Aulas Química

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ACIDOS, SAIS E BASES.pdf
Universidade Federal de Rondônia
Campus Ji-Paraná
ÁCIDOS, BASES E SAIS
Primeiros estudos químicos sobre substâncias
Ácido: substância que têm sabor azedo;
-1884: Svante Arrheius propôs uma definição para essas 
substâncias envolvendo conceitos experimentais, concluindo, que 
elas deveriam conter partículas carregadas: íons;
Base: substância que têm gosto de sabão;
-Arrhenius constatou a passagem de corrente elétrica, concluindo 
à existência de íons livre na solução, o que foi denominado 
dissociação iônica.
-Ácido: é um composto que contém hidrogênio e reage com 
água para formar íons hidrogênio (H+);
-Base: é um composto que produz íons hidróxido (OH-) na água;
essas substâncias são conhecidas como ácidos e bases de 
Arrhenius
-HCl é um ácido de Arrhenius porque libera íon hidrogênio (próton 
H+) quando se dissolve em água:
-NaOH é uma base de Arrhenius porque produz íons (OH-)
quando em solução: 
HCl(aq) →→→→ H+(aq) + Cl-(aq)
NaOH(aq) →→→→ Na+(aq) + OH-(aq)
-dissociação iônica: consiste na separação dos íons já existentes 
no aglomerado iônico (retículo cristalino);
composto molecular
solução molecular (não eletrolítica)
dissociação
solução iônica (eletrolítica)
composto iônico solução iônica (eletrolítica)
ionização
-o composto iônico (ou substância) é formado por íons (cátions e 
ânions). Em presença de água sofre dissociação iônica 
(serparação de íons). P. ex. KCl dissolvido em água separa-se 
em íons K+(aq) e Cl-(aq);
-a água dissolve substâncias formadas por moléculas como p. ex. 
HCl que se dissolve na água num processo chamado de 
ionização (formação de íons a partir de moléculas):
HCl(g) →→→→ HCl(aq) →→→→ H+(aq) + Cl-(aq)
-sacarose e etanol se dissolvem em água porque são formados 
de moléculas polares, mas essas substâncias não formam íons 
em solução aquosa; nesse caso temos dissociação molecular:
C12H22O11(s) →→→→ C12H22O11(aq)
CH3CH2OH(l) →→→→ CH3CH2OH(aq)
-o CH4 não é um ácido de Arrhenius pois não libera íons 
hidrogênio em água!!!
-definição de Arrhenius: se refere a um solvente particular, a 
água;
-estudos demonstraram que solventes diferentes da água, p.ex: 
amônia líquida, encontraram o mesmo padrão de comportamento 
ácido-base, mas obviamente as definições de Arrhenius não se 
aplicavam. 
-trabalhando independentemente Thomas Lowry e Johannes 
BrØnsted chegaram a mesma idéia : o que acontecia era a 
transferência de prótons de uma substância para outra. A 
definição BrØnsted-Lowry de ácidos e bases define que:
Ácido: é um doador de prótons;
Base: é um receptor de prótons.
Ácidos e Bases de BrØnsted-Lowry!!!
-essa definição tem uma implicação importante: uma substância 
não pode atuar sem a presença de uma base para aceitar o 
próton e vice-versa.
-no caso da molécula de água, trata-se de uma espécie anfótera
ou seja, apresenta tanto comportamento ácido como básico, 
justificando sua auto-ionização: 2H2O ⇔ H3O+(aq) + OH-(aq)
Ácidos e Bases
-molécula de ácido se dissolve em água e transfere um íon 
hidrogênio H+ para uma molécula H2O formando um íon hidrônio
H3O+ : 
HCl(aq) + H2O(l) →→→→ H3O+(aq) + Cl-(aq)
-já as bases (íon hidróxido) são receptores de prótons, ou seja, 
recebem prótons dos ácidos para formar moléculas de água: 
OH-(aq) + CH3COOH(aq) →→→→ H2O(l) + CH3COO-(aq)
ácidos são moléculas ou íons doadores de prótons e bases 
são moléculas ou íons receptores de prótons.
Ácidos e Bases Fortes e Fracos
-eletrólitos são classificados em fortes e fracos de acordo com 
sua capacidade de formar íons em solução; 
-ácidos e bases são classificados de forma semelhante, assim, 
desprotonação significa perda de um próton, e protonação
significa ganho de um próton; 
-um ácido forte está completamente desprotonado em solução:
HCl(g) + H2O(l) →→→→ H3O+(aq) + Cl-(aq)
-um ácido fraco não está completamente desprotonado em 
solução:
HF(g) + H2O(l) ↔↔↔↔ H3O+ (aq) + F- (aq)
-uma base forte está completamente protonada em solução:
NaOH(aq) →→→→ Na+(aq) + OH-(aq)
-uma base fraca não está completamente protonada em solução:
NH3(aq) + H2O(l) ↔↔↔↔ NH4+(aq) + OH-(aq)
Determinação da Força de um Ácido ou de uma 
Base
-podemos determinar a força de um ácido ou de uma base 
através da extensão da reação ácido-base ou reação de 
neutralização, na qual um próton é transferido de um ácido HA 
para uma base A- para formar o novo par mais fraco ácido-base
H3O+ e A-:
HA(aq) + H2O(l) →→→→ H3O+(aq) + A-(aq)
[ ][ ]
[ ][ ]OHHA
AOHKa
2
3
−+
=
[ ][ ]
[ ]HA
AOHKa
−+
=
3
[ ][ ]
[ ][ ]OHA
OHHAKb
2
−
−
=
[ ][ ]
[ ]−
−
=
A
OHHAKb
A-(aq) + H2O(l) →→→→ HA(aq) + OH-(aq)
-a capacidade de doação de prótons de um ácido é medida por 
sua constante de acidez;
-a capacidade de aceitação de prótons de uma base é medida 
por sua constante de basicidade;
-quanto maior forem essas constantes, maior a respectiva 
capacidade ácida ou básica. 
Relação entre Ka e Kb
-para um ácido de forma geral HA, temos:
HA(aq) + H2O(l) ↔↔↔↔ H3O+(aq) + A-(aq)
[ ][ ]
[ ]HA
AOHKa
−+
=
3
-e para sua base conjugada, temos:
A-(aq) + H2O(l) ↔↔↔↔ HA(aq) + OH-(aq)
[ ][ ]
[ ]−
−
=
A
OHHAKb
-assim teremos:
=baKK
[ ][ ]
[ ]HA
AOH −+3[ ][ ][ ] xA
OHHA
−
−
[ ][ ]−+= OHOHKW 3
à 250C KW= 1,0X10-14
-para água sem sais dissolvidos teremos [H3O+] = [OH-] = 10-7 M;
-quanto maior a [H3O+] mais ácida é a solução;
-quanto maior a [OH-] mais alcalina é a solução.
Neutralização
-a reação entre um ácido e uma base é chamada reação de 
neutralização e o composto iônico produzido na reação é
chamado de sal. A fórmula geral de uma reação de neutralização 
de um ácido forte por uma base forte em meio aquoso é: 
Ácido + Base →→→→ Sal + H2O
HCl(aq) + NaOH(aq) →→→→ NaCl(aq) + H2O(l) ou
H+(aq)+ Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)→→→→ Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l)
-definição de pH: potencial hidrogeniônico que indica a ácidez, 
neutralidade ou alcalinidade de um sistema;
-até agora vimos que os íons hidrônio estão presentes 
qualitativamente na água e que em solução de ácidos e bases em 
água essa concentração depende do soluto. Devemos agora 
expressar quantitativamente o íon hidrônio em termos de pH; 
pH = - log[H3O+] pOH = - log[OH-]
pH + pOH = 14
-pH de uma solução ácida é menor do que 7;
-pH de uma solução neutra é 7;
-pH de uma solução básica é maior do que 7.
Nomenclatura de Ácidos
Os ácidos são divididos em dois grupos:
-ácidos sem oxigênio: hidrácidos
-ácidos com oxigênio: oxiácidos
Hidrácidos
-ácido.... (nome do elemento)+ídrico, p.ex: 
HF: ácido fluorídrico
HCl: ácido clorídrico
-uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a 
partir do nome e da fórmula dos ácidos-padrão de cada grupo;
H2CO3
Ác. carbônico
HNO3
Ác. Nítrico
H2SO4
Ác. Sulfúrico
HClO3
Ác. clórico
14 (C)15 (N, P, As)16(S, Se)17(Cl, Br, I)
Oxiácidos
-a partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do número 
de oxidação desses átomos, determinam-se as fórmulas e os 
nomes de outros ácidos com o uso de prefixos e sufixos;
-1 átomo de Oosonome do 
elemento
ácido
-1 átomo de Oosonome do 
elemento
ácido hipo
HClO3
H3PO4
iconome do 
elemento
ácido
+ 1 átomo de Oiconome do 
elemento
ácido per
HClO4 HClO2
H3PO3
HClO
H3PO2
Ácido Padrão
2 moléculas do padrão menos
uma molécula de H2O: piro
1 moléculas do padrão menos
uma molécula de H2O: meta
H3PO4
2H3PO4 - 1H2O = H4P207
1H3PO4 - 1H2O = HPO3 
Classificação dos Ácidos
-além da classificação baseada na presença de oxigênio na 
molécula, os ácidos podem ser classificados pelo seu caráter 
ácido;
-número de hidrogênios ionizáveis
-em função do número de ions H+ (H3O+) liberados por molécula 
ionizada, os ácidos podem ser classificados:
no H+ por 
molécula 
ionizada
4H+3H+2H+H+
tretaácidostriácidosdiácidosmonoácidos
-nos hidrácidos (p.ex: HCl) o hidrogênio presente na molécula é
ionizável;
-grau de ionização
-relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total 
de moléculas dissolvidas;
solvidasléculasdisnúmerodemo
izadasléculasionnúmerodemo
=α
Os ácidos são classificados:
-ácido forte: possui α maior do que 50% (p/ solução diluída);
HCl: α= 93%
HNO3: α= 92%
H2SO4: α= 61%
-ácido semiforte: possui α entre 5% e 50% (p/ solução diluída);
H2SO3 : α= 30%
H3 PO4 : α= 27%
HF: α= 8%
-ácido fraco: possui α menor que 5% (p/ solução diluída);
H2S: α= 0,08%
H3 BO3: α= 0,075%
HCN: α= 0,008%
-hidrácido: quando comparamos elementos do mesmo grupo na 
TP, quanto maior o raio atômico do átomo ligado ao H, maior será
a força do átomo ligado a esse H, portanto, maior será a força do 
ácido, p.ex:
ác. fortes: HI(aq), HBr(aq), HCl(aq)
ác. semiforte: HF(aq)
ác. fraco: os demais 
-polaridade da ligação diminui no grupo dos 
halogênios, ou seja, a ligação H-F é mais 
polar do que a ligação H-I; isso gera um 
fortalecimento da ligação e 
consequentemente a acidez aumenta de 
cima para baixo; o ácido H-F é um ácido 
fraco enquanto H-I é um ácido forte. Qto
mais fraca for a ligação H-A mais fácil para o 
próton ser liberado e mais forte será o ácido.
Oxiácidos
-a força do ácido aumenta conforme o número de oxigênios que 
estabelecem ligação coordenada com o átomo central (O que não 
se ligam ao H);
HxAzOy y – x = Fác
Ácido forte Fác≥ 2
HClO4, HNO3, H2SO4
H3PO4, HNO2, H3BO3
Estabilidade dos Ácidos
-estáveis: são aqueles que não sofrem decomposição em CNTP; 
a maioria dos ácidos é estável;
-instáveis: são aqueles que se decompõe parcial ou totalmente 
em CNTP;
H2CO3(aq) ↔ H2O(l) + CO2(g)
H2SO3(aq) → H2O(l) + SO2(g)
-nos oxiácidos somente são ionizáveis os hidrogênios ligados a 
átomos de oxigênio (O);
p.ex: HClO4, H2SO4, HNO3, H3PO4
Tabela 1: Indicadores utilizados em laboratório com respectivas cores 
-são substancias químicas, geralmente orgânicas, que em 
presença de substâncias ácidas ou básicas adquirem coloração 
diferente da original;
Indicadores
azulvermelhobásico
verdeincolorneutro
amareloincolorácido
azul de bromotimolfenolftaleínameio
BASES
-são substâncias que em solução aquosa se dissociam liberando 
como único ânion o hidróxido (OH-), p.ex:
Ca(OH)2(aq) →→→→ Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
-bases com cátion possuindo apenas uma valência 
hidróxido + nome do cátion , p. ex:
NaOH, Al(OH)3, Zn(OH)2
-bases com cátion possuindo mais de uma valência
hidróxido + nome do cátion + valência (em algarismo romano) ou 
o sufixo de menor ou maior valência, p. ex:
Fe(OH)2, Fe(OH)3, CuOH, Cu(OH)2
Solubilidade em Água
-solúveis: bases dos hidróxidos alcalinos e o NH4(OH);
-parcialmente solúveis: bases dos hidróxidos dos metais 
alcalinos terrosos; 
-insolúveis: todos os demais hidróxidos.
Grau de Ionização
-é a medida de sua força, sendo análogo ao de ionização dos 
ácidos;
-base solúvel → elevado grau de dissociação : base forte;
-base praticamente insolúvel → baixo grau de dissociação: base 
fraca;
-bases fortes: metais alcalinos e alcalinos terrosos (Ca, Sr, Ba);
-bases fracas: NH4OH e base dos demais metais.
-NH4OH é a única base que não apresenta metal na sua fórmula, 
existindo apenas em solução aquosa e, portanto, é uma base 
solúvel: NH3 + H2O ⇔⇔⇔⇔ NH4OH ⇔⇔⇔⇔ NH4+ + OH-
Sais
-são compostos capazes de se dissociar em água produzindo
íons, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H+ e um 
ânion é diferente de OH-;
-é formado em uma reação entre um ácido e uma base (reação 
de neutralização);
CuNO3(s) →→→→ Cu+(aq) + (NO3)-(aq)
Al2(SO4)3(s) →→→→ 2Al3+(aq) + 3(SO4)2-(aq)
HCl(aq) + NaOH(aq) →→→→ Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O
-Sal neutro: formado quando um ácido forte (HCl, HNO3, HClO4, 
H2SO4 - primeiro hidrogênio - etc.) é neutralizado com uma base 
forte (LiOH, NaOH, KOH, CsOH etc.) na reação:
H+(aq) + OH–(aq) ↔↔↔↔ H2O(l)
NaCl (cloreto de sódio)
KNO3 (nitrato de potássio)
Caráter Ácido-Base de um Sal
-sais que possuem cátion e ânion provenientes de base e ácidos 
fortes ou fracos apresentam caráter neutro, enquanto os demais 
prevalece o caráter do mais forte: básico ou ácido;
-Sal ácido: apresenta dois cátions, sendo um deles o H+
(hidrogênio ionizável) e somente um ânion, p.ex:
NaHCO3 [carbonato (mono) ácido de sódio]
-Sal básico: apresenta dois ânions, sendo um deles o OH-
(hidroxila) e somente um cátion, p.ex: 
Ca(OH)Cl [cloreto (mono) básico de cálcio]
-Sal duplo ou misto: é um sal que apresenta dois cátions 
diferentes (exceto o hidrogênio ionizável H+) ou dois ânions 
diferentes (exceto a hidroxila OH-), p.ex;
NaLiSO4 (sulfato de sódio e lítio)
Ca(Cl)ClO (hipoclorito cloreto de cálcio)
-Sal hidratado: apresenta no retículo cristalino, moléculas de 
água em proporção definida conhecida como água de 
cristalização, p.ex:
CuSO4.5H2O (sulfato de cobre II penta-hidratado)
•solução neutra, quando o sal dissolvido é neutro, nenhum dos 
íons sofre hidrólise, portanto [H3O+] = [OH-];
•solução ácida, quando o sal, por dissociação, origina um íon que 
se hidrolisa, originando íons H3O+, portanto [H3O+] > [OH-].;
•solução básica, quando o sal, por dissociação, origina um íon 
que se hidrolisa, originando íons OH-, portanto [H3O+] < [OH-]. 
-a dissolução de um sal em que apenas um dos íons se hidrolisa 
pode resultar:
Nomenclatura dos Sais
-é obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion 
participante do sal:
itoatoetoSufixo do ânion
osoicoídricoSufixo do ácido
Al3+NO2-HNO2
Ca2+SO42-H2SO4
Na+Cl-HCl
salcátionânionácido de origem
-sal neutro: NaCl, MgSO4
-sal neutro: NH4CN, ZnS
-sal básico: Mg3(BO3)2, NaHCO3
-sal ácido: AgNO3, Al2(SO4)3
-portanto, o caráter ácido, básico ou neutro de uma solução 
aquosa de um sal depende diretamente da força do ácido e da 
base que deram origem a esse sal.
Solubilidade dos Sais em Água
-critério importante para classificação dos sais;
Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+sulfatos (SO42-)
Ag+, Pb2+, Hg22+cloretos (Cl-)
brometos (Br-)
Iodetos (I-)
-nitratos (NO3-)
Insolúveis
(principais exceções)
Solúveis 
(como regra)
solubilidade em água
MA e (NH4+)fosfatos (PO43-)
MA e (NH4+)carbonatos (CO32-)
MA, MAT e (NH4+)sulfetos (S2-)
solúveis
(principais exceções)
insolúveis 
(como regra)
solubilidade em água
Óxidos
-são compostos químicos binários, ou seja, formado por dois 
elementos, sendo que o oxigênio é o mais eletronegativo entre 
eles, p.ex:
CO SO3 Na2O
CO2 Cl2O7 Fe2O3
Classificação dos Óxidos
-óxidos básicos: apresentam caráter iônico, em que o metal terá
geralmente número
de oxidação +1 e +2, p.ex: Na2O, BaO
óxidos básicos 
+ água → base
+ ácido → sal + água
-óxidos ácidos: apresentam caráter covalente e são formados por 
ametais, p.ex: CO2, SO2
óxidos ácidos 
+ água → ácido
+ base → sal + água
-óxidos neutros: são covalentes, isto é formados por ametais e 
não reagem com água, ácido ou base, p.ex:
CO, NO, N2O
-óxidos anfóteros: comportam-se como óxidos básicos na 
presença de um ácido e como óxidos ácidos na presença de uma 
base, p.ex: ZnO e Al2O3
óxidos anfóteros
+ ácido → sal + água
+ base → sal + água
-peróxidos: apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2-;
-peróxido de hidrogênio: H2O2;
-peróxido de MA: Li2O2, Na2O2, K2O2;
-peróxido de MAT: MgO2, CaO2, BaO2;
-reagem com água produzindo uma base e H2O2: 
K2O2 + H2O →→→→ 2KOH + H2O2
-reagem com ácido produzindo um sal e H2O2: 
K2O2 + 2HCl →→→→ 2KCl + H2O2
AT 1 - Introdução química.pdf
INTRODUÇÃO 
 
DEFINIÇÃO 
 
 
• Ciência que estuda a química dos processos biológicos; 
 
• Todo os seres vivos apresentam processos bioquímicos; 
 
• Estudo da estrutura e função de: 
• Proteínas, 
• carboidratos, 
• Lipídios, 
• Ácidos nucléicos 
• Vitaminas 
• etc ... 
Na constituição das células vivas, os átomos se agrupam 
em moléculas e, dentre elas, a mais abundante é a água. 
 
São conhecidos, na natureza, perto de 100 elementos 
químicos diferentes. 
 
Todavia, quatro deles constituem mais de 95% de toda a 
matéria viva: o carbono - C, o hidrogênio - H, o 
nitrogênio - N e o oxigênio - O e, em quantidades bem 
menores, o fósforo e o enxofre. 
DEFINIÇÃO 
 
 
• Há 92 elementos na natureza; 
• 22 componentes dos seres vivos; 
• H, O, C e N representam 98% da massa total 
do corpo humano. 
Elementos químicos 
Camadas 
K; L; M e N 
O ÁTOMO 
• Elemento básico que compõe a matéria; 
 
• Estruturas e processos fisiológicos são 
devidos às interações entre átomos e íons; 
 
MOLÉCULAS 
Actina 
 Enzima 
ribonuclease 
orgânicas e inorgânicas 
Ex: HCl 
 NaCl 
DIVISÃO DA QUÍMICA 
 
 
Mas exceções como o dióxido de carbono – CO2 são inorgânicos. 
Esses compostos inorgânicos estão organizados em quatro classes: 
 ácidos, bases, sais e óxidos. 
Orgânicas - Possuem átomos de C na estrutura química; 
Ex: CH4OH – metanol 
Inorgânicas - Possuem outros átomos. 
 
 
 
1 - Componentes inorgânicos 
 
 Água - garante nutrição, matem temperatura; 
 Sais Minerais - garante nutrição; 
 
2 - Componentes orgânicos 
 Carboidratos; 
 Proteínas; 
 Enzimas; 
 Vitaminas; 
 Ácidos Nucléicos (DNA e RNA). 
Bactéria 
Do que são feitas as células? 
Homem 
Vegetal 
Estes elementos químicos não se encontram isolados, nas 
células, mas agrupam-se formando moléculas. 
Do que são feitas as células? 
A estrutura e o 
funcionamento das células 
de plantas, bactérias, 
homens, peixes e outros 
seres vivos são mantidos 
por pouco mais de 40 tipos 
fundamentais de moléculas. 
Célula 
Menor nível organizacional capaz de executar todas as 
atividades para vida; 
 
• Procariontes: Células menores;DNA sem envoltório; 
organelas sem membranas. 
 
• Eucariontes: DNA - núcleo delimitado por 
 membrana dupla camada; organelas 
delimitadas. 
 
 
 
Célula 
Apresentam molécula DNA– unidades de herança que 
transmite informações genéticas. 
 Os sistemas de órgãos cooperam na 
formação dos organismos. 
OS ÁTOMOS FORMAM MOLÉCULAS 
 
 
AS MOLÉCULAS FORMAM ORGANELAS 
 
 
AS ORGANELAS FORMAM A CÉLULA 
 
 
AS CÉLULAS FORMAM TECIDOS 
 
 
OS TECIDOS FORMAM ORGÃOS 
 
 
OS ORGÃOS FORMAM SISTEMA 
 
 
OS SISTEMAS FORMAM CORPO 
BIOMOLÉCULAS 
BIOMOLÉCULAS 
• Formadas pelos seguintes átomos: 
C = carbono N = nitrogênio O = oxigênio H= hidrogênio 
• Compostos de estrutura simples, presentes nos seres vivos e 
essenciais aos processos vitais. 
Bio = organismo vivo 
 
Molécula = união de dois ou mais átomos distintos 
 
Biomoléculas = moléculas de importância biológica. 
Biomoléculas 
Orgânicas e inorgânicas 
 
• Biomoléculas orgânicas são aquelas que possuem átomos 
de carbono (C) em sua estrutura química; 
 
• Biomoléculas inorgânicas não possuem carbono. 
 
 
Exemplos: Orgânicas = CH4OH 
 Inorgânicas = HCl 
POLÍMEROS BIOLÓGICOS 
• Muitas moléculas biológicas são MACROMOLÉCULAS 
(polímeros) de alto peso molecular montados a partir de 
precursores mais simples. 
• A síntese de macromoléculas é a atividade que mais CONSOME 
ENERGIA DAS CÉLULAS. 
MONÔMEROS POLÍMEROS 
radical 
EXEMPLO: 
1. Proteínas: peptídeos (formado por aminoácidos) 
2. Ácidos nucléicos: polinucleotídeos (DNA e RNA) 
3. Polissacarídeos: (formado por açúcares) 
BIOMOLÉCULAS 
Orgânicas 
Proteínas 
Glicídeos 
Lipídeos 
Ácidos Nucléicos 
Importância biomoléculas 
• Interações entre biomoléculas são fundamentais no estudo 
dos mecanismos de doença; 
• 60% DOS NOVOS FÁRMACOS SÃO PROTEÍNAS que 
interagem com proteínas do organismo. 
Combinação de biomoléculas 
Importância do Carbono 
Biomoléculas são esqueletos carbonados 
 
• Formam ligações covalentes MUITO ESTÁVEIS: É um tipo de 
ligação química caracterizada pelo COMPARTILHAMENTO DE 
UM OU MAIS PARES DE ELÉTRONS ENTRE ÁTOMOS, 
causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula 
resultante unida. 
 
• C, O, H e N podem formar novas ligações covalentes 
aumentando diversidade química das biomoléculas 
O átomo de C 
Possibilita várias ligações 
Átomo de C 
Possibilita formar cadeias 
Átomo de C possibilita 
isômeros estruturais e ópticos 
Átomo de C possibilita isomeria 
cis - trans 
cis trans 
AT 2-Elemento_quimico_e_isotopos.pdf
Símbolo do 
elemento químico 
número atómico 
Cada elemento químico tem um 
número atómico característico. 
Todos os átomos do mesmo 
elemento têm o mesmo número 
atómico. 
Os átomos de um elemento podem 
apresentar diferente nº de neutron. 
Isótopos de um elemento –átomos 
do mesmo elemento químico (com o 
mesmo número atómico) e com 
diferente número de massa. 
número de massa 
número atómico 
Número atómico (Z) = número 
de proton 
Como o átomo é uma partícula 
globalmente neutra então: 
o número de proton é igual ao 
número de eletron. 
Número de massa (A) = número de 
proton + número de neutrn 
A = Z + N 
6 proton 
6 neutron 
6 eletron 
6 proton 
7 neutron 
6 eletron 
6 proton 
8 neutron 
6 eletron 
Carbono 12 Carbono 13 Carbono 14 
AT 3-tab_dist_Ele.pdf
Distribuição dos elétrons 
Camadas Eletrônicas ou 
Níveis de Energia 
A coroa ou eletrosfera está dividida em 7 níveis ou camadas designadas por K, 
L, M, N,
O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, respectivamente. 
O número de camada é chamado número quântico principal (n). 
Número máximo de elétrons em cada nível de energia: 
 
1. Teórico: 
Equação de Rydberg: x = 2n2 
 
K L M N O P Q 
2 8 18 32 50 72 98 
2. Experimental: 
O elemento de número atômico 112 apresenta o seguinte número de elétrons 
nas camadas energéticas: 
 
K L M N O P Q 
2 8 18 32 32 18 2 
Camada de valência (C.V.) ou nível de valência é o nível mais externo, isto é, 
última camada do átomo e pode contar no máximo 8 elétrons. 
Camada de Valência é o último nível de uma distribuição eletrônica, normalmente 
os elétrons pertencentes à camada de valência, são os que participam de alguma 
ligação química. 
 
Subníveis ou Subcamadas de Energia 
 
Uma camada de número n será subdividida em n subníveis: s, p, d, f, g, h, i… 
 
Nos átomos dos elementos conhecidos, os subníveis teóricos g, h, i… estão 
vazios. 
 
Número máximo de elétrons em cada subnível experimental: 
 
s p d f 
2 6 10 14 
 
Distribuição dos elétrons nos subníveis (configuração eletrônica) 
 
Os subníveis são preenchidos em ordem crescente de energia (ordem 
energética). 
Linus Pauling descobriu que a energia dos subníveis cresce na ordem: 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d… 
 É nessa ordem que os subníveis são preenchidos. Para obter essa 
ordem basta seguir as diagonais no Diagrama abaixo: 
 
Ciências Introdução a tabela periódica 
Representações da tabela periódica 
Ciências Introdução a tabela periódica 
Representações da tabela periódica 
Ciências Introdução a tabela periódica 
Tabela atualmente recomendada pela IUPAC 
Ciências Introdução a tabela periódica 
Classificação dos elementos da tabela periódica 
Metais: são a maioria dos elementos da tabela, sendo bons condutores de 
eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e 
são sólidos, com exceção do mercúrio. 
 
Ametais: são os mais abundantes na natureza, não são bons condutores de calor e 
eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais. 
 
Gases Nobres: são no total 6 elementos e sua característica mais importante é a 
estabilidade química. 
 
Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um 
comportamento único. 
Ciências Introdução a tabela periódica 
Períodos: são as linhas horizontais que aparecem nas tabelas. Indicam quantas 
camadas eletrônicas um elemento químico possui. Sendo assim, quando 
encontramos um elemento químico no quarto período, sabemos que ele possui 
quatro camadas eletrônicas. 
 
 
Colunas, grupos ou famílias: são as linhas verticais que aparecem na tabela. Nas 
colunas A, o número de elétrons na última camada eletrônica é igual ao próprio 
número da coluna. O nitrogênio, por exemplo, está na coluna 5A e a sua última 
camada eletrônica tem 5 elétrons. 
Classificação dos elementos da tabela periódica 
Ciências Introdução a tabela periódica 
Representação dos elementos químicos 
E 
Z 
A 
Nº atômico 
Massa atômica 
a) Cloro 
b) Iodo 
c) Sódio 
 
 
d) Carbono 
e) Potássio 
f) Oxigênio 
Dê a representação química dos seguintes elementos químicos: 
Ciências Introdução a tabela periódica 
Determinando o número de prótons, elétrons e 
nêutrons de um elemento químico: 
a) Cloro 
b) Iodo 
c) Sódio 
 
 
d) Carbono 
e) Potássio 
f) Oxigênio 
Dê o nº de prótons, elétrons e nêutrons dos seguintes elementos químicos: 
Exemplo: 
 Nº de prótons = Z (nº atômico) = 9 
 Nº de elétrons = Nº de prótons = 9 
 Nº de nêutrons = A – Z = 19 – 9 = 10 
Nº de prótons = Z (nº atômico) 
Nº de elétrons = Nº de prótons 
Nº de nêutrons = A - Z 
F 
9 
19,0 
Ciências Introdução a tabela periódica 
Utilizando a tabela periódica, resolva o desafio 
1. Determine o nome, os nº de prótons, elétrons e nêutrons, a massa atômica 
e o número atômico dos seguintes elementos químicos: 
a) Sb 
b) Hg 
c) Au 
d) Cs 
e) Fe 
f) In 
g) Mg 
h) Ca 
 
2. Quais são as colunas e períodos de todos os elementos citados no primeiro 
desafio? 
• Na tabela periódica atual, os elementos 
químicos: 
• 1 - estão dispostos em ordem crescente 
de número atômico ( z ). 
• 2 - originam os períodos na horizontal ( 
em linhas ). 
• 3 – originam as famílias ou grupos na 
vertical ( em colunas ). 
 
 
• OBS: Elementos representativos e 
elementos de transição 
Organização da Tabela Periódica 
 
A Tabela Periódica dos Elementos 
Classificação dos Elementos 
: Hidrogênio 
1 elemento 
: Metais 
84 elementos 
: Ametais 
11 elementos 
: Semimetais 
7 elementos 
: Gases nobres 
6 elementos 
• 1 ou IA metais alcalinos 
• 2 ou IIA metais alcalinos terrosos 
• 3 ou IIIA família do boro 
• 4 ou IVA família do carbono 
• 5 ou VA família do nitrogênio 
• 6 ou VIA calcogênios 
• 7 ou VIIA halogênios 
• 8 ou VIIIA gases nobres 
NOMENCLATURA 
• 1 - Metais: apresentam brilho metálico, conduzem corrente 
elétrica e são maleáveis. 
• 2 - Ametais: não apresentam brilho metálico, não 
conduzem corrente elétrica e fragmentam-se. 
• 3 - Semimetais: apresentam brilho metálico, têm pequena 
condutibilidade elétrica e fragmentam-se. 
• 4 - Hidrogênio: é um elemento atípico, pois possui a 
propriedade de se combinar com metais, ametais e 
• semimetais. 
• 5 - Gases nobres: sua principal característica química é a 
grande estabilidade, ou seja, possuem pequena 
• capacidade de se combinar com outros elementos. 
Classificação dos Elementos 
• Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São 
bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e 
dúcteis, possuem brilho metálico característico e são 
sólidos, com exceção do mercúrio. 
• Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao 
contrário dos metais, não são bons condutores de calor e 
eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem 
brilho como os metais. 
• Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua 
característica mais importante é a inércia química. 
• Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à 
parte por ter um comportamento único. 
• Semimetais: São todos sólidos em condições ambiente e 
apresentam semelhanças entre metais e ametais. 
 
 
 
 
 
Os elementos da Tabela Periódica 
 podem ser classificados como: 
 
 
 
 
 
 Propriedades periódicas: ocorrem à medida que o número atômico 
de um elemento químico aumenta, ou seja, assume valores que 
crescem e decrescem em cada período da Tabela Periódica. 
 Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia de 
ionização, eletroafinidade, eletronegatividade 
 
 
 Propriedades aperiódicas: os valores desta propriedade variam à 
medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à 
posição na Tabela, ou seja, não se repetem em
períodos regulares. 
 Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de 
refração, dureza e massa atômica 
 
 
 
 
Propriedades periódicas e 
aperiódicas 
AT 4-Soluções.pdf
SOLUÇÕES 
SOLUÇÃO 
É uma mistura uniforme de átomos, íons ou 
moléculas de duas ou mais substâncias. 
SOLUTO Substância dissolvida ou substância 
presente em menor quantidade na solução. 
SOLVENTE Substância que dissolve ou a substância 
presente em maior quantidade. 
SOLUTO SOLVENTE SOLUÇÃO 
EXEMPLOS DE SOLUÇÕES 
 
 Solvente Sólido Solvente Líquido Solvente Gasoso 
Soluto 
Sólido 
Bronze 
(zinco em cobre, 
uma liga) 
Solução salina 
(cloreto de sódio 
em água) 
a 
Soluto 
Líquido 
Amálgama 
(mercúrio em 
prata) 
Licor 
(álcool em água) 
a 
Soluto 
Gasoso 
Hidrogênio em 
platina metálica 
 
Água gaseificada 
(dióxido de 
carbono em 
água) 
Ar 
(oxigênio em 
nitrogênio) 
 
ª Para formar solução com solvente gasoso, o soluto deve geralmente estar também no estado gasoso. 
 
Soluções Aquosas: 
Soluções que contêm água como solvente. 
ÁGUA 
Estrutura de Lewis para a molécula de água 
O
HH
105 o 
O
HH

 
OH Hx x
O PROCESSO DA DISSOLUÇÃO 
Um soluto se dissolve num solvente que tem estrutura 
semelhante a ele. 
 Solventes polares: tendem a dissolver solutos polares ou iônicos. 
 Solventes não polares: tendem a dissolver solutos não polares. 
“O SEMELHANTE DISSOLVE O SEMELHANTE.” 
IONIZAÇÃO 
Compostos covalentes polares que se dissolvem em água. 
Exemplo: HCl (H+ e Cl-) 
Eletrólitos: substâncias que produzem íons quando se 
dissolvem em água. 
SOLUBILIDADE 
É a massa do soluto que pode ser dissolvida numa 
certa quantidade de solvente em uma dada 
temperatura. 
É expressa em gramas de soluto por 100 mL (100 cm3) 
ou por 100 g de solvente numa dada temperatura. 
Exemplos: 
 
1) Cloreto de sódio - 36 g por 100 g de H2O a 20 
oC. 
2) Sacarose - 204 g por 100 g de H2O a 20 
oC. 
3) Hidróxido de cálcio [Ca(OH)2] - 0,17 g por 100 g de H2O a 20 
oC. 
4) Cloreto de prata (AgCl) - 0,0001 g por 100 g de H2O a 20 
oC. 
 
Influência da Temperatura na Solubilidade 
A solubilidade da maioria dos sólidos nos líquidos 
aumenta com a temperatura. 
Exemplo: uma quantidade adicional de 308 g de açúcar 
se dissolve em 100 g de água quando a temperatura 
passa de 0 oC a 100 oC. 
Velocidade de dissolução: pulverização e agitação. 
SOLUÇÃO SATURADA 
Solução que está em equilíbrio em relação a uma outra 
substância dissolvida. 
SOLUÇÃO INSATURADA 
Uma solução que não está em equilíbrio em relação à 
substância dissolvida e pode dissolver quantidade maior desta 
mesma substância. 
SOLUÇAO SUPERSATURADA 
Solução com quantidade de substância dissolvida maior que a 
solução saturada. 
Solução de Acetato de Sódio: a) adição de um cristal de NaC2H3O2. 
b) e c) O excesso de NaC2H3O2 cristaliza-se na solução. 
CONCENTRAÇÃO 
A concentração de uma solução expressa a quantidade 
de soluto presente numa dada quantidade de solvente 
ou de solução. 
Porcentagem em massa por volume: 
EXEMPLO: uma solução a 5 % (m/v) de dextrose usada para 
alimentação endovenosa contém 5 g de dextrose (glicose) para 100 mL. 
Porcentagem em massa por volume (m/v)
gramas de soluto
mililitros de solução
= x 100 %
Dextrose a 5 % (m/v) 5 g de dextrose
100 mL de solução
= x 100 %
Porcentagem em massa: 
EXEMPLO: Uma solução de ácido nítrico a 70 % (m/m) contém 70 g 
de HNO3 em cada 100 g de solução. 
Massa por cento (m/m)
gramas de soluto
gramas de solução
= x 100 %
HNO3 a 70 % (m/m)
70 g de HNO3
100 g de solução
= x 100 %
Porcentagem em volume: 
EXEMPLO: Uma solução de álcool etílico a 70 % (v/v) usada como 
antisséptica e dessinfetante consiste de 70 mL de álcool etílico cujo 
volume total é de 100 mL. 
Porcentagem em volume a volume (v/v) mililitros de soluto
mililitros de solução
= x 100 %
Álcool a 70 % (v/v) 70 mL de álcool
100 mL de solução
= x 100 %
Partes por milhão (ppm) 
Porcentagem: significa partes por cem 
5 %: 5 partes em 100 
5 ppm: 5 partes em um milhão ( ou 106 partes) 
EXEMPLO: Se a quantidade de mercúrio em amostra for 5 mg, sua 
concentração em ppm é 
( Note que 1 kg = 103 g = 106 mg e que mg/kg é portanto o mesmo que ppm.) 
5 mg
1 kg
=
10
6
 mg
5 mg
= 5 ppm
MOLARIDADE 
 Uma solução 5,00 M de cloreto de sódio contém 5,00 
moles (292,5 g) de NaCl por litro de solução. 
EXEMPLO: A molaridade de uma solução que contém 0,600 mol de 
soluto em 2,00 litros de solução é 
molaridade (M) =
moles de soluto
litro de solução
molaridade =
 moles de soluto
litro de solução 2,00 litros de solução
 0,600 mol de soluto
= = 0,300 M
MOLALIDADE 
 Uma solução 5,00 m de cloreto de sódio contém 5,00 
moles de NaCl por quilograma de água. 
quilogramas de solvente
 moles de soluto
=molalidade ( m )
AT 6-Ácidos.pdf
FUNÇÕES 
INORGÂNICAS 
CLASSIFICAÇÃO: 
 ÁCIDOS 
 HIDRETOS 
 BASES 
 
 ÓXIDOS 
 SAIS 
 
 Ácidos: substâncias que em meio aquoso se 
ionizam originando apenas cátions H+ (H3O
+). 
 Ex.: HCl  H+ + Cl- 
Conceitos de Arrhenius: 
Ácidos, Hidretos e Bases 
 
• Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se 
dissociam liberando exclusivamente ânions OH-. 
 Ex.: NaOH  Na+ + OH- 
aq 
aq 
IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO 
HClO4 H2O H
+ + ClO4
-1 
H2SO3 
H2O 2H+ + SO3
-2 
H3PO4 H2O 3H+ + PO4
-3 
Ca(OH)2 H2O Ca2+ + 2OH- 
AgOH H2O Ag+ + OH- 
NH4OH H2O NH4
+
 + OH
- 
EXCEÇÕES: 
 
 
H3PO3 
H2O 2H+ + HPO3
-2 
H3PO2 
H2O H+ + H2PO2
-1 
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES 
1) Nº DE HIDROXILAS (OH-) 
 Monobases: 
 Dibases: 
 Tribases: 
 Tetrabases: 
 
NaOH, AgOH, NH4OH ... 
Ca(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2 ... 
Al(OH)3, Fe(OH)3, Ni(OH)3 ... 
Pb(OH)4, Mn(OH)4, Sn(OH)4 ... 
2) SOLUBILIDADE EM ÁGUA 
 Solúveis: 
 Pouco solúveis: 
 Insolúveis: 
 
dos metais alcalinos (NaOH, LiOH ...) e amônio (NH4OH). 
dos metais alc-terrosos – Ca(OH)2, Sr(OH)2 ... 
Todas as demais. 
APLICAÇÕES DE ÁCIDOS E BASES 
HF Corroer e gravar vidros. 
H2S Putrefação (decomposição) de matéria orgânica. 
HCl 
Comercialmente conhecido como ácido muriático; 
Componente do suco gástrico; 
Limpeza de pisos e chapas metálicas. 
HCN Gás letal; 
Em condenados à morte. 
CH3COOH Principal componente do vinagre ( tempero). 
H2CO3 Gás de refrigerantes e água mineral. 
H2SO4 Presente em bateria de automóveis; 
Fabricação de fertilizantes. 
H3PO4 
Estabilizante de refrigerantes do tipo cola; 
Fabricação de fertilizantes (superfosfatos). 
HNO3 
Fabricação de salitre para explosivos como o TNT; 
Fabricação de fertilizantes. 
Ca(OH)2 
Conhecido como “cal apagada ” ou “cal extinta”; 
Em pinturas de meios-fios, paredes e muros (caiação). 
Mg(OH)2 
Princípio ativo do leite de magnésia; 
Usado como laxante e antiácido estomacal. 
NaOH Conhecido como soda cáustica; 
NH4OH 
Conhecido
como amoníaco; 
Em alguns produtos de limpeza e tintura de cabelos; 
Usado na fabricação de sabão e desentupimentos de tubulações. 
As soluções de ácidos possuem um sabor acre 
 
Suco de limão 
 
 Ácido cítrico 
 
Suco de laranja 
 
 
 
Vinagre Ácido acético 
 
 
Leite azedo Ácido Láctico 
 
 
 
Quando os ácidos reagem com certos compostos, esses mudam de cor ---
------ indicadores 
 
Tornassol : azul para vermelho 
Fenolftaleína: vermelho para incolor 
 
 
 
Importante: 
 
Ácidos reagem com óxidos e hidróxidos para formar água e um sal 
 
 
Bases 
• Podem ser definidas como substâncias 
que produzem íons hidroxilas 
 
• Soluções de bases são escorregadias 
como sabão e oleosas ao tato, e possuem 
um sabor cáustico e amargo. 
ligação_química.ppt
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 São as ligações que se estabelecem entre a união de dois átomos.
Existem três tipos de ligações químicas:
A ligação covalente (partilha de eletrons)
A ligação metálica (mar de eletrons livres)
A ligação iónica (cedência/captação de eletrons)
*
*
É a ligação que se estabelece entre dois átomos numa molécula por partilha de eletrons.
 eletrons partilhados
Cada átomo “disponibiliza” um ou mais eletrons de valência para ser partilhado com outro átomo. 
*
*
O antes, enquanto eram átomos isolados…
 H
 H
 H 
 H
:
+
E o depois de se estabelecer a ligação covalente…
*
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Por cada par de eletrons de valência desenha-se um traço e se forem partilhados desenha-se um traço entre os átomos (fórmula de estrutura)
Ou, representa-se os eletrons de valência por pontos ou cruzes (representação de Lewis) 
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O2 Cl2 
H2
H2O CO2
 N2 
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 Nas ligações covalentes os eletrons poderão ser partilhados de forma igual ou de forma diferente, dependendo da capacidade de atrair os eletrons de cada átomo
 Ligação covalente apolar – os átomos atraem os eletrons da mesma forma e a nuvem electrónica é simétrica (ex: H2, O2, F2)
 Ligação covalente polar – um dos átomos da ligação atrai os eletrons mais intensamente do que o outro átomo o que provoca uma nuvem electrónica assimétrica , com um pólo positivo (+) e um pólo negativo (-).
 (ex: HF, CO, H2O) 
 - + 
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É a ligação química que se estabelece entre os átomos de diversos metais (ex: Ferro, Zinco, Alumínio, etc)
Caracteriza-se pela existência de ions positivos (átomos que cederem eletrons) dispostos de forma ordenada
Entre os ions positivos circulam, com grande liberdade de movimento, os eletrons que foram cedidos pelos átomos (é devido a este fator que os metais conduzem bem a eletricidade), por isso se chama a esse conjunto “mar de eletrons”.
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*
É a ligação química que se estabelece entre dois átomos, em que um deles captou um ou mais eletrons ao outro, formando-se um cation e um anion. (ex: NaCl, CaF2)
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Na ligação covalente os átomos mantêm-se ligados por partilha de eletrons
Na ligação metálica os corpúsculos mantém-se ligados por atração entre os iões e o mar de eletrons
Na ligação iônica os corpúsculos mantêm-se ligados devido à atração entre o cation e o anion formados.
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ÁGUA QUÍMICA DOS ALIMENTOS.pdf
ÁGUA 
DIAGRAMA DE FASES 
Fonte: fisicanaweb.wordpress.com/category/uncategorized/page/3/ 
Pontos de fusão e ebulição 
 
Pressão crítica 
 
Ponto triplo 
 
Pressão de vapor 
 
Condutividade 
 
Pressão de vapor 
• Quando a água é resfriada a temperatura 
menor que 4º C, seu volume expande. 
 
- Qual a consequência disso para as células? 
Por que o gelo é menos denso que a água no estado líquido?