QUÍMICA PARA CONCURSO

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QUÍMICA ENSINO MÉDIO
 
Educação 
para Jovens e 
Adultos 
 
 
QUÍMICA 
ENSINO 
MÉDIO 
Educação para Jovens 
e Adultos 
Centro Educacional Pódio 
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ÍNDICE 
 
 
 
QUÍMICA 05 
 
ELEMENTOS QUÍMICOS 09 
 
SUBSTÂNCIA QUÍMICA 10 
 
ATOMÍSTICA 14 
 
CARACTERÍSTICAS PRINCIPAIS DO ÁTOMO 16 
 
TABELA PERIÓDICA 24 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 40 
 
FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA 48 
 
QUANTIDADE DE MATÉRIA 74 
 
TRANSFORMAÇÕES GASOSAS 78 
 
MASSA MOLAR DA MISTURA 82 
 
MISTURAS 85 
 
QUÍMICA ORGÂNICA 97 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
 
QUÍMICA 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
É a ciência da matéria, pois estuda 
suas propriedades e transformações, 
bem como a energia trocada (gerada ou 
consumida) em tais transformações. A 
química está presente em nosso dia a 
dia. Nas indústrias de embalagens, cos- 
méticos, medicamentos, alimentos, ferti- 
lizantes, combustíveis...., assegurando as 
necessidades humanas presentes e 
futuras. 
 
MATÉRIA é tudo o que tem massa e ocupa lugar no espaço (volume). Ex: água, ar, 
madeira, pedra, etc. 
 
Os estados físicos da Matéria são determinados pela força de coesão , repulsão e vibração 
entre as moléculas. Podendo ser sólido (grande coesão entre as moléculas), líquido (as 
moléculas vibram e se deslocam) sua forma depende do recipiente que o contém, e gasoso 
(as moléculas se afastam muito umas das outras, devido a força de repulsão). 
 
 
A mudança do estado físico é de acordo com a temperatura, se tornando sólido, líquido e gasoso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 05 
Estado 
físico 
Volume Forma Movimento 
molecular 
Distância entre 
as moléculas 
Sólido Constante Constante Vibração Muito próximas 
Líquido Constante Variável Vibração e 
deslocamento 
Pouco afastadas 
Gasoso Variável Variável Vibração e 
deslocamento veloz 
Muito afastadas 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Água OºC 100ºC 
Álcool -115ºC 78ºC 
Éter -116ºC 35ºC 
Ferro 1.535ºC 3.000ºC 
Carbono 3.500ºC 4.200ºC 
 
 
Observe na tabela acima os pontos de fusão e ebulição de algumas substâncias. 
 
Fusão : é a passagem do estado sólido para o estado líquido. No caso da água, o ponto de 
fusão é 0ºC. 
 
Vaporização : é a passagem do estado líquido para o gasoso e essa mudança de estado 
pode ocorrer por ebulição ou evaporação. 
 
Condensação : é a mudança do estado gasoso para o líquido. Ex: quando tiramos uma gar- 
rafa da geladeira, o vapor de água da atmosfera se condensa em sua superfície. 
 
Solidificação : é passagem do estado líquido para o sólido. 
 
Sublimação : é a passagem direta do estado sólido para o estado gasoso (naftalina, cânfora) 
 
Ressublimação : é a passagem direta do estado gasoso para o sólido (gases de naftalina 
resfriada) 
 
 
MAS S A (m) 
 
É a quantidade de matéria em estudo, medido em quilograma (Kg). 
 
Unidade de medida Representação Relação de conversão 
Grama G - 
Miligrama MG 10-3g 
Quilograma kg 103g 
Tonelada t 103 kg ou 106g 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
VOLUME (V) 
 
É o espaço ocupado pela matéria sendo medido em litro, mililitro, metro cúbico, centímetro 
cúbico, etc 
 
Unidade de medida Representação Relação de conversão 
Litro L ou l 1L = 1000 ml = 103ml 
Mililitro mL ou ml 1ml = 0,001l = 10-3l 
Metro cúbico m3 1m3 = 1000l = 103l 
Centímetro cúbico cm3 1cm3 = 0,001l = 10-3l 
 
 
DENSIDADE (d) 
 
É a relação entre a massa e o volume de uma quantidade de matéria. 
 
d = m Unidades: g/l, g/ cm3 , Kg/ l 
V 
 
A densidade serve para dar uma idéia dos conceitos de “leve” e “pesado”. 
 
 
PESO 
 
É a força de atração entre o centro gravitacional de um corpo e o centro da terra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CORPO 
 
É a porção limitada da matéria 
 
 
OBJETO 
 
É o corpo transformado em algo que possa ser utilizado (ter serventia). 
 
Madeira tábua mesa 
(matéria) (corpo) (objeto) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
ENERGIA 
 
É a capacidade de realizar trabalho. Tudo que é capaz de movimentar a matéria possui ener- 
gia. Ela pode ser cinética (relacionada à sua velocidade), potencial (depende da posição do 
corpo), térmica (quente/ frio), luminosa (lâmpadas), sonora (emissão de ruídos), mecânica 
(movimentos), elétrica (geração de eletricidade), química e nuclear. 
 
- Pode ser convertida. 
 
Ex.: no chuveiro, a energia elétrica é 
transformada em energia térmica. 
 
 
 
 
 
- Pode mudar a estrutura da matéria. 
 
Ex.: a queima da madeira transfor- 
ma-a em cinzas. 
 
 
 
 
 
 
- Pode causar sensações. 
 
Ex.: a corrente elétrica, quando atravessa nosso organismo, provoca uma sensação 
desagradável e pode causar até a morte. 
 
 
 
- Pode iluminar. 
 
Ex.: a energia elétrica, quando passa 
por uma lâmpada, torna-a incandes- 
cente e nos ilumina. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
 
 
 
ELEMENTOS QUÍMICOS 
 
 
 
Todo e qualquer tipo de matéria é formado por átomos . A quantidade de tipos de matéria 
é infinita, todavia a quantidade de átomos quimicamente diferentes representa um elemento 
químico , identificado pelo seu número atômico , sendo que cada elemento químico recebe 
um nome e um símbolo. 
 
Átomo é a unidade estrutural da matéria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
 
 
 
SUBSTÂNCIA QUÍMICA 
 
 
 
Os átomos dos elementos químicos se unem das mais variadas maneiras, formando 
moléculas e aglomerados iônicos. As uniões dos átomos são representados pelas fórmulas 
químicas que utilizam os símbolos químicos dos elementos e índices numéricos para 
indicar a quantidade de cada átomo no conjunto (molécula). 
 
Molécula é a menor porção de uma substância que ainda conserva as pro- 
priedades dessa substância. 
 
 
 
Substância Fórmula Comentários 
 
Gás Oxigênio – presente no ar O2 Dois átomos de oxigênio na molécula. 
 
Cobre – fiação dos postes Cu(n) Átomos infinitos de Cobre (n) 
 
Gás Carbono – liberado CO2 Dois átomos de oxigênio e um átomo 
pela respiração de carbono formando a molécula. 
 
 
 
ALOTROPIA 
 
Fenômeno que permite a alguns átomos (quando se agru- 
pam) iguais de formarem substâncias puras simples diferentes. 
 
Ex: Oxigênio ( O2) e Ozônio 
 
 
A grafite (Carbono – C) e o diamante são variedades 
alotrópicas do mesmo elemento: o carbono. Repare como 
os átomos se ligam de maneira diferente em cada caso. 
 
 
 
 
 
SUBSTÂNCIA PURA COMPOSTA 
 
Formada por mais de um elemento químico. 
 
Ex: H2O (formado por 2 átomos de Hidrogênio + 1 átomo de Oxigênio) 
NaCl (formado por 1 átomo de Sódio + 1 átomo de Cloro) 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
SUBSTÂNCIAS E MISTURAS 
 
As propriedades e as características das substâncias servem para identificá-la, como sua 
densidade, pontode fusão, ponto de ebulição....Podendo ser : Azeotrópica e Eutética. 
 
— Água : PE = 100º C; Álcool: PE = 79ºC; Mistura: PE = 78ºC. 
— Estanho : PF = 232ºC; Bismuto: PF = 271ºC; Liga Metálica: PF = 133ºC. 
 
PE = ponto de ebulição / PF = ponto de fusão. 
 
 
MISTURA AZEOTRÓPICA 
 
Possui o ponto de ebulição constante. 
 
Ex: água e álcool 
 
 
 
 
MISTURA EUTÉTICA 
 
Possui o ponto de fusão fixo. 
 
Ex: mistura de estanho e bismuto 
 
 
 
 
 
 
MISTURAS HOMOGÊNEAS E HETEROGÊNEAS 
 
MISTURA HOMOGÊNEA 
 
Apresenta uma única fase (monofásica). Mesmo sendo observada em microscópio. 
 
Ex: água e álcool, gasolina e álcool. 
 
 
MISTURA HETEROGÊNE A 
 
Apresenta mais de uma fase (polifásica), as fases podem ser identificadas a olho nu. 
 
Ex: água e óleo, areia e água. 
 
 
 
TÉ CNICAS DE SE PARAÇÃO DE MISTURAS HETEROGÊ NE AS 
 
— FILTRAÇÃO – serve para separar sólidos misturados a líquidos ou gases. 
 
EX: aspirador de pó, coador de papel,.... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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— DECANTAÇÃO – utilizada para separar substâncias com densi- 
dades diferentes, sendo que a mais densa se precipita. Podemos uti- 
lizar o processo de sifonagem, que suga a extremidade externa do 
tubo que está abaixo do fundo do recipiente que contém a mistura, até 
encher-se de água, podemos retirar toda a água do recipiente. 
 
Ex: água e areia, óleo e água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
— CENTRIFU GAÇÃO – é a técnica que acelera o processo 
de decantação fazendo o uso de movimentos circulares em 
alta velocidade. 
 
 
— DISSOLU ÇÃO FRACIONÁRIA – técnica utilizada para 
separar dos sólidos (areia e sal), acrescentando-se um sol- 
vente. Um dos sólidos se dissolverá e o outro poderá sedi- 
mentar (decantar) ou flutuar (flotação). 
 
Ex: Serragem e sal, areia e água. 
 
 
— VENTILAÇÃO – é utilizado aplicando uma corrente de ar. 
 
Ex: palha de arroz e arroz. 
 
 
 
 
— SE PARAÇÃO MAGNÉTICA – utiliza-se um imã para 
separar o ferro de outras impurezas. 
 
 
 
 
 
 
 
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TÉC NICAS D E S EPARAÇ ÃO D E MISTURAS HOMOGÊNEAS 
 
— DESTIL AÇÃO – consiste em evaporar o solvente, para 
depois resfriá-lo sem a presença de outro componente. 
Podendo ser fracionada, quando controlamos a evaporação 
com um termômetro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
— FUSÃO FRACIONADA – consiste em abaixar gradualmente a temperatura da mistura e 
retirar as substâncias que se solidificam. 
 
Ex: Enxofre + areia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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ATOMÍSTICA 
 
 
 
É o estudo da estrutura da matéria. Na época dos filósofos gregos (séc.V.a.C.) surgiu o con- 
ceito de átomo(partícula indivisível). Atualmente sabemos que o átomo é formado por outras 
subpartículas – prótons, elétrons e nêutrons – que estão presentes em duas regiões distintas – 
núcleo e eletrosfera. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Evolução do Conceito de Átomo 
 
Demócrito e Leucipo (século V a.C, filósofos gregos): propuseram ser a matéria divisível até 
se chegar a uma partícula que não mais poderia ser dividida e que seria a unidade fundamental 
da matéria a qual chamaram de átomo (a=não,tomos = divisível). Seria maciço e esférico. 
 
Dalton (séc.XVIII – 1803):Considerou que o átomo seria maciço e indivisível, e que os áto- 
mos iguais seriam de um mesmo elemento químico, e que durante as reações químicas, estes 
átomos se separariam,reagrupariam formando novas substâncias. 
 
Thomson (1898) – Realizou experiências com descargas elétricas em gases rarefeitos (em 
pequena quantidade), nas quais evidenciou a presença de cargas positivas e negativas no inte- 
rior do átomo, propondo o modelo de um pudim de passas ou panetone. 
 
Rutherford (1991) Montou umas experiências esquematizadas, bombardeando uma lâmi- 
na de ouro com partículas (alfa), que são positivas e têm massa desprezível. Concluindo que 
há espaços com massa desprezível entre átomos, pois a maioria das partículas alfa atravessou 
a lâmina, outras foram repelidas ou desviadas; logo, existe uma região positiva no núcleo. E 
sendo assim, as cargas negativas deveriam estar ao redor do núcleo (elétrons), e as positivas 
no núcleo (prótons).Estabelecendo também o diâmetro do núcleo de 10.000 vezes menor que 
o diâmetro do átomo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
Chadwick (1932) – Ao ter observado a experimentação de bombardeamento de núcleos de 
átomos com partículas alfa, descobriu o nêutron do núcleo, partícula sem carga mas massa 
igual ao próton, resultando: 
 
Núcleo Prótons (+ ) P / Nêutron (sem carga ) N 
Eletrosfera Elétron ( - ) e 
 
 
Bohr (1913) – Aperfeiçoou o modelo atômico de Ruthford e estabeleceu um modelo atômi- 
co no qual os elétrons se organizam na eletrosfera na forma de camadas. Podendo ter no má- 
ximo 7 camadas. Observe a figura abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
 
CARACTERÍSTICAS 
PRINCIPAIS DO ÁTOMO 
 
 
Características principais do Átomo 
 
 
NÚMERO ATÔMICO (Z) e ELEMENTO QUÍMICO 
 
O átomo quimicamente igual apresenta o 
mesmo número de prótons (P), que define o 
número atômico (Z). Sendo igual ao número de 
elétrons. 
 
Z = p = e (válido para átomo eletricamente neutro). 
 
 
Vejamos algumas representações de átomos: 
 
 
NUMERO D E MAS S A (A) 
 
É a soma do número de prótons e nêutrons de um átomo. 
 
AE - A=p+n onde: A = z + n N=A-P 
 
A = número de massa 
 
p = número de prótons 
 
n = número de nêutrons 
 
 
A DETERMINAÇÃO D A S PARTICULAS D E UM ÁTOMO SE DÁ PEL A 
QUANTIDADE D E PRÓTONS (P ou Z) e ELÉTRONS NO CANTO INFERIOR DO ÁTOMO. 
 
Na determinação da quantidade de nêutrons, basta subtrairmos o número acima (A) pelo 
número de baixo (Z), pois A - Z = n. 
 
Exemplos 
p = 18 
(Argônio) e = 18 
n = 22 
 
 
p = 15 
(Fósforo) e = 15 
n = 16 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
p = 92 
(Urânio) e = 92 
n = 143 
 
 
 
p = 20 
(Cálcio) e = 20 
n = 20 
 
 
 
p=1 
(Prótio) e=1 
n = ausência de nêutrons 
 
 
 
 
ÁTOMOS C ARREG ADO S ELETRICAMENTE (ÍONS) 
 
— Cátion ou íon Positivo – apresenta carga positiva por ter perdido elétron. A carga indi- 
ca o número de elétrons perdidos 
 
Exemplos de cátions: Na+1, Mg+2, Al+3, Pb+4. 
 
— Ânion ou Íon Negativo – apresenta carga negativa por ter recebido elétron. A carga 
indica o número de elétrons recebidos. 
 
Exemplos de ânions: F-1, O-2, N-3. 
 
Para entender melhor, considere o seguinte: 
 
15P recebendo 3 elétrons e se transformando em íon 15P
-3
 
 
átomo neutro ânion 
p = 15 p = 15 
e = 15 e = 18 
(15p - 15e = 0) (15p - 18e = -3) 
a somatória das cargas é nula a somatória das cargas não é nula 
 
 
12Mg perdendo 2 elétrons e se transformando em íon 12Mg+2 
 
átomo neutro cátion 
p = 12 p = 12 
e = 12 e = 10 
(12p - 12e = 0) (12p - 10e = + 2) 
a somatória das cargas é nula a somatória das cargas não é nula 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS 
 
— Isótopos : São átomos com o mesmo número atômico (elemento químico - Z) que dife- 
rem na massa atômica. 
 
Exemplos: URÃNIO / HIDROGÊNIO 
 
238 
02U 
235 
e
 32U , 
1 
1H e 
2 
1H e 
3 
1H 
 
 
— Isóbaros : são átomos com a mesma massa atômica (mesmo A), com nº atômicos dife- 
rentes. 
 
Ex: 
14 
7 N 
14 
6C 
 
 
• O carbono 14 é utilizado na determinação da idade dos materiais arqueológicos. 
 
— Isótonos : são átomos de elementos químicos diferentes como mesmo nº de nêutrons. 
 
Ex: 
200 
80Hg 
202 
82Pb 
 
Calculando o número de nêutrons Hg 200 - 80 = 120 nêutrons. 
Pb 202 - 82 = 120 nêutrons. 
 
 
Resolução de Problemas 
 
I - Quantos prótons e nêutrons possui o átomo ? 
 
Resolução 
 
O número atômico (Z), representado abaixo do símbolo representa o número de prótons e 
de elétrons. Portanto: 
 
Z = 26 => p = 26 => e=26 
 
O número de massa (A), localizado na parte superior do símbolo indica a soma de prótons 
e nêutrons. Portanto: 
 
A = 56 A=p+n 56=26+n n=56-26 n=30 
 
Ou então resolvendo diretamente (A - Z) obtemos a quantidade de nêutrons: 
 
 
 
 
 
Logo possui 26 p, 26 e e 30 n. 
 
 
 
 
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e elétrons apresenta o íon oxigênio ? 
-2 
-2 
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II - O átomo de alumínio apresenta 13 prótons e 14 nêutrons no seu núcleo. Determine o 
número atômico (Z) e de massa (A) desse átomo. 
 
Resolução 
 
Se o átomo apresenta 13 prótons, apresentará número atômico 13 já que o numero atômi- 
co é o número de prótons de um átomo. 
 
Se p = 13, tem-se Z = 13 logo: 13Al 
 
Se o átomo contém 13 prótons e 14 nêutrons, é só somarmos essas partículas para se obter 
o número de massa (A). 
 
A=p+n, A=13+14 logo: 
27 
13Al 
 
III - Sabendo-se que o número atômico do átomo de oxigênio é oito ( 
18 -2 
8 O 
18 
8 O ), quantos prótons 
 
Resolução 
 
Devemos recordar que tanto no átomo como no íon o valor do número atômico será o 
mesmo. 
 
18 
8 O 
18 +2 
8 O 
 
átomo íon 
 
Sendo assim, representamos o átomo e o íon com seus valores de prótons e elétrons e 
acrescentamos 2 elétrons ao íon 8O
-2
. 
 
18 
8 O 
 
p=8 p=8 
e=8 2 elétrons acrescentados e = 10 (8 + 2) 
 
 
IV - Quantos prótons e quantos elétrons apresenta o cátion 
 
 
 
 
40 +2 
20Ca
+2
 ? 
 
Resolução 
 
Neste caso o íon é positivo (+2) e deverá apresentar uma quantidade menor de elétrons que 
a de prótons. 
 
40 
20Ca 
40 +2+2 
20Ca 
 
p = 20 p = 20 
e = 20 2 elétrons retirados e = 18 (20 - 2) 
 
 
 
 
 
 
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8O 
+2 
Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
Observação 
 
Se o íon é negativo, somamos o valor de sua carga ao valor do número atômico, caso con- 
trário, subtraímos. 
 
18 -2 
-2 8 + 2 = 10e 
40 +2 
20Ca 20 - 2 = 18e 
 
 
 
ELETROSFERA NO ESTADO NATURAL DO ÁTOMO, O Nº D E ELÉTRONS 
É IGUAL AO Nº D E PRÓTONS CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA D OS ÁTOMOS. 
 
Níveis de Energia 
 
— As órbitas dos elétrons ao redor do núcleo são circulares e em cada órbita (nível ou 
camada) tem uma energia fixa, e quanto mais afastada do núcleo maior é a quantidade de 
energia; 
 
— O elétron pode saltar para um nível mais externo, se receber energia, e volta para a 
posição inicial, se devolver a energia recebida na forma de ondas eletromagnéticas (UV, LUZ 
VISÍVEL). 
 
— As camadas K, L, M, N, O, P, Q tem relação com as cores de luz visível: vermelho, alaran- 
jado, amarelo, verde, azul, anil e violeta. Do vermelho para o violeta, a energia aumenta. 
 
 
Subníveis de Energia 
 
São raias mais finas que correspondem subdivisões dos níveis. Os elétrons de um mesmo 
subnível tem a mesma quantidade de energia e irão ocupar os subníveis de menos energia 
acomodando o máximo de elétrons. 
 
Camada Nível Subníveis Subnível s p d f 
K 1 s Nº máximo de Elétrons 2 6 10 14 
L 2 sp 
M 3 spd 
N 4 spdf 
O 5 spdf 
P 6 spd 
Q 7 s 
 
 
 
A distribuição eletrônica nos subníveis é feita seguindo o diagrama de Linus Pauling. O sub- 
nível mais energético nem sempre é o mais afastado e o nível mais externo é chamado de nível 
ou camada de valência. 
 
 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
Construção do Diagrama de Linus Pauling. 
 
Inicialmente você deve ordenar os subníveis em li- 
nhas verticais de tal modo que todos os subníveis s 
permaneçam na mesma vertical e os demais subníveis 
p, d e f também. 
 
 
 
 
 
Em seguida desenhe setas ou diagonais paralelas umas às outras. As diagonais orientarão 
o sentido da distribuição dos elétrons: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se representarmos a ordem de energia e o número máximo de elétrons nos subníveis, 
numa só diagonal teremos: 
 
1s
2 , 2s2 , 2p6, 3s2 , 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14 , 5d10, 6p6, 7s2 , 5f14, 6d10 energia 
crescente 
 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
 
Determina a quantidade de energia dos elétrons de um mesmo átomo. 
 
— Número Quântico Principal (n): é o nível de energia do elétron. 
 
Camadas K L M N O P Q 
valores de n 1 2 3 4 5 6 7 
ou níveis 
quantidade 2 8 18 32 32 18 2 
de elétrons 
 
 
— Número Quântico Secundário (l): é o subnível de energia do elétron: s,p,d,f. 
 
Subnível l numero máximo 
ou camada de elétrons 
s 0 2 
P 1 6 
d 2 10 
f 3 14 
 
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— Número Quântico Magnético (m): está relacionado ao orbital, que é a região de maior 
probabilidade de se encontrar um elétron. Cada orbital pode ter no máximo 2 elétrons: 
-l, ...0...+l 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
— Número Quântico Spin (s ou ms): relaciona-se ao sentido de rotação do elétron no 
 
orbital. Os valores do nº quântico spin são -1/2 (horário – representado por e +1/2 (anti- 
 
horário – representado por ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resumo dos números quânticos 
 
Logo, como exemplo: Na (z = 11) => 1 s2, 2 s2, 2 p6, , 3 s1 
 
n=3 
3 s1 l=0 
m=0 
 
 
0 
S = -1/2 ( ) 
 
Exemplos : 
 
Cl (Z = 17) 
ls
2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p5 
n=3 
subnível mais energético 3p5 l = 1 (subnível p) 
m=0 
 
-1 0 +1 s=- ( ) 
 
 
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b) Al (Z = 13) 
1s
2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p1 
n=3 
subnível mais energético 3p1 l = 1 (subnível p) 
m=-1 
 
-1 0 +1 
s=+ ( ) 
 
 
c) Ni (Z = 28) 
1s
2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 ls2 , 4s2 , 3d8 
 
n=3 
subnível mais energético 3d8 l = 2 (subnível d) 
 m=0 
-2 -1 0 +1 +2 
s=+ ( ) 
 
 
d) Ce (Z = 58) 
1s
2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6, 4s2 , 3d10 , 4p6 , 5s2 , 4d10, 5p6, 6s2 , 4f2 
 
n=4 
subnível mais energético => 4f2 
 l = 3 (subnível f) 
m= -2 
 
 s=+ ( ) 
Módulo I - 1º ano 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
 
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TABELA PERIÓDICA 
 
 
 
A classificação periódica dos elementos é feita com base em uma tabela denominada tabela 
periódica. 
 
Em 1870, Meyer agrupou os elementos químicos conforme suas propriedadesfísicas. Em 
1907 Mendeleiev sugeriu uma tabela onde os elementos químicos eram colocados ordem cres- 
cente de massa atômica e agrupados de acordo com suas propriedades físicas e químicas. 
Obteve 8 grupos ou famílias ( colunas) e 12 períodos (linhas). Mais tarde Moseley concluiu que 
os elementos químicos deveriam ser colocados na tabela de acordo com seu número atômico 
(Z) crescente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CL AS SIFIC AÇ ÃO DOS ELEMENTOS NA TABEL A 
 
— Quanto à Natureza – podem ser : 
 
• Naturais (cisurânicos): podem ser encontrados na natureza, sendo o Urânio o último ele- 
mento químico natural. Possui o nº atômico menor ou igual a 92. 
 
• Artificiais (transurânicos): seu nº atômicos são maiores do que o Urânio, e são obtidos em 
laboratórios por reações nucleares. 
 
 
 
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— Quanto às características físicas: 
 
• Metais: brilham quando polidos, conduzem calor e eletricidade, são maleáveis e dúcteis 
(transformam-se em fios), apresentam alto ponto de fusão e ebulição. Ex: ferro, aço, ... 
 
• Não metais (ametais): não conduzem calor e eletricidade, apresentam ponto de fusão 
baixo. 
 
• Semi-metais: apresentam propriedades intermediárias. 
 
• Gases nobres ou raros ou inertes: não se combinam com outros elementos químicos, pois 
se apresentam completos na última camada da eletrosfera (orbital). 
 
 
— Quanto ao elétron de diferenciação: 
 
• Representativos: o elétron de diferenciação está no subnível s ou p. 
 
• Transição externa: o elétron de diferenciação está no subnível d. 
 
• Transição interna: o elétron de diferenciação está no subnível f. (lantanídeos e actinídeos) 
 
 
— Nomes das famílias dos elementos representativos: 
 
IA – metais alcalinos VA – família do Nitrogênio 
IIA – metais alcalinos terrosos VIA – família dos calcogênios ou chalcogênios 
IIIA – família do Boro VIIA – família dos halogênios 
IV – família do Carbono 0 ou VIIIA – família dos gases nobres ou raros 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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GRUPO 1A - METAIS ALCALINOS: 
 
Ex: 
 
H K=1 
3Li K=2 L=1 
11Na K=2 L=8 M=1 
19K K=2 L=8 M = 18 N=1 
37Rb K=2 L=8 M = 18 N=8 O=1 
55Cs K=2 L=8 M = 18 N = 18 O=8 P=1 
87Fr K=2 L=8 M = 18 N = 32 O =18 P=8 Q=1 
 
 
 
• O Lítio é usado em ligas metálicas, como cerâmicas, baterias e marcapasso. 
 
• O sódio e o potássio são extraídos das cinzas das plantas ou de salinas. O sódio é usado 
em lâmpadas, o potássio é usado em adubos, fósforos e sal dietético. 
 
• O rubídio, de coloração vermelha, é utilizado como combustível espacial e em células 
fotoelétricas. 
 
• O césio é um metal em estado líquido, como o mercúrio, usado em relógios atômicos. 
 
• O frâncio é um elemento radiativo, de curta vida, obtido da desintegração do actínio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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GRUPO 2A - METAIS ALCALINO-TERROSOS: 
 
Ex: 
4Be K=2 L=2 
12Mg K=2 L=8 M = 2 
20Ca K=2 L=8 M = 8 N = 2 
38Sr K=2 L=8 M = 18 N = 8 O = 2 
56Ba K=2 L=8 M = 18 N = 18 O = 8 P=2 
88Ra K=2 L=8 M = 18 N = 32 O = 18 P=8 Q=2 
 
 
• O berílio forma ligas metálicas, sendo usado na fabricação de molas e outras partes de 
máquinas. É usado também em naves espaciais. 
 
• O magnésio em forma de aparas é um catalisador usado em presença de ácidos e subs- 
tâncias orgânicas. Serve para a confecção de fogos de artifício e lâmpadas. Está presente na 
molécula de clorofila (o pigmento verde das plantas). 
 
• O cálcio, em reações químicas, entra em composição com o oxigênio, formando o óxido 
de cálcio (CaO), usado na agricultura com a finalidade de corrigir a acidez do solo. No cur- 
timento de peles, é usado o óxido de cálcio ou cal virgem, bem como nos processos de tin- 
turaria. O cálcio é elemento importante na calcificação dos ossos e dentes. 
 
• O estrôncio radiativo é um elemento causador de câncer, por destruição dos tecidos. 
 
• O elemento bário, em composição com outros elementos, forma substâncias utilizadas em 
radiografias do aparelho digestivo. 
 
• O rádio é usado em engenharia para detectar estruturas internas, em mostradores lumi- 
nosos de relógios e no combate ao câncer. 
 
 
GRUPO 3ª - FAMÍLIA DO BORO 
 
Ex: 
 
13Al K=2 L=8 M=3 
31Ga K=2 L=8 M =18 N=3 
 
 
• O alumínio tem a maior utilidade na confecção de panelas e aeronaves, mas é também uti- 
lizado em fogos de artifício. 
 
• O gálio está presente na tela de televisão. É utilizado em transistores, diodos para laser, cir- 
cuitos e memória para computadores. 
 
• O índio é usado na fabricação de transistores, células fotoelétricas e reatores atômicos. 
 
• O tálio é usado na produção de vermífugo, vidros e detectores infravermelhos. 
 
 
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GRUPO 4A - FAMÍLIA DO CARBONO. 
 
Ex: 
 
• Silício - fabricação de chips eletrônicos, ferramentas, preparação da argamassa (areia, 
cimento e cal) do pedreiro e fabricação de vidros. 
 
• Germânio - confecção de lentes, refletores e projetores, transistores e diodo. 
 
• Estanho - fabricação de latas, moedas, estátuas. 
 
• Chumbo - utilizado em baterias de carro, proteção contra radiações, octanagem de gasoli- 
na, fabricação de zarcão e foi muito usado em encanamentos, quando não existiam os 
canos de plástico. 
 
 
GRUPO 5A - FAMÍLIA DO NITROGÊNIO. 
 
Ex: 
 
Dentro do grupo 5A existem dois não-metais (N e P), dois semimetais (As e Sn), que apre- 
sentam muitas propriedades metálicas, e um metal, o bismuto. 
 
• O nitrogênio é um constituinte essencial das proteínas, é utilizado em fertilizantes e explo- 
sivos. É obtido pela destilação fracionada do ar líquido. 
 
• O fósforo é o décimo elemento mais abundante na crosta terrestre e é importante no 
metabolismo biológico, pois ocorre nos ácidos nucléicos e nos ossos. 
 
• O arsênio é usado para preparar o chumbo das balas, diodos, remédios, e ao ser aqueci- 
do, sublima-se. 
 
• Dos sais de antimônio fabrica-se sombra para olhos. É um semimetal usado em soldas. 
 
• O bismuto é um metal obtido de subprodutos da metalurgia, usado em cerâmicas e na 
preparação da borracha. 
 
 
GRUPO 6A - FAMÍLIA D OS CHALCOGÊNIOS OU CALCOGÊNIOS: 
 
Ex.: 
 
80 K=2 L=6 
16 S K=2 L=8 M=6 
34 Se K=2 L=8 M = 18 N=6 
52 Te K=2 L=8 M = 18 N = 18 O=6 
84 Po K=2 L=8 M = 18 N = 32 O =18 P=6 
 
 
• O oxigênio e o enxofre são os elementos mais importantes dessa família. O oxigênio entra 
na formação dos óxidos e ácidos, é absorvido pelos animais e liberado pelas plantas. 
 
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• O enxofre foi um dos elementos estudados pelos alquimistas, entra na formação do ácido 
sulfúrico e é utilizado na fabricação de fósforos e adubos químicos. 
 
• O selênio, nessa família, é um semimetal que apresenta comportamento de metal e não- 
metal. É usado na eletrônica, em câmaras de televisão e fotômetros (aparelhos usados para 
medir a intensidade da luz). 
 
• O telúrio apresenta características metálicas. Essa característica aumenta na família 6A de 
cima para baixo, apesar de esse elemento ser um semimetal. 
 
• O polônio deriva do nome Polônia, país de origem de um de seus descobridores. É um 
semimetal como o telúrio e é usado como fonte de obtenção de partículas alfa (2p + 2n).GRUPO 7A - FAMÍLIA D OS HALOGÊNIOS 
 
Ex.: 
 
9F K=2 L=7 
17Cl K=2 L=8 M= 7 
35Br K=2 L=8 M = 18 N= 7 
53I K=2 L=8 M = 18 N = 18 O= 7 
85At K=2 L=8 M = 18 N = 32 O = 18 P=7 
 
 
• O Flúor é um elemento negativo e sua tendência é adquirir ou compartilhar 1 elétron 
durante ligações. Existe, como o cloro, na forma gasosa, usado no combate à cárie dentária 
e no tratamento da água. 
 
• O cloro é utilizado como desinfetante e é extraído do sal comum. Reage com o hidrogênio 
da água, liberando o seu oxigênio, que ira matar por oxidação as bactérias existentes na 
água. 
 
• O bromo, como o flúor e o cloro, gera sais quando reage com metais. É usado em medica- 
mentos e reações orgânicas. 
 
• O iodo é um elemento no estado sólido. Sua falta no organismo dá origem a problemas da 
tireóide. É usado como bactericida, na forma de tintura de iodo. 
 
• O astato revela pouca semelhança com os outros halogênios e é um elemento radiativo 
com curto período de duração. 
 
 
GRUPO 0 OU 8A - FAMILIA DOS GASES NOBRES. 
 
Ex: 
 
 
Apresentam a configuração s2 p6 (exceção para o hélio: s2).Exemplo: 
 
 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O hélio é usado em balões dirigíveis, o neônio em anúncios luminosos, o argônio em lâm- 
padas comuns, como enchimento, e o xenônio em flashes. 
 
 
PROPRIEDADES DA TABELA PERIÓDICA 
 
Eletronegatividade: É a tendência que um átomo possui de atrair elétrons. Numa tabela a 
eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita nas filas orientais e de baixo para cima. 
O Flúor é o elemento mais eletronegativo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os gases nobres não estão incluídos. Os átomos que receberem elétrons ficarão carregados 
negativamente 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
Perceba que o oxigênio ficou com dois elétrons a mais. É um elemento eletronegativo, pois 
retirou elétrons do magnésio deixando-o positivo. 
 
 
Eletropositividade 
 
Em eletropositividade, os átomos participantes doam elétrons. Numa tabela periódica, a 
eletropositividade aumenta da direita para a esquerda nos períodos e de cima para baixo nas 
famílias. 
 
O elemento mais eletropositivo é o frâncio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
Perceba que o cálcio cede seus dois elétrons da última camada, ficando positivamente car- 
regado, enquanto cada átomo de flúor recebe um elétron, ficando negativamente carregado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
E XERCÍCIOS 
 
ATIVIDADES 
 
1 - Dê 5 exemplos de elementos considerados: 
 
a)metais: 
_________________________________________________________________________________________ 
_________________________________________________________________________________________ 
 
b)não-metais: 
_________________________________________________________________________________________ 
_________________________________________________________________________________________ 
 
c)semimetais: 
_________________________________________________________________________________________ 
_________________________________________________________________________________________ 
 
d)gasesnobres: 
_________________________________________________________________________________________ 
_________________________________________________________________________________________ 
 
2 - Dê os nomes das famílias: 
 
a) IA -____________________ 
b) 3A - ____________________ 
c) 5A - ____________________ 
d) 7A --____________________ 
e) 2A - -____________________ 
f) 4A - ____________________ 
 
 
3 - Quantos elétrons tem a última camada dos átomos das seguintes famílias? 
 
a) IA ____________________ 
b) IIIA ____________________ 
c) IVA ____________________ 
d) VA ____________________ 
e) VIA ____________________ 
f) VIIA ____________________ 
 
 
4 Sabendo que o número atômico do Cálcio é 20 . Podemos afirmar que ele está 
na família: 
 
a) 5A b) 2 A c) 7A d) 0 
 
 
5 - Nº atômico do neônio é 10. A qual família ele pertence? 
 
a) 1A b) 2A c) 3A d) VIIIA ou 0 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
6- E m qual período e família estão os seguintes elementos? 
 
a) 19 K P= _________________ F= ________________ 
b) 12Mg P= _________________ F= ________________ 
c) 16S P= _________________ F= ________________ 
 
 
7- Indique o número de massa (A), o número atômico (Z), a quantidade de prótons 
(p) elétrons (e) e nêutrons (n) dos átomos: 
 
a) A= _______ A= _______ A= _______ A= _______ A= _______ 
b) Z= _______ Z= _______ Z= _______ Z= _______ Z= _______ 
c) p= _______ p= _______ p= _______ p= _______ p= _______ 
d) e= _______ e= _______ e= _______ e= _______ e= _______ 
e) n= _______ n= _______ n= _______ n= _______ n= _______ 
 
 
8 - Determine o número de massa (A) dos elementos, com base nos dados fornecidos: 
 
a) Argônio: 18 prótons e 22 nêutrons __________. 
b) Manganês: 25 prótons e 30 nêutrons __________. 
c) Bromo: 35 prótons e 45 nêutrons __________. 
d) Urânio: 92 prótons e 146 nêutrons __________. 
 
9 -Complete o quadro: 
 
Elemento químico Símbolo A z p e n 
a) Neônio 20 10 
b) 
c) Silício 28 14 
d) 
e) Zinco 30 35 
f) Magnésio 12 12 
g) 
h) Sódio 23 11 
i) Fósforo 15 16 
j) Boro 11 5 
 
 
10 - (PUC) O bromato de potássio, produto de aplicação controvertida na fabri- 
cação de pães, apresenta elementos, na ordem indicada na fórmula, das famílias: 
 
a) alcalino-terrosos, calcogênios, halogênios; 
b) alcalinos, halogênios, calcogênios; 
c) halogênios, calcogênios, alcalinos; 
d) calcogênios, halogênios, alcalinos; 
e) alcalino-terrosos, halogênios, calcogênios. 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
11 - Para o elemento Ferro (Z = 26), pede-se: 
 
a) a configuração eletrônica nos subníveis. 
b) a configuração eletrônica nas camadas. 
 
12 - Os últimos subníveis de um átomo apresentam a configuração eletrônica 5s2 5p5. 
Qual o número atômico do átomo? 
 
13 - O que é matéria? 
 
14 - Separe os itens que representam matéria daqueles que são modalidades de energia: 
 
a) ar 
b) chuva 
c) fumaça 
d) estrela 
e) relâmpago 
f) nuvem 
g) trovão 
h) frio 
i) radiação solar 
 
 
15 - Quantos átomos estão presentes em cada fórmula das substâncias escritas abaixo? 
 
a) H2O - 
b) H4P2 O7 - 
c) C12 H22O11 - 
 
 
16 - Bolinhas de naftalina são utilizadas no combate às traças. Por que essas 
bolinhas de naftalina diminuem de tamanho com o passar do tempo? 
 
 
17 - Dado o gráfico: 
Ele representa as mudanças de estado de uma: 
 
a) Substância pura. 
b) Mistura homogênea: água + cloreto de sódio. 
c) Mistura eutética. 
d) Mistura azeotrópica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
18 - Entre as substâncias cujas fórmulas aparecem abaixo: 
O2, Fe, F2, H2O, CH3 Cl, O3, S 8 o número de substâncias simples é de: 
 
a) 1 b) 2 c)3 d) 4 e) 5 f) 6 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
19 - As substâncias H2O, Cl2, S8, Na2SO4, são, respectivamente, classificadas como: 
 
a) composta, composta, simples e simples. 
b) composta, simples, simples e composta. 
c) simples,composta, simples e composta. 
d) simples, composta, simples e mistura. 
e) composta, simples, composta e simples. 
 
 
20 - Enquanto os fenômenos físicos não alteram a estrutura íntima da substância, 
os fenômenos químicos têm a propriedade de alterar tal estrutura, de tal forma que 
as moléculas que estão no final de uma reação química são totalmente diferentes 
daquelas que estavam no estágio inicial da reação (novas substâncias são formadas 
a partir das iniciais). 
 
Sendo assim, a molécula de água pode estar em estado sólido, líquido ou gasoso, 
mas continua sendo representada por H 2 0 e sempre possui dois átomos de 
hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio. 
 
Já, após a combustão de um cigarro, a composição da cinza e da fumaça é total- 
mente diferente do fumo inicialmente presente. 
 
Com base no texto acima, separe os fenômenos físicos e químicos: 
 
a) Combustão da gasolina. 
b) Funcionamento de uma pilha.. 
c) Fracionamento do petróleo. 
d) Fundir alumínio. 
e) Formação de ferrugem. 
f) Digerir alimentos. 
g) Quebrar uma régua. 
h) Cozinhar feijão. 
i) Queimar um palito de fósforo. 
j) Derreter chumbo. 
l) Apertar um parafuso. 
 
21 - O átomo X é isóbaro 
40 
C 
20 
e isótopo do 
38 
Ar . Qual seu número de nêutrons? 
18 
 
22 - Calcule o número de nêutrons no núcleo do átomo A, que é isóbaro de B. 
Sabe-se que o número atômico de A é 64 e que o de massa de B é 154. 
 
 
23 – De acordo com as seguintes alternativas abaixo, marque as verdadeiras: 
 
a) Matéria é tudo que tem massa e ocupa lugar energético; 
b) Peso é a força de repulsão do centro da terra; 
c) Matéria é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço; 
d) Peso é a atração entre o centro gravitacional do corpo e o centro da Terra. 
 
 
 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
24 – As partículas que constituem o núcleo do átomo: 
 
a) Elétrons e prótons; 
b) Elétrons e nêutrons; 
c) Prótons e nêutrons; 
d) Íon e prótons; 
 
 
25 – As respectivas cargas que compõem o átomo: 
 
a) Elétrons (-), prótons (±), nêutrons (+); 
b) Elétrons (+), prótons (-), nêutrons (0); 
c) Elétrons (-), prótons (+), nêutrons (-); 
d) Elétrons (-), prótons (+), nêutrons (0); 
 
 
26 – O número atômico Z é igual a quantidade de . . . . . . . . . . . . do átomo: 
 
a) Elétrons; 
b) Prótons; 
c) Nêutrons; 
d) Íons negativos. 
 
27 – A m assa atômica de um átomo é representada pela letra:. . . . . . . . . e é igual a 
quantidade da som a dos. . . . . . . . . . e.... ...... 
 
a) Z, nêutrons e elétrons; 
b) A, prótons e elétrons; 
c) Z, nêutrons e íons. 
d) A, prótons e nêutrons. 
 
 
28 – Quantos prótons e nêutrons possui o átomo 
 
a) p = 26, n = 26 
b) p = 28, n = 30 
c) p = 6, n = 8 
d) p = 30, n = 26 
 
29 – O átomo de Alumínio apresenta 13 prótons e 14 nêutrons no seu núcleo. 
Determine o número atômico (Z) e de massa (A) desse átomo: 
 
a) Z = 27, A = 13 
b) Z = 13, A = 14 
c) Z = 26, A = 14 
d) Z = 13, A = 27 
 
30 – Quantos prótons e nêutrons possui o átomo ? 
 
a) P = 26 , n = 26 
b) P = 56, n = 26 
c) P = 36, n = 26 
d) P = 26, n = 30 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
31 – Marque a opção onde todos os elementos químicos pertencem a família 1 A: 
 
a) Na, Be, k., Pb. 
b) Li, Na,P, As, Os. 
c) Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. 
d) Li, Na, K, Zn, Al. 
 
 
32 –Os nomes das famílias respectivamente do 1 A ,2 A , 7 A e O são: 
 
a) Metais alcalinos, alcalinos terrosos, calcogênios e gases nobres. 
b) Metais alcalinos, alcalinos terrosos, halogênios, gases nobres. 
c) Metais alcalinos terrosos, alcalinos, semimetais, gases nobres. 
d) Semimetais alcalinos, alcalinos, alcalinos, 
 
 
33 – Quando temos uma mistura homogênea, de água + sal, por exemplo, 
podemos separá-los usando: 
 
a) Ventilação; 
b) Destilação; 
c) Flotação; 
d) Catação 
 
 
GABARITO 
 
1) 
a) H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
b) C, N, O, F, P, S, Cl, Se, Br, I, At 
c) B, Si, Ge, As, Sb, Te, Pó 
d) He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 
 
2) 
a) metais alcalinos; 
b) metais alcalinos terrosos; 
c) família do Nitrogênio; 
d) Família dos Halogênios; 
e) metais alcalinos terrosos; 
f) família do Carbono. 
 
3) 
a) 1 elétron 
b) 3 elétrons no último subnível 
c) 4 elétrons no último subnível 
d) 5 elétrons no último subnível 
e) 6 elétrons no último subnível 
f) 7 elétrons no último subnível. 
 
4 – (b) 
 
5 – (d) 
 
 
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Módulo I - 1º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
6 – 
a) P=4 F=1ª alcalino 
b) P=3 F=2ª alcalino terroso 
c) P=3 F=6ª família dos calcogênios 
 
7 – 
a) 19, 14, 27, 42, 16 
b) 9, 6, 13, 20, 8 
c) 9, 6, 13, 20, 8 
d) 9, 6, 13, 20, 8 
e) 10, 8, 14, 22, 8 
 
8 – 
a) 40 
b) 55 
c) 80 
d) 238 
 
9 – 
a) Ne, 10, 10, 10 
b) Cloro, 35, 17, 17, 18 
c) Si, 14, 14, 14, 14 
d) Carbono, 12, 8, 8, 8, 4 
e) Zn, 65, 30, 30 
f) Mg 24, 12, 12 
g) Níquel, 59, 28, 28, 28, 31 
h) Na, 11, 11, 12 
i) P, 31, 15, 15 
j) B, 5, 5, 6 
 
10 – 
B – III A (Família do Boro) 
O – VI A (calcogênio ou chalcogênio) 
K – I A (alcalino) 
 
Logo será a opção “b” 
 
11 – Se Z = 23, logo o nº de prótons será 26 (P = 26) e sua distribuição eletrônica será: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 e camadas 
1-K=2 
2-L=8 
3 - M = 14 
4-N=2 
 
12 – Se o último subnível é 5s2 5p5. Sabendo que 1s2 2s2 2p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5. 
somaremos os subníveis para descobrirmos o nº atômico: 
1s2+ 2s2....logo teremos 53 prótons, sendo o elemento Iodo I Z = 53. 
 
13 – É tudo que possui massa e volume (ocupa lugar no espaço). 
 
14 – Matéria: ar, chuva, fumaça, estrela, nuvem, 
Energia: relâmpago, trovão, frio, radiação solar. 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo I - 1º ano 
 
 
15 – 
a) 2 átomos de hidrogênio + 1 átomo de oxigênio; 
b) 4 hidrogênios, 2 fósforos, 7 oxigênios; 
c) 14 carbonos, 22 hidrogênios, 11 oxigênios. 
 
16 – 
Pois elas evaporam. 
 
17 – (d) 
 
18 – (e) 
 
19 – (b) 
 
20 – Fenômeno físico – b, c, d, g, h , j, l 
Fenômeno químico - a, e, f, i 
40 38 
21 – Se X é isóbaro de Ca , ele terá o nº de A = 40. sendo isótopo de Ar possuirá 
20 18 
nº Z = 18. Sabendo que n = A – Z, teremos n = 40 – 18 => n = 22. 
 
22 – temos os átomos: A = B 
 
onde A = 154 e B = 154 e Z = 64 
 
logo: n = A – Z => n = 154 – 64 => n = 90 
 
23 – c, (d) 
 
24 – c 
 
25 – e 
 
26 – b 
 
27 – d 
 
28 – c 
 
29 – d 
 
30 – d 
 
31 – c 
 
32 – b 
 
33 - b 
 
 
 
 
 
 
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Módulo II - 2º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 
Módulo II 
 
LIGAÇ ÕES QUÍMICAS 
 
A estabilidade dos átomos depende da quantidade de elétrons que possuem na última 
camada fato foi verificado quando pesquisadores analisaram a última camada (subnível do 
último nível) de diversos elementos e verificaram que apenas os gases nobres (He, Ne, Ar, 
Xe, Rn)possuíam a última camada (últimos subníveis) com 8 elétrons (He com 2 elétrons, pois 
somente possui subnível). 
 
Em virtude dessa constatação, passaram a ser conhecidos por “gases nobres” , pois já 
sendo estáveis , não precisam dos outros elementos para adquirir estabilidade . Como tal 
estabilidade é necessária, todos elementos químicos acabam se combinando entre si para 
ficarem com uma configuração eletrônica de gás nobre na última camada . 
 
 
TEORIA DE OCTETO – Os átomos ficam estáveis quando adquirem a estrutura 
do gás nobre( com 8 elétrons ou2 elétrons no caso de apenas uma 
camada).Combinam-se trocando elétrons das mais diversas formas: por doação e 
recebimento de elétrons( ligação iônica), compartilhando e emprestando elétrons 
(ligação covalente e ligação dativa) e por nuvem de elétrons( ligação metálica). 
 
 
— Ligação Iônica - Ocorre entre cátions (íons positivos) ânions (negativos) em virtude 
da transferência definitiva de elétrons e atração eletrostática. 
 
Os átomos com menos de 4 elétrons na última camada ( metais) preferem doar esses 
elétrons , ficando positivos( cátions), com a penúltima camada passando a ser a última, com 
8 elétrons, portanto estáveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
Exercícios Resolvidos: 
 
1- 
Módulo II - 2º ano 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
— Ligação Covalente - Ocorre entre não-metais , entre hidrogênios ou ambos. Os áto- 
mos adquirem a estabilidade compartilhando pares de elétrons. As substâncias resultantes 
desse tipo de ligação são moleculares . 
 
 
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Módulo II - 2º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
1. Ligação Covalente Comum : Os átomos podem ser iguais ou diferentes e o par de 
elétrons é composto de um elétron de cada átomo, que depois de formado passa a ser 
propriedade dos átomos ligantes . 
 
2. Ligação Entre Átomos de Hidrogênio : Ocorre para que este fique estável, com 2 
elétrons na última camada. 
 
3. Ligação Entre Átomos de Oxigênio : O oxigênio precisa formar 2 pares de elétrons 
para ficar com 8 elétrons na última camada(estabilizando o os átomos 
 
 
E XEM PLOS 
 
Ligação entre dois átomos de H 
 
Quando há colisão de dois átomos 
de H há formação de um par de elétrons 
unindo os 2 átomos. 
 
A ligação pode ser representada 
por cruzes e pontos ou por um traço. 
 
 
 
 
 
Ligação entre dois Átomos de Cl 
 
Cada átomo de cloro tem sete elétrons na última camada, necessitando 1 para completar o 
octeto. Quando ocorre uma colisão entre dois átomos de cloro, um tenta ganhar elétron do 
outro (devido à atração de seus núcleos) para atingir o octeto (7 + 1); surge dessa forma uma 
sociedade em que o par eletrônico é compartilhado por ambos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Covalente Dupla ou Pi - Sigma 
 
É representada por dois pares eletrônicos unindo os átomos. Um dos pares ligantes é sim- 
bolizado pela letra grega pi (_), correspondente fonético do p. 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo II - 2º ano 
 
 
Ligação entre dois Átomos de O 
 
O átomo de oxigênio possui 6 elétrons na última camada e por isso necessita de 2 elétrons 
para completar o octeto e conseqüentemente a estabilidade da última camada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Covalente Tripla ou Pi - Sigma - Pi 
 
 
Ligação entre dois Átomos de Cl 
 
Cada átomo de cloro tem sete elétrons na última camada, necessitando 1 para completar o 
octeto. Quando ocorre uma colisão entre dois átomos de cloro, um tenta ganhar elétron do 
outro (devido à atração de seus núcleos) para atingir o octeto (7 + 1); surge dessa forma uma 
sociedade em que o par eletrônico é compartilhado por ambos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Covalente Dupla ou Pi - Sigma 
 
É representada por dois pares eletrônicos unindo os átomos. Um dos pares ligantes é sim- 
bolizado pela letra grega pi (_), correspondente fonético do p. 
 
 
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Módulo II - 2º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
E XEM PLO 
 
Ligação Entre dois Átomos de O 
 
O átomo de oxigênio possui 6 elétrons na última camada e por isso necessita de 2 elétrons 
para completar o octeto e conseqüentemente a estabilidade da última camada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Covalente Tripla ou Pi - Sigma - Pi 
 
Dessas ligações a ligação sigma é a mais forte. 
 
E XEM PLO 
 
Ligação Entre Dois Átomos De N 
 
O nitrogênio apresenta 5 elétrons na última camada. Sendo assim, átomos de nitrogênio 
devem adquirir por compartilhamento eletrônico 3 elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
— Ligação Covalente Dativa Ocorre quando o átomo ligado (estabilizados) por ligação 
covalente comum surge a necessidade da última camada compartilhar um ou mais de seus 
pares de elétrons com um ou mais de um átomo instável, que se ligarão à molécula inicial. 
 
Essa ligação é representada por um pequeno vetor e ocorre quando um dos átomos apre- 
senta seu octeto completo e outro necessita completá-lo, adquirindo 2 elétrons. A ligação dati- 
va é uma forma de representar átomos que se ligam por mecanismo um pouco diferente dos 
três aspectos vistos anteriormente. 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo II - 2º ano 
 
 
Algumas moléculas, como o CO, SO2, SO3, NH4+, H3O+ e O3, apresentam ocorrência de li- 
gação dativa. 
 
Vejamos a fórmula eletrônica do SO2 : 
 
 
 
 
 
Note que o elemento central enxofre adquiriu o seu octeto com formação de uma dupla li- 
gação com o oxigênio localizado à esquerda. Por outro lado, o oxigênio posicionado à direita 
necessita de dois elétrons para totalizar seu octeto. 
 
O enxofre dessa molécula não admite quatro pares eletrônicos ou qualquer outro empare- 
lhamento que não seja a dupla ligação e a dativa. 
 
No caso de apresentar duas duplas ligações (um modelo de certa forma adequado), o ele- 
mento enxofre ficaria com 10 elétrons atingindo na sua camada um excesso não permitido. 
 
 
 
 
 
Quantidade excessiva de elétrons discordante com a teoria do octeto 
 
A solução seria a formação de dupla e dativa: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
— Ligação Metálica – Os metais têm em sua última camada 1,2 ou 3 elétrons .Quando 
encontram átomos de não-metais( que gostam de receber elétrons), transferem esses 
elétrons,e quando estão isolados, formam uma nuvem, que envolve o aglomerado de áto- 
mos,deixando-os estáveis. Esta nuvem que é responsável pelos metais conduzirem eletrici- 
dade..Ex: latão (cobre + zinco), bronze (cobre + estanho) 
 
 
 
 
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Módulo II - 2º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
Estruturas Cristalinas: 
 
Nas estruturas cristalinas, a disposição ou arranjo dos átomos recebe o nome de retículo 
cristalino dos metais e é forma por cátions desses metais envolvidos por uma nuvem de 
elétrons. Essa nuvem é responsável pela condução de corrente elétrica nos fios de eletricidade 
ou em qualquer objeto metálico. Vejamos o caso do sódio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Existem três modelos para representar o arranjo dos cátions nas estruturas cristalinas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo II - 2º ano 
 
 
LIGA METÁLICA 
 
É a mistura sólida de dois ou mais metais, ou de um ou mais metais com elementos não 
metálicos. 
 
As ligas metálicas mais importantes são: 
 
• Ouro branco - liga de ouro muito empregada por joalheiros e que contém 20 a 50% de 
níquel. 
 
• Ouro 18 quilates - 18 g de ouro + 6 g de Ag ou Cu - joalheria. 
 
• Ouro 12 quilates - 12 g de ouro + 12 g de Ag ou Cu - joalheria. 
 
• Aço carbono ou comum - 98% de Fe + 2% de C. 
 
• Aço Inox - 74% de aço carbono + 18% de Cr + 8% de Ni - usado em talheres, panelas, 
indústria química e alimentícia, etc.• Imã - 63% de Fe + 20% de Ni + 12% Al + 5% Co. 
 
• Bronze - 90% de Cu + 10% de Sn - peças de motores. 
 
• Latão - 67% de Cu + 33% de Zn - maçanetas de portas, torneiras. 
 
• Amálgama - Hg + outros metais como Sn, Ag, Cu, Cd - odontologia. 
 
• Solda elétrica - 67% de Pb + 33% de Sn. 
 
Geometria Molecular : 
 
1. Moléculas formadas por dois átomos são sempre lineares . Ex: O = O , H - H 
 
2. Moléculas angulares ocorrem com três átomos, sendo um central e os dois livres. Ex: H-O-H. 
 
3. Moléculas formadas por quatro átomos podem ser trigonais planas , piramidais . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Módulo II - 2º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
 
 
 
FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
 
Função química é um conjunto de substâncias com propriedades semelhantes. 
 
Não apresenta carbono (C) em suas moléculas. Tem origem mineral. Podem ser : 
 
ÁCIDOS 
 
Quando dissolvidos em água, libera o cátion H+. Apresenta sabor azedo, são corrosivos,... 
 
Vamos citar algumas substâncias: 
 
• O ácido sulfúrico ( H2SO4 ) da solução de bateria dos carros e motocicletas, o ácido nítrico 
usado para identificar a pureza de uma amostra de ouro, são exemplos de ácidos inorgânicos. 
 
• O ácido cítrico encontrado na laranja, o ácido acético presente no vinagre, o ácido tartári- 
co encontrado na uva e o ácido málico da maçã, são exemplos de ácidos orgânicos. 
 
• O ácido clorídrico ( HCl ), também conhecido como ácido muriático, e está presente no 
suco gástrico. 
 
 
ÁCIDOS DE ARRHENIUS 
 
Em 1887, o químico sueco Svante Arrhenius, apos varias experiências e observações com sub- 
stâncias diluídas na água, propôs a seguinte definição para ácido, denominada Teoria da Água: 
 
Ácido é toda substância que em presença de água se ioniza, originando como um dos íons 
o cátion H+. 
 
Vamos aplicar a definição de ácido de Arrhenius, cujo nome também é Teoria de Arrhenius, 
para os ácidos HCl, HNO3, H2SO4 e H3PO4 representados pelas equações abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo II - 2º ano 
 
 
Svante August Arrhenius notável químico criador da Teoria de lonização e Dissociação de 
ácidos e bases, ferramenta auxiliar de muitos comportamentos da química. 
 
Nasceu na Suécia no ano de 1859 e faleceu na Suécia em 1927, 24 anos após ter sido lau- 
reado com o Prêmio Nobel da Química. 
 
Essas equações ocorrem com quebra da ligação covalente do hidrogênio com o oxigênio, 
ou do hidrogênio com um átomo diferente do oxigênio. Por exemplo, a ligação entre H e Cl é 
feita por intermédio de um par e a água realiza o trabalho de fissura da ligação separando 
assim os dois átomos: 
 
 
 
 
 
 
A seta com H2O representada acima (H2O) indica que o ácido esta em presença de água ou 
em meio aquoso. As representações de cargas +1 e -1 são opcionais, podendo escrever ape- 
nas + e - . 
 
Outro motivo da ionização (formação de íons) das moléculas é a baixa eletronegatividade 
do hidrogênio. Na molécula do HCl , o par eletrônico que une os dois átomos ficará mais pró- 
ximo do Cl do que do H em virtude da alta eletronegatividade do cloro. 
 
Recordemos que eletronegatividade é uma propriedade da tabela periódica que indica a 
tendência que os átomos possuem em atrair elétrons para si. 
 
Na tabela periódica essa tendência ocorre nos períodos (filas horizontais) da esquerda para a 
direita e nas famílias (filas verticais) de baixo para cima. No entanto, os gases nobres não partici- 
pam dessa propriedade devido apresentarem a última camada com número máximo de elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A tendência a atrair elétrons obedece à fila de eletronegatividade de Linus Pauling, em que 
o flúor é o elemento mais eletronegativo dos químicos. A fila de Pauling é a seguinte: 
 
 
 
 
 
 
Note que o hidrogênio é o último elemento dessa fila, ou seja, o hidrogênio, quando estiver 
emparelhando elétrons com os demais elementos, "perderá" seu elétron ou, melhor dizendo, 
seu elétron ficará deslocado para o mais eletronegativo. 
 
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Módulo II - 2º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
Vejamos os exemplos do HCl e do H2 SO4: 
 
 
 
 
 
O par eletrônico fica mais perto do cloro devido à atração por elétrons (eletronegatividade) 
ser maior no cloro do que no hidrogênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
No H2SO4 o elemento mais eletronegativo é o oxigênio, que atrairá elétrons do hidrogênio. 
Como a quantidade de H na molécula é de 2 átomos, eles são representados por 2H+. 
 
Nas equações de Arrhenius a somatória das cargas sempre será nula. Vejamos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PROPRIEDADES D OS ÁCIDOS 
 
Os ácidos apresentam as seguintes propriedades: 
 
• Sabor ácido - Embora não se deva experimentar o sabor de um ácido, devido ao seu poder 
corrosivo, essas substâncias apresentam o sabor ácido característico do limão, da acerola e do 
abacaxi. Isso deve-se à presença do cátion H+ que, diante das células da língua, produz a sen- 
sação desse sabor. 
 
• Presença de H - Com exceção da água H2O e do peróxido de hidrogênio (água oxigenada 
-H2O2) os ácidos apresentam à esquerda da fórmula o elemento hidrogênio. 
 
Exemplos: 
 
HI HMnO4 H3BO3 
 
 
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MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio Módulo II - 2º ano 
 
 
• Reagem com bases formando sal e água - Essa reação recebe o nome de neutraliza- 
ção, porque o ácido é neutralizado pela base e a base pelo ácido. 
 
HCl + NaOH NaCl + H2O 
 
• Reagem com metais liberando hidrogênio - Ácido, quando colocado em presença de 
metais ativos, como o zinco, manganês, magnésio, etc.. dissolve-os, liberando gás hidrogênio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Conduzem corrente elétrica - Ácidos, quando dissolvidos em água, tornam essa 
solução condutora de eletricidade. 
 
 
Fazendo um esquema como mostra a figura, a lâmpada 
acende, demonstrando que houve passagem de corrente 
elétrica pelos fios A e B. 
 
A explicação desse fato é que os ácidos liberam íons (H+ e 
seu ânion) em presença de água, facilitando a transmissão de 
eletricidade nesse meio. 
 
 
• Reagem com indicadores - Indicadores são substâncias que revelam a presença de 
cátions de hidrogênio livres numa solução. Os indicadores mais utilizados para identificar áci- 
dos são: o tornassol, encontrado no comércio com o nome de papel de tornassol azul, em 
forma de tiras, e a solução de fenolftaleína. 
 
O papel de tornassol azul em presença de uma solução ácida mudará da cor azul para o ver- 
melho. Isso acontece porque os íons H+ do meio ácido reagem com suas moléculas, mudando 
o arranjo dos seus átomos, e, como conseqüência, há uma mudança na coloração do indicador. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A fenolftaleína, em solução alcoólica, é incolor; no entanto, se for alcalinizada por uma base, 
por exemplo, a soda cáustica (NaOH), ficará vermelha. Essa solução vermelha, em presença de 
ácido, voltará a ser incolor. 
 
 
 
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Módulo II - 2º ano MÓDULO QUÍMICA - Ensino Médio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resumindo : 
 
Tornassol azul Fica vermelho ou róseo em presença de ácido. 
 
Fenolftaleína + base Torna-se incolor em presença de ácido. 
(solução vermelha) 
 
 
CL AS SIFIC AÇ ÃO DOS ÁCIDOS 
 
• Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis, os átomos podem ser : 
 
• Monoácidos -liberam um íon H+ por molécula: 
HCl HNO3 HClO4 HBr 
 
• Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: 
H2S H2CO3 
 
• Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: 
H3BO3 H3PO4• Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: 
H4P2O7 H4SiO4 
 
• Quanto à força ácida - força ácida é a facilidade com que os ácidos se ionizam em água 
e outros solventes, liberando o íon H+ que ira caracterizar o meio ácido. Segundo a liberação 
desses íons, a força ácida é determinada da seguinte maneira: 
 
Nos hidrácidos a força ácida aumenta no sentido da seta: 
 
HI HBr HCl HF H2S HCN demais hidrácidos 
 
 
Sendo que: HI, HBr e HCl são ácidos fortes 
 
HF é ácido semiforte 
 
H2S, HCN e demais hidrácidos são fracos 
 
Nos oxiácidos a força é determinada pela diferença entre o número de oxigênios e hidrogênios. 
 
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(quantidade de oxigênios) - (quantidade de hidrogênios) 
 
 
HClO4 4-1=3 
H2SO4 4-2=2 
HNO3 3-1=2 Ácidos fortes 
H3PO4 4-3=1 
HNO2 2-1=1 Ácidos semifortes 
H3BO3 3-3=0 
HClO 1-1=0 Ácidos fracos 
 
 
Uma exceção a essa regra é o ácido carbônico (H2CO3) um ácido que, em presença de água, 
ioniza-se fracamente. 
 
 
NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS 
 
O nome dos ácidos é obtido com o auxílio da equação de ionização de Arrhenius e da con- 
sulta da tabela de ânions e tabela de sufixos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Vamos supor que você queira dar nome aos ácidos HI, HNO2 e H2CO3 Para isso você deve 
seguir as etapas: 
 
1ª) Faça as reações de ionização desses ácidos: 
 
H1 H+ + I- 
 
HNO2 H+ + 
 
H2CO3 2H+ + 
 
2ª) Localize na tabela de ânions o nome dos íons I-, e e escreva-o abaixo da 
equação: 
 
HI H+ + I- 
iodeto 
HNO2 H+ + N02 
nitrito 
H2CO3 2H+ + 
carbonato 
 
3ª) Consulte a tabela de sufixos e troque as terminações eto, ito e ato dos íons pelas termi- 
nações ídrico, oso e ico dos ácidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observação : 
 
Perceba que o elemento central desses ácidos (iodo, nitrogênio e carbono) inicia o nome 
dos ácidos. Isso ocorre em muitos casos. 
 
Outros Exemplos : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Quando os ácidos são hidrácidos, tais como HF, HBr, H2S, seus nomes são formados acres- 
centando-se a terminação ídrico às primeiras letras do nome do elemento químico. 
 
HCl (cloro) - Ácido clorídrico. 
 
HBr (bromo) - Ácido bromídrico. 
 
HI (iodo) - Ácido iodídrico. 
 
H2S (enxofre-sulfúrico) - Ácido sulfúrico. 
 
Exceções : HCN (ácido cianídrico); H4Fe(CN)6 (ácido ferrocianídrico); H3Fe(CN)6 (ácido ferri- 
cianídrico). 
 
Nos ânions do enxofre com a presença de oxigênio colocamos ur antes da terminação ico e oso. 
 
H2SO4 - ácido sulfúrico. 
 
H2SO3 - ácido sulfuroso. 
 
Nos ânions do fósforo com presença de oxigênio, colocamos or antes da terminação ico e oso. 
 
H3PO4 - ácido fosfórico. 
 
H3PO2 - ácido hipofósforoso. 
 
 
 
FORMULA ESTRUTURAL DOS ACIDOS 
 
Para escrever a fórmula estrutural dos hidrácidos e oxiácidos, basta seguir as etapas: 
 
1ª) Escreva os elementos que aparecem à direita ou no centro da fórmula molecular, com o 
número de seus elétrons de última camada orientando-se pela tabela: 
 
 
EXEMPLOS: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2ª) Ligue o hidrogênio ao elemento do hidrácido, e nos oxiácidos, ligue o hidrogênio ao 
oxigênio e este ao elemento central, de tal forma que o hidrogênio fique com dois elétrons e 
os demais átomos, de preferência com oito elétrons: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BASES 
 
Substância que em presença de água sofre dissociação iônica, originando o ânion OH-, 
denominado de hidróxido. 
 
Algumas Aplicações desta substância em nosso dia-a-dia: 
 
- O Hidróxido de Sódio é utilizado na fabricação de sabonetes, sabão, na limpeza pesada, é 
conhecido como soda cáustica; 
 
- O Hidróxido de Alumínio e Hidróxido de Magnésio são utilizados como antiácidos e la- 
xantes (leite de magnésia); 
 
- O Hidróxido de cálcio é utilizado na composição da argamassa, em pinturas rústicas, co- 
nhecido como cal. 
 
 
 
PROPRIEDADE DAS BASES 
 
Possui o grupo funcional hidróxido (OH-) situado à direita da fórmula: 
 
NaOH Mg (OH)2 Al (OH)3 
 
 
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São compostos iônicos, pois, na sua maioria, apresentam um metal ligado ionicamente ao 
ânion OH-, metal esse que por questões de eletropositividade, doará elétron ao oxigênio: 
 
 
 
 
 
 
 
A única base que não apresenta o comportamento de doação de elétrons, ou seja, que não 
é iônica, é o hidróxido de amônio (NH4OH), uma base molecular. Esse composto resulta da 
reação da amônia ou amoníaco (NH3) com água: 
 
NH3(g) + H2O(l) 
 
Observação: 
 
O amoníaco é um gás muito solúvel em água que pro- 
duz uma solução aquosa básica. No entanto, o NH4OH 
não pode ser isolado como substância pura, pois e 
preparado pela dissolução do amoníaco em água . 
 
As bases apresentam sabor amargo ou adstringente, seme- 
lhante ao sabão, às frutas verdes como a banana, o caju, a 
goiaba e o caqui. A presença do íon hidróxido (OH-) caracteri- 
za o sabor adstringente. Enquanto os ácidos, como o limão, 
por exemplo, produzem intensa salivação, as bases travam, 
amarram ou “secam" a boca. 
 
Conduzem corrente elétrica quando dissolvidas em água. 
Quando uma base é colocada em presença de água, com duas 
pontas de fios metálicos mergulhados nela, seus íons se se- 
param tornando-se livres para se movimentar na solução e 
conduzir eletricidade. 
 
Esse comportamento não ocorre para as bases no e estado 
sólido, posto que seus cristais formam um aglomerado de 
íons imobilizados. No entanto, a água separa esses aglomera- 
dos facilitando a passagem de corrente elétrica. Outra forma 
de separação de íons seria mediante a fusão de bases que 
daria mobilidade a estes e conseqüentemente, transmissão de 
corrente elétrica. 
 
Em outras palavras, diremos que as bases quer em solução 
aquosa, quer fundidas, conduzem eletricidade. 
 
A temperatura de 318ºC, a soda cáustica (NaOH) muda do estado sólido para o líquido. 
 
NaOH(sólido) 
318ºC
 NaOH(líquido) 
 
Os íons Na+ e OH- em movimento no estado líquido, conduzem corrente elétrica. 
 
 
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Reagem com indicadores - Indicadores são substâncias naturais ou artificiais que, em pre- 
sença de uma base, reagem com seu íon OH- e mudam de cor. Os indicadores mais utilizados 
para a identificação de uma base são o papel de tornassol vermelho e a fenolftaleína. 
 
 
CL AS SIFIC AÇ ÃO DAS BASES 
 
As bases podem ser classificadas segundo os critérios: 
 
• Quanto ao número de íons OH- em suas fórmulas : 
 
Monobase - base que apresenta um íon OH-: 
KOH AgOH NaOH 
 
Dibase - base que apresenta dois íons OH-: 
Mg(OH)2 Ni(OH)2 Ba(OH)2 
 
Tribase - base que apresenta três íons OH-: 
Al (OH)3 Fe(OH)3 Ni(OH)3 
 
Tetrabase - base que apresenta quatro íons OH-: 
Pb(OH)4 Mn(OH)4 
 
• Quanto à solubilidade : 
 
A solubilidade está relacionada à condução de corrente elétrica numa solução básica. Será 
mais solúvel a base que melhor conduzir eletricidade. 
 
A solubilidade resulta de experimentos de eletrólise. Mediante esses experimentos, os 
químicos classificaram as bases em: 
 
Solúveis - Bases de metais do grupo IA(metais alcalinos) e amônia: 
 
LiOH NaOH KOH 
 
O papel tornassol vermelho em contato com uma solução básica mudará da cor vermelha 
para a azul e a solução de fenolftaleína, de incolor para vermelha ou rósea. 
 
Pouco solúveis - Bases do grupo 2A (metais alcalino-terrosos): (exceto Mg(OH)2): 
 
Ca(OH)2 Sr(OH)2 
 
Insolúveis - Bases dos demais grupos da tabela periódica: 
 
Fe(OH)3 Ni(OH)3 Pb(OH)4 Mn(OH)3 
 
 
 
 
 
 
 
 
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• Quanto à força básica : 
 
A força das bases está vinculada à solubilidade em água. Geralmente quanto maior for a 
solubilidade de uma base, maior será sua força. Assim, temos: 
 
Bases fortes - Bases de metais do grupo 1A e 2A. 
 
Exemplos: NaOH KOH Ca(OH)2 
 
Bases fracas - Bases de metais dos demais grupos 
 
Exemplos: Al(OH)3 Cu(OH)2 Ni(OH)3 
 
 
NOMENCLATURA DAS BASES 
 
Se dá pelo nome do Hidróxido de ( nome do cátion). Exemplos de nomenclatura ( nomes): 
 
NaOH - hidróxido de sódio 
 
AgOH - hidróxido de prata 
 
Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio 
 
Al(OH)3 - hidróxido de alumínio 
 
Os elementos do bloco valência variável formarão mais de uma base cujo nome deve ser 
dado adotando uma ou outra regra a seguir : 
 
 
Hidróxido de (nome do cátion) + valência em algarismo romano. 
 
Exemplos 
 
Fe(OH)3 - hidróxido de ferro III 
 
Fe(OH)2 - hidróxido de ferro II 
 
Ni(OH)3 - hidróxido de níquel III 
 
Ni(OH)2 - hidróxido de níquel II 
 
 
Nome do cátion + ico (valência maior) 
Hidróxido de 
Nome do cátion + oso (valência menor) 
 
 
Fe(OH)3 - hidróxido férrico Fe(OH)2 - hidróxido ferroso 
 
Ni(OH)3 - hidróxido niquélico Ni(OH)2 - hidróxido niqueloso 
 
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S AIS 
 
Em solução aquosa, se dissociam, liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e um anion 
diferente de OH- .A água do mar tem sabor salgado devido a presença de vários sais dissolvidos, 
sendo que um deles, em maior quantidade, é o sal de cozinha ou cloreto de sódio (NaCl). 
 
Exemplos de alguns sais encontrados em nosso dia a dia: 
 
- O Fluoreto de Estanho (SnF) e o Fluoreto de Sódio(Naf) são utilizados nos cremes dentais 
para fortalecer os esmaltes dos dentes; 
 
- O Sulfato de Cálcio (CaSO) compõe o gesso decorativo e ortopédico; 
 
- O Bicarbonato de sódio(NaHCO) é utilizado como antiácido,fermento químico e nos extin- 
tores de incêndio; 
 
- O Carbonato de Cálcio(CaCO) está na constituição dos mármores,cimentos; 
 
- O Cloreto de Sódio (NaCl) é o sal de cozinha, utilizado também em soros medicamen- 
tosos,no uso alimentar serve para evitar o bócio (deformação na glândula tireóide) e como 
conservante de alimento. 
 
A fórmula de um sal é obtida a partir da Regra de Formulação: a carga 
ou valência de um íon será índice do outro e vice-versa. 
 
Vamos aplicar esta regra nos seguintes íons: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Vejamos outros exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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NOMENCLATURA DOS S AI S 
 
(nome do ânion) de (nome do cátion). 
 
Ex: 
 
Ca+ + NO- Nitrato de Cálcio 
Cálcio (cátion) Nitrato (ânion) 
 
 
Em seguida invertemos a ordem dos nomes desses íons, ficando: 
 
 
Mg(NO3)2 Mg
+2
 + MgNO3- nitrato de magnésio 
magnésio nitrato 
 
CaSO4 Ca
+2
 + CaSO4- sulfato de cálcio 
cálcio sulfato 
 
Fe2S3 2Fe
+3
 + 3S
-2
 Fe2S3 - sulfeto de ferro III ou 
Ferro II·· sulfeto sulfeto férrico 
ou férrico 
 
Al2(SO4)3 2Al
+3
 + Al2(SO4)3 - sulfato de alumínio 
alumínio sulfato 
 
 
HIDROGENO - SAL E HIDRÓXI-SAL 
 
São sais obtidos de reações em que o íon hidrogênio ou íon hidróxido aparece intercalado 
ao cátion e ânion da fórmula do sal. 
 
• Hidrogeno-sal - Apresenta um ou mais hidrogênios ligado a cátion da base e ânion do 
ácido. A nomenclatura é feita a partir do hidrogênio, usando-se os prefixos mono- 
hidrogeno, di-hidrogeno etc. 
 
Exemplos 
 
NaHSO4 - mono-hidrogeno sulfato de sódio. 
 
NaHCO3 - mono-hidrogeno carbonato de sódio ou bicarbonato de sódio (exceção). 
 
KH2PO4 - di-hidrogeno fosfato de potássio. 
 
• Hidróxi-sal - A nomenclatura é semelhante ao hidrogeno-sal, utilizando-se os prefixos 
mono-hidroxi, di-hidroxi etc. 
 
Exemplos 
 
Ca(OH)Cl - mono-hidróxi cloreto de cálcio. 
 
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Ca(OH)NO3 - mono-hidróxi nitrato de cálcio. 
 
Al(OH)2 Cl - di-hidróxi cloreto de alumínio. 
 
Pb(OH)3NO3 - tri-hidróxi nitrato de chumbo IV. 
 
 
PROPRIEDADE DOS S AIS 
 
• Sabor - os sais apresentam o sabor salgado. Esse sabor percebemos no sal de cozinha 
(NaCl), no bicarbonato de sódio (NaHCO3 ) e no sal-amargo (MgSO4). 
 
• Solubilidade - ao se dissolver em água, os sais sofrem dissociação iônica. Muitos sais são 
praticamente insolúveis em água; no entanto, todos os nitratos, acetatos e sais de metais do 
grupo 1A (Li, Na, K, Rb, Cs) são solúveis. 
 
Por exemplo, a tabela abaixo apresenta a concentração de sais dissolvidos no mar por litro 
de água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Al2(SO4)3 2Al
+3
 + Al2(SO4)3 - sulfato de alumínio 
alumínio sulfato 
 
• Condução de corrente elétrica - Os 
sais, quando dissolvidos em água, como os 
ácidos e as bases, conduzem energia elétrica, 
devido à presença de íons desses sais. A con- 
dução de corrente elétrica está intimamente 
relacionada à solubilidade dos sais: quanto 
mais solúvel o sal, melhor condutor de cor- 
rente elétrica será sua solução. 
 
 
 
 
 
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• Estrutura cristalina - Os sais são formados por aglomerados de íons positivos e nega- 
tivos. Por exemplo, o cloreto de sódio é um aglomerado de íons Na+ e Cl-. Esses íons 
interligam-se dando origem a figuras geométricas. Grãos de sal de um saleiro possuem o 
aspecto de cristais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÓXIDOS 
 
Óxidos são compostos que apresentam oxigênio localizado à direita da fórmula. 
 
No entanto, algumas substâncias, como H2O e OF2 (água e fluoreto de oxigênio), não são 
classificadas como óxidos, em virtude de apresentarem propriedades químicas e físicas difer- 
entes desses compostos. 
 
 
LIGAÇ ÕES D OS OXIDOS 
 
Nos óxidos a ligação entre o oxigênio e outro elemento pode ser covalente ou iônica. No 
CO2, por exemplo, as ligações são realizadas por formação de pares eletrônicos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS 
 
A nomenclatura dos óxidos é bastante simples e pode ser feita usando o termo óxido segui- 
do da preposição de e do nome do elemento ligado ao oxigênio: 
 
Oxido de nome do elemento 
 
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Exemplos: 
 
CaO - óxido de cálcio 
 
K2O - óxido de potássio 
 
Al2O3 - óxido de alumínio 
 
AgO - óxido de prata 
 
Para metais e ametais que apresentam mais de uma valência, a nomenclatura é feita com o 
uso de prefixos numéricos gregos: 
 
1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra 5 = penta 6 = hexa 7 = hepta 
 
Essa nomenclatura não se aplica aos óxidos de metais do grupo 1A e 2A e também aos 
metais Ag, Zn, Cd, Al, Fe e Bi. 
 
Exemplos 
 
Fe2O3 - trióxido de ferro 
FeO - monóxido de ferro 
PbO - monóxido de chumbo 
PbO2 - dióxido de chumbo 
N2O - monóxido de dinitrogênio 
N2O3 - trióxido de dinitrogênio 
N2O5 -