AULA 2 Átomos, moléculas e íons

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Química GeralQuímica Geral
CURSO DE FARMÁCIA CURSO DE FARMÁCIA 
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A A constituiçãoconstituição dada matériamatéria
átomosátomos, , moléculasmoléculas e e íonsíons
Prof. Prof. DraDra. Andréa . Andréa RenataRenata MalaguttiMalagutti
História da Química História da Química 
• As primeiras tentativas de entender os fenômenos naturais desvinculados da
religião ou de forças sobrenaturais surgiram no século V a. C, na Grécia.
• Um filósofo desta época, de nome Empédocles, imaginou que toda matéria era
formada por quatro elementos: água, terra, fogo e ar, aos quais foram atribuídos
os seguintes símbolos:
Raízes históricas 
Por volta de 350 a.C, um dos mais conhecidos filósofos
gregos, Aristóteles, aprimorou a idéia dos quatro
elementos, associando a cada um deles duas
“qualidades” opostas: frio ou quente ; seco ou úmido.
Cada um desses elementos poderia transformar-se em outro
pela adição ou remoção da “qualidade” que possuíssem em
comum.
• Essas idéias justificaram os dias de trabalho árduo dos Alquimistas, entre os
séculos I e XV, na tentativa de obter ouro a partir da combinação de outros
metais.
Se tanto o chumbo como o ouro são formados por fogo, ar, terra e água, não seria possível
ajustar as proporções das substâncias formadoras desses metais de tal forma que o obscuro
e vulgar chumbo pudesse transformar-se no outro metal, preciosos e brilhante?
A pergunta, embora razoável, ficou sempre sem resposta.
História da Química História da Química 
Raízes históricas 
Vários métodos pareceram encaminhar os alquimistas no caminho certo, criando a
crença de que o espírito universal poderia de alguma forma ser concentrado em
uma peça particular de matéria que a teria propriedade de executar tal
transmutação: a pedra filosofal.
Essa pedra teria o poder de transformar qualquer metal em ouro.
• Os alquimistas também estavam interessados em produzir o elixir da longa
vida, que tornaria o ser humano imortal.
• Nem todos os filósofos gregos da Antigüidade tinham a mesma concepção a
respeito da natureza da matéria.
• Por volta de 400 a.C., os filósofos Leucipo e Demócrito elaboraram a filosofia
atômica, segundo a qual toda matéria era constituída por pequenas partículas
indivisíveis, denominadas ÁTOMOS.
•
História da Química História da Química 
Raízes históricas 
•
• Para eles, toda a natureza era formada por átomos e vácuo.
• Os átomos eram partículas tão pequenas que não podiam ser vistas, idênticas
em sua composição, mas diferentes no tamanho e na forma, e mais: sempre
tinham existido e sempre iriam existir.
• As diferentes propriedades dos corpos seria explicadas pelas diferenças
de tamanho, forma e movimento dos átomos.
• Os conceitos de Empédocles e Aristóteles foram aceitos por mais de 2000
anos, até o século XVII.
• Em 1661, Robert Boyle (1627- 1691), fundamenta a Química como Ciência
com a publicação do seu livro The Sceptical Chemist ( “O químico céptico” ou
o químico que não confia”).
História da Química História da Química 
Raízes históricas 
o químico que não confia”).
• O maior mérito de Boyle foi introduzir o “método científico” no estudo da
Química. Um dos seus trabalhos consistiu em mostrar que várias substâncias
não podiam ser desdobradas em duas ou mais pelos métodos experimentais.
• Essas substâncias foram por ele denominadas elementos químicos.
• Um outro cientista muito importante para o desenvolvimento da Química como
uma Ciência experimental foi Antonie Laurent Lavoisier (1743 – 1794).
• Lavoisier introduziu o uso da balança nas pesquisas químicas.
• A partir do trabalho de Lavoisier, os químicos começaram a perceber que os
fenômenos químicos apresentavam certas regularidades, as quais foi dado um
História da Química História da Química 
Raízes históricas 
fenômenos químicos apresentavam certas regularidades, as quais foi dado um
tratamento matemático, permitindo que fossem expressas na forma de leis.
• Essas leis, chamadas Leis das combinações químicas, permitiram a
elaboração de cálculos relacionando matematicamente as quantidades de
reagentes e produtos participantes de uma reação química.
• Essas leis que relacionam massas são denominadas LEIS PONDERAIS
• Esta lei foi proposta, por volta de 1775, por Antonie Laurent Lavoisier e é 
enunciada da seguinte maneira: 
• Lavoisier formulou essa lei depois de realizar uma experiência com óxido de
História da Química História da Química 
LEIS PONDERAIS Lei da conservação das massas
Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se
transforma.
• Lavoisier formulou essa lei depois de realizar uma experiência com óxido de
mercúrio (reagente), que, antes de ser submetido a aquecimento, teve sua massa
determinada quando foi colocado em um sistema fechado. Mediante o aquecimento
desse reagente, Lavoisier obteve mercúrio e oxigênio (produtos), que, ao final da
reação também tiveram suas massas identificadas.
• Em função dessa e de várias experiências, Lavoisier concluiu que:
Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual
à massa total dos produtos.
• Em 1799, Joseph Loius Proust, por meio da análise de substâncias puras,
determinou que a composição em massas dessas substâncias era
constante, independente de seu processo de obtenção.
• Por exemplo: a água, não importando a sua origem ou método de obtenção,
sempre é formada de 11,1% em massa de hidrogênio e 88,9% em massa de
oxigênio. Assim, a composição da água apresentará sempre uma mesma
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LEIS PONDERAIS Lei das proporções definidas
oxigênio. Assim, a composição da água apresentará sempre uma mesma
relação entre as massas de hidrogênio e oxigênio para qualquer massa de
água:
massa de hidrogênio = 11,1 g = 1 
massa de oxigênio = 88,9 g 8
Em função desses resultados, Proust enunciou a segunda lei ponderal: 
Na formação da água deveremos ter a
combinação de hidrogênio e oxigênio
na proporção de 1 para 8 em massa.
Lei das proporções definidas: Toda substância apresenta
uma proporção em massa constante na sua composição.
• Em 1803, já se sabia que duas ou mais substâncias podiam se combinar em
proporções diferentes, originando compostos diferentes, com propriedades
diferentes.
Sabia-se, por exemplo, que da combinação entre carbono e oxigênio podia se
formar monóxido e dióxido de carbono.
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LEIS PONDERAIS Lei das proporções múltiplas
• Naquela época, John Dalton (1766-184) descobriu que, ao fixar-se a quantidade
de uma substância nesses compostos, as massas da outra substância
apresentariam entre si uma relação de números inteiros e pequenos (2, 3, ....)
• Dalton enunciou suas descobertas com o nome de Lei das proporções múltiplas:
Quando uma massa fixa (m) de uma substância A se combina
com massas diferentes (m1, m2,...) de uma substância B
originando substâncias diferentes, as massas de B apresentam
entre si uma relação expressa por números inteiros e pequenos.
• Dalton, a partir de trabalhos baseados em fatos e evidências experimentais,
retoma a idéia do filósofo grego Demócrito e, em 1808, propõe uma teoria
atômica para explicar a composição das substâncias. Essa teoria
possibilitaria, posteriormente, a criação do primeiro modelo do átomo.
• A teoria atômica de John Dalton estabeleceu os seguintes postulados:
História da Química História da Química 
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
1- A matéria é constituída de pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis
denominadas átomos.
2- Um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apresenta as
mesmas propriedades e constitui um elemento químico.
3- Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, tamanhos e
propriedades diferentes.
4- A combinação de átomos de elementosdiferentes, numa proporção de números
inteiros, origina substâncias diferentes.
5- Numa reação química, os átomos não são criados nem destruídos: são somente
rearranjados, originando novas substâncias.
• A teoria atômica de Dalton possibilitou, em nível “microscópico” o
esclarecimento das Leis ponderais estabelecidas por ele , por Lavoisier e
Proust.
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
História da Química História da Química 
As explicações de Dalton para as Leis Ponderais
Lei de Lavoisier (conservação da massa) 
• Lavoisier havia verificado que a massa total dos reagentes era igual à massa total
dos produtos. Dalton, propôs que a matéria é formada por átomos que não podem
ser criados, nem destruídos; logo, durante uma reação química o número deser criados, nem destruídos; logo, durante uma reação química o número de
átomos deve permanecer constante.
• Proust havia determinado que uma substância sempre apresenta composição 
constante, o que pode ser explicado, em nível atômico, pela teoria de Dalton.
O metano (CH4) pode ser formado pela reação entre o gás hidrogênio (H2) e o carbono (C) .
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
História da Química História da Química 
Lei de Proust (proporções definidas) 
Exemplo:
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Lei de Dalton (proporções múltiplas) 
• Dalton determinou que a massa fixa de um elemento pode se combinar com as 
massas múltiplas de outro elemento, formando substâncias diferentes. 
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
Exemplo:
O carbono (C) pode se
combinar com o gás
oxigênio (O2) em
proporções diferentes,
originando monóxido de
carbono (CO) ou dióxido
de carbono (CO2).
• Para melhor representar sua teoria atômica, Dalton substitui os antigos
símbolos químicos da alquimia por novos e criou símbolos para outros
elementos que não eram conhecidos pelos alquimistas.
História da Química História da Química 
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
• Até 1808, quando Dalton propôs a teoria atômica, eram conhecidos
aproximadamente 50 elementos químicos.
História da Química História da Química 
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
• Por volta de 1810, o químico sueco Berzelius (1779-1848) organizou a
notação química usada, introduzindo como símbolo dos elementos as iniciais
de seus nomes antigos (geralmente de origem latina).
História da Química História da Química 
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
• Para indicar a proporção com que cada elemento entra na formação de
determinada substância, Dalton associou um índice numérico aos símbolos.
• A representação gráfica de uma substância utilizando os símbolos e os índices
numéricos é denominada fórmula e indica a constituição de cada unidade
formadora da substância.
A essas unidades que constituem as substâncias deu-se o nome de moléculas.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
O ÁTOMO DIVISÍVEL
Tanto so filósofos gregos como Dalton acreditavam que os átomos eram
indivisíveis.
Porém, uma série de experimentos iniciados no final do século XIX
provaram a existência de partículas subatômicas. A partir destas
descobertas, o átomo passou a ser considerado divisível.
A descoberta da primeira partícula subatômica: o elétronA descoberta da primeira partícula subatômica: o elétron
Na década de 1850, com a finalidade de estudar a condução elétrica em
gases a baixas pressões, o cientista alemão Geissler (1815-1879) e o
cientista inglês Crookes (1832-1919) desenvolveram um dispositivo
denominado tubo de raios catódicos.
Esse tubo, feito de vidro e vedado, tinha no seu interior gases em
pequena quantidade (P= 10-9 atm) e, em sua extremidade, havia duas
peças metálicas denominadas eletrodos, as quais eram ligadas, por sua
vez, a uma fonte elétrica externa ( gerador, bateria ou pilha).
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
A fonte elétrica estabelece uma diferença de potencial elétrico, chamado ddp,
entre dois pontos, causando o movimento ordenado de partículas.
Quando a ddp, aplicada ao sistema, é suficientemente alta (= 104 volts),
observa-se a formação de um feixe luminoso que parte do cátodo e dirige-se à
parede oposta a ele. Por ser emitido pelo cátodo, esse feixe luminoso foi
denominado raios catódicos.
1- Os raios catódicos eram normais à superfície
do cátodo e a direção deles não dependia da
posição do ânodo na ampola.
Colocando um anteparo interceptando os raios
catódicos, notou-se o aparecimento de uma
sombra na parece da ampola, o que evidencia que
Os raios catódicos foram estudados pelo físico inglês Joseph John
Thomson (1856-1940). Thomson observou que:
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
sombra na parece da ampola, o que evidencia que
os raios catódicos se propagam em linha reta.
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2- Interceptando os raios catódicos por meio de
um pequeno molinete de mica, verificou que
este entra em movimento de rotação, o que
evidencia que os raios catódicos são
corpusculares, portanto, possuem massa e,
consequentemente são matéria.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
3- Os raios catódicos eram desviados por um
campo elétrico e magnético, o que evidencia que
são constituídos de partículas com carga elétrica:
pelo sentido do desvio, concluiu que eram
partículas eletricamente negativas.
Em função desses fatos, Thomson
concluiu que essas partículas
negativas deviam fazer parte dos
átomos constituintes da matéria,
sendo denominadas elétrons
(representados por e-).
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
Modelo atômico de Thomson
Thomson propôs, então um novo modelo científico para o átomo. Como ele
considerava que os átomos eram eletricamente neutros, a existência de
partículas negativas – os elétrons – implicava também na presença de cargas
positivas no átomo, de tal maneira que o total de cargas negativas fosse igual
ao total de cargas positivas.
O modelo atômico de Thomson propunha que o
átomo fosse maciço, esférico, descontínuo
(estrutura não-uniforme; não homogêneo) e
formado por um fluído com carga positiva no
qual estavam dispersos os elétrons.
Thomson associou o modelo a um “pudim de passas” em um
trabalho apresentado em 1897.
Thomson construiu um tubo de raios catódicos com uma tela fluorescente, de
modo que ele pôde medir de maneira quantitativa os efeitos de campos elétricos e
magnéticos num jato fino de elétrons que passava através de um orifício em um
eletrodo carregado positivamente.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
Determinação da proporção carga-massa do elétron
Essas medidas possibilitaram calcular um valor de 1,76 x 108 C/g para a
proporção carga elétrica do elétron em relação a sua massa.
Uma vez que a proporção carga-massa do elétron era conhecida, medir sua
carga ou sua massa revelaria o valor de outras quantidades.
• Em 1909 o físico americano Robert Millikan (1868-1953), da Universidade de
Chicago conseguiu medir a carga de um elétron realizando o “experimento da gota
de óleo de Millikan”:
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
Determinação da carga do elétron
Millikan projetou um equipamento no qual podia medir a massa de pequenas
gotas de óleo observando a velocidade com que elas caíam em uma câmara
contendo partículas de um gás ionizado que se uniam às gotas de óleo.
Pequenas gotas de óleo , as quais capturam
elétrons extras são deixadas cair entre duaselétrons extras são deixadas cair entre duas
placas carregadas eletricamente.
Millikan monitorou as gotas medindo como a
voltagem nas placas afetava a velocidade de
queda . A partir desses dados ele calculou as
cargas nas gotas.
Seu experimento mostrou que as cargas eram
sempre múltiplos inteiros de 1,60 x 10-19 C, o
que ele deduziu ser a carga de um único
elétron.
• Millikan determinou que a carga no elétroné 1,60 x 10-19 C
• Conhecendo a proporção carga-massa, 1,76 x 108 C/g, Millikan calculou a 
massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
A descoberta da segunda partícula subatômica: o próton
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein (1850-1930), usando uma
aparelhagem semelhante à de Thomson, observou o aparecimento de um feixe
luminoso no sentido oposto ao dos elétrons. Concluiu que os componentes desse
feixe deveriam apresentar carga elétrica positiva.
Posteriormente, em 1904, o físico neozelandês, Ernest Rutherford (1871-1937), ao
realizar o mesmo experimento com o gás hidrogênio, detectou a presença de
partículas com carga elétrica positiva ainda menores, as quais denominou de
prótons (p) .
A massa de um próton é aproximadamente 1836 vezes maior que a de um elétron.
massa do próton = 1,67262.10-24 g
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
A descoberta da radioatividade:
Em 1895, o cientista alemão Röentgen (1845-1923), trabalhando com
descargas elétricas em gases, descobriu acidentalmente que a partir da parte
externa do tubo de raios catódicos eram emitidos raios (radiações) que
conseguiam sensibilizar películas fotográficas. Essas radiações, um tipo de
onda eletromagnética de origem desconhecida, foram denominadas raios X .
Em 1896, o cientista francês Henry Becquerel (1852-1908) estava estudando oEm 1896, o cientista francês Henry Becquerel (1852-1908) estava estudando o
mineral urânio, conhecido como blenda resinosa, quando descobriu que ele
espontaneamente emitia radiação de alta energia. Essa emissão espontânea de
radiação é chamada de radioatividade.
Com a sugestão de Becquerel, o casal francês Pierre Curie (1859-1906) e Marie
Curie (1867-1934) começaram experimentos para isolar os componentes
radioativos do mineral.
O casal logo descobriria outros dois elementos radioativos: o polônio e o rádio.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
A descoberta da radioatividade:
Com a finalidade de descobrir a natureza das radiações, o cientista Ernest Rutherford
realizou vários experimentos . Um dos mais clássicos é representado pela Figura, no
qual as radiações são submetidas a um campo eletromagnético externo (formado por
duas placas eletricamente carregadas):
O comportamento das radiações quando submetidas à ação de um campo
eletromagnético possibilitou a descoberta de três tipos de radiações:
Radiação αααα: pelo fato de serem atraídas pelo pólo negativo externo, são compostas por
partículas positivas (que têm massa alta evidenciada pelo pequeno desvio);
Radiação ββββ: pelo fato de serem atraídas pelo pólo positivo externo, são compostas por
partículas negativas (consistem de elétrons);
Radiação γγγγ: o fato de não sofrerem desvios ao atravessarem o campo eletromagnético
indica que não apresentam carga elétrica (radiação neutra), constituindo uma radiação
altamente energética, semelhante aos raios X.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
O átomo com núcleo : A experiência de Rutherford
Embora Rutherford tenha sido um dos mais brilhantes cientistas do século XX e
tenha feito inúmeras descoberta importantes, ele é mais conhecido pela famosa
experiência na qual tentou verificar se os átomos eram realmente maciços, utilizando
para isso, partículas α, que apresentavam carga positiva, como projéteis.
A experiência consistiu em bombardear uma finíssima lâmina de ouro
(0,0001 cm) com partículas αααα emitidas pelo polônio, um elemento
radioativo.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
O átomo com núcleo : A experiência de Rutherford
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma
série de conclusões:
OBSERVAÇÃO CONCLUSÃO
1) A maior parte das partículas α
atravessava a lâmina sem sofrer desvios.
A maior parte do átomo deve ser vazio.
Nesse espaço (eletrosfera), devem estar
localizados os elétronslocalizados os elétrons
2) Poucas partículas α (1 em 20 000) 
não atravessavam a lâmina e voltavam.
Deve existir no átomo uma pequena
região onde está concentrada sua
massa (o núcleo).
3) Algumas partículas α sofriam desvios 
de trajetória ao atravessar a lâmina .
O núcleo do átomo deve ser positivo, o
que provoca uma repulsão nas
partículas α (positivas).
Se o modelo do átomo de Thomson estivesse correto, o resultado de
Rutherford seria impossível.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
O átomo com núcleo : A experiência de Rutherford
As conclusões iniciais de Rutherford permitiram a criação de um modelo atômico
semelhante ao Sistema Solar. Assim, o átomo deve ser constituído de duas
regiões distintas:
a) Uma região central que contém
praticamente toda a massa do átomo e
apresenta carga positiva, a qual foiapresenta carga positiva, a qual foi
denominada núcleo;
b) Uma região praticamente sem massa
envolvendo o núcleo e apresentando
carga negativa, denominada eletrosfera.
Rutherford concluiu que, se o átomo é
formado por duas regiões e é
descontínuo, a matéria é descontínua.
Ilustração mostrando um átomo contendo 5
prótons no núcleo e 5 elétrons na eletrosfera.
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
A descoberta da terceira partícula subatômica: o nêutron
Os nêutrons foram descobertos em 1923, pelo cientista britânico
Chadwick (1891-1972) .
Os avanços tecnológicos da eletrônica no início do século XX, levaram à
invenção do espectrômetro de massas, um instrumento que permite a
determinação da massa de um átomo.
Quando os cientistas usaram os primeiros espectrômetros de massa, elesQuando os cientistas usaram os primeiros espectrômetros de massa, eles
descobriram que:
• a massa de um átomo não é proporcional ao número de prótons:
quando o número de prótons aumenta, a massa de um átomo aumenta
mais rapidamente;
• nem todos os átomos de um elemento têm a mesma massa.
A observação de que existem diferenças de massa dentre os átomos de um
elemento ajudou os cientistas a refinar o modelo nuclear.
Os cientistas perceberam que o núcleo atômico
deve conter outras partículas subatômicas além
dos prótons e propuseram que ele também deve
conter partículas eletricamente neutras, chamadas
nêutrons (representados por n).
A A descobertadescoberta dada estruturaestrutura atômicaatômica
A descoberta da terceira partícula subatômica: o nêutron
Como os nêutrons não têm carga, suaComo os nêutrons não têm carga, sua
presença não afeta a carga do núcleo nem o
número de elétrons do átomo.
Os nêutrons aumentam substancialmente a massa do núcleo, e por isso, um
número diferente de nêutrons no núcleo dá origem a átomos de massas
diferentes, mesmo que os átomos pertençam ao mesmo elemento.
Nêutrons e prótons são partículas muito semelhantes, exceto pela carga, e são
conhecidos como núcleons. (conhecidos como hardrons na Teoria dos Quarks)
Podemos resumir o modelo nuclear do átomo:
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
• O átomo consite de entidades neutras, positivas e negativas:
são os nêutrons, prótons e elétrons
• Os prótons e nêutrons estão localizados
no núcleo do átomo, que é pequeno.
1 Å = 10-10 m
no núcleo do átomo, que é pequeno.
A maior parte da massa do átomo se
deve ao núcleo.
- pode haver um número variável de
nêutrons para o mesmo número de
prótons.
• Os elétrons estão localizados fora do
núcleo.
- grande parte do volume do átomo se
deve aos elétrons.
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
Os átomos têm massas extremamente pequenas.
A carga de um elétron é -1,602 x 10-19 C, e a do próton é + 1,602 x 10-19C.
A quantidade 1,602 x 10-19C é chamada de carga eletrônica.
Por conveniência, as cargas atômicas e subatômicas são normalmenteexpressas
em múltiplos desta carga em vez de coulombs, como mostra a Tabela.
Uma vez que seria incômodo expressar massas tão pequenas em gramas,
usamos a unidade de massa atômica (u).
1 u = 1,66054 x 10-24 g
Tabela- Comparação entre prótons, nêutrons e elétrons 
Partículas Carga Massa (u)
Próton Positiva (+1) 1,0073 
Néutron Nenhuma (neutra 0) 1,0087
Elétron Negativa (-1) 5,486 x 10-4
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
Principais características do átomo e suas relações 
Com a evolução do modelo atômico introduzida por Rutherford, podemos relacionar
as cargas elétricas com as partículas constituintes do átomo: os prótons
apresentam carga positiva; os elétrons negativa; e os nêutrons, carga nula.
Assim, num átomo: no de prótons = no de elétrons
Número atômico (Z):
a carga do núcleo, ou o seu número de prótons é a grandeza que
caracteriza cada elemento, sendo esse número denominado númerocaracteriza cada elemento, sendo esse número denominado número
atômico (Z). Z = no de prótons 
Número de massa (A):
é a soma do número de prótons (p) com o número de nêutrons (n) presentes no
núcleo de um átomo.
A = p + n 
Como tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são inteiros, o
número de massa (A) sempre será um número inteiro.
O número de massa (A) é aproximadamente igual à massa do átomo
expressa em unidade de massa atômica (u)
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
Principais características do átomo e suas relações 
Elemento químico:
é o conjunto formado por átomos que apresentam mesmo número atômico (Z)
Atualmente, são conhecidos oficialmente 114 elementos químicos, incluindo os
naturais e os artificiais. A cada um destes elementos químicos corresponde um
único número atômico que o identifica.
Elemento químico Z 
Os números atômicos (Z), correspondentes aos elementos químicos conhecidos,
variam de 1 a 114.
Esses elementos são ordenados atualmente em função de seus números
atômicos, formando um conjunto denominado Classificação Periódica ou
Tabela Periódica, em que cada posição corresponde a um único elemento
químico.
De acordo com a IUPAC, ao representar um
elemento químico, devem-se indicar junto ao seu
símbolo, os números atômico e de massa.
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
Principais características do átomo e suas relações 
Semelhanças atômicas:
Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por
pertencerem ao mesmo elemento químico, mas apresentam diferentes
números de massa (A)
Os isótopos naturais são sempre encontrados numa proporção praticamente
constante para cada elemento químico, em qualquer lugar da Terra, em
quaisquer substâncias que estejam presentes.
Figura - Isótopos naturais do
elemento químico magnésio
(Mg) e as proporções nas quais
são encontrados na natureza.
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
Principais características do átomo e suas relações 
Semelhanças atômicas:
Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas
possuem o mesmo número de massa (A).
Os isóbaros pertencem, portanto, a diferentes elementos químicos, o que
nos leva a concluir que suas propriedades químicas são diferentes.
Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas
diferentes números atômicos (Z) e de massa (A).
Por pertencerem a diferentes elementos químicos, apresentam diferentes
propriedades químicas, e normalmente, suas propriedades físicas também
são diferentes.
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
Principais características do átomo e suas relações 
Semelhanças atômicas:
Isoeletrônicos: são átomos que apresentam a mesma quantidade de elétrons.
Íons: os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons,
formando novos sistemas, eletricamente carregados, denominados íons.formando novos sistemas, eletricamente carregados, denominados íons.
Íon: é a espécie química que apresenta o número de prótons deferente do
número de elétrons.
Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de
íons:
� Íons positivos = cátions
� Íons negativos = ânions
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
Principais características do átomo e suas relações 
Íons positivos ou cátions:
Os cátions formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons,
resultando em um sistema eletricamente positivo, em que o número de prótons
é maior que o número de elétrons.
A A visãovisão modernamoderna dada estruturaestrutura atômicaatômica
Principais características do átomo e suas relações 
Íons negativos ou ânions:
Os ânions formam-se quando um átomo ganha ou recebe um ou mais elétrons,
resultando em um sistema eletricamente negativo, em que o número de prótons
é menor que o número de elétrons.
MassasMassas dos dos átomosátomos
É muito importante, tanto nas atividades em laboratório como nas indústrias,
saber antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para
obter a quantidade desejada de produtos.
A previsão das quantidades só é possível por meio de cálculos das massas e
dos volumes das substâncias envolvidas nas reações químicas. No entanto,
muitas vezes é necessário determinar também o número de átomos ou de
moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas.moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas.
Para isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos.
Como átomos ou moléculas são entidades muito pequenas para serem “pesadas”
isoladamente, foi estabelecido um padrão para comparar suas massas.
MassasMassas dos dos átomosátomos
Unidade de massa atômica (u)
A escala de massas atômicas está baseada no isótopo mais comum do
carbono, com número de massa igual a 12 (12C), ao qual foi atribuída
exatamente a massa de 12 unidades de massa atômica (u).
Unidade de massa atômica (u): a massa de 1/12 do átomo de carbono com 
número de massa igual a 12 (12C).número de massa igual a 12 ( C).
massa de 1 átomo 12C = 1,99265 x 10-23 g
1 u = 1,66054 . 10-24 g
O 12C foi escolhido em 1962 e é
usado em todos os países do
mundo.
MassasMassas dos dos átomosátomos
Massa atômica de um átomo (MA) 
A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é
a massa comparada com 1/12 da massa do 12C.
As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser determinadas
experimentalmente com grande precisão, usando um aparelho denominado
espectrômetro de massa.
Os valores das massas atômicas arredondados são iguais aos números de
massa (A) dos átomos, assim, usaremos o número de massa (A) como semassa (A) dos átomos, assim, usaremos o número de massa (A) como se
fosse a massa atômica.
No entanto, sabemos que esses valores de massa são comparativos,
relacionados com a unidade de massa atômica (u) = 1/12 da massa do 12C = 1 u
MassasMassas dos dos átomosátomos
Massa atômica de um elemento (MA) 
A maioria dos elementos químicos são constituídos por uma mistura de dois ou
mais isótopos, ou seja, de átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z),
mas com diferentes números de massa (A).
O espectrômetro de massa também é usado para determinar a massa de cada isótopo e sua
abundância porcentual na constituição do elemento químico, por meio de seu espectro.
Exemplo: a determinação da massa atômica do
elemento químico magnésio (Mg), que é
formado por três isótopos.formado por três isótopos.
– O C natural tem : 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.
• A massa atômica (MA) do C: 
(0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335) = 12,01 u
MassasMassas dos dos átomosátomos
Massa atômica de um elemento (MA) 
• A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média.
As massas atômicas estão relacionadas na tabelaperiódica.
MassasMassas dos dos átomosátomos
Compostos moleculares e massa molecular (MM): 
Moléculas são reuniões de dois ou mais átomos ligados entre si.
Dessa maneira, a massa da molécula é numericamente igual à soma das
massas dos átomos que a constituem.
Compostos constituídos de moléculas são chamados de compostos moleculares.
Os compostos moleculares normalmente contêm apenas elementos não-metálicos.
As moléculas são formadas por átomos unidos por meio de ligações covalentes.
MassasMassas dos dos átomosátomos
Compostos iônicos e massa –fórmula (MF): 
Os compostos iônicos contêm tanto íons carregados positivamente quanto
negativamente, logo podemos dizer que um composto iônico é constituído de
íons.
Como os compostos iônicos não são constituídos por moléculas, não podemos
usar para eles a expressão massa molecular.
Para os compostos iônicos, usaremos a expressão Massa-fórmula.
MassasMassas dos dos átomosátomos
Compostos iônicos e massa –fórmula (MF): 
Os compostos iônicos são em geral, combinações de elementos metálicos e
elementos não-metálicos.
Os compostos iônicos são formados por meio das ligações iônicas.
A A tabelatabela periódicaperiódica
• A tabela periódica é utilizada para organizar os 118 elementos de modo
significativo.
• Como consequência dessa organização, existem propriedades periódicas
associadas à tabela periódica.
• As colunas na 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
A A tabelatabela periódicaperiódica
Grupo 2A: Metais alcalinos terrosos
Grupo 6A: Calcogênios
Grupo 7A: Halogênios
Grupo 8A (0) : Gases nobres
A A tabelatabela periódicaperiódica
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Função química: um conjunto de substâncias químicas que apresentam
propriedades químicas semelhantes por possuírem semelhanças estruturais.
Ácido: segundo Arrhenius, ácido é toda substância que, em solução
aquosa sofre ionização, liberando como único cátion o H+ (H3O+) .
Como a característica dos ácidos é presença do cátion H+ e o que varia, de um
ácido para o outro, é o ânion, podemos representá-los genericamente assim:
Então, a fórmula molecular de um ácido sempre apresentará como primeiro
símbolo o H:
Onde x é um no maior ou igual a 1.
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos ácidos 
Para efeito de nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos:
Ácidos sem oxigênio: hidrácidos;
Ácidos com oxigênio: oxiácidos.
1 – Hidrácidos: ácidos sem oxigênio.
Seus nomes são dados da seguinte maneira:
2 – Oxiácidos: ácidos com oxigênio.
Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome da
fórmula dos ácidos-padrão de cada família:
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos ácidos 
A partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do número de átomos de
oxigênio, determinam-se as fórmulas e os nomes de outros ácidos, com o uso de
prefixos e sufixos:
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos ácidos 
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos ácidos 
Alguns ácidos de um mesmo elemento têm os prefixos de seus nomes atribuídos
em função de seu grau de hidratação:
grau de hidratação: orto > piro > meta
o prefixo orto é dispensável.
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Bases: de acordo com Arrhenius, base é toda substância que, em solução
aquosa, sofre dissociação, liberando como único tipo de ânion o OH- .
Exemplos: 
NaOH Na+ + OH-
Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-
água
água
água
Al(OH)3 Al3+ + 3OH-
água
As bases são formadas por um cátion (C), geralmente um metal, e pelo ânion OH-
(hidroxila ou oxidrila).
A fórmula genérica das bases é dada por:
C(OH)x
em que x é o número de ânions liberados em solução aquosa.
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura das bases
Para a nomenclatura das bases, pode-se utilizar a seguinte regra:
Exemplos:
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura das bases
Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes eletrovalências
(cargas), acrescenta-se ao final do nome, em algarismos romanos, o
número da carga do íon.
Outra maneira de dar nome é acrescentar o sufixo –oso ao íon de menor carga,
e –ico ao íon de maior carga.e –ico ao íon de maior carga.
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Sais: de acordo com Arrhenius, sal é toda substância que, em solução aquosa,
sofre dissociação, liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion
diferente de OH- ou O2- .
Exemplos: 
AgNO3 Ag+ + NO3-
água
águaNaHCO3 Na+ + HCO3-
água
A formação de um sal pode ser representada de maneira genérica da
seguinte forma:
CyAx
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos sais
A nomenclatura dos sais é obtida a partir da nomenclatura do ácido que
originou o ânion participante do sal, pela mudança de sufixos. Assim temos:
Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte esquema:Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte esquema:
Exemplos:
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos sais
Pode-se também formular e dar nomes aos sais de uma outra maneira. Para
tanto, deve-se consultar tabelas de cátions e ânions:
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos sais
Vejamos alguns exemplos de como utilizar as tabelas:
1 – Determinação da fórmula a partir do nome do sal
Exemplo:
Carbonato de sódio
Ânion: carbonato.Ânion: carbonato.
É um ânion do elemento carbono (C), sendo essa a referência para localizá-lo na 
tabela de ânions normais, na qual verificamos que a fórmula do ânion carbonato é 
CO32-
Cátion: sódio.
O sódio é um metal alcalino.Com o auxílio da tabela de cátions, verificamos que ele 
é representado por Na+
O carbonato de sódio terá a seguinte fórmula: Na2CO3
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos sais
2 – Determinação do nome a partir da fórmula do sal
Exemplo:
Fe2(SO4)3
Analisando a fórmula, determina-se seu cátion e seu ânion de origem:
Cátion: Fe3+
Ânion: SO42-
Procurando o metal ferro na tabela de cátions, nota-se que o cátion Fe3+ é
denominado ferro III ou férrico.
Já o ânion SO42- , localizado na tabela de ânions do enxofre (S), é denominado
sulfato.
Assim o nome do sal Fe2(SO4)3 é sulfato de ferro III ou sulfato férrico
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Tabela de cátions 
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Ânions Comuns 
• Os ânions poliatômicos que contêm oxigênio com hidrogênios adicionais
recebem o nome adicionando-se hidrogeno ou bi- (um H), dihidrogeno
(dois H), etc., ao nome, como se segue:
CO 2- é o ânion carbonato
FunçõesFunçõesinorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Ânions Comuns 
CO32- é o ânion carbonato
HCO3- é o ânion hidrogenocarbonato (ou bicarbonato).
H2PO4- é o ânion dihidrogenofosfato.
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Óxido: é um composto binário, ou seja, formado por dois elementos, sendo
que o oxigênio é o mais eletronegativo entre eles.
Nomenclatura dos óxidos
Os óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são óxidos moleculares
e têm seu nome estabelecido pela seguinte regra:
Exemplos
FunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclaturaFunçõesFunções inorgânicasinorgânicas e e nomenclaturanomenclatura
Nomenclatura dos óxidos
Os óxidos formados por metais ligados a oxigênio são óxidos iônicos e neles
o oxigênio apresenta carga -2.
Seu nome é formado da seguinte maneira:
Exemplos
ExercíciosExercícios
1- O cálcio reage com o oxigênio produzindo o óxido de cálcio, conhecido como
cal virgem. Foram realizados dois experimentos cujos dados incompletos
constam da tabela a segui:
Determine os valores de x, y e z e cite o nome das Leis ponderais que
cálcio + oxigênio →→→→ cal virgem
1º experimento 40 g x 56 g
2º experimento y 32 g z
Determine os valores de x, y e z e cite o nome das Leis ponderais que
permitiram essa determinação.
2- Quando se coloca um comprimido de sal de frutas em um copo com água,
nota-se uma efervescência. Com base neste fato, responda as questões:
a) A massa do sistema aumenta, diminui ou permanece constante? Justifique
sua resposta.
b) Esse experimento contraria a Lei de Lavoisier?
ExercíciosExercícios
3- Considere o quadro a seguir:
Composto químico Fórmula
Gás carbônico CO2
Água H2O
Ozônio O3
Ácido sulfúrico H2SO4
Ferrocianeto ferroso Fe [Fe(CN) ]Ferrocianeto ferroso Fe2[Fe(CN)6]
A respeito desses compostos, está correto afirmar que a (o):
a) Água tem na sua molécula 1 átomo de hidrogênio ligado a dois átomos de
oxigênio.
b) Gás carbônico resulta da união de 2 moléculas de oxigênio e 1 molécula de
carbono.
c) ozônio é constituído de 3 elementos oxigênio.
d) Ácido sulfúrico resulta da união de 2 elementos H ligados a 1 elemento Se a
4 elementos O.
e) ferrocianeto ferroso é constituído de 3 elementos químicos distintos,
ExercíciosExercícios
4- Os diferentes tipos de matéria podem ser classificados em dois grupos:
- Substâncias puras e - misturas
As substâncias puras podem ser simples ou compostas.
Considerando-se esse modo de classificação, indique a (s) afirmativa (s)
correta (s):
a) O ar atmosférico é uma substância pura.
b) A água é uma substância simples.
c) O sangue é uma mistura.
d) Uma solução de açúcar é uma mistura.
e) O oxigênio e o ozônio são substâncias distintas, embora constituídas pore) O oxigênio e o ozônio são substâncias distintas, embora constituídas por
átomos de um mesmo elemento químico.
f) A matéria que contém três tipos de molécula é uma substância composta.
g) A matéria que contém apenas um tipo de molécula é uma substância
simples, mesmo que cada molécula seja formada por dois átomos
diferentes.
5- O átomo, na visão de Thomson, é constituído de:
a) Níveis e subníveis de energia
b) Cargas positivas e negativas
c) Núcleo e eletrosfera
d) Grandes espaços vazios
e) Orbitais.
ExercíciosExercícios
6- Uma importante contribuição do modelo de Rutherford foi considerar o átomo
constituído de:
a) Elétrons mergulhados numa massa homogênea de carga positiva.
b) Uma estrutura altamente compactada de prótons e elétrons.
c) Um núcleo de massa desprezível comparada com a massa do elétron.
d) Uma região central com carga negativa chamada núcleo.
e) Um núcleo muito pequeno de carga positiva, cercado por elétrons.
7- Em 1803, John Dalton propôs um modelo de teoria atômica. Considere que
sobre a base conceitual desse modelo sejam feitas as seguintes afirmações:sobre a base conceitual desse modelo sejam feitas as seguintes afirmações:
I- o átomo apresenta a configuração de um esfera rígida.
II- os átomos caracterizam os elementos químicos e somente os átomos de um
mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos.
III- as transformações químicas consistem de combinação, separação e / ou
rearranjo de átomos.
IV – Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos
unidos em uma razão fixa.
Qual das opções abaixo se refere a todas as afirmações corretas?
a) I e IV c) II e IV e) I, II, III e IV
b) II e III d) II, III e IV
ExercíciosExercícios
8- A realização de experiências com descargas elétricas em tubo de vidro
fechado, contendo gás a baixa pressão, produz os raios catódicos. Esses raios
são constituídos por um feixe de:
(a) nêutrons; (b) partículas a (alfa) ; (c ) raios X; (d) prótons; (e) elétrons.
9- O átomo constituído por 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons apresenta,
respectivamente, número atômico e número de massa iguais a:
a) 17 e 17 c) 18 e 17 e) 35 e 17
b) 17 e 18 d)17 e 35
10- Assinale a carga de um íon que contém 13 prótons, 10 elétrons e 15
nêutrons.
(a) 3+ ; (b) 1+ ; (c) 1-; (d) 3-
ExercíciosExercícios
11- Alguns estudantes avaliando seus conhecimentos relativos a conceitos
básicos para o estudo do átomo, analisaram as seguintes afirmativas:
I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número atômico e
números de massas diferentes.
II. O número atômico de um elemento corresponde à soma do número de
prótons com o de nêutrons.
III. O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número de
prótons com o de elétrons.
IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos diferentes eIV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos diferentes e
mesmo número de massa.
V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam números atômicos diferentes,
números de massa diferentes e mesmo número de nêutrons.
Esses estudantes concluem , corretamente, que as afirmativas verdadeiras são
as indicadas por:
(a) I, III e V (c ) II e III (e) II e V
(b) I, IV e V (d) II, III e V
ExercíciosExercícios
12 – Uma partícula constituída por 45 prótons, 72 nêutrons e 43 elétrons é:
(a) Um cátion bivalente.
(b) Um cátion monovalente.
(c) eletricamente neutra.
(d) Um ânion monovalente
(e) Um ânion bivalente
13- A alternativa que reúne apenas espécies isoeletrônicas é:
(a) 7N3- ; 9F- ; 13Al3+ (b) 16S0; 17Cl- ; 19K+7 9 13 16 17 19
(c) 10Ne0, 11Na0; 12Mg0 (d) 20Ca2+ ; 38Sr2+ ; 56Ba2+
(e)17Cl- ; 35Br-, 53I-
14- Dois átomos A e B são isóbaros. A tem número de massa 4x+5 e número
atômico 2x + 2 e B tem número de massa 5x-1. O número atômico, o número de
massa, o número de nêutrons e o número de elétrons do átomo de A
correspondem, respectivamente, a :
(a) 12, 29, 14, e 15 (d) 14, 29, 15 e 14
(b) 29, 15, 14 e 15 (e) 29, 14, 15 e 15
(c) 29, 15, 15 e 14
RespostasRespostas
1- x = 16 g
y = 80 g
z = 112 g
2-(a) Diminui, pois houve liberação de gás.
(b) Não, pois para verificarmos a Lei da Conservação das massas é necessário
realizar o experimento em recipiente fechado.
3- (e)
4- (c) , (d) , (e)4- (c) , (d) , (e)
5- (b)
6 – (e)
7- (e)
8- (e)
9 – (d)
10- (a)
11- (b)
12- (a)
13 – (a)
14- (d)
Exercícios
1- Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um átomo de
197Au?
2- Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem no átomo de 139Ba?
ListaLista de de exercíciosexercícios
2- Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem no átomo de Ba?
3- Dê o símbolo químico completo para o nuclídeo que contém 82
prótons, 82 elétrons e 126 nêutrons.
Exercícios
4- Escreva as fórmulas mínimas para as seguintes moléculas:
(a) glicose, substância conhecida também como açúcar do sangue ou
dextrose, cuja fórmula molecular é C6H12O6;(b) Óxido nitroso, substância usada como anestésico e comumente
chamada de gás hilariante, cuja fórmula molecular é N2O.
5- Dêa fórmula mínima para a substância chamada diborano , cuja
fórmula molecular é B2H6
6- Determine as fórmulas molecular e mínima dos termos seguintes:
(a) O solvente orgânico benzeno, que possui seis átomos de carbono e
seis átomos de hidrogênio
(b) O composto tetracloreto de silício, que possui um átomo de silício e
quatro de cloro e é usado na fabricação de chips de computador.
7-Escreva a fórmula mínima que corresponde a cada uma das seguintes
fórmulas moleculares: (a) Al2Br6; (b) C8H10; (c) C4H8O2; (d) P4O10;(e) C6H4Cl2; (f) B3N3H6.
Exercícios
8- Dê os símbolos químicos, incluindo o número de massa, para os
seguintes íons: (a) o íon com 22 prótons, 26 nêutrons e 19 elétrons; (b) o
íon de enxofre que tem 16 nêutrons e 18 elétrons (o enxofre, S tem
número atômico, (Z) igual a 16).
9- Cada um dos seguintes elementos é capaz de formar um íon em
reações químicas. Recorrendo a uma tabela periódica, determine a carga
do íon mais estável de cada um deles: (a) Al ; (b) Ca ; (c) S ; (d) I ; (e) Cs
10- Determine a fórmula mínima para os compostos iônicos formados por:10- Determine a fórmula mínima para os compostos iônicos formados por:
(a) Ca2+ e Br- ; (b) NH4+ e Cl- ; (c) Al3+ e C2H3O2- ; (d) K+ e SO42- ;(e) Mg2+ e PO43-
11- Determine as fórmulas químicas dos compostos formados pelos
seguintes pares de íons: (a) NH4+ e SO42- ; (b) Cu+ e S2- ; (c) La3+ e F- ;(d) Ca2+ e PO43- ; (e) Hg22+ e CO32-
12- Determine se cada um dos seguintes compostos é molecular ou
iônico: (a) B2H6 ; (b) CH3OH ; (c) LiNO3 ; (d) Sc2O3 ; (e) CsBr ; (f) NOCl ;(g) NF3 ; (h) Ag2SO4
Exercícios
13- Dê a fórmula química para: (a) íon cloreto; (b) íon clorato;
(c) íon perclorato; (d) íon hipoclorito.
14- Dê nome aos seguintes compostos iônicos: (a) AlF3 ; (b) Fe(OH)2;(c) Cu(NO3)2 ; (d) Ba(ClO4)2; (e) Li3PO4; (f) Hg2S; (g) Ca(C2H3O2)2;(h) Cr2(CO3)3; (i) K2CrO4; (j) (NH4)2SO4.
15- Dê a fórmula química para cada um dos seguintes compostos
iônicos: (a) dicromato de potássio; (b) nitrato de cobalto(II); (c) acetatoiônicos: (a) dicromato de potássio; (b) nitrato de cobalto(II); (c) acetato
de cromo(III); (d) hidreto de sódio; (e) hidrogenocarbonato de cálcio;
(f) bromato de bário; (g) perclorato de cobre(II).
16- Dê o nome ou a fórmula química apropriada para cada um dos
seguintes ácidos: (a) HBrO3; (b) ácido sulfídrico; (c) ácido nitroso;(d) H2CO3; (e) HClO3; (f) HC2H3O2.
17- Dê o nome ou a fórmula química para cada uma das seguintes
substâncias moleculares: (a) SF6; (b) IF5; (c) XeO3; (d) tetróxido de
dinitrogênio; (e) cianeto de hidrogênio; (f) hexassulfeto de tetrafósforo.
Respostas dos exercícios 
1- A = 197 ; Z = 79; 79 prótons; 79 elétrons; 118 nêutrons
2- 56 prótons; 56 elétrons e 82 nêutrons
3- 208 Pb
82
4- (a) CH2O ; (b) N2O
5- BH5- BH3
6-
7-
8-
9-
10-
11-11-
12-
13-
14- (a) fluoreto de alumínio; (b) hidróxido de ferro (II) (ou hidróxido ferroso);
(c) nitrato de cobre (II) (ou nitratro cúprico); (d) perclorato de bário;
(e) fosfato de lítio; (f) sulfeto de mercúrio (I) (ou sulfeto mercuroso); (g) acetato de
cálcio; (h) carbonato de cromo (III) (ou carbonato crômico); (i) cromato de
potássio; (j) sulfato de amônio.
15-
16- (a) ácido brômico; (b) H2S; (c) HNO2; (d) ácido carbônico;(e) ácido clórico ; (f) ácido acético.
17- (a) hexafluoreto de enxofre; (b) pentafluoreto de iodo; (c) trióxido de xenônio;
(d) N2O4 ; (e) HCN; (f) P4S6.