Apostila Química Geral Alunos parte 1

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17/02/2016
1
QUÍMICA GERAL
Renata Vasques da Silva Tavares
Bibliografia
Classificações da matéria
ELEMENTO QUÍMICO
O átomo é a menor partícula que ainda 
caracteriza um elemento químico 
Mas e o átomo?
�A cada elemento é dado um único símbolo químico (uma
ou duas letras).
�Os elementos são a base de constituição da matéria.
SUBSTÂNCIA PURA MISTURA
SUBSTÂNCIA PURA
� Tem composição química definida
� Possuem propriedades químicas e físicas constantes. Ex. densidade,
ponto de fusão e ebulição.
Ex: açúcar, água, alumínio, oxigênio
SUBSTÂNCIAS SIMPLES SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS
� Moléculas formadas por um
único tipo de elemento químico.
� Não pode ser decomposta em
substâncias mais simples.
� Moléculas formadas por dois
ou mais elementos químicos,
unidos, em proporções bem
definidas e constantes.
� Pode ser representada por um fórmula porque tem composição fixa.
Substância Fórmula Representação
Gás 
hidrogênio H2
Gás oxigênio O2
Gás ozônio O3
SUBSTÂNCIAS SIMPLES
Substância Fórmula Representação
Água H2O
Sal de cozinha NaCl
Açúcar C12H22O11
SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS
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2
SUBSTÂNCIA SIMPLES
O2
É uma substância simples ou um 
elemento químico?
E o O3?
Os compostos abaixo são iguais ou diferentes?
C2H6O
C
C
O
H
HH
HH
H
C2H6O
C
H
H
H
O C
H
H
H
etanol éter dimetílico
CH3CH2OH CH3OCH3
ISOMEROS
ELEMENTO QUÍMICOX MISTURA
� Formada por duas ou mais substâncias, que mantém suas identidade
própria, não reagindo entre si.
MISTURAS HOMOGÊNEAS MISTURAS HETEROGÊNEAS
� A matéria é totalmente uniforme;
� Pode ser separada por meios
físicos;
� São chamadas de soluções.
Ex: água + açúcar, água + álcool
� Apresenta apenas uma fase;
� A matéria não é totalmente uniforme;
� Pode ser separada por meios
físicos;
Ex: água + óleo, água + areia
� Apresenta duas ou mais fases;
O leite é considerado uma mistura heterogênea.
Aspecto homogêneo a 
olho nu
Aspecto heterogêneo 
ao microscópio
Copo de leite
Líquido 
branco 
com 
gotículas 
de gordura
OBS: Toda mistura onde os componentes são todos 
gasosos sempre será homogênea!!!
MISTURA SistemasSistema é uma porção limitada do universo, considerada
como um todo para efeito de estudo.
SISTEMAS 
HOMOGÊNEOS
SISTEMAS 
HETEROGÊNEOS
Substância pura: Um componente.
Mistura homogênea: Mais de um 
componente
.
(Uma fase)
Substância pura:
Um componente em 
diferentes estados físicos.
Mistura:
Mais de um componente
(Mais de uma fase)
tudo o que é objeto da observação humana.
Sistemas
homogêneos
Sistemas heterogêneos
Substância 
pura
Mistura Substância pura Mistura
Água
Álcool 
hidratado
Gelo: H2O(sól) +
Água: H2O(líq)
Água + óleo
Sistema:
E por que o óleo é que fica em cima?
Que tipo de sistema representa a figura abaixo?
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3
Observe as figuras abaixo e responda:
1) Qual(is) figura(s) representa(m) uma substância pura?
4) Qual(is) figura(s) representa(m) uma mistura?
5) Quantos átomos estão representados em cada figura?
7) Quantos elementos estão representados em cada figura?
6) Quantas moléculas estão representadas em cada figura?
2) Qual(is) figura(s) apresenta(m) substância(s) simples(s)?
3) Qual(is) figura(s) apresenta(m) substância(s) composta(s)?
A B C D
ESTADOS DE AGREGAÇÃO DA MATÉRIA
Visão macroscópica
Visão microscópica
O que o átomo?
* Na eletrosfera ficam os elétrons (com carga negativa).
* Os prótons e nêutrons apresentam praticamente a mesma
massa relativa, mas os elétrons são bem mais leves.
* O átomo é neutro.
* O átomo possui um núcleo e 
uma eletrosfera.
* O raio do átomo é 10.000 a 100.000
vezes maior que o raio do núcleo.
* No núcleo ficam os prótons (com carga positiva) e os
nêutrons (sem carga efetiva).
Estrutura atômica
Estrutura atômica: descrição de um átomo
lemento químico:
símbolo escrito em 
letra de forma.Z
Número atômico:
É igual ao número 
de prótons
A
Número de massa:
É igual ao número 
de prótons + 
número de 
nêutrons E
Átomos de um mesmo elemento químico devem obrigatoriamente
possuir o mesmo número de prótons (Z). Z também é chamado de
número atômico.
A ou
A = Z + N
Obs: o número 
de nêutrons não 
é mostrado, mas 
pode ser obtido 
subtraindo 
número de 
prótons Z, do 
número de 
massa A.
Para os átomos abaixo determine o A, N, Z e o número
de elétrons.
Fe26
56
A =
Z =
N = 
e- = 
I53
127
A =
Z =
N = 
e- = 
Ti22
48
A =
Z =
N = 
e- = 
Ag47
108
A =
Z =
N = 
e- = 
Obs: Note que nos átomos, o número de 
prótons é sempre igual ao número de 
elétrons.
Isso ocorre pois os átomos são neutros!!!
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E.1. Assinale a alternativa correta:
Os átomos de um mesmo elemento químico não precisam apresentar 
em comum:
a) Número atômico b) Número de prótons c) Número de nêutrons 
d) Símbolo químico
E.2. Átomos de 24Cr51 são utilizados em medicina, no diagnóstico de
alterações ligadas aos glóbulos vermelhos. Explique o significado
dos números que aparecem ao lado do símbolo do cromo nesta
representação.
PARA RESOLVER!!
E.3. Considere o átomo do elemento químico Bromo, possuidor de
35 prótons, 46 nêutrons e 35 elétrons. Escreva a representação
correta para este átomo.
E.4. Quantos prótons, nêutrons e elétrons apresenta o átomo de
25Mn55?
E.5. Complete a tabela a seguir, indicando quantos protons,
nêutrons e elétrons possuem cada um desses átomos:
6C12 8O17 7N13 1H1
prótons
nêutrons
elétrons
E.6. Um dos átomos usados na construção de bombas é o plutônio
(símbolo Pu) com 94 prótons, 94 elétrons e 145 nêutrons. Escreva a
representação para este átomo.
O que são íons???
Os íons são formados quando os átomos perdem ou
ganham elétrons.
Em um íon: 
número de prótons ≠ número de elétrons
Cátion: formado quando um átomo perde elétron(s) e fica 
carregado positivamente (+).
26Fe+3 O íon férrico possui 23 elétrons (o átomo de ferro tinha 26 elétrons e perdeu três).
47Ag+ O íon prata possui 46 elétrons (o átomo de prata tinha 47 elétrons e perdeu um).
E.7. Complete a tabela a seguir, indicando quantos protons,
nêutrons e elétrons possuem cada uma destas espécies:
E.8. Um íon Cr+3 tem 24 prótons e 28 nêutrons. Pede-se:
a) O número de elétrons desse íon.
b) O símbolo desse íon, acompanhado do número atômico e de
massa.
PARA RESOLVER!!
19K+ 29Cu 35Br –
prótons
nêutrons
elétrons
E.9. Um gás nobre tem número atômico 18 e número de massa 40. O
número de elétrons de um ânion X-2 é igual ao número de elétrons do
átomo do gás nobre. Qual o número atômico do elemento X?
40 64 80 
17Cl- O ânion cloreto possui 18 elétrons (o átomo de cloro tinha 17 elétrons e ganhou mais um).
16S-2 O íon sulfeto possui 18 elétrons (o átomo de enxofre tinha 16 elétrons e ganhou mais dois). 
Ânion: formado quando um átomo ganha elétron(s) e 
fica carregado negativamente (-).
Obs: Um átomo não perde ou 
ganha prótons, somente 
elétrons.
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ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E ISOELETRÔNICOS
+
-
+
-
+
-
A figura acima representa três átomos de um mesmo elemento 
químico. Que elemento é esse? Como você sabe?
Estes átomos são ISÓTOPOS entre si, pois possuem o 
mesmo número de prótons (Z).
H1
1 H1
2 H1
3
Isótonos: espécies com mesmo número de nêutrons (N).
Ex: 1H e 2He
ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS E ISOELETRÔNICOS
3 4
3-1=2 nêutrons 4-2=2 nêutrons
Isóbaros: espécies com mesmo número de massa (A).
Ex: 1H e 2He
3 3
A = 3 A = 3
Isoeletrônicos: espécies com mesmo número de elétrons.
11Na+ 9F-
10 elétrons 10 elétrons
e
10A 12B 10C 9D20 2023 21
E.10. Dados os átomos abaixo, agrupe os isótonos, os isóbaros e os
isótopos:
PARA RESOLVER!!
E.11. Dados os íons 11Na+, 19K+, 9F-, 17Cl-, 12Mg+2, 15P-3, quais são
isoeletrônicos entre si?
E.12. Dados os átomos 19X40, 20Y40, 40Z91, 19R39, 39S90, 40T90.
a) Quais são isótopos?
b) Quais são isóbaros?
c) Quais são isótonos?
d) Quais pertencem ao mesmo elemento químico?
E.13. Um átomo X tem 74 nêutrons e 53 prótons. Seu isótopo Y, utilizado na
medicina, tem quatro unidades a mais em seu número de massa. Y tem o
mesmo número de massa de Z. Z tem uma unidade a mais que Y de
número atômico. Represente X, Y e Z com símbolo, número atômico e
número de massa.
E.14. Dois átomos X e Y são isótopos, tais que 3x+2X7x e 2x+7Y7x+2. Quais os
números atômicos e de massa de X e Y?
A eletrosfera é uma região onde existem infinitos níveis ou 
camadas de energia. 
Eletrosfera
Obs: Para os átomos que conhecemos, podemos ter no máximo sete níveis
Primeiro 
nível
Segundo 
nível
Terceiro 
nível
* Dentro dos níveis de energia, existem subdivisões
energéticas denominadas subníveis, cujas representações
são feitas pelas letras (s, p, d, f).
Eletrosfera
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s
1
2
3
5
4
6
7
Em cada nível existe um 
número diferente de 
subníveis ocupados
7p
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* Em cada subnível de energia, existem outras subdivisões
energéticas denominadas orbitais (orbital é a região mais
provável de se encontrar o elétron).
Eletrosfera
Subnível s
Cada subnível s possui
apenas 1 orbital do tipo s.
Orbital do tipo s
Cada orbital pode conter no máximo dois elétrons
Cada subnível possui um número 
determinado de orbitais. 
Máximo dois elétrons no subnível s
Subnível p
Cada subnível p possui 3 orbitais do tipo p.
px py pz
3 orbitais p
Máximo seis elétrons no subnível p
1 orbital px 1 orbital py 3 orbitais p1 orbital pz
Subnível d
Cada subnível d possui 5 orbitais do tipo d.
5 orbitais d
Máximo dez elétrons no subnível d
Subnível f
Cada subnível f possui 7 orbitais do tipo f.
7 orbitais f
Máximo catorze elétrons no subnível d
Sabendo quantos elétrons existem em cada subnível e
quantos subníveis existem em cada nível, podemos
prever a quantidade máxima de elétrons possíveis em
cada nível.
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10
7s2
1
2
3
5
4
6
7
OBS: De maneira geral, quanto mais distante a 
camada estiver do núcleo, mais enegética será.
2
8
18
32
32
18
2
Número máximo 
de elétrons por 
camadas ou 
níveis
É muito importante saber dispor os subníveis em ordem
crescente de energia.
Para isso utilizamos o diagrama de Linus Pauling
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10
7s2
1
2
3
5
4
6
7
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
Subníveis em ordem crescente de energia
Para fazer a distribuição eletrônica nos subníveis de um 
átomo ou íon devemos:
1) Identificar quantos elétrons esta espécie possui.
2) Distribuir estes elétrons de maneira que eles ocupem as 
posições de menor energia possível (para isso devemos 
seguir as setas do diagrama de Pauling).
Distribuição eletrônica nos subníveis
Ex: 1H 
1 elétron
1s1
2He 1s2
2 elétrons
11Na+
10 elétrons
1s2 2s2 2p6
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•Dois ou mais orbitais vazios de mesma energia são preenchidos por
elétrons de mesmo spin até que todos os orbitais estejam meio
cheios (regra de Hund)
Ex. 8O 
1s 2s 2px 2py 
2pz
Distribuição eletrônica nos orbitais
Regras: 
•Os orbitais de energia mais baixa são preenchidos em primeiro
lugar, de acordo com a ordem:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
•Apenas dois elétrons podem ocupar um mesmo orbital, e eles
devem ter spins opostos (princípio da exclusão de Pauli)
27Co
distribuição 
eletrônica nos 
subníveis
distribuição 
eletrônica nos 
orbitais
distribuição 
eletrônica na 
camada mais 
externa
elétrons 
existentes na 
camada mais 
externa
subnível mais 
energético
E.15. Preencha as tabelas a seguir com as seguintes informações, para
cada uma das espécies citadas:
PARA RESOLVER!!
20Ca+2
distribuição 
eletrônica nos 
subníveis
distribuição 
eletrônica nos 
orbitais
distribuição 
eletrônica na 
camada mais 
externa
elétrons 
existentes na 
camada mais 
externa
subnível mais 
energético
35Br -
distribuição 
eletrônica nos 
subníveis
distribuição 
eletrônica nos 
orbitais
distribuição 
eletrônica na 
camada mais 
externa
elétrons 
existentes na 
camada mais 
externa
subnível mais 
energético
E.16. Um átomo cuja configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 tem
como número atômico?
E.17. Qual o número atômico do elemento químico no qual o subnível mais
energético será 3d8?
E.18.O átomo de Ferro tem número atômico Z = 26.
a) Qual é a última camada, ou camada de valência?
b) Quantos elétrons existem no subnível mais energético?
A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA 
DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Desde início séc. XIX - Cientistas buscavam semelhanças entre as
propriedades dos elementos químicos.
Dimitri Mendeleiev
Grande contribuição: Organizou os
elementos conhecidos na época
(cerca de 65), em ordem crescente
de massa, de tal forma que em cada
grupo ficasse os elementos com
propriedades semelhantes.
Mendeleiev, com sua tabela, conseguia prever dados sobre 
elementos que ainda nem haviam sido descobertos.
Dmitri Ivanovich 
Mendeleyev
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8
1871 - Mendeleev observou que a posição mais 
adequada para o As seria abaixo do P, e não do Si. 
Ficou faltando um elemento abaixo do Si, cujas 
propriedades foram previstas.
1886 - o Ge foi descoberto.
As propriedades do Ge se 
equiparam bem à previsão 
de Mendeleev.
Formato da 
tabela periódica 
de Mendeleiev
* É organizada em ordem crescente de número atômico (Z). 
Tabela periódica atual
Da esquerda para a direita, o n°atômico (Z) aumenta. 
Encontre e observe na sua tabela ...
Número atômico:
Massa atômica:
Observe que são números decimais (Ex: H = 1,002 u) . 
Isótopos naturais Nomes Abundância 
aproximada
1H1 Hidrogênio leve 99,985%
1H2 Deutério 0,015%
1H3 Trítio 10-7%
(MA) = (1 x 99,985) + (2 x 0,015) + (3 x 10-7) = 1,002 u
100
Símbolo químico:
Alguns exemplos: N, Cl, Na. 
Períodos:
São as sete linhas horizontais encontradas na tabela.
1
2
3
4
5
6
7
Colunas, Grupos ou Famílias:
São as dezoito linhas verticais encontradas na tabela.
8B
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Existem duas maneiras de numerar as famílias em uma tabela:
a) Os “elementos representativos” são identificados por algarismos
romanos (IA a VIIIA).
b) Os elementos de transição são identificados por algarismos romanos
(IB a VIIIB). OBS: O grupo VIIIB corresponde a três colunas.
I) maneira mais antiga (prevaleceu até 1985) II) maneira atual 
As colunas são numeradas numa seqüência que vai de 1 a 18.
Existem duas maneiras de numerar as famílias em uma tabela:
Colunas, Grupos ou Famílias:
Família ou grupo Nome
IA ou 1 Família dos metais alcalinos
IIA ou 2 Família dos metais alcalinos terrosos
IIIA ou 13 Família do Boro
IVA ou 14 Família do Carbono
VA ou 15 Família do Nitrogênio
VIA ou 16 Família dos Calcogênios ou Chalcogênios
VIIA ou 17 Família dos Halogênios
VIIIA ou 18 Família dos Gases nobres
Metais x Semi-metais x Ametais ou Não metais
* No 6°período (3B) se localiza a série dos Lantanídios
* No 7°período (3B) se localiza a série dos Actinídios.
A maioria dos elementos da tabela periódica
são sólidos a temperatura ambiente, com
exceção:
Hg e Br (líquidos)
H, N, O, F, Cl,He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
(gasosos)
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10
Tabela periódica X Configuração eletrônica
A posição de um elemento na tabela periódica está totalmente 
relacionado com a sua distribuição eletrônica.
* O número do período indica o número de camadas ocupadas
pelos elétrons do elemento.
1s2 2s2 2p5
Período:
11Na –
portanto o Na está 
no 3o período.
3 camadas
1s2
2s2 2p6
3s1
1s2 2s2 2p6 3s1
portanto o F 
está no 2o
período.
2 camadas
1s2
2s2 2p6
9F –
Descubra a quais períodos pertencem os elementos abaixo:
Zr40
Não vale olhar na tabela!!!
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2
portanto o Zr está 
no 5o período.
5 camadas
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d2
5s2
1H - 1s1
1s2
portanto o H está 
no 1o período.
1 camada
O no. do período 
corresponde ao da 
camada de valência.
Camada de valência 
= 
última camada 
= 
camada mais externa
Famílias ou grupos:
Elementos representativos (IA a VIIIA):
O número de elétrons que existem na última camada é
igual ao número da família.
Obs: isso só é válido para os elementos representativos (1A a 8A)!!
12Mg 
1s2
2s2 2p6
3s2
- 1s2 2s2 2p6 3s2
2 elétrons na última 
camada. 
Mg pertence a família IIA
6C 
1s2
2s2 2p2
- 1s2 2s2 2p2
4 elétrons na última 
camada. 
C pertence a 
família IVA
(e- mais energético
encontra-se no subnível d)
Elementos da família B (elementos de transição):
Uma das características desses elementos, é que o
elétron mais energético encontra-se no subnível d .
Ex: 22Ti - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Lantanídeos e actinídeos (elementos de transição interna):
(e- mais energético
encontra-se no subnível f)
Lantanídeos e actinídeos caracterizam-se por
apresentar o elétron mais energético no subnível f.
57La -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1
Elementos de uma família apresentam mesma configuração 
eletrônica da camada de valência. 
Família IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
e- na camada 
de valência
ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6
E. 19. Complete as tabelas abaixo com o nome dos seguintes elementos químicos: 
Símbolo Nome Símbolo Nome
Na H
Ca Au
K Mg
B Cl
Ba Br
Fe Pb
Ag Pt
F Zn
W Cr
S Li
P Si
C He
O Ne
N Hg
Co Mn
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11
E.20. Encontre a família e o período em que se encontram os elementos a 
seguir:
a) 15P 
b) 20Ca
E.21. Determine a posição do elemento Z = 11 na tabela (sem olhar na 
tabela).
E.22. O elemento S se encontra no terceiro período e pertence à família do
calcogênio (6A). Qual a configuração eletrônica de sua camada de
valência.
E.23. O elemento químico de número atômico 31 está localizado na tabela
periódica em que família e período?
E.24. Um determinado elemento químico está situado no quarto período da 
tabela periódica e pertence à família 6A. Qual é o número atômico deste 
elemento?
E.25. Um átomo que tem numero de massa (A=81) e 46 nêutrons. A que 
família e período da tabela periódica este elemento pertence?
E 26. Um átomo A tem um próton a mais que um átomo B. Sobre eles 
podemos afirmar:
a) Se B for um metal alcalino-terroso, A será um metal alcalino;
b) Se B for um gás nobre, A será um metal alcalino;
c) Se B for um gás nobre, A será um halogênio;
d) Se B for um metal de transição, A será um gás nobre;
e) São isótopos.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Exemplo: Para o elemento Oxigênio (O)
São encontradas moléculas de O2, O3
(Onde átomos de oxigênio estão combinados 
entre si)
Ou então CO, CO2, H2CO3 (Onde átomos 
de oxigênio se combinam com átomos de outros 
elementos)
A maioria dos elementos não existem isolados.
Por que a maioria dos átomos forma 
ligações, e os gases nobres não?
Uma molécula somente será formada se 
esta for mais estável e tiver menor energia 
do que os átomos individuais.
Apenas os gases nobres (He, Xe, Ar, Kr,
Xe e Rn), em condições ambientes, são
encontrados isolados, ou seja, não combinados
com outros átomos.
TEORIA DO OCTETO
� Todos os gases nobres, com exceção do He, têm uma
configuração s2p6.
� A regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder
ou compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados
por 8 elétrons de valência (4 pares de elétrons). Se o
átomo possuir apenas a primeira camada, ele deve
adiquirir 2 elétrons de valência (semelhante ao hélio).
� Cuidado: existem várias exceções à regra do octeto.
Gás 
nobre
Configuração eletrônica Elétrons 
na última 
camada
Hélio
(He)
1s2 1 (K) - 2
Neônio
(Ne)
1s2,2s2,2p6 2 (L) - 8
Argônio
(Ar)
1s2,2s2,2p6,3s2,3p6 3 (M) - 8
Criptôni
o (Kr)
1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s2,4p6 4 (N) - 8
Xenônio
(Xe)
1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s2,4p6,4d10,5s2,5p6 5 (O) - 8
Radônio
(Rn)
1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,3d10,4s2,4p6,4d10,5s2,5p6,4f14,
5d10,6s2,6p6
6 (P) - 8
Configurações eletrônicas para os gases nobres:
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Os gases nobres possuem a camada de valência
completa, e portanto não precisam se ligar para ficarem
estáveis.
Observações Importantes...
Os outros elementos, precisam completar 8
elétrons na última camada (com exceção da camada K,
que são 2) para ficarem estáveis e igualar a sua
configuração eletrônica a de um dos gases nobres.
Como adquirir esta configuração estável?
LIGAÇÃO IÔNICA
Ligação entre íons de carga oposta.
Ocorre através de uma transferência de elétrons de um
átomo para outro, originando um composto (iônico)
mais estável.
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Na
(11p e 11 e-)
Cl
(17p e 17 e-) Na+(11p e 10 e-)
Cl-
(17p e 18 e-)
3) Atração eletrostática entre os íons sódio e cloreto formados:
1) Perda de um elétron pelo Na (formação de cátion):
11Na + PI → 11Na+ + 1e-(11p e 11e-) (energia absorvida) (11p e 10e-) (elétron liberado)
O cátion (Na+) e o ânion (Cl-) são
atraídos por forças eletrostáticas, e
isso libera uma grande quantidade
de energia.
17Cl + 1 e- → 17Cl- + energia 
(17p e 17e-) (elétron adicionado) (17p e 18e-) (energia liberada)
Na+ Cl-
2) Ganho de elétron pelo Cl (formação de ânion):
LIGAÇÃO IÔNICA LIGAÇÃO IÔNICA
� A transferência de elétrons envolve sempre o nível de 
valência dos átomos (os elétrons saem do último nível de um 
átomo e vão para o último nível do outro).
� Em geral, a ligação iônica ocorre entre metais e ametais: 
Observações importantes...
Metais: formam os cátions, pois tem tendência a perder
elétrons com facilidade (baixa energia de ionização).
Ametais: formam os ânions, pois tem tendência a receber
elétrons com facilidade (alta energia de ionização e alta
afinidade eletrônica).
LIGAÇÃO IÔNICA
Observações importantes...
* Cátions e ânions atraem-se mutuamente, 
formando um sólido iônico, com 
os íons em posições bem definidas, em um arranjo 
geométrico denominado retículo cristalino.
Estrutura cristalina 
do NaCl
• O NaCl forma uma estrutura muito regular na qual cada íon
Na+ é circundado por seis íons Cl-.
• Similarmente, cada íon Cl- é circundado por seis íons Na+.
• Há um arranjo regular de Na+ e Cl- em 3D.
•Observe que os íons são 
empacotados o mais próximo 
possível.
•Não é fácil encontrar uma fórmula 
para descrever a rede iônica.
Estrutura do NaCl
17/02/2016
13
� Apresentam elevados pontos de fusão (devido a
grande intensidade das forças de atração entres os íons).
Os compostos iônicos são todos sólidos a temperatura
ambiente.
MgO: ponto de fusão = 2800 ºC
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
NaCl: ponto de fusão = 807 ºC
� São quebradiços
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS
� Os compostos iônicos não
conduzem corrente elétrica no estado
sólido. Pois neste caso existem os íons,
maseles estão presos na estrutura
cristalina.
� Os compostos iônicos conduzem
corrente elétrica no estado líquido
(quando fundidos). Pois neste caso os
íons estão livres.
estado sólido
estado líquido
� Os compostos iônicos, quando dissolvidos em água, conduzem a
corrente elétrica. Isto ocorre, pois nestes dois casos também existem
íons livres.
Cristal de NaCl
NaCl dissolvido: 
íons Na+ e Cl- em 
solução
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS Como escrever fórmulas iônicas:
Qual é a fórmula do composto formado entre Al e O?
1) Verifique quais são os cátions e ânions prováveis:
13Al – 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
3 elétrons na última camada. Al tende a perder estes elétrons
se transformando no cátion Al+3.
8O - 1s2, 2s2, 2p4
6 elétrons na última camada. O tende a ganhar dois elétrons 
para completar o octeto, se transformando no ânion O2-.
Al3+ O2- obtemos o composto iônico Al2O3
Como escrever fórmulas iônicas:
Qual é a fórmula do composto formado entre Al e O?
2) Escrever primeiro o cátion e depois o ânion.
3) Toda fórmula é eletricamente neutra, ou seja, a soma das
cargas positivas sempre será igual a soma das cargas
negativas. Para isso, “cruze os valores das cargas”:
2 Al+3 = +6 (seis cargas positivas)
3 O-2 = -6 (seis cargas negativas)
Al2O3 0 (fórmula eletricamente neutra) 
4) Escrever a fórmula mínima para os compostos. O composto
formado entre Ca e O não é Ca2O2, e sim CaO.
Cargas dos íons
s1
s2 s2p1
s2p2
s2p3
s2p4
s2p5
s2p6
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14
Outros ânions
MnO4 - Permanganato 
MnO4 2- Manganato 
MnO3 2- Manganito 
OH - Hidróxido 
H - Hidreto 
O 2- Óxido 
CrO4 2- Cromato 
Cr2O7 2- Dicromato 
AsO3 3- Arsenito 
AsO4 3- Arsenato 
BO3 3- Borato 
B4O7 2- Tetraborato 
Nitrogênio
NO2 - Nitrito 
NO3 - Nitrato 
N3 - Azoteto/ Azida 
N 3- Nitreto 
Enxofre
S 2- Sulfeto 
SO4 2- Sulfato 
SO3 2- Sulfito 
S2O3 2- Tiossulfato 
S2O4 2- Hipossulfito 
S2O8 2- Persulfato 
S4O6 2- Tetrationato 
Flúor
F - Fluoreto 
Cl - Cloreto 
Br - Brometo 
I - Iodeto 
ClO - Hipoclorito 
ClO2 - Clorito 
ClO3 - Clorato 
ClO4 - Perclorato 
BrO - Hipobromito 
BrO3 - Bromato 
IO - Hipoiodito 
IO3 - Iodato 
O4 - Periodato 
Carbono
CN - Cianeto 
CNO - Cianato 
CNS - Tiocianato 
C2H3O2 - Acetato 
CO3 2- Carbonato 
HCO 2- Formiato 
C2O4 2- Oxalato 
[Fe(CN)6 ] 3- Ferricianeto 
[Fe(CN)6 ] 4- Ferrocianeto 
C 4- Carbeto / Metaneto 
C2 2- Carbeto / Acetileto 
Fósforo
PO3 - Metafosfato 
H2PO2 - Hipofosfito 
HPO3 2- Fosfito 
PO4 3- Ortofosfato 
P 3- Fosfeto 
P2O7 4- Pirofosfato 
P2O 4- Hipofosfato 
Exemplos de ânions e seus respectivos nomes
Monovalentes
Li+ Lítio
Na+ Sódio
K+ Potássio
Rb+ Rubídio
Cs+ Césio
Fr+ Frâncio
Ag+ Prata
NH4+ Amônio
Bivalentes
Be2+ Berílio
Mg2+ Magnésio 
Ca2+ Cálcio 
Sr2+ Estrôncio 
Ba2+ Bário 
Ra2+ Rádio 
Zn2+ Zinco 
Cd2+ Cádmio 
Trivalentes
Al3+ Alumínio 
Bi3+ Bismuto 
Cátions com mais de uma valência 
Monovalentes Bivalentes Trivalentes Tetravalentes
Au+ (auroso) Au3+ (aurico)
Cu+ (cuproso) Cu2+ (cúprico)
Fe2+ (ferroso) Fe3+ (férrico) 
Hg2+ (mercúrico)
Hg22+ (mercuroso)
Co2+ (cobaltoso) Co3+ (cobáltico) 
Ni2+ (niqueloso) Ni3+ (niquélico) 
Cr2+ (cromoso) Cr3+ (crômico) 
Mn2+
(manganoso) 
Mn4+ (mangânico) 
Sn2+ (estanoso) Sn4+ (estânico) 
Pb2+ (plumboso) Pb4+ (plúmbico) 
Ti2+ (titanoso) Ti4+ (titânico) 
Pt2+ (platinoso) Pt4+ (platínico) 
Exemplos de cátions e seus respectivos nomes
E 43. Dê a fórmula do composto resultante da união entre os
átomos dos elementos:
a) Mg e O
c) Ca e I
e) Na e S
g) Mg e N
i) Al e O
b) Ca e H 
d) Mg e Br 
f) Al e Cl 
h) Cs e O 
j) O e K
E 44. O átomo de alumínio tem configuração 2 – 8 – 3; o de
oxigênio 2 – 6.
a) Quais as configurações dos íons formados?
b) Qual a fórmula do composto resultante.
E 45. Determine a fórmula e o nome dos compostos formados
pelos seguintes cátions e ânions:
a) Ni2+ e Cl- b) Al3+ e F-
c) Na+ e PO43- d) Al3+ e SO42-
e) Ca2+ e P2O74- f) K+ e [Fe(CN)6]3-
g) Fe3+ e PO43- h) Ca2+ e PO43-
i) Pb4+ e SO42- j) Fe3+ e CO32-
k) Ni2+ e NO3- l) Cu+ e HPO32-
E 49. Um elemento A tem 6 elétrons na sua última camada. Sobre ele,
todas as afirmações a seguir são corretas, exceto:
a) Forma um composto iônico ao se ligar a um elemento do grupo 1A.
b) Pode formar composto com o hidrogênio na proporção de 1:2.
c) Ao se ligar ao flúor, será o elemento menos eletronegativo do composto.
d) Este elemento pode ser o oxigênio ou o enxofre.
e) Este elemento é um halogênio.
E 50. Qual é a fórmula do composto resultante da união dos elementos 16X
e 20Y?
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E 52. A única fórmula correta, que se obtém ao se fazer a combinação
entre os íons: K+; Fe2+; Al3+, SO42- e OH- é:
a)Fe3(SO4)2 b) KSO4 c) Al(OH)3 d) Fe(OH)3 e) K(OH)2
E 51. Qual é a fórmula do composto resultante da união de átomos de um
elemento X, do grupo 1A, com átomos de outro elemento Y, do grupo 5A?
E 53. Um elemento metálico X reage com enxofre, dando um composto
de fórmula XS. Um outro elemento Y, também metálico, reage com
enxofre, dando um composto de fórmula Y2S. A que grupos da Tabela
Periódica pertencem os elementos X e Y?
LIGAÇÃO COVALENTE
� Ligação entre ametal-ametal ou ametal-hidrogênio.
O par eletrônico 
pertencerá a ambos 
os átomos da ligação
Cada átomo de H 
possui um elétrons na 
última camada
� Compartilham os elétrons da última camada para
atingir a configuração de um gás nobre.
O compartilhamento de elétrons se dá porque o núcleo de
um átomo atrai os elétrons de valência do outro átomo e
vice-versa.
+
-
repulsão
repulsão
atração +
-
LIGAÇÃO COVALENTE
Existe uma distância, chamada de comprimento de ligação,
em que há um equilíbrio entre as forças de atração e de
repulsão.
Fórmula eletrônica ou de Lewis 
Como representar a ligação covalente:
........
H2 H
Fórmula molecular Fórmula estrutural
H
HH
OBS: O hidrogênio não é um metal, (apesar de ser
encontrado na família 1A). Este elemento tende a
ganhar um elétron e igualar a sua configuração
eletrônica à do gás nobre Helio.
Símbolos de Lewis
• Representamos os elétrons como pontos ao redor do
símbolo do elemento.
• O número de elétrons disponíveis para a ligação é indicado
por pontos desemparelhados.
(Obs: O número de elétrons disponíveis são os da última camada, 
indicado pela família a qual o elemento pertence)
• Esses símbolos são chamados símbolos de Lewis.
• Geralmente colocamos os elétrons nos quatro lados de um
quadrado ao redor do símbolo do elemento.
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Estrutura de Lewis
As ligações covalentes podem ser representadas pelos
símbolos de Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma
ligação é representado por uma única linha:
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Ligações múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja
compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
• Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (Ex: H2)
H – H 
• Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (Ex: O2);
O = O 
..
.
.
..
.
.
•Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (Ex: N2).
.. ..
N ≡ N 
Obs: Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida 
que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
Mostre a representação da estrutura eletrônica de Lewis para 
cada uma das moléculas abaixo:
F2
HBr
H2O
NH3
CH4
CH2Cl2
CH2O
C2H2
O2
N2
HCN
H2CO3
Características da ligação covalente
� Somente participarão da ligação covalente os elétrons de 
valência, ou seja, os elétrons do último nível de energia de 
cada átomo.
� Ocorre entre ametais e hidrogênio (pois são espécies que 
necessitamde elétrons para completar o seu octeto).
Não usar símbolos diferentes 
para representar os elétrons!!
�O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação 
covalente não significa compartilhamento igual daqueles 
elétrons.
�Existem algumas ligações covalentes nas quais os 
elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do 
que a outro.
�O compartilhamento desigual de elétrons resulta em 
ligações polares.
Características da ligação covalente
Sobreposição frontal dos orbitais
LIGAÇÃO SIGMA (σσσσ)
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LIGAÇÃO PI
Sobreposição lateral dos orbitais
LIGAÇÃO PI (pipipipi) LIGAÇÃO DUPLA (1 SIGMA + 1 PI)
pipipipi
σσσσ
σσσσ σσσσpipipipi
σσσσσσσσ
C C
H
H
H
H
σσσσ σσσσ
σσσσσσσσ
σσσσ
pipipipi
LIGAÇÃO TRIPLA (1 SIGMA + 2 PI)
σσσσ
pipipipi
pipipipi
σσσσ
σσσσ
C C HH σσσσ
pipipipi σσσσσσσσ
pipipipi
LIGAÇÃO IÔNICA X LIGAÇÃO COVALENTE
átomos átomos
compartilhamento 
de elétrons
transferência de 
elétrons
molécula Íon positivo Íon negativo
Ligação covalente Ligação iônica
Exceções à Regra do Octeto LIGAÇÃO METÁLICA
Ligação entre metais
� Condutividade elétrica;
� Condutividade térmica;
� Ductibilidade (formação de fios);
� Maleabilidade (formação de lâminas);
� Brilho metálico.
Propriedades
Em um sólido metálico, os cátions
estão dispostos em um arranjo regular
e os elétrons estão deslocalizados
sobre o cristal.
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Capacidade que os átomos de um determinado elemento
possuem para atrair elétrons de uma ligação.
Eletronegatividade: 
Pauling estabeleceu as 
eletronegatividades em 
uma escala de 0,7 (Cs) 
a 4,0 (F).
F > O > N > Cl > Br > I > S >C > P = H > metais
Fui Ontem No Clube, Briguei, I Sai Correndo Para o Hospital
Eletronegatividade: 
Eletronegatividade
O aumento da eletronegatividade é o inverso do 
aumento do raio atômico.
Quanto menor o átomo, maior a atração pelos 
elétrons compartilhados em uma ligação 
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
Um dos átomos envolvidos na ligação é mais 
eletronegativo que o outro.
Ligação covalente polar
O Cloro atrai mais os elétrons da ligação para si, 
deslocando a densidade eletrônica para o seu lado. 
F > O > N > Cl > Br > I > S >C > P = H > metais
Os elétrons são atraídos com igual intensidade 
por ambos os núcleos. 
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
Ligação covalente apolar
F > O > N > Cl > Br > I > S >C > P = H > metais
GEOMETRIA MOLECULAR
Teoria de Repulsão dos Pares Eletrônicos de Valência (TRPEV)
Os grupos de elétrons se repelem uns com os outros e a
forma adotada pela molécula será aquela em que a
repulsão dos grupos eletrônicos seja mínimo.
Para prever Para prever a geometria das moléculas: a geometria das moléculas: 
Molécula for formada por apenas dois átomos: a geometria
será sempre linear, independentemente dos átomos
envolvidos.
H H O O N N H Br
No. de átomos 
ligados ao 
átomo central
No. de 
pares de 
elétrons 
isolados
Orientação Ângulos 
entre os 
pares de 
elétrons
Geometria 
da 
molécula
Exemplo
2 0 180° Linear BeCl2
2 1 ou 2 104°27’ Angular H2O, SO2
3 0 120° Trigonal 
plana
BF3
3 1 107°48’ Piramidal NH3
4 0 109°28’ Tetraédrica CH4
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MOLÉCULAS POLARES 
X
MOLÉCULAS APOLARES
Alinhamento das moléculas polares na presença de um campo elétrico
3) Considerar cada seta como sendo um vetor
e encontrar a resultante (µ);
Como prever se uma molécula é polar ou não?
Ex: SO2
1) Desenhar a fórmula estrutural ou a de
Lewis da molécula (especificando qual é a
geometria);
2) Desenhar em cada ligação polar uma seta
orientada para o átomo mais eletronegativo
da ligação;
S+
O O
µµµµ ≠ 0
S+
O Oµµµµ
S+
O O
..
Regras para prever polaridade a partir da geometria
molécula
linear
angular
piramidal
ou POLAR
trigonal plana
tetraédrica
ou
ou
Os átomos 
ligados no 
átomo central 
são iguais?
SIM
APOLAR
NÃO POLAR
Determine se as moléculas HCl, NH3, BF3, CCl4 e CH3Cl são 
polares ou apolares.
Determine se as moléculas CO2 e H2O são polares ou
apolares.
CO2
H2O
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Determine se as moléculas CF4 e CH2F2 são polares ou
apolares.
CF4
CH2F2
A molécula de ácido acético é polar?
A molécula não é simétrica. 
Possui uma densidade negativa na região dos oxigênios por estes serem
bastante eletronegativos.
Ácido acético
Observações:
Determine a geometria das seguintes moléculas e
diga se estas moléculas são polares ou apolares:
a) BeCl2 b) BH3 c)AsH3 d) CH2Br2
e) H2S f) TeO2 g)HBr h) N2 i) SiO2
j) CHF3
Determine a geometria dos átomos selecionados e
diga se estas moléculas são polares ou apolares:
C
OH
H
HH C
O
H OH C CH2
H
CH3
CH3 O CH3 CH3 C C H
Forças intermoleculares Forças intermoleculares
São forças que mantém as moléculas unidas 
nos estados sólido e líquido.
Fornecendo calor
Sólido Líquido Gasoso
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Estados físicos da H2O
sólido
líquido
gasoso
Revisando.....
Moléculas polares:
Resultante (µµµµ) ≠ 0
Moléculas apolares:
Resultante (µµµµ) = 0
Compostos iônicos:
Dependendo do tipo de substância, as forças 
que unem as moléculas são diferentes.
Para moléculas polares:
Interação dipolo-dipolo
Interação dipolo-dipolo
H
H
Br
Br
F O N Cl Br I S C P H
eletronegatividade
O dipolo de uma 
molécula atrai o 
dipolo de outra 
molécula
Interação dipolo-dipolo
Moléculas de HCl (ácido clorídrico)
Moléculas de acetona
Para moléculas polares:
Ligação de hidrogênio
Interação existente entre 
moléculas que possuem 
hidrogênio ligado a 
F, O ou N
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O dipolo formado nestas moléculas é mais 
forte do que aquele mostrado anteriormente
F O N Cl Br I S C P H
eletronegatividade
grande ≠ de eletronegatividade 
Ligação de hidrogênio na água
Forte momento dipolar
Ligação de hidrogênio
Dipolo instantâneo-dipolo induzido
Para moléculas apolares:
Forças de London
ou + +
átomo A átomo B
Dipolo instantâneo-dipolo induzido ou Forças de London
+ +
átomo A átomo B
δδδδ−−−− δδδδ++++
em uma fração de segundo, a 
nuvem eletrônica se desloca 
para um dos extremos da 
molécula A gerando um dipolo 
instantâneo.
+ +
δδδδ−−−− δδδδ++++
átomo A
δδδδ−−−− δδδδ++++
átomo B
A extremidade positiva 
deste dipolo atrai os 
elétrons da molécula 
vizinha (B) gerando um 
dipolo induzido 
"Full, Adhesive force of a single 
gecko foot-hair" (Autumn, K. et 
al., Nature 405, 681-685 (2000))
Forças de Van der Waals
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23
Prevendo pontos de fusão e ebulição!!
I) Para moléculas com massas moleculares 
aproximadamente iguais:
Au
m
en
to
 
do
s 
po
n
to
s 
de
 
fu
sã
o
 
e 
eb
u
liç
ão
Ligações de hidrogênio
Ocorre em moléculas polares onde 
o H esta ligado em F, O ou N.
dipolo-dipolo
Ocorre em moléculas polares com
exceção das que fazem ligação de H.
(ou força de dispersão de London)
dipolo instantâneo-dipolo induzido
Ocorre em moléculas apolares.
II) Para moléculas com o mesmo tipo de interação 
intermolecular:
Prevendo pontos de fusão e ebulição!!
Quanto maior a massa 
molecular, maior serão os 
pontos de fusão e ebulição.
F2 < Cl2 < Br2 < I2
MM : (38) (71) (160) (254)
PE : ( –188°C) (– 34°C) (53°C) (184°C) 
Exemplo:
III) Ramificação da cadeia:
Prevendo pontos de fusão e ebulição!!
CH3|
CH3 – C – CH3|
CH3
Molécula apolar
MM = 72
PE = 9,5° C
Para moléculas com mesmo tipo de força intermolecular e 
mesma massa molecular, quanto mais ramificada a 
molécula, menor será o ponto de ebulição.
CH3 – CH – CH2 – CH3| 
CH3
Molécula apolar
MM = 72
PE = 28°C
E o que ocorre com oscompostos iônicos?
fusão
O ponto de fusão dos compostos 
iônicos é bastante elevado.
A aranha caminha sobre a 
água sem afundar. 
Porque?
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Propriedade do líquido que faz com que sua superfície 
tenha um "comportamento elástico". 
Tal propriedade é resultante das forças de interação 
entre moléculas.
Tensão Superficial
1. As ligações de hidrogênio formadas entre
moléculas de água, HOH, foram representadas
ao lado. Com base neste modelo, represente as
ligações de hidrogênio que existem entre
moléculas de amônia, NH3 .
Exercícios
2. A tensão superficial, que provém das forças de atração
intermoleculares, é maior na água (H2O) ou no éter etílico
(CH3CH2OCH2CH3)? Por quê?
4. Identificar quais as moléculas seguintes podem fazer ligações do tipo
ligação de hidrogênio entre si.
a) CO2 b) NH3 c) CH4 CH3
CH2
C
O
H
CH3
CH2
C
O
OH
CH3
CH2
C
O
O
CH3
d) e) f)
g) O2
5. Hierarquize, justificando, por ordem crescente da
temperatura de ebulição os seguintes compostos:
I) RbF II) CO2 III)CH3OH IV)CH3Br
6. Proponha, justificando, uma ordem crescente de pontos
de ebulição para as seguintes substâncias:
I) H2O II) H2S III) H2 IV) NaCl
7. Como explica que à temperatura ambiente e pressão de
1atm, o metanol CH3OH, é um líquido e o metanotiol,
CH3SH, é um gás?
8. Entre n-pentano e neo-pentano, qual compostos apresenta
maior ponto de ebulição? Justifique.
CH3
CH2
CH2
CH2
CH3 C
CH3
CH3
CH3
CH3
n-pentano neo-pentano
Forças Intermoleculares x Solubilidade
Solubilidade do NaCl em H2O
Solubilidade da 
glicose em H2O
Compostos Hidrofílicos
17/02/2016
25
Massa molar - MM (g/mol)
Massa molar é a massa que corresponde a um mol de
partículas de uma determinada substância.
6,02 . 1023 átomos de He = 1 mol de átomos de He = 4 g
6,02 . 1023 átomos de C = 1 mol de átomos de C = 12 g
6,02 . 1023 átomos de H = 1 mol de átomos de H = 1 g
6,02 . 1023 átomos de O = 1 mol de átomos deO = 16 g
6,02 . 1023 moléculas de H2O = 1 mol de moléculas de H2O = 18 g
O número 6,02 . 1023 equivale a um mol. 
Calcule a massa molar das seguintes
espécies:
a)H2S
b) H2
c) H2CO3
A massa molar 
(MM) é 
determinada 
utilizando-se a 
tabela periódica!!!
Não 
esqueça!!!
NÚMERO DE MOLS (n) - mol
= 4 g
?
20 g de material 
dentro do recipiente.
= 6,02 . 1023 átomos de Hélio = 1 mol de Hélio = 4 g
= 6,02 . 1023 átomos de Carbono = 1 mol de carbono = 12 g
?
63,6 g de material 
dentro do recipiente.
= 12 g
n = m
MM
n = 20
4
n = 5 mol n = m
MM
n = 63,6
12
n = 5,3 mol
1. Qual a quantidade de mols em 4,0 g de
mercúrio?
Para resolver!!
2. Determine a massa correspondente a 4,6 mol de
H2S?
SOLUÇÕES
Soluto: Substância que é dissolvida.
É o componente em menor quantidade.
Solvente: Substância dissolvente.
É o componente em maior quantidade.
+
Solução = Mistura homogênea (1 única fase)
Toda solução é formada soluto e solvente.
Classificação das soluções:
1)Quanto ao estado físico:
Líquidas: Ex: água e álcool; solução saturada de
água e sal.
Sólidas: Ex: ligas metálicas. 
Gasosas: Ex: ar atmosférico
OBS: toda mistura gasosa é uma solução. 
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2) Quanto à condutividade elétrica:
Moleculares: Não conduzem corrente elétrica.
Não apresentam íons em solução.
Eletrolíticas: Conduzem corrente elétrica.
Apresentam íons em solução.
sal ácido acético açúcar
Eletrólitos fortes: sais, bases fortes, ácidos fortes.
Dissolução de NaCl em H2O
Dissolução de açúcar em H2O
3) Quanto à quantidade de soluto dissolvido:
Solução saturada: quantidade máxima de soluto
que pode ser dissolvido em uma quantidade de
solvente.
Solução insaturada: quantidade de soluto dissolvida
é inferior ao valor máximo, estipulado pelo coeficiente
de solubilidade.
Solução supersaturada: solubilização de uma
quantidade de soluto maior que a prevista pelo
coeficiente de solubilidade. (extremamente instável,
ou seja, facilmente ocorre a precipitação do excesso
que está ultrapassando o coeficiente de solubilidade).
So
lu
bi
lid
ad
e 
(g
 
de
 
sa
l e
m
 
10
0 
g 
de
 
H
2O
)
Temperatura (°C)
1) Analisando o gráfico ao lado, 
responda:
a) Como é classificada uma
solução com 80 g de KNO3
dissolvidos em 100 g de H2O
a 60 °C?
b) Como é classificada uma
solução que apresenta 140 g
de KNO3 em 100 g de H2O a
70 °C?
c) Como é classificada uma
solução que apresenta 180 g
de KNO3 em 300 g de H2O a
40 °C?
d) O que ocorrerá com uma solução saturada de KNO3 se a resfriarmos de
50 °C para 30 °C?
e) Qual a massa de KNO3 necessária para saturar 400 g de água a 50 °C?
Concentração comum 
Razão entre a massa do soluto (em g), e o volume de
solução (em L ou mL).
C = concentração (g/L)
m1 = massa do soluto (g)
V = Volume de solução (L ou mL)
Unidade: g/L ou g/mL
A concentração indica a quantidade de soluto, em
gramas, que existe em um litro de solução.
C = m1
V
Ex: A concentração de glicose no sangue humano é de
aproximadamente 0,78 g/L, ou seja, em cada 1 litro de
sangue, existe 0,78 grama de glicose.
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No laboratório de química, você pesou 10 g de
NaOH e colocou em um béquer. O NaOH foi
dissolvido com um pouco de água e transferido
para um balão volumétrico de 200 mL. Feito
isso, completou-se o volume até o menisco do
balão. Como expressar a concentração desta
solução em g/L?
Para resolver!! Concentrações expressas em 
massa/massa (T) – Porcentagem em 
massa de soluto (T%) 
T = m1
m
T = título
m1 = massa do soluto
m = massa da solução (massa do 
soluto + massa do solvente)
T % = 100 T 
T% expressa a massa de soluto, em gramas, 
presente em 100 g de solução.
Para resolver!!
1. Uma bisnaga de xilocaína a 2%, de massa total 250 g,
apresenta quantos gramas de solvente?
2. Como preparar 200 g de uma solução 5% de CaCO3?
Concentrações expressas em 
volume/volume – Porcentagem em volume 
%v = v1 x 100
v
%v = porcentagem em volume
v1 = volume do soluto
v = volume da solução (volume do 
soluto + volume do solvente)
Representa a porcentagem em volume do soluto 
presente na solução 
Usual para líquidos e gases
Para resolver!!
1. O álcool 96° é uma solução que contém 96% de
álcool e 4% de água em volume. Qual é o volume de
álcool contido em 1 L de álcool 96°?
2. O vinagre é uma mistura, basicamente, de água e
ácido acético. Sabendo que em cada litro de vinagre
existem 50 mL de ácido acético, calcule a porcentagem
em volume deste componente.
Concentração molar, 
concentração em mol/l ou molaridade
Razão entre o número de mols do soluto e o volume da
solução (em L).
Unidade: mol por litro (mol/L), molar (M)
M = n1
V(L)
M = Concentração em mol/l; 
n1 = número de mols de soluto;
V = volume de solução (litros);
n1 = m1
MM1
M = m1
MM1.V(L)
m1 = massa de soluto (gramas);
MM1 = massa molar do soluto.
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1. São dissolvidos 23,4 g NaCl em água suficiente para
2000 cm3 de solução. Determine a concentração molar
ou molaridade desta solução. (MM: Na - 23 Cl - 35,5).
2. Qual é a concentração molar de 300 mL de uma 
solução que contém 0,15 moI de moléculas do soluto? 
Para resolver!!
Ex: O HCl está presente no suco gástrico na
concentração de 0,01 mol/L. Ou seja, em cada
um litro de suco gástrico, existe 0,01 mol do
ácido.
É a razão da massa da solução pelo volume da solução.
Densidade
d = densidade; 
m = massa da solução (g); 
V = volume da solução (L ou mL). 
Unidade: g/L ou g/mLd = m
V
Concentração comum X densidade
C = m1
V
d = m
V
m1 = massa do soluto
m = massa da solução
Relações entre as unidades de concentração
C = M.MM = 1000.d.T
Atenção!!!!
Estafórmula deve ser 
usada por partes!!!!
Ex: M.MM = 1000.d.T
ou C = 1000.d.T
ou C = M.MM
Onde C = concentração comum (g/L)
M = concentração molar (mol/L)
MM = massa molar (g/mol)
d = densidade (g/mL)
T = título (não se esqueça!!! Sempre um valor 0>T<1)
1. Uma solução de HCl contém 36,5 %, em
massa do ácido e densidade 1,2 g/mL. Qual a
molaridade da solução?
Para resolver!!
2. Qual a concentração em g/L da solução acima?
3. Uma solução aquosa de hidróxido de sódio
tem densidade igual a 1,25 g/mL e 40% em
massa de soluto. Qual é a massa do soluto, em
gramas, presentes em 100 mL desta solução?
Diluir uma solução é 
adicionar solvente (em 
geral água) mantendo a 
quantidade de soluto 
constante.
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
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Solução inicial
Mi = ni/ Vi Mf = ni/ Vf
ni = Mi.Vi ni = Mf.Vf
Mi . Vi = Mf . Vf
DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Adicionar água
Solução final
Foram adicionados 750 mL de água
destilada à 250 mL de uma solução 0,5 M de
HCl. Qual a molaridade da solução formada ?
Para resolver!!
Solução 1
n1 = M.V
Solução 2
n1’ = M’.V’
Solução 3
n1’’ = M’’.V’’
+
+ =
que resulta:
n1 + n1’ = n1’’ M.V + M’.V’ = M’’ .V‘’
Mistura de soluções de mesmo soluto
Foram misturados 0,5 L de solução 1 M
de NaOH, com 1,5 L de solução 2 M, da mesma
base. Qual a Molaridade resultante ?
Para resolver!!