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Apostila oficial engenharia quimica gera

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Professor MSc. Claudenor Piedade 
Centro Universitário do Norte- UNINORTE 
Escola de Ciências Exatas e Tecnologias 
 
Química 
Geral 
 
 
 
 
 
 
Manaus _ 2014 
 
 
2 
 
 
 
 
 
ÍNDICE 
 
 
Unidade 1 – Estados da Matéria 03 
Unidade 2 – Funções Inorgânicas 05 
Unidade 3 - Estrutura Atômica 20 
Unidade 4 – Propriedades Periódicas 27 
Unidade 5 - Ligações químicas 33 
Unidade 6 - Geometria Molecular 44 
Unidade 7 – Forças Intermoleculares 52 
Unidade 8 – Estequiometria 56 
Unidade 9 – Gases 62 
Unidade 10 – Soluções 67 
Unidade 11 – Termodinâmica 76 
Unidade 12 – Eletroquímica 84 
Referências bibliográficas 94 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
Unidade 1 - Estados da Matéria 
 
1. A perspectiva molecular da química 
 
• A matéria é o material físico do universo, é tudo que tem massa e ocupa espaço. 
• A matéria é constituída de relativamente poucos elementos. 
• No nível microscópico, a matéria consiste de átomos e moléculas. 
• Os átomos se combinam para formar moléculas. 
• As moléculas podem consistir do mesmo tipo de átomos ou de diferentes tipos de átomos. 
 
1.1 Classificação da matéria 
 
1.1.1 Estados da matéria 
 
• A matéria existe em três estados físicos: sólido, líquido ou gás. 
• Essas três formas de matéria são chamadas de estados da matéria. 
• Os gases não têm forma nem volume definidos e podem ser comprimidos para formarem líquidos. 
• Os líquidos não têm forma, mas têm volume. 
• Os sólidos são rígidos e têm forma e volume definidos. 
 
1.1.2 Substâncias puras e misturas 
 
• Os átomos consistem de apenas um tipo de elemento. 
• As moléculas podem ter apenas um tipo de átomo (um elemento) ou de diferentes tipos de átomos 
(um composto). 
• Uma substância pura é a matéria que tem propriedades distintas e uma composição que não varia de 
amostra para amostra. 
• Existem dois tipos de substâncias puras: elementos e compostos. 
• Os elementos não podem ser decompostos em substâncias mais simples. 
• Se mais de um átomo, elemento ou composto são encontrados juntos, então a substância é uma 
mistura. 
• Portanto, misturas são combinações de duas ou mais substâncias nas quais cada uma mantém sua 
própria identidade química. 
• Se a matéria não é totalmente uniforme, então ela é uma mistura heterogênea. 
• Se a matéria é totalmente uniforme, ela é homogênea, também chamada de solução. 
• Se a matéria homogênea pode ser separada por meios físicos, então ela é uma mistura. 
• Se a matéria homogênea não pode ser separada por meios físicos, então ela é uma substância pura. 
• Se uma substância pura pode ser decomposta em algo mais, então ela é um composto. 
 
1.1.3 Elementos 
 
• Se uma substância pura não pode ser decomposta em algo mais, então ela é um elemento. 
• Existem 114 elementos conhecidos. 
• A cada elemento é dado um único símbolo químico (com uma ou duas letras). 
• Os elementos são à base de constituição da matéria. 
• A crosta terrestre consiste de 5 elementos principais. São eles: oxigênio, silício, alumínio, ferro e 
cálcio. 
• O corpo humano consiste basicamente de 3 elementos principais : oxigênio, carbono e hidrogênio 
• Os símbolos químicos com uma letra têm aquela letra maiúscula (por exemplo, H, B, C, N, etc.) 
• Os símbolos químicos com duas letras têm apenas a primeira letra maiúscula (por exemplo, He, Be). 
 
1.1.4 Compostos 
 
4 
 
• A maioria dos elementos se interage para formar compostos. 
• As proporções de elementos em compostos são as mesmas, independentemente de como o composto 
foi formado. 
• Lei da Composição Constante (ou Lei das Proporções Definitivas): 
– A composição de um composto puro é sempre a mesma. 
– Exemplo: Quando a água é decomposta, sempre haverá duas vezes mais gás hidrogênio 
formado do que gás oxigênio. 
 
 
1.2 Propriedades de Matéria 
 
1.2.1 Mudanças físicas e químicas 
 
• Cada substância tem um conjunto único de propriedades físicas e químicas que podem ser usadas 
para identificá- la. 
• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência física muda. 
– Exemplo: O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido. 
• Durante uma mudança física, a matéria não muda sua composição. 
• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma alteração química. 
– Exemplo: Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem completamente, eles formam 
água pura. No frasco contendo água não há sobra de oxigênio nem de hidrogênio. 
• As propriedades físicas intensivas não dependem da quantidade de substância presente. 
– Exemplos: densidade, temperatura e ponto de fusão. 
• As propriedades físicas extensivas dependem da quantidade de substância presente. 
– Exemplos: massa, volume e pressão. 
 
1.2.2 Separação de misturas 
 
• As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são diferentes. 
• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração. 
• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de filtrado, passa pelo papel de filtro e é 
coletada em um frasco. 
• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através de destilação. 
• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de ebulição diferentes. Basicamente, 
cada componente da mistura é fervido e coletado. 
• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro. 
• A cromatografia pode ser utilizada para separar misturas que têm diferentes habilidades para 
aderirem a superfícies sólidas. 
5 
 
• Quanto maior a atração do componente pela superfície (papel), mais lentamente ele se move. 
• Quanto maior a atração do componente pelo líquido, mais rapidamente ele se move. 
• A cromatografia pode ser utilizada para separar as diferentes cores de tinta de uma caneta. 
 
 
Exercícios 
 
1. Dê o símbolo químico dos seguintes elementos: 
a) alumínio b) sódio c) bromo; 
d) cobre e) silício f) nitrogênio 
g) magnésio h) hélio 
 
2. Dê o nome aos elementos químicos representados pelos seguintes símbolos 
a) Mn b) Pb c) F 
d) Sn e) As f) Au 
g) Ag h) Cr 
 
3. Uma substância branca e sólida A é fortemente aquecida em ausência de ar. Ela decompõe-se para 
formar uma nova substância branca B e um gás C. O gás tem as mesmas propriedades que o produto 
obtido quando carbono é queimado com excesso de oxigênio. Baseado nessas observações, podemos 
determinar se os sólidos A e B são elementos ou compostos? Justifique suas conclusões para cada 
substância. 
 
4. Classifique cada um dos seguintes itens como substância pura ou mistura; no caso de uma mistura, 
indique se é homogênea ou heterogênea: 
a) Arroz-doce b) água do mar c) magnésio d) gasolina e) ar f) 
suco de tomate g) cristais de iodo h) areia 
 
5. Caracterize cada um dos seguintes itens como um processo físico ou químico: 
a) Corrosão do alumínio metálico b) fusão do gelo c) trituração da aspirina d) digestão de uma 
bala e) explosão da nitroglicerina. 
 
6. Sugira um método de separação em seus dois componentes para cada uma das seguintes misturas: 
a) Açúcar e areia b) ferro e enxofre. 
 
 
 
Unidade 2 – Funções Inorgânicas 
 
Função Química – é o conjunto de substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes, 
chamadas de propriedades funcionais. As substâncias inorgânicas podem ser classificadas em quatro 
funções: 
• Ácidos 
• Bases 
• Sais 
• Óxidos 
 
2.1 Ácidos 
 
São compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como cátion exclusivamente H3O
+, chamado 
de hidroxônio ou hidrônio e ânions, cuja natureza varia de um ácidopara outro. 
Exemplo: HBr + H2O → H3O
+ + Br- 
 
6 
 
2.1.1 Propriedades funcionais 
 
• Apresentam hidrogênio em sua composição. 
• Têm sabor azedo. 
• Mudam a cor dos indicadores ácido-base: 
• o papel tornassol azul fica vermelho; 
• a solução de fenolftaleína permanece incolor na sua presença; 
• a solução de alaranjado de metila passa de levemente alaranjado para fortemente alaranjado. 
• Conduzem corrente elétrica quando em soluções aquosas. 
• Reagem com base formando sais e água. 
• Corroem metais, apresentando maior ou menor velocidade de corrosão em função da fo rça e da 
concentração do ácido. 
 
2.1.2 Classificação dos Ácidos 
 
2.1.2.1 Quanto à presença de oxigênio na sua composição 
 
• Hidrácidos – não apresentam oxigênio. Exemplos: HCl, HBr 
• Oxiácidos – apresentam oxigênio. Exemplos: HNO3, H2SO4 
 
2.1.2.2 Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis 
 
• Monoácidos ou ácidos monopróticos – apresentam um hidrogênio ionizável (HCl, HBr, HNO3). 
• Diácidos ou ácidos dipróticos – apresentam dois hidrogênios ionizáveis (H2S, H2SO4). 
• Triácidos ou ácidos tripróticos – apresentam três hidrogênios ionizáveis (H3PO4, H3BO3). 
• Tetrácidos ou ácidos tetrapróticos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis (H4SiO4, H4P2O7). 
• Os diácidos, triácidos e tetrácidos são poliácidos. 
• Exceções: H 3PO3 é um diácido e H 3PO2 é um monoácido. 
 
 2.1.2.3 Quanto à volatilidade 
 
Volatilidade é a propriedade que algumas substâncias apresentam de se tornar um gás ou vapor. Isso ocorre 
com ácidos que apresentam temperatura de ebulição relativamente baixa ou próxima à ambiente. Ácidos 
com temperaturas de ebulição altas são chamados de fixos. Portanto: 
 
• Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição. Exemplos: HCl, H 2S, HCN, HNO3. 
• Fixos – possuem alto ponto de ebulição. Exemplos: H 2SO4, H 3PO4, H 3BO3. 
 
2.1.2.4 Quanto ao grau de ionização – α 
 
Grau de ionização de um ácido (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de 
moléculas dissolvidas. Segundo essa classificação os ácidos podem ser fortes, semi-fortes (moderados) ou 
fracos. 
• Ácidos Fortes: α > 50 % 
• Ácidos Moderados: 5 % < α < 50 % 
• Ácidos Fracos: α < 5 % 
 
 → Hidrácidos 
 
• ácidos fortes: HI, HBr, HCl 
• ácidos moderados: HF 
• ácidos fracos: demais 
 
7 
 
→ Oxiácidos: quanto maior a diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios, mais forte 
é o ácido. Representando um oxiácido por HnEOm, temos: 
 
• m – n = 3 → ácido muito forte. Exemplos: HClO4, HMnO4 
• m – n = 2 → ácido forte. Exemplos: HNO3, H 2SO4 
• m – n = 1 → ácido semi-forte. Exemplos: H 3PO4, H 2SO3, H 3PO3 (apenas 2 hidrogênios são 
ionizáveis)) 
• m – n = 0 → ácido fraco. Exemplos: HClO, H 3BO3 
 
Exceção: ácido carbônico (H 2CO3) é considerado ácido fraco, apesar de m – n = 1. 
 
 2.1.3 Nomenclatura dos ácidos: 
 
→ Hidrácidos ( Hn A ): 
 
Ácido Nome do elemento químico ligado ao hidrogênio + ídrico 
 
Exemplos: 
- ácido clorídrico (HCl) 
- ácido bromídrico (HBr) 
- ácido cianídrico (HCN) 
 
 
→ Oxiácidos: 
 
Ácido + prefixo (se necessário) + elemento central + sufixo 
 
De acordo com o elemento central (o primeiro é o hidrogênio e o terceiro é o oxigênio) temos o prefixo 
OSO para o menor NOx (Número de Oxidação) e ICO para o maior Nox. Exemplos: 
- Coluna 14 ou 4A: - ácido carbônico (H2CO3) - carbono (C) com Número de Oxidação (NOx) = +4 (único 
ácido inorgânico com carbono). 
- Coluna 15 ou 5A: 
- ácido nitroso (HNO2) - nitrogênio (N) com NOx = +3; 
- ácido nítrico (HNO3) - nitrogênio (N) com NOx = +5. 
- Coluna 16 ou 6A: 
- ácido sulfuroso (H2SO3) - enxofre (S) com NOx = +4; 
- ácido sulfúrico (H2SO4) - enxofre (S) com NOx = +6. 
- Coluna 17 ou 7A: 
- ácido hipocloroso (HClO) - cloro (Cl) com NOx = +1 (o prefixo HIPO é obrigatório quando temos o 
elemento central com carga 1); 
- ácido cloroso (HClO2) - cloro (Cl) com NOx = +3; 
- ácido clórico (HClO3) - cloro (Cl) com NOx = +5; 
- ácido perclórico (HClO4) - cloro (Cl) com NOx do Cl = +7 (o prefixo PER é obrigatório quando temos o 
elemento central com carga 7, como em Permanganato de potássio). 
 
Observações: 
- seguem a mesma nomenclatura os ácidos formados pelos elementos iodo (I) e bromo (Br), pertencentes 
também à coluna 17 ou 7A; 
- o elemento flúor (F) também pertencente à coluna 17 ou 7A não forma oxiácidos. 
 
2.1.4 Ácidos mais comuns na química do cotidiano 
 
2.1.4.1 Ácido sulfúrico (H2SO4) 
8 
 
• Ácido forte (altamente corrosivo). É o ácido mais importante na indústria e no laboratório, consumido em 
enormes quantidades na indústria petroquímica, na fabricação de papel, corantes e baterias de automóveis. 
• O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de 
amônio. 
• É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis. 
• É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como processos da indústria 
petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc. 
• O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. O ácido sulfúrico "destrói" o papel, 
o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante. 
• O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à 
sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao 
manusear esse ácido. 
• As chuvas ácidas em ambiente poluído com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto 
ambiental. 
2.1.4.2 Ácido fosfórico (H3PO4) 
• Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura. 
• É usado como aditivo em alguns refrigerantes. 
2.1.4.3 Ácido fluorídrico (HF) 
• Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. Em virtude de 
propriedade de corrosão, o ácido fluorídrico é usado para gravar sobre vidro. Os vidros de automóveis têm 
uma numeração na parte inferior, esta é gravada com o auxílio desse ácido. 
2.1.4.3 Ácido nítrico (HNO3) 
• Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. 
• Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), 
trinitrocelulose (algodão pólvora). É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra 
(salitre + carvão + enxofre). 
• As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto 
ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém 
HNO3, mas em proporção mínima. 
• O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido 
muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo. 
 
2.1.4.4 Ácido clorídrico (HCl) 
• O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático. 
• É encontrado no suco gástrico . 
• É um reagente muito usado na indústria e no laboratório. 
• É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de cal. 
9 
 
• É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais. 
 
2.1.4.5 Ácido acético (CH3COOH) 
• Ácido componente do vinagre, tempero indispensável na cozinha, usado no preparo de saladas e 
maioneses. 
2.1.4.6 Ácido carbônico (H2CO3) 
• É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. As águas e refrigerantes gaseificados têm 
seu diferencial (mais refrescante) graças a este ácido. Ele é formado na reação do gás carbônicocom a água: 
CO2 + H2O → H2CO3 
2.2 Bases ou hidróxidos 
 
São substâncias que, ao serem dissolvidas em água, liberam exclusivamente os ânions OH- (hidroxila ou 
oxidrila). Os cátions, liberados também nesse processo, variam de uma base para outra. 
Dentre as principais bases, somente o hidroxido de amônio resulta de uma ionização. As demais, resultam da 
dissociação iônica dos respectivos hidróxidos, quando dissolvidos em água. 
 
2.2.1 Propriedades funcionais 
 
• Presença do ânion hidroxila (OH–). 
• Com exceção dos hidróxidos de alcalinos, todas as demais bases se decompõem com o calor com 
relativa facilidade. 
• Apresentam sabor adstringente. 
• Mudam a cor dos indicadores: o papel tornassol vermelho fica azul e a solução de fenolftaleína, 
quando incolor passa para vermelho. 
• Conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água. 
• Reagem com os ácidos, originando sais e água. 
 
2.2.2 Classificação das bases 
 
2.2.2.1 Quanto ao número de hidroxilas: 
 
• Monobases – apresentam uma hidroxila como ânion. Exemplos: NaOH, NH4OH 
• Dibases – apresentam duas hidroxilas como ânion. Exemplos: Ca(OH)2, Zn(OH)2, Ba(OH)2. 
• Tribases – apresentam três hidroxilas como ânion. Exemplos: Al(OH)3, Ga(OH)3, Fe(OH)3. 
 
2.2.2.2 Classificação das bases quanto ao grau de dissociação 
 
Quanto mais solúvel em água a base, mais forte ela será. 
• Bases Fortes – são as bases do grupo 1A e 2A, pois apresentam uma alta solubilidade. Exemplos: 
LiOH, Ba(OH)2. 
• Bases Fracas – são as bases formadas pelos demais elementos. Exemplos: Zn(OH)2, Fe(OH)3, 
AgOH. 
 
Exceções: NH4OH, que é uma base solúvel porém fraca e o MgOH2 que é uma base insolúvel e fraca. 
 
2.2.2.3 Classificação das bases quanto à solubilidade em água 
 
• Bases com Metais Alcalinos e NH4OH – são solúveis. Exemplos: LiOH, NaOH. 
• Bases com Metais Alcalinos Terrosos – são pouco solúveis. Exemplos: Ca(OH)2, Ba(OH)2. 
• Bases de outros metais – são praticamente insolúveis. 
10 
 
 
Exceção: Mg(OH2) que é uma base insolúvel. 
 
2.2.3 Nomenclatura das bases 
 
2.2.3.1 Quando o cátion possui nox fixo 
hidróxido de + cátion (nome do metal ou grupo ligado á hidroxila) 
Exemplo: KOH – hidróxido de potássio 
2.2.3.2 Quando o cátion não apresenta nox fixo 
hidróxido de + cátion + sufixo ou hidróxido + cátion + nox em algarismo romano 
Exemplos: 
Fe(OH)2 - hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso - ferro (Fe) com NOx = +2. 
Fe(OH)3 - hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico - ferro (Fe) com NOx = +3; 
 
 
2.2.4 Bases mais comuns na química do cotidiano 
2.2.4.1 Hidróxido de sódio – NaOH 
• Base conhecida como “soda cáustica” ou “lixívia” ou "diabo verde". É a base mais importante da 
indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades; 
• Utilizada em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno; 
• É usada na fabricação do sabão. Atualmente, o sabão é obtido de gorduras (de boi, de porco, de carneiro, 
etc) ou de óleos (de algodão, de vários tipos de palmeiras, etc.). 
• É usada em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, 
etc. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado. 
• Não existe soda cáustica livre na natureza, é fabricado por eletrólise (decomposição por corrente elétrica) 
de solução aquosa de sal de cozinha (NaCl). 
11 
 
2.2.4.2 Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 
• Conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada; 
• É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e na caiação (pintura a cal) o 
que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa. 
2.2.4.3 Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 
• É um sólido branco muito pouco solúvel em água; 
• Quando disperso em água, origina um líquido espesso, denominado de suspensão, que contém partículas 
sólidas misturadas à água denominado de leite de magnésia utilizado como laxante e antiácido. 
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l) 
 acidez estomacal antiácido 
 
2.2.4.4 Hidróxido de alumínio – Al(OH)3 
• É um sólido gelatinoso insolúvel na água; 
• Utilizado no tratamento da água. O hidróxido de alumínio formado na superfície, como um precipitado 
gelatinoso, arrasta as impurezas sólidas para o fundo do tanque, no processo denominado decantação; 
Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2 
• Utilizado como medicamento com ação de antiácido estomacal (Pepsamar, Natusgel, Gelmax, etc) pois 
neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico. 
3 HCl(aq) + Al(OH)3(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l) 
 acidez estomacal antiácido 
2.2.4.5 Hidróxido de amônio – NH4OH 
• É obtido através do borbulhamento de amônia(NH3) em água, originando uma solução conhecida 
comercialmente como amoníaco; 
NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq) NH4
+(aq) + OH-(aq) 
 amônia amoníaco íon amônio íon hidróxido 
• É utilizado em produtos de limpeza doméstica tais como: Ajax, Fúria, Pato, Veja, etc. 
• É utilizado na fabricação de sais de amônio, empregados na agricultura e como explosivos. 
2.3 Sais 
 
São compostos que em meio aquoso se dissociam, liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e pelo 
menos um ânion diferente de OH-. 
 
2.3.1 Propriedades funcionais 
 
• Possuem sabor azedo. 
• Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa ou quando fundidos. 
• Podem reagir com ácidos, bases, outros sais e metais. 
• Quase todos apresentam-se em estado sólido ou na forma de critais. 
 
12 
 
2.3.2 Classificação dos sais 
 
2.3.2.1 De acordo com a presença de oxigênio 
 
• Sais halóides - não possuem oxigênio. Exemplos: NaI, KBr 
• Oxissais - possuem oxigênio. Exemplos: CaCO3, MgSO4 
 
 
2.3.2.2 De acordo com natureza dos íons 
 
• Sal normal – é formado pela neutralização completa entre um ácido e uma base. Não possui nem H+ 
nem OH- . Exemplo: NaCl 
• Hidrogenossal ou sal ácido – é um sal que apresenta dois cátions, sendo um deles H+, e somente um 
ânion. Exemplo: NaHCO3 
• Hidroxissal ou sal básico – é um sal que apresenta dois ânions, sendo um deles OH-, e somente um 
cátion. Exemplo: CaOHCl 
• Sal duplo ou sal misto – é um sal que apresenta dois cátions diferentes (exceto H+) ou dois ânions 
diferentes (exceto OH-) e somente um cátion. Exemplos: CaClClO, NaLiSO4 
• Sal hidratado – apresenta no retículo cristalino, moléculas de água em proporção definida. A água 
combinada dessa maneira chama-se água de cristalização, e a quantidade de moléculas de água é 
indicada, na nomenclatura do sal, por prefixos. Exemplo: CuSO4.5H2O 
 
 
2.3.2.3 De acordo com a solubilidade 
 
A tabela a seguir indica a solubilidade dos sais em água (a 25 oC e 1 atm). 
Tabela resumida de solubilidade dos sais em água 
 
Compostos Regra Exceções 
Ácidos Orgânicos Solúveis 
Permanganatos, Nitritos e 
Nitratos, Cloratos 
Solúveis 
Sais de Alcalinos e Amônio Solúveis carbonato de lítio 
Percloratos Solúveis de potássio e mercúrio I 
Acetatos Solúveis de prata 
Tiocianatos e Tiossulfatos Solúveis de prata, chumbo e mercúrio 
Fluoretos Solúveis de magnésio, cálcio e estrôncio 
Cloretos e Brometos Solúveis de prata, chumbo e mercúrio I 
Iodetos Solúveis mercúrio, bismuto e estanho IV 
Sulfatos Solúveis 
de prata, chumbo, bário, e 
estrôncio 
Óxido metálico e Hidróxidos Insolúveis 
de alcalinos, amônio, cálcio, 
bário e estrôncio 
Boratos, Cianetos, Oxalatos, 
Carbonatos, Ferrocianetos, 
Ferricianetos, Silicatos, 
Arsenitos, Arseniatos, Fosfitos, 
Fosfatos, Sulfitos e Sulfetos 
Insolúveis de alcalinos e de amônio 
13 
 
 
Observações:1- Quando se diz que um sal é insolúvel, na verdade se quer dizer que sua solubilidade em água é muito 
pequena, pois nenhuma substância é totalmente insolúvel. 
2- Todos os sais de metais alcalinos e amônio (NH4
+) são solúveis. 
3- Os sais insolúveis sofrem pequena dissociação iônica, por isso originam soluções com pequena 
quantidade de íons, sendo considerados maus eletrolíticos. 
 
2.3.3 Nomenclatura 
 
2.3.3.1 Sal Normal 
 
Obedece à expressão: 
(nome do ânion) de (nome do cátion) 
 
É obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion participante do sal, pela mudança de 
sufixos. 
 
Sufixo do ácido Sufixo do ânion 
ídrico eto 
ico ato 
oso ito 
 
Exemplos: 
 
Ácido de origem Ânion Cátion Sal 
HCl - clorídrico Cl- - cloreto Na+ NaCl – cloreto de sódio 
H2SO4 - sulfúrico SO4
2- - sulfato Ca2+ CaSO4
 
–
 
sulfato de 
cálcio 
HNO2 - nitroso NO
- - nitrito Al3+ Al(NO2)3
 
– nitrito de 
alumínio 
 
2.3.3.2 Nomenclatura do Hidrogeno-sal ou sal ácido 
 
Exemplo: Na+H+CO3
2- - NaHCO3 
Carbonato(mono)ácido de sódio 
(mono)hidrogeno carbonato de sódio 
Bicarbonato de sódio 
 
2.3.3.3 Nomenclatura do Hidróxi-sal ou sal básico 
 
Exemplo: Ca2+(OH)-Cl- - Ca(OH)Cl 
cloreto(mono) básico de cálcio 
(mono)hidróxi cloreto de cálcio 
 
2.3.3.4 Nomenclatura do Sal duplo ou misto com dois cátions 
 
nome do ânion de nome dos cátions 
 
Exemplo: Na+Li+SO4
2- - NaLiSO4 – Sulfato de sódio e lítio 
14 
 
 
2.3.3.5 Nomenclatura do Sal duplo com dois ânions 
 
nome dos ânions de nome do cátion 
Exemplo: Ca2+Cl-ClO- - CaClClO – Hipoclorito cloreto de cálcio 
2.3.4 Sais mais comuns na química do cotidiano 
 
2.3.4.1 Cloreto de sódio (NaCl) 
 
• Alimentação 
• Conservação da carne, do pescado e de peles. 
• Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir -22°C. 
• Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de NaCl), no combate à 
desidratação. 
 
2.3.4.2 Nitrato de sódio (NaNO3) 
 
• Fertilizante na agricultura. 
• Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre). 
 
2.3.4.3 Carbonato de sódio (Na2CO3) 
 
• Fabrição do vidro comum (maior aplicação 
• Fabricação de sabões. 
 
2.3.4.4 Bicarbonato de sódio (NaHCO3) 
 
• Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico. 
• Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do 
CO2 do NaHCO3. 
• Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO 3 (s) e H2SO4 em 
compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO3 mistura-se com o H2SO4, com o 
qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO2. Estes extintores não podem ser usados para 
apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica). 
 
2.3.4.5 Fluoreto de sódio (NaF) 
 
• É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de dentes e na fluoretação da 
água potável. 
 
2.3.4.6 Carbonato de cálcio (CaCO3) 
 
• É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore. 
• Fabricação de CO2 e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada (Ca(OH)2): 
• Fabricação do vidro comum. 
• Fabricação do cimento Portland 
• Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc. 
 
2.3.4.7 Sulfato de cálcio (CaSO4) 
 
• Fabricação de giz escolar. 
• O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito usado em Ortopedia 
2.4 Óxidos 
15 
 
 
Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
Fórmula geral: Ex+2 O
2-
X 
Exemplos: CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3 
 
2.4.1 Classificação dos óxidos 
 
• Óxidos Básicos 
• Óxidos Ácidos 
• Óxidos Anfóteros 
• Óxidos Neutros 
• Óxidos Duplos 
• Peróxidos 
• Superóxidos 
 
2.4.1.1 Óxidos Básicos 
 
• São formados por metais alcalinos e alcalinos terrosos e reagem com água formando bases e com ácidos 
formando sal e água. São formados por metais alcalinos, alcalinos-terrosos e pelos demais metais com Nox 
baixo. 
 
Óxido básico + H2O  base 
 
Exemplo: CaO + H2O  Ca(OH)2 
 
Óxido básico + ácido  sal + H2O 
 
Exemplo: MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O 
 
 
2.4.1.2 Óxidos Ácidos (anidridos) 
 
• São formados por ametais e reagem com água formando ácidos e com bases formando sal e água. São 
formados por não-metais e por certos metais com Nox elevado. 
 
Óxido ácido + H2O  ácido 
 
Exemplo: N2O5 + H2O  2HNO3 “chuva ácida” 
 SO3 + H2O  H2SO4 
 
Óxido ácido + base  sal + H2O 
 
Exemplo: CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O 
 
2.4.1.3 Óxidos Anfóteros 
 
• São óxidos de caráter intermediário entre ácido e básico. Reagem com ácidos e bases formando sal e 
água. 
 
Óxido anfótero + ácido/base  sal + água 
 
Exemplos: ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O 
ZnO + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2O 
16 
 
 
• Alguns óxidos anfóteros: Al2O3 , ZnO , PbO, SnO, SnO2, As2O3, As2O5 
 
2.4.1.4 Óxidos Indiferentes (neutros) 
 
• São todos covalentes e não reagem com base, ácido ou água; mas podem reagir com oxigênio. 
CO + H2O  Não ocorre reação 
NO + HCl  Não ocorre reação 
 
• Óxido Neutro + O2  Oxidação 
 
CO + ½O2  CO2 
 
• Alguns óxidos neutros: CO, NO, N2O 
 
 
 
2.4.1.5 Óxidos Duplos, Salinos ou Mistos 
 
• São óxidos que, quando aquecidos, originam dois outros óxidos. 
 
 M 3O4 
Fe, Pb, Mn 
 
FeO + Fe2O3  Fe3O4 
 
• Exemplos de óxidos duplos: Fe3O4; Pb3O4; Mn3O4 
 
2.4.1.6 Peróxidos 
 
• São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = -1. 
M2O2 - MO2 
 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos 
 
• Exemplos: Na2O2, Li2O2, CaO2, MgO2 
 
 
2.4.1.7 Superóxidos 
 
• São formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio e possuem oxigênio com Nox = - ½. 
 
M2O4 - MO4 
 M. Alcalinos M. Alc. Terrosos 
 
• Exemplos: Na2O4, Li2O4, CaO4, MgO4 
 
2.4.2 Nomenclatura dos Óxidos 
 
2.4.2.1 - Regra geral: (Prefixo) + óxido de (prefixo) + elemento 
 
Exemplos: CO monóxido de monocarbono 
 N2O5 pentóxido de dinitrogênio 
 
17 
 
 Nox fixo (g1e g2) - óxido de elemento 
 
2.4.2.2 Para metais: 
 
 Nox - óxido de elemento+valência 
Exemplos: 
• Na2O – óxido de sódio 
• Al2O3 – óxido de alumínio 
• FeO – óxido de ferro II (óxido ferroso) 
• Fe2O3 – óxido de ferro III (óxido férrico) 
 
2.4.3 Óxidos mais comuns na química do cotidiano 
 
2.4.3.1 Dióxido de carbono (CO2) 
 
• É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado 
como extintor de incêndio. 
• É o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. 
• O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas. 
• Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo 
chamado efeito estufa. 
 
2.4.3.2 Monóxido de Carbono (CO) 
 
• É um incolor extremamente tóxico. É um sério poluente do ar atmosférico. 
• Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc. 
• A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. 
cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado: álcool < gasolina < óleo diesel. 
• A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzira quantidade de 
CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental. 
2.4.3. 3 Dióxido de Enxofre (SO2) 
 
• É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante. 
• O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde há fábricas de 
H2SO4. 
• A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos do enxofre. Na 
queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior 
teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como 
combustível, é maior do que o da gasolina. 
• O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é 
mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica. 
• O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva constituindo a 
chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação. 
 
2.4.3.4 Dióxido de nitrogênio (NO2) 
 
• Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o 
nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO 2, que 
poluem a atmosfera. 
• O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é outro sério poluente 
atmosférico. 
• Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a 
chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental. 
18 
 
 
2.4.3.5 Óxido de cálcio (CaO) 
 
• É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido industrialmente por 
pirólise de calcário. 
• Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2. 
• Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das paredes. Pintura a cal 
(caiação). 
• Na agricultura, para diminuir a acidez do solo. 
 
Exercícios 
 
1. Classifique os ácidos abaixo quanto à presença de oxigênio na sua composição, ao número de hidrogênios 
ionizáveis, à volatilidade, ao grau de ionização e dê a nomenclatura: 
a) HNO3 b) HCl c) H2SO4 
d) HCNO e) H3PO4 f) H3PO2 
g) HF h) H4P2O7 h) HI 
 
2. Ordene os oxiácidos a seguir em ordem crescente de força ácida: H2SO3, H3BO3, HClO3 e HMnO4. 
 
3. Aos frascos A, B e C, contendo soluções aquosas incolores de substâncias diferentes, foram adicionadas 
gotas de fenolftaleína. Observou-se que só o frasco A passou a apresentar coloração rósea. Identifique a 
alternativa que indica substâncias que podem estar presentes em B e C. 
 a) NaOH e NaCl b) H2SO4 e HCl 
c) NaOH e Ca(OH)2 d) H2SO4 e NaOH 
e) NaCl e Mg(OH)2 
4. Dê os nomes dos ácidos oxigenados a seguir: HNO2 (aq), HClO3 (aq), H2SO3 (aq), H3PO4 (aq). 
5. De uma certa substância, faz-se às afirmações a seguir: 
 I. Reage com ácido, dando sal e água. 
II. Em presença de água, sofre dissociação iônica parcial. 
III. Em solução aquosa, torna a fenolftaleína vermelha. 
 A substância que se enquadra nas propriedades dadas é: 
 a) BaSO4 b) CH4 
c) Mg(OH)2 d) SO3 
e) HCl 
6. Classifique as bases a seguir quanto ao número de hidroxilas, ao grau de dissociação, à solubilidade em 
água e dê suas nomenclaturas: 
 a) KOH b) Mg(OH)2 c) NaOH; d) Al(OH)3 e) Fe(OH)2 f) LiOH g)NH4OH 
7. Na natureza não são encontradas jazidas de ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido clorídrico, soda cáustica, 
cal extinta etc. Todos são fabricados industrialmente. As fórmulas das substâncias mencionadas no texto 
são, respectivamente: 
 a) H2SO3, HNO3, HClO2, Ca(OH)2, CaO 
b) H2SO4, HNO2, HclO4, NaOH, Ca(OH)2 
c) H2SO4, HNO2, HCl, Ca(OH)2, CaO 
d) H2SO3, HNO2, HClO4, NaOH, CaO 
e) H2SO4, HNO3, HCl, NaOH, Ca(OH)2 
8. A dissolução de certa substância em água é representada pela equação: 
 M(OH)3(s) + n H2O(l)  M
3+
(aq) + 3 OH
-
(aq) 
 Que pode representar a dissolução de: 
 a) Amônia b) Hidróxido de cálcio 
c) Hidróxido de sódio d) Hidróxido de alumínio 
e) Brometo de hidrogênio 
9. Sobre a reação equacionada abaixo, assinale a alternativa incorreta: 
19 
 
 2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O 
 a) Ocorre neutralização das propriedades do ácido e da base 
b) Há a formação de um sal neutro 
c) É chamada reação de ionização 
d) Um dos reagentes é o hidróxido de sódio 
e) A soma dos coeficientes do balanceamento nesta equação é igual a 6 
 10. Ao participar de uma festa, você pode comer e beber em demasia, apresentando sinais de má digestão 
ou azia. Para combater a acidez, ocasionada pelo excesso de ácido clorídrico no estômago, seria bom ingerir 
uma colher de leite de magnésia, que irá reagir com esse ácido. A equação que representa a reação é: 
 a) Mg(OH)2 + 2 HClO  Mg(ClO)2 + 2 H2O 
b) Mg(OH)2 + 2 HCl  MgCl2 + 2 H2O 
c) Mg(OH)2 + 2 HClO3  Mg(ClO3)2 + 2 H2O 
d) Mn(OH)2 + 2 HClO2  Mn(ClO2)2 + 2 H2O 
e) Mn(OH)2 + 2 HCl  MnCl2 + 2 H2O 
12. Um caminhão transportando ácido sulfúrico capotou, derramando o ácido na estrada. O ácido foi 
totalmente neutralizado por uma solução aquosa de hidróxido de sódio. Essa neutralização pode ser 
corretamente representada pelas equações abaixo: 
 H2SO4 + 2 NaOH  X + 2 H2O 
 H2SO4 + NaOH Y + H2O 
 As substâncias X e Y são, respectivamente: 
 a) Na2SO4 e NaHSO4 b) NaHSO4 e Na2SO4 
c) Na2SO3 e Na2SO4 d) Na2SO4 e NaHSO3 
e) NaHSO3 e Na2SO4 
13. Os nomes dos compostos NaHSO3 e Fe3(PO4)2 são, respectivamente: 
14. Um elemento metálico M forma um sulfato de fórmula MSO4. A fórmula de seu fosfato será: 
 a) M3(PO4)2 b) M2PO4. 
c) M2(PO4)3 d) MPO4. 
e) M(PO4)2 
15. As indústrias de produção de vidro utilizam a areia como principal fonte de sílica (SiO2) para conferir o 
estado vítreo. Utilizam, ainda, com a finalidade de reduzir a temperatura de fusão da sílica, os fundentes 
Na2O, K2O e Li2O. a escolha dos óxidos de sódio, potássio e lítio para reagir com a sílica e dar origem a 
um produto vítreo de menor ponto de fusão deve-se ao fato de esses óxidos manifestarem caráter: 
 a) Básico b) Neutro c) Ácido d) Misto e) Anfótero 
16. Anidrido sulfúrico é a denominação do óxido de enxofre, que, ao reagir com água, forma o ácido 
sulfúrico, sendo assim um dos causadores das chuvas ácidas. Qual deve ser a fórmula molecular desse 
óxido? 
 a) SO2 b) SO3 c) S2O3 d) SO4 e) S2O4 
17. As nuvens vulcânicas são constituídas pelos gases sulfeto de hidrogênio, monóxido de carbono, dióxido 
de carbono e dióxido de enxofre. O item que contém corretamente as fórmulas dos gases citados acima é: 
 a) H2SO4, CO, CO2 e SO3 
b) CaO, H2SO3, CO2 e H2SO4 
c) CO, CO2, SO3 e H2SO4 
d) CO, H2S, SO2 e CO2 
e) H2S, CO, CO2 e SO3 
 
 
Unidade 3 - Estrutura Atômica 
 
3.1 Teoria Atômica da Matéria 
 
Pode-se considerar que o desenvolvimento da teoria da estrutura atômica ocorreu essencialmente em 
3 etapas: 
 Descoberta da natureza da matéria e da natureza do elétron; 
20 
 
 Constatação de que o átomo é constituído de um pequeno núcleo rodeado de elétrons; 
 Desenvolvimento das equações mecânico-quânticas queexplicam o comportamento dos 
elétrons nos átomos. 
 
3.1.1 Modelo de Dalton 
 
 Em 1807, o professor e químico inglês, John Dalton, baseado no conceito grego de átomos 
indivisíveis, realizou experimentos que estudava a razão das massas dos elementos que se combinavam para 
formar compostos. Com base nesses experimentos, ele desenvolveu sua hipótese atômica: 
1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chamadas de átomos; 
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos; os átomos de diferentes elementos têm massas 
diferentes; 
3. Os compostos são formados quando átomos de diferentes elementos se combinam; um determinado 
composto tem sempre o mesmo número relativo dos mesmos tipos de átomos. (Lei da composição 
constante) 
4. Em uma reação química, os átomos não são criados nem destruídos, eles trocam apenas de parceiros 
para formar novas substâncias. (Lei da conservação das massas) 
Essa hipótese ficou conhecida como “Modelo da bola de bilhar”. 
 
 
 
 
 
 
3.1.2 Modelo de Thomson 
 
 O modelo da bola de bilhar de Dalton foi substituído pelo modelo Pudim de ameixa, proposto por 
Thomson. 
O físico britânico Joseph John Thomson, em 1897, estava investigando os raios catódicos em tubos 
de Crookes (tubos bombeados até quase esgotar-se o ar), constatou que os átomos são indivisíveis, mas 
constituídos de partículas carregadas negativamente – os elétrons – pois podem sofrer desvios em campos 
elétricos e/ou magnéticos em direção a placa positiva. 
 Um tubo de raios catódicos é um recipiente profundo com um eletrodo em cada extremidade. 
 Experimento: Uma alta voltagem era aplicada entre dois eletrodos em um tubo de vidro sob vácuo. 
Essa voltagem produzia uma radiação dentro do tubo. A radiação ficou conhecida como raios catódicos (os 
elétrons) porque originava-se no eletrodo negativo (cátodo) em direção ao eletrodo positivo (ânodo). 
 
 
 
 
 
A partir deste experimento Thomson calculou a proporção entre a carga elétrica e a massa do eletron 
= 1,76 x108 Coulomb/grama. 
Uma vez conhecida à proporção carga-massa do elétron foi possível medir a massa do elétron. 
Millikan realizou um experimento que ficou conhecido como “experimento da gota de óleo de Millikan” e 
determinou a massa do elétron = 9,10x10-28g. 
Thomson argumentou que já que a massa do elétron compreendia uma fração muito pequena da 
massa do átomo, eles seriam responsáveis por uma fração igualmente pequena do tamanho do átomo. E 
assim ele propôs que o átomo poderia ser uma esfera maciça carregada positivamente, na qual os elétrons 
estariam inseridos, de modo que a se obter um sistema eletrostaticamente estável (carga total nula). 
21 
 
3.1.3 Modelo de Rutherford 
Em 1908, Ernest Rutherford derrubou a teoria de Thomson baseando-se em observações sobre o 
espalhamento de partículas  por finas folhas de metal. 
 Rutherford executou o seguinte experimento: 
• Uma fonte de partículas  (partículas carregadas positivamente) foi colocada na boca de um detector 
circular. 
• As partículas  foram lançadas através de um pedaço de chapa de ouro. 
• A maioria das partículas  passou diretamente através da chapa, sem desviar. 
• Algumas partículas  foram desviadas com ângulos grandes. 
• Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de Rutherford seria impossível. 
• Para fazer com que a maioria das partículas  passe através de um pedaço de chapa sem sofrer desvio, a 
maior parte do átomo deve consistir de carga negativa difusa de massa baixa  o elétron.Para explicar o 
pequeno número de desvios grandes das partículas , o centro ou núcleo do átomo deve ser constituído 
de uma carga positiva densa. 
Rutherford modificou o modelo de Thomson da seguinte maneira: 
No átomo há uma densa carga positiva central circundada por um grande volume de espaço vazio, 
onde os elétrons estão inseridos. Rutherford chamou a região carregada positivamente de núcleo atômico 
e as partículas positivas de prótons. 
 Rutherford observou ainda que somente cerca da metade da massa nuclear poderia ser justificada 
pelos prótons. Então, ele sugeriu que o núcleo atômico deveria conter partículas eletr icamente neutras e 
de massa aproximadamente igual a dos prótons. Em 1932, o cientista inglês Chadwick observou ao 
bombardear o berílio com partículas , a emissão de partículas não carregadas eletricamente e com 
massa ligeiramente maior que a dos prótons. Ele as chamou de nêutrons. 
Atualmente, o modelo atômico aceito é baseado no modelo de Rutherford, um modelo nuclear. 
 
3.1.3.1 O Modelo Nuclear 
 
• O átomo consiste de entidades neutras, positivas e negativas (prótons, elétrons e nêutrons). 
• Os prótons e nêutrons estão localizados no núcleo do átomo, que é pequeno. A maior parte da massa 
do átomo se deve ao núcleo. 
• Os elétrons estão localizados fora do núcleo. Grande parte do volume do átomo se deve aos elétrons. 
No átomo nuclear, cada elemento é caracterizado pelo seu número atômico (Z), o qual determina o 
número de prótons no núcleo. Em um átomo neutro a carga total é zero, logo o número de prótons é igual ao 
número de elétrons que circunda o núcleo. 
Exemplo: 
He  número de prótons = 2 (carga positiva) 
número de elétrons = 2 (carga negativa) 
carga total = (+2 – 2) = 0 
 
3.2 Orbitais e números quânticos 
22 
 
 
• O orbital é a região do espaço onde é grande a probabilidade de se encontrar um elétron de 
determinada energia. 
• Os números quânticos são usados para definir os estados de energia e os orbitais disponível para o 
elétron. 
 
3.2.1 Número quântico principal, n 
 
• Indica a quantidade de energia. À medida que n aumenta o orbital torna-se maior e o elétron passa 
mais tempo mais distante do núcleo. 
 
3.2.2 O número quântico azimutal, l 
 
• Os elétrons em uma determinada camada podem ser agrupados em subcamadas. 
• Esse número quântico depende do valor de n. 
• Os valores de l começam de 0 e aumentam até n -1. 
• Cada valor de l corresponde a um tipo diferente de orbital com um formato diferente. 
• Normalmente utilizamos letras para l (s, p, d e f para l = 0, 1, 2, e 3). Geralmente nos referimos aos 
orbitais s, p, d e f. 
Então, a camada com n = 2 consiste de duas subcamadas de orbitais, uma com l = 0 e a outra com l = 1 
3.2.3 O número quântico magnético, ml 
 Está relacionado à orientação dos orbitais em uma subcamada 
• Os orbitais em uma determinada subcamada deferem apenas quanto a sua orientação no espaço, não 
quanto a sua energia. 
• Esse número quântico depende de l. O número quântico magnético tem valores inteiros entre -l e +l. 
 
 
 
3.2.4 Número quântico de spin magnético, ms 
• Cientistas observaram que o elétron comporta-se como se fosse uma esfera minúscula rodando em 
torno de seu próprio eixo – chamado spin eletrônico. 
• Com isso surgiu um novo número quântico, o número quântico de spin magnético, ms - pode 
assumir somente dois valores +½ e -½. 
• Podemos caracterizar estes dois estados de spin como a rotação de um elétron em seu próprio eixo 
em dois sentidos opostos. 
• Os dois estados são freqüentemente representados por duas setas ou pelas letras gregas  e  
23 
 
 +½ ou  -½ ou  
 
3.3 Representação dos orbitais 
 
2.3.1 Orbitais s 
 
• Todos os orbitais s são esféricos. 
• À medida que n aumenta os orbitais s ficam maiores. 
• À medida que n aumenta, aumenta o número de nós. 
• Um nó é uma região no espaço onde a probabilidade de se encontrar um elétron é zero. 
• Em um nó, Y2 = 0 
• Para um orbital s, o número de nós é n-1. 
 
3.3.2 Orbitais p 
 
• Existem três orbitais p, px, py, e pz. 
• Os três orbitais p localizam-se ao longo dos eixos x-, y- e z- deum sistema cartesiano. 
• As letras correspondem aos valores permitidos de ml, -1, 0, e +1. 
• Os orbitais têm a forma de halteres. 
• À medida que n aumenta os orbitais p ficam maiores. 
• Todos os orbitais p têm um nó no núcleo. 
 
 
3.3.3 Orbitais d e f 
 
• Existem cinco orbitais d e sete orbitais f. 
• Três dos orbitais d encontram-se em um plano bissecante aos eixos x-, y- e z. 
• Dois dos orbitais d se encontram em um plano alinhado ao longo dos eixos x-, y- e z. 
• Quatro dos orbitais d têm quatro lóbulos cada. 
• Um orbital d tem dois lóbulos e um anel. 
 
3.4 Orbitais e suas energias 
 
• Orbitais de mesma energia são conhecidos como degenerados. 
• Para n = 2, os orbitais s e p não são mais degenerados porque os elétrons interagem entre si. 
• Portanto, o diagrama de Aufbau apresenta-se ligeiramente diferente para sistemas com muitos 
elétrons. 
 
3.5 Átomos polieletrônicos 
• Átomo com mais de um elétron 
• Para descrever esses átomos devemos considerar não apenas a natureza dos orbitais e suas energias, 
mas também como os elétrons ocupam os orbitais disponíveis. 
• Nos átomos hidrogenóides, isto é, formados por um núcleo e um só elétron (se chamam assim porque 
seu comportamento químico é similar ao do hidrogênio. É hidrogenóide dentro desta definição 
24 
 
quaisquer dos isótopos do hidrogênio. Um caso típico de átomo hidrogenóide é também o de um 
átomo de qualquer elemento que se tenha ionizado até perder todos os elétrons menos um), a energia 
de um orbital depende apenas do seu número quântico principal, n. 
• Em um átomo multieletrônico a repulsão elétron-elétron faz com que os diferentes subníveis estejam 
em diferentes níveis de energia. 
Orbitais e suas energias 
 
 
 
3.6 Configurações eletrônicas 
 
3.6.1 Regra de Hund 
 
• As configurações eletrônicas nos dizem em quais orbitais os elétrons de um elemento estão 
localizados. 
• Três regras: 
 Os orbitais são preenchidos em ordem crescente de n. 
 Dois elétrons com o mesmo spin não podem ocupar o mesmo orbital (Pauli). 
 Para os orbitais degenerados, os elétrons preenchem cada orbital isoladamente antes de 
qualquer orbital receber um segundo elétron (regra de Hund). 
 
3.6.2 Configurações eletrônica condensadas 
• O neônio tem o subnível 2p completo. 
• O sódio marca o início de um novo período. 
• Logo, escrevemos a configuração eletrônica condensada para o sódio como 
Na: [Ne] 3s1 
• [Ne] representa a configuração eletrônica do neônio. 
• Elétrons mais internos: os elétrons no [Gás Nobre]. 
• Elétrons de valência: os elétrons fora do [Gás Nobre]. 
 
3.6.3 Metais de transição 
 
25 
 
• Depois de Ar, os orbitais d começam a ser preenchidos. 
• Depois que os orbitais 3d estiverem preenchidos, os orbitais 4p começam a ser preenchidos. 
• Metais de transição: são os elementos nos quais os elétrons d são os elétrons de valência. 
 
3.6.4 Lantanídeos e actinídeos 
 
• Do Ce em diante, os orbitais 4f começam a ser preenchidos. 
• Observe: La: [Kr]6s25d14f1 
• Os elementos Ce -Lu têm os orbitais 4f preenchidos e são chamados lantanídeos ou elementos terras 
raras. 
• Os elementos Th -Lr têm os orbitais 5f preenchidos e são chamados actinídeos. 
• A maior parte dos actinídeos não é encontrada na natureza. 
 
3.9 Configurações eletrônicas e a tabela periódica 
 
• A forma moderna da tabela periódica reflete a estrutura eletrônica fundamental dos elementos. 
• O número do período é o valor de n. 
• As colunas na tabela periódica chamam-se grupos (numeradas de 1A a 8A ou de 1 a 18 (IUPAC)). 
Estão relacionados ao número de elétrons na camada de valência do átomo. 
• Os grupos 1A e 2A (1 e 2) têm o orbital s preenchido. 
• Os grupos 3A -8A (13 a 18) têm o orbital p preenchido. 
• Os grupos 3B -2B (3 a 12) têm o orbital d preenchido. 
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido. Não são numerados porque há pouca 
similaridade entre eles. 
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 114 elementos de modo significativo. Como 
consequência dessa organização, existem propriedades periódicas associadas à tabela periódica. 
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. 
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um grupo: 
 Grupo 1A: Metais alcalinos 
 Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos 
 Grupo 6A: Calcogênio 
 Grupo 7A: Halogênios 
 Grupo 8A: Gases nobres 
Configurações eletrônicas e a tabela periódica 
 
 
 
Exercícios 
 
1. Explique resumidamente o modelo atômico de Thomson. 
2. Explique resumidamente o modelo atômico de Rutherford. 
3. Responda as seguintes questões: 
26 
 
a) Quais as partículas subatômicas de um átomo? b) Qual a carga, em unidades de carga eletrônica, de 
cada uma das partículas? c) Qual das partículas é a mais pesada? d) Qual é a menos pesada? 
4. Determine se cada uma das seguintes afirmações é verdadeira ou falsa, se for falsa corrija a afirmação, 
tornando-a verdadeira: 
a) O núcleo tem a maior parte da massa e constitui a maior parte do volume de um átomo; 
b) todo átomo de um elemento qualquer tem o mesmo número de prótons; 
c) O número de elétrons de um átomo é igual ao seu número de nêutrons; 
d) o núcleo de um átomo é constituído apenas de prótons. 
5. Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem nos seguintes átomos: 
a) 28Si b) 60Ni c) 85Rb d) 128Xe e) 195Pt f) 238U? 
6. Qual é o número máximo de orbitais que podem ser identificados em cada um dos seguintes conjuntos 
de números quânticos? Quando “nenhum” for a resposta correta, explique seu raciocínio. 
a) n = 3, l = 0, ml = +1 
b) n = 5, l = 1 
c) n = 7, l = 5 
d) n = 4, l = 2, ml = -2 
7. Um determinado orbital particular tem n = 4 e l = 2. Esse orbital tem de ser: 
a) 3p b) 3d c) 4f d) 4d. 
8. Explique de maneira simples por que cada um dos seguintes conjuntos de números quânticos não é 
possível para um elétron em um átomo. 
a) n = 2, l = 2, ml = 0 
b) n = 3, l = 0, ml = -2 
c) n = 6, l = 0, ml = 1 
9. As seguintes configurações de camada de valência são possíveis para um átomo neutro. Qual é o 
elemento e qual é a configuração que representa o estado fundamental? 
 
10. Qual é a configuração do estado fundamental esperada para cada um dos seguintes elementos: 
a) titânio b) estrôncio c) tálio; 
d) manganês e) ósmio; f) rubídio? 
11. Quais elementos terão as seguintes configurações eletrônicas de estado fundamental: 
a) [Kr]4d8 5s1 b) [Ne] 3s2 3p3 c) [Ar]4s2? 
12. Responda as seguintes perguntas sobre os elementos com as configurações eletrônicas mostradas aqui: 
A= [Ar]4s2 B = [Ar] 3d
10 4s24p5 
a) O elemento A é um metal, metalóide ou um não-metal? 
b) O elemtento B é um metal, metalóide ou um não-metal? 
13. Explique de modo simplificado por que cada um dos seguintes conjuntos de números quânticos não é 
possível para um elétron em um átomo. Em cada caso, altere o(s) valores incorreto(s) para obter um 
conjunto válido. 
a) n = 4, l = 2, ml = 0, ms = 0 
b) n = 3, l = 1, ml = -3, ms = -1/2 
c) n = 3, l = 3, ml =-1, ms = +1/2 
14. O bromo é um elemento do grupo VIIA e do quarto período. Dê a configuração da sua camada de 
valência. 
15. O titânio é elemento do grupo IVB e do quarto período, qual deve ser a configuração dos elétrons 
externos do titânio no estado fundamental. 
16. Quais os subníveis encontrados nas camadas n=3 e n=4. 
 
Unidade 4 – Propriedades Periódicas 
27 
 
 
4.1 A tabela periódica 
 
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 115 elementos de modo significativo. 
• Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas associadas à tabela 
periódica. 
 
• As colunasna tabela periódica chamam-se grupos (numeradas de 1A a 8A ou de 1 a 18). 
• As linhas na tabela periódica chamam-se períodos. 
• Os metais estão localizados no lado esquerdo da tabela periódica (a maioria dos elementos são 
metais). 
• Os não-metais estão localizados na parte superior do lado direito da tabela periódica. 
• Os elementos com propriedades similares, tanto com os metais quanto com os não-metais, são 
chamados metalóides e estão localizados no espaço entre os metais e os não-metais. 
• Alguns dos grupos na tabela periódica recebem nomes especiais. 
• Estes nomes indicam as similaridades entre os membros de um grupo: 
• Grupo 1A: Metais alcalinos 
• Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos 
• Grupo 6A: Calcogênios 
• Grupo 7A: Halogênios 
• Grupo 8A: Gases nobres 
• A tabela periódica pode ser utilizada como um guia para as configurações eletrônicas. 
• O número do período é o valor de n. 
• Os grupos 1A e 2A têm o orbital s preenchido. 
• Os grupos 3A -8A têm o orbital p preenchido. 
• Os grupos 3B -2B têm o orbital d preenchido. 
• Os lantanídeos e os actinídeos têm o orbital f preenchido. 
• Ordenar os elementos de modo que reflita as tendências nas propriedades químicas e físicas. 
• A primeira tentativa (Mendeleev e Meyer) ordenou os elementos em ordem crescente de massa 
atômica. 
• Faltaram alguns elementos nesse esquema. 
 Exemplo: em 1871, Mendeleev observou que a posição mais adequada para o As seria abaixo do P, e não 
do Si, o que deixou um elemento faltando abaixo do Si. Ele previu um número de propriedades para este 
elemento. Em 1886 o Ge foi descoberto. As propriedades do Ge se equiparam bem à previsão de Mendeleev. 
• A tabela periódica moderna: organiza os elementos em ordem crescente de número atômico. 
 
4.2 Carga nuclear efetiva 
 
• A carga nuclear efetiva é a carga sofrida por um elétron em um átomo polieletrônico. 
• A carga nuclear efetiva não é igual à carga no núcleo devido ao efeito dos elétrons internos. 
• Os elétrons estão presos ao núcleo, mas são repelidos pelos elétrons que os protegem da carga 
nuclear. 
• A carga nuclear sofrida por um elétron depende da sua distância do núcleo e do número de elétrons 
mais internos. 
• Quando aumenta o número médio de elétrons protetores (S), a carga nuclear efetiva (Zeff) diminui. 
• Quando aumenta a distância do núcleo, S aumenta e Zef diminui. 
• Todos os orbitais ns têm a mesma forma, mas tamanhos e números de nós diferentes. 
28 
 
• A densidade eletrônica radial é a probabilidade de se encontrar um elétron a uma determinada 
distância. 
• Considere uma molécula diatômica simples. A distância entre os dois núcleos é denominada 
distância de ligação. 
• Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade da distância de ligação é 
denominada raio covalente do átomo. 
 
 
4.3 Tamanho dos átomos e dos íons 
 
• Quando o número quântico principal aumenta, o tamanho do orbital aumenta. 
• Considere os orbitais s: 
• Todos os orbitais s são esféricos e aumentam em tamanho quando n aumenta. 
• A simetria esférica dos orbitais pode ser vista nos mapas de relevos. 
• Mapas de relevos são pontos conectados de densidade eletrônica igual. 
 
4.4 Tendências periódicas nos raios atômicos 
 
• Como uma consequência do ordenamento na tabela periódica, as propriedades dos elementos variam 
periodicamente. 
• O tamanho atômico varia consistentemente através da tabela periódica. 
• Ao descermos em um grupo, os átomos aumentam. 
• Ao longo dos períodos da tabela periódica, os átomos tornam-se menores. 
Existem dois fatores agindo: 
• Número quântico principal, n, e 
• a carga nuclear efetiva, Zef. 
 
• À medida que o número quântico principal aumenta (ex., descemos em um grupo), a distância do 
elétron mais externo ao núcleo aumenta. Consequentemente, o raio atômico aumenta. 
• Ao longo de um período na tabela periódica, o número de elétrons mais internos mantém-se 
constante. Entretanto, a carga nuclear aumenta. Conseqüentemente, aumenta a atração entre o núcleo 
e os elétrons mais externos. Essa atração faz com que o raio atômico diminua. 
• O tamanho do íon é a distância entre os íons em um composto iônico. 
29 
 
• O tamanho do íon também depende da carga nuclear, do número de elétrons e dos orbitais que 
contenham os elétrons de valência. 
• Os cátions deixam vago o orbital mais volumoso e são menores do que os átomos que lhes dão 
origem. 
• Os ânions adicionam elétrons ao orbital mais volumoso e são maiores do que os átomos que lhe dão 
origem. 
 
 
 
• Para íons de mesma carga, o tamanho do íon aumenta à medida que descemos em um grupo na 
tabela periódica. 
• Todos os membros de uma série isoeletrônica têm o mesmo número de elétrons. 
• Quando a carga nuclear aumenta em uma série isoeletrônica, os íons tornam-se menores : O2- > F- > 
Na+ > Mg2+ > Al3+ 
 
4.5 Energia de Ionização 
 
• A primeira energia de ionização, I1, é a quantidade de energia necessária para remover um elétron de 
um átomo gasoso: 
Na(g) → Na+(g) + e-. 
• A segunda energia de ionização, I2, é a energia necessária para remover um elétron de um íon 
gasoso: 
Na+(g) → Na2+(g) + e-. 
• Quanto maior a energia de ionização, maior é a dificuldade para se remover o elétron. 
 
4.5.1 Variações nas energias de ionização sucessivas 
 
• Há um acentuado aumento na energia de ionização quando um elétron mais interno é removido. 
 
4.5.2 Tendências periódicas nas primeiras energias de ionização 
 
• A energia de ionização diminui à medida que descemos em um grupo. 
• Isso significa que o elétron mais externo é mais facilmente removido ao descermos em um grupo. 
30 
 
• À medida que o átomo aumenta, torna-se mais fácil remover um elétron do orbital mais volumoso. 
• Geralmente a energia de ionização aumenta ao longo do período. 
• Ao longo de um período, Zef aumenta. Consequentemente fica mais difícil remover um elétron. 
• São duas as exceções: a remoção do primeiro elétron p e a remoção do quarto elétron p. 
• Os elétrons s são mais eficazes na proteção do que os elétrons p. Conseqüentemente, a formação de 
s2p0 se torna mais favorável. 
• Quando um segundo elétron é colocado em um orbital p, aumenta a repulsão elétron-elétron. Quando 
esse elétron é removido, a configuração s2p3 resultante é mais estável do que a configuração inicial 
s2p4. Portanto, há uma diminuição na energia de ionização. 
 
 
• Para retirar os elétrons mais externos de um átomo, é necessária uma certa quantidade de energia. 
• Depende de dois fatores: 
• Carga nuclear (que é positiva e corresponde ao número de prótons); 
• Tamanho do átomo (que pode ser expresso através do raio atômico). 
• À medida que acompanhamos um período da esquerda para a direita, a carga do núcleo aumenta e o 
raio atômico diminui = aumento da energia de ionização. 
• Acompanhando um grupo de baixo para cima, o raio atômico (e, portanto o tamanho dos átomos) 
diminui, e os elétrons vão ficando cada vez mais próximos do núcleo a energia de ionização cresce 
também. 
4.6 Configurações eletrônicas de íons 
• Cátions: os elétrons são primeiramente removidos do orbital com o maior número quântico principal, 
n: 
Li (1s2 2s1) Li+ (1s2) 
Fe ([Ar]3d6 4s2) Fe3+ ([Ar]3d5) 
 
• Ânions: os elétrons são adicionados ao orbital com o mais baixo valor de n disponível: 
F (1s2 2s2 2p5) F- (1s2 2s2 2p6) 
4.7 Afinidade eletrônica 
• A afinidade eletrônica é o oposto da energia de ionização. 
31 
 
• A afinidade eletrônica é a alteração de energia quando um átomo gasoso ganha um elétron para 
formar um íon gasoso: 
Cl(g) + e- → Cl-(g) 
• A afinidade eletrônica pode ser tanto exotérmica (como o exemplo acima) quanto endotérmica: 
Ar(g) + e- → Ar-(g) 
•Analise as configurações eletrônicas para determinar se a afinidade eletrônica é positiva ou negativa. 
• O elétron extra no Ar precisa ser adicionado ao orbital 4s, que tem uma energia significativamente 
maior do que a energia do orbital 3p. 
• Existem átomos que, apesar de já possuírem todos os seus próprios elétrons, podem ainda receber 
elétrons extras com muita facilidade. Essa capacidade é conhecida como afinidade por elétrons ou 
eletroafinidade. 
• Átomos de elementos com alta eletroafinidade, ao receberem elétrons extras, transformam-se em 
íons negativos (ânions) bastante estáveis. 
• Já os átomos que não aceitam elétrons facilmente (ou seja, de elementos com baixa eletroafinidade) 
formam ânions bastante instáveis. 
• O valor da eletroafinidade é, na maioria das vezes, negativo, embora possa também ser positivo (ao 
contrário do potencial de ionização, que é sempre positivo). 
• Quanto mais negativo o valor da afinidade eletrônica, maior a facilidade do átomo para receber um 
ou mais elétrons. Contrariamente, quanto mais positivo esse valor, mais será preciso "forçar" o 
átomo para que receba elétrons. 
• Tal como o potencial de ionização, a variação da afinidade eletrônica na tabela periódica tende a ser 
contrária à variação do raio atômico. 
• Ao percorrermos um período da esquerda para a direita, o raio atômico diminui. Com isso, a atração 
que o núcleo exerce sobre os elétrons se torna maior, o que aumenta a afinidade eletrônica 
• Ao longo dos grupos, o raio atômico diminui de baixo para cima, e, pelo mesmo raciocínio, a 
eletroafinidade aumenta nesse sentido. 
• Em oposição, os átomos dos gases nobres (grupo 18 ou VIIIA) têm valores positivos de afinidade 
eletrônica, revelando sua dificuldade em receber elétrons e formar ânions 
• Os átomos dos halogênios (grupo 17 ou VIIA) têm grandes valores negativos de afinidade eletrônica. 
De fato, esses átomos recebem elétrons com muita facilidade, e os ânions por eles formados (F-, Cl-, 
Br-, I-) têm estabilidade muito grande. 
• Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem, de atrair elétrons de outro átomo quando os 
dois formam uma ligação química. 
• Assim, um átomo que, quando isolado, possui grande potencial de ionização e grande afinidade 
eletrônica também apresentará, quando ligado a outro átomo, grande atração por elétrons, ou seja, 
terá uma alta eletronegatividade. 
• Depende de dois fatores: tamanho do átomo e número de elétrons na última camada 
• Átomos com maior número de elétrons na última camada exercem maior atração sobre os elétrons de 
outros átomos. 
4.8 Metais 
 
• O caráter metálico refere-se às propriedades dos metais (brilhante ou lustroso, maleável e dúctil, os 
óxidos formam sólidos iônicos básicos e tendem a formar cátions em solução aquosa). 
• O caráter metálico aumenta à medida que descemos em um grupo. 
32 
 
• O caráter metálico diminui ao longo do período. 
• Os metais têm energias de ionização baixas. 
• A maioria dos metais neutros sofre oxidação em vez de redução. 
• Quando os metais são oxidados, eles tendem a formar cátions característicos. 
• Todos os metais do grupo 1A formam íons M+. 
• Todos os metais do grupo 2A formam íons M2+. 
 
• A maioria dos metais de transição tem cargas variáveis. 
• A maior parte dos óxidos metálicos é básico: 
 
Óxido metálico + água → hidróxido metálico 
Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq) 
 
4.9 Não-metais 
 
• Os não-metais apresentam um comportamento mais variado do que os metais. 
• Quando os não-metais reagem com os metais, os não-metais tendem a ganhar elétrons: 
metal + não-metal → sal 
2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s) 
 
• A maior parte dos óxidos não-metálicos é ácido: 
 
óxido não-metálicos + água → ácido 
P4O10(s) + H2O(l) → 4H3PO4(aq) 
4.10 Metalóides 
 
• Os metalóides têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. 
• Exemplo: o Si tem brilho metálico, mas é quebradiço. 
• Os metalóides são famosos na indústria de semicondutores. 
 
Exercícios 
 
1. Sem fazer uso da Tabela Periódica, responda quais dos seguintes elementos é: 
a) Metal alcalino: 29Cu, 11Na, 18Ar, 3Li, 
b) Metal Alcalino-terroso: 19K, 12Mg, 17Cl, 38Sr 
c) Elemento de transição: 24Cr, 7N, 11Na, 21Sc 
d) Actinídio: 8O, 20Ca, 92U 
e) Lantanídeo: 58Ce, 4Be, 15P 
f) Halogênio: 17Cl, 10Ne, 9F, 33As 
g) Gás Nobre: 10Ne, 9F, 18Ar, 12Mg 
2. Organize os seguintes elementos na ordem crescente de raios atômicos (F,S e Cl) 
3. Organize os elementos na ordem de energias de ionização crescentes: Mg, Ca e S. 
4. Qual o átomo entre os alcalinos terrosos tem o menor raio. 
5. Selecione o íon ou o átomo que possui o maior raio atômico nos seguintes pares: 
a) Cl ou Cl- 
b) Al ou O 
33 
 
c) In ou I 
6. Compare os elementos Na, Mg, O e P. 
a) Qual tem o maior raio atômico? 
b) Qual tem a afinidade eletrônica mais negativa? 
c) Coloque os elementos em ordem crescente de energia de ionização. 
7. Identifique o elemento que corresponde a cada uma das seguintes características: 
a) O elemento com configuração eletrônica 1s22s22p63s23p3. 
b) O elemento alcalino terroso com menor raio atômico. 
c) O elemento com maior energia de ionização do grupo 5A. 
d) O elemento cujo íon 2+ tem configuração [Kr]4d5. 
e) O elemento com afinidade eletrônica mais negativa no grupo 7A. 
f) O elemento com configuração eletrônica [Ar]3d104s2. 
8. Coloque os seguintes elementos em ordem crescente de energia de ionização: Cl, Ca2+ e Cl-. 
Explique resumidamente sua resposta. 
9. Explique as seguintes variações de raios atômicos ou iônicos: 
 a) I->I b) Ca2+>Mg2+>Be2+ c) Fe>Fe2+>Fe3+ 
10. Considere as seguintes esferas: 
 
Qual representa Ca, Ca2+ e Mg2+? 
 
 
 
 
11. a) Qual a relação geral entre o tamanho do átomo e sua primeira energia de ionização? b) Qual 
elemento na tabela periódica tem a maior energia de ionização? E qual tem a menor? 
 
Unidade 5 - Ligações químicas 
 
5.1 Conceitos 
 
• Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. 
• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-metal. 
• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. Normalmente 
encontrada entre elementos não-metálicos. Os exemplos mais familiares de ligações covalentes são 
vistos nas interações entre elementos não-metálicos. Exemplo: Br2; C12H22O11. 
• Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. São encontradas em metais 
como o cobre, ferro, alumínio. Nesses metais cada átomo está ligado a vários átomos vizinhos. Os 
elétrons ligantes estão relativamente livres para mover-se pela estrutura tridimensional do metal. As 
ligações metálicas dão origem a tais propriedades metálicas como altas condutividades elétricas e 
brilho. Exemplo: Au; Cu 
 
5.2 Símbolos de Lewis 
 
O químico americano G. N. Lewis sugeriu uma maneira simples de mostrar os elétrons de valência dos 
átomos. 
O símbolo do elemento representa o núcleo e os elétrons das camadas internas. Os elétrons da camada de 
valência são representados por pontos, que são colocados em torno do símbolo. 
• Para um entendimento através de figuras sobre a localização dos elétrons em um átomo, 
representamos os elétrons como pontos ao redor do símbolo do elemento. 
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado por pontos desemparelhados. 
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis. 
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um quadrado ao redor do símbolo do 
elemento. 
34 
 
 
 
 
5.3 A regra do octeto 
 
• Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se 
uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. 
•Os átomos frequentemente ganham, perdem ou compartilham seus elétrons para atingir o número de 
elétrons do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. 
• A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam 
rodeados por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). 
• Um octeto de elétrons que cerca um átomo é considerado uma configuração estável. 
• Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma configuração s2p6. 
• Os gases nobres têm distribuições eletrônicas muito estáveis, como evidenciados por suas altas 
energias de ionização, baixas afinidades por elétrons e deficiência geral de reatividade. 
• Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto. 
 
5.4 Ligação Iônica 
 
Resulta da transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro. 
O termo ligação iônica refere-se às forças eletrostáticas que existem entre íons de cargas de sinais opostos. 
Ocorre quando um ou mais elétrons são transferidos da camada de valência de um átomo para a camada de 
valência para outro átomo. 
O átomo que perde um ou mais elétrons torna-se um íon positivo (cátion), enquanto que o átomo que ganha 
elétrons torna-se negativamente carregado, um ânion. 
As substâncias iônicas geralmente são resultantes da interação de metais do lado esquerdo da tabela 
periódica, com não-metais do lado direito (excluindo-se os gases nobres, do grupo 8A). Exemplo: NaCl; 
NiO. 
Quando o sódio metálico, Na(s), é colocado em contato com o gás cloro, Cl2(g), ocorre uma reação 
fortemente exotérmica, liberando tanto calor quanto luz. 
 
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf = - 410,9 kJ 
 
O cloreto de sódio é composto de íons Na+ e Cl-, arranjados em uma rede tridimensional regular. 
A formação do Na+ a partir do Na e de Cl- a partir de Cl2 indica que o átomo de sódio perdeu um elétron e 
um átomo de cloro ganhou um. A transferência de elétrons para formar íons de cargas opostas ocorre quando 
átomos envolvidos diferem enormemente em suas atrações por elétrons. O NaCl é um composto comum 
porque consiste em um metal de baixa energia de ionização e um não-metal com alta afinidade por elétrons. 
5.5 Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
A principal razão para os compostos iônicos serem estáveis é a atração entre os íons de cargas opostas. Essa 
atração mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com que eles formem um arranjo ou rede. Uma 
35 
 
medida da quantidade de energia necessária para a estabilização que se obtém quando os íons de cargas 
opostas são agrupados em um composto iônico é dada pela energia de rede. 
Energia de rede é a energia requerida para separar completamente um mol de um composto iônico em íons 
gasosos. 
 
NaCl(s) → Na+ (g) + Cl- (g) ∆Hrede = + 788 kJ /mol (endotérmico) 
 
O processo oposto, portanto, a aproximação do Na+ (g) + Cl- (g) para formar NaCl(s) é altamente exotérmico 
(∆H = - 788 kJ /mol). 
O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos íons, de seus tamanhos e de seus arranjos no 
sólido. O estudo da Termoquímica nos mostra que a energia de interação entre duas partículas carregadas é 
dada por: 
 
 
 
 
Onde: 
 Q1 e Q2 são as cargas nas partículas; 
 d é a distancia entre seus centros e 
 k é uma constante, 8,99 × 109 Jm/C2. 
A equação anterior indica que as interações de atração entre dois íons com cargas de sinais contrários 
aumentam à medida que os módulos de suas cargas também aumentam e que a distância de seus centros 
diminui, isto é, que seus raios diminuem, lembrando que os tamanhos dos íons aumentam à medida que 
descemos um grupo na tabela periódica. 
Energias de rede de alguns compostos iônicos 
 
 
Composto 
Energia de rede 
(kJ/mol) 
 
Composto 
Energia de rede 
(kJ/mol) 
LiF 1030 KBr 671 
LiCl 834 CsCl 657 
LiI 730 CsI 600 
NaF 910 MgCl2 2326 
NaCl 788 SrCl2 2127 
NaBr 732 MgO 3795 
NaI 682 CaO 3414 
KF 808 SrO 3217 
KCl 701 ScN 7547 
 
5.6 Configurações eletrônicas de íons dos elementos representativos 
 
O estudo das energias envolvidas na formação da ligação iônica ajuda a explicar a tendência que muitos íons 
possuem da adquirir configurações eletrônicas de gás nobre. Por exemplo, o sódio perde rapidamente um 
elétron para formar Na+, que tem a mesma configuração eletrônica do Ne: 
 
Na 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1 
Na+ 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 
 
Mesmo que a energia de rede aumente com o aumento da carga iônica, nunca encontraremos compostos 
iônicos que contenham íons Na2+. O segundo elétron a ser removido teria de vir de um nível mais interno do 
átomo de sódio, que requer uma quantidade muito grande de energia. O aumento da energia de rede não é 
suficiente para compensar a energia necessária à remoção de um elétron de um nível mais interno. Assim, o 
sódio e os outros elementos metálicos do grupo 1A são encontrados em substâncias iônicas com apenas íons 
1+. 
d
QQ
El
21
36 
 
Do mesmo modo, a adição de elétrons aos não-metais é exotérmica ou apenas ligeiramente endotérmica 
desde que os elétrons sejam adicionados ao nível de valência. Portanto, um átomo de clo ro recebe facilmente 
um elétron para formar Cl-, que tem a mesma configuração eletrônica do Ar: 
 
Cl 1s2 2s2 2p6 3s23p5 = [Ne] 3s23p5 
Cl- 1s2 2s2 2p6 3s23p6 = [Ne] 3s23p6 = [Ar] 
 
Um segundo elétron teria que ser adicionado ao próximo maior nível do átomo de cloro, que seria 
energicamente muito desfavorável. Conseqüentemente, nunca observaremos Cl2- em compostos iônicos. 
As configurações eletrônicas podem prever a formação de íon estável: 
 
• Mg: [Ne]3s2 
• Mg+: [Ne]3s1 não estável 
• Mg2+: [Ne] estável 
• Cl: [Ne]3s23p5 
• Cl- : [Ne]3s23p6 = [Ar] estável 
 
5.7 Íons de metais de transição 
 
Como as energias de ionização aumentam de forma rápida para cada elétron removido sucessivamente, as 
energias de rede dos compostos iônicos são em geral grandes o suficiente para compensar apenas a perda de 
três elétrons dos átomos. Naturalmente, encontramos cátions com cargas 1+, 2+ ou 3+ em compostos 
iônicos. Entretanto, muitos metais de transição têm mais de três elétrons além do cerne do gás nobre. 
Para formação do cátion precisamos lembrar que quando os elétrons são removidos de um átomo para 
formar um cátion, eles sempre são removidos primeiro do orbital com maior número quântico principal 
disponível, n. Portanto, para formar íons, os metais de transição perdem primeiro os elétrons s do nível de 
valência, em seguida, tantos elétrons d quantos necessários para atingir a carga do íon. 
Consideremos o ferro com configuração eletrônica [Ar] 3d64s2 ao formar o cátion Fe2+, os dois elétrons 4s 
são perdidos, levando a uma configuração eletrônica [Ar] 3d6. A remoção de um elétron adicional fornece o 
íon Fé 3+, cuja configuração eletrônica é [Ar] 3d5 
Como nesse exemplo, os metais de transição quase sempre não formam íons com configurações de gases 
nobres. 
Portanto: 
• As energias de rede compensam a perda de até três elétrons. 
• Em geral, os elétrons são removidos dos orbitais em ordem decrescente de n (i.e. os elétrons 
são removidos do 4s antes do 3d). 
 
5.8 Íons poliatômicos 
 
• Os íons poliatômicos são formados quando há uma carga global em um composto contendo ligações 
covalentes. Por exemplo, SO4
2-, NO3
-. 
5.9 Ligação Covalente 
 
São ligações que ocorrem pelo compartilhamento de par ou pares de elétrons. Normalmente ocorre entre 
não-metais, entre semi-metais (metalóides) ou entre ambos. Numa situação rara, o Berílio (Be), apesar de ser 
um metal, também participa das ligações covalentes. 
O compartilhamento de um par de elétrons constitui uma ligação covalente simples. Em muitas moléculas, 
os átomos atingem os octetos

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