Apostila_química

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APOSTILA QUÍMICA 
 
1 
1. INTRODUÇÃO À QUÍMICA 
 
Devemos aprender química para o exercício da cidadania. 
Desde o nosso pãozinho diário, passando pelo desenvolvimento dos materiais que compõem 
os computadores, até o domínio da engenharia genética e suas tecnologias à medicina, agricultura e 
pecuária, tudo isso se baseia na Química, que desempenha papel fundamental e indispensável no 
desenvolvimento das nações. 
Apesar de conhecermos uma infinidade de materiais diferentes, os cientistas só conhecem, 
até hoje, pouco mais de uma centena de tipos de átomos quimicamente diferentes. Cada um desses 
tipos representa um elemento químico. Cada elemento químico recebe um nome e uma abreviação 
chamada símbolo químico. 
 
H Hidrogênio. 
C Carbono. 
Ca Cálcio. 
Ag Prata (latim argentum). 
Na Sódio (latim natrium). 
 
Os átomos se reúnem das mais variadas maneiras formando as moléculas ou aglomerados de 
íons. 
Cada molécula (e cada aglomerado iônico) passa, então, representar uma substância, que são 
representadas por uma denominação chamada fórmula. 
 
Exemplos: H2O (água), NaCl (cloreto de sódio), CO2 (gás carbônico), N2 (gás nitrogênio), O3 (gás 
ozônio). 
 
 As substâncias podem ser simples e compostas. 
 
 Substâncias simples  são aquelas formadas por átomos de um mesmo elemento químico. 
 
Exemplos: H2 (gás hidrogênio), O2 (gás oxigênio), N2 (gás nitrogênio), O3 (gás ozônio), P4 (fósforo 
branco). 
 
 Substâncias compostas  são aquelas formadas por átomos de elementos diferentes. 
 
Exemplos: H2O (água), HCl (cloreto de hidrogênio), CO2 (gás carbônico), NaCl (cloreto de sódio). 
 
Quanto à atomicidade (quantidade de átomos) as substâncias simples podem ser: 
 
a) Monoatômicas – são aquelas formadas por um só átomo. 
Exemplos: Gazes Nobres (He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn). 
 
b) Diatômicas – são aqueles formadas por dois átomos. 
Exemplos: Gazes (N2, O2, Cl2, F2, H2); Líquido (Br2); sólido (I2). 
 
c) Triatômicas – são aquelas formadas por três átomos. 
Exemplo: Gás(O3). Ozônio 
 
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2 
d) Poliatômicas – são aquelas formadas por mais de três átomos. 
Exemplos: (P4, Pn, S8, Cn). 
 
Alotropia  é o fenômeno pelo qual o mesmo elemento químico pode formar dois ou mais 
substâncias simples diferentes. 
 
Exemplos: 
 
 
Elemento Formas alotrópicas Em que se diferenciam 
Oxigênio O2 e O3 Atomicidade 
Carbono grafite, 
diamante, 
fulereno, 
nanotubos. 
Cristalização 
Fósforo P4 (branco) 
Pn (vermelho) 
Atomicidade 
Enxofre rômbico e monoclínico cristalização 
 
2. A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS 
 
 DALTON  acreditava que os átomos fossem maciços, esféricos e indivisíveis, como 
bolinhas de gude. 
 
 THOMSON  Estudando o comportamento de gases submetidos á descarga elétrica, 
descobriu um tipo de partícula negativa que devia fazer parte, os elétrons. 
 
A partir desse fato, Thomson propôs que o átomo seria maciço, esférico, formados por 
fluido com carga positiva no qual estavam dispersos os elétrons. O próprio Thomson associou o seu 
modelo a um “pudim de passas”. 
O modelo de Thomson admite que o átomo é divisível. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 RUTHERFORD  Em 1896 descobriu – se que certos elementos são radiativos. Isto 
significa que eles emitem radiação de alta energia, da qual há três tipos: partículas alfa (a); 
partículas beta (β) e raios gama. 
 
Em 1911 Rutherford fez uma experiência muito importante, e viu-se obrigado a admitir que 
a lâmina de Au não era constituída de átomos maciços. Pelo contrário, a lâmina será formada por 
núcleos pequenos, densos e eletricamente positivo, dispersos em grandes espaços vazios. 
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série de 
conclusões: 
+ + + + 
_ _ _ _ 
 
+ + + + 
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3 
 
Observação  A maior parte das partículas α (+) atravessava a lâmina sem sofrer desvio. 
 
Conclusão  A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço (eletrosfera) devem ser 
localizados os elétrons. 
 
Observação  Poucas partículas α (+) não atravessavam a lâmina e voltavam. 
 
Conclusão  deve existir no átomo uma pequena região onde está concentrada sua massa (núcleo). 
 
Observação  Algumas partículas α (+) sofriam desvios de trajetória ao atravessar a lâmina. 
 
Conclusão  O nucleio do átomo deve ser positivo: o que provoca uma repulsão nas partículas α 
(+). 
 
A comparação do número de partículas α que atravessam a lâmina com α número de 
partículas α que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio de átomo é 10 mil a 100 mil vezes 
maior que o raio do núcleo. 
Em 1932, foi descoberto por CHADWICK, através de experiências, com material radioativo 
o nêutron. Os nêutrons estão localizados no núcleo e apresentam massa muito próxima à dos 
prótons, mas não tem carga elétrica. 
 
ÁTOMO PARTÍCULAS MASSA RELATIVA CARGA RELATIVA 
NÚCLEO NÊUTRONS 1 0 
 PRÓTONS 1 + 
ELETROSFERA ELÉTRONS 1/1836 __ 
 
 Principais características do Átomo 
 
1) Número Atômico (Z)  é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. (o número 
atômico caracteriza um átomo) 
 
2) Número Massa (A)  é a soma do número de prótons e de nêutrons existentes no núcleo de um 
átomo. 
 
 
 
 
3) Elemento Químico  é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (mesmo número 
de prótons) 
 
De acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e 
Aplicada) ao representar um elemento químico, devem ser indicados, junto ao seu símbolo, seu 
número atômico e seu número de massa. 
 
 
 
 
 
 
Íon  espécie química que possui cargas positivas ou negativas. 
 
A= p + n n = A – p 
 A 
 X 
 Z 
 
 
 ZX
A
 
 
 
ou 
 
 
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4 
+p – e = 0 (átomo no estado fundamental, ou seja, neutro  p = e). 
 
+p – e > 0 (cátion  íon de carga elétrica positiva  quando o átomo perde elétrons  p> e). 
 
+p – e < 0 (ânion  íon de carga elétrica negativa  quando o átomo ganha elétrons  
 p < e). 
 
EXEMPLOS: 
 
 11Na
23
  Z = p = 11; A = 23; e =11; 
 n = 12 (23-11). 
 
 
(11Na
23
)
1+
  Z = p = 11; A = 23; e = 10 
 (11-1 = 10); n = 12. 
 
 
17Cl
35
  Z = p = 17; A = 35; e = 17; 
 n =18 (35-17) 
 
(17Cl
35
)
1 - 
  Z = p = 17; A = 35; e = 18; 
 (17+1); n = 18 (35-17). 
 
4) ISÓTOPOS  São átomos que possuem o mesmo número de prótons, ou seja, o mesmo número 
atômico, logo, pertence ao mesmo elemento químico. 
 
Exemplos: 
 
ELEMENTO CARBONO (C) 
 
Representação 6C
12
 6C
13
 6C
14
 
 
Abundância 98,89% 1,11% traços 
 
* radioativo usado para identificar a idade de fósseis. 
 
O único elemento químico cujos isótopos apresentam nome próprio é o hidrogênio (H). 
 
 
Isótopos nomes abundância 
Naturais 
 
 1H
1
 hidrogênio leve, Prótio. 99,985% 
 
1H
2
 Deutério (D) 0,015% 
 
1H
3
 Trítio (T) 10 
-7 
% 
 
 Deutério  usado como água pesada D2O para absorção de nêutrons nos reatores em usinas 
nucleares. 
 
53I
123
 e 53I
131
  o iodo 53I
131
 é radioativo é usado em diagnóstico clínico de câncer de tireóide. 
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5 
 
 
5) ISÓBAROS  São átomos de diferentes números de prótons e possuem o mesmo número de 
massa, logo, pertencem a diferentes elementos químicos. 
 
Exemplo: 19K
40
 e 20Ca
40
 
 
6) ISÓTONOS  São átomos que possuem diferentes números de prótons, diferentes número de 
massa eiguais números de nêutrons. 
 
Exemplo: 17Cl
37
 (37-17 = 20) e 
 
 20Ca
40 
(40-20 = 20). 
 
7) ISOELETRÔNICAS  São espécies químicas que possuem o mesmo número de elétrons. 
 
Exemplo: (11Na
23
)
1+
  (11 – 1 = 10 e- ) 
 
 10Ne
20
  10 e. 
 
 (8O
16
)
2-
  (8+2 = 10 e-) 
 
 (12Mg24)
2+
  (12-2 = 10 e-) 
 
 
 
 Exercícios 
 
1) (Fuvest –SP) O átomo é constituído de 19 prótons, 20 nêutrons e 19 elétrons, determine o seu 
número de massa. 
2) Um elemento X possui número de massa igual a 80 e número atômico igual a 35. Os números de 
prótons, nêutrons e elétrons são, respectivamente: 
a) 35,45,45. b) 45,35,35. c) 45,35, 45. d) 35,45,35. e) 80,35, 80.
 
3) Entre os átomos 18A
36
; 19B
37
; 18C
40
; 20D
38
 e 19E
40
, São ISÓTONOS: 
a) C, D e E. b) A, B e C. c) B e D. d) A, B e D. e) A, C e E. 
 
4) (Cesgranrio-RJ) O átomo X é isóbaro do 20Ca
40
 e isótopo do 18Ar
36
. Identifique o número de 
nêutrons do átomo X. 
5) (MACK-SP) Os elementos X e Y são isótonos. Se o número atômico do elemento X é igual a 82 
o número de nêutrons do elemento Y é igual a 106. Qual o número de massa do elemento X? 
6) (Fuvest-SP) O átomo é constituído de 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons apresenta, 
respectivamente número atômico e número de massa iguais a: 
a) 17 e 17. b) 17 e 18. c) 18 e 17. d) 17 e 35. e) 35 e 17.
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6 
7) As seguintes representações: zX
3 
; 2X
4 
; 2X
5
 em que X é o símbolo do elemento químico, referem-
se a átomos com: 
a) igual número de nêutrons. 
b) igual número de prótons. 
c) diferentes número de elétrons. 
d) diferentes números atômicos. 
e) diferentes números de oxidação.
 
8) (FEI – SP) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos X, Y e Z. 
I – X é isóbaro de Y é isótono de Z 
II – Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótono de Z. 
III – O número de massa de Z é 138. 
 O número atômico de X é: 
a) 53. b) 54. c) 55. d) 56. e) 57. 
 
9) Um átomo de zinco (Zn) possui número atômico 30 e número de massa 65. Determine o seu 
número de nêutrons. 
 
10) Um íon X
2 – 
tem 36 elétrons e 40 nêutrons. Pede-se 
a) o número de prótons desse íon. 
b) a representação desse íon, acompanhado do número atômico e de massa. 
 
11) Um íon Cr3+ tem 24 prótons e 28 nêutrons. Pede-se: 
a) o número de elétrons desse íon. 
b) a representação desse íon, acompanhado do número atômico e de massa. 
 
12) Um íon K1+ tem 39 prótons e número de massa igual a 39. Quantos elétrons e nêutrons têm esse 
íon? 
 
13) Um íon F1- tem 10 elétrons e número de massa igual a 19. Qual é o número de prótons e de 
nêutrons desse íon? 
 
14) Um íon A2- é isoelétrico de um íon B2+, ou seja, ambos têm o mesmo número de elétrons. 
Sabendo que o número atômico de A é igual a 34, qual é o de B? 
 
15) (Fuvest-SP) O número de elétrons do cátion X
2+
 de um elemento X é igual ao número de 
elétrons do átomo neutro de um gás nobre. Este átomo de gás nobre apresenta número atômico 10 e 
número de massa 20, o número atômico do elemento x é: 
a) 8. b) 10. c) 12. d) 18. e) 20.
 
 
 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
7 
3. ESTUDO DO ELÉTRON 
 
Como é muito difícil estudar o elétron pela sua posição na eletrosfera, estudaremos os 
elétrons pelas suas quantidades de energia, ou seja pelos números quânticos. 
 
 Os Números Quânticos 
 
1) Número Quântico principal (n)  indica o nível de energia. 
 
CANADAS K L M N O P Q 
Nº MÁXIMO 
DE ELÉTRONS 
2 8 18 32 32 18 8 
VALORES DE (n) 1 2 3 4 5 6 7 
 
2) Número Quântico secundário ou azimutal (l )  indica o subnível de energia. 
 
SUBNÍVEL S p d f 
Nº MÁXIMO 
DE ELÉTRONS 
2 6 10 14 
VALORES DE (l ) 0 1 2 3 
 
3) Número Quântico magnético (m) ou (ml )  indica o orbital. 
 
Orbital  é a região do espaço onde é máxima a probabilidade de encontra determinado elétron. 
 
Representação: 
 
 
 
 
 
 
 
VALORES DE (m) ou (ml ) 
 
0 
-1 0 +1 
-2 -1 0 +1 +2 
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3 
 
4) Número Quântico de spin (s) ou (ms)  indica a rotação (sentido) do elétron. 
 
Representação: ↑ 
 
Por convenção: ↑ (s = -1/2) e ↓ (s = + 1/2) 
 
SUBNÍVEL s p d f 
Nº MÁXIMO 
DE ORBITAIS 
1 
 
3 5 7 
ou 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
8 
PRINCÍPIO DA EXCLUSÃO DE PAULI  num orbital contém no máximo dois elétrons e de 
spins contrários (↑↓) 
 
 PRINCÍPIO DA MÁXIMA MULTIPLICIDADE (REGRA DE HUND)  distribuição 
de elétrons nos orbitais. 
 
a) colocar um elétron em cada orbital, por convenção o primeiro orbital é o s = -1/2 (↑). 
 
b) quando o último orbital receber o primeiro elétron, o primeiro orbital receberá o segundo elétron, 
s = +1/2 (↓). 
 
c) continuar a distribuição até o final. 
 
Ex1. Distribuir 5 elétrons nos orbitais do subnível p. 
 
Ex2. Distribuir 6 elétrons nos orbitais do subnível f. 
 
Ex3. Distribuir 10 elétrons nos orbitais do subnível d. 
 
Ex4. Distribuir 2 elétrons nos orbitais do subnível s. 
 
 DIAGRAMA DE LINNUS PAULING  distribuição de elétrons em níveis, subníveis 
(ordem crescente de energia). 
 
n = 1(K) 1s
2
 
 
n = 2(L) 2s
2
 2p
6
 
 
n = 3(M) 3s
2
 3p
6
 3d
10
 
 
n = 4(N) 4s
2
 4p
6 
4d
10
 4f
14
 
 
n = 5(O) 5s
2
 5p
6
 5d
10
 5f
14
 
 
n = 6(P)
 
6s
2
 6p
6
 6d
10
 
 
n = 7(Q) 7s
2
 7p
6
 
 
 
 
Leitura do diagrama de Linnus Pauling na ordem crescente de energia dos subníveis. 
 
 
1s
2 
2s
2 
2p
6 
3s
2 
3p
6 
4s
2 
3d
10 
4p
6 
5s
2 
4d
10 
5p
6 
6s
2 
4f
14 
5d
10 
6p
6 
7s
2 
5f
14 
6d
10
 
 
 
 
 
 Exercícios 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
9 
1) Fazer a distribuição eletrônica (ordem crescente de energia dos subníveis, níveis e camadas) dos 
seguintes elementos: 
a) Br(Z = 35). b) Cs(Z = 55). c) Pm(Z = 61). d) Xe (Z = 54).
 
2) Distribuir 9 elétrons nos orbitaus do subnível f (f
9
). 
3) Distribuir os quatro números quânticos dos elétrons de diferenciação (elétron de 
maior energia) dos seguintes átomos: 
a) I (Z = 53) 
n = l = m = s = 
b) Pm(Z = 61). 
n = l = m = s = 
 
c) U(Z = 92). 
n = l = m = s = 
 
5) Qual o número atômico dos elementos que possuem os seguintes números quânticos 
para o elétron de diferenciação? 
a) n = 4. l =3 m= -2 s = - ½ 
b) n = 5 l =1. m = +1 s = + ½ 
 
 
 
 
4. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
 
O s elementos químicos colocados na tabela periódica em ordem de números 
atômicos. 
A tabela periódica apresenta sete (7) filas horizontais chamadas de períodos e 
dezoito (18) filas verticais chamadas grupos ou famílias. 
Os elementos que pertencem a um mesmo grupo da tabela periódica apresentam 
propriedades químicas semelhantes, ou seja, o mesmo número de elétrons na última 
camada. 
 
Alguns grupos têm nomes especiais. 
 
1 ou 1A  metais alcalinos (com exceção do H). 
2 ou 2A  metais alcalinos terrosos. 
13 ou 3A  grupo do Boro (B). 
14 ou 4A  grupo do carbono (C). 
15 ou 5A  grupo do nitrogênio. 
16 ou 6A  calcogênios ou chalcogênios. 
17 ou 7A  halogênios. 
18 ou zero  gases nobres. 
APOSTILA QUÍMICA 
 
10 
 
Os elementos são classificados em: 
 
a) Representativos  terminam em subníveis ou p  última camada com 1 a 8 
elétrons. 
b) Transição  terminam em subníveis d  penúltima camada incompleta com 
elétrons entre 8 e 18. 
c) Transiçãoexterna  terminam em subníveis f  antepenúltima camada incompleta 
com elétrons >18 e <32. 
 
 Elementos representativos a quantidade de elétrons da última camada 
correspondente ao número do grupo. 
 
Exemplo: 
17Cl  1s
2
 2s
2
2p
6
 3s
2
3p
5
 
 K = 2 L = 2 M = 7 
 
Termina em subnível p  grupo 17 ou 7A  o número de camadas correspondente ao 
número do grupo – 3 camadas – 3º. Período. 
 
 Representativos 
 Zero 
1A 
n
s1
 
2A 
3B transição 
3A 4A 5A 6A 7A 
n
s2
 
n
s2
n
p
1
 
n
s2
n
p
2
 
n
s2
n
p
3
 
n
s2
n
p
4
 
n
s2
n
p
5
 
n
s2
n
p
6
 
 
d 
* 
** 
 
Transição interna 
* f 
** 
 
Os elementos na tabela também divide-se em: metais, ametais e gases nobres. 
 
 Ametais gases nobres 
 
 
 
 B C N O F 
 Si P S Cl 
 As Se Br 
 Te I 
 At 
 
 1 
 Metais à esquerda 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
11 
 Estado físico dos elementos: 
 
 À maioria dos elementos encontram-se no estado sólido. 
 Líquidos: mercúrio (Hg) – metal e bromo (Br) – ametal. 
 Gasosos: H2;N2;F2;Cl2 e gases nobres. 
 
Elementos Artificiais (Transurânicos), depois do Urânio – 92U, também temos os 
Cisurânicos que são: 61Pm; 43Tc e 85At. 
 
 Propriedades Periódicas da Tabela. 
 
São aquelas que se repetem de período em período. Estudaremos o Raio 
Atômico e a Eletronegatividade. 
 
a) Raio Atômico. Para que seja possível discutir a propriedade periódica R.A. 
 
 
 RA 
 
 
 
 
É considerando o átomo como sendo uma esfera; o raio atômico será a distância 
média do elétron mais externo até o núcleo. 
 
PERÍODO  Quando os átomos estão no mesmo período, terá maior raio aquele que 
tiver menor número de elétrons na última camada, pois a atração entre o núcleo e a 
atmosfera será menor. 
 
Exemplos: 
 
11Na  1s
2 2s22p6 3s1 
 K = 2 L = 8 M = 1 
 
 
17Cl  1s
2 2s22p6 3s23p5 
 K = 2 L = 8 M = 7 
 
Tanto o sódio (Na) quanto o cloro (Cl ) têm três (3) camadas, logo estão no 
terceiro (3º) período. 
Raio do cloro (Cl ) < raio do sódio (Na). 
Logo na tabela periódica o raio atômico no período funciona da seguinte 
maneira: aumenta da direita para a esquerda. 
 
 
 
GRUPO OU FAMÍLIA 
 
Exemplos: 
Núcleo 
+ 
. 
APOSTILA QUÍMICA 
 
12 
 
11Na  1s
2 2s22p6 3s1 
 K = 2 L = 8 M = 1 
 
19K1s
2 2s22p6 3s23p6 3s1 
 K=2 L = 8 M = 8 N = 1 
 
Tanto o sódio (Na) quanto o potássio (K) possuem o mesmo número de elétrons 
na última camada, 1 elétron, logo pertencem ao grupo 1 ou 1A; porém o sódio (Na) 
possui três camadas (3), logo terceiro (3º) período e o potássio (K) possui quatro (4) 
camadas, logo pertence ou quarto (4º.) período. 
À medida que aumenta o número de camadas, menor atração entre núcleo e 
eletrosfera, logo maior raio atômico. 
 
Raio do sódio (Na) < raio do potássio (K). 
 
Logo na tabela periódica o raio atômico no grupo ou família funciona da 
seguinte maneira: aumenta de cima para baixo. 
 
 
 
 
b) Eletronegatividade  é a tendência que tem o átomo de atrair elétrons. 
 
PAULING propôs uma tabela de eletronegatividade, o elemento mais 
eletronegativo é o flúor (F) – eletronegatividade = 4,0. 
 
Quando menor o raio atômico, maior tendência do átomo de atrair elétrons, logo 
mais eletronegativo. 
 
 
 
 
 
Os gases nobres tem eletronegatividade igual a zero. 
 
 
 Exercícios 
 
1) Os elementos que constituem uma certa família da tabela periódica têm números 
atômicos iguais a 11, 19, X, Y e 87. Determine os valores de X e Y. 
2) (Fuvest-SP) Considere os seguintes átomos neutros, abaixo, através de distribuição 
eletrônica determine o grau e o período. 
a) 38 életrons. 
b) 87 életrons. 
c) 16 életrons. 
d) 12 életrons. 
APOSTILA QUÍMICA 
 
13 
3) (EEM-SP) O átomo do elemento químico X, localizado na família 1A e no 5º 
período do sistema periódico, tem 45 nêutrons. Pede-se o número de massa de X. 
4) (EEM-SP) Um certo átomo do elemento E, genérico apresenta o elétron mais 
energético no subnível 5p
4
. Pede-se: 
a) qual o período e família do sistema periódico a que pertence o elemento E? 
b) qual o número atômico dos elementos que antecedem e sucedem E mo mesmo 
período do sistema periódico? 
 
 Exercícios de Revisão 
 
1) Um determinado átomo apresenta número atômico (x + 1) e número de massa 3x. 
Descubra o valor de x, sabendo que esse átomo possui cinco nêutrons. 
2) Com base nos átomos A, B e C, apresentado no quadro a seguir, determine os 
números atômicos e os números de massa desses átomos e verifique quais são isótopos: 
 
ÁTOMO Z A N 
A 3x + 1 5x + 4 15 
B x - 1 2x - 3 4 
C 2x + 4 6x 16 
 
3) Determine o número de prótons e o de nêutrons de um átomo que apresenta número 
atômico (3x + 5), número de massa (8x) e número de nêutrons (6x – 30). 
4) Considere o átomo A com número atômico 5 e número de massa (3x – 5). Esse 
átomo é isótono do átomo B, que apresenta número de massa (2x + 1) e um próton a 
mais que A. Determine os números de massa de A e B. 
5) Um átomo A apresenta x prótons e y nêutrons, enquanto outro átomo B apresenta (x 
+ 1) prótons e (y – 1) nêutrons. Descubra se esses átomos são isótopos, isóbaros ou 
isótonos. 
6) São dados três átomos A, B e C. Os átomos A e C são isótopos; B e C são isóbaros e 
A e B são isótonos. Determine o número de prótons do átomo B, sabendo que A tem 
vinte prótons e número de massa 41 e que C tem 22 nêutrons. 
7) São dados três átomos: A, B e C, com as seguintes características: 
a) A tem 21 prótons, B tem número de massa 43 e C tem número atômico 22. 
b) A e B são isótopos; B e C são isóbaros e A e C são isótonos. 
c) Determine o número de o número de massa do átomo A. 
 
8) São dados dois isótopos: A e B. Determinar o número de nêutrons desses átomos, 
sabendo que o átomo A tem número atômico (3x – 6) e número de massa (5x) e que o 
átomo B tem número atômico (2x + 4) e número de massa (5x – 1). 
9) Dois átomos, A e B, são isóbaros. Sabendo que o número atômico de A é 64 e o 
número de massa de B e 154, Calcule o número de nêutrons de A. 
10) Dados os átomos, agrupar os isótopos, isóbaros e isótonos: 
a) 10A,
20
 12B,
23
 10C
21
 e 9D.
20
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
14 
 
b) 30A,
20
 29B,
61
 29C,
60
 29D
59
 e 30E.
60
 
 
11) Quantos elétrons têm um átomo cujo número de massa é 222 e que apresenta 136 
nêutrons? 
12) Um elemento apresenta um átomo de massa igual a 56 e 30 nêutrons. Pede-se: 
a) Os números de prótons (p) e de elétrons (e) para o átomo neutro: 
b) a distribuição eletrônica nos subníveis, em ordem crescente de energia: 
c) a distribuição em camadas. 
 
13) Estabeleça a notação convencional dos seguintes átomos: 
a) Oxigênio, com Z = 8 e A = 17. 
b) Fósforo, com Z = 15 e A = 31. 
c) Alumínio, com Z = 13 e A = 27. 
d) Cloro, que apresenta dezessete prótons e dezoito nêutrons. 
e) Flúor, que apresenta nos prótons e dez nêutrons. 
f) Bromo, que apresenta 35 prótons e 45 nêutrons. 
 
14) Complete o quadro abaixo: 
 
Símbolo Nome Z A P N E Notação 
Mg 12 24 
Sr 
 Cromio52 24 
Zn 30 35 
 
 
5. LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
 Todos os materiais que nos cercam são formados por átomos, que se ligam entre 
si, formando ligações químicas. Isto vai depender de dois fatores importantes: 
 A força de atração eletrostática que existe entre cargas elétricas com sinais 
opostos. 
 A tendência que os elétrons apresentam de forma pares. 
 
Para que ocorra uma ligação química, os átomos podem perder, ganhar ou 
compartilhar elétrons, para adquirirem a configuração de um gás nobre, ou seja, ficarem 
com oito elétrons na última camada, sendo assim adquirirem estabilidade química. 
(Regra de Octeto). Alguns elementos, como o hidrogênio, só possui um elétron na 
última camada, logo ele adquire a configuração do gás nobre He, apesar de ter 2 
elétrons na última camada, esta está completa, ou seja, estável. 
Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos (família A), 
já os elementos de transição não seguem obrigatoriedade esse modelo. 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
15 
 Valência  é a capacidade de combinação de um átomo, é o nº. de ligações 
que ele deve fazer para alcançar a estabilidade. 
 
Exemplo: Família Valência 
 3A 3 
 4A 4 
 7A 1 
 Para prevê o tipo de ligação química que 2 átomos formará ao se combinar tem 
que saber o conceito de Eletronegatividade. 
 É a diferença de eletronegatividade entre os átomos que define o tipo de ligação 
entre eles. 
 
5.1. Ligação Iônica ou Eletrovalente 
 
 É feita por transferência de elétrons. Ocorre entre Metal e Ametal ou entre Metal 
e Hidrogênio (Hidreto). 
 Metal (baixa eletronegatividade); Ametal (alta negatividade), logo a diferença de 
eletronegatividade entre eles é grande. 
 
 
Metal  perde elétrons Ametal  ganha elétrons 
 
1A 2A 3A 
+1 +2 +3 
Cátion Cátion Cátion 
monovalente bivalente divalente 
 
 
5A 6A 7A 
-3 -2 -1 
Ânio Ânion Ânion 
monovalente divalente trivalente 
5.2. Determinação das Fórmulas dos Compostos 
 
1. Fórmula de Lewis 
 Representa-se o nº de elétrons da camada de valência. 
 
Exemplo: 
 Na . Cl Na Cl 
 Ca
+2
 .H 
 Ca: Br . H 
 CaBr2 
 Br CaH2 
 Hidreto 
 
Obs: Por convenção, escreve-se na fórmula o Cátion em 1º lugar e o Ânio em segundo. 
 
Exemplo: Na
+
Cl
-
 
 
+ 
+ + 
+ 
+ 
+ + + 
+ - 
+ 
+ + 
+ 
+ + 
+ 
- 
+ + 
+ + 
+ 
+ + - 
+ - 
+ - 
APOSTILA QUÍMICA 
 
16 
2. Fórmula Empírica 
 É aquela que representa o nº de elétrons pedidos (Cátion) e o nº de elétrons gastos (Ânion). 
 
Exemplo: 
2
1
Ca
 

2Cl
  Ca Cl2 
 
 O nº. de cargos é inversamente proporcional ao nº. de átomos. 
 Os compostos formados por ligações iônicas, formam um aglomerado de cátions e ânions, 
chamados retículo cristalino. 
 
5.3. Características Dos Compostos Iônicos 
 
A) Apresentam-se no estado sólido. 
 
B) Possuem alto P.F e P. E (isso se explica pela grande atração entre seus íons de cargas opostas, 
para separar os íons de cargas opostas, para separar os íons precisa de alta temperatura.) 
 
C) Conduzem a eletricidade, somente em solução aquosa ou fundido. 
 
 
 Exercícios 
 
 
1) Quais os compostos formados entre os seguintes elementos. 
 
a) Na e O b) Al e F c) Ca e P 
 
2) Quantos elétrons na camada de valência apresenta os elementos que formam as seguintes 
substâncias. 
 
a) A2B3 b) AB2 
 
 
5.4. Ligação Covalente ou Molecular 
 
 É aquela feita por compartilhamento de elétrons, há formação de 1 par de elétrons, cada 
átomo participa com 1 elétron. 
 Ela ocorre entre átomos de eletronegatividade altas (Ametais entre si ou Ametais com 
hidrogênio). 
 Para representar a ligação covalente usa-se 3 tipos de fórmulas. 
 
1) Fórmula molecular  representa o total de átomos da molécula. 
 
2) Fórmula Eletrônica  representa os elétrons da camada de valência dos átomos e a formação 
dos pares eletrônicos. 
 
3) Fórmula Estrutural  ligações entre os pares de elétrons. 
 
Exemplo: 1 2 3 Tipo de ligação 
 
 F2 F F F- F Ligação Simples 
 
 CO2 O C O O=C=O Ligação dupla 
+ 
+ 
+ + 
+ + 
+ o 
o o 
o 
o o 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ + 
o 
o 
o 
o 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
o 
APOSTILA QUÍMICA 
 
17 
 
 HCN H C N H-C

N Ligação Simples e 
Ligação Tripla 
 
 
 
5.5. Ligação Covalente Dativa 
 
É aquela em que um átomo empresta 1 par de elétrons para o outro mas isso só pode ocorrer 
depois que este tiver adquirido estabilidade. 
 
Exemplo: SO2 ( S átomo central, meios eletronegativo) 
 
 O S  O O = S  O 
 
Obs.: O átomo fornecedor do par de elétrons deve ser menos eletronegativo que o 
átomo receptor. 
 
 
TIPOS DE LIGAÇÃO COVALENTES 
 
Família 14 ou 4A 15 ou 5A 16 ou 6A 17 ou 7A 
Elétrons 
externos 
 
X 
 
 
 X 
 
 X 
 
 X 
Ligação 
covalente 
 
4 
|
__
|
X
 
 
3 
 
|
__ X
 
2 
 
__ X
 
1 
 _X 
Ligações 
covalentes 
dativas 
O (zero) 
1 
 
|
__ X
 
2 
 


__ X
 
3 
 



X_
 
 
 
5.6. Características dos Compostos Moleculares 
 
 Baixo Ponto Fusão e Ebulição 
 Apresenta-se no estado sólido, líquido ou gasoso 
 Formam compostos moleculares (molécula) 
 Alguns conduzem a eletricidade em solução aquosa. 
 
Ligação covalente e os ácidos Oxigenados (Oxiácidos) 
 
Obs: O modelo de ligação covalente dativa é muito usado para explicar a estrutura dos 
oxiácidos. 
 
HCl O2 Cl  átomo central 
 O  fica ligado ao átomo central 
 H  fica ligado ao oxigênio 
+ 
o o 
o 
o 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ 
+ + o 
o 
o o 
o 
o 
+ + + 
+ 
+ + 
o 
o 
o o o 
o 
o o 
o 
o o 
o o 
o o 
o o 
o o 
o o 
o 
APOSTILA QUÍMICA 
 
18 
 
HCl O2 H O Cl  O H-O-CL O 
 
 
Obs: Hidrogêncio liagodo ao oxigênio é chamado hidrogênio ionizável, ligação fraca em presença 
de água, esta ligação é quebrada, ficando o oxigênio com o par de elétrons, por ser mais 
eletronegativo e o Hidrogênio sem o elétrons, isto é, ocorre IONIZAÇÃO. 
 
HCLO2 + H2O  H
+
 + Cl

2O
 
 
 
 Exercícios 
 
1) Dê as fórmulas eletrônicas e estruturadas dos seguintes compostos 
 
a) CH4 b) H2O c) O2 d) NH3 e) SO3 
 
 
5.7. Ligação Metálica 
 
Ocorre entre Metais (baixa eletronegatividade). 
Os metais perdem elétrons e os elétrons perdidos irão rodear os cátions através de uma 
nuvem de elétrons. 
 
 Na 
+
 Na
+
 
 
 Na
+
 Na
+
 
 
Exemplo: ligas metálicas Aço (Fé e C) 
 Aço Inoxidável (Fe, C,Cr e Ni) 
Bronze (Cu e Sn) 
Latão (Cu e Zn) 
Ouro 18 quilates (Au e Cu) (Au e Ag) 
 
 CARACTERÍSTICAS DA LIGAÇÃO METÁLICA 
 
 Apresentam-se no estado sólido 
 Conduzem a eletricidade 
 Apresentam alto P.F e P.E 
 
 
 Exercícios 
 
1) Dê o tipo de ligação química que ocorre nas substâncias abaixo: 
 
a) CO2 
b) kcl 
c) Al 
d) HBr 
e) NaH 
f) SO2 
g) FeS 
o + 
+ + 
+ + 
+ o 
o o 
o o 
o 
o 
+ + + 
+ 
+ + 
APOSTILA QUÍMICA 
 
19 
6. POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
 
6.1. Ligações Iônicas 
 
Como todo composto iônico é formado por íons: cátions + e ânions - podemos concluir 
que toda ligação iônica é polar (tem pólo), a diferença de elétronegatividadeentre os átomos é > 
que 1,7. 
 
6.2. Ligações Covalentes 
 
Podem ser: Polar e Apolar 
Ligação Covalente Apolar é aquela que ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade, 
não ocorre a formação de pólos, a diferença da eletronegatividade é igual a zero (AE=0) 
 
Exemplo: H2 H . . H; Cl2 Cl Cl 
 
Ligação Covalente Polar é aquela que ocorre entre átomos de eletronegatividades diferentes; 
o átomo + eletronegativo irá adquirir carga parcial nagativa (-S), e o menos eletronegativo, carga 
parcial positiva (+S) 
 S+ S- 
 
Exemplo: HCl H Cl H Cl 
 
 
Obs: Na ligação Covalente polar a diferença de eletronegatividade varia entre: 
zero < ∆E < 1,7 
 
 Maior o caráter covalente 
 
 1,7 
 
 Zero Cov. Polar iônica 
 
 Cov. Apolar 
 Maior o caráter iônico 
 
Exceções: 
 No hidretos (compostos iônicos) NaH e LiH o ∆E (diferença de eletronegatividade) é < 1,7; 
mas são compostos iônicos. 
 No HF (fluoreto de hidrogênio) i ∆E é igual a 1,9, 13 mas o composto é covalente. 
 O SiO2 o ∆E é igual a 1,7 mas o composto é covalente. 
 
 
 Exercícios 
 
1) (Mack-SP) O aumento de diferença de eletronegatividade entre os elementos ocasiona a seguinte 
ordem no caráter das ligações: 
 
a) covalente polar, covalente apolar, iônica 
b) iônica covalente polar covalente apolar 
+ + + 
+ 
+ + 
o o 
o 
o 
+ 
o 
o o 
+ o 
o 
o o 
o 
o o 
o + o 
o 
o 
o 
o o 
o 
APOSTILA QUÍMICA 
 
20 
c) covalente apolar, iônica, covalente polar 
d) covalente apolar, covalente polar, iônica 
e) iônica, covalente apolar, covalente polar 
 
2) Qual o iem que apresenta exemplos de ligação iônica, ligação covalente polar, ligação covalente 
apolar, respectivamente? 
 
a) NaCl, Cl2, Hcl 
b) NaCl, HCl, Cl2 
c) HCl, Cl2, NaCl 
d) Cl2, HCl, NaCl 
e) Cl2, NaCl, HCl 
 
3) A molécula apresenta somente uma ligação covalente normal é: 
Dados: 0=8; C=6; Cl=17; H=1 
 
a) O2 
b) CO 
c) Cℓ2 
d) O3 
e) H2S 
 
6.3. Número de Oxidação 
 
Número de oxidação (nox) é a carga que um átomo adquire quando participa de uma ligação 
química. 
 
 Existem regras práticas para a determinação do nox: 
 
1) O hidrogênio (H) tem nox = +1 em seus compostos. 
H
+1Cℓ–1 H2
+1
O
–2
 N
–3
H3
+1 
 H2
+1
(SO4)
–2 
 H
+1
(NO3)
–1 
 
Exceção: 
 hidretos metálicos → nox do H = – 1 (Na+1H–1) hidreto de sódio. 
 
2) O Oxigênio (O) tem nox = – 2 em seus compostos. 
H2
+1
O
–2 
C
+4
O2
–2 
H2
+1
S
+6
O4
–2 
 H
+1
N
+5
O3
–2 
 
Exceção: 
 
a) Nos compostos com o grupo (– O – O –), chamados peróxidos, o O tem nox = – 1 (H+1 – O–
1– O–1 – H+1) peróxido de hidrogênio ou água oxigenada. 
b) No OF2 (fluoreto de oxigênio), o O tem nox = +2 e o F tem nox = – 1, porque é mais 
eletronegativo que o O. 
 
 
3) Metais com nox fixos em seus compostos: 
a) Alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) e Ag → nox = +1. 
b) Alcalino-terrosos (Mg, Ca, Sr, Ba) e Zn → nox = +2. 
c) Aℓ → nox = + 3. 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
21 
4) O número de oxidação. 
a) Substâncias → ∑nox = 0. 
b) Íon → ∑nox = carga do íon. 
 ∑ = somatório. 
 
5) O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero. 
Nox do O no O2 → 0. 
Nox do O no O3 → 0. 
Nox do C no diamante → 0. 
Nox do C no grafite → 0. 
Nox do P no P4 → 0. 
 
 
 Exercícios 
 
1) Determine o nox do elemento sublinhado nos seguintes compostos: 
 
01 – H2SO4 
02 – (SO4)
–2
 
03 – H2Cr2O7 
04 – Na4P2O7 
05 – (CO3)
–2
 
06 – Aℓ4(P2O7)3 
07 – (NH4)
+1 
08 – Na2O2 
09 – CaC2 
10 – H2S 
11 – H2SO3 
12 – H2S2O7 
13 – (SO3)
–2
 
14 – H2CO3 
15 – (NO3)
–1
 
16 – (HCO3)
–1
 
17 – C2H6 
18 – C2H4 
19 – C2H2 
20 – K2O2 
21 – BaH2 
22 – AgCℓO3 
23 – Ca3(PO4)2 
24 – HCℓO4 
25 – KMnO4 
26 – Aℓ(CℓO4)3 
27 – NaCℓO 
28 – H2CrO4 
 
2) (UFSCar-SP) Os números de oxidação do enxofre (S) em H2S, S8 e Na2SO3, são 
respectivamente: 
 
a) +2, – 8 e – 4. 
b) – 2, zero e + 4. 
c) zero, – 4 e + 3. 
d) + 1, – 2 e – 3. 
e) – 6, + 8 e – 5. 
 
3) (ITA – SP) Assinale a opção relativa aos números de oxidação corretos do átomo de cloro (Cℓ) 
nos compostos KCℓO2, Ca(CℓO)2, Mg(CℓO3)2 e Ba(CℓO4)2, respectivamente. 
a) – 1, – 1, – 1 e – 1. 
b) + 3, + 1, + 2 e +3. 
c) + 3, + 2, + 4 e + 6. 
d) + 3, + 1, + 5 e + 6. 
e) + 3, + 1, + 5 e + 7. 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
22 
 
4) (U. Alfenas-MG)A substância na qual o manganês (Mn) apresenta maior número der oxidação é: 
 
a) MnO2. 
b) Mn. 
c) MnSO4. 
d) K2MnO4 
e) KMnO4. 
 
 
7. FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
 
 Função Química 
 
 É um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes. As principais 
funções da química inorgânicas são: ácidos, bases, sais e óxidos. 
 
 
7.1. Função Ácido 
 
São substâncias que, em solução aquosa, liberam como íons positivos somente H
+1
. 
 
 Nomenclatura dos ácidos 
 
Os ácidos podem ser divididos em dois grupos: 
 
* Hidrácidos: ácidos sem oxigênio → H+1xE
–x
. 
 
* Oxiácidos: ácidos com oxigênio→ HxEOy. 
 
 
Nomenclatura dos Hidrácidos: → HxE. 
 
 HxE. → ácido nome do E + ídrico. 
 
HCℓ → 
 
HF → 
 
HI → 
 
H2S → 
 
HBr → 
 
HCN → 
 
 
 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
23 
Nomenclatura dos Oxiácidos: → HxEOy. 
______________________________________________ 
 Nox Prefixo + Nome do elemento + Sufixo central (E) 
______________________________________________ 
 +1 e +2 HIPO OSO 
___________________________________________________ 
 +3 e +4 OSO 
___________________________________________________ 
 +5 e +6 ICO 
___________________________________________________ 
 +7 PER ICO 
___________________________________________________ 
 
Exceções: C+4 ; Si+4 e Bi+3. → ICO 
 
HCℓO → 
 
HCℓO2 → 
 
HCℓO3 → 
 
HCℓO4 → 
 
HNO3 → 
 
HNO2 → 
 
H2SO4 → 
 
H2CrO4 → 
 
H2SO3 → 
 
H2CO3 → 
 
H3PO4 → 
 
H3PO3 → 
 
H3PO2 → 
 
O ácido fosfórico (H3PO4) pode ser desidratado de duas formas, originando ácidos 
diferentes. 
 
a) desidratação inter-molecular → consiste na retirada de uma molécula de água de duas 
moléculas de ácido fosfórico(H3PO4). O ácido resultante é o pirofosfórico(H4P2O7): 
 
(H3PO4) + (H3PO4) → (H6P2O8) 
 
(H6P2O8) – (H2O) → (H4P2O7) 
 ácido pirofosfórico 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
24 
b) desidratação intra-molecular → consiste na retirada de uma molécula de água de uma única 
molécula de ácido fosfórico(H3PO4). O ácido resultante é o metafosfórico(HPO3): 
 
 
 (H3PO4) – (H2O) → (HPO3) 
 ácido metafosfórico. 
 
7.2. Função Base ou hidróxido 
 
São substâncias que, em solução aquosa, liberamcomo íons negativos somente (OH)
–1
. 
 
 Fórmula Geral 
 
C
+x
(OH)x
–1
. C
+x
 → cátion, metal e amônio (NH4)
+1
. 
 
 Nomenclatura 
 
C
+x
(OH)x
–1. → hidróxido nome do C+x. 
 
 
Para os elementos com Nox fixos. 
 Li, Na, K, Rb, Cs e Ag → Nox = + 1. 
 Mg, Ca, Sr, Ba, e Zn → Nox = + 2. 
 Aℓ → Nox = + 3. 
 (NH4)
+1
 → amônio → Nox = + 1. 
 
Exemplos: 
 
NaOH → 
 
Ca(OH)2 → 
 
Mg(OH)2 → 
 
Zn(OH)2 → 
 
Aℓ(OH)3 → 
 
NH4OH → 
 
Quando um mesmo elemento forma cátions com cargas diferentes, utilizam-se algarismos 
romanos, correspondentes à carga, após o nome do elemento. Outra forma de nomear esses cátions 
é acrescentar a sufixação – ico para a maior carga, e oso – para a menor carga. 
 
* Principais elementos que formam cátions com dois Nox. 
______________________________________ 
 Cu e Hg Fe, Co e Ni Au Pb, Sn, Pt e Pd 
______________________________________ 
 +1 e +2 +2 e +3 +1 e +3 +2 e +4 
______________________________________ 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
25 
Exemplos: 
 
CuOH → 
 
Cu(OH)2 → 
 
Fe(OH)2 → 
 
Fe(OH)3 → 
 
Pb(OH)2 → 
 
Pb(OH)4 → 
 
7.3. Função Sal 
 
 Definição  São compostos iônicos que, ao se dissociarem, liberam pelo menos um 
cátion diferente de H
+ 
e um ânion diferente de OH 
–
 (Arrhenius). 
(são compostos formados por cátions de bases e ânions de ácidos.) 
 
 
 Fórmula Geral 
 
_________________ 
 Cx 
+x
Ay
–y 
 ___________ 
 
Onde: 
C → cátion → qualquer metal e amônio (NH4)
+
. 
A → ânion → sem e com oxigênio. 
 
 Nomenclatura 
 
(nome do ânion) de (nome do cátion) 
 
O nome do ânion é derivado do ácido que o originou. 
_______________________ 
 ÁCIDO  ÂNION. 
________________________ 
 ÍDRICO  ETO. 
________________________ 
 OSO  ITO. 
________________________ 
 ICO  ATO. 
________________________ 
 
Exemplos: 
 
NaNO3 → 
Na2CO3 → 
CaCO3 → 
APOSTILA QUÍMICA 
 
26 
Sais compostos resultantes da neutralização entre ácidos e bases com eliminação de água. 
 
 
 REAÇÃO DE NETRALIZAÇÃO OU SALIFICAÇÃO. 
 
ÁCIDO + BASE →SAL + ÁGUA 
 
Complete as seguintes equações de neutralização ou salificação e dê o nome dos compostos 
envolvidos: 
 
HCℓ + NaOH → 
 
HNO3 + AgOH → 
 
 
8. FUNÇÃO ÓXIDOS 
 São compostos binários oxigenados, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo, e 
apresenta número de oxidação igual a – 2. 
 
 Classificação dos óxidos 
 
8.1. Óxidos Básicos 
 
 São óxidos que reagem com água, dando bases ou hidróxidos ou com ácidos dando sal e água. 
Oxigênio + Metal ( Com nox baixo) 
 +1,+2,+3 
 
ÓXIDO BÁSICO + ÁGUA → HIDRÓXIDO 
 
ÓXIDO BÁSICO + ÁCIDO → SAL+ ÁGUA 
 
Exemplos: 
 Na2O + H2O → 2 NaOH 
Óxido básico 
 
CaO + 2 HBr → CaBr2 + H2O 
 Óxido básico 
 
Os óxidos básicos são formados por metais com nox + 1 ou + 2 ou ainda Bi
+3
 ligados 
diretamente ao oxigênio com nox – 2. 
 
 +1 −2 +2 −2 +1 −2 
Exemplos: Na2O, CaO, Ag2O. 
 +3 −2 
 
Exceção: Bi2O3. Embora o Bi tenha nox = + 3, esse óxido é básico. 
 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
27 
8.2. Óxidos Anfóteros 
 
São óxidos que na presença de ácidos se comportam como bases e na presença de bases se 
comportam como ácidos. 
Os óxidos anfóteros são formados por metais com nox + 3 ou + 4 com exceção de B (boro) e 
Si (silício) ligados diretamente ao oxigênio com nox – 2. 
 
 +3 −2 +4 −2 
Exemplos: Aℓ2O3, PbO2. 
 +2 −2 +2 −2 +2 −2 
 
Exceção: ZnO, SnO, PbO. Embora os metais possuam nox = + 2, eles são anfóteros. 
 
8.3. Óxidos Ácidos ou Anidridos 
 
 São óxidos que reagem com água, dando ácido, e com uma base, dando sal e água. 
 
Ametal 
Oxigênio + 
 Metal com nox alto +6 +7 
 
ÓXIDO ÁCIDO OU ANIDRIDO + ÁGUA → ÁCIDO 
 
ÓXIDO ÁCIDO OU ANIDRIDO + BASE → SAL + ÁGUA 
 
Exemplo: Cℓ2O5 + H2O → 2 HCℓO3 
 
Exemplo: Cℓ2O5 + 2 NaOH → 2 NaCℓO3 + H2O 
 
 
Os óxidos ácidos são formados por metais com nox + 5, + 6, +7, B(boro), Si(silicio) e 
ametal estão ligados diretamente ao oxigênio com nox – 2. 
 
 +6 −2 +5 −2 +4 −2 
Exemplos: S O3, P2 O5, S O2. 
 
8.4. Óxidos Neutros ou Indiferentes 
 
São óxidos que não reagem com água, base ou hidróxido. 
São eles: CO, NO, N2O. 
 
8.5. Óxidos Salinos, Duplos ou Mistos 
 
São óxidos que apresentam forma geral M3O4, onde M = Fe, Mn, Pb. 
Cada um deles comporta-se como um agregado de dois óxidos, sendo pelo menos um deles 
anfótero. 
 
 
Exemplo: Fe2O3 + FeO → Fe3O4 
 MnO2 + 2 MnO → Mn3O4 
 PbO2 + 2 PbO → Pb3O4 
APOSTILA QUÍMICA 
 
28 
 
 
 Exercícios: 
 
1) Classifique os óxidos abaixo: 
 
a) N2O3 → 
b) ZnO → 
c) PbO2 → 
d) Bi2O5 → 
e) CrO3 → 
f) MgO2 → 
g) I2O → 
h) CO → 
i) CaO → 
j) CdO → 
k) MgO → 
ℓ) Co3O4 → 
2) É comum ao cortar a cebola e por algum descuido sentir arder os olhos. Sabe – se que a cebola 
libera dióxido de enxofre (SO2), que em contato com o ar sofre oxidação e reage com água (olho), 
resultando em um ácido que causa a sensação de ardor. Qual é o ácido, neste caso? 
 
a) HCℓ. 
b) HNO3. 
c) H2 SO4. 
d) H3 PO4. 
e) H2 CO3. 
 
9. NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS 
 
 Nomenclatura Oficial  prefixo indicativo do número de átomos de oxigênio + 
palavra óxido de + prefixo indicativo do número de átomo do elemento + nome do 
elemento. 
 
 Óxidos básicos e anfóteros 
 
9.1. Metais com nox fixo. (1A, Ag – 2A, Zn, Cd e Aℓ) 
 
___________________________________________ 
 ÓXIDO DE (nome do metal) 
 _____________________________ 
 
Exemplos: 
a) Na2O → 
b) Ag2O → 
c) CaO → 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
29 
9.2. Metais com nox variáveis 
 
ÓXIDO de (nome do E) + nox do elemento em Romanos 
 
ÓXIDO (nome do metal) + OSO (menor nox) 
 
ÓXIDO(nome do metal) + ICO (maior nox) 
 
OBSERVAÇÃO: 
 
Principais elementos com nox variáveis: 
Cu, Hg → + 1 ou + 2. 
Pt, Pb, Sn → + 2 ou + 4. 
Au → + 1 ou + 3. 
Fe, Co, Ni → + 2 ou + 3. 
Cr → + 3 ou + 6 (+ 2 às vezes) 
 
Exemplos: 
 
a) Au2O → 
b) CuO → 
c) FeO → 
d) Fe2O3 → 
e) PbO2 → 
f) Cu2O → 
 
 
9.3. Óxidos ácidos ou Anidridos 
 
 A nomenclatura dos oxiácidos pode ser facilitada com a seguinte tabela. 
 
 
14(4A) 15(5A) 16(6A) 17(7A) NOMENCLATURA 
— — — + 7 
Per____ ICO 
 
+ 4 + 5 + 6 + 5 
_______ ICO 
 
+ 2 + 3 + 4 + 3 
______ OSO 
 
— + 1 + 2 + 1 
HIPO ___ OSO 
 
 ANIDRIDO (variação da tabela) 
 
 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
30 
Exemplos: 
 
a) CO2 → 
 
b) SO3 → 
 
c) SO2 → 
 
d) N2O3 → 
 
e) N2O5 → 
 
f)Cℓ2O7 → 
 
 
9.4. Óxidos duplos, mistos ou salinos 
 
ÓXIDO salino de (nome do metal) 
 
Exemplos: 
 
a) Fe3O4 → 
 
b) Mn3O4 → 
 
 
10. REAÇÕES QUÍMICAS 
 
 As reações químicas são processos pelos quais as substâncias se transformam em outras. 
Reagentes → Produtos 
 
Equação Química – è a representação gráfica de uma reação química, por meio das fórmulas 
das substâncias participantes (reagentes e produtos) 
 Classificação das reações quanto à variação de complexidade das substâncias envolvidas. 
 
1) Síntese, Adição ou composição 
 A + B → C 
Síntese Total – quando partimos apenas de substâncias simples. 
 
Exemplo: C +O2 → CO2 (queima de carvão) 
 
Exemplo: 2 S + O2 → SO2 
 
 Síntese Parcial – quando, dentre os reagentes, já houver no mínimo uma substância 
composta. 
 
Exemplo: Cão + H2O → Ca(OH)2 
 
2) Análise ou decomposição 
 
AB → A + B 
APOSTILA QUÍMICA 
 
31 
 
Casos especiais de análise 
 
2.1) Eletrólise – decomposição pela eletricidade 
 CE 
2H2O 2H2 + O2 
 H2SO4 
 
2.2 – Fotólise – decomposição pela luz. 
 
 luz 
2H2O2 2H2 O + O2 
 H2SO4 
 
2.3) Pirólise – decomposição pelo calor (calcinação) 
 
2HgO → 2Hg + O2 
 
3) Deslocamento, substituição ou troca simples 
 
3.1) Substância simples é um metal 
 
AB + C → CB + A 
 
 Fila de Reatividade 
 
K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fé > H > Cu > Ng > Ag > Au 
 
 
Exemplo 1: Zn + HgSO4 → ZnSO4 + Hg 
 
Exemplo 2: 2Ag + Al (NO3)3 → impossível 
 
3.2) Substância simples é um metal 
 
AB + C → C + B 
 
 Fila de Reatividade 
 
F> 0 > Cl > Br > I > S 
 
Exemplo 1: F2 + 2NaBr → 2NaF + Br2 
 
4) Reações da dupla troca ou de dupla substituição 
 
AB + CD → AD + CB 
 
Exemplo 1: NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 
 
5) Reações de Ox-redução 
 
São reações de perda e ganho de, ou seja, há variação de elétrons. 
APOSTILA QUÍMICA 
 
32 
2
4
2
4
4
022
2
6
3
3
6
2









 OCFeOCOFe
 Oxidação  perda de elétrons ou aumento do número de Nox. 
 Redução  ganho de elétrons ou redução do número de Nox. 
 
 oxidação 
 
 
 -2 -1 0 +1 +2 
 
 Redução 
 
Exemplo: 1 
 3
30
2
0
2 HNHN
 
 -3 +3 
 
 
 
Nº redução N
-3
; logo N2 é o agente oxidante 
 
Hº Oxidação H
+
; logo H2 é o agente redutor 
 
 Agente oxidante é aquele que provoca oxidação; agente redutor é aquele que provoca 
redução. 
 
Exemplo: 
 
 
 
Fe
+3
 redução Fe
0
 agente oxidante Fe2O3 
 
C
+2
 oxidação C
+4
 agente redutor CO 
 
 
 
 
 Exercícios: 
 
1) Dada as equações abaixo, dê o oxidante e o redutor: 
 
a) Fe2 O3 + O2 → Fé + CO2 
 
b) C6 H12O6 + O2 → CO2 + H2O 
 
2) Assinale a associação errada: 
 
a) Cão + CO2 → CaCO3 é uma reação de análise 
b) S+O2 → SO2 é uma reação de síntese 
c) 2AgBr → 2Ag+Br2 é uma reação de decomposição 
d) Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 é uma reação de deslocamento. 
e) NaCl + AgNO3 _ AgCl + NaNo3 é uma reação de dupla troca 
 
3) A reação abaixo é classificada como: 
 NH3 + HCl → NH4Cl 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
33 
a) dupla troca 
b) decomposição 
c) análise 
d) síntese 
e) simples troca 
 
4) A reação abaixo é classificada como: 
 H2CO3 → CO2 + H2O 
 
a) simples troca 
b) permutação 
c) deslocamento 
d) adição 
e) decomposição 
 
5) Considere as afirmativas: 
 
1. 2 Fe + 3O2 → 2Fe2O3 é uma reação total 
2. Cao+H2O → Ca(OH)2 → Ca(OH)2 é uma ração de análise 
3. Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 é uma reação de deslocamento 
4. HO + NaOH → Na Cl + Cl + H2O é uma reação de deslocamento. 
 
a) somente a 2 é verdadeira 
b) a 2 e 3 são verdadeiras 
c) a 1 e a 4 são verdadeiras 
d) a 1 é verdadeira. 
 
6) Dadas as equações e suas classificações: 
 
1. CaCO3 → Cão + CO2 .....(Decomposição) 
2. Cão + H2 → Ca(OH)2...(Síntese total) 
3. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 (Dupla troca) 
4. Cl2 + 2 Na Br → NaCl + Br2 (Síntese parcial) 
 
São falsas: 
 
a) somente a 4. 
b) somente a 2 e 3 
c) somente 2 e 4 
d) somente 1,2 e 4 
e) somente 1,3 e 4 
 
7) (UFRN) Nas cinco equações químicas enumeradas abaixo, estão representadas reações de 
simples troca também chamadas reações de deslocamento: 
 
1) Fe(S) + 2AgNO3 (ag) → Fe(NO3)2(ag)+2Ag(a) 
2) 3Nl(S) + 2AlCl 3(ag)→ 3 NiCl2(ag)+2Al(s) 
3) Zn(s)+HCl(ag) → ZnCl2(ag)+H2(g) 
4) Sn(s)+Cu(NO3)2(ag) → Sn(NO3)4(ag)+ 2Cu(s) 
5) 2Au(s) + MgCl2(ag) → 2AuCl(ag) +Mg(s) 
 
APOSTILA QUÍMICA 
 
34 
Analisando essas equações, com base na ordem decrescente de reatividade (eletropositividades) 
mostrada a seguir. 
 Mg > Al > Zn > Fé >Ni > H > Sn > Cu > Ag > Au, pode-se prever que devem ocorrer 
espontaneamente apenas as reações de número: 
 
a) 3,4 e 5. b) 2,3 e 5. c) 1,2 e 3. d) 1,3 e 4. 
 
8) (UERJ) Os objetos médicos perdem o brilho quando os átomos da superfície reagem com outras 
substâncias formando um revestimento embaçado. A prata, por exemplo, perde o brilho quando 
reage com enxofre, formando uma mancha de sulfeto de prata. A mancha pode ser removida 
colocando-se o objeto em uma panela de alumínio contendo água quente e um pouco de detergente 
por alguns minutos. 
Nesse processo, a reação química que corresponde à remoção das manchas é: 
 
a) AgS + Al → AlS + Ag 
b) AgSO4 + Al → AlSO4 + Ag 
c) 3Ag2S + 2Al → Al2S3 + 6Ag 
d) 3Ag2SO4 + 2Al → Al2(SO4)3 6Ag 
 
 
 
11. BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 
Uma equação química está correta quando representa um fenômeno químico que realmente 
ocorre, por meio de fórmulas corretas (aspecto qualitativo) e coeficientes corretos (aspecto 
quantitativo). 
Lembrando que numa reação química os átomos permanecem praticamente “intactos”, 
podemos enunciar o seguinte critério geral: 
Acertar os coeficientes, ajustar ou balancear uma equação química é igualar o número total 
de átomos de cada elemento, no 1˚ e no 2˚ membro da equação. 
 Caso os elementos apareçam mais de uma vez por membro, devemos usar a regra do 
MACHO. 
 
Exemplo: 2Al(OH)3 = 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O 
 
 1˚ Método: Direto ou das Tentativas 
 
 Regras Práticas 
 
a) Raciocinar com o elemento (ou radical) que aparece apenas uma vez no 1˚ membro e uma vez no 
2˚ membro da equação. 
 
b) Preferir o elemento (ou radical) que possua índices maiores. 
 
c) Escolhido o elemento (ou radical), transpor seus índices de um membro para outro, usando-os 
como coeficientes. 
 
d) Prosseguir com os outros elementos (ou radicais), usando o mesmo raciocínio, até o final do 
balanceamento. 
 
Exemplo1: Aℓ + O2 → Aℓ2O3 
APOSTILA QUÍMICA 
 
35 
 
Exemplo2: CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2 
 
Exemplo3: Aℓ(OH)3 + H2SO4 → Aℓ2(SO4)3 + H2O 
 
Exemplo4: PCℓ3 + H2O → H3PO3 + HCℓ 
 
Exemplo5: MnO2 + HCℓ → MnCℓ2 + H2O + Cℓ2 
 
 
 
 Exercícios Equilibrar por tentativas: 
 
 
1) Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2 
 
2) FeS + O2 → Fe2O3 + SO2 
 
3) Aℓ + H4P2O7 → Aℓ4(P2O7)3 + H2 
 
4) FeCℓ3 + K4[Fe(CN)6] → Fe4[Fe(CN)6]3 + KCℓ 
 
5) Fe + H2O → Fe3O4 + H2