Química Geral

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Quimica Inorgänica I 1- 65 
Prof. Dr. Arion Zandoná Filho 
Nossa visão do universo 
 
O filósofo grego Aristóteles, no longínquo ano de 340 a .C, em seu livro sobre o firmamento, 
foi capaz de evidenciar dois bons argumentos para sustentar a crença de que a Terra era 
uma esfera e não um corpo achatado. Em primeiro lugar, percebeu que os eclipses da 
Lua eram causados pelos posicionamentos da Terra ao se colocar entre o Sol e a Lua. 
Em segundo lugar, os gregos por suas experiências de viagens, que a estrela polar 
parecia mais baixa no céu quando vista do sul do que seobservada de regiões mais ao 
norte. 
 
 Aristóteles acreditava que a Terra era estática e que o sol, a lua , os planetas e as estrelas se 
deslocasse em órbitas circulares, à sua volta. Acreditava nisso por supor, apoiado em 
razões místicas, que a Terra fosse o centro do universo e o movimento circular, o mais 
perfeito. Tal idéia fora formulada por Ptolomeu no século II , dentro de um modelo 
cosmológico completo. A terra ficaria no centro, circundada por oito esferas que seriam 
percorridas pela lua, o sol, as estrelas e os cinco planetas conhecidos à época : Mercúrio, 
Vênus, Mate, Júpiter e Saturno. 
 
Os próprios planetas se moveriam em órbita menores, em tomo de suas respectivas esferas. A 
esfera mais afastada seria a das estrelas, que manteriam sempre a mesma posição relativa 
entre si, girando juntas através do céu. O que havia além da ultima esfera jamais ficou 
esclarecido, mas certamente não fazia parte do universo observável pelo gênero humano. 
 
O modelo de Ptolomeu estabelec ia um sistema razoavelmente precis o de 
prever as posições dos corpos celestes no f l r rnanento. Mas para prever 
essa posições corretamente, Ptolomeu teve que estabelecer o pressuposto 
de que a lua seguia uma trajetór ia tal que em algumas épocas a levava 
duas vezes mais per to da terra do que em outras. 
 
Ptolomeu reconheceu essa falhas, mas ainda sim seu modelo foi em geral 
aceito. 
 
Um modelo mais simples, entretanto, foi proposto emls14 por um 
polonês , Nicolau Copércio. Sua idéia era de que o sol fosse o centro 
estático em tomo do qual a terra e os planetas se deslocam em órbitas 
circulares. 
Tendo descoberto quase por acidente que as órbitas elíptica se 
adequavam às observações, ele não pode reconciliá-las com sua idéia de 
que os planetas tinham sido feitos para girar em tomo do sol, atraidos 
pela força magnética. A explicação só apareceu muito tempo mais tarde, 
em 1687, quando Sir Isaac Newton publicou seu Princípios matemáticos 
da filosofia natural. Nele Newton não apenas desenvolveu a teoria de 
como os corpos se movem no espaço e no tempo, mas também fomece a 
complexa matemática para analisar tais movimentos. Newton elaborou, a 
lei da gravitação universal, de acordo com a qual cada corpo no universo 
é atraído por todo e qualquer outro, por uma força tanto mais intensa 
quanto maiores forem os corpos e mais próximos estejam uns dos 
outros.Newton acabou demostrando que, de acordo com sua lei, a 
gravidade faz com que a lua se mova em órbita elíptica em tomo da 
terra, e com que a terra e os planetas percorram trajetórias também 
elípticas em tomo do sol. 
O modelo de Cópernico libertou-se das esferas celestes de Ptolomeu e, 
com elas, da idéia de que o universo tenha um limite natural. 
 
De acordo com sua teoria da gravidade, Newton se deu conta de que, as 
estrelas devem atrair umas às outras e, portanto, não devem permanecer 
essencialmente fixas. Elas não cairiam juntas em algum ponto? Numa 
carta de 1691 a Richard Bentley, outro pensador de renome em sua 
 
 
 
 
 
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época, Newton argumenta que isso de fato aconteceri caso houvesse 
apenas um número finito de estrelas, distribuídas sobre uma região finita 
de espaço. Mas ele raciocinava que, se por outro lado, houvessem um 
número infmito de estrelas, distribuídas mais ou menos uniformemente 
sobre o espaço infinito, isso não aconteceria, porque não haveria 
qualquer ponto central onde elas pudessem cair. 
 
Esse argumento é um exemplo das armadilhas que se pode encontrar 
quando se fala do infinito. Num universo infinito, qualquer ponto pode 
ser considerado o centro, porque todos eles têm um número infinito de 
estrelas à sua volta. A abordagem correta, é considerar a situação imita, 
na qual as estrelas todas cairiam umas sobre as outras e, se perguntar 
como as coisas poderiam mudar ao se acrescentar mais estrelas, 
distribuídas com alguma uniformidade além dessa região. De acordo 
com a lei de Newlton , as estrelas suplementares não iriam fazer 
qualquer diferença no cômputo médio das origHais, que iriam cair tão 
rapidamente quanto antes. Agora se sabe que é impossível ter um 
modelo estático infinito do universo, no qual a gravidade seja sempre 
atrativa. 
 
Outras observação ao universo estático infinito é normalmente atribuida 
ao filósofo alemão Heinrich Olbers , que escreveu sobre essa teoria em 
1823. De fato, vários contemporâneos de Newton apontaram o 
problema, e o artigo de Olbers não foi o primeiro a conter argumentos 
plausíveis contra ele. Entretanto , o primeiro a ser amplamente 
considerado. O contra argumento de Olbers era de que a luminosidade 
das estrelas distantes seria regulada pela absorção da matéria 
interveniente. Entretanto, se isso acontecesse a matéria interveniente 
eventualmente se aqueceria até incandescer, tomando-se tão brilhante 
quanto as estrelas. O único jeito de evitar a conclusão de que a 
totalidade do céu notumo poderia ser tão brilhante quanto a superficie 
do sol seria assumir que as estrelas não teriam estado sempre brilhando, 
mas que tivessem se iluminando em algum tempo imito no passado. 
Nesse caso a matéria absorvente poderia não ter se aquecido ainda, ou a 
luz das estrelas distantes não ter chegado a nos atingir. O que nos leva à 
questão sobre o que teria inicialmente provocado a iluminação das 
estrelas. 
 
O começo do universo, naturalmente, foi discutido muito antes disso. De 
acordo comum certo número de cosmologias originais e com a tradição 
judeus-cristã-mulçuman o universo começou num tempo não muito 
distante e tirito no passado. Um argumento para tal começo é o 
sentimento de que é necessário haver uma "causa inicial"para explicar a 
existência do universo. Outro argumento foi defendido por Santo 
Agostinho, no seu livro A cidade de Deus,. Ele assinalava que a 
civilização está progredindo e que nós nos lembramos de quem realizou 
este feito ou desenvolveu aquelas técnica. Ass os homens e talvez 
também o universo , poderiam não ter estado por aí esse tempo todo. 
Santo Agostinho aceita a data de aproximadamente 5000 a .C para a 
criação do universo, de acordo com o livro Gênesis. 
 
Aristóteles, como a maioria dos outros filósofos gregos, por outro lado, 
não concordava com a idéia da criação porque ela contém muitos 
indícios da intervenção divina. Acreditava, entretanto, que a raça 
humana e o mundo que a circunda sempre tenham existido, e vão 
continuar existindo indefinidamente. Os antigos consideravam ainda o 
argumento sobre o progresso, e respondiam-lhe afirmando que tinha 
havido dilúvios periódicos ou outros desastres que, em sua recorrência 
 
 
 
 
 
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devolviam a raça humana aos princípios da civilização. 
 
Quando a maioria das pessoas acreditava num universo especialmente 
estático e imutável, a questão se ele tivera ou não um começo pertencia 
,de fato, ao domínio da metafisica ou da teologia. Em 1929, Edwin 
Hubble fez a observação mdamental de que, em qualquerlugar para 
onde se olhe, galáxias distantes estão se afastando rapidamente da 
nossa. Em outras palavras o universo está se expandindo. O que em 
tempos remotos os objetos estariam mais próximo uns dos outros. De 
fato, parece que houve um tempo, em tomo de dez ou vinte bilhões de 
anos atrás ,em que estavam todos exatamente no mesmo lugar e a 
densidade do universo era infinita. Essa descoberta fmalmente trouxe a 
questão do começo do universo ao domínio real da ciência. 
 
As observações de Hubble sugeriam que teria havido um tempo, 
chamado instante do Big Bang, em que o universo fora 
útfinitesimalmente denso. Pode-se dizer que esse tempo teve início no 
Big Bang, no sentido de que os tempos anteriores simplesmente não 
seriam definidos. Deve-se enfatizar que esse começo no tempo é muito 
diferente daqueles que tinham sidos considerados previamente. 
 
Para falar sobre a natureza do universo e discutir questões tais como se 
ele tenha um começo ou um fim é preciso Ter clareza do que é uma 
teoria científica, a teoria é apenas um modelo do universo, ou uma parte 
restrita de seu todo; um conjunto de regras que defende quantidades ao 
modelo de observação que se tenha escolhido. Ela existe apenas em 
nosso raciocínio e não apresenta qualquer outra realidade. Uma teoria é 
considerada boa quando satisfaz dois requisitos: descrever com precisão 
uma grande categoria de observações, com base num modelo que 
contenha apenas poucos elementos arbitrários; e fazer previsões 
definidas quanto ao resultado das liJturas observações.Por exemplo, a 
teoria de Aristóteles de que tudo foi originado a partir dos quatro 
elementos, terra, ar, fogo e áá era suficientemente simples para 
qualificar, porém não fazia qualquer previsão definitiva. Por outro lado, 
a teoria da gravidade de Newton se baseou num modelo ainda mais 
simples, segundo o qual os corpos se atraem com força proporcional a 
uma quantidade chamada massa, e inversamente proporcional ao 
quadrado da distância entre elas. Previa ainda os movimentos do Sol, da 
Lua e dos planetas com um elevado grau de precisão. 
 
Qualquer teoria fisica é sempre provisória, no sentido de que não passa 
de uma hipótese: não pode ser comprovada jamais. Pode-se rejeitar 
qualquer teoria ao se descobrir uma única observação que contrarie suas 
previsões. Como filósofo da ciênci Karl Popper enfatizou que uma boa 
teoria é caracterizada pelo fato de ser capaz de fazer um número de 
previsões que possam, em princípio, ser rejeitadas ou inutilizadaspela 
observação. 
Na prática, costuma ocorrer que uma nova teoria seja formulada com 
extensão de outra, anterior a ela. Por exemplo, observações bastante 
precisas do planeta Mercúrio revelaram uma pequena diferença entre 
seus movimentos e as previsões da teoria da gravidade de Newton. A 
teoria geral da relatividade de Einstein previa um movimento 
ligeiramente diferente da teoria de Newton. O fato de que as previsões 
de Einstein viessem ao encontro do que era observado, enquanto as de 
Newton não, foi um dos elementos cmciais de confirmação da nova 
teoria. Entretanto, ainda utilizamos a teoria de Newton para todos os 
objetivos práticos porque a diferença entre suas previsões e aquelas da 
teoria geral da relatividade é muito pequena nas situações com que 
 
 
 
 
 
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normalmente lidamos. 
 
O objetivo eventual da ciência é prover uma teoria única que descreva 
todo o universo. Entretanto, a abordagem que a maioria dos cientistas 
segue anualmente é separar o problema em duas partes. Primeiro existe 
as leis que explicam as mudanças do universo ao longo do tempo. Em 
segundo lugar esta a questão do estado inicial do universo. Foi aprovado 
que é muito dificil descobrir uma teoria que descreva todo o universo. 
 
Anualmente os cientistas descrevem o universo através de duas teorias 
parciais básicas: a teoria geral da relatividade e a mecânica quântica, que 
são as duas grandes contribuições intelectuais da primeira metade deste 
século. A teoria geral da relatividade descreve a força da gravidade e a 
macroestrutura do universo, a estrutura em escala de apenas poucos 
quilómetros para um trabalho tão grande quanto um setillhão de 
quilómetro, que é o tamanho do universo observado. A mecânica 
quàntica por outro lado, lida com fenómenos em escalas extremamente 
pequenos, tais como um trilinésimo de centímetros. Infelizmente, sabe- 
se que essas duas teorias não podem ser ambas corretas. Um dos 
maiores desafio da fisica atualmente, é a procura de uma nova teoria que 
as incorpore, uma teoria quântica da gravidade. 
 
Portanto caso se acredite que o universo não é arbitrário, mais sim 
govemado por leis definidas, será preciso, em ultima análise combinar as 
teorias parciais numa outra, completa e unificada, capaz de descrever 
tudo no universo. 
 
A descoberta de uma teoria unificada e completa, talvez não ajude a 
sobrevivência de nossa espécie. Pode até mesmo não afetar nosso estilo 
de vida. Mas, desde os primórdios da civilização, o homem não se 
Na prática cosUuna ocorrer que uma nova teoria seja formulada com 
extensão de outra, anterior a ela. Por exemplo, observações bastante 
precisas do planeta Mercúflo revelaram uma pequena diferença entre 
seus movbnentos e as previsões da teoria da gravidade de Newton. A 
teoria geral da relatividade de Einstein previa um movbnento 
ligeiramente diferente da teoria de Newton. O fato de que as previsões 
de Einstein viessem ao encontro do que era observado, enquanto as de 
Nelvton uào, foi um dos elementos cruciais de confirmação da nova 
teoria. Entretanto, ainda utilizamos a teoria de Newton para todos os 
objetivos práticos porque a diferença entre suas previsões e aquelas da 
teoria geral da relatividade é muito pequena nas situações com que 
normalmente lidamos. 
 
O objetivo eventual da ciência é prover uma teoria única que descreva 
todo o universo. Entretanto, a abordagem que a maioria dos cientistas 
segue anualmente é separar o problema em duas partes. Prbneiro existe 
as leis que explicam as mudanças do universo ao longo do tempo. Em 
segundo lugar esta a questão do estado inicial do universo. Foi aprovado 
que é muito dificil descobrir uma teoria que descreva todo o universo. 
 
Anualmente os cientistas descrevem o universo através de duas teorias 
parciais básicas: a teoria geral da relatividade e a mecânica quântica, que 
são as duas grandes contribuições intelectuais da primeira metade deste 
século. A teoria geral da relatividade descreve a força da gravidade e a 
macroestrutura do universo, a estrutura em escala de apenas poucos 
quilómetros para um trabalho tão grande quanto um setillhão de 
quilómetro, que é o tamanho do universo observado. A mecânica 
quântica por outro lado, lida com fenómenos em escalas extremamente 
 
 
 
 
 
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pequenos, tais como um trilinésbno de centúnetros. bJfelizmente, sabe- 
se que essas duas teorias não podem ser ambas corretas. Um dos 
maiores desafio da fisica anualmente, é a procura de uma nova teoria que 
as incorpore, uma teoria quântica da gravidade. 
 
Portanto caso se acredite que o universo não é arbitrário, mais siJn 
governado por leis definidas, será preciso, em ultbna análise combinar as 
teorias parciais numa outra, completa e unificada, capaz de descrever 
tudo no universo. 
 
A descoberta de uma teoria unificada e completa, talvez não ajude a 
sobrevivência de nossa espécie. Pode até mesmo não afetar nosso estilo 
de vida. Mas, desde os primórdios da civilização, o homem não se 
Na prática cosUuna ocorrer que uma nova teoria seja formulada com 
extensão de outra, anterior a ela. Por exemplo,observações bastante 
precisas do planeta Mercúflo revelaram uma pequena diferença entre 
seus movbnentos e as previsões da teoria da gravidade de Newton. A 
teoria geral da relatividade de Einstein previa um movbnento 
ligeiramente diferente da teoria de Newton. O fato de que as previsões 
de Einstein viessem ao encontro do que era observado, enquanto as de 
Nelvton uào, foi um dos elementos cruciais de confirmação da nova 
teoria. Entretanto, ainda utilizamos a teoria de Newton para todos os 
objetivos práticos porque a diferença entre suas previsões e aquelas da 
teoria geral da relatividade é muito pequena nas situações com que 
normalmente lidamos. 
 
O objetivo eventual da ciência é prover uma teoria única que descreva 
todo o universo. Entretanto, a abordagem que a maioria dos cientistas 
segue anualmente é separar o problema em duas partes. Prbneiro existe 
as leis que explicam as mudanças do universo ao longo do tempo. Em 
segundo lugar esta a questão do estado inicial do universo. Foi aprovado 
que é muito dificil descobrir uma teoria que descreva todo o universo. 
 
Anualmente os cientistas descrevem o universo através de duas teorias 
parciais básicas: a teoria geral da relatividade e a mecânica quântica, que 
são as duas grandes contribuições intelectuais da primeira metade deste 
século. A teoria geral da relatividade descreve a força da gravidade e a 
macroestrutura do universo, a estrutura em escala de apenas poucos 
quilómetros para um trabalho tão grande quanto um setillhão de 
quilómetro, que é o tamanho do universo observado. A mecânica 
quântica por outro lado, lida com fenómenos em escalas extremamente 
pequenos, tais como um trilinésbno de centúnetros. bJfelizmente, sabe- 
se que essas duas teorias não podem ser ambas corretas. Um dos 
maiores desafio da fisica anualmente, é a procura de uma nova teoria que 
as incorpore, uma teoria quântica da gravidade. 
 
Portanto caso se acredite que o universo não é arbitrário, mais siJn 
governado por leis definidas, será preciso, em ultbna análise combinar as 
teorias parciais numa outra, completa e unificada, capaz de descrever 
tudo no universo. 
 
A descoberta de uma teoria unificada e completa, talvez não ajude a 
sobrevivência de nossa espécie. Pode até mesmo não afetar nosso estilo 
de vida. Mas, desde os primórdios da civilização, o homem não se 
satisfaz com observar os eventos isolados e sem explicação; necessita de 
uma compreensão da ordem subjacente do mundo. 
 
 
 
 
 
 
 
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1. QUÍMICA GERAL INORGÂNICA 
 
 A ciência QUÍMICA está voltada para o estudo da matéria, qualquer que seja sua origem. 
Estuda a composição da matéria, suas transformações e a energia envolvida nesses processos. 
 Mas, o que é matéria? É tudo aquilo que tem massa e ocupa um lugar no espaço. A matéria 
pode ter dimensões limitadas, neste caso será um corpo. Se o corpo possui finalidade específica, 
teremos então um objeto. 
 
Exemplos: 
 
 A madeira, o vidro e o ferro são matérias. 
 Um pedaço de madeira, um caco de vidro, uma barra de ferro são corpos. 
 Uma cadeira de madeira, um copo de vidro, um balanço de ferro são objetos. 
 
 Toda matéria é constituída por partículas minúsculas chamadas átomos. 
 
 Os átomos apresentam duas partes fundamentais: O núcleo e a eletrosfera. 
 As partículas, fundamentais, que constituem os átomos são: prótons, nêutrons e elétrons. 
 No núcleo do átomo são encontrados prótons e nêutrons; enquanto que na eletrosfera são 
encontrados os elétrons. 
 Estudos permitiram determinar características físicas das partículas atômicas fundamentais, tais 
como carga elétrica relativa e massa relativa, que podem ser observadas na tabela a seguir: 
 
Partícula Massa 
relativa 
Carga 
relativa 
Elétron 1/1836 – 1 
Próton 1 + 1 
Nêutron 1 0 
 
 
 A massa do elétron é desprezível, e não podemos afirmar que o mesmo não tem massa. 
 O elétron tem uma massa que é, aproximadamente, 1836 vezes menor que a massa do 
próton. 
 
 
 
 
 
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 Os átomos, por sua vez, reúnem-se em grupos denominados moléculas. No caso da substância 
água, as moléculas são formadas por dois átomos do elemento hidrogênio e um átomo do 
elemento oxigênio (H2O). 
 Resumindo: 
 Átomo é a unidade estrutural da matéria. 
 Molécula é a menor porção de uma substância que ainda conserva as propriedades dessa 
substância 
 A matéria pode ser uma SUBSTÂNCIA PURA ou uma MISTURA. As substâncias puras podem ser 
classificadas em: SIMPLES e COMPOSTA. 
+
Átomo de hidrogênio
Átomo de oxigênio
Água Gás hidrogênio Gás oxigênio
Substância composta
Substâncias simples
 A 
substância simples é constituída por um único tipo de elemento químico: 
 H2, O3, O2, He, Fe, N2. 
 A substância composta possui mais de um tipo de elemento químico: 
 H2O, NaOH, H2SO4, NH4OH. 
 Podemos observar um fenômeno pelo qual um mesmo elemento químico é formador de 
substâncias simples diferentes, tal fenômeno chama-se ALOTROPIA. 
 
FORMAS ALOTRÓPICAS DO OXIGÊNIO 
 
 
 
O OO
 
 
 
 
oxigênio (O2) ozônio (O3) 
 
 
 
 
 
 
 
FORMAS ALOTRÓPICAS DO CARBONO 
C (diamante) e C (grafite) 
 
 
 
 
 
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FORMAS ALOTRÓPICAS DO ENXOFRE 
 
 
FORMAS ALOTRÓPICAS DO FÓSFORO 
Pn (fósforo vermelho) P4 (fósforo branco) 
 pirâmide com
quatro átomos
 fósforo branco
P
4 fósforo vermelho
 fila de
pirâmides
P n
P
4
P n
: atomicidade 4.
: atomicidade n.
 
 
 
 
 
 
 
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 MISTURAS 
 Se a matéria for constituída por mais de um tipo de molécula teremos uma mistura. As misturas 
podem ser classificadas em HOMOGÊNEAS e HETEROGÊNEAS. 
 A mistura que possui apenas um único aspecto é denominada de homogênea e, se tiver mais 
de um aspecto será heterogênea. 
Exemplos: 
Misturas homogêneas: 
 água + álcool ; álcool + gasolina 
 sal + água; oxigênio + hidrogênio 
 
Misturas heterogêneas: 
 óleo + água ; gasolina + água 
 
 Cada aspecto visível em uma mistura é denominado de FASE. 
Exemplos: 
 
 a mistura “água + óleo” possui duas fases, portanto, é mistura bifásica. 
 a mistura “ água + limalha de ferro + sal + pó de serra “ possui três fases então, será uma 
mistura trifásica. 
 
 MUDANÇAS DE ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA 
 
 A matéria pode ser encontrada em três estados físicos: SÓLIDO, LÍQUIDO e GASOSO. 
Podemos alterar o estado físico de uma matéria modificando a temperatura e a pressão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A vaporização pode ocorrer de três formas diferentes: evaporação, ebulição e calefação. 
 
 
 Podemos observar que durante as mudanças de estado das substâncias puras a temperatura 
se mantém constante, enquanto que, nas misturas, a temperatura sofre alteração. 
SÓLIDO
LÍQUIDO
GASOSO
SUBLIMAÇÃO
RESSUBLIMAÇÃO
FUSÃO
SOLIDIFICAÇÃO VAPORIZAÇÃO
CONDENSAÇÃO
 
 
 
 
 
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 temperatura
 tempo
 s
 l
 g
 s l+
+ l
SUBSTÂNCIA PURA
 g
 
 temperatura
 tempo
 s
 l
 g
 s l+
+ l
MISTURAS COMUNS
 g
 
 
Existem misturas especiais que se comportam como puras durante a fusão ou a ebulição, são as 
misturas eutéticas e azeotrópicas, respectivamente. 
 temperatura
 tempo
 s
 l
 g
 s l+
+ l
MISTURAS EUTÉTICAS
 g
 
 
 
 
 
 
 
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 temperatura
 tempo
 s
 l
 g
 s l+
+ l
MISTURAS AZEOTRÓPICAS
 g
 
 
SEPARANDO OS COMPONENTES DE 
UMA MISTURA 
 
 Na natureza, as substâncias geralmente são misturadas umas às outras. Por este motivo, para 
obter as substâncias puras é necessário separá-las. 
 Podemos usar vários processos para separar os componentes de uma mistura: 
 
EVAPORAÇÃO: 
 Consiste em deixar a mistura em repouso sob a ação do sol e do vento até que o componente 
líquido passe para o estado de vapor, deixando apenas o componente sólido. 
Exemplo: 
 Obtenção do sal a partir da água do mar. 
 
FILTRAÇÃO: 
 Consiste em passar a mistura por uma superfície porosa (filtro) que deixa passar o componente 
líquido ou gasoso, retendo a parte sólida da mistura. 
 
 
DECANTAÇÃO: 
 
 
 
 
 
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 Consiste em deixar a mistura em repouso até que o componente mais denso se deposite no fundo 
do recipiente. 
Exemplo: 
 A poeira formada sob os móveis 
 
 Quando os componentes da mistura heterogênea são líquidos imiscíveis usamos o funil de 
decantação ou funil de bromo para separa-los. 
 
 
 
 
 
CENTRIFUGAÇÃO: 
 
Consiste em colocar a mistura em um aparelho chamado centrífuga, que acelera a decantação, 
usando a força centrífuga. 
 
 
 
 
 
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 tubos em repouso
 tubos em rotação
 fase sólida
 fase líquida
 sólido
 +
 líquido
 
 
DESTILAÇÃO 
 
 
 
 A destilação é um processo que se utiliza para separar os componentes de uma mistura 
homogênea e pode ser dividida em DESTILAÇÃO SIMPLES e FRACIONADA. 
 
DESTILAÇÃO SIMPLES: 
 Consiste em aquecer uma mistura homogênea de um líquido com um sólido, até que o 
componente líquido sofra, totalmente, vaporização seguida de condensação, ficando no balão de 
destilação o componente sólido. 
Exemplo: 
 Obtenção da água pura a da água do mar 
 
DESTILAÇÃO FRACIONADA: 
 
 
 
 
 
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 Consiste em aquecer uma mistura homogênea de dois líquidos com ponto de ebulição diferentes, 
até que o líquido de menor ponto de ebulição sofra vaporização seguida de uma condensação. 
Exemplo: 
 Purificação do álcool retirando água 
Observação: 
 Podemos ainda separar os componentes de uma mistura pelos processos: Catação, Ventilação, 
Levigação, Fusão fracionada, Flotação, Separação magnética, etc. 
 
 
 PROPRIEDADES DA MATÉRIA 
 Quando olhamos à nossa volta, percebemos que alguns materiais aquecem mais rápidos que 
outros, outros se quebram com maior facilidade, alguns são verdes outros são incolores, temos 
materiais com algum odor, etc. 
 Em outras palavras, a matéria possui algumas características chamadas de propriedades da 
matéria. 
 Algumas dessas propriedades podem ser observadas em todas as matérias e outras são 
características de um certo grupo. As propriedades observadas em toda matéria são 
denominadas de propriedades GERAIS enquanto que aquelas que podemos observar em certo 
grupo de matéria são chamadas de propriedades ESPECÍFICAS. 
 As propriedades GERAIS mais importantes são: 
a) EXTENSÃO 
 Denomina-se extensão à propriedade que a matéria tem de ocupar um lugar no espaço, isto é, toda 
matéria ocupa um lugar no espaço que corresponde ao seu volume. 
 A unidade padrão de volume é o metro cúbico (m
3
), mas o litro (L) é também muito usado. 
 
B) MASSA 
 É a quantidade de matéria que forma um corpo. A massa tem como unidade principal o quilograma 
(kg). 
 
c) INÉRCIA 
 É a tendência natural que os corpos têm de manter seu estado de repouso ou de movimento 
numa trajetória reta. 
 A medida da inércia de um corpo corresponde à de sua massa. Assim, quanto maior a massa de 
um corpo, maior será a sua inércia (apresenta maior resistência à mudança do seu estado de 
repouso ou de movimento). 
d) IMPENETRABILIDADE 
 É a propriedade que os corpos têm de não poder ocupar um mesmo lugar no espaço ao mesmo 
tempo. 
 
 
 
 
 
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e) COMPRESSIBILIDADE 
 É a propriedade que os corpos possuem de terem seu volume reduzido quando submetido à 
determinada pressão. Isto ocorre porque a pressão diminui os espaços existentes entre as 
partículas constituintes do corpo. 
 
f) ELASTICIDADE 
 É a propriedade que um corpo tem de voltar a sua forma inicial, cessada a força a que estava 
submetido. A elasticidade a compressibilidade variam de um corpo para outro. 
 
g) INDESTRUTIBILIDADE 
 É a propriedade que a matéria tem de não poder ser criada nem destruída, apenas ser 
transformada. Esta propriedade constitui um dos princípios básicos da química, ciência que estuda 
as transformações das substâncias. 
 
h) FÍSICAS 
 São as propriedades que caracterizam as substâncias fisicamente, diferenciando-as entre si. As 
mais importantes são: Ponto de fusão, ebulição, solidificação e condensação. Também 
destacamos a solubilidade, a densidade e a condutibilidade. 
 Uma das propriedades físicas de grande importância é a DENSIDADE que corresponde ao 
quociente entre a massa e o volume de um corpo. Quanto maior for a massa de um corpo por 
unidade de volume, maior será a sua densidade e vice-versa. 
 
 
 
 
 1 mL de água 1 mL de ferro 1 mL de chumbo 
 pesa 1 g pesa 7,86 g pesa 11,40 g 
 
 d = m / v 
 
 
 A densidade pode ser medida em: 
 
 g / mL , g / cm
3 
, kg / L , etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 AS TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA 
 
 Toda e qualquer alteração que a matéria venha a sofrer é denominada de TRANSFORMAÇÃO 
ou FENÔMENO. 
 
 
 
 
 
Quimica Inorgänica I 16- 65 
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 Algumas transformações (fenômenos) são reversíveis, isto é, podem ser desfeitas com uma certa 
facilidade, ou ainda, não produzem um novo tipo de substância. Tais transformações são 
chamadas de FÍSICAS. 
Exemplos: 
 Uma pedra de gelo derretendo. 
 O sal que dissolvemos na água pode ser recuperado com a evaporação da água. 
 As transformações (fenômenos) que produzem um novo tipo de substância são chamadas de 
QUÍMICAS. 
Exemplos: 
 A queima da madeira produz a cinza. 
 O ferroenferrujando. 
 Uma fruta amadurecendo. 
 
Exercícios: 
Observe atentamente os processos cotidianos abaixo: 
 
a secagem da roupa no varal 
a fabricação caseira do pão 
a filtração da água pela vela do filtro 
o avermelhamento do bombril umedecido 
a formação da chama do fogão, a partir do gás de cozinha 
 Constituem fenômenos químicos: 
 
a) II e IV apenas. 
b) II, IV e V apenas. 
c) I, III e IV apenas. 
d) I, II e III apenas. 
 
2)Nos diferentes materiais abaixo, expostos ao ar, verifica-se que: 
 
I. sobre uma lâmina metálica, forma-se uma película escura 
II. bolinhas de naftalina vão diminuindo de tamanho 
III. o leite ficando azedo. 
IV. um espelho fica embaçado se respirarmos encostado a ele 
 V. uma banana apodrece 
 
Podemos dizer que são observados fenômenos 
 
a) físicos somente 
b) físicos em II e IV ; químicos em I, III e V 
c) físicos em III e V ; químicos em I, II e IV 
d) químicos somente. 
 
 
3)Uma roupa secando num varal é: 
 
a) um fenômeno físico. 
b) um fenômeno químico. 
c) uma reação química. 
d) um fenômeno biológico. 
 
4)(UFPE) Considere as seguintes tarefas realizadas no dia-a-dia de uma cozinha e indique aquelas 
que envolvem transformações químicas. 
 
1) Aquecer uma panela de alumínio. 
2) Acender um fósforo. 
3) Ferver água. 
 
 
 
 
 
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4) Queimar açúcar para fazer caramelo. 
5) Fazer gelo. 
 
a) 2 e 4. 
b) 1, 3 e 5. 
c) 3 e 5. 
d) 2 e 3. 
 
5)Classifique as transformações a seguir como fenômenos físicos ou fenômenos químicos, 
respectivamente: 
 
1) Dissolução do açúcar na água. 
2) Envelhecimento de vinhos. 
3) Preparação de cal a partir do calcário. 
 
a) Físico, físico e químico. 
b) Físico, químico e físico. 
c) Físico, químico e químico. 
d) Químico, químico e físico. 
 
6)Indicar a alternativa que representa um processo químico: 
 
a) dissolução do cloreto de sódio em água 
b) fusão da aspirina 
c) destilação fracionada do ar líquido 
d) corrosão de uma chapa de ferro 
 
7)Podemos citar como uma transformação física, apenas: 
 
a) a queima da gasolina. 
b) a eletrólise da água. 
c) a fermentação do vinho. 
d) obtenção de água pura a partir da água do mar por destilação. 
 
8)A seguir temos três afirmações. Analise-as, dizendo se estão certas ou erradas. 
 
I. A evaporação da água dos mares e dos rios é um exemplo de reação química. 
II. Se misturarmos hidróxido de sódio com ácido clorídrico, formar-se-ão cloreto de sódio e água. 
Teremos exemplo de reação química. 
III. Amarelecimento de papel é fenômeno químico. 
 
a) I é certa. 
b) I e II são certas. 
c) I e III são certas. 
d) II e III são certas. 
 
 
 
 
 
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 REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 INTRODUÇÃO 
 
 Os fenômenos podem ser classificados em químicos (produzem novas substâncias) e físicos 
(não produzem novas espécies). 
 Aos fenômenos químicos damos o nome de REAÇÃO QUÍMICA. 
Exemplo: 
 
 Óxido de cálcio mais água produz hidróxido de cálcio. 
 Quando substituímos os nomes das substâncias por suas fórmulas e as palavras por 
símbolos, obteremos uma EQUAÇÃO QUÍMICA. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 As substâncias que iniciam uma reação são os REAGENTES e constituem o primeiro membro 
da equação. 
 As substâncias obtidas numa reação química são os PRODUTOS e constituem o segundo 
membro da equação. 
 No exemplo acima, CaO e H2O são os reagentes e, o Ca(OH)2 é o produto. 
 As equações químicas possuem FÓRMULAS e COEFICIENTES para mostrar os aspecto 
qualitativo e quantitativo da reação. 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
1.5.2. CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 Basicamente podemos classificar as reações químicas em: 
a) Reação de síntese ou adição. 
b) Reação de análise ou decomposição. 
c) Reação de deslocamento, simples troca ou substituição. 
d) Reação de dupla troca, duplo deslocamento ou dupla substituição. 
 
 
 
 
 
 
a) REAÇÃO DE SÍNTESE OU ADIÇÃO 
 
 É quando uma ou mais substâncias reagentes produzem apenas uma única. 
CaO
2
H ( )+ O OCa H 2
H HO O
2 2 2
2 + 21
Fórmulas
Coeficientes
 
 
 
 
 
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Exemplos: 
CaO
2
( )+O OCaH2H
H HO O
2 2 2
2 + 2
 
 
 Se todas os reagentes forem substâncias simples a síntese é total e, se tiver pelo menos uma 
substância composta a síntese será parcial. Exemplos: 
CaO
2
()+O OCaH2H
H HO O
22 2
2+ 2
Síntese parcial
Síntese total
 
 
 
b) REAÇÃO DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO 
 
 É quando uma única substância reagente origina duas ou mais substâncias como produto. 
Exemplos: 
CaO OCaC
3
+CO2
HO
22
HO
2 2
2 +
 
 Se na reação de análise forem produzidas apenas substâncias simples ela será total e, se pelo 
menos um dos produtos for uma substância composta ela será parcial. 
 
c) REAÇÕES DE DESLOCAMENTO, SIMPLES TROCA OU SUBSTITUIÇÃO 
 
 São as reações em que um elemento químico substitui outro elemento de um composto, 
libertando-o, como substância simples. 
Exemplos: 
 
Zn HCl+2 H2
Zn+ Cl2
Cl
Cl
Cl
2
+ +NaBr Br2 2Na 2
 
 
D) REAÇÕES DE DUPLA TROCA, DUPLA SUBSTITUIÇÃO OU DUPLO DESLOCAMENTO 
 
 É quando duas substâncias compostas trocam entre si partes de suas estruturas. 
Exemplos: 
HCl+ ClNa2+
OHOHNa
 
 
 
 
 
 
 
 
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 NÚMERO ATÔMICO (Z) 
 
 Os diferentes tipos de átomos (elementos químicos) são identificados pela quantidade de prótons 
(P) que possui. Esta quantidade de prótons recebe o nome de número atômico e é 
representado pela letra Z. 
 
Z = P 
 
 
 Verifica-se que em um átomo o número de prótons é igual ao número de elétrons (E), isto 
faz com que esta partícula seja um sistema eletricamente neutro. 
 
P = E 
 
 NÚMERO DE MASSA (A) 
 Outra grandeza muito importante nos átomos é o seu número de massa (A), que corresponde à 
soma do número de prótons (Z ou P) com o número de nêutrons (N). 
 
A = Z + N 
 
 Com esta mesma expressão poderemos, também calcular o número atômico e o número de 
nêutrons do átomo. 
 
 Z = A – N e N = A – Z 
 
 
 ELEMENTO QUÍMICO 
 
 É o conjunto de átomos que possuem o mesmo número atômico. 
 Os elementos químicos são representados por símbolos, que podem ser constituído por uma ou 
duas letras. 
 Quando o símbolo do elemento é constituído por uma única letra, esta deve ser maiúscula. 
Se for constituída por duas letras, a primeira é maiúscula e a segunda minúscula. 
 Alguns símbolos são tirados do nome do elemento em latim. 
Nome Símbolo Nome Símbolo 
Hidrogênio H Telúrio Te 
Hélio He Polônio Po 
Lítio Li Flúor F 
Berílio Be Cloro Cl 
Boro B Bromo Br 
Cálcio Ca Iodo I 
Bário Ba Astato At 
Rádio Ra Neônio Ne 
Sódio Na Argônio Ar 
Potássio K Criptônio Kr 
Césio Cs Xenônio Xe 
 
 
 
 
 
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Magnésio Mg Radônio Rn 
 Alumínio Al Zinco Zn 
 Carbono C Ouro Au 
 Silício Si Prata Ag 
 Estanho Sn Mercúrio Hg 
 Chumbo Pb FerroFe 
 Nitrogênio N Cobre Cu 
 Fósforo P Urânio U 
 Arsênio As Cobalto Co 
 Antimônio Sb Platina Pt 
 Bismuto Bi Níquel Ni 
 Oxigênio O Manganês Mn 
 Enxofre S Gálio Ga 
 Selênio Se Tecnécio Tc 
 
 
 
 
 É comum usarmos uma notação geral para representá-lo. Nesta notação encontraremos, além do 
símbolo, o número atômico (Z) e o número de massa (A). 
 
 
 Z E 
A
 
 
 
 
 O número de massa poderá ficar no lado superior esquerdo do símbolo. 
Exemplo: 
 80Hg
201
 
 
 Um átomo pode perder ou ganhar elétrons para se tornar estável (detalhes em ligações químicas), 
nestes casos, será obtida uma estrutura com carga elétrica chamada íon. 
 Quando o átomo perde elétrons o íon terá carga positiva e será chamado de cátion e, quando o 
átomo ganha elétrons o íon terá carga negativa e é denominado ânion. 
Assim: 
 Fe 
3+
 é um cátion e o átomo de ferro perdeu 3 elétrons para produzi-lo. 
 O
2–
 é um ânion e o átomo de oxigênio ganhou 2 elétrons para produzi-lo. 
 Comparando-se dois ou mais átomos, podemos observar algumas semelhanças entre eles. A 
depender da semelhança, teremos para esta relação uma denominação especial. 
 
 
 
 
 
 ISÓTOPOS 
 É quando os átomos comparados possuem mesmo número atômico e diferente número de 
massa. Neste caso, os átomos são de mesmo elemento químico e apresentam também números 
de nêutrons diferentes. 
Exemplos: 
 1H
1 
, 1H
2
, 1H
3
 (isótopos do hidrogênio). 
 
 
 
 
 
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 6C
12
 , 6C
13
 ,6C
14
 (isótopos do carbono). 
 Os isótopos do hidrogênio possuem nomes especiais: 
 1H
1
 é chamado de monotério, hidrogênio leve ou prótio. 
 1H
2
 é chamado de deutério ou hidrogênio pesado. 
 1H
3
 é chamado de trítio ou tritério. 
 Os demais isótopos são identificados pelo nome do elemento químico seguido do seu respectivo 
número de massa, inclusive os isótopos do hidrogênio. 
 6 C 
12
 é o carbono 12 
 6 C 
13
 é o carbono 13 
 6 C 
14
 é o carbono 14 
 Átomos isótopos pertencem ao mesmo elemento químico. 
 
 ISÓBAROS 
 São átomos que possuem mesmo número de massa e diferentes números atômicos. Neste 
caso, os átomos são de elementos químicos diferentes. 
Exemplo: 
 19 K 
40
 e 20 Ca 
40
 
 ISÓTONOS 
 São átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos e de 
massa, sendo então, átomos de elementos químicos diferentes. 
Exemplo: 
 19 K 
39
 e 20 Ca 
40
, ambos possuem 20 nêutrons 
 Átomos isóbaros e átomos isótonos são de elementos químicos diferentes. 
 
 
 ELETROSFERA DO ÁTOMO 
 
 Em torno do núcleo do átomo temos uma região denominada de eletrosfera que é dividida em 7 
partes chamada camadas eletrônicas ou níveis de energia. 
 Do núcleo para fora estas camadas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q. 
 Em cada camada poderemos encontrar um número máximo de elétrons, que são: 
K L M N O P Q 
2 8 18 32 32 18 2 
 
 Os elétrons de um átomo são colocados, inicialmente, nas camadas mais próximas do 
núcleo. 
Exemplos: 
 O átomo de sódio possui 11 elétrons, assim distribuídos: 
 K = 2; L = 8; M = 1. 
 O átomo de bromo possui 35 elétrons, assim distribuídos: 
 K = 2; L = 8; M = 18; N = 7 
 
 
 
 
 
 
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 Verifica-se que a última camada de um átomo não tem mais de 8 elétrons. Quando isto ocorre 
devemos colocar na mesma camada 8 ou 18 elétrons (aquele que for imediatamente inferior ao 
valor cancelado) e, o restante na camada seguinte. 
Exemplos: 
 O átomo de cálcio tem 20 elétrons, inicialmente, assim distribuídos: 
 K = 2; L = 8; M = 10 
 Como na última camada temos 10 elétrons, devemos colocar 8 elétrons e 2 elétrons irão para 
a camada N. 
 K = 2; L = 8; M = 8; N = 2. 
 
 Pesquisando o átomo, Sommerfeld chegou à conclusão que os elétrons de um mesmo nível não 
estão igualmente distanciados do núcleo porque as trajetórias, além de circulares, como propunha 
Bohr, também podem ser elípticas. Esses subgrupos de elétrons estão em regiões chamadas 
de subníveis e podem ser de até 4 tipos: 
 
 
Subnível s, que contém até 2 elétrons 
Subnível p, que contém até 6 elétrons 
Subnível d, que contém até 10 elétrons 
Subnível f, que contém até 14 elétrons 
 
 Os subníveis em cada nível são: 
 
Nível Subnível 
K 1s 
L 2s 2p 
M 3s 3p 3d 
N 4s 4p 4d 4f 
O 5s 5p 5d 5f 
P 6s 6p 6d 
Q 7s 7p 
 
 
 Cada subnível possui um conteúdo energético, cuja ordem crescente é dada, na prática pelo 
diagrama de Linus Pauling. 
 
 
 
 
 
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1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
 
 
 Os elétrons de um átomo são localizados, inicialmente, nos subníveis de menores energias. 
 
Exemplos: 
 O átomo de cálcio possui número atômico 20, sua distribuição eletrônica, nos subníveis será: 
1s
2
 2s
2 
2p
6
 3s
2
 3p
6
 4s
2
 
 O átomo de cobalto tem número atômico 27, sua distribuição eletrônica, nos subníveis será: 
1s
2
 2s
2
 2p
6 
3s
2
 3p
6
 4s
2
 3d
7 
 
 
 
 
 
 
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 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
 
 INTRODUÇÃO 
 No nosso dia-a-dia o ato de classificar as coisas é algo corriqueiro. Em um faqueiro colocamos em 
um mesmo espaço as facas, em outro os garfos, etc. Agrupar coisas semelhantes facilita a 
localização, a identificação, enfim, facilita em vários aspectos. 
 Os elementos químicos sempre foram agrupados de modo a termos elementos semelhantes juntos, 
tendo desta maneira o desenvolvimento de várias tabelas até os nossos dias atuais. 
 
 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA ATUAL 
 Os elementos químicos atualmente estão dispostos em ordem crescente de seus números 
atômicos e, aqueles que estão localizados em uma mesma linha vertical possuem 
propriedades semelhantes. 
 
 OS PERÍODOS 
 Na tabela atual os elementos químicos ocupam sete linhas horizontais que são denominados de 
períodos. Estes períodos são numerados ou ordenados de cima para baixo para melhor identificá-
los. 
 Podemos associar o período de um elemento químico com a sua configuração eletrônica. O 
número de ordem do período de um elemento é igual ao número de níveis eletrônicos que 
ele elemento possui. 
Exemplos: 
 
O elemento flúor tem 9 elétrons. 
A sua distribuição eletrônica é: 
1s² 2s² 2p
5
 ou K = 2 L = 7 
 Possui deste modo apenas os níveis 1 e 2 ou K e L com elétrons (2 níveis de energia) então este 
elemento localiza-se no segundo período da classificação periódica. 
O elemento ferro tem 26 elétrons. 
A sua distribuição eletrônica é: 
 
1s² 2s² 2p
6
 3s² 3p
6
 4s² 3d
6
 
ou 
K = 2 L = 8 M = 14 N = 2 
 Podemos observar que o ferro possui 4 níveis de energia, então, elese encontra no quarto 
período da classificação periódica. 
 
 AS FAMÍLIAS (GRUPOS ou COLUNAS) 
 
 Constituem as 18 linhas verticais da classificação periódica. Estas linhas são numeradas de 1 a 
8 e subdivididas em A e B (a IUPAC recomenda que esta numeração seja de 1 a 18). 
 Os elementos que estão no subgrupo A são denominados de representativos e os do subgrupo 
B de transição. 
 Os elementos representativos possuem o último elétron em um subnível “s” ou “p”. 
Al (Z = 13) 
1s² 2s² 2p
6
 3s² 3p
1
 
 
 
 
 
 
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 O último elétron se encontra no subnível “p”, portanto, ele é representativo. 
 Os elementos de transição possuem o último elétron em um subnível “d” ou “f”. 
Sc (Z = 21) 
1s² 2s² 2p
6
 3s² 3p
6
 4s² 3d
1
 
 O último elétron se encontra no subnível “d”, portanto, ele é de transição (externa). 
 No grupo 3B e no 6º período se encontra uma série de elementos denominada de série dos 
lantanídeos. 
 No grupo 3B e no 7º período encontramos uma série de elementos denominada de série dos 
actinídeos. 
 Estas duas séries são os elementos de transição interna que possuem o elétron diferencial em 
subnível “f“. 
 Para os elementos representativos a sua família é identificada pelo total de elétrons na 
camada de valência (última camada). 
Exemplos: 
O cloro tem 17 elétrons. 
1s² 2s² 2p
6
 3s² 3p
5
 ou K = 2 L = 8 M = 7 
 Observamos que ele possui 7 elétrons na última camada, então, se encontra na família 7A da 
classificação periódica. 
 Os elementos de transição interna estão localizados na família 3B. 
 Para os de transição (externa) observamos o número de elétrons do subnível “d” mais energético 
e seguimos a tabela abaixo: 
 
 
 3B 4B 5B 6B 7B 8B 8B 8B 1B 2B 
 
 d
1
 d
2
 d
3
 d
4
 d
5
 d
6
 d
7 
 d
8
 d
9
 d
10
 
 
 
 NOMES ESPECIAIS PARA AS FAMÍLIAS 
 
 Algumas famílias são identificadas por um nome especial. 
1A
Metais alcalinos terrosos
Metais alcalinos
Li Na K Rb Cs Fr
3A
Família do boro
B Al Ga In Tl
4A
Família do carbono
C Si Ge Sn Pb
5A
Família do nitrogênio
 N P As Sb Bi
6A
Calcogênios
O S Se Te Po
7A
Halogênios
F Cl Br I At
 0 Gases nobresHe Ne Ar Kr Xe Rn
Be Mg Ca Sr Ba Ra2A
 
 
 
 
 
 
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 METAIS, “SEMIMETAIS”, AMETAIS e GASES NOBRES 
 
 Podemos classificar os elementos químicos de acordo com suas propriedades físicas em metais, 
semimetais, ametais e gases nobres. 
 A IUPAC recomenda que esta classificação seja, apenas, metais, ametais e gases nobres. 
 Vamos mostrar a classificação tradicional mostrando paralelamente a sugerida pela IUPAC. 
 
 METAIS 
 Constitui a maior parte dos elementos químicos. Suas principais características são: 
 Sólidos nas condições ambientes, exceto o mercúrio, que é líquido. 
 São bons condutores de eletricidade e calor. 
 São dúcteis e maleáveis. 
 Possuem brilho característico. 
 
 AMETAIS ou NÃO METAIS 
 
 Apenas 11 elementos químicos fazem parte deste grupo (C, N, P, O, S, Se, F Cl, Br, I e At). Suas 
características são opostas à dos metais. 
 Podem ser sólido (C, P, S, Se I e At), líquido (Br) ou gasoso (N, O, F e Cl). 
 São maus condutores de eletricidade e calor. 
 Não possuem brilho característico. 
 Não são dúcteis nem maleáveis. 
 
 
 
 
 SEMIMETAIS 
 Possuem propriedades intermediárias entre os metais e os ametais. Este grupo é 
constituído por 7 elementos químicos (B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po). 
 São sólidos nas condições ambientes. 
 
GASES NOBRES 
 São todos gases nas condições ambientes e possuem grande estabilidade química, isto é, 
pouca capacidade de combinarem com outros elementos. 
 Constituem os gases nobres os elementos He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn. 
 O elemento químico hidrogênio não é classificado em nenhum destes grupos, ele possui 
características próprias. Nas condições ambientes é um gás, sendo bastante inflamável. 
 A IUPAC recomenda que o grupo dos semimetais deixe de existir e, seus elementos 
deverão fazer parte dos metais e dos não metais. Sendo assim distribuídos: 
 Ge, Sb e Po passam a ser classificados metais e B, Si, As e Te serão classificados como não 
metais. 
 
 
 
 
 
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 Em geral os elementos químicos com números atômicos menor ou igual a 92 são naturais e, 
acima deste valor são artificiais. 
 Os elementos tecnécio (Tc), astato (At), frâncio (Fr) e promécio (Pm), mesmo tendo número 
atômico menor que 92 são artificiais e, são denominados especialmente de cisurânicos. 
 Os demais elementos artificiais, por terem número atômico maior que 92 são denominados de 
transurânicos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1
H
1
1,01
Hidrogênio
2
3 4 5 6 7 8 9 10
11 12 13 14 15 16 17 18
20 24 2519 21 22 23 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
545352
86
51
85
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50
55 56
87 88
72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84
104 105 106 107 108 109 110 112111
57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
SÉRIE DOS LANTANÍDEOS
SÉRIE DOS ACTINÍDEOS
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
18
1A
2A 3A 4A 5A 6A 7A
0
1B 2B4B 5B 6B 7B 8B8B 8B3B
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
2
1
Li
6,94
Lítio
2
2
Be
9,01
Berílio
2
8
2Mg
24,30
Magnésio
2
8
1Na
22,99
Sódio
2
8
8
2
Ca
40,07
Cálcio
2
8
8
1
K
39,09
Potássio
2
8
9
2
Sc
44,95
Escândio
2
8
10
2
Ti
47,86
Titânio
2
8
18
10
2
Zr
91,22
Zircôno
2
8
18
9
2
Y
88,90
Ítrio
2
8
18
8
2
Sr
87,62
Estrôncio
2
8
18
8
1
Rb
1,01
Rubídio
2
8
18
32
10
2
Hf
178,49
Háfnio
2
8
18
18
8
2
Ba
137,33
Bário
2
8
18
18
8
1
Cs
132,91
Césio
2
8
18
32
18
8
1
Fr
223,02
Frâncio
2
8
18
32
18
8
2
Ra
226,03
Rádio
Rf
261
Rutherfódio
57
 a
71
89
 a
103
2
8
11
2
V
50,94
Vanádio
2
8
13
1
Cr
51,99
Crômio
2
8
13
2
Mn
54,93
Manganês
2
8
18
12
1
Nb
92,90
Nióbio
2
8
18
13
1
Mo
95,94
Molibdênio
2
8
14
2
Fe
55,84
Ferro
2
8
18
14
1
Tc
98,90
Tecnécio
2
8
18
15
1
Ru
101,07
Rutênio
2
8
15
2
Co
58,93
Cobalto
2
8
18
16
1
Rh
102,91
Ródio
2
8
18
32
11
2
Ta
180,95
Tântalo
2
8
18
32
12
2
W
183,85
Tungstênio
2
8
18
32
13
2
Re
186,21
Rênio
2
8
18
32
14
2
Os
190,23
Ósmio
2
8
18
32
17
Ir
192,22
Irídio
Db
262
Dúbnio
Sg
Seabórgio
Bh
Bóhrio
Hs
Hássio
Mt
Meitnério
2
8
16
2
Ni
58,69
Níquel
2
8
18
18
Pd
106,42
Paládio
2
8
18
32
17
1
Pt
195,08
Platina
Uun
Ununílio
2
8
18
1
Cu
63,54
Cobre
2
8
18
18
1
Ag
107,87
Prata
2
8
18
32
18
1
Au
196,97
Ouro
Uuu
Ununúnio
2
8
182
Zn
65,39
Zinco
2
8
18
18
2
Cd
112,41
Cádmio
2
8
18
32
18
2
Hg
200,59
Mercúrio
Uub
Unúmbio
2
8
18
3
Ga
69,72
Gálio
2
8
18
18
3
In
114,82
Indio
2
8
18
32
18
3
Tl
204,38
Tálio
2
8
18
4
Ge
72,61
Germânio
2
8
18
18
4
Sn
118,71
Estanho
2
8
18
32
18
4
Pb
207,2
Chumbo
2
8
18
32
18
5
Bi
208,98
Bismuto
2
8
18
18
5
Sb
121,76
Antimônio
2
8
18
5
As
74,92
Arsênio
2
8
18
6
Se
78,96
Selênio
2
8
18
18
6
Te
127,60
Telúrio
2
8
18
32
18
6
Po
209,98
Polônio
2
8
18
32
18
7
At
209,99
Astato
2
8
18
32
18
8
Rn
222,02
Radônio
2
8
18
18
7
I
126,90
Iodo
2
8
18
18
8
Xe
131,29
Titânio
2
8
18
7
Br
79,90
Bromo
2
8
18
8
Kr
83,80
Criptônio
2
8
3Al
26,98
Alumínio
2
8
4Si
28,08
Silício
2
8
5P
30,97
Fósforo
2
8
6S
32,06
Enxofre
2
8
7Cl
35,45
Cloro
2
8
8Ar
39,94
Argônio
2
3
B
10,81
Boro
2
4
C
12,01
Carbono
2
5
N
14,00
Nitrogênio
2
6
O
15,99
Oxigênio
2
7
F
18,99
Flúor
2
8
Ne
20,18
Neônio
2
4,00
Hélio
Ho
164,92
Hólmio
Dy
162,50
Disprósio
Er
167,26
Érbio
Tm
168,93
Túlio
Yb
173,04
Itérbio
Lu
174,97
Lutécio
Lr
262,11
Laurêncio
No
259,10
Nobélio
Md
258,10
Mendelévio
Fm
257,10
Férmio
Es
252,08
Einstênio
Cf
Califórnio
Tb
158,93
Térbio
Bk
249,08
Berquélio
Gd
157,25
Gadolínio
Cm
244,06
Cúrio
Eu
151,96
Európio
Am
241,06
Amerício
Sm
150,36
Samário
Pu
239,05
Plutônio
Pm
146,92
Promécio
Np
237,05
Netúnio
Nd
144,24
Neodímio
Pa
231,04
Protactínio
U
238,03
Urânio
Pr
140,91
Praseodímio
Ce
140,12
Cério
Th
232,04
Tório
2
8
18
32
18
9
2
Ac
227,03
Actínio
2
8
18
18
9
2
La
138,91
Lantânio
2
8
18
20
8
2
2
8
18
21
8
2
2
8
18
22
8
2
2
8
18
23
8
2
2
8
18
24
8
2
2
8
18
25
8
2
2
8
18
25
9
2
2
8
18
27
8
2
2
8
18
28
8
2
2
8
18
29
8
2
2
8
18
30
8
2
2
8
18
31
8
2
2
8
18
32
8
2
2
8
18
32
9
2
2
8
18
32
18
10
2
2
8
18
32
20
9
2
2
8
18
32
21
9
2
2
8
18
32
22
9
2
2
8
18
32
23
9
2
2
8
18
32
24
9
2
2
8
18
32
25
9
2
2
8
18
32
26
9
2
2
8
18
32
27
9
2
2
8
18
32
28
9
2
2
8
18
32
29
9
2
252,08
2
8
18
32
30
9
2
2
8
18
32
32
8
2
2
8
18
32
32
9
2
Nº atômico K
L
M
N
O
P
Q
SÍMBOLO
Massa atômica
Nome
 
 
 
 
 
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 LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
1.15.1 INTRODUÇÃO 
Existe uma grande quantidade de substâncias na natureza e, isto se deve à capacidade de átomos 
iguais ou diferentes se combinarem entre si. Um grupo muito pequeno de átomos aparece na 
forma de átomos isolados, como os gases nobres. 
Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi estabelecida entre eles uma 
LIGAÇÃO QUÍMICA. 
Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela ocorrência da ligação química. 
As ligações químicas dependem da força de atração eletrostática existente entre cargas de sinais 
opostas a da tendência que os elétrons apresentam de formar pares. 
Deste modo para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos devem perder ou 
ganhar elétrons, ou, então, compartilhem seus elétrons. 
Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem distribuição eletrônica semelhante à de um gás 
nobre, isto é, apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em uma outra camada. 
Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e ficou conhecida como TEORIA DO 
OCTETO. 
 Um átomo é estável quando
possui na sua última camada
8 elétrons, ou apenas o nível
K, completo
 
 Esta teoria é aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A (representativos) da 
tabela periódica. 
 Existem muitas exceções a esta regra, porém ela continua sendo usada por se tratar de uma 
introdução a ligação química. 
 O número de elétrons que um átomo deve perder, ganhar ou associar para se tornar estável 
recebe o nome de VALÊNCIA ou poder de combinação do átomo. 
 No caso de formação de íons, a valência é denominada de ELETROVALÊNCIA. 
 
 
 
 
 
Quimica Inorgänica I 31- 65 
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1.15.2. LIGAÇÃO ou ELETROVALENTE 
 
 Esta ligação ocorre devido à atração eletrostática entre íons de cargas opostas. 
 Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade, isto 
é, um é metal e o outro ametal. 
 
 Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias 1A, 2A e 3A 
e os átomos que recebem elétrons são ametais das famílias 5A, 6A e 7A. 
 O exemplo mais tradicional da ligação iônica é a interação entre o sódio (Z = 11) e o cloro (Z = 
17) para a formação do cloreto de sódio (NaCl). 
 O sódio tem configuração eletrônica: 
 1s² 2s² 2p
6 
 3s
1
 
 A tendência normal dele é perder 1 elétron ficando com uma configuração eletrônica semelhante à 
do neônio e, se tornando um cátion monovalente. 
 (1s² 2s² 2p
6
) 
1+
 
 O cloro tem configuração eletrônica: 
 1s² 2s² 2p
6
 3s² 3p
5
 
 A tendência normal dele é ganhar 1 elétron ficando com uma configuração eletrônica semelhante à 
do argônio e, se tornando um ânion monovalente. 
 (1s² 2s² 2p
6 
 3s² 3p
6
) 
1– 
 
 Na 
1+
 Cl 
1-
 
 
 atração 
 O cátion e o ânion formados sofrem uma atração eletrostática formando o cloreto de sódio 
(NaCl). 
 
 átomo neutro
 do sódio
 átomo neutro
 do cloro
cátion do 
 sódio ânion
cloreto
Usando o esquema de Lewis
Na Cl
+ _
Na Cl
 
 Vejamos a ligação entre o magnésio e o cloro. 
 Mg (Z = 12) 
 1s² 2s² 2p
6
 3s² 
 
 
 
 
 
 
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 Possui uma tendência normal a perder os 2 elétrons do nível 3 (camada M) formando um 
cátion de carga 2+ . 
 (1s² 2s² 2p6)2+ 
 
 Cl (Z = 17) 
 
 1s² 2s² 2p
6
 3s² 3p
5
 
 
 Possui uma tendência normal a ganhar 1 elétron para completar o octeto do 3º nível, formando um 
ânion de carga 1– . 
 
 (1s² 2s² 2p
6
 3s² 3p
6
)
1 – 
 
 Como cada átomo de magnésio deve perder 2 elétrons e o átomo de cloro ganha apenas 1 
elétron, será necessário para cada magnésio dois átomos de cloro. 
 Mg 
2+
 Cl 
1 – 
 Cl 
1 – 
 
 
 atração 
 Íon-fórmula final MgCl2 
 
 átomos neutros ânions cloretos do cloro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 cátion do magnésio 
 Átomo neutro de magnésio 
 
 
 
 
 
 
 
UMA REGRA PRÁTICA 
 
 Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral. 
 
 
 
 
 
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C A
 y+ xA valência do cátion será a atomicidade do ânion e vice-versa. Se os valores forem múltiplos 
de um mesmo número, deveremos fazer a simplificação. 
Exemplo: 
 
 Alumínio (Z = 13) e oxigênio (Z = 8) 
 
 O alumínio forma o cátion Al 
3+
 e o oxigênio forma o ânion O 
2 –
. Em função da regra prática a 
atomicidade do alumínio é 2 e a atomicidade do oxigênio 3. 
 A fórmula final é Al2O3 
 
 A ligação iônica é, em geral, bastante forte e mantém os íons fortemente presos no retículo. Por 
isso, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm ponto de fusão e ponto de ebulição 
elevados. 
 Os compostos iônicos, quando em solução aquosa ou fundidos conduzem a corrente elétrica. 
 
c) LIGAÇÃO COVALENTE ou MOLECULAR 
 
 A principal característica desta ligação é o compartilhamento (formação de pares) de 
elétrons entre os dois átomos ligantes. 
 Os átomos que participam da ligação covalente são ametais, semimetais e o hidrogênio. 
Os pares de elétrons compartilhados são contados para os dois átomos ligantes. 
Se cada um dos átomos ligantes contribuir com um dos elétrons do par a ligação será 
COVALENTE NORMAL e, se apenas um dos átomos contribuir com os dois elétrons do 
par, a ligação será COVALENTE DATIVA ou COORDENADA. 
 
d) LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL 
 
 Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO 
(H) para formar a molécula da substância SIMPLES HIDROGÊNIO (H2). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Com número atômico igual a 1 o HIDROGÊNIO tem configuração eletrônica K = 1.
Usando o esquema de Lewis, teremos:
H H H H HH H+ 2
 fórmula 
eletrônica
 fórmula 
molecular
 fórmula 
estrutural
 plana
 
 Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO 
(N) para formar a molécula da substância SIMPLES NITROGÊNIO (N2). 
 
 
Com número atômico igual a 7 o NITROGÊNIO tem configuração eletrônica K = 2; L = 5.
2
 fórmula 
eletrônica
 fórmula 
molecular
 fórmula 
estrutural plana
N N NN N NN
 
 
 
 Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO e 
um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a substância COMPOSTA ÁGUA (H2O). 
 O átomo de OXIGÊNIO possui 6 elétrons na camada de valência e o HIDROGÊNIO tem apenas 1 
elétron na sua camada de valência. 
 
H H HH H
H
H
O O O O
 fórmula
eletrônica
 fórmula
estrutural
 plana
 fórmula
molecular
2
 
 
 
 OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
 
 INTRODUÇÃO 
 
 Colocando-se uma lâmina de zinco dentro de uma solução aquosa de sulfato de cobre, que possui 
coloração azul, após algum tempo poderemos observar que: 
 
 
 
 
 
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 A lâmina fica recoberta por uma substância avermelhada. 
 A solução vai clareando até ficar incolor. 
 
 Esta experiência pode ser representa pela equação química: 
Zn Cu S O
( s ) ( aq )4
 solução
 azul
 vermelho
 solução
 incolor 
( s )
++ SO ( aq )4 ZnCu
 
Zn Cu ( s ) ( aq )( s ) ++ ( aq ) ZnCu
2 +2 +
Sua forma simplificada é:
 
 
O que podemos observar? 
 
 Zinco metálico cede 2 elétrons para o íon cobre II. 
 
 Com estas observações podemos definir os fenômenos de oxidação e redução. 
 Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie química. 
 
 Redução é o ganho de elétrons por uma espécie química. 
 Na nossa experiência, o zinco (Zn) sofre oxidação e o íon cobre II (Cu 
2+
) sofre redução. 
 Os fenômenos de oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo, isto é, enquanto uma espécie se 
oxida, outra se reduz. 
 
 As reações que apresentam esses fenômenos são denominadas de reações de óxido-redução 
(oxi-redução ou redox). 
 
 
 
 
 
 
 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (Nox) 
 É o número que mede a carga real (em compostos iônicos) ou aparente (em compostos 
covalentes) de uma espécie química. 
Exemplos: 
 
 No “NaCl“ o átomo de sódio cedeu 1 elétron para o átomo de cloro. Então: 
. O sódio origina o íon sódio ( Na 
+
 ). 
 e 
. O cloro origina o íon cloreto ( Cl 
–
 ). 
 
 
 
 
 
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 A carga do íon sódio é o número de oxidação do sódio neste composto. 
 Nox = + 1 
 A carga do íon cloreto é o número de oxidação do cloro neste composto. 
 Nox = – 1 
 Em compostos covalentes o número de oxidação negativo é atribuído ao elemento mais 
eletronegativo e o número de oxidação positivo ao elemento menos eletronegativo. 
Exemplo: 
 
 H – Cl 
 O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, então: 
 O cloro atrai para si um elétron, então o seu Nox será – 1, e o hidrogênio tem o seu elétron 
afastado, então o seu Nox será + 1. 
 Podemos associar os conceitos de oxidação e redução ao de número de oxidação. 
 Oxidação é a perda de elétrons ou o aumento do número de oxidação (Nox). 
 Redução é o ganho de elétrons ou a diminuição do número de oxidação (Nox). 
 A espécie química que provoca a redução de um elemento chama-se agente redutor e, a espécie 
química que provoca a oxidação de um elemento chama-se agente oxidante. 
 
REGRAS PARA DETERMINAR O Nox 
1ª regra: 
 Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual a zero. 
 
Exemplos: 
 
 O2: Nox de cada átomo de oxigênio é zero. 
 N2: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero. 
 Ag: Nox do átomo de prata é zero. 
 
2ª regra: 
 O Nox de alguns elementos em substâncias compostos é constante. 
 O hidrogênio tem Nox igual a + 1. 
 Os metais alcalinos têm Nox igual a + 1. 
 Os metais alcalinos terrosos têm Nox igual a + 2. 
 O oxigênio tem Nox igual a – 2. 
 Os halogênios em halogenetos têm Nox igual –1. 
 A prata (Ag) tem Nox igual a + 1. 
 O zinco (Zn) tem Nox igual a + 2. 
 O alumínio (Al) tem Nox igual a + 3. 
 O enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual a – 2. 
Exemplos: 
 
 NaCl 
 O sódio tem Nox = + 1 
 O cloro tem Nox = – 1 
 
 
 
 
 
 
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 Ca(OH)2 
 O cálcio tem Nox = + 2. 
 O hidrogênio tem Nox = +1. 
 O oxigênio tem Nox = – 2. 
 
 H2S 
 O hidrogênio tem Nox = + 1. 
 O enxofre tem Nox = – 2. 
 
Casos particulares importantes 
 
 Nos hidretos metálicos o “hidrogênio” possui Nox igual a – 1. 
 Nos peróxidos o “oxigênio” possui Nox igual a – 1. 
 
Exemplos: 
 
 H2O2 
 Este composto é um peróxido 
 O hidrogênio tem Nox = +1. 
 O oxigênio tem Nox = – 1. 
 
 NaH 
Este composto é um hidreto metálico 
 O sódio tem Nox = +1. 
 O hidrogênio tem Nox = – 1. 
 
 
3ª regra: 
 A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma espécie química neutra é igual a 
zero. 
Exemplo: 
NaOH 
 O Nox do sódio é + 1. 
 O Nox do oxigênio é – 2. 
 O Nox do hidrogênio é + 1. 
Calculando a soma algébrica, teremos: 
(+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0 
 
 Esta regra possibilita a cálculo do Nox de um elemento químico que não possui Nox constante. 
Exemplo: 
 CO2 
 O Nox do carbono é desconhecido ( x ). 
 O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2. 
 Então:x + 2 . ( – 2 ) = 0 
 
 
 
 
 
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 x – 4 = 0 
 x = + 4 
 Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4. 
4ª regra: 
 A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon. 
Exemplo: 
NH4 
+
 
 O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ). 
 Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1. 
 O íon tem carga + 1. 
 Calculando a soma algébrica, teremos: 
x + 4 . ( + 1 ) = + 1 
x + 4 = 1 
x = 1 – 4 
x = – 3 
 
 Então o Nox do átomo de nitrogênio no íon é igual a – 3. 
 
 
 FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 INTRODUÇÃO 
 
 As substâncias químicas inorgânicas podem ser agrupadas de acordo com suas propriedades 
comuns. Estas propriedades comuns são chamadas de propriedades funcionais. 
 Em função dessas propriedades podemos agrupar as substâncias em grupos aos quais 
chamaremos de FUNÇÕES INORGÂNICAS. 
 As principais funções inorgânicas são: 
 . Função ácido. 
 . Função base ou hidróxido. 
 . Função sal. 
 . Função óxido. 
 
 DISSOCIAÇÃO E IONIZAÇÃO 
 Para compreender os conceitos das funções deveremos distinguir os fenômenos de ionização e 
dissociação. 
 Observe o fenômeno: 
H – Cl + H2O  H3O 
+
 + Cl 
–
 
 Devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidrogênio e cloro a ligação 
covalente é quebrada produzindo íons. Este fenômeno chama-se IONIZAÇÃO. 
 A ionização ocorre com alguns compostos moleculares. 
 Veja agora o fenômeno: 
 NaCl + H2O  Na 
+
 (aq) + Cl 
–
 (aq) 
 Neste fenômeno os íons apenas são separados. O fenômeno será denominado de 
DISSOCIAÇÃO. 
 
 
 
 
 
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 A dissociação ocorre com os compostos iônicos. 
 
 GRAU DE IONIZAÇÃO OU DISSOCIAÇÃO ( ) 
 Quando as espécies químicas estão em solução aquosa, nem todas sofrem ionização ou 
dissociação. A porcentagem de espécies que sofrem estes fenômenos é dada pelo grau de 
ionização ou dissociação. 
 
 
 nº de moléculas ionizadas (ni) 
 = 
 nº de moléculas dissolvidas (n) 
 
 
Testando conhecimentos 
 
Adicionam-se 600 moléculas de HCl à água. Sabendo que 540 moléculas estarão ionizadas, podemos 
afirmar que o grau de ionização desta espécie química é: 
 
a) 11,1 %. 
b) 11,4 %. 
c) 60,0 %. 
d) 90,0 %. 
 
1) Adicionando 800 moléculas de HNO3 à água, quantas ficarão inteiras sabendo que o grau de 
ionização é 0,8 ? 
 
a) 800. 
b) 640. 
c) 160. 
d) 80. 
 
Adicionando-se 500 moléculas de um eletrólito à água, teremos, para um grau de ionização igual a 0,9, 
quantas moléculas ionizadas ? 
 
a) 45. 
b) 50. 
c) 90. 
d) 450. 
 
4)O grau de ionização do HCN é 0,00008. Quantas moléculas de HCN devem ser adicionadas à água 
que encontremos 160 ionizadas? 
 
a) 2000000. 
b) 200000. 
c) 20000. 
d) 2000. 
 
5)Após a ionização de um ácido em água, observou-se que o número de moléculas ionizadas era o 
quádruplo do número de moléculas não-ionizadas. Com base nessa observação, a porcentagem 
de ionização do referido ácido era: 
 
a) 40%. 
b) 70%. 
c) 75%. 
d) 80%. 
 
 
 FUNÇÃO ÁCIDO (CONCEITO DE ARRHENIUS ) 
 
 
 
 
 
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 Segundo Arrhenius toda substância que em solução aquosa sofre ionização produzindo 
como cátion, apenas o íon H 
+
, é um ácido. 
Exemplos: 
 H2O 
 HCl H 
+
 + Cl 
–
 
 
 H2O 
 H2SO4 2 H 
+ 
 + SO4 
2 –
 
 
 Hoje, sabemos que o íon H 
+
 liga-se à molécula de água formando íon H3O 
+
, chamado de hidrônio 
ou hidroxônio. 
Exemplo: 
 H2SO4 + 2 H2O  2 H3O 
+
 + SO4 
2 –
 
 
 Os ácidos podem ser classificados seguindo vários critérios. 
 
a) Quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis 
 
Monoácidos: 
Possuem um hidrogênio ionizável. 
 HCl; HCN; HNO3 
 Diácidos: 
 Possuem dois hidrogênios ionizáveis. 
 H2S; H2CO3; H2SO4 
 Triácidos: 
 Possuem três hidrogênios ionizáveis 
 H3BO3; H3PO4 
 Tetrácidos: 
 Possuem quatro hidrogênios ionizáveis. 
 H4SiO4; H4P2O7 
b) Quanto à presença do oxigênio 
 
Hidrácidos: 
Não possuem oxigênio 
 HBr; HCN; H2S; H4[Fe(CN)6] 
Oxiácidos: 
Possuem oxigênio 
 HClO3;H2SO3;H3PO4 
 
c) Quanto ao nº de elementos 
Binários: 
Possuem 2 elementos 
 HBr; H2S; HCl 
Ternários: 
Possuem 3 elementos 
 HCN;HNO2; HClO4 
Quaternários: 
 
 
 
 
 
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Possuem 4 elementos 
 H4[Fe(CN)6] 
d) Quanto ao grau de ionização 
Fracos: 
Possuem 5%. 
H2CO3 : = 0,2% 
Médio: 
Possuem 5% < < 50% 
H3PO4 : = 27% 
Fortes: 
Possuem 50% 
HCl: = 92% 
 Quando não conhecemos o grau de ionização podemos aplicar as seguintes observações 
para classificar o ácido. 
Para os hidrácidos: 
 
 São fortes: HCl;HBr e HI 
 
 Médio: HF 
 
 São fracos: Todos os demais. 
 
Para os oxiácidos: 
 
 Fazemos a diferença entre o nº de átomos de oxigênio e o nº de hidrogênios ionizáveis (x). 
 Se: 
 x = 0  Fraco 
 
 H3BO3: x = 3 – 3 = 0 
 
 x = 1  Médio 
 
 HNO2: x = 2 – 1 = 1 
 
 x = 2  Forte 
 
 H2SO4: x = 4 – 2 = 2 
 
 x = 3  Muito forte 
 
 HClO4: x = 4 – 1 = 3 
 
 
PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS 
 
 Os ácidos possuem algumas propriedades características: sabor, condutibilidade elétrica, ação 
sobre indicadores e ação sobre as bases. 
 
Sabor: 
Apresentam sabor azedo. 
 
Condutibilidade elétrica: 
 
 
 
 
 
 
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Em solução conduz a corrente elétrica. 
 
Ação sobre indicadores: 
 
 Algumas substâncias adquirem colorações diferentes quando estão na presença dos ácidos, estas 
substâncias são chamadas de indicadores. 
 
Indicador Cor na presença do ácido 
Fenolftaleína Incolor 
Tornassol Róseo 
Metilorange Vermelho 
 
Ação sobre bases 
 
 Reagem com as bases produzindo sal e água. 
 
 
NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS 
 
HIDRÁCIDOS: 
 
 
 Palavra ácido + Elemento formador + ÍDRICO 
 
 
Exemplos: 
 
HCl Ácido clorídrico 
HBr Ácido bromídrico 
HF Ácido fluorídrico 
H2S Ácido sulfídrico 
HCN Ácido cianídrico 
H2Se Ácido selenídrico 
 
OXIÁCIDOS: 
 
 Usamos os prefixos hipo e per e os sufixos oso e ico, que dependem do Nox do elemento central, 
de acordo com a tabela abaixo. 
 
 Ácido hipo ELEMENTO CENTRAL oso 
 
 Ácido ........................................... oso 
 
 Ácido ........................................... ico 
 
 Ácido per .................................... ico 
 
 
 Seguindo, de cima para baixo, a ordem crescente do Nox. 
 
Exemplos: 
 
HClO Ácido hipocloroso