APOSTILA QUIMICA TEÓRICA 2º SEMESTRE 2017

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Universidade Federal de Ouro Preto 
Instituto de Ciências Exatas e Aplicadas 
Departamento de Ciências Exatas e Aplicadas 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA GERAL 
TEÓRICA 
 
 
 
 
 
Cursos: Engenharia da Computação 
Engenharia de Produção 
Engenharia Elétrica 
 
DOCENTES 
Profa. Dra. Karla Moreira Vieira 
Profa. Dra. Lucília Alves Linhares Machado 
 
TÉCNICO RESPONSÁVEL 
Reginaldo J. M. Moreira 
 
GRADUANDO 
Patrick Trevizani Barbosa 
 
 
João Monlevade - MG 
2017 
 
 
 
2 
SUMÁRIO 
PÁGINA 
 
APRESENTAÇÃO ........................................................................................................................................... 4 
UNIDADE 1: CONCEITOS BÁSICOS DE QUÍMICA GERAL 
1. INTRODUÇÃO À QUÍMICA .......................................................................................................................11 
1.1. O que é Química e para que serve? ......................................................................................................11 
1.2. Divisão da Química ...............................................................................................................................12 
2. CONCEITOS FUNDAMENTAIS ...................................................................................................................13 
3. PROPRIEDADES DA MATÉRIA ..................................................................................................................13 
3.1. Propriedades Extensiva e Intensiva ......................................................................................................13 
3.2. Mol: Quantidade de matéria ................................................................................................................13 
3.3. Estados Físicos da Matéria ...................................................................................................................14 
3.4. Densidade ............................................................................................................................................15 
3.5. Ponto de Fusão (P.F.) e de Ebulição (P.E.) .............................................................................................15 
4. MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO ..............................................................................................................15 
4.1. Substância Pura....................................................................................................................................15 
4.2. Mistura ................................................................................................................................................16 
5. TRANFORMAÇÕES OU FENÔMENOS .......................................................................................................18 
6. OUTRO CONCEITOS IMPORTANTES .........................................................................................................18 
7. PROCESSOS BÁSICOS DE SEPARAÇÃO ......................................................................................................18 
8. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS .................................................................................................................23 
8.1. Convenções..........................................................................................................................................23 
8.2. Arredondamentos ................................................................................................................................24 
UNIDADE 1: EXERCÍCIOS DE REVISÃO ..........................................................................................................24 
 
UNIDADE 2: TABELA PERIÓDICA 
1. A TABELA PERIÓDICA MODERNA .............................................................................................................29 
1.1 Estrutura da Tabela Periódica ................................................................................................................29 
1.2. Representação dos elementos .............................................................................................................30 
2. A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS ..........................................................................30 
3. A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES ATÔMICAS ..................................................................................31 
3.1 Raio Atômico ........................................................................................................................................31 
3.2 Energia de Ionização .............................................................................................................................32 
3.3 Afinidade Eletrônica ..............................................................................................................................32 
 
 
 
3 
3.4 Eletropositividade .................................................................................................................................33 
3.5 Eletronegatividade ................................................................................................................................33 
4. A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES FÍSICAS .......................................................................................34 
4.1 Densidades e Pontos de Fusão ..............................................................................................................34 
4.2 Metais e Não-Metais .............................................................................................................................35 
5. A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS ..................................................................................35 
5.1 Metais...................................................................................................................................................35 
5.2 Não-Metais ...........................................................................................................................................36 
UNIDADE 2: EXERCÍCIOS DE REVISÃO 
 
UNIDADE 3: LIGAÇÕES QUÍMICAS ...............................................................................................................40 
1 Os gases nobres e a Regra do Octeto .......................................................................................................41 
2. Ligação Iônica: íons, compostos iônicos e propriedades. .........................................................................42 
3. Ciclo de Born Haber ................................................................................................................................43 
4. Ligação Covalente ...................................................................................................................................47 
5. Carga Formal...........................................................................................................................................49 
6. Estruturas de Lewis .................................................................................................................................50 
7. Geometrias Moleculares ............................................................................................................................ 
8. Ligação metálica: Mar de elétrons, características e propriedades ..........................................................51 
9. Ligação Secundárias ou Intermoleculares ................................................................................................53 
9.1 Ligação dipolo-dipolo ............................................................................................................................539.2 Ligações de Hidrogênio .........................................................................................................................53 
9.3 Interações dipolo instantâneo-dipolo induzido ......................................................................................54 
UNIDADE 3 - EXERCÍCIOS DE REVISÃO .........................................................................................................55 
 
UNIDADE 4: FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS 
1. Ionização e Dissociação ...........................................................................................................................58 
2. Ácidos e Bases ........................................................................................................................................59 
2.1 Ácidos: Classificação e nomenclatura ....................................................................................................60 
3. Bases: Classificação e nomenclatura........................................................................................................62 
4. Óxidos: Definição, classificação e nomenclatura ......................................................................................63 
5. Sais: Definição e nomenclatura ...............................................................................................................65 
6. Hidretos: Nomenclatura ..........................................................................................................................67 
UNIDADE 4: EXERCÍCIOS DE REVISÃO ..........................................................................................................67 
 
 
 
 
4 
UNIDADE 5: ESTEQUIOMETRIA E CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
1. REAÇÕES QUÍMICAS E BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS .......................................................72 
1.1 Reações químicas ..................................................................................................................................72 
1.2 Tipos de reações químicas .....................................................................................................................73 
2. BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS E O MÉTODO DAS TENTATIVAS..........................................75 
3. MOL E NÚMERO DE AVOGADRO. ............................................................................................................76 
4. ESTEQUIOMETRIA E ALGUNS CASOS GERAIS. .........................................................................................76 
4.1 Quando o dado e a pergunta são expressos em massa ..........................................................................76 
4.2 Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em volume (ou vice-versa) .....................................77 
4.3 Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em mols (ou vice-versa) .........................................77 
4.4 Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em número de partículas (ou vice-versa)................77 
4.5 Reagente limitante, em excesso, produtos e rendimento de uma reação ..............................................78 
4.6 Análise Dimensional para cálculos estequiométricos .............................................................................78 
UNIDADE 5: EXERCÍCIOS DE REVISÃO ..........................................................................................................79 
 
UNIDADE 6: SOLUÇÕES E TITULAÇÃO 
1. Propriedades Gerais das Soluções ...........................................................................................................82 
2. Tipos de Soluções....................................................................................................................................83 
3. Concentração das Soluções .....................................................................................................................83 
4. Diluição de Soluções ...............................................................................................................................85 
5. Titulação, Titulometria ou Titrimetria ......................................................................................................86 
5.1 Solução padrão .....................................................................................................................................87 
5.2 Curva de titulação .................................................................................................................................88 
5.3 Requisitos para uma Reação Volumétrica ..............................................................................................89 
5.4 Classificação dos Métodos Volumétricos ...............................................................................................89 
UNIDADE 6: EXERCÍCIOS DE REVISÃO ..........................................................................................................90 
 
UNIDADE 7: CINÉTICA QUÍMICA 
1. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO................................................................................................................... 
2. LEIS DE VELOCIDADE ...............................................................................................................................95 
3. ENERGIA DE ATIVAÇÃO E DEPENDÊNCIA DAS CONSTANTES DE VELOCIDADE EM RELAÇÃO À 
TEMPERATURA ...........................................................................................................................................99 
4. FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES .........................................................................100 
5. MECANISMO DE REAÇÃO ......................................................................................................................101 
6. LEI DE VELOCIDADE E ETAPAS ELEMENTARES ........................................................................................102 
 
 
 
5 
7. CATÁLISE ...............................................................................................................................................103 
UNIDADE 7: EXERCÍCIOS DE REVISÃO ........................................................................................................103 
 
UNIDADE 8: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
1. EQUILÍBRIO QUÍMICO ...........................................................................................................................106 
2. EXPRESSÕES PARA A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO .................................................................................108 
3. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO ..........................................................................................111 
UNIDADE 8: EXERCÍCIOS DE REVISÃO ........................................................................................................112 
 
UNIDADE 9: EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE E pH 
1. EQUILÍBRIO IÔNICO EM SOLUÇÃO AQUOSA ..........................................................................................114 
2. EFEITO DO ÍON COMUM .......................................................................................................................115 
3. EQUILÍBRIO IÔNICO ENVOLVENDO SAIS POUCO SOLÚVEIS ....................................................................117 
4. SOLUBILIDADE ENVOLVENDO EQUILÍBRIO QUÍMICO ............................................................................. 118 
UNIDADE 9: EXERCÍCIOS DE REVISÃO ........................................................................................................120 
 
UNIDADE 10: ELETROQUÍMICA 
1.1. Conceitos de agentes oxidante e redutor, número de oxidação ..........................................................122 
1.2. Balanceamento de equações por oxi-redução ....................................................................................1241.3 Pilhas e Eletrólise ................................................................................................................................127 
2.1. PILHA DE DANIEL ................................................................................................................................128 
2.2. Eletrodo Padrão de Hidrogênio ..........................................................................................................130 
2.3. Eletrólise ............................................................................................................................................132 
2.3.1. Eletrólise Ígnea................................................................................................................................133 
2.3.2. Eletrólise Aquosa ............................................................................................................................134 
UNIDADE 10: EXERCÍCIOS DE REVISÃO ......................................................................................................137 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .................................................................................................................142 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
FIGURAS 
PÁGINA 
 
UNIDADE 1: CONCEITOS BÁSICOS DE QUÍMICA GERAL 
Figura 1.1 Mudança do estado físico da matéria …………………………………………………………………….…….………..14 
Figura 1.2 Exemplo de mudança do estado físico de substância pura ………………………………………….………...16 
Figura 1.3 Exemplo de mudança do estado físico de mistura ………………………………………………….………………17 
Figura 1.4 Mudança do estado físico de mistura Eutética ……………………………………………………………..…….…17 
Figura 1.5 Mudança do estado físico de mistura Azeotrópica ………………………..……………………………...………17 
Figura 1.6 Filtração simples ……………………………….…………………………………………………………………………..………19 
Figura 1.7 Filtração à vácuo ………………………………………………………………………………………………….……….….……19 
Figura 1.8 Sifonação………………………………………………………………………………………………………………………….….…20 
Figura 1.9 Decantação …………………………………………………………………………………………………………………..….……20 
Figura 1.10 Dissolução Fracionada ………………………………………………………………………………….………………...……21 
Figura 1.11 Sublimação……………………………….……………………………………………………………………………………..……21 
Figura 1.12 Flotação …………………………………………………………………………………………………………………….…..…….21 
Figura 1.13 Destilação Simples …………………………………………………………………………………………………….…..…….22 
Figura 1.14 Destilação Fracionada …………………………………………………………………………………………..…….….……22 
Tabela 1.1 Substâncias simples e estados alotrópicos.................................................................................16 
 
UNIDADE 2: TABELA PERIÓDICA 
Figura 2.1 Estrutura da tabela periódica ………………………………………………………………………………………….….…29 
Figura 2.2 Representação de elementos da tabela periódica ……………………………….………………………………..30 
Figura 2.3 Configuração eletrônica grupo 1 e 2 ……………………………….……………………………………………….……30 
Figura 2.4 Raio atômico entre dois átomos ……………………………….………………………………………………………..…31 
Figura 2.5 Raio atômico ao longo da tabela periódica ………………………………............................…….….……….31 
Figura 2.6 Energia de ionização ao longo da tabela periódica …………………………........................……..….……32 
Figura 2.7 Afinidade Eletrônica na Tabela Periódica ……………………………….……............................…….……….33 
Figura 2.8 Eletropositividade na Tabela Periódica ………………………………............................…….……….……..…33 
Figura 2.9 Eletronegatividade na Tabela Periódica ………………………............................………………..………34 
Figura 2.10 Densidade dos elementos a 25°C ………………………............................…………….………………….……35 
Figura 2.11 Ponto de fusão dos elementos …………………………............................………….………………………..…35 
 
UNIDADE 3: LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Figura 3.1 Distribuição eletrônica dos gases nobres ………………………………............................……………………42 
 
 
 
7 
Figura 3.2 Antes e depois da reação entre sódio e cloro ………………………............................…………….………42 
Figura 3.3 Rede ou reticulado cristalino …………………………............................………….………………………….……42 
Figura 3.4 Ligações iônicos entre Magnésio e o Cloro e entre o Alumínio e o Flúor …………………………….…43 
Figura 3.5 Ciclo de Born Haber → NaCl ……………………………….…............................…….…………………..…..……47 
Figura 3.6 Compartilhamento de elétrons …………………………………..................................................….………47 
Figura 3.7 Representação fórmula molecular, eletrônica e estrutural ……………………………………………………47 
Figura 3.8 Exemplo de ligação covalente polar ……………………………….…................................……………………48 
Figura 3.9 Exemplo de ligação covalente apolar ……………………………............................…………..……….………48 
Figura 3.10 Ligação covalente apolar e polar ………………………………............................……………..………………48 
Figura 3.11 Símbolo de pontos de Lewis ……………………………….…............................…………………………………50 
Figura 3.12 Geometria molecular de algumas moléculas …………………..............................……………….………51 
Figura 3.13 Mar de elétrons………………………………............................…….………………………………………….………52 
Figura 3.14 Representação esquemática dipolo-dipolo……………………………............................……….…..……53 
Figura 3.15 Representação esquemática de ligações de hidrogênio em tracejado…………......................…54 
Figura 3.16 Representação esquemática de ligações dipolo induzido…………………………………………….....….54 
 
UNIDADE 4: FUNÇÕES INORGÂNICAS E REAÇÕES QUÍMICAS 
Figura 4.1 NaCl no estado sólido e em solução de água ………………………………............................……..………58 
Figura 4.2 NaOH e HCl e a condutividade elétrica……………………………….…...................………….........…………59 
Figura 4.3 Formação do sal NaCl (a) e Reação de formação do sal NaCl (b) …………………………………….....…65 
Figura 4.4 Nomenclatura dos sais, e exemplos de fórmula e nomes………………………………………………….….66 
Quadro 4.1 Nomenclatura de ácidos oxigenados …………………………………………………………………...…….………61 
Quadro 4.2 Nomenclatura dos ânions (a) e exemplos de fórmula e nome de ânions (b) ………………………66 
 
UNIDADE 5: ESTEQUIOMETRIA E CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
Figura 5.1 Reações químicas …………………………………..........................………………………………………....….…….…72 
Figura 5.2 Reação química entre CH4 e O2…………………………….............……………………...............….….….………72 
Figura 5.3 Reação de composição ……………………………….……........…………………………………....................………73 
Figura 5.4 Reação de Decomposição ………………………………….....…………………………….......................….….……73 
Figura 5.5 Reação de Deslocamento …………………………………..........…………………………..................……..………73 
Figura 5.6 Reação de Dupla Troca ……………………………….……..............…………………………..............…………..…74 
Figura 5.7 Exemplo de pesagem de ferro ………………………………............……………………................…….…..……76 
Figura 5.8 Exemplo da relação mol e constante de Avogadro …………………………...................……….…….……76 
 
 
 
 
8 
UNIDADE 6: SOLUÇÕES E TITULAÇÃO 
Figura 6.1 Formação de uma solução……………………………….…............................…………………………..………… 82 
Figura 6.2 Efeito Tyndall em soluções ……………………………….……......................…………………………......……..…82 
Figura 6.3 Exemplos de soluções sólidas, líquidas e gasosas …………………………….........................…….………83 
Figura 6.4 Exemplo de concentração de solução……………………………….…............………….................………… 83 
Figura 6.5 Exemplo de titulação em massa ……………………………….………...............…………….......……….....……85 
Figura 6.6 Diluição de uma solução qualquer ……………………………….….................……………...........…….………85 
Figura 6.7 Diluição de uma solução qualquer………………............................……...............………………….……… 86 
Figura 6.8 Exemplo detitulação……………………………….…............................……............................……..……… 87 
Figura 6.9 Representação gráfica dos valores de pH ……………………………….…............................……….………88 
 
UNIDADE 7: CINÉTICA QUÍMICA 
Tabela 7.1 Velocidades iniciais para reação de formação do FClO2………………......................………………95 
 
UNIDADE 8: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Figura 8.1 Exemplo de velocidade de uma reação ………………………………............................…………..….……106 
 
UNIDADE 9: EQUILÍBRIO ÁCIDO BASE E pH 
Quadro 9.1 Relação entre Ka e pKa …………………………………............................……............................….……115 
Figura 9.1 Equilíbrio iônico da água………………………………............................……............................…….……115 
Quadro 9.2 Relação entre pH e pOH …………………………............................……...........................……….….…116 
 
UNIDADE 10: ELETROQUÍMICA 
Figura 10.1 Transformação de energia química em elétrica e vice-versa ……………................………....……..122 
Figura 10.2 Exemplo ligação iônica ………………………………............................…….............................….………122 
Figura 10.3 Exemplo de reação com agente redutor e oxidante ……………………............................…....……1223 
Figura 10.4 Exemplo de reação com agente redutor e oxidante ……………………................................………1224 
Figura 10.5 Exemplo de reação com agente redutor e oxidante ……………………................................………1225 
Figura 10.6 Exemplo de reação com agente redutor e oxidante …………………............................…....………1226 
Figura 10.7 Exemplo de reação com agente redutor e oxidante ……………………............................………….1226 
Figura 10.8 Exemplo de reação com agente redutor e oxidante…………............................…………….……… 1227 
Figura 10.9 Exemplo de pilha de Daniel ……………………………….…..........................................................……1228 
Figura 10.10 Exemplo de pilha de Daniel ..................................................................................................1229 
Figura 10.11 Exemplo de pilha de Daniel ..................................................................................................1229 
 
 
 
9 
Figura 10.12 Exemplo de equação global e representação esquemática pilha de Daniel ........................12230 
Figura 10.13 Exemplo de eletrodo padrão de hidrogênio ........................................................................12230 
Figura 10.14 Exemplo de eletrodo padrão de hidrogênio........................................................................ 12231 
Figura 10.15 Equação global de Ni e Ag ................................................ ...................................................122 
Figura 10.16 Exemplo de eletrólise (a) e diferença entre pilha e eletrólise (b) ........................................12233 
Figura 10.17 Exemplo de eletrólise ígnea .................................................................................................12233 
Figura 10.18 Aparelho para realizar eletrólise aquosa .............................................................................12234 
Figura 10.19 Facilidade de descarga de elementos. .................................................................................12236 
Figura 10.20 Eletrólise de uma solução aquosa de NiCl2............................................................……….......12236 
Figura 10.21 Eletrólise de uma solução aquosa de AgNO3........................................................................12236 
Figura 10.22 Eletrólise de uma solução aquosa de KI .........................................................................12236 
Figura 10.23 Eletrólise de uma solução aquosa de Na2SO4.......................................................................12237 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
 
 
 
 
1. APRESENTAÇÃO 
 
A Apostila Química Teórica é um material didático desenvolvido pelas professoras doutoras Lucília 
Alves Linhares Machado e Karla Moreira Vieira em colaboração com o aluno Patrick Trevizani 
Barbosa (bolsista do Projeto Pró ativa) para ser aplicado nos cursos de Engenharia Elétrica, 
Engenharia da Computação e Engenharia de Produção do Instituto de Ciências Exatas e Aplicadas 
da UFOP. A apostila é resultado da junção de vários materiais disponíveis na literatura, como livros 
já publicados, artigos científicos, revistas, etc. O material contém todos os conteúdos descritos na 
ementa da disciplina dos três cursos, aborda também algumas temáticas complementares, além de 
conter exercícios para revisão dos conteúdos. Esta é a primeira edição da apostila e foi elaborada 
no intuito de proporcionar ao estudante condições para que eles construam aprendizagens 
significativas referentes ao conteúdo trabalhado, compreendendo sua importância relacionada ao 
componente curricular Química, bem como sua relação com as demais áreas do conhecimento e 
com o seu cotidiano. Todo material utilizado para elaboração deste material estão listados nas 
referências bibliográficas ao final da apostila. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
UNIDADE 1: CONCEITOS BÁSICOS DE QUÍMICA GERAL 
 
1. INTRODUÇÃO À QUÍMICA 
 
1.1. O que é Química e para que serve? 
A Química estuda a natureza (estrutura atômica e molecular, etc.), as propriedades, a 
composição e as transformações da matéria. Vejamos alguns benefícios que a Química pode nos 
oferecer: 
 Os tecidos das roupas que usamos no dia-a-dia são, geralmente, materiais obtidos graças ao 
desenvolvimento da Química; 
 As fibras artificiais (o náilon, o tergal, etc.), as borrachas sintéticas, os plásticos, fazem parte 
de um grupo de materiais chamados polímeros; 
 Os polímeros têm tido inúmeras aplicações: sacos plásticos, toalhas, garrafas, canos 
plásticos, revestimentos elétricos, brinquedos, discos, estofamentos, revestimentos de panela; 
 A Bioquímica tem permitido não apenas conhecer certos mecanismos de funcionamento do 
organismo, como influir neles, possibilitando o desenvolvimento da Biologia Molecular e da 
Farmacologia, fundamentais ao progresso da Medicina. 
 Nas Engenharias, a Química também tem diferentes atuações. Na Engenharia de Alimentos 
a química exerce também papel importante. Por exemplo, a indústria de alimentos utiliza os 
chamados “aditivos”: são substâncias capazes de conferir as seguintes características aos alimentos: 
- antioxidantes (inibe o processo de oxidação); - conservantes (aumenta a durabilidade); - 
estabilizantes (ajuda a manter as emulsões e suspensões); - adoçantes (transmite sabor doce aos 
produtos), etc. 
 Na Engenharia Química o engenheiro trabalha com os processos industriais que empregam 
transformações físico-químicas. Ele cria técnicas de extração ou obtenção de matérias-primas, sua 
utilização e transformação em produtos químicos e petroquímicos, como tintas, plásticos, têxteis, 
papel e celulose. Desenvolve produtos e equipamentos, além de pesquisar tecnologias e processos 
mais eficientes e menos agressivos para o meio ambiente. 
 Na Engenharia Civil, a química tem sua importância na compreensão dos processos de 
corrosão, resistência dos materiais, sua composição. Necessário o conhecimento do "arcabouço" 
dos materiais utilizados. Para escolher o material a usar deve-se saber os elementos que o compõe 
e por quais processos antes passaram. Somente assim podemos ficar certos da eficiência em 
 
 
 
12 
isolamento acústico, capacidade calorífica, convecção, flexibilidade, condutância, etc. (Tudo isso 
está ligado à química). 
 Na Engenharia Elétrica, a química é fortemente presente nesse ramo. No caso da cinética 
química, essa permiteentender a transformação do movimento em energia elétrica, como exemplo, 
se pode citar uma reação entre soluções de metais condutores ou semicondutores e um condutor 
iônico, ocorrendo a troca de elétrons entre eletrodo e eletrólito, ou seja, transformação de energia 
química em energia elétrica. Podendo citar também os processos eletroquímicos que envolvem 
pilhas e baterias como também a compreensão do universo quântico que dos conhecimentos 
essenciais da química. 
 Na Engenharia de Produção, a aplicação da química proporcionou o desenvolvimento de 
diversas técnicas e formas de manipulação para produção de produtos presentes no cotidiano das 
pessoas como no ramo da automação, indústria alimentícia e etc. Pois através da química é possível 
conhecer a constituição da estrutura da matéria de determinado equipamento, por exemplo, 
permitindo conhecer características e melhor forma de manuseio tornando a produção mais 
eficiente. Porém, a aplicação dos conceitos químicos altera dependendo da linha de produção e seu 
entendimento ajuda a compreender processos que ocorrem até a fase final do produto, envolvendo 
muitas vezes processos físico-químico. 
 Na Engenharia de Computação conhecer os componentes presentes em circuitos, 
microprocessadores entre outros é essencial. E cada um desses elementos necessitam de 
conhecimento químico, que está presente nos mínimos materiais como resistências, diodos e 
capacitores. Sem o uso de condutores e semicondutores reações eletroquímicas não seriam 
possíveis. A química é fundamental por permite conhecer propriedades desses elementos e como 
funcionam essas reações 
Como se pode constatar, a Química tem proporcionado inúmeros benefícios para a 
humanidade. Por outro lado, não podemos também nos esquecer de que muitos processos 
químicos são responsáveis pela degradação do ambiente em que vivemos. 
 
1.2. Divisão da Química 
Ao longo de sua evolução enquanto CIÊNCIA, a Química subdivide-se em vários campos de 
pesquisa: Química Geral, Química Analítica (qualitativa, quantitativa e instrumental), Química 
Orgânica, Química Inorgânica, Físico-Química, Química Ambiental, Radioquímica e Química 
Industrial. 
 
 
 
13 
2. CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
 
Química é uma Ciência Natural que estuda a natureza da matéria, suas propriedades, suas 
transformações e a energia envolvida nesses processos. Quando conceituamos matéria, baseamo-
nos em suas propriedades. Desse modo, Matéria é tudo aquilo que possui massa e ocupa lugar no 
espaço, ou seja, possui volume. Exemplo: Água, Madeira, Ferro, etc. 
a) Corpo - Porção limitada da matéria, sem utilidade. 
b) Objeto - Porção limitada da matéria, com utilidade. Por exemplo, a quebra de um copo de 
vidro pode ser descrita como um objeto (copo) que deixa de existir e surgem vários corpos (o copo 
fragmentado). Consideramos propriedades as qualidades da matéria que podem ser medidas. 
 
3. PROPRIEDADES DA MATÉRIA 
 
3.1. Propriedades Extensiva e Intensiva 
As diversas propriedades da matéria podem ser classificadas em duas categorias: as extensivas 
e as intensivas. Propriedades Extensivas são aquelas cujos valores medidos dependem do tamanho 
ou extensão da amostra. Exemplo: massa, volume, pressão, etc. Já as Propriedades Intensivas não 
dependem do tamanho da amostra. Exemplo: densidade, temperatura, ponto de fusão e ebulição, 
viscosidade, etc. 
 
3.2. Mol: Quantidade de matéria 
É sempre interessante relembrar que o mol é a unidade que expressa a quantidade de matéria 
em uma amostra de uma substância qualquer. Assim, foi determinado que 1 mol de C-12 contém 
6,022 x 1023 átomos de C-12. Desse modo, é possível estabelecer a seguinte relação: 1 mol de 
átomos de C-12 tem massa igual a 12g, e esses 12g contém 6,022 x 1023 átomos. A constante 6,022 
x 1023 mol-1 é denominada Constante de Avogadro, em homenagem ao químico italiano Amadeo 
Avogadro. 
1 mol de espécies = 6,022 x 1023 espécies 
Exemplo: 
 1 mol de átomos de oxigênio corresponde a 6,022 x 1023 átomos de oxigênio, cujo símbolo 
é O. 
 
 
 
14 
 1 mol de moléculas de oxigênio corresponde a 6,022 x 1023 moléculas de oxigênio, cuja 
formula é O2. 
 1 mol de íons Cl- corresponde a 6,022 x 1023 íons cloreto, cujo símbolo é Cl-. 
 1 mol de elétrons corresponde a 6,022 x 1023 elétrons. 
 
3.3. Estados Físicos da Matéria 
Existem três estados físicos mais comuns em que a matéria pode ser encontrada: sólido, 
líquido e gasoso (Figura 1.1). Dependendo a temperatura e da pressão, a matéria pode estar em um 
desses estados. Alterando a temperatura e/ou pressão é possível passar a matéria de um estado 
para outro. 
Estado Sólido, a matéria nesse estado físico possui forma e volume bem definidos, isto é, não 
dependem do recipiente em que está. Estado Líquido, a matéria nesse estado físico possui volume 
definido, porém não possui forma definida. Estado Gasoso, apresenta forma e volume variável, 
onde os átomos estão totalmente livres. 
 
Figura 1.1: Mudança do estado físico da matéria. 
 
Fusão: passagem do estado sólido para o estado líquido. 
Vaporização: passagem do estado líquido para o estado gasoso. Essa passagem pode ocorrer de 
três maneiras: Evaporação: quando o líquido passa para o estado gasoso abaixo da temperatura de 
ebulição; Ebulição: quando o líquido passa para o estado gasoso na temperatura de ebulição; 
Calefação: quando o líquido passa para o estado gasoso acima da temperatura de ebulição. 
Liquefação ou Condensação: passagem do estado gasoso para o estado líquido. 
Solidificação: passagem do estado líquido para o estado sólido. 
Sublimação: passagem direta do estado sólido para o estado gasoso. O processo inverso também é 
chamado sublimação. 
 
 
 
 
15 
3.4. Densidade 
É a razão entre a massa de um corpo e o volume por ele ocupado. 
 
Fórmula: d =
m
v
 (g/cm3) 
 
3.5. Ponto de Fusão (P.F.) e de Ebulição (P.E.) 
Temperatura de Fusão ou Ponto de Fusão: É a temperatura na qual, a uma pressão constante, 
uma substância pura passa do estado sólido para o estado líquido. 
Temperatura de Ebulição ou Ponto de Ebulição: É a temperatura na qual, a uma pressão 
constante, uma substância pura passa do estado líquido para o estado gasoso. 
 
4. MATÉRIA E SUA CLASSIFICAÇÃO 
 
4.1. Substância Pura 
Possui composição uniforme, definida e característica. Logo, apresenta propriedades também 
definidas. Exemplo: a água, o ferro, o oxigênio, etc. As Substâncias puras podem ser classificadas 
em: 
- Substância Simples (ou elemento): Substância fundamental e elementar, ou seja, não pode ser 
separada ou decomposta em substâncias mais simples. Exemplo: H2, O3. 
- Substância Composta (ou composto): Constituída de átomos de 2 ou mais elementos combinados 
segundo uma relação (razão) definida. Exemplo: água (H2O), glicose (C6H12O6) sacarose (C12H22O11), 
etc. Os compostos podem ser decompostos em substâncias mais simples. 
 
Pesquisadores determinaram que os átomos podem ligar-se para realizar formação de 
moléculas. Exemplo: A água quando submetida a uma eletrólise (uso de eletricidade para promover 
reações químicas) se decompõe em duas substâncias simples conforme a equação: 
2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g) 
Alotropia – Ocorre quando uma substância simples apresenta-se na natureza em diferentes 
espécies, como pode ser visto na Tabela 1.1. 
 
 
 
 
 
 
16 
Substância Simples Estados Alotrópicos 
C C diamante e C grafite 
O O2 (gás oxigênio) e O3 (Gás Ozônio) 
S S rômbico e S monoclínico 
P P vermelho e P branco 
Tabela 1.1: Substâncias simples e estados alotrópicos. 
Observação 1: Os estados alotrópicos se diferenciam entre si por suaspropriedades. 
 
Substância Pura - Possui ponto de fusão (P.F) e o ponto de ebulição (P.E.) constante na mudança do 
estado físico (Figura 1.2). 
 
Figura 1.2: Exemplo de mudança do estado físico de substância pura. 
 
Observação 2: As temperaturas de fusão e de solidificação têm o mesmo valor, assim como as de 
vaporização e liquefação. 
 
4.2. Mistura 
Consiste de duas ou mais substâncias fisicamente misturadas e que pode ser separadas em 
seus componentes pode intermédio das diferenças entre suas propriedades físicas. As misturas 
podem, por sua vez, ser classificadas em: 
 
- Misturas Homogêneas (ou soluções): São aquelas em que os componentes estão uniformemente 
misturados mesmo em uma escala molecular. Exemplo: ar, água + álcool e soluções de um modo 
geral. 
 
 
 
17 
- Misturas Heterogêneas: São aquelas em que os componentes individuais, embora estejam 
misturados, permanecem em diferentes regiões e podem ser diferenciados em escala microscópica. 
Exemplo: areia + açúcar 
Mistura - Possui ponto de fusão (P.F) e o ponto de ebulição (P.E.) variável na mudança do estado 
físico (Figura 1.3). 
 
Figura 1.3: Exemplo de mudança do estado físico de mistura. 
 
Mistura Homogênea – Apresenta sempre as mesmas características em toda sua extensão, 
apresentando um único aspecto (Monofásico). Exemplo: NaCl + H2O (2 componentes e 1 fase). 
 
- Eutética (S+S): Possui temperatura constante apenas na Fusão (Figura 1.4). 
 
Figura 1.4: Mudança do estado físico de mistura Eutética. 
 
- Azeotrópica (L+L): Possui temperatura constante apenas na ebulição (Figura 1.5). 
 
Figura 1.5: Mudança do estado físico de mistura Azeotrópica. 
 
 
 
18 
Mistura Heterogênea - Não apresenta as mesmas características em toda sua extensão, 
apresentando vários aspectos (Polifásico). Exemplo: Areia + H2O + Óleo (3 componentes e 3 fases). 
 
5. TRANFORMAÇÕES OU FENÔMENOS 
 
É qualquer acontecimento da natureza, ou seja, o sistema final e inicial estudado é diferente. 
a) Físico - A matéria é a mesma antes e após a transformação. Exemplo: Amassar papel, quebrar um 
objeto. 
b) Químico - A matéria não é a mesma após a transformação. Exemplo: Ferrugem, Azedar do vinho. 
 
6. OUTRO CONCEITOS IMPORTANTES 
 
Sistema ⇒ porção limitada de matéria submetida a uma investigação científica. Exemplo: Sistema 
atômico = átomo, sistema molecular = molécula, etc. 
 
Inércia ⇒ resistência que todo sistema material apresenta em mudar o seu estado de movimento. 
Quanto maior a massa, maior será a inércia do sistema. Exemplo: o elétron tem uma massa 
extremamente pequena, logo sua trajetória pode ser facilmente alterada pela influência de um 
agente externo (força). 
 
Força ⇒ agente externo capaz de modificar o estado de movimento de um corpo. Modelo ⇒ versão 
simplificada do sistema que busca descrever seus aspectos (ou elementos) essenciais. 
 
Energia ⇒ É tudo aquilo que pode modificar a matéria, provocar ou anular movimentos e, ainda, 
causar sensações. É a capacidade de se realizar trabalho. Trabalho é realizado quando um corpo é 
movimentado contra uma força de oposição ao seu deslocamento. - Tipos de trabalho: mecânico 
(quando a força de oposição é mecânica); elétrico (quando a força de oposição é elétrica, etc). 
Exemplo: Trabalho mecânico é realizado quando levantamos, por exemplo, um livro de uma mesa, 
pois o livro é deslocado contra a força da gravidade (oposição). 
 
7. PROCESSOS BÁSICOS DE SEPARAÇÃO 
 
 
 
 
19 
a) Filtração 
A separação, como ilustrado na Figura 1.6, se faz através de uma superfície porosa chamada 
filtro; o componente sólido ficará retido sobre a sua superfície, separando-se assim do líquido que 
atravessa. 
 
Figura 1.6: Filtração simples. 
 
b) Filtração à Vácuo 
A filtração à vácuo (Figura 1.7) pode ser acelerada pela rarefação do ar, abaixo do filtro. Nas 
filtrações sob pressão reduzida, usa-se funil com fundo de porcelana porosa (funil de Buchner). 
 
Figura 1.7: Filtração à vácuo. 
 
c) Decantação 
Deixa-se a mistura em repouso até que o componente sólido tenha-se depositado 
completamente. Remove-se em seguida, o líquido, entornando-se cuidadosamente o frasco, ou com 
auxílio de um sifão (sifonação) (Figura 1.8). 
 
 
 
20 
 
Figura 1.8: Sifonação. 
 
Para acelerar a sedimentação do sólido, pode-se recorrer à centrifugação. A decantação é 
muito utilizada para separar líquidos imiscíveis, ou seja, líquidos que não se misturam. Para isso, 
coloca-se a mistura a ser separada em um funil de separação (ou funil de decantação ou funil de 
bromo). Quando a superfície de separação das camadas líquidas estiver bem nítida, abre-se a 
torneira e deixa-se escoar o líquido da camada inferior, conforme a Figura 1.9. 
 
Figura 1.9: Decantação. 
 
Quando os líquidos não se separam pelo simples repouso, ou o fazem muito lentamente, 
submete-se inicialmente a mistura à centrifugação. 
 
d) Dissolução Fracionada 
Trata-se a mistura com um líquido que dissolva apenas um dos componentes. Por filtração, 
separa-se o componente não dissolvido; por evaporação (ou destilação) da solução, separa-se o 
componente dissolvido no líquido. Veja o exemplo na Figura 1.10. 
 
 
 
21 
 
 
Figura 1.10: Dissolução Fracionada. 
 
e) Sublimação 
Só pode ser aplicada quando uma das fases sublima com facilidade. É empregada na 
purificação do iodo e do naftaleno (Figura 1.11). 
 
Figura 1.11: Sublimação. 
f) Flotação 
Trata-se a mistura com um líquido de densidade intermediária em relação às dos 
componentes. O componente menos denso que o líquido flutuará, separando-se assim do 
componente mais denso, que se depositará. O líquido empregado não deve, contudo, dissolver os 
componentes. Também é denominado de sedimentação fracionada (Figura 1.12). 
 
 
Figura 1.12: Flotação. 
 
 
 
 
 
22 
g) Cristalização Fracionada 
A mistura de sólidos é dissolvida em água e a solução é submetida à evaporação. Quando a 
solução ficar saturada em relação à um componente, o prosseguimento da evaporação do solvente 
acarretará a cristalização gradativa do referido componente, que se separará da solução. A solução, 
contendo o componente cuja saturação ainda não foi atingida, fica sobre os cristais do outro e é 
chamada água-mãe de cristalização. 
 
h) Destilação Simples 
Para a separação dos componentes das misturas homogêneas sólido-líquido, recorre-se 
comumente a destilação simples. O princípio do processo consiste em aquecer a mistura até a 
ebulição; com isso o componente líquido separa-se do sistema sob a forma de vapor, que a seguir é 
resfriado, condensando-se, e o líquido é recolhido em outro recipiente (Figura 1.13). 
 
Figura 1.13: Destilação Simples. 
i) Destilação Fracionada 
Para a separação dos componentes das misturas homogêneas líquido-líquido, recorre-se 
comumente à destilação fracionada. Aquecendo-se a mistura em um balão de destilação, os líquidos 
destilam-se na ordem crescente de seus pontos de ebulição e podem ser separados. O petróleo é 
separado em suas frações por destilação fracionada (Figura 1.14). 
 
Figura 1.14: Destilação Fracionada. 
 
 
 
23 
8. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS 
 
Todos os dígitos de uma grandeza medida, incluindo os incertos, são chamados algarismos 
significativos. Quanto maior o número de algarismos significativos, maior é a certeza envolvida na 
medida. 
 
8.1. Convenções 
 
a) Zeros entre dígitos diferentes de zero são sempre significativos. 
1.005 kg (quatro algarismos significativos) 
1,03 cm (três algarismos significativos) 
 
b) Zeros no início de um númeronunca são significativos, simplesmente indicam a posição da 
vírgula. 
0,02g (um algarismo significativo) 
0,0026 cm (dois algarismos significativos) 
 
c) Zeros no final de um nº e após a vírgula são sempre significativos. 
0,0200 g (três algarismos significativos) 
3,0 cm (dois algarismos significativos) 
 
d) Quando um número termina em zeros mas não contém vírgula, os zeros podem ou não ser 
significativos. 
130 cm (dois ou três algarismos significativos) 
10.300 g (três, quatro ou cinco algarismos significativos) 
Por exemplo, uma massa de 10.300 g pode ser escrita em notação exponencial mostrando 3, 4 ou 5 
algarismos significativos: 
 
1,03 x 104 g (três algarismos significativos) 
1,030 x 104 g (quatro algarismos significativos) 
1,0300 x 104 g (cinco algarismos significativos) 
 
 
 
 
24 
8.2. Arredondamentos 
 
a) Na multiplicação e divisão o resultado deve ser informado com o mesmo número de algarismos 
significativos da medida com o menor número de algarismos significativos. 
Área = (6,221 cm) (5,2 cm) = 32,3492 cm2 arredondamos para 32 cm2 
 
b) Na adição e na subtração o resultado não pode ter mais casas decimais do que a medida com o 
menor número de casas decimais. 
20,4 
+ 1,322 
 83 
 104,722 
 
Adição e subtração: O resultado deve ter o número de dígitos do número (somado/subtraído) com 
menor no de casas decimais. 
Multiplicação e divisão: O resultado deve ter o nº de dígitos do número (multiplicado/dividido) com 
menor número de algarismos significativos. 
Se finalizar com número > 5, o número precedente sobre uma unidade 
Se finalizar com número < 5, mantém-se o número precedente 
Se finalizar com número = 5, se o precedente for par (mantém) e se o precedente for ímpar, 
acrescenta uma unidade para torna-lo par. 
 
UNIDADE 1: EXERCÍCIOS DE REVISÃO 
CONCEITOS BÁSICOS DE QUÍMICA GERAL 
 
 
Todos os exercícios numéricos devem ser feitos com as Regras de Algarismos Significativos. 
 
1. Como você demonstraria que o ar é matéria? 
 
2. Por que uma substância pura ao passar do estado sólido para o líquido não sofre variação de 
temperatura? 
 
Uma casa decimal 
Três casas decimais 
Nenhuma casa decimal 
Arredonda-se para 105 (zero casas decimais) 
 
 
 
25 
3. Misture um pouco de água e gasolina em um copo transparente e observe. Qual é o tipo de 
mistura obtido? Ar e poeira é uma mistura homogênea ou heterogênea? E a mistura água e 
clorofórmio? 
 
4. A água mineral com gás, em uma garrafa fechada, é uma mistura homogênea ou heterogênea? E 
depois de aberta? 
 
5. O gás do botijão de cozinha é constituído pelos gases butano e propano. De que tipo é essa 
mistura? Por que? 
 
6. Consultando a tabela periódica dos elementos, indique: 
a) o símbolo dos elementos: bário, berílio, gálio, lítio, neônio, zircônio, chumbo. 
b) o nome dos elementos com os seguintes símbolos: B, Bi, Ca, Cr, Co, Mg, Mn, Ni, Zn. 
 
7. Determine o número de algarismos significativos das seguintes medidas: 
a) 478 cm = 
b) 6,01 g = 
c) 0,825 cm = 
d) 0,043 kg = 
e) 1,310 x 1022 átomos = 
 
8. Realize as seguintes operações indicando o número correto de algarismos significativos: 
a) 11.254,1 g + 0,1983 g = 
b) 66,59 L – 3,113L = 
c) 8,16 m x 5,1355 m = 
d) 0,0154 kg ÷ 88,3 mL = 
 
9. Responda se as afirmações a seguir descrevem propriedades químicas ou físicas. 
a) Gás hélio dentro de um balão tende a vazar após poucas horas. 
b) O feixe de luz de uma lanterna vai diminuindo e finalmente se apaga. 
c) Suco de laranja congelado é reconstituído. 
d) O crescimento das plantas depende da energia do sol em um processo denominado fotossíntese. 
 
 
 
26 
10. Quais das seguintes propriedades são intensivas e quais são extensivas? 
a) área 
b) cor 
c) densidade 
d) volume 
e) massa 
f) temperatura 
 
11. Classifique cada substância como elemento ou composto: 
a) cloreto de sódio 
b) hélio 
c) álcool 
d) platina 
e) água 
f) hidrogênio 
g) ouro 
h) açúcar 
 
12. Expresse os resultados dos cálculos seguintes em notação científica: 
a) 0,0095 + (8,5 x 10-3) = 
b) 653 ÷ (5,75 x 10-8) = 
c) 850.000 - (9,0 x 105) = 
d) (3,6 x 10-4) x (3,6 x 106) = 
 
13. Qual o número de algarismos significativos em cada uma das seguintes grandezas: 
a) 40,2 g/cm3 = 
b) 0,0000003 cm = 
c) 70 min = 
d) 4,6 x 1019 átomos = 
 
14. Indique o número de prótons, de nêutrons e de elétrons em cada uma das espécies: 
a) 40,120Ca prótons = massa = nêutrons = elétrons = 
 
 
 
27 
b) 55,826Fe prótons = massa = nêutrons = elétrons = 
c) 35,517Cl prótons = massa = nêutrons = elétrons = 
 
 
15. Agrupe os elementos em pares de propriedades químicas semelhantes: 
K, F, P, Na, Cl, N. 
 
16. Dê dois exemplos de: 
a) moléculas diatômicas contendo átomos do mesmo elemento; 
b) moléculas diatômicas contendo átomos de elementos diferentes; 
c) molécula poliatômica contendo átomos do mesmo elemento; 
d) moléculas poliatômica contendo átomos de elementos diferentes. 
 
17. Indique o número de prótons e de elétrons em cada um dos íons seguintes: 
a) K+ 
b) Mg2+ 
c) Fe3+ 
d) Br- 
e) Mn2+ 
 
18. Quais das seguintes espécies são elementos, moléculas (mas não compostos), compostos (mas 
não moléculas) e quais são compostos e moléculas? 
 
a) SO2 
 
e) O 
 
i) KBr 
 
b) S8 
 
f) O2 
 
j) S 
 
c) Cs 
 
g) O3 
 
k) P4 
 
d) N2O5 
 
h) CH4 
 
l) LiF 
 
 
 
19. Dos 115 elementos conhecidos, apenas dois são líquidos à temperatura ambiente (25ºC). Quais 
são? Diga quais são os elementos que existem como gases à temperatura ambiente. 
 
 
 
28 
20. Como você distingue: 
a) Um elemento de um composto? 
b) Um elemento de uma mistura? 
c) Uma solução de uma mistura heterogênea? 
d) Propriedades químicas de propriedades físicas? 
 
 
21. Defina: mistura eutética e mistura azeotrópica. 
 
 
22. Quais dos itens listados descrevem variações físicas e quais descrevem variações químicas? 
a) uma banana amadurece 
b) a água evapora 
c) um objeto cai de uma janela 
d) a comida é digerida 
 
 
23. Um palito de fósforo é aceso e mantido sob um pedaço de metal frio. São feitas as seguintes 
observações. Quais desses acontecimentos são relativos a mudanças físicas e quais são relativos a 
mudanças químicas? 
a) o palito de fósforo queima; 
b) o metal esquenta; 
c) a água condensa-se no metal; 
d) deposita-se fuligem no metal; 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
UNIDADE 2: TABELA PERIÓDICA 
 
Químicos no século XIX desenvolveram a tabela periódica arranjando os elementos em ordem 
crescente de suas massas atômicas. Porém, houve muitas discrepâncias nas primeiras versões, e 
estas foram resolvidas dispondo os elementos em ordem crescente de seus números atômicos. 
A lei periódica refere-se ao fato de que quando os elementos são listados, sequencialmente, 
em ordem crescente do número atômico, observa-se uma repetição periódica em suas 
propriedades. Essa repetição verificada é a base da estrutura da tabela periódica moderna. 
 
1. A TABELA PERIÓDICA MODERNA 
 
A base da estrutura da tabela periódica moderna é a repetição verificada na lei periódica, 
sendo que as famílias de elementos com propriedadesquímicas semelhantes são distribuídas em 
colunas verticais chamadas grupos. 
 
1.1 Estrutura da Tabela Periódica 
A Figura 2.1 abaixo representa a estrutura da tabela periódica, em que: 
Período ⇒ Trata-se das linhas horizontais, e são enumeradas com algarismos arábicos de 1 a 7. 
Definem o número de camadas dos elementos. 
Grupos ou Famílias ⇒ Trata-se das linhas verticais e refere-se ao número de elétrons da camada de 
valência. 
 
 
Figura 2.1: Estrutura da tabela periódica. 
 
 
 
 
30 
1.2. Representação dos elementos 
 
A classificação dos elementos ocorre em razão de suas propriedades químicas e físicas e 
podem ser: metais, ametais, gases nobres, semimetais (metalóides) ou se trata do hidrogênio. E a 
tabela periódica é dividida em blocos s, p, d e f, nomes das últimas subcamadas ocupadas (Figura 
2.2). 
 
Figura 2.2: Representação de elementos da tabela periódica. 
 
2. A PERIODICIDADE NAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS 
 
 Ao examinar as configurações eletrônicas de algum grupo, observa-se um padrão de 
distribuição. Os elétrons das camadas mais externas de um átomo, os que estão envolvidos nas 
ligações químicas, são denominados elétrons de valência. A semelhança na configuração eletrônica 
da camada mais externa (valência) é responsável pelo fato de os elementos de um mesmo grupo 
apresentarem comportamento químico similar. Essa similaridade pode ser observada na Figura 2.3 
abaixo: 
 
Figura 2.3: Configuração eletrônica grupo 1 e 2. 
 
 
 
 
31 
Quando na camada de valência há 8 elétrons, trata-se de um gás nobre que possui 
configuração estável e pouca tendência a reagir. A configuração ns2 np6 é chamada octeto, e a 
generalização dessa configuração de especial estabilidade é conhecida como regra do octeto. 
 
3. A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES ATÔMICAS 
 
Algumas propriedades dos átomos apresentam variações periódicas em função do número atômico. 
 
3.1 Raio Atômico 
O raio atômico é metade da distância entre dois núcleos em dois átomos iguais em uma 
molécula (Figura 2.4). 
 
(a) (b) 
Figura 2.4: (a) Raio atômico entre dois átomos. (b) Raio atômico. 
 
O raio atômico varia de acordo com o arranjo dos elementos na tabela periódica. Diminui da 
esquerda para a direita e aumenta de cima para baixo (Figura 2.5). Ao longo do período ocorre 
decréscimo do raio atômico, pois os elétrons são adicionados na camada de valência, e 
simultaneamente prótons são adicionados ao núcleo aumentando a carga nuclear. Este aumento 
atrai todos os elétrons, provocando aproximação com o núcleo e consequentemente diminuição do 
raio atômico. E ao longo da família o raio aumenta, de acordo com o aumento do número de 
camadas do átomo. 
 
 
 Figura 2.5: Raio atômico ao longo da tabela periódica. 
 
He 
Fr 
 
 
 
32 
Raio iônico ⇒ É o raio de um ânion ou cátion. O raio iônico influência as propriedades físicas e 
químicas de um composto iônico. Como por exemplo: a estrutura tridimensional de um composto 
iônico depende das dimensões relativas dos seus cátions e ânions. 
 
3.2 Energia de Ionização 
Quando um átomo absorve energia em seu estado fundamental, o elétron pode se transferir 
de um nível energético quantizado para outro. Energia de Ionização refere-se a energia mínima 
necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado fundamental. Na tabela 
periódica, a energia de ionização aumenta da esquerda para direita e de baixo para cima (Figura 
2.6). 
A primeira energia de ionização é menor que a segunda, que por sua vez é menor que a 
terceira e assim sucessivamente. Isso se deve ao fato de que cada elétron removido, a atração fica 
maior em relação aos prótons. 
 
Figura 2.6: Energia de ionização ao longo da tabela periódica. 
 
3.3 Afinidade Eletrônica 
A afinidade eletrônica é a variação da energia envolvida quando um átomo isolado gasoso, no 
estado fundamental, recebe um elétron formando um íon negativo. Essa variação pode ser positiva 
(processo endotérmico) ou negativa (processo exotérmico). Quanto maior a atração de um átomo 
sobre um elétron adicionado a este, maior sua afinidade eletrônica. Cresce à medida que o raio 
atômico diminui, ou seja, da esquerda para a direita e de baixo para cima (Figura 2.7). 
 
 
 
33 
 
Figura 2.7: Afinidade Eletrônica na Tabela Periódica. 
 
3.4 Eletropositividade 
É a tendência de determinado elemento em perder elétrons, tornando-se um cátion em uma 
ligação química. Também chamado de caráter metálico, pois os metais possuem maior tendência 
de perder os elétrons da camada de valência quando postos em contato com elementos 
eletronegativos. 
 
Figura 2.8: Eletropositividade na Tabela Periódica. 
 
A eletropositividade aumenta com o aumento do raio atômico, ou seja, na Tabela Periódica, 
a eletropositividade aumenta da direita para a esquerda e de cima para baixo (Figura 2.8). 
 
3.5 Eletronegatividade 
A eletronegatividade é uma propriedade periódica dos elementos que indica a tendência que 
cada um tem de atrair os elétrons em uma ligação química. Também denominado caráter não 
metálico. 
 
 
 
 
34 
 
Figura 2.9: Eletronegatividade na Tabela Periódica. 
 
Quando consideramos os elementos pertencentes a uma mesma família (mesma coluna), a 
eletronegatividade aumenta de baixo para cima. Agora, se considerarmos os elementos 
pertencentes ao mesmo período (mesma linha) da Tabela Periódica, veremos que a 
eletronegatividade cresce da esquerda para a direita (Figura 2.9). 
Linus Pauling criou uma escala dos elementos mais eletronegativos, que pode ser de ajuda 
para determinar a intensidade da polarização de diferentes ligações: 
F > O > N > C? > Br > I > S > P > H 
Valores das eletronegatividades: 4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1 
 
4. A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
As propriedades físicas não é muito regular devido a complexa relação de propriedades como 
ponto de fusão e densidade com a estrutura. 
 
4.1 Densidades e Pontos de Fusão 
As propriedades físicas dos elementos também estão nas leis periódicas. A Figura 2.10 mostra 
as densidades dos elementos a 25 °C, em função do número atômico. A periodicidade na densidade 
é ilustrada através da sucessão de máximos e mínimos em um gráfico, pois diferentes características 
estruturais interferem na densidade da substância. 
 
 
 
 
35 
 
Figura 2.10: Densidade dos elementos a 25°C. 
 
A Figura 2.11 exibe uma periodicidade irregular e relativa aos pontos de fusão dos elementos. 
 
 
Figura 2.11: Ponto de fusão dos elementos. 
4.2 Metais e Não-Metais 
Os metais são normalmente bons condutores eletricidade e calor. São maleáveis e dúcteis, e 
possuem alta refletividade e um brilho característico. Os não-metais tem propriedades diferentes 
dos metais: são pobres condutores térmicos e elétricos, no estado sólido são quebradiços, e não 
exibem alta refletividade ou brilho metálico. 
 
5. A PERIODICIDADE NAS PROPRIEDADES QUÍMICAS 
 
5.1 Metais 
Os metais são a maioria e estão posicionados à esquerda na tabela periódica. É característica 
dos átomos metálicos terem baixas energias de ionização e baixas afinidades eletrônicas. 
 
 
 
36 
Consequentemente, os metais tendem a formar íons carregados positivamente denominados 
cátions. 
 
5.2 Não-Metais 
Os não-metais são caracterizados pela alta afinidade eletrônica e alta energia de ionização, 
com exceção dos gases nobres. Com isso, em muitas de suas reações, os não metais ganham 
elétrons formando íons negativos denominados ânions.UNIDADE 2: EXERCÍCIOS DE REVISÃO 
TABELA PERIÓDICA 
 
1. Dois ou mais íons ou, então, um átomo e um íon que apresentam o mesmo número de elétrons 
denominam-se espécies isoeletrônicas. Comparando-se as espécies isoeletrônicas F-, Na+, Mg2+, e 
Al3+, conclui-se que: 
a) a espécie Mg2+ apresenta o menor raio iônico. 
b) a espécie Na+ apresenta o menor raio iônico. 
c) a espécie F- apresenta o maior raio iônico. 
d) a espécie Al3+ apresenta o maior raio iônico. 
e) a espécie Na+ apresenta o maior raio iônico. 
 
2. Os elementos que apresentam maiores energias de ionização são da família dos: 
a) metais alcalino-terrosos. 
b) gases nobres. 
c) halogênios. 
d) metais alcalinos. 
 
3. Em qual das transformações a seguir, no sentido indicado, a energia envolvida mede o chamado 
“potencial de ionização”? 
a) Cl-(g) + 1 e- → Cl- (g) 
b) 2 Cl(g) → Cl2(g) 
c) H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) 
d) Na(g) → Na+(g) + 1 e- 
e) H+ (aq) + 1e- → ½ H2(g) 
 
 
 
 
37 
4. Qual das opções abaixo apresenta a comparação errada relativa aos raios de átomos e de íons? 
a) raio do Na+ < raio do Na 
b) raio do Na+ < raio do F- 
c) raio do Mg2+ < raio do O2- 
d) raio do F- < raio do O2- 
e) raio do F- < raio do Mg2+ 
 
5. Considerando as propriedades periódicas, indique a alternativa correta: 
a) Para elementos de um mesmo período, a primeira energia de ionização é sempre maior que a 
segunda. 
b) Com o aumento do número de camadas, o raio atômico, em um mesmo grupo, diminui. 
c) Para íons de elementos representativos, o número do grupo coincide com o número de elétrons 
que o átomo possui no último nível. 
d) Os elementos com caráter metálico acentuado possuem grande afinidade eletrônica. 
e) Para elementos de um mesmo grupo, o volume atômico aumenta com o aumento do número 
 
6. Observe as equações a seguir: 
A + energia → A+ + 1 elétron 
B + 1 elétron → B- + energia 
 
As propriedades periódicas relacionadas respectivamente com essas equações são: 
a) afinidade eletrônica e energia de ionização. 
b) energia de ionização e afinidade eletrônica. 
c) energia de ionização e eletronegatividade. 
d) eletropositividade e eletronegatividade. 
e) eletropositividade e afinidade eletrônica. 
 
7. Os elementos que apresentam maiores energias de ionização são da família dos: 
a) metais alcalino-terrosos. 
b) gases nobres. 
c) halogênios. 
d) metais alcalinos. 
 
 
 
38 
8. Das alternativas abaixo, qual apresenta somente ametais? 
a) He, Os, O, B, H 
b) He, Ne, Ar, Kr, Xe 
c) B, Si, As, Sb, Te 
d) Na, Be, Mo, Rb, Ra 
e) C, N, P, Br, I, At 
 
9. Associe corretamente as colunas abaixo: 
I. Metais alcalinos ( ) Grupo 0 
II. Metais alcalino terrosos ( ) Grupo 17 ou VII A 
III. Calcogênios ( ) Grupo 16 ou VI-A 
IV. Halogênios ( ) Grupo 15 ou V-A 
V. Família do carbono ( ) Grupo 14 ou IV-A 
VI. Família do nitrogênio ( ) Grupo 1 ou I-A 
VII. Gases nobres ( ) Grupo 2 ou II-A 
 
10. O bromato de potássio, produto de aplicação controvertida na fabricação de pães, tem como 
fórmula KBrO3. Os elementos que o constituem, na ordem indicada na fórmula, são das famílias dos: 
a) alcalinos, halogênios e calcogênios 
b) halogênios, calcogênios e alcalinos 
c) calcogênios, halogênios e alcalinos 
d) alcalinos terrosos, calcogênios e halogênios 
e) alcalinos terrosos, halogênios e calcogênios 
 
11. Comparando-se as propriedades periódicas dos elementos que compõem o 
KC ,
assinale os 
itens que forem corretos. Dados: K (Z=19) e 
C
 (Z=17). 
01) O potássio possui maior caráter metálico. 
02) O cloro possui maior eletronegatividade. 
04) O cloro tem maior raio atômico. 
08) O potássio tem maior eletroafinidade. 
16) O potássio tem maior potencial de ionização. 
 
 
 
 
39 
12. Em um mesmo grupo (ou família) da Tabela Periódica, o raio atômico cresce com o aumento do 
número atômico. Isto ocorre porque o número de níveis de energia nos quais se distribuem os 
elétrons aumenta de cima para baixo no grupo. 
 
13. Com relação às propriedades periódicas dos elementos, assinale os itens que forem corretos. 
01) Em um mesmo período o raio atômico aumenta com o número atômico devido ao aumento da 
repulsão eletrostática ocasionada pelo aumento do número de elétrons. 
02) Os elementos de maior tamanho (volume) e menor densidade na Tabela Periódica são os metais 
alcalinos. 
04) Em um mesmo período, a energia de ionização aumenta dos metais alcalinos para os gases 
nobres, porque o raio atômico diminui neste sentido. 
08) Os não metais formam ânions com mais facilidade que os metais porque, em um mesmo 
período, estes apresentam uma afinidade eletrônica maior. 
 
14. Com relação às propriedades periódicas dos elementos, assinale a alternativa cujos termos 
preenchem CORRETAMENTE os espaços na ordem apresentada: 
I - Os raios __________ dos elementos do Grupo 17 são menores que seus respectivos raios 
__________. 
II - A primeira _________________ de um átomo é sempre um processo ______________. 
III - A primeira _________________ de um átomo geralmente é um processo _________________. 
 
a) I – atômicos, iônicos. II – afinidade eletrônica, endotérmico. III – energia de ionização, exotérmico. 
b) I – iônicos, atômicos. II – energia de ionização, exotérmico. III – afinidade eletrônica, endotérmico. 
c) I – iônicos, atômicos. II – afinidade eletrônica, exotérmico. III – energia de ionização, endotérmico. 
d) I – atômicos, iônicos. II – energia de ionização, endotérmico. III – afinidade eletrônica, exotérmico. 
 
15. A construção da tabela periódica de Mendeleev deu-se pela necessidade de sistematização dos 
elementos químicos até então descobertos em meados do século XIX. Um movimento constante de 
organização dos elementos químicos impulsionou trabalhos de vários estudiosos da época, numa 
tentativa de estruturar a química e conferir-lhe cientificidade. Pela análise da tabela periódica, faça 
o que se pede. 
 
 
 
 
40 
a) Explique a diferença da energia potencial do lítio e do flúor, relacionando-a com o raio desses 
elementos. 
 
b) Construa e explique a ordem crescente da fila de eletronegatividade dos seguintes elementos: 
carbono, bromo, nitrogênio, oxigênio e flúor. 
 
c) Preveja o tipo de ligação química e a fórmula química do composto formado por alumínio e cloro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
UNIDADE 3: LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
No cotidiano, verifica-se que alguns materiais são sólidos (o carvão); outros, são líquidos 
(água), alguns conduzem corrente elétrica (metais), outros não (madeira), alguns quebram fácil 
(vidro), já alguns não (aço) e assim por diante. Essa grande diferença de propriedades entre os 
materiais se deve, em grande parte, às ligações existentes entre os átomos (ligações químicas) e a 
arrumação espacial. 
A ligação química, sendo a interação de dois átomos (ou grupos de átomos), está intimamente 
ligada ao rearranjo da estrutura eletrônica, ou melhor, dos elétrons dos átomos dentro de uma nova 
molécula. O potencial de ionização e a afinidade eletrônica são duas propriedades periódicas que 
podem nos auxiliar a compreendermos a natureza da ligação química. 
A natureza da ligação química dependeráde como acontece o rearranjo dos elétrons na 
molécula formada. As ligações químicas estão divididas em primárias e secundárias. As primárias 
envolvem a transferência ou o compartilhamento de elétrons e promovem uma junção 
relativamente forte dos átomos adjacentes. Exemplo: Ligações Iônicas, Covalentes, Metálicas. Já as 
ligações secundárias refere-se a uma atração relativamente fraca entre os átomos (quando 
comparadas às ligações primárias), na qual não ocorre qualquer transferência ou compartilhamento 
de elétrons. Exemplo: Ligações de van der Waals. 
 
1. Os gases nobres e a Regra do Octeto 
Todas as substâncias químicas são formadas por átomos de elementos químicos. Esses átomos 
combinados podem ser de um mesmo elemento, ou de dois ou mais elementos. 
Dos milhões de substâncias conhecidas, apenas os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), nas 
condições ambientes, se mostram átomos estáveis isolados, ou seja, não unidos a outros átomos. E 
para entender como ocorre as ligações entre átomos, é necessário analisar a eletrosfera dos gases 
nobres. 
William Kossel e Gilbert Newton Lewis propuseram uma regra para ligação entre átomos, no 
ano 1916, conhecida como regra do octeto de elétrons ou regra do octeto: Segundo esta regra um 
átomo se encontrará estável quando sua última camada estiver com 8 elétrons (ou 2, caso se 
encontre na camada K) (Figura 3.1). Átomos não estáveis, unem-se a outros para obter essa 
configuração de estabilidade. 
 
 
 
42 
 
Figura 3.1: Distribuição eletrônica dos gases nobres. 
 
2. Ligação Iônica: íons, compostos iônicos e propriedades. 
Na Figura 3.2, observa-se que o átomo de sódio cede para o átomo de cloro 1 elétron. Com 
isso, ocorre a formação de um íon negativo (ânion Cl-) e um íon positivo (cátion Na+) ambos com o 
octeto completo e configuração semelhante a de gás nobre. 
 
 
Figura 3.2: Antes e depois da reação entre sódio e cloro. 
 
Por possuírem cargas elétricas opostas, os cátions e ânions se atraem e ficam unidos devido a 
ligação iônica, como ocorre com o átomo de sódio e cloro que com sua ligação originam o cloreto 
de sódio. Na prática, porém, uma reação não envolve somente dois átomos, mas vários átomos 
como na Figura 3.3. 
 
 
Figura 3.3: Rede ou reticulado cristalino. 
 
 
 
43 
A ligação iônica é geralmente bastante forte e mantém os íons muito unidos no retículo. Sendo 
assim, os composto iônicos são sólidos e possuem geralmente seus pontos de fusão e ebulição 
elevados (Figura 3.4). 
 
(a) 
 
(b) 
Figura 3.4: (a) Ligações iônicos entre Magnésio e o Cloro, (b) e entre o Alumínio e o Flúor. 
 
Algumas das propriedades dos compostos iônicos estão citadas abaixo: 
⇒ Possuem estrutura Cristalina; 
⇒ São sólidos à temperatura ambiente; 
⇒ Ponto de fusão e ebulição elevados; 
⇒ Solúveis em solventes polares (exemplo: água); 
⇒ São duros – não sofrem arranhões; 
⇒ São quebradiços – deformam-se pouco antes da fratura; 
⇒ Condutores fracos de calor e eletricidade; 
⇒ Ao serem fundidos são bons condutores de eletricidade (íons livres). 
 
3. Ciclo de Born Haber 
Um ciclo de Born-Haber é um ciclo que estabelece relações entre várias grandezas 
termodinâmicas. Baseia-se na Lei de Hess ,"é possível calcular a variação de entalpia associada a 
uma reação química pela soma algébrica das variações de entalpia de outras reações químicas cujas 
equações, depois de somadas, dão a equação inicial”, ou seja, numa consequência do 1º Princípio 
da Termodinâmica “a variação de entalpia entre um estado inicial e um estado final é independente 
do percurso seguido entre os dois estados" (esta propriedade é comum a todas as funções de estado, 
como é a entalpia, e funções de estado são propriedades termodinâmicas que são univocamente 
definidas pelo estado do sistema). 
 
 
 
44 
 
Os ciclos de Born-Haber (Figura 3.5) têm sido usados, por exemplo, para calcular energias 
reticulares, entalpias de dissolução, ou na previsão da estabilidade termodinâmica de um dado 
composto, através da sua entalpia de formação. 
Resumo de alguns conceitos, definições e convenções utilizados em Ciclos de Born-Haber. 
3.1. Grandezas relativas ao estado gasoso 
Energia de dissociação ou de ligação 
É definida no sentido da quebra das ligações: variação de entalpia associada ao processo de quebra 
homolítica (isto é, cada átomo fica com um dos dois elétrons que estabeleciam a ligação). 
AB(g) 
   diss
 A(g) + B(g) 
Energia de ionização 
EI : energia que é necessário fornecer para arrancar uma mol de elétrons a um mol de átomos 
neutros, ou de íons, no estado gasoso ideal e fundamental, ficando os elétrons arrancados com uma 
energia cinética nula). 
A(g) 

EI A+(g) + e 
Eletroafinidade 
EA : energia libertada quando se adiciona um mol de elétrons a um mol de átomos no estado gasoso 
ideal, para formar um mol de íons mononegativos no estado fundamental e também no estado 
gasoso ideal. Por tradição, esta energia libertada é dada como positiva, isto é, os valores tabelados 
são positivos, o que é contra a convenção termodinâmica; daí o sinal menos no processo 
correspondente: 
A(g) + e 
 
EA A (g) 
O processo inverso, +EA, corresponde à energia de ionização do íons A 
A (g) 
 
 EA)A(EI A(g) + e 
3.2. Grandezas que envolvem (ou não) mudança de estado 
 
 
 
45 
Entalpia de formação padrão 
fHº : variação de entalpia envolvida na formação de 1 mol de uma substância a partir dos seus 
elementos constituintes nos respectivos estados padrão* a 298,15K. 
*Estado padrão de uma substância define-se como a forma pura dessa substância à pressão de 1 
bar. Embora a temperatura não faça parte desta definição, os valores tabelados costumam refere-
se a 298,15K (25ºC). 
Exemplo: Na(c) + ½ Cl2(g)   )NaCl(ºHfΔ NaCl(c) 
Por convenção, fHº (elemento no estado padrão) = 0 
Por exemplo, fHº (Cl2, g) = 0 , mas fHº(Cl, g) ≠0, porque o estado padrão do cloro (tal como o 
hidrogênio, azoto, oxigênio, e os restantes halogêneos, flúor, bromo e iodo), corresponde à 
molécula diatômica. 
 
Entalpia de reação 
A variação de entalpia de uma reação, rH, pode calcular-se a partir das entalpias de formação 
padrão dos seus produtos e reagentes : 
rH (variação da entalpia de uma reação) =∑nifHº(produtos)  ∑ nifHº(reagentes) 
Por exemplo, consideremos a reação: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) 
rH = 2×fHº(H2O, l) + fHº(CO2, g)  2×fHº(O2, g) – fHº(CH4, g) 
rH = 2×fHº(H2O, l) + fHº(CO2, g) – fHº(CH4, g) 
 
Entalpia de atomização 
atomH : variação de entalpia associada ao processo de cisão de todas as ligações de um mol de 
moléculas, ficando os átomos resultantes no estado gasoso ideal e com energia cinética nula. 
AB...C(c,l ou g) 
 
Hatom A(g) + B(g) +..... + C(g) 
 
 
 
46 
Entalpia de sublimação 
subH : variação de entalpia associada à conversão de um mol de composto ou elemento cristalino 
em um mol de composto ou elemento no estado gasoso. 
A(c) 
 
HsubΔ A(g) 
Entalpia de vaporização 
vapH : variação de entalpia associada ao processo de conversão de um mol de um composto ou 
elemento no estado líquido em um mol de composto ou elemento no estado gasoso. 
A(l)   HvapΔ A(g) 
Entalpia de dissolução 
dissolH : variação de entalpia associada ao processo de dissolução de um mol de um composto 
iônico, ficando os seus íons solvatados em solução. 
AB(c) 
 
HdissolΔ A+(soln) + B (soln) 
Entalpia de solvatação (se for em água denomina-se entalpia de hidratação) 
solvH : variação de entalpia associada ao processo da passagem de um mol de íons no