máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última. Os átomos dos demais 
elementos químicos, para ficarem estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais 
às dos gases nobres. 
Há três tipos de ligações químicas: 
- Ligação Iônica – perda ou ganho de elétrons. 
- Ligação Covalente – compartilhamento de elétrons. 
- Ligação Metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa "nuvem" de elétrons. 
LIGAÇÃO IÔNICA 
A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e cátions). 
Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e não-metais. 
Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementos mais 
eletropositivos ou menos eletronegativos. 
Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais 
eletronegativos ou menos eletropositivos. 
Então: 
METAL + NÃO-METAL → LIGAÇÃO IÔNICA 
Exemplo: Na e Cl 
Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1 
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7 
O Na quer doar 1 é → Na+ (cátion) 
O Cl quer receber 1 é → Cl – (ânion) 
O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é. 
 
 Na+ Cl – → NaCl 
cátion ânion cloreto de sódio 
 
As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions. Tais compostos 
iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa 
capacidade é a valência. 
Observe a tabela com a valência dos elementos químicos (alguns alcalinos, alcalinos terrosos, calcogênios e 
halogênios): 
SÍMBOLO ELEMENTO QUÍMICO CARGA ELÉTRICA 
Na SÓDIO +1 
K POTÁSSIO +1 
Mg MAGNÉSIO +2 
Ca CÁLCIO +2 
Al ALUMÍNIO +3 
F FLÚOR -1 
Cl CLORO -1 
Br BROMO -1 
O OXIGÊNIO -2 
S ENXOFRE -2 
Valência de outros elementos químicos: 
SÍMBOLO ELEMENTO QUÍMICO CARGA ELÉTRICA 
Fe FERRO +2 
Fe FERRO +3 
Ag PRATA +1 
Zn ZINCO +2 
 
Exemplo: Mg e Cl 
 Mg+2 Cl 1- → MgCl2 
cátion ânion cloreto de magnésio 
Pode-se utilizar a “Regra da Tesoura”, onde o cátion passará a ser o número de cloros (não-metal) na 
fórmula final e o ânion será o número de magnésio (metal). 
Outro exemplo: Al e O 
 Al +3 O -2 → Al2O3 
cátion ânion óxido de alumínio 
Neste caso, também foi utilizada a “Regra da Tesoura”. 
A fórmula final será chamada de íon fórmula. 
Fórmula Eletrônica / Teoria de Lewis 
 
A fórmula eletrônica representa os elétrons nas camadas de valência dos átomos. 
Ex. NaCl 
A fórmula eletrônica é também chamada de fórmula de Lewis por ter sido proposta por esse cientista. 
LIGAÇÃO COVALENTE 
A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio e não-metais e 
hidrogênio com hidrogênio. 
Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua 
camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada. Ele precisa de 
mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis: 
Ex. H (Z = 1) K = 1 
H – H → H2 
O traço representa o par de elétrons compartilhados. 
Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons em sua eletrosfera. Os elétrons 
pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor 
porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma 
molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando 
possui apenas ligações covalentes 
Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro: 
 
Fórmula de Lewis o u Fórmula Eletrônica 
 
Cl – Cl 
Fórmula Estrutural 
 
Cl 2 
Fórmula Molecular 
Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes. 
A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água. 
 
Fórmula de Lewis 
 
 
Fórmula Estrutural 
 
H2O 
Fórmula Molecular 
A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última 
camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. 
Sobram ainda dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio. 
A ligação covalente pode ser representada de várias formas. 
As fórmulas em que aparecem indicados pelos sinais . ou x são chamadas de fórmula de Lewis ou 
fórmula eletrônica. 
Quando os pares de elétrons são representados por traços (-) chamamos de fórmula estrutural plana, 
mostrando o número de ligações e quais os átomos estão ligados. 
A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomos têm na molécula. 
Veja o modelo: 
 H . . H H – H H2 
Fórmula de Lewis ou eletrônica Fórmula Estrutural Plana Fórmula Molecular 
Tabela de alguns elementos com sua valência (covalência) e a sua representação: 
ELEMENTO COMPARTILHA VALÊNCIA REPRESENTAÇÃO 
HIDROGÊNIO 1é 1 H – 
CLORO 1é 1 Cl – 
OXIGÊNIO 2é 2 – O – e O = 
ENXOFRE 2é 2 – S – e S= 
 
NITROGÊNIO 
 
3é 
 
3 
 | 
– N – , = N – e N ≡ 
 
CARBONO 
 
4é 
 
4 
 | 
– C – , = C = , = C 
| | 
e ≡ C – 
 
LIGAÇÃO METÁLICA 
Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas metálicas que são cada vez 
mais importantes para o nosso dia-a-dia. 
No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados formando as células, ou 
grades ou retículo cristalino. 
Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse 
metal. 
Na ligação entre átomos de um elemento metálico ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a 
consequente formação de cátions, que formam as células unitárias. 
Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a 
estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um certo movimento e, por isso, chamados de 
elétrons livres. Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores 
elétricos e térmicos. 
A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem 
Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons. 
Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados numa nuvem ou 
“mar” de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que mantém os 
átomos unidos. 
 
 
 Figura geométrica do NaCl (cloreto de sódio) 
 
 
Um cristal ou retículo cristalino de NaCl aumentado 300 vezes 
 
São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem características, 
como por exemplo, o brilho metálico, a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a 
maleabilidade, a ductilidade, a alta densidade e a resistência á tração. 
As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais. Às vezes com não-metais e metais. As ligas têm mais 
aplicação do que os metais puros. 
Algumas ligas: 
- bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas, sinos 
 
- aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono) – com maior resistência à tração, é usado em construção, 
pontes, fogões, geladeiras. 
 
- aço inoxidável (ferro + 0,1 de carbono + 18% de cromo + 8% de níquel) – não enferruja (diferente do ferro 
e do aço comum), é usado em vagões de metrô, fogões, pias e talheres. 
 
- latão (cobre + zinco) – usado em armas e torneiras. 
 
- ouro / em joias (75% de ouro ou prata + 25% de cobre) – usado para fabricação de joias. Utiliza-se 25% de 
cobre para o ouro 18K. E o ouro 24K é considerado ouro puro. 
 
As substâncias metálicas são representadas graficamente pelo símbolo do elemento: 
Exemplo: Fe, Cu, Na, Ag, Au, Ca, Hg, Mg, Cs, Li. 
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES / INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
Os sólidos iônicos estão unidos por causa da forte atração entre seus íons cátions e seus íons ânions. A 
maioria dos metais são sólidos a temperatura ambiente por causa da ligação metálica. 
As substâncias que tem ligações covalentes podem ser, em temperatura ambiente, sólida, liquida ou gasosa. 
Isto mostra que as interações entre estas moléculas podem ser maiores ou menores. 
Existem três tipos de interações intermoleculares. Elas servem somente para as substâncias que possuem 
ligações covalentes. São elas: 
- Pontes de Hidrogênio ou Ligações de Hidrogênio; 
- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou dipolar; 
- Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido. 
Pontes de Hidrogênio 
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de Ligações de Hidrogênio. É realizada sempre 
entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio. 
 
 Flúor 
H + Oxigênio 
Nitrogênio 
 
É característico em moléculas polares. Podem ser encontrados no estado sólido e liquido. 
É a ligação mais forte de todas, devida à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta eletronegatividade do 
flúor, oxigênio e nitrogênio. De um lado, um átomo muito positivo e do outro, um átomo muito negativo. 
Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos. 
Exemplos: 
H2O, HF, NH3 
Uma consequência das pontes de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial. As 
moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo 
que as essas forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e 
dos lados. Consequentemente, essas moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película parecida 
com uma película elástica na superfície da água. Este fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a 
água, acontece mais intensamente. A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo, o fato 
de alguns insetos caminharem sobre a água e a forma esférica das gotas de água. 
 
Dipolo-Dipolo 
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-permanente ou dipolar. 
Ocorre em polares. É menos intensa que as pontes de hidrogênio. 
Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e do outro, um átomo mais 
eletronegativo. 
Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se oriente na direção da 
extremidade positiva do dipolo de outra molécula. 
Assim: 
 
Exemplos: 
HCl, HBr, HI 
Forças de London 
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals. 
É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares. Neste caso, não há atração elétrica entre 
estas moléculas. Deveriam permanecer sempre isolados e é o que realmente acontece porque, em 
temperatura ambiente, estão no estado gasoso. 
São cerca de dez vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo. 
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, 
em um dado momento, de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que do outro. Esta molécula 
estará, portanto, momentaneamente polarizada e por indução elétrica, ira provocar a polarização de uma 
molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força de 
London. 
Exemplos: 
Cl2, CO2, H2 
Quadro-Resumo das propriedades físicas e os tipos de ligações: 
Tipo de 
substância 
Metálica Iônica Covalente polar Covalente apolar 
Partícula Átomos e cátions Íons moléculas Moléculas 
Atração entre as 
partículas 
Por “elétrons 
livres” 
Atração 
eletrostática 
Pontes de 
hidrogênio ou 
dipolo-dipolo 
 
Van der Waals 
Estado físico Sólido (exceto 
Hg) 
Sólido Líquido Gasoso 
PF e PE Alto Alto Baixo Muito baixo 
Condutividade 
elétrica 
Alta (sólidos e 
líquidos), sem 
atração da 
substância 
Alta (fundidos ou 
em solução) 
Praticamente 
nula quando 
pura. Condutora 
quando em 
solução 
 
Nula 
Solubilidade em 
solventes 
comuns 
 
Insolúvel 
Solúvel em 
solvente polar 
Solúvel em 
solvente polar 
Solúvel em 
solvente apolar 
Dureza Dura, mas 
maleável e dúctil 
Dura, porém 
quebradiça 
 
- 
 
- 
Geralmente, usa-se a regra que semelhante dissolve semelhante. Isto quer dizer que solvente polar dissolve 
substância polar e que solvente apolar dissolve substância apolar. Mas nem sempre esta regra está correta. A 
água, por exemplo, é uma substância polar e pode dissolver o álcool etílico, que é apolar. 
 
GEOMETRIA MOLECULAR 
A geometria molecular explica como estão dispostos os átomos dentro da molécula. Os átomos tendem a 
ficar numa posição mais espaçada e esparramada possível. Assim, conseguem adquirir a estabilidade. Asgeometrias moleculares são: linear, angular, trigonal planar, piramidal, tetraédrica, octaédrica, forma de T, bi 
pirâmide trigonal, gangorra ou tetraédrica distorcida, quadrado planar, pirâmide de base quadrática. 
Veja as principais geometrias moleculares: 
Linear 
Ex: 
Para moléculas diatômicas (com dois átomos). 
Polar – átomos diferentes: HCl H – Cl 
Apolar – átomos iguais: H2 H – H 
 
Para moléculas tri atômicas (com três átomos), sem sobra de elétrons do elemento central. Apolares. 
Formam um ângulo de 180°. 
CS2 S – C – S 
 
Angular 
Para moléculas tri atômicas com sobra de elétrons. Polares. 
Formam um ângulo de 109°28´. 
 
Trigonal Planar 
Para moléculas tetratômicas sem sobra de elétrons. Apolares. 
 
 
Piramidal 
Para moléculas tetratômica, com sobra de um par de elétrons. Polares. 
 
 
Tetraédrica 
Para moléculas pentatômicas com átomo central. Apolares. 
 
MISTURAS 
MISTURA E SUBSTÂNCIA 
Mistura – é formada por duas ou mais substâncias puras. As misturas têm composição química variável, 
não expressa por uma fórmula. 
Algumas misturas são tão importantes que têm nome próprio. São exemplos: 
- gasolina – mistura de hidrocarbonetos, que são substâncias formadas por hidrogênio e carbono. 
- ar atmosférico – mistura de 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio, 1% de argônio e mais outros gases, como 
o gás carbônico. 
- álcool hidratado – mistura de 96% de álcool etílico mais 4% de água. 
Substância – é cada uma das espécies de matéria que constitui o universo. Pode ser simples ou composta. 
SISTEMA E FASES 
Sistema – é uma parte do universo que se deseja observar, analisar. Por exemplo: um tubo de ensaio com 
água, um pedaço de ferro, uma mistura de água e gasolina, etc. 
Fases – é o aspecto visual uniforme. 
As misturas podem conter uma ou mais fases. 
Mistura Homogênea – é formada por apenas uma fase. Não se consegue diferencias a substância. 
Exemplos: 
- água + sal 
- água + álcool etílico 
- água + acetona 
- água + açúcar 
- água + sais minerais 
 
 
Mistura Heterogênea – é formada por duas ou mais fases. As substâncias podem ser diferenciadas a olho 
nu ou pelo microscópio. 
Exemplos: 
- água + óleo 
- granito 
- água + enxofre 
- água + areia + óleo 
 
Os sistemas monofásicos são as misturas homogêneas. 
Os sistemas polifásicos são as misturas heterogêneas. 
Os sistemas homogêneos, quando formados por duas ou mais substâncias miscíveis (que se misturam) umas 
nas outras chamamos de soluções. 
São exemplos de soluções: água salgada, vinagre, álcool hidratado. 
Os sistemas heterogêneos podem ser formados por uma única substância, porém em várias fases de 
agregação (estados físicos). 
Exemplo: água 
- líquida 
- sólida (gelo) 
- vapor 
SEPARAÇÃO DE MISTURA 
Os componentes das misturas podem ser separados. Há algumas técnicas para realizar a separação de 
misturas. O tipo de separação depende do tipo de mistura. 
Alguns dos métodos de separação de mistura são: catação, levigação, dissolução ou flotação, peneiração, 
separação magnética, dissolução fracionada, decantação e sedimentação, centrifugação, filtração, 
evaporação, destilação simples e fracionada e fusão fracionada. 
Separação de Sólidos 
Para separar sólidos podemos utilizar o método da catação, levigação, flotação ou dissolução, peneiração, 
separação magnética, ventilação e dissolução fracionada. 
- CATAÇÃO – consiste basicamente em recolher com as mãos ou uma pinça um dos componentes da 
mistura. 
Exemplo: separar feijão das impurezas antes de cozinhá-los. 
- LEVIGAÇÃO – separa substâncias mais densas das menos densas usando água corrente. 
Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar ouro (mais denso) da areia (menos densa). 
- DISSOLUÇÃO OU FLOCULAÇÃO – consiste em dissolver a mistura em solvente com densidade 
intermediária entre as densidades dos componentes das misturas. 
Exemplo: serragem + areia 
Adiciona-se água na mistura. A areia fica no fundo e a serragem flutua na água. 
- PENEIRAÇÃO – separa sólidos maiores de sólidos menores ou ainda sólidos em suspensão em líquidos. 
Exemplo: os pedreiros usam esta técnica para separar a areia mais fina de pedrinhas; para separar a polpa de 
uma fruta das suas sementes, como o maracujá. 
Este processo também é chamado de tamização. 
 
- SEPARAÇÃO MAGNÉTICA – usado quando um dos componentes da mistura é um material magnético. 
Com um ímã ou eletroímã, o material é retirado. 
Exemplo: limalha de ferro + enxofre; areia + ferro 
 
- VENTILAÇÃO – usado para separar dois componentes sólidos com densidades diferentes. É aplicado um 
jato de ar sobre a mistura. 
Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta; arroz + palha. 
- DISSOLUÇÃO FRACIONADA - consiste em separar dois componentes sólidos utilizando um líquido que 
dissolva apenas um deles. 
Exemplo: sal + areia 
Dissolve-se o sal em água. A areia não se dissolve na água. Pode-se filtrar a mistura separando a areia, que 
fica retida no filtro da água salgada. Pode-se evaporar a água, separando a água do sal. 
 
Separação de Sólidos e Líquidos 
Para separar misturas de sólidos e líquidos podemos utilizar o método da decantação e sedimentação, 
centrifugação, filtração e evaporação. 
- SEDIMENTAÇÃO – consiste em deixar a mistura em repouso até o sólido se depositar no fundo do 
recipiente. 
Exemplo: água + areia 
 
 - DECANTAÇÃO – é a remoção da parte líquida, virando cuidadosamente o recipiente. Pode-se utilizar um 
funil de decantação para remover um dos componentes da mistura. 
Exemplo: água + óleo; água + areia 
 
- CENTRIFUGAÇÃO – é o processo de aceleração da sedimentação. Utiliza-se um aparelho chamado 
centrífuga ou centrifugador, que pode ser elétrico ou manual. 
Exemplo: Para separar a água com barro. 
 
- FILTRAÇÃO – processo mecânico que serve para separar mistura sólida dispersa com um líquido ou gás. 
Utiliza-se uma superfície porosa (filtro) para reter o sólido e deixar passar o líquido. O filtro usado é um 
papel-filtro. 
 
 
 
O papel-filtro dobrado é usado quando o produto que mais interessa é o líquido. A filtração é mais lenta. 
O papel-filtro pregueado produz uma filtração mais rápida e é utilizada quando a parte que mais interessa é a 
sólida. 
Exemplo: água + areia 
 
- EVAPORAÇÃO – consiste em evaporar o líquido que está misturado com um sólido. 
Exemplo: água + sal de cozinha (cloreto de sódio). 
Nas salinas, obtém-se o sal de cozinha por este processo. Na realidade, as evaporações resultam em sal 
grosso, que se for purificado torna-se o sal refinado (sal de cozinha), que é uma mistura de cloreto de sódio e 
outras substâncias que são adicionadas pela indústria. 
 
Separação de Misturas Homogêneas 
Para separar os componentes das substâncias de misturas homogêneas usamos os métodos chamados de 
fracionamento, que se baseiam na constância da temperatura nas mudanças de estados físicos. São eles: 
destilação e fusão. 
- DESTILAÇÃO – consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de ebulição diferentes. Os líquidos 
devem ser miscíveis entre si. 
Exemplo: água + álcool etílico; água + sal de cozinha 
O ponto de ebulição da água é 100°C e o ponto de ebulição do álcool etílico é 78°C. Se aquecermos esta 
mistura, o álcool ferve primeiro. No condensador, o vapor do álcool é resfriado e transformado em álcool 
líquido, passando para outro recipiente, que pode ser um frasco coletor, um erlenmeyer ou um copo de 
béquer. E a água permanece no recipiente anterior, separando-se assim do álcool. 
Para essa técnica, usa-se o aparelho chamado destilador, que é um conjunto de vidrarias do laboratório 
químico. Utiliza-se: termômetro, balão de destilação, haste metálica ou suporte, bico deBunsen, 
condensador, mangueiras, agarradores e frasco coletor. 
Este método é a chamada Destilação Simples. 
Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada para separar misturas de dois ou 
mais líquidos. As torres de separação de petróleo fazem a sua divisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás 
natural, querosene, piche. 
As substâncias devem conter pontos de ebulição diferentes, mas com valores próximos uns aos outros. 
 
Fonte: http://www.infoescola.com/Modules/Articles/Images/destilacao-simples.gif 
 
- FUSÃO FRACIONADA – separa componentes de misturas homogêneas de vários sólidos. Derrete-se a 
substância sólida até o seu ponto de fusão, separando-se das demais substâncias. 
Exemplo: mistura sólida entre estanho e chumbo. 
O estanho funde-se a 231°C e o chumbo, a 327°C. Então, funde-se primeiramente o estanho. 
ALOTROPIA 
Alotropia é a propriedade que alguns elementos químicos têm de formar uma ou mais substâncias simples 
diferentes. 
São alótropos: carbono, oxigênio, fósforo e enxofre. 
O carbono possui dois alótropos: o diamante e o grafite. 
Essas duas substâncias parecem não ter nada em comum. O grafite é um sólido macio e cinzento, com fraco 
brilho metálico, conduz bem a eletricidade e calor e tem densidade 2,25g/ml. O diamante é sólido duro (o 
mais duro de todos), tem brilho adamantino, não conduz eletricidade nem calor e tem densidade 3,51g/ml. 
Mas as duas têm em comum a mesma composição química expressa pela fórmula Cn, sendo n um número 
muito grande e indeterminado. 
A principal diferença está no arranjo cristalino dos átomos de carbono. No grafite formam-se hexágonos. 
Cada átomo de carbono é ligado a apenas três outros átomos de carbono, em lâminas planas, fracamente 
atraídas umas pelas outras. No diamante, cada átomo de carbono está ligado a quatro outros átomos também 
de carbono. 
 
 
 
 
O oxigênio tem dois alótropos, formando duas substâncias simples: o gás oxigênio (O2) e o gás ozônio (O3). 
O gás oxigênio é incolor e inodoro. Faz parte da atmosfera e é indispensável à vida dos seres aeróbicos. As 
plantas o devolvem para a atmosfera ao realizar a fotossíntese. 
O gás ozônio é um gás azulado de cheiro forte e desagradável. Como agente bactericida, ele é usado na 
purificação da água nos chamados ozonizadores. O ozônio está presente na estratosfera, a mais ou menos 
20Km a 30Km da superfície da terrestre. Ele forma uma camada que absorve parte dos raios ultravioletas 
(UV) do Sol, impedindo que eles se tornem prejudiciais aos organismos vivos. 
 
GÁS OXIGÊNIO GÁS OZÔNIO 
O fósforo tem duas formas alotrópicas principais: o fósforo branco e o fósforo vermelho. 
 
O fósforo branco (P4) é um sólido branco com aspecto igual ao da cera. É muito reativo, tem densidade 
igual a 1,82g/ml e se funde a uma temperatura de 44°C e ferve a 280°C. Se aquecermos a 300°C na ausência 
de ar ele se transforma em fósforo vermelho, que é mais estável (menos reativo). 
O fósforo vermelho é um pó vermelho-escuro, amorfo (que não tem estrutura cristalina). Tem densidade 
igual a 2,38g/ml, ponto de fusão 590°C. Cada grão de pó desta substância é formado por milhões de 
moléculas P4, unidas umas às outras originando uma molécula gigante ( P∞). 
O enxofre possui dois alótropos principais: o enxofre ortorrômbico ou simplesmente rômbico e o enxofre 
monocíclico. As duas formas são formadas por moléculas em forma de anel com oito átomos de enxofre 
(S8). A diferença está no arranjo molecular no espaço. Produzem cristais diferentes. 
Os cristais rômbicos têm densidade 2,08g/ml e seu ponto de fusão é 112,8°C. Os monocíclicos têm 
densidade igual a 1,96g/ml e o ponto de fusão é 119,2°C. 
Ambos alótropos do enxofre fervem a uma temperatura de 445°C. É um pó amarelo, inodoro, insolúvel em 
água e muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2). 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
As substâncias podem combinar-se com outras substâncias transformando-se em novas substâncias. Para 
estas transformações damos o nome de Reações Químicas. 
Reação Química é um fenômeno onde os átomos permanecem intactos. Durante as 
reações, as moléculas iniciais são "desmontadas" e os seus átomos são reaproveitados 
para "montar" novas moléculas. 
 
No nosso cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo de alimentos, a 
própria digestão destes alimentos no nosso organismo, a combustão nos automóveis, o aparecimento da 
ferrugem, a fabricação de remédios, etc. 
 
EQUAÇÃO QUÍMICA 
A forma que representamos a reação química chama-se Equação Química. 
Equação Química – é a representação gráfica da reação química. 
Nela colocamos os elementos que estão envolvidos na reação, de forma abreviada, e como ela aconteceu, 
através de símbolos já padronizados. 
As Equações Químicas representam a escrita usada pelos químicos e de forma universal, ou seja, é a mesma 
em qualquer país. 
As substâncias que participam da reação química são chamadas de produtos ou reagentes na equação 
química. 
Reagentes (1° membro) – são as substâncias que estão no início da reação. São as que irão reagir, sofrer a 
transformação. 
Produtos (2° membro) – são as substâncias resultantes da reação química. 
Exemplo: Duas moléculas de gás hidrogênio juntam-se com uma molécula de gás oxigênio formando duas 
moléculas de água. 
2H2 + O2 → 2 H2O 
 
reagente produto 
Observe que o H2 e o O2 são reagentes e H2O é o produto. 
Para representar a reação química, utiliza-se uma seta apontando para o lado direito, indicando a 
transformação. 
Em cima da seta, são utilizados alguns símbolos indicando as condições nas quais a reação deve ocorrer. 
∆ - calor 
aq – aquoso ( em água) 
cat – catalisador 
λ – energia luminosa 
Em cada substância pode haver os seguintes símbolos: 
↑ - desprendimento de gás 
↓ - precipitação de um sólido 
Nas equações químicas, as substâncias podem aparecer com seus estados físicos: 
(s) – sólido 
(l) – líquido 
(g) – gasoso 
Exemplo: 
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
Em uma reação química, a estrutura dos átomos, enquanto elementos químicos ficam inalterados. Os átomos 
de um elemento não se transformam em átomos de outro elemento. Também não há perda ou criação de 
átomos novos (Lei de Lavoisier). 
O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de átomos dos produtos. Quando isso acontece, 
dizemos que a equação química está balanceada. 
Exemplo de equação balanceada: C + O2 → CO2 
Exemplo de equação química não balanceada: H2 + O2 → H2O 
Observe que na 1ª equação há um carbono no reagente e um carbono no produto. Também há dois oxigênios 
no reagente e dois no produto. A equação está corretamente balanceada. 
Na 2ª equação, há dois hidrogênios no reagente e dois hidrogênios no produto, porém há dois oxigênios no 
reagente e apenas um no produto. Então, deve-se balancear esta equação. Há alguns métodos para balancear 
uma equação química. O mais fácil e simples é o Método das Tentativas. 
Para balancear a 2ª equação, podemos colocar o número 2 na frente do H2 e o número 2 na frente da H2O, 
assim: 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
O número de átomos, por exemplo, deve ser mantido sempre. Para esse número damos o nome de índice. O 
número que poderá ser colocado na frente do átomo é o coeficiente, no caso, também 2. 
Então temos agora 4 H no reagente e 4 H no produto. Também 2 O no reagente e 2 O no produto. A reação 
agora está balanceada. 
Quando o coeficiente for 1, ele não precisa ser escrito. 
 
Método das Tentativas / Acerto de Coeficientes 
Para fazer o acerto dos coeficientes das reações químicas, utilizamos o método das tentativas, que consiste 
apenas em contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos.Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida os não-metais, depois oxigênio e por 
último o hidrogênio. 
Nesta ordem: 
1º) Metais 
2º) Não-Metais 
3º) Oxigênio 
4º) Hidrogênio 
 
VELOCIDADE DAS REAÇÕES 
As reações químicas não ocorrem com a mesma velocidade: umas são mais rápidas, outras são bem lentas. 
A reação entre bicarbonato de sódio, por exemplo, e vinagre, é rápida. Basta os reagentes entrarem em 
contato para que ela ocorra. Já a reação que ocorre entre ferro, oxigênio e água, formando a ferrugem, é 
lenta. 
Alguns fatores podem alterar a velocidade das reações químicas. 
Numa reação entre um comprimido efervescente e água podemos acelerar a velocidade desta reação. Basta 
dividir o comprimido em pedaços iguais. Então quanto mais triturado, mais dividido, mais rápida é a reação. 
Este fator é a superfície de contato, que aumenta e faz com que a reação seja mais rápida. 
O mesmo acontece quanto à temperatura. Se colocarmos o comprimido efervescente em água fria e outro em 
água quente, observaremos que com a água quente a reação ocorre mais rápida. Então, o aumento da 
temperatura faz com que a velocidade da reação química aumente. 
 
 
TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 
As reações químicas são classificadas em quatro tipos: 
- síntese ou adição 
- análise ou decomposição 
- simples troca ou deslocamento 
- dupla troca 
- SÍNTESE OU ADIÇÃO – é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para se transformar em uma. 
Exemplos: 
C + O2 → CO2 
Cao + H2O → Ca(OH)2 
 
- ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO – é a reação onde uma substância se divide em duas ou mais 
substâncias de estrutura mais simples. 
Exemplos: 
2AgBr → 2Ag + Br2 
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2 
 
- SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO – é a reação onde uma substância simples troca de lugar com 
um elemento de uma substância composta, se transformando em uma nova substância simples. 
Exemplos: 
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu 
 
- DUPLA TROCA – é a reação onde duas substâncias compostas reagem e trocam seus elementos, se 
transformando em duas substâncias também compostas. 
Exemplos: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S 
 
LEI DE LAVOISIER 
“Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.” 
Segundo esta lei, num sistema químico fechado, qualquer que seja a transformação ocorrida, a massa segue 
constante. 
Estas afirmativas obedecem a uma Lei da natureza. Descoberta pelo cientista francês Antoine Lavoisier, no 
final do século XVII. Por este motivo, esta lei ficou conhecida como Lei de Lavoisier ou Lei da 
Conservação da Massa. 
É dele também a célebre frase: "Na natureza nada se perde, nada se cria. Tudo se transforma". 
 
 
Observe: 
Uma reação entre as substâncias A e B transformam-se em C. 
A massa da substância A é 20g e de B é 5g. Qual a massa de C? 
A + B → C 
20g 5g x 
Então: 20 + 5 = 25g de C 
A + B → C 
20g 5g 25g 
Esta reação obedece a Lei de Lavoisier, onde a soma das massas dos reagentes é igual a soma da massa dos 
produtos. 
 
 
LEI DE PROUST 
"Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na mesma 
proporção em massa". 
O químico francês Joseph Louis Proust observou que em uma reação química a relação entre as massas das 
substâncias participantes é sempre constante. A Lei de Proust ou a Lei das proporções definidas diz que dois 
ou mais elementos ao se combinarem para formar substâncias, conservam entre si proporções definidas. 
Observe: A massa de uma molécula de água é 18g e é resultado da soma das massas atômicas do hidrogênio 
e do oxigênio. 
 
H2 – massa atômica = 1 → 2 x 1 = 2g 
O – massa atômica = 16 → 1 x 16 = 16g 
Então 18g de água tem sempre 16g de oxigênio e 2g de hidrogênio. A molécula água 
esta na proporção 1:8. 
m H2 = 2g = 1 
____ ___ __ 
 
m O 16g 8 
 
As Leis de Lavoisier e de Proust são chamadas de Leis Ponderais porque estão relacionadas à massa dos 
elementos químicos nas reações químicas. 
RADIOATIVIDADE 
Alguns átomos, principalmente os de grande massa, se desintegram espontaneamente, manifestando 
radioatividade. 
Pierre Curie e Marie Curie, o casal Curie estudou a radioatividade dos sais de urânio. Eles verificaram que 
todos os sais de urânio tinham a propriedade de impressionar chapas fotográficas. Concluíram que o 
responsável pelas emissões era o urânio (U). 
 
Fizeram muitas experiências, extraindo e purificando o urânio (U) a partir do minério pechblenda (U3O). 
 
Observaram que as impurezas eram mais radioativas do que o próprio urânio. Separaram, em 1898, das 
impurezas, um novo elemento químico, o Polônio (Po) em homenagem à terra natal de Marie Curie, a 
Polônia. O Polônio é 400 vezes mais radioativo do que o urânio. 
Mais experimentos foram feitos pelo casal e foi descoberto outro elemento químico, o Rádio (Ra), 900vezes 
mais radioativo que o urânio. Este elemento torna luminescente (azulado) quando esta no escuro e torna 
fluorescente algumas substâncias como ZnS, BaS, etc.… 
Os átomos dos elementos radioativos são muito instáveis. Por este motivo, a radioatividade se manifesta 
pela emissão de partículas do núcleo do átomo ou de radiação eletromagnética. 
Desintegração ou Decaimento Nuclear – processo onde os núcleos instáveis emitem partícula e ondas 
eletromagnéticas para conseguir estabilidade. 
Só é radioativo o elemento que tem seu núcleo instável. A estabilidade do núcleo atômico é determinada 
pelo número de massa (A), ou seja, quantidade de prótons mais nêutrons. A estabilidade só é rompida nos 
átomos com número de massa muito grande. A partir do polônio (Pó-84), todos os elementos têm 
instabilidade. 
Há alguns átomos mais leves com núcleos instáveis, em proporções mínimas. São os chamados isótopos 
radioativos ou radioisótopos. 
DESINTEGRAÇÃO RADIATIVA 
Quando ocorre a desintegração, os núcleos liberam radiação em forma de partículas alfa (α), beta (β) e raios 
gama (γ). 
Desintegração alfa 
Consiste na emissão da partícula alfa (α). Esta partícula é carregada positivamente, sendo sua carga 2+. É 
formada por dois prótons e 2 nêutrons expelidos do núcleo. 
Primeira Lei da Radioatividade / Lei de Soddy 
“Quando um núcleo emite uma partícula alfa (α), seu número atômico diminui duas unidades e seu número 
de massa diminui 4 unidades.” 
Exemplo: 
 235 231 4 
U → Th + α 
92 90 2 
átomo-pai átomo-filho partícula alfa 
 
Desintegração beta 
Consiste na emissão de partícula beta (β). É formada por um elétron que é “atirado” em altíssima velocidade 
para fora do núcleo. Na verdade, o elétron não está no núcleo. O elétron é emitido por causa do núcleo 
instável. 
Segunda Lei da Radioatividade / Lei de Soddy-Fajans-Russel 
“Quando um núcleo emite uma partícula beta (β), seu número atômico aumenta uma unidade e seu número 
de massa não se altera.” 
Exemplo: 
210 210 0 
Bi → Po + β 
83 84 1- 
átomo-pai átomo-filho partícula beta 
Lembre-se que a carga elétrica relativa do elétron é 1-. 
Neste caso, o átomo-pai e o átomo-filho são isóbaros. 
Os átomos de tório, césio e estrôncio emitem radiação β. 
O tório-234, por exemplo, se transforma em protactínio-234 emitindo um elétron, partícula beta.Desintegração gama 
As emissões gama (γ) não são partículas. São ondas eletromagnéticas, assim como a luz ou ondas luminosas. 
Possui um poder de penetração maior que a alfa e beta. Conseguem atravessar até 20cm no aço e 5 cm no 
chumbo (Pb). Por este motivo, estas emissões são muito perigosas do ponto de vista fisiológico. Podem 
danificar tecidos vivos e até matar. 
A emissão gama (γ) não altera nem o número atômico e nem o número de massa. 
O rádio-226, por exemplo, se transforma em radônio-222, emitindo radiação gama e também partículas alfa. 
 
DECAIMENTO E MEIA-VIDA 
Radioatividade – É a propriedade que os núcleos atômicos instáveis possuem de emitir partículas e 
radiações eletromagnéticas para se transformarem em núcleos mais estáveis. Para este fenômeno, damos o 
nome de reação de desintegração radioativa, reação de transmutação ou reação de decaimento. 
A reação só acaba com a formação de átomos estáveis. 
Exemplos: 
U -238 sofre decaimento até se transformar em Pb-206. 
O tempo que os elementos radioativos levam para ficarem estáveis, varia muito. 
Meia-Vida – É o tempo necessário para a metade dos isótopos de uma amostra se desintegrar. 
Um conjunto de átomos radioativos pode estar se desintegrando neste instante. Outro átomo pode se 
desintegrar daqui há uma hora. Outro, pode desintegrar daqui há três meses. 
O U-235 é o elemento com meia-vida mais longa. Tem cerca de 7,04.108anos. 
Exemplo de um gráfico de Meia-vida: Atividade x Tempo 
 
Exemplo de decaimento do bismuto- 210 
 
EFEITOS DA RADIOATIVIDADE NOS ORGANISMOS 
Os efeitos da radioatividade no ser humano dependem da quantidade acumulada no organismo e do tipo de 
radiação. A radioatividade é inofensiva para a vida humana em pequenas doses, mas, se a dose for 
excessiva, pode provocar lesões no sistema nervoso, no aparelho gastrintestinal, na medula óssea, etc., 
Muitas vezes pode levar a morte (em poucos dias ou num espaço de dez a quarenta anos, através de 
leucemia ou outro tipo de câncer). 
Estar em contato com a radiação é algo sutil e impossível de ser percebido imediatamente, já que no 
momento do impacto não ocorre dor ou lesão visível. 
A radiação ataca as células do corpo, fazendo com que os átomos que compõem as células sofram alterações 
em sua estrutura. As ligações químicas podem ser alteradas, afetando o funcionamento das células. Isso 
provoca, com o tempo, consequências biológicas no funcionamento do organismo como um todo; algumas 
consequências podem ser percebidas a curto prazo, outras a longo prazo. Às vezes vão apresentar problemas 
somente os descendentes (filhos, netos) da pessoa que sofreu alguma alteração genética induzida pela 
radioatividade. 
FUNÇÃO DA QUÍMICA INORGÃNICA 
Algumas substâncias químicas com propriedades semelhantes foram agrupadas em funções químicas. 
Função Química – conjunto de compostos com propriedades químicas semelhantes. 
As substâncias inorgânicas se dividem em quatro grandes grupos que são conhecidos como as funções da 
química inorgânica. São elas: ácidos, bases, óxidos e sais. Há também as funções orgânicas que são os 
hidrocarbonetos, álcoois, cetonas, aldeídos, éteres, ésteres, ácidos carboxílicos, aminas e amidas. 
ÁCIDOS 
 Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+. 
Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+. 
Exemplos: 
HCl + H2O → H+ + Cl- 
HF + H2O → H+ + F- 
H2SO4 → H+ + SO2- 
Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula. 
As principais características dos ácidos são: 
- sabor azedo (em geral tóxicos e corrosivos); 
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); 
- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas); 
- reagem com base formando sal e água. 
Utilidade 
- Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido 
sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em 
baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas 
metálicas (aço). 
- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás 
muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e 
paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro. 
- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), 
decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele. 
- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos 
orgânicos. 
Classificação 
A) PRESENÇA DE OXIGÊNIO 
- ácidos sem oxigênio – hidrácidos 
Exemplos: HCl, HBr 
- ácidos com oxigênios – oxiácidos 
Exemplos: H2SO4, HNO3 
B) NÚMERO DE H+ IONIZÁVEIS 
- monoácido – produz 1 H+ 
Exemplos: HCl, HNO3 
- diácido – produz 2 H+ 
Exemplos: H2SO4,H2CO3 
- triácido – produz 3 H+ 
Exemplos: H3PO4, H3BO3 
- tetrácidos – 4H+ 
Exemplos: H4SiO4 
Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H+ ionizáveis. 
C) FORÇA ÁCIDA (GRAU DE IONIZAÇÃO): 
- Hidrácidos: 
Fortes: HCl, HBr 
Moderado: HF 
Fraco: os demais hidrácidos 
- Oxiácidos: 
Sendo a fórmula genérica: HaEOb, onde: 
H = hidrogênio 
E = elemento químico 
O = oxigênio 
a = número de H 
b = número de O 
Se b-a: 
3 ou 2 = ácido forte 
1 = ácido moderado 
0 = ácido fraco 
Exemplos: 
HNO3 → 3-1=2 → ácido forte 
H3PO4 → 4-3=1 → ácido moderado 
H3BO3 → 3-3=0 → ácido fraco 
Nomenclatura 
A) HIDRÁCIDOS 
Ácido + nome do elemento + ídrico 
Exemplos: 
HCl – ácido clorídrico 
H2S – ácido sulfídrico 
B) OXIÁCIDOS 
Ácido + nome do elemento + oso/ico 
Exemplos: 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
HNO3 – ácido nítrico 
H3PO4 – ácido fosfórico 
HClO3 – ácido clórico 
H2CO3 – ácido carbônico 
 
Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar nome aos demais 
oxiácidos. Se diminuirmos o número de oxigênio destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se 
diminuirmos dois oxigênios, adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o 
número de oxigênio, colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Veja os exemplos: 
 
H2SO5 – ácido persulfúrico 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
H2SO3 – ácido sulfuroso 
H2SO2 – ácido hiposulfuroso 
Então: 
Ácido per+elemento+ico 
Ácido+elemento+ico 
Ácido +elemento+oso 
Ácido+hipo+elemento+oso 
BASES 
Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato 
com água, ela se dissocia e libera OH-. 
Exemplos: 
NaOH + H2O ↔ Na+ + OH- 
Mg(OH)2 + H2O ↔ Mg2+ + 2OH- 
Al(OH)3 + H2O ↔ Al3+ + 3OH- 
Identifica-se uma base pela presença de OH- no lado direito da fórmula. 
As principais características das bases são: 
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua); 
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); 
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base; 
-reagem com ácidos formando sal e água. 
Utilidade 
- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para 
desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos. 
 
- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de 
magnésia. 
 
- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na 
construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de 
leite de cal ou água de cal. 
 
- Hidróxido de amônio (NH4OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia.Usado em 
limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos. 
Classificação 
A) Número de OH
-
 dissociadas: 
- Monobase – possui uma OH- 
Exemplo: NaOH, NH4OH 
- Dibase- possui dois OH- 
Exemplos: Mg(OH)2, Fe(OH)2 
- Tribase – possui três OH- 
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3 
- Tetrabase – possui quatro OH- 
Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4 
B) Força Básica/Grau de Dissociação: 
- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos 
terrosos. 
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2 
Exceção: Mg(OH)2 que é uma base fraca. 
- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)2 e NH4OH. 
C) Solubilidade em Água: 
- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH. 
Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH4OH. 
- Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos. 
Exemplos: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2. 
- Insolúveis: demais bases. 
Exemplos: Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2 
Nomenclatura 
A) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo: 
Hidróxido de + nome do elemento 
Exemplos: 
NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódio 
Mg(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de magnésio 
Ca(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de cálcio 
B) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável: 
Hidróxido de + nome do elemento + OSO/ICO 
Ou ainda: 
Hidróxido de + nome do elemento + número do NOX em romano 
O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO. 
Exemplos: 
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III 
ÓXIDOS 
Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. Formam compostos binários, ou seja, 
só possuem dois elementos na sua fórmula química. 
 
magnetita 
 
água 
 
rochas 
Exemplos: Na2O, MgO, Al2O3, FeO. 
Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo e do lado 
direito da fórmula. Portanto, não existe um óxido com flúor. 
Utilidade 
- Óxido de cálcio (Cao) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento, tijolo, cerâmicas. 
Age como fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir a acidez do solo.. pode ser chamado de cal 
viva ou cal virgem. 
 
 
- Dióxido de carbono (CO2) – é o gás carbônico obtido como subproduto de várias reações industriais. 
Usado em refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-seco. Participa da fotossíntese das plantas. 
- Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a forma de vida na Terra 
está associada a este óxido. 
- Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de palhaços. Usado também 
como protetor solar. 
- Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que se decompõe 
rapidamente. É usado como bactericida e para branqueamento de cabelos, fibras e papel. 
Classificação: 
A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água. 
Exemplos: 
Na2O + H2O → 2NaOH 
2Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O 
São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ 
e 3+. 
B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água. 
Exemplos: 
SO3 + H2O → H2SO4 
SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O 
São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado. 
C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com 
ácido forte ou base forte. 
Exemplos: 
ZnO + HCl → ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água. 
Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb. 
D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base. 
Exemplos: CO, N2O, NO. 
São gases e moleculares, formados por não-metais. 
E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2). 
Exemplos: 
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 
Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2 
Na2O2 – peróxido de sódio 
H2O2 – peróxido de hidrogênio 
Nomenclatura 
A) Óxidos com NOX fixo: 
Em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
Óxido de + nome do elemento 
Exemplos: 
Na2O – óxido de sódio 
Cao – óxido de cálcio 
B) Óxidos com NOX variável: 
Óxido de + nome do elemento + ICO/OSO 
ICO – NOX maior 
OSO – NOX menor 
Exemplos: 
Fe2O3– (Fe com nox 3+) – óxido férrico 
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso 
Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal. 
Exemplos: 
Fe2O3 – óxido de ferro III 
FeO – óxido de ferro II 
Pode-se usar, ainda a nomenclatura que indica o número de átomo de oxigênios e o número de átomos do 
elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos. 
Mono Mono 
Di + óxido de + Di + nome do elemento 
Tri Tri 
Exemplos: 
CO – monóxido de carbono 
CO2 – dióxido de carbono 
SO3 – trióxido de enxofre 
N2O3 – trióxido de dinitrogênio 
SAIS 
Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-. 
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, 
formando também água. 
Exemplos: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 ácido base sal água 
As principais características são: 
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos 
há elétrons livres; 
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm). 
Utilidade 
- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na 
conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro. 
 
- Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, 
sabão, corantes e no tratamento de água de piscina. 
- Carbonato de cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma 
as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (Cao). Reduz a 
acidez do solo. 
 
 mármore estalactite e estalagmite nas cavernas 
- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como antisséptico e alvejante (clareamento de roupas). 
Nomenclatura 
O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou: 
Assim: 
ÁCIDO SAL 
ÍDRICO ETO 
ICO ATO 
OSO ITO 
Nome do Sal: 
Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de origem 
Exemplo: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água 
Outros nomes: 
CaF2 – fluoreto de cálcio 
NaBr – brometo de sódio 
Li2(SO4) – sulfato de lítio 
KNO2 – nitrito de potássio 
Na2CO3 – carbonato de sódio 
7.5 Indicadores Ácido-Base e pH 
Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com um ácido ficam com uma 
cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor. Assim, para saber se uma substância é ácido 
ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química. 
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel tornassol, azul de 
bromotimol. 
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o 
hibisco. 
Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato com um ácidoou uma 
base: 
INDICADOR ÁCIDO BASE NEUTRO 
FENOLFTALEÍNA INCOLOR ROSA INCOLOR 
TORNASSOL ROSA AZUL - 
Para os outros indicadores: 
- Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato com base e 
vermelho quando neutro. 
- Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base e quando neutro; 
- O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro; 
- A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base; 
- O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado em contato com ácido e 
verde em meio básico. 
Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau de acidez ou alcalinidade 
(basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH (produto hidrogeniônico) que mede a quantidade 
do cátion H+ das soluções. 
Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior número indica solução básica 
(alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a 
solução não é nem ácida e nem básica, ela é neutra. 
Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução se aproxima do 
quatorze, mais básica ela é. 
Escala de pH 
|_______________|_______________| 
0 7 14 
ácido neutro base 
 
Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através de aparelhos que medem a 
condutividade elétrica das soluções. 
Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de 
viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem. 
Veja alguns exemplos diários de valores de pH: 
CARÁTER ALCALINO PRODUTO 
14 Solução de soda cáustica (NaOH) 
13 
12 Água de cal 
11 
10 Creme dental alcalino 
9 
8 Solução aquosa de NaHCO3 
CARÁTER NEUTRO 
7 Água pura 
CARÁTER ÁCIDO 
6 Água da torneira, água da chuva 
5 Refrigerantes 
4 Chuva ácida 
3 Vinagre 
2 Suco de limão 
1 Suco gástrico (HCl) 
0 Solução aquosa de HCl 
7.6 Teoria Modernas de Ácido e Base: 
De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em água produz um cátion H+ e que base é 
toda a substância que em água produz um ânion OH-. Esta teoria foi utilizada durante muito tempo para 
explicar o conceito de ácido e de base. É a Teoria de Arrhenius. 
Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. São as chamadas Teorias 
Modernas Ácido-Base. 
São elas: 
- Teoria de Bronsted-Lowry 
- Teoria de Lewis 
Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius: 
Teoria de Arrhenius 
Para este cientista, os ácidos e as bases são eletrólitos, que em contato com a água liberam íons. 
Quando um ácido libera íons em solução aquosa, acontece uma ionização. 
Exemplo: 
HCl + H2O → H+ + Cl- 
Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim: 
HCl + H2O → H3O+ + Cl- 
Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma dissociação. 
Exemplo: 
NaOH + H2O → Na+ + OH- 
Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion H+. 
Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion OH-. 
Teoria de Bronsted-Lowry 
Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry. Juntos 
eles definiram ácido e base na ausência de água, que não é explicado pela Teoria de Arrhenius. 
A teoria é baseada em doar ou receber 1 próton. 
Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton. 
Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton. 
Exemplo: 
doa recebe doa recebe 
 
HCl + NH3 ↔ NH4+ + Cl- 
 
ácido base ácido base 
Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ é quem doa 1 próton para 
o íon Cl-. 
Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre um ácido e uma base. O ácido da 
primeira reação e a base que formou. 
Assim: 
HCl e Cl- são pares conjugados. 
O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-. 
A NH3 e NH4+ são pares conjugados. 
A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+. 
Teoria de Lewis 
O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-base relacionada ao par 
de elétron. 
Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa reação química. 
Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação química. 
Exemplo: 
doa recebe 
:NH3 + H+ ↔ NH4+ 
 base ácido 
Quadro-resumo das teorias ácido-base: 
TEORIA ÁCIDO BASE 
ARRHENIUS Libera H+ em solução 
aquosa 
Libera OH- em solução 
aquosa 
BRONSTED-LOWRY Doa 1 próton Recebe 1 próton 
LEWIS Recebe par de elétrons Doa par de elétrons 
 PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS 
Muitas propriedades dos elementos químicos vaiam periodicamente ao longo da Tabela periódica. São as 
chamadas Propriedades Periódicas. 
As propriedades periódicas podem ser: raio atômico, volume atômico, densidade absoluta, 
eletronegatividade, eletropositividade, eletro afinidade. 
Esse fato obedece a Lei da Periodicidade de Moseley: 
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus 
números atômicos.” 
Para as propriedades onde os valores só aumentam com o número atômico e outras onde os valores só 
diminuem chamamos de Propriedades Aperiódicas. São propriedades aperiódicas, o calor específico. 
Raio Atômico 
O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica porque seus valores só variam periodicamente, 
ou seja, aumentam e diminuem seguidamente, com o aumento do número atômico. 
O raio atômico (r) é a metade da distância internuclear mínima (d) que dois átomos desse elemento podem 
apresentar, sem estarem ligados quimicamente. 
Para medir o raio atômico, usa-se a técnica da difração por Raios-X. 
 
Em uma família, da tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e no período aumenta da 
direita para esquerda. 
Para esta regra não é admitido os gases nobres, já que possuem o maior raio atômico em cada período. 
Observando a tabela periódica, podemos verificar que o frâncio (Fr) tem maior raio atômico. 
Se o átomo se transforma em íon cátion ou ânion, o seu raio sofre alteração. 
- o raio do átomo é sempre maior que o raio do seu íon cátion porque perde elétrons. 
- o raio do átomo é sempre menor que o raio do seu íon ânion porque ganha elétrons. 
Volume Atômico 
O volume atômico é uma propriedade periódica porque varia periodicamente com o aumento do número 
atômico. 
Volume atômico é a relação entre a massa de uma quantidade de matéria (1 mol = 6,02.1023 átomos ) e a 
densidade da substância simples formada por esse elemento na fase sólida. 
Não é o volume de um átomo, mas de um conjunto de átomos. No volume atômico influi não só o volume 
de cada átomo, como também o espaçamento que existe entre esses átomos. 
Na tabela periódica, os valores do volume atômico aumentam de cima para baixo nas famílias e em um 
período, do centro para as extremidades da tabela. 
Densidade Absoluta 
Densidade ou Massa Específica é a relação entre a massa (m) de uma substância e o volume (V) ocupado 
por essa massa. 
 
Esta variação, no estado sólido é uma propriedade periódica. 
Na tabela periódica, os valores de densidades aumentam, nas famílias de cima para baixo e nos períodos, das 
extremidades para o centro. 
Desta forma, pode-se notar que os elementos mais densos estão no centro e na parte de baixo da tabela 
periódica. 
Exemplos: 
- Os (ósmio) – d=22,5g/ml 
- Ir (irídio) – d=22,4g/ml