Apostila de Quimica 1

Prévia do material em texto

� ��
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professores:Ângela P.Accioly 
 Ernesto Becher 
 Flavia Souza 
 Mª da Gloria de Souza 
 
 
Duque de Caxias – 2014 
 
 
 
 
� ��
����������� 
 
1. A Teoria Atômica da Matéria 
 
 Os filósofos gregos ponderaram bastante sobre a pergunta: A matéria pode ser infinitamente dividida em 
parcelas cada vez menores ou há um ponto além do qual ela não é mais divisível? A maioria dos filósofos, entre 
os quais Platão e Aristóteles, acreditavam que a matéria era infinitamente divisível. Um dos que não 
concordavam com esta opinião era Demócrito (460-370 a.C.). Afirmava, ao contrário, que não se dividiam, a que 
denominava átomo, significando, exatamente, “indivisível”. 
 Embora a proposta de Demócrito fosse conhecida, prevaleceu até o início do século XIX a idéia 
equivocada de a matéria ser infinitamente divisível. 
 Finalmente, entre 1803 e 1807 foi publicada pelo inglês John Dalton ma teoria atômica coerente. Dalton 
imaginou sua teoria para explicar diversas observações experimentais. Suas concepções eram tão 
fundamentais que sua proposta permaneceu intacta, na essência, até os dias de hoje. 
 Os seguintes postulados resumem a essência da teoria atômica de Dalton: 
 
1. Cada elemento é composto por partículas extremamente pequenas denominadas átomos. 
2. Os átomos de um mesmo elemento são idênticos entre si; os átomos de elementos diferentes são 
diferentes e têm propriedades diferentes (entre as quais massas diferentes). 
3. Nas reações químicas, os átomos de um elemento não se transformam em outros tipos de átomos; 
nestas reações, não há nem criação nem destruição de átomos. 
4. Os compostos se formam quando átomos de dois ou mais elementos se combinam; um certo composto 
tem sempre a mesma espécie de átomos e o mesmo número relativo destes átomos. 
 
 A partir de 1850 acumularam-se informações que sugeriam que os átomos eram constituídos por 
partículas pequeníssimas, as partículas subatômicas. 
 Com o acúmulo de provas experimentais de que o átomo era constituído por partículas muito pequenas, 
focalizou-se a atenção sobre a forma de organização dessas partículas. No início do século XX, J. J. Thomson 
sugeriu que, uma vez que os elétrons correspondiam a fração muito pequena da massa de um átomo, 
provavelmente eram responsáveis por fração igualmente pequena do volume do átomo. Sugeriu que o átomo 
fosse constituído por uma esfera positiva uniforme de matéria na qual os elétrons ficariam dispersos. Este 
modelo, conhecido como o modelo do “pudim de passas” como mostra a figura abaixo, teve vida curta. 
 
Elétron negativo
Carga positiva ocupando
uma esfera
 
 
 
 
 Em 1910, Rutherford e colaboradores fizeram experiências que levou ao abandono do modelo de 
Thomson. Rutherford investigava os ângulos sob os quais as partículas α eram espalhadas ao passar através 
de delgada folha de ouro. Estes observaram que quase todas as partículas α passavam diretamente através da 
� ��
folha de ouro sem desvio. Algumas poucas, porém, eram desviadas, algumas até refletidas na direção original, 
como mostra a figura abaixo. 
 
A maior parte
das partículas
não é desviada
Partículas espalhadas
Fonte de
partículas alfa
Feixe de
partícula
Folha de
Ouro
Tela circular
fluorescente
 
 
 Em 1911, Rutherford conseguiu explicar as observações. Admitiu que a maior parte da massa do átomo, 
e a totalidade da carga positiva, estivessem concentradas numa região muito pequena e extremamente densa, a 
que denominou núcleo. A maior parte do volume do átomo é espaço vazio no qual se deslocam os elétrons em 
torno do núcleo. Na experiência do espalhamento das partículas alfas, a maioria das partículas passa sem 
desvio apreciável através da folha de ouro porque não encontra os diminutos núcleos; as partículas alfas 
simplesmente atravessam o espaço vazio dos átomos. Uma ou outra, porém, chega nas vizinhanças de um 
núcleo de ouro. A repulsão entre o núcleo, com carga muito grande, e a partícula alfa é suficientemente forte 
para provocar o desvio da partícula. 
 Investigações experimentais posteriores levaram à descoberta de partículas positivas (prótons) e de 
partículas neutras (nêutrons) no núcleo. Os prótons foram descobertos por Rutherford em 1919. Os nêutrons 
foram descobertos em 1932 pelo cientista britânico James Chadwick (1891 – 1972). 
 
 
Estrutura Atômica Moderna (Modelo de Bohr) 
 
 A partir de novas pesquisas, o cientista Niels Bohr divulga em 1913 um modelo atômico mais avançado. 
Segundo esse modelo, os elétrons se movem em órbitas fixas ao redor do núcleo. Essas órbitas são 
denominadas órbitas estacionárias, nas quais os elétrons se movem sem irradiar energia. Dizemos que os 
elétrons nessas órbitas se encontram no estado estacionário ou estado fundamental. Com aquecimento ou 
descargas elétricas, os elétrons absorvem energia, passando a outras órbitas, mais afastadas do núcleo. Os 
novos estados energéticos são os estados ativos ou excitados. No entanto, após curto tempo, os elétrons 
retornam aos seus estados iniciais. Nesse retorno, os elétrons emitem energia armazenada durante o processo 
de excitação. 
 A transição de elétrons de E1 para E2 (energia absorvida) equivale ao trabalho de deslocamento para se 
afastar do núcleo e, conseqüentemente, quanto mais longe o elétron está em relação ao núcleo, mais facilmente 
muda de órbita. 
 
� ��
 
Um elétron é mais facilmente ativado quanto mais externo for. 
 
 A transição de um estado de energia E2 até o nível E1, mais baixo, libera uma certa quantidade de 
energia correspondente à variação: 
 
∆E = E2 - E1 
 
 Principais características do Átomo 
Número atômico (Z) 
 
 É o número que identifica o átomo, ou seja, o seu número de prótons. 
 Z = P 
 Onde P é o nº de prótons. 
 
 Obs: O átomo é eletricamente neutro,ou seja, o número de prótons deve ser o mesmo do nº de elétrons. 
 Z = P = é 
Número Massa ( A ) 
É a soma de prótons e nêutrons. 
 A = P +n 
Representação Química. Os números de massa (A ) e atômico ( Z ) são colocados a esquerda. 
 
Vejamos exemplo: 
 
23 =A A = p+n 
 Na 12 = n 23=11+n 
11 = Z n = 12 
 
 
 
Núcleo
E1
Elétron no estado
 fundamental
Átomo no estado
 estacionário
 (energia E ) 
 
1
Núcleo
E2
 Fornecimento
 de energia
Átomo excitado
 (energia E ) 2
Núcleo
E1
 Emissão de
 energia
Átomo no estado
 estacionário
 (energia E ) 
 
1
� ��
Relações Atômicas 
1. Isótopos: 
São os átomos com o mesmo número atômico (Z) com nº de massa (A) e 
 número de nêutrons (n) diferentes. 
 
 1 2 3 
Ex: H H H 
 1 1 1 
 
2. Isóbaros: 
 
São átomos com mesma massa ( A ) e nº atômico ( Z ) e nº de nêutrons diferentes. 
 
Ex: 40 40 
 Ca n = 22 Ca n = 20 
 18 20 
3. Isótonos: 
 
São átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons ( n ), mas diferentes números ( Z ) e de massa ( A ) 
 14 7p 13 6p 
Ex: N 7n C 7n7 7e 6 7e 
 
Resumo: 
 Nº Atômico ( Z ) Nº Massa ( A ) Nº Nêutrons ( n ) 
Isótopos = # # 
Isóbaros # = # 
Isótonos # # = 
Características das Partículas Subatômicas 
 
Partículas Massa relativa Carga relativa 
Prótons 1 +1 
Nêutrons 1 0 
Elétrons 1/1840 -1 
 
Moléculas é a menor porção de uma substância. Ex: molécula da água 
Átomo é a menor porção de um elemento químico. Os átomos se reúnem e formam as moléculas. 
Ex: 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo oxigênio formam a molécula da água (H2O) 
 
Números Quânticos 
 
• Número Quântico Principal 
 
 A cada nível de energia, ou seja, a cada órbita ou camada onde se encontram os elétrons, associa-se um 
número inteiro, denominado Número Quântico Principal. Este é representado pela letra n. 
 São conhecidos sete níveis energéticos. A energia dos elétrons é crescente nesses níveis energéticos, 
desde o nível 1 (n = 1) até o nível 7 (n = 7). Fisicamente, interpreta-se o número quântico principal como sendo 
a distância de elétron ao núcleo. 
� ��
 
Nível Energético K L M N O P Q 
Número Quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7 
 
 São conhecidas, portanto, sete camadas (desde K até Q), onde se encontram distribuídos os 
elétrons. O número da camada denomina-se número quântico principal, e assume valores de 1 até 7. 
 Numa camada há no máximo 2n2 elétrons. Essa fórmula vale até a quarta camada. 
 
Número da Camada (n) Número Máximo de Elétrons por Camada 
1 2 x 12 = 2 x 1 = 2 
2 2 x 22 = 2 x 4 = 8 
3 2 x 32 = 2 x 9 = 18 
4 2 x 42 = 2 x 16 = 32 
 
 
• Número Quântico Secundário ou Azimutal 
 
 Notou-se que elétrons pertencentes à mesma órbita (ou camada) apresentam pequenas diferenças nas 
quantidades de energia emitidas. 
 A explicação física inicial foi proposta por Sommerfeld: as órbitas seriam elípticas em vez de circulares e 
as pequenas diferenças seriam devidas às formas das órbitas. 
 Em cada camada há no máximo quatro subcamadas ou subníveis, cada uma com uma forma diferente, 
em elipses mais ou menos acentuadas. 
 São conhecidos hoje apenas quatro subníveis: s, p, d, f. O Número Quântico Secundário ou Azimutal 
é simbolizado pela letra l. Esse número define os subníveis de energia, ou subcamadas. Os valores que l pode 
assumir vão de zero até n - 1. 
 
Subnível Energético s p d f 
Número Quântico Azimutal (l) 0 1 2 3 
 
Nível ou Camada n l Número de subníveis 
conhecidos 
Subníveis 
K (1a Camada) 1 0 1 1s 
L (2a Camada) 2 0; 1 2 2s 2p 
M (3a Camada) 3 0; 1; 2 3 3s 3p 3d 
N (4a Camada) 4 0; 1; 2; 3 4 4s 4p 4d 4f 
O (5a Camada) 5 0; 1; 2; 3 4 5s 5p 5d 5f 
P (6a Camada) 6 0; 1; 2 3 6s 6p 6d 
Q (7a Camada) 7 0 1 7s 
 
 
 O quadro anterior pode ser disposto de acordo com o diagrama a seguir, onde estão representados os 
subníveis conhecidos. 
 Assim, a representação do subnível leva o número da camada (número quântico principal) e a letra 
corresponde ao tipo de subnível. 
 
Exemplos: 
 
4d Subnível d da camada N 3p Subnível p da camada M 
Número quântico principal = 4 Número quântico principal = 3 
Número quântico azimutal = 2 Número quântico azimutal = 1 
� ��
• Número Quântico Magnético 
 
 A orientação ou inclinação espacial das órbitas é associada a um número denominado Número 
Quântico Magnético, simbolizado pela letra m. 
 Os valores assumidos por esse terceiro número quântico variam de -l até +l. Cada valor representa um 
orbital. 
 
-l ≤≤≤≤ m ≤≤≤≤ +l 
 
Os valores de orbitais por subníveis podem ser encontrados pela fórmula 2l +1, onde l é o número quântico 
secundário ou azimutal. 
 
l Número de orbitais por subnível 
0 (s) (2 x 0) + 1 = 1 
1 (p) (2 x 1) + 1 = 3 
2 (d) (2 x 2) + 1 = 5 
3 (f) (2 x 3) + 1 = 7 
 
 Os valores que m pode assumir estão resumidos no a seguir: 
 
l m Número de orbitais 
por subnível 
0 (s) 0 1 
1 (p) -1; 0; +1 3 
2 (d) -2; -1; 0; +1; +2 5 
3 (f) -3; -2; -1; 0; +1; +2; +3 7 
 
 
• Número Quântico de Spin 
 
 Os números n, l e m determinam as particularidades geométricas das nuvens eletrônicas e estão 
associados às características físicas do movimento dos elétrons. 
 Para caracterizar completamente o movimento eletrônico nos átomos, lançamos mão de um quarto 
número quântico. Este é denominado Número Quântico de Spin e é simbolizado pela letra S. 
 O número quântico de spin (em inglês, "rotação") assume dois valores: 
 
S = + 1/2 e S = - 1/2 
 
 Estes valores representam a rotação dos elétrons sobre si mesmos. Lembre que, pelo atual modelo 
atômico, o elétron está em algum lugar na "nuvem de probabilidades", ou seja, no orbital. Se fosse considerado 
como uma esfera, teria dois sentidos contrários de rotação sobre si mesmo. Na realidade, os dois valores 
representam dois campos magnéticos opostos. 
 Convencionaremos que o primeiro elétron a se localizar num orbital terá número quântico de spin S = - 
1/2 e será esquematizado . Um segundo elétron no mesmo orbital terá número quântico de spin S = + 1/2 e 
será esquematizado . 
 Diz-se que os elétrons estão em paralelo quando têm o mesmo número quântico de spin (S) e, em 
antiparalelo, quando tem S contrário. 
 
Princípio da Exclusão de Pauli 
 
� 	�
 Como vimos até agora, os elétrons de um átomo encontram-se em diferentes situações energéticas. A 
situação energética de cada elétron é definida por quatro estados energéticos. São os quatro números 
quânticos. A cada estado corresponde um número. Portanto, há quatro números quânticos para cada elétron de 
um átomo. 
 
Os números quânticos identificam, assim, cada elétron. 
 
 O princípio de exclusão, de Wolfgang Pauli, estabelece que, em um mesmo átomo, não pode haver dois 
elétrons com os quatro números quânticos iguais. Como consequência desse princípio, pode existir, num 
mesmo orbital, no máximo dois elétrons, que têm spins contrários: 
 O número máximo de elétrons por subnível será, portanto, dado pela fórmula 4l + 2, o dobro da fórmula 2l 
+ 1, a qual, como vimos anteriormente, nos dá o número de orbitais por subnível. 
 
l 4l + 2 (número máximo de elétrons 
por subnível) 
0 (s) (4 x 0) + 2 = 2 
(4x 1) + 2 = 6 
(4 x 2) + 2 = 10 
(4 x 3) + 2 = 14 
s2 
p6 
d10 
f14 
1 (p) 
2 (d) 
3 (f) 
 
 
 Regra de Hund 
 
 A regra de Hund, chamada regra da máxima multiplicidade, rege o preenchimento eletrônico nos 
subníveis. 
 
 Os elétrons distribuem-se nos orbitais disponíveis de um subnível segundo a ordem crescente de 
energia. 
 
Exemplos: 
 
. No subnível s: 
 
1o elétron: (S = - 1/2) 2o elétron: (S = + 1/2) 
 
 
. No subnível p: 
 
1o elétron: 2o elétron: 3o elétron: 
� 
�
 
 Alojam-se inicialmente elétrons em paralelo, sucessivamente, enquanto houver orbitais disponíveis. 
 
4o elétron: 5o elétron: 6o elétron: 
 
 Alojam-se em seguida elétrons em antiparalelo em relação aos primeiros, sucessivamente, até o 
preenchimento total. 
 O mesmo procedimento se aplica aos subníveis d (dez elétrons) e f (catorze elétrons). 
 É possível identificar cada elétron através de seus quatro números quânticos. Vejamos os resumos no 
quadro apresentado a seguir. 
 
Número 
Quântico 
Notação Valores Interpretação 
Física 
Interpretação 
Matemática 
Principal n 1 até 7 Distância média 
núcleo-elétron 
Número da camada 
Nível energético 
Azimutal l 0, 1, 2, 3 
s, p, d, f 
Tipo de órbita Número da subcamada 
Subnível 
Magnético m - l até + l Disposição do 
orbital no espaço 
Identificação do orbital 
dentro do subnível 
Spin S +1/2 e -1/2 Rotação do elétron Campos magnéticos 
opostos 
 
 
Distribuição Eletrônica 
 
 Os elétrons distribuem-se nos níveis e subníveis de maneira a ocupar inicialmente subníveis de menor 
energia e em seguida subníveiscom energia cada vez maior. 
 A ordem crescente de energia é 
 
 
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d. 
 
 
O subnível de menor energia é 1s. O subnível de maior energia é 6d. Note que a ordem crescente de energia 
para os subníveis não segue a ordem de camadas. 
 O cientista americano Linus Pauling montou um diagrama prático para a distribuição eletrônica nos 
subníveis. As setas indicam a ordem crescente de energia dos subníveis. 
� ���
 
 
Exemplo: 
 
 Para fazer a distribuição eletrônica do átomo de enxofre (Z =16), basta acompanhar as setas no diagrama 
de Pauling, em ordem crescente de energia dos subníveis. Começamos por 1s, com 2 elétrons, notado 1s2, e 
assim por diante. 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
K = 2 L=8 M = 6 
 
Número de elétrons no subnível de maior energia: 4 
Número de elétrons no último nível: 6 
Não esqueça o significado da notação: 
 
3p4 onde: 3 é o nível; p é o subnível e 4 é o número de elétrons no subnível. 
 
Observação: 
 
 Alguns elementos apresentam irregularidades na distribuição eletrônica; é o caso de Cr, Cu, Nb, Mo, Tc, 
Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au. A razão é que as configurações d5, d10, f7 e f14 são muito estáveis. por exemplo, o cromo 
(Z = 24), em vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4, apresenta como distribuição correta 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5, 
que é mais estável. O cobre (Z = 29), em vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9, apresenta como distribuição correta 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10, que é mais estável. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1s
2s
3s
4s
5s
7s
6s
2p
4p
5p
6p
3d3p3p
4d
5d
6d
4f
5f
K
L
M
N
O
P
Q
K = 2
L = 8
M = 18
N = 32
O = 32
P = 18
Q = 2
Níveis
Subníveis : s = 2; p = 6; d = 10; f = 14 Número de
 elétrons
� ���
2 Classificação Periódica dos Elementos Químicos 
 
2.1 – Introdução 
 
 Todas as tentativas de classificar os elementos químicos vieram da experiência e da observação, antes 
de surgirem os conhecimentos de estrutura atômica. 
 Elementos com comportamentos químicos semelhantes eram agrupados em “séries” ou “famílias”. 
 A classificação dos cientistas Dimitri I. Mendeleyev e J. Lothar Meyer foi a mais bem sucedida e a que 
maior importância ganhou. Eles ordenaram numa tabela os vários elementos conhecidos, com base em suas 
propriedades físicas e químicas. Além de classificar os elementos, chegaram a prever a existência de elementos 
ainda não descobertos, assim como grande parte de suas propriedades. 
 
2.2 – A Lei Periódica 
 
 Elementos de propriedades semelhantes são colocados na mesma coluna vertical. Verificou-se que 
muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. 
Assim, as propriedades dos elementos dependem da carga nuclear e, portanto, da estrutura das camadas 
eletrônicas do átomo neutro. 
 Dizer que uma propriedade é periódica em função do número atômico significa que ela alcança valores 
máximos e mínimos com o aumento do número atômico. 
Algumas Propriedades Físicas e Químicas que Mantêm Curvas Periódicas em 
 
Função do Número Atômico: 
 
� Volume atômico; 
� Energia de ionização; 
� Coeficiente de dilatação; 
� Energia de formação de compostos; 
� Densidade; 
� Ponto de fusão; 
� Ponto de ebulição. 
 
 Dizemos que uma propriedade é aperiódica quando os valores que ela assume são sempre crescentes 
ou decrescentes à medida que aumenta o número atômico. 
 
Propriedades Aperiódicas em Função do Número Atômico: 
 
� Massa atômica; 
� Calor específico. 
 
 
2.3 – A Tabela Periódica Atual 
 
 A tabela periódica atual é derivada da tabela de Mendeleyev, que só apresentava 63 elementos. O modo 
usual de apresentar a tabela possui as seguintes convenções: 
 
� ���
 
 Na tabela periódica moderna, os elementos químicos estão dispostos segundo a ordem crescente de 
seus números atômicos, em linhas horizontais chamadas PERÍODOS e colunas vertical chamadas GRUPOS. 
Os grupos eram divididos em SUBGRUPOS A e B. Em 1990, a IUPAC publicou a recomendação final para um 
novo sistema que não usa letras e os grupos passaram a sr enumerados com algarismos arábicos de 1 a 18 (da 
esquerda para direita). 
 São conhecidos hoje 112 elementos químicos. Os últimos ainda não tiveram oficializados seus nomes e 
símbolos. 
 Os elementos de número atômico maior que 92 são chamados transurânicos (que vêm depois do 
urânio) e são todos artificiais, criados em laboratórios por meio de rações nucleares. Há um total de 89 
elementos naturais, pois, além, dos transurânicos, são também artificiais os elementos Tc, Pm e At. Esses três 
elementos são chamados cisurânicos. 
 
112 Elementos Químicos 
 
OBS.: Há notícias de que mais elementos foram recentemente criados, o que eleva o total para 118 elementos, 
porém ainda existem poucas informações a respeito destes elementos. 
 
 
2.4 – Os Períodos 
 
 A tabela apresenta sete períodos, cada um corresponde a uma das camadas eletrônicas da eletrosfera. 
Os elementos de um mesmo período têm o mesmo número de camadas eletrônicas, que é igual ao número do 
período. Cada período inicia uma nova camada eletrônica. 
 
 
 
 
 
 
89 Elementos Naturais 
23 Elementos Artificiais 
3 Elementos Cisurânicos 20 Elementos Transurânicos 
Símbolo do
 Elemento
E
K
L
M
N
O
P
Q
Massa Atômica
Z
Número Atômico
N
o
m
e
 
do
 
El
e
m
e
n
to
Média das Massas Atômicas dos
 Isótopos do Elemento ou ( ) =
Número de Massa do Isótopo
Mais estável
Número de Elétrons
nas Camadas:
 camada K
 camada L
 camada M
 .
 . 
 .
� ���
2.5 – Os Grupos de Elementos 
 
 Observando a tabela periódica, nota-se que há dezoito colunas verticais, onde se agrupam elementos de 
comportamento químico semelhante. Esse comportamento químico comum se deve à semelhança que existe 
na camada externa (ou camada de valência) dos átomos dos elementos situados em uma mesma coluna. 
 
a) Os grupos de 1 a 7 subdividem-se em subgrupos (ou famílias) A e B. Algumas famílias recebem um nome 
especial; outras recebem o nome do primeiro elemento da família. 
 
Famílias Nomes Elementos 
1 ou 1A Metais alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
2 ou 2A Metais alcalinos-terrosos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 
13 ou 3A Família do boro B, Al, Ga, In, Tl 
14 ou 4A Família do carbono C, Si, Ge, Sn, Pb 
15 ou 5A Família do nitrogênio N, P, As, Sb, Bi 
16 ou 6A Calcogênios O, S, Se, Te, Po 
17 ou 7A Halogênios F, Cl, Br, I, At 
 
b) A família 8B é formada por três colunas (8, 9 e 10): 
 
Fe Co Ni 
Ru Rh Pd 
Os Ir Pt 
 
c) O grupo 18 ou 0 (zero) é formado pelos gases nobres, que também se chamam gases raros. São eles: hélio 
(He), neônio (Ne), argônio (Ar), kriptônio (Kr), xenônio (Xe), radônio (Rn). Até há pouco tempo, esses 
elementos eram chamados de “gases inertes”, pois ainda não se conhecia nenhum composto de gás nobre. 
Sua reatividade química era considerada nula, devido ao fato de apresentarem os subníveis da última 
camada ns2 np6 totalmente preenchidos: 
 
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 
 s2 p6 
 
d) O elemento químico hidrogênio é único, e não se enquadra na família dos alcalinos (ou em nenhuma outra), 
sendo aí localizado apenas por ter número atômico igual a 1. Alguns autores o localizam acima do flúor, ao 
lado do hélio, ou então totalmente separado, fora do corpo da tabela. 
 
e) Os elementos típicos são os elementos representativos e se localizam nas colunas A e 0 (zero). Segundo a 
opinião de alguns autores, a coluna zero deveria chamar-se 8A. Realmente já se descobriu que o grau de 
oxidação máxima dos gases nobres é +8, e isso justificaria a denominação. Por outro lado não há nenhumarelação entre eles e os elementos de 8B. Na tabela original de Mendeleyev não estavam os gases nobres, 
que não haviam sido descobertos ainda. Ao serem descobertos, foram 
 
f) adicionados com o número zero devido à sua suposta reatividade nula. Conservaremos essa denominação 
apenas por motivos históricos. 
 
g) Os elementos das séries dos lantanídeos e actinídeos compõem os chamados elementos de transição 
interna. Os outros elementos das colunas B são os chamados de transição simples. 
 
 
 
� ���
Resumo: 
 
 De acordo com seu comportamento químico e físico, um elemento pode ser classificado em: 
representativo, de transição simples e transição interna. 
 
 
 
 
 
 
R
e
pr
es
en
ta
tiv
os
 
 
 
 
 
Representativos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Transição Simples 
 
 
 
 
 
 
 
Transição Interna 
 
 
2.6 – Configuração Eletrônica nos Elementos Representativos 
 
 Observando as distribuições eletrônicas, notamos que todos os elementos da família 1A (metais 
alcalinos) terminam em ns1, onde n é o número quântico principal, ou seja, o número do período. Todos têm um 
elétron na última camada (chamada “camada de valência”). 
 
� 1 ou 1A - ns1 - Metais Alcalinos 
 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
 Os metais alcalinos-terrosos apresentam dois elétrons na última camada, assim preenchendo o subnível 
s. 
 
 
� 2 ou 2A - ns2 - Metais Alcalinos-terrosos 
 
38Sr [Kr] 5s2 
 
 Nos elementos que vão desde o subgrupo 3A até os gases nobres, o elétron de diferenciação (último 
elétron distribuído) entra no subnível p da última camada, preenchendo assim, sucessivamente, os orbitais 
disponíveis. 
 
 
� ���
Grupo 
Elemento Z Configuração 
Eletrônica 
Subníveis da 
Última Camada 
13 ou3A Al 13 [Ne] 3s2 3p1 s2p1 
14 ou 4A Si 14 [Ne] 3s2 3p2 s2p2 
15 ou 5A P 15 [Ne] 3s2 3p3 s2p3 
16 ou 6A S 16 [Ne] 3s2 3p4 s2p4 
17 ou 7A Cl 17 [Ne] 3s2 3p5 s2p5 
18 ou 0 Ar 18 [Ne] 3s2 3p6 s2p6 
 
 
Elétron de Diferenciação 
 
 s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6 
 
 Nota-se que a configuração eletrônica da última camada (camada externa ou camada de valência) é 
função periódica do número atômico. O número de elétrons da última camada coincide com o número do grupo. 
 
� 17 ou 7A - ns2 np5 - Halogênios 
 
� 18 ou 0 - ns2 np6 - Gases Nobres 
 
 
Resumo: Nos elementos representativos, o elétron de diferenciação está alojado em subnível s ou em subnível 
p. Assim, teremos: 
 
 
Grupos de Elementos Elétron na Camada Externa 
1 ou 1A - Metais alcalinos ns1 
2 ou 2A - Metais alcalinos-terrosos ns2 
13 ou 3A - Família do boro ns2 np1 
14 ou 4A - Família do carbono ns2 np2 
15 ou 5A - Família do nitrogênio ns2 np3 
16 ou 6A - Calcogênios ns2 np4 
17 ou A - Halogênios ns2 np5 
8 ou 0 - Gases Nobres ns2 np6 
 
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
�
� ���
�
 
 
s1 
 
2 
 
13 
 
14 
 
15 
 
16 
 
17 
1s2 
s2 
 
s2p
1
 
 
 
s2p
2
 
 
 
 
 
s2p
3
 
 
 
 
 
 
 
s2p
4
 
 
 
 
 
 
 
 
 
s2p
5
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
s2p
6
 
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
 
 
 
 
 
2.7 – Configuração Eletrônica nos Elementos de Transição 
 
 2.7.1 – Elementos de transição Simples 
 
 Esses elementos possuem um ou dois elétrons na última camada. Por outro lado, a distribuição de seus 
elétrons envolve o subnível d da penúltima camada. O elétron de diferenciação, com algumas exceções, aloja-
se nesse subnível d. 
 
Exemplos: 
 
� Vanádio Z = 23 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 
 
- Número de camadas = 4 ⇒ 40 período da tabela periódica ⇒ n = 4; 
- Subnível de maior energia = 3d ⇒ elemento de transição simples; 
- Somando o número de elétrons no subnível de maior energia (3d) com o número de elétrons no subnível 
mais afastado (4s), obtemos cinco, o que localiza o vanádio no subgrupo 5B. 
 
 
� Zircônio Z = 40 [Kr] 5s2 4d2 
 
- Número de camadas = 5 ⇒ 50 período da tabela periódica ⇒ n = 5; 
- Subnível de maior energia = 4d ⇒ elemento de transição simples; 
- 5s2 4d2 ⇒ 2 + 2 = 4 ⇒ subgrupo 4B. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 18 
� ���
 A localização no subgrupo, dessa maneira, não vale para todos os elementos. 
 
 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
1 
 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
2 
 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
3 
 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
4 
o
u
 
n
s1
 
(n 
–
 
1)d
5 
 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
5 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
6 
ou
 
n
s1
 
(n 
–
 
1)d
7 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
7 
ou
 
n
s1
 
(n 
–
 
1)d
8 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
8 
ou
 
n
s1
 
(n 
–
 
1)d
9 
n
s1
 
(n 
–
 
1)d
10
 
n
s2
 
(n 
–
 
1)d
10
 
* 
* 
 
* Elementos de transição interna 
 
Observação: 
 
Muitos autores não consideram elementos de transição aqueles que estão em 1B e 2B. Eles definem 
como elementos de transição aquele que apresenta o subnível d incompleto, o que não ocorre em 1B e 2B. Nos 
elementos 1B (Cu, Ag e Au), em vez de ns2 (n – 1)d9, temos a configuração ns1 (n – 1)d10. Assim, nos elementos 
de 2B (Zn, Cd e Hg) e elétron de diferenciação em ns2. 
 
 
 2.7.2 - Elementos de transição Interna 
 
 Geralmente apresentam o elétron de diferenciação alojando-se no subnível f da antepenúltima camada. 
Lembramos que o subnível só se completa com catorze elétrons. 
 
 
Exemplo: 
 
� Európio Z = 63 [Xe] 6s2 4f7 
 
- Subnível mais afastado: 6s ⇒ 6a camada ⇒ n = 6; 
- Subnível de maior energia = 4f ⇒ 4a camada, que é a antepenúltima. 
 
 Quando o subnível mais energético é o f, o elemento pertence ao grupo 3B. 
 
 Podemos resumir de forma geral a distribuição eletrônica no seguinte esquema: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
� �	�
/ 
 
 
 
 
 
2 
 
13 
 
14 
 
15 
 
16 
 
17 
 
 
 
 
 
 
(n) s 
 
 
 
 
 
 
 
(n) p 
 
 
 
 
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 
 
 
 
(n – 1) d 
 
 
 
 
 
 
 
4f 
 
 
5f 
 
(n –2) f 
 
 
2.8 – Raio Atômico 
 
 Propriedade periódica que refere-se ao tamanho dos átomos. 
 Raio atômico é a metade da distância internuclear nas moléculas ou cristais das substâncias simples 
correspondentes. 
 
Exemplo: 
 d = distância internuclear 
Cl2 
 r = d/2 = raio atômico do cloro 
 d 
 
 Há duas forças simultâneas influenciando o raio atômico do elemento: a repulsão entre elétrons e a 
atração núcleo-elétrons. 
Num subgrupo ⇒ Quando aumenta o número atômico, aumenta o número de camada e aumenta o raio atômico. 
Num período ⇒ Nesse caso, prevalece a atração núcleo-elétrons, logo o átomo será menor, quanto maior for o 
número atômico. 
 
 O elemento de maior raio atômico da tabela periódica é o frâncio (Fr). 
 
 
 
 
 
 
1 18 
� �
�
2.9 – Energia de Ionização 
 
 É a energia necessária para retirar um elétron da camada mais externa do átomo de um elemento 
químicono estado gasoso. 
 Essa propriedade periódica esta intimamente relacionada com o raio atômico. Quanto mais perto se 
localiza o elétron periférico do núcleo, mais difícil se torna retirá-lo do átomo. 
 
 Quanto menor é o raio atômico de um elemento químico, maior a sua energia de ionização. 
 Existe a primeira, a segunda, a terceira etc, energia de ionização do átomo à medida que se retira o 
primeiro, o segundo, o terceiro etc. elétron. À medida que cada elétron é retirado, aumenta a atração do núcleo 
sobre os elétrons remanescentes. É necessária uma quantidade de energia maior para se retirar um segundo 
elétron. A segunda energia de ionização é maior que a primeira, e assim por diante. 
 
E1 < E2 < E3 < ... < En 
 
 À energia de ionização é medida em elétron-volt (eV). Um elétron-volt é a energia cinética adquirida por 
um elétron quando acelerado pelo potencial 1 volt. 
 
Exemplo: 
 
Primeira Energia de Ionização 
 1A 3A 5A 0 
20 período Li (5,39) B (8,29) N (14,53) He (24,58) 
30 período Na (5,14) Al (5,98) P (10,48) Ne (21,56) 
 
Segunda Energia de Ionização 
 1A 3A 5A 0 
20 período Li (75,62) B (25,15) N (25,59) He (54,40) 
30 período Na (47,29) Al (18,82) P (19,72) Ne (41,07) 
 
 Átomos que perdem elétrons são eletrizados positivamente e se chamam cátions. 
 
Exemplo: 
5,14 eV + Na → Na+ + e- 
 1a energia de Átomo Cátion Elétron 
 ionização do Na Neutro de Na sódio 
 
 Genericamente, podemos representar o processo assim: 
 
Energia de ionização + X → X+ + 1e- 
 Átomo Cátion Elétron 
 Neutro 
 
 O elemento de maior energia de ionização da tabela periódica é o hélio (He). 
 
 
 
 
 
� ���
2.10 – Eletroafinidade 
 
 Essa propriedade periódica, também chamada afinidade eletrônica, é medida pela quantidade de energia 
liberada por um átomo no estado gasoso ao receber um elétron na sua camada mais externa. Essa energia 
mostra a força com que o núcleo do átomo atraí o elétron recebido. 
 
 Átomos que recebem elétrons são eletrizados negativamente, chamando-se ânions. 
 
Exemplo: 
Cl + e- → Cl- + 3,81 eV 
 Átomo Elétron Ânion eletroafinidade 
 Neutro de Cl 
 Genericamente, podemos representar o processo assim: 
 
X + 1e- → X- + energia 
 Átomo Elétron Ânion eletroafinidade 
 Neutro 
 
 Tanto os ânions como os cátions são chamados de íons, que quer dizer “partículas eletrizadas”. 
 Nos grupos a eletroafinidade aumenta para cima. Nos períodos, ela aumenta da esquerda para direita. 
 
 
2.11 – Eletronegatividade 
 
 A energia de ionização e a eletroafinidade compõem uma propriedade muito importante chamada 
eletronegatividade. 
 A eletronegatividade é a tendência que os átomos possuem de receber elétrons no seu nível mais 
externo, na formação de uma ligação com outros átomos. 
 
Exemplo: Cloro 
 
� cloro tem: 
- energia de ionização grande ⇒ grande quantidade de energia para retirar um elétron; 
- eletroafinidade grande ⇒ maior tendência à atração núcleo-elétron livre 
 Assim concluímos que o cloro forma um ânion mais facilmente do que um cátion. 
⇒ Tendência Não-metálica 
 A eletronegatividade é chamada caráter não-metálico porque é na região da tabela onde ela é maior que 
se encontram os não-metais. 
 
Exemplo: Sódio 
 
� O sódio tem: 
- energia de ionização pequena ⇒ pequena quantidade de energia para retirar um elétron; 
- eletroafinidade pequena ⇒ menor atração núcleo-elétron livre. 
 Assim concluímos que o sódio forma um cátion mais facilmente do que um ânion. 
⇒ Tendência Metálica 
 Em contraposição ao caráter não-metálico (eletronegatividade) está o caráter metálico. Sua variação é 
inversa à da eletronegatividade (eletropositividade). O frâncio (Fr) é o elemento de maior caráter metálico. 
 
 
 
� ���
2.12 – Densidade Absoluta 
 
A densidade de um corpo é a relação entre sua massa e seu volume: 
 
 densidade = massa/volume 
d = m/V 
 
 As medidas das densidades dos elementos químicos, comparadas nas mesmas condições (estado sólido 
a 200C), indicam uma variação periódica em função de sues números atômicos. 
 Os elementos mais densos de todos da tabela periódica são os ósmio (Os), o irídio (Ir) e a platina (Pt). 
 Nos períodos, os elementos mais densos estão no centro da tabela. Nos grupos, a densidade aumenta 
de cima para baixo. 
 
 
2.13 – Volume Atômico 
 
 É o volume ocupado por um conjunto de átomos no estado sólido, mais exatamente por 6,02x1023 
átomos do elemento. Perceba que o volume atômico não é o volume de um único átomo. 
 Num período, o volume atômico aumenta do centro para as extremidades. É fácil compreender que, 
quanto maior densidade, menor será o volume ocupado por uma quantidade fixa de átomos. 
 
Exemplo: 
 
Potássio (K) d = 0,87 g/cm3 Vatômico = 46,0 cm3 
Vanádio (V) d = 6,0 g/cm3 Vatômico = 8,0 cm3 
 
 Numa família, o volume atômico aumenta à medida que o número atômico cresce. 
 
2.14 – Metais, Não-metais e Metalóides ou Semimetais 
 
 2.14.1 – Estado Físico 
 
 À pressão normal (1 atm) e à temperatura ambiente (250C), são: 
 
- Líquidos: O bromo (Br) formando a subst6ancia simples Br2 (com ponto de fusão = -70C), e o mercúrio (Hg), 
cujo ponto de fusão é –390C; 
- Gases: O fluor (F), o cloro (Cl), o oxigênio (O), o nitrogênio (N) e o hidrogênio (H), todos formando 
substâncias simples diatômicas (F2, Cl2, O2, N2 e H2), ao lado dos gases nobres, que são monoatômicos; 
- Sólidos: Todos os demais elementos, que constituem a maioria dos elementos químicos conhecidos. 
 
2.14.2 – Metais 
 
 Dos 107 elementos químicos conhecidos, 81 são metais. Suas propriedades físicas são: 
 
- Boa condutividade térmica; 
- Boa condutividade elétrica; 
- Têm brilho metálico acinzentado (Au e Cu são de brilho amarelado); 
- São maleáveis (maleabilidade: capacidade de formar chapas); 
- São dúcteis (ductilidade: capacidade de formar fios); 
- São todos sólidos, com exceção do mercúrio (Hg). 
 
� ���
 A principal propriedade química dos metais é a eletropositividade. Os metais, tendo energia de ionização 
baixa, tendem a se converter em cátions. 
 
 2.14.3 – Não-metais 
 São eles: 
C N O F no 20 período 
 P S Cl no 30 período 
 Se Br no 40 período 
 I no 50 período 
 At no 60 período 
 
 Esses elementos não são bom condutores de eletricidade (com exceção do carbono-grafite e do selênio). 
Não têm brilho como os metais (com exceção do carbono-grafite, do carbono diamante e do iodo). São 
eletronegativos, com tendência a converter em ânions. 
 
 
 2.14.4 – Metalóides ou Semimetais 
 
 Apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. Dentre eles, o germânio era 
muito utilizado na fabricação de transistores; hoje se prefere utilizar i silício, de alto valor comercial, também 
usado na fabricação de chips para computadores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
� ���
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS × LIGAÇÕES QUÍMICAS (E INTERAÇÕES) 
 
 
Tipo de 
Ligação 
 Iônica Metálica Covalente 
Partículas 
constituintes 
Cátions e 
ânions 
Átomos e 
cátions 
Molécula 
apolar Molécula polar 
Molécula polar 
(com H — 
FON) 
Interação 
entre as 
partículas 
Força 
eletrostática 
Pelos elétrons 
livres van der Waals Dipolo-dipolo 
Ligação 
Hidrogênio 
Estado físico Sólidos 
cristalinos 
Sólido (exceto 
mercúrio) 
P Gasoso P Gasoso P Líquido 
M Gasoso M Gasoso/ Líquido M Sólido 
G Líquido/ Sólido G Sólido G Sólido 
Pontos de 
Fusão e 
Ebulição 
Muito altos Muito altos Os mais baixos Baixos Medianos 
Condutividade elétrica 
(cargas para 
fluir) 
Boa apenas 
quando 
dissolvidos ou 
fundidos 
Excelente no 
estado sólido Nula Nula Baixa 
Solubilidade 
(os similiares 
se dissolvem) 
Solúveis em 
solventes 
polares como 
água 
Solúveis em 
mercúrio 
(amálgamas) 
Solúveis em 
apolares como 
éter 
Solúveis em 
solventes 
polares 
Extremamente 
solúveis em 
água (pelas 
pontes de 
hidrogênio) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
���
�
 
 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (nox) 
É um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon.O nox de um elemento 
sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do 
elemento nesse íon. O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o 
átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem 
totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação 
iônica. 
Elementos com nox fixo em seus compostos 
metais alcalinos (+1) 
metais alcalino-terroso (+2) 
alumínio (+3) 
prata (+1) 
zinco (+2) 
Enxofre em monossulfetos (-2) 
Halogênios (-1) 
Hidrogênio (+1) exceto nos hidretos que é (-1) 
Oxigênio (-2) 
Oxigênio nos Peróxidos (-1) 
Oxigênio nos superóxidos (-0,5) 
Oxigênio nos Fluoretos (+1 ou +2) 
 
O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox 
negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor. Na grande maioria de seus 
compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1 e nos 
superóxidos tem nox= -0,5. 
O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando 
ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1. O hidrogênio é mais eletronegativo 
que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1. 
A soma dos nox de todos os átomos de: 
• Uma molécula é igual a zero. 
• Um íon composto é igual à carga do íon. 
O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero. O nox máximo de um 
elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos 
elementos do Grupo VIII B. 
O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento ser um não-metal ou um 
semimetal. 
�
Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua 
eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é 
obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações 
covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação 
dativa, como duas unidades de valência.
Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos 
por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. A perda de elétrons é chamada de 
oxidação. O ganho de elétrons é chamado de redução. 
Este processo de perda e ganho de elétrons alteram os números de oxidação dos elementos da seguinte 
Na oxidação, o número de oxidação (N
1. Na redução, o número de oxidação (N
 
2. Redutores e oxidantes
O agente redutor é que provoca a redução, perdendo elétrons. Entretanto, perder elétrons significa se 
oxidar pode dizer então que: 
a. O agente redutor se oxida (ou sofre oxidação)
b. O agente oxidante provoca a 
(ou sofre redução)
 Resumindo 
Redução: ganho de elétrons ( diminuição de N
Oxidação: perda de elétrons ( aumento de N
Redutor: fornece elétrons e se oxida (N
Oxidante: recebe elétrons e se reduz (N
O redutor reduz o oxidante
O oxidante oxida o redutor
 
Nem todas as reações são de oxirredução. Nas reações de oxirredução sempre ocorre alguma 
mudança do número de oxidação de pelo menos dois elementos (o oxidante e o 
Exemplo: 
H2O2 H2O + ½ O
Nas reações sem oxirredução, nenhum elemento sofre mudança no número de oxidação (N
Exemplo: 
de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua 
eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é 
obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações 
dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação 
dativa, como duas unidades de valência. 
OXIRREDUÇÃO 
 
Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos 
por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. A perda de elétrons é chamada de 
oxidação. O ganho de elétrons é chamado de redução. 
Este processo de perda e ganho de elétrons alteram os números de oxidação dos elementos da seguinte 
forma: 
 
Na oxidação, o número de oxidação (Nox) do elemento aumenta (pois ele perde elétrons). 
 
Na redução, o número de oxidação (Nox) se reduz ( pois o e
Redutores e oxidantes 
O agente redutor é que provoca a redução, perdendo elétrons. Entretanto, perder elétrons significa se 
O agente redutor se oxida (ou sofre oxidação) 
O agente oxidante provoca a oxidação, recebendo elétrons. O agente oxidante se reduz 
(ou sofre redução) 
Redução: ganho de elétrons ( diminuição de Nox) 
Oxidação: perda de elétrons ( aumento de Nox) 
Redutor: fornece elétrons e se oxida (Nox aumenta) 
elétrons e se reduz (Nox diminui) 
O redutor reduz o oxidante 
O oxidante oxida o redutor 
Nem todas as reações são de oxirredução. Nas reações de oxirredução sempre ocorre alguma 
mudança do número de oxidação de pelo menos dois elementos (o oxidante e o 
O + ½ O2 (decomposição da água oxigenada) 
Nas reações sem oxirredução, nenhum elemento sofre mudança no número de oxidação (N
���
de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua 
eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é 
obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações 
dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação 
Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos 
por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. A perda de elétrons é chamada de 
oxidação. O ganho de elétrons é chamado de redução. 
Este processo de perda e ganho de elétrons alteram os números de oxidação dos elementos da seguinte 
) do elemento aumenta (pois ele perde elétrons). 
) se reduz ( pois o elemento ganha elétrons). 
O agente redutor é que provoca a redução, perdendo elétrons. Entretanto, perder elétrons significa se 
oxidação, recebendo elétrons. O agente oxidante se reduz 
Nem todas as reações são de oxirredução. Nas reações de oxirredução sempre ocorre alguma 
mudança do número de oxidação de pelo menos dois elementos (o oxidante e o redutor). 
Nas reações sem oxirredução, nenhum elemento sofre mudança no número de oxidação (Nox). 
�
SO2 + H2O H2SO3 
Processo de obtenção de água de cloro
O cloro reage com a água formando HCl e HClO, a solução resultante recebe o nome de água de 
cloro: 
Cl2 (g) + H2O (l) HCl (aq) + HClO (q) 
O HClO é poderoso oxidante 
Com soluções de hidróxidos, em vez de ácidos, formam
a reação com NaOH (aq) 
Cl2 + 2 NaOH (aq)
Ou por etapas: 
Cl2 + H2O HCl + HClO 
HCl + NaOH NaCl + H
HClO + NaOH NaClO + H
Cl2(g) + 2 NaOH (aq) 
Esta é uma reação de auto 
(Cl2) e o hipoclorito (ClO -) por serem agentes oxidantes, são utilizados como alvejantes e 
desinfetantes. O cloro é utilizado como alvejante na fabricação do papel, raiom, algodão, linho e como 
desinfetante na obtenção da água potável e nas piscinas. A ação batericidado cloro é dev
hipocloroso que se forma por reação com a água e que tem uma ação fatal sobre as bactérias. 
Água oxigenada 
a água oxigenada pode atuar como oxidante ou como redutora, exemplos: 
como oxidante 
H2O2 + SO3 2- H2O + SO
Aqui ela oxida o SO4 2 - a SO32- 
como redutora 
H2O2 + MnO4 - + H+ 
Aqui ela reduz o MnO4- a Mn 2+ 
 
Exemplos de oxidantes e redutores. 
de cloro 
O cloro reage com a água formando HCl e HClO, a solução resultante recebe o nome de água de 
HCl (aq) + HClO (q) 
Com soluções de hidróxidos, em vez de ácidos, formam-se os sais correspondente
 NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O (l) 
HCl + HClO 
NaCl + H2 
NaClO + H2O 
NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O(l) 
Esta é uma reação de auto – redução, pois parte do cloro se oxida e parte se reduz. O cloro 
) por serem agentes oxidantes, são utilizados como alvejantes e 
desinfetantes. O cloro é utilizado como alvejante na fabricação do papel, raiom, algodão, linho e como 
desinfetante na obtenção da água potável e nas piscinas. A ação batericida do cloro é dev
hipocloroso que se forma por reação com a água e que tem uma ação fatal sobre as bactérias. 
a água oxigenada pode atuar como oxidante ou como redutora, exemplos: 
O + SO4 2 - 
Mn 2+ + O2 + H2O 
���
O cloro reage com a água formando HCl e HClO, a solução resultante recebe o nome de água de 
se os sais correspondentes. Vejamos 
redução, pois parte do cloro se oxida e parte se reduz. O cloro 
) por serem agentes oxidantes, são utilizados como alvejantes e 
desinfetantes. O cloro é utilizado como alvejante na fabricação do papel, raiom, algodão, linho e como 
desinfetante na obtenção da água potável e nas piscinas. A ação batericida do cloro é devida ao ácido 
hipocloroso que se forma por reação com a água e que tem uma ação fatal sobre as bactérias. 
�
Água oxigenada 
É um composto pouco estável, decompondo 
2H
 2O2 H2O + O2 
A decomposição é facilitada pela ação da luz (por isso a água oxigenada é guardada em 
frascos escuros). 
Emprega-se água oxigenada com bactericida no tratamento de feridas, pois o oxigênio 
nascente liberado destrói as bactérias:
H2O2 H2O + [O] 
A água oxigenada encontrada no comércio constitui uma solução de água oxigenada, ou seja, H
dissolvida em água. 
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades 
químicas semelhantes. No século XVIII 
origina dos minerais. Substância orgânica é a que se origina dos organismos vivos (vegetais e 
animais). 
Posteriormente, verificou-
substâncias inorgânicas (ou minerais) são as formadas pelos demais elementos químicos. Nos dias de 
hoje, são conhecidas exceções; de fato, há compostos que se comportam como substâncias 
inorgânicas, como CO, CO2, Na
as suas características essas substâncias são consideradas como inorgânicas.
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades 
químicas semelhantes e que são denominadas funcionais.
Em função dessas propriedades podemos agrupar as substâncias em grupos aos quais chamaremos 
de funções inorgânicas. 
As principais funções inorgânicas são:
 . Função ácida. 
 . Função base ou hidróxido.
 . Função sal. 
 . Função óxido. 
 
 
 
 
 
É um composto pouco estável, decompondo –se facilmente em água e oxigênio.
A decomposição é facilitada pela ação da luz (por isso a água oxigenada é guardada em 
se água oxigenada com bactericida no tratamento de feridas, pois o oxigênio 
nascente liberado destrói as bactérias: 
igenada encontrada no comércio constitui uma solução de água oxigenada, ou seja, H
Funções Inorgânicas 
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades 
químicas semelhantes. No século XVIII dizia-se que substância inorgânica (ou mineral) é a que se 
origina dos minerais. Substância orgânica é a que se origina dos organismos vivos (vegetais e 
-se que todas as substâncias orgânicas são as que contêm carbono e 
ubstâncias inorgânicas (ou minerais) são as formadas pelos demais elementos químicos. Nos dias de 
hoje, são conhecidas exceções; de fato, há compostos que se comportam como substâncias 
, Na2CO3, KCN etc., mas, que contêm carbono em
as suas características essas substâncias são consideradas como inorgânicas.
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades 
químicas semelhantes e que são denominadas funcionais. 
propriedades podemos agrupar as substâncias em grupos aos quais chamaremos 
As principais funções inorgânicas são: 
Função base ou hidróxido. 
���
se facilmente em água e oxigênio. 
A decomposição é facilitada pela ação da luz (por isso a água oxigenada é guardada em 
se água oxigenada com bactericida no tratamento de feridas, pois o oxigênio 
igenada encontrada no comércio constitui uma solução de água oxigenada, ou seja, H2O2, 
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades 
se que substância inorgânica (ou mineral) é a que se 
origina dos minerais. Substância orgânica é a que se origina dos organismos vivos (vegetais e 
se que todas as substâncias orgânicas são as que contêm carbono e 
ubstâncias inorgânicas (ou minerais) são as formadas pelos demais elementos químicos. Nos dias de 
hoje, são conhecidas exceções; de fato, há compostos que se comportam como substâncias 
, KCN etc., mas, que contêm carbono em sua estrutura. Devido 
as suas características essas substâncias são consideradas como inorgânicas. 
Função química corresponde a um conjunto de substâncias que apresentam propriedades 
propriedades podemos agrupar as substâncias em grupos aos quais chamaremos 
�	�
�
2 - DISSOCIAÇÃO E IONIZAÇÃO 
 
Para compreender os conceitos das funções deveremos distinguir os fenômenos de ionização 
e dissociação. 
Observe o fenômeno: 
 
 
H – Cl + H2O H3O + + Cl – 
 
 
Devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidrogênio e cloro a ligação 
covalente é quebrada produzindo íons. Este fenômeno chama-se ionização. 
A ionização ocorre com alguns compostos moleculares. 
 
 
 Veja agora o fenômeno: 
 
NaCl + H2O Na + (aq) + Cl – (aq) 
 
Neste fenômeno os íons apenas são separados. O fenômeno será denominado de 
dissociação. 
A dissociação ocorre com os compostos iônicos. 
 
Grau de ionização ou dissociação (a) 
 
 Quando as espécies químicas estão em solução aquosa, nem todas sofrem ionização ou 
dissociação. A porcentagem de espécies que sofrem estes fenômenos é dada pelo grau de ionização 
ou dissociação. 
 
 nº de moléculas ionizadas (ni) 
a = __________________________ 
 nº de moléculas dissolvidas (n) 
 
 
3 – ÁCIDOS 
Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera única e 
exclusivamente íons H+ . Um exemplo é o ácido clorídrico, de fórmula HCl: 
HCl H+ + Cl – 
 
Alguns anos mais tarde, em 1923, Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma 
substância que pode ceder prótons (íons H+). 
Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de Brønsted e Lowry 
de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias são muito parecidas na 
definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral. 
Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve repercussão 
até alguns anos mais tarde. Segundo a teoría de Lewis um ácido é aquela espécie química que, em 
qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma incluem-se substâncias que se 
comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry, sendo denominadas 
�
�
�
ácidos de Lewis. Visto queo protão, segundo esta definição, é um ácido de Lewis ( tem vazio o orbital 
1s, onde pode alojar-se o par de elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry 
são ácidos de Lewis, e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry. 
Exemplos de ácidos de Brønsted e Lowry: HCl, HNO3, H3PO4 - se doarem o H+ durante a 
reação. Se estiverem em solução aquosa também são ácidos de Arrhenius. Exemplos de ácidos de 
Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3 – se receberem par de elétrons. 
Atualmente,sabe se que a definição Arrhenius não é rigorosamente correta. Na verdade, em solução 
aquosa, o cátion H+ se uno a uma molécula de água formando o íon H3O+, chamado hidrônio ou 
hidroxônio: 
H+ + H2O H3O+ 
Características dos ácidos: 
A palavra "ácido" é originária do termo em latim acidu, que significa "azedo", e apresentam as 
seguintes características: 
• Sabor azedo 
• Formam soluções aquosas condutoras de eletricidades 
• Mudam de cor com certas substâncias ( indicadores de ácidos ) 
• Desidratam a matéria orgânica 
• Neutralizam bases formando sal e água. 
Classificação: 
Quanto a presença de oxigénio: 
• Hidrácidos: sem oxigênio. 
Ex: HCl, HBr e H2S. 
• Oxiácidos: com oxigênio. 
Ex: HNO3 , H2SO4 e H3 PO4. 
Quanto a volatilidade: 
Todo composto iônico é não-volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são não-voláteis. 
• Principais ácidos voláteis: 
HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3 e CH3-COOH. 
• Principais ácidos fixos ou não-voláteis: 
H2SO4 e H3PO4. 
 A única base volátil é o hidróxido de amônio. 
Quanto à força: 
Um ácido forte é aquele que se ioniza completamente na água, isto é, libera íons H+, porém 
não os recebe. O exemplo anterior (�
����
�������
�) é um ácido forte. Outro é o �
���������
�. 
Um ácido fraco também libera íons H+ , porém parcialmente, estabelecendo um equilíbrio 
químico. A maioria dos �
����� ������
�� são deste tipo, e também alguns sais como o 
������� ���
��������. 
HAc H+ + Ac- ( em solução aquosa ) 
���
�
Neste caso HAc equivale ao ácido acético, e a seta dupla indica o equilíbrio 
 
Figura 1: Um parafuso, contendo ferro em sua composição e um fio de cobre mergulhados em 
ácido clorídrico. O ácido clorídrico não reage com o fio de cobre. 
• Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão. 
Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y - x) ³ 2, como HClO4, HNO3 e 
H2SO4. 
• Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão. 
 Exemplos: H2S e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 0, como HClO, H3BO3. 
• Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária. 
 
Exemplos: HF e ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 1, como H3PO4, HNO2, H2SO3. 
 
 Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y - x) = 1. 
 N é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas. Força: 
Forte: Grau de ionização acima de 50%. 
Semi-forte: Grau de ionização entre 5% a 50%. 
Fraco: Grau de ionização abaixo de 5%. 
 
Quanto ao número de grupos funcionais (H+): 
 
Monopróticos: H2SO4, H3PO4, H3BO3, H3PO3 
Dipróticos: H2S, H2Cr2O7, H2MnO4, H3PO3, etc 
 
Quanto ao grau de hidratação: 
 
Orto: Ácido hidratado: H3PO4 (Fosfórico) 
Meta: Ácido menos uma molécula de água: H3PO4 - H2O = HPO3 (Metafosfórico) 
Piro: 2 ácidos menos uma molécula de água: 2 H4PO4 - H2O = H4P2O7 (Pirofosfórico) 
 
Nomenclatura dos Ácidos 
 
Hidrácidos: 
 
Nos ácidos sem oxigênio a nomenclatura é bem simples, é só seguir a regra abaixo: 
Ácido ................................. ídrico 
nome do elemento 
 
���
�
Os nomes dos hidrácidos são formados acrescentando-se a terminação ídrico às primeiras 
letras do nome do elemento químico. 
Exemplos: 
HCl – ácido clorídrico 
HBr – ácido bromídrico 
HI – ácido iodídrico 
Oxiácidos: 
 
Os nomes dos ácidos com oxigênio são dados a partir das reações de ionização dos mesmos: 
Reação de ionização do ácido H2CO3. 
H2CO3 2 H+ + CO3-2 
O ânion CO3-2 é denominado de carbonato, a partir desse nome estabelece uma comparação 
seguindo o quadro abaixo: 
 
 
 
 
 
Tabela 1: Sufixos para Oxiácidos. 
 
 Como a terminação de carbonato é ATO, a nomenclatura para o ácido da qual deriva este 
ânion será Ácido carbônico (sufixo – ico). 
 
 H2CO3 2 H+ + CO3-2 
 Ácido carbônico Carbonato 
Em função do NOX: 
NOX Elemento Nome do Ácido 
-1, -2 Elemento + ÍDRICO 
+1 HIPO + Elemento + OSO 
+3, +4 Elemento + OSO 
+5, +6 Elemento + ICO 
+7 PER + Elemento + ICO 
 
Tabela 2: Nomenclatura em função do NOX. 
 
 
Exceções: 
 
B e C, quando ligados a: O2 = OSO 
 O3 = ICO 
H2PO3=META 
H3PO4=ORTO���������	
H4P2O7 = PIRO 
 
 
Uso de alguns ácidos importantes: 
 
 Bateriaautomotiva 
H2SO4 Catalisador 
 Desidratante 
 Mede o nível de industrialização de um país. 
 
 
HCl- Ácido estomacal 
HF – Ácido usado por vidraceiros 
Ânions Sufixo 
ITO oso 
ATO ico 
���
�
HCN – Ácido presente nas câmaras de gás 
HClO - Água sanitária (clorofina) 
H2CO3 - Bebidas gasosas 
H2S - Ovos podres 
CH3COOH - Vinagre 
 
Fórmula Nome Fórmula Nome 
HAlO2 Ácido Alumínico HIO4 Ácido Periódico 
H3BO3 Ácido Bórico H2MnO4 Ácido Mangânico 
HBrO2 Ácido Bromoso HMnO4 Ácido Permangânico 
H2CO3 Acído Carbônico HNO2 Ácido Nitroso 
HCN Ácido Cianídrico HNO3 Ácido Nítrico 
HClO Ácido Hipocloroso H2PO2 Ácido Metafosfórico 
HCl Ácido Clorídrico H3PO4 Ácido (Orto)fosfórico 
HCrO4 Ácido Crômico H4P2O7 Ácido Pirofosfórico 
H2CrO7 Àcido Dicrômico H2S Ácido Sulfídrico 
HF Ácido Fluorídrico H2SO3 Ácido Sulfuroso 
HFO3 Ácido Fluórico H2SO4 Ácido Sulfúrico 
HI Ácido Iodídrico H2ZnO2 Ácido Zíncico 
Tabela 3: Fórmula e nome de alguns ácidos. 
 
4 – BASES 
 
Segundo Svante Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que 
libera única e exclusivamente o ânion OH– (íons hidroxila ou oxidrila) em solução aquosa. Soluções 
com estas propriedades dizem-se básicas ou alcalinas. 
NaOH Na+ + OH- 
 
Figura 2: Hidróxido de Sódio (NaOH) 
As bases possuem baixas concentrações de ions H+ sendo considerado base as soluções que 
têm pH acima de 7. Possuem sabor adstringente (ou popularmente, cica) e são empregadas como 
produtos de limpeza, medicamentos (antiácidos) entre outros. 
Muitas bases, como o hidróxido de magnésio (leite de magnésia) são fracas e não trazem 
danos. Outras como o hidróxido de sódio (NaOH ou soda cáustica) são corrosivas e sua manipulação 
���
�
deve ser feita com cuidado. Quando em contato com o papel tornassol vermelho apresentam a cor 
azul-marinho ou violeta. 
Em 1923, o químico dinamarquês Johannes Nicolaus Brønsted e o inglês Thomas Martin Lowry 
propuseram a seguinte definição: Uma base é um aceitador de prótons (íon hidrônio H+) 
Mais tarde Gilbert Lewis definiu como base qualquer substância que doa pares de elétrons não 
ligantes, numa reação química - doador do par electrônico. 
As bases neutralizam os ácidos, segundo conceito de Arrhenius, formando água e um sal: 
 
H2SO4 + Ca(OH)2 2 H2O + CaSO4 
 
(ácido sulfúrico + hidróxido de cálcio = água + sulfato de cálcio) 
 
HCl + NaOH H2O + NaCl 
(ácido clorídrico + hidróxido de sódio = água + cloreto de sódio) 
 
Características gerais das bases: 
• Apresentam sabor caustico; 
• Estriam a matéria orgânica; 
• Deixam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; 
• Neutralizam ácidos formando sal e água; 
 
Algumas bases (álcalis) conhecidas: 
 
• Soda Cáustica(NaOH) 
• Leite de magnésia(Mg(OH)2) 
• Cal hidratada (apagada) (Ca(OH)2) 
• Cloro de piscina 
• Água do mar (devido aos sais e outras substâncias diluídas nessa água, ela apresenta um pH 
relativamente alto, pois isso a torna básica) 
• Banana verde 
• Antiácidos em geral 
• Produtos de limpeza 
• Amônia (NH3) 
• Sabão (todos) e detergente 
 
 
 
���
�
Classificação: 
 
Quanto ao número de hidroxilas: 
Monobases (1 OH-): NaOH, KOH, NH3OH 
Dibases (2 OH-): Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ba(OH)2 
Tribases (3 OH-): Al(OH)3, Fe(OH)3 
Tetrabases (4 OH-): Sn(OH)4, Pb(OH)4 
 
Quanto ao grau de dissociação: 
Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos 
formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidóxido 
de Magnésio são bases fracas. 
Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem 
caráter molecular 
Quanto à solubilidade em água: 
 
Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar 
também o hidróxido de amônio, que apesar de ser uma base fraca, é solúvel. 
 
Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral. 
 
Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se 
insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total. 
 
Nomenclatura das bases 
 
Há duas maneiras de se dar nome às bases: 
 
1ª maneira: 
Hidróxido de .................................. 
 Nome do Elemento 
 NaOH - Hidróxido de Sódio 
Fe(OH)2 - Hidróxido de Ferro II 
Fe(OH)3 - Hidróxido de Ferro III 
 
 
 
 
 
 
���
�
Algarismo romano indicando o Nox do cátion, opcionalmente entre parêntesis. 
2ª maneira: 
 A partir do NOX estabelece a nomenclatura conforme o a tabela abaixo 
 
 
 
 
Tabela 4: Sufixos para Hidróxidos. 
 
Fe(OH)2 - hidróxido ferroso 
Fe(OH)3 - hidróxido férrico 
5 – SAIS 
 
Em química, um sal é um composto iônico, ou seja, formado por cátions e ânions. Eles são 
tipicamente o produto de uma reação química entre: 
Uma base e um ácido: forma-se um sal e água. 
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O 
Um metal e um ácido: forma-se um sal e hidrogênio. 
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2 
Um óxido ácido e um óxido básico: forma-se um sal. 
CO2 + CaO → CaCO3 
Os íons que formam os sais podem ser monoatómicos (como o ânion fluoreto, F- ou o cátion 
cálcio, Ca2+) ou poliatómicos (como o ânion sulfato, SO4 2-). Podem ainda ser inorgânicos (como o já 
referido sulfato) ou orgânicos (como o ânion acetato, CH3COO-). 
Em geral, os sais formam cristais. São frequentemente solúveis em água, onde os dois íons se 
separam. Os sais em geral têm um alto ponto de fusão, reduzida dureza e pouca compressibilidade. 
Se fundidos ou dissolvidos em água, conduzem electricidade, pois dissociam-se nos seus íons 
constituintes, passando estes a funcionar como electrólitos. 
O sal mais popularmente conhecido é o cloreto de sódio, vulgarmente conhecido como "sal 
comum" ou "sal da cozinha", por ser largamente utilizado na alimentação humana. 
 
Figura 3: Cloreto de Sódio ( NaCl ) cobrindo o Bequer 
 Nox Sufixo 
Menor oso 
Maior ico 
���
�
A neutralização dos ácidos pelas bases pode ser total ou parcial, dando origem a sais ácidos ou 
básicos 
Características gerais das sais: 
• Apresentam sabor salgado; 
• Conduzem corrente elétrica quando estão em solução; 
• Os sais reagem com ácidos, com hidróxidos, com outros sais e com metais; 
Nomenclatura e Formulação 
A fórmula química de um sal é sempre representada usando em primeiro lugar o cátion e 
depois o ânion que o compõem. 
Um sal é designado juntando o nome do ânion e o nome do cátion que o constituem, por esta 
ordem. O ânion toma um nome de acordo com a terminação do nome do ácido que lhes dá origem: 
Terminação 
do ácido 
Terminação do 
ânion Exemplo de ânion Exemplo de sal 
-ídrico -eto ácido clorídrico (HCl) → cloreto (Cl-) 
cloreto de sódio 
(NaCl) 
-ico -ato ácido fosfórico (H3PO4) → fosfato (PO43-) 
fosfato de magnésio 
(Mg3(PO43-)2) 
-oso -ito ácido sulfuroso (H2SO3) → sulfito (SO32-) sulfito de potássio 
 
Tabela 5: Nomenclatura dos Sais(Ânion). 
Usando a regra do NOX 
A terminação do nome do ânion depende do número de oxidação do seu átomo central: 
Nome do ácido Número de oxidação Ânion (átomo central) 
hipo...oso +1, +2 hipo...ito 
...oso +3, +4 ...ito 
...ico +5, +6 ...ato 
per...ico +7 per...ato 
 
Tabela 6: Nomenclatura dos Sais (NOX) 
 
 
���
�
Sais neutros ou normais: 
São obtidos por neutralização total (H+ions = OH-): 
H2CO3 + Ca(OH)2 ↔↔↔↔ CaCO3 + 2 H2O 
 2 NaOH + H2SO4 →→→→ NaSO4 + 2 H2O 
Sais Ácidos e Sais Básicos: 
São obtidos por neutralização parcial (H+ions ≠ OH-): 
H2CO3 + NaOH ↔↔↔↔ NaHCO3 + H2O 
Sal ácido ou hidrogenossal 
HCl + Mg(OH)2 ↔↔↔↔ Mg(OH)Cl + H2O 
Sal básico ou hidróxissal 
Classificação: Quanto à Presença de Oxigênio 
• Oxissais : CaSO4 , CaCO3 , KNO3 
• Halóides: NaCl , CaCl2 , KCl 
Quanto ao Número de Elementos 
• Binários: NaCl , KBr , CaCl2 
• Ternários: CaSO4 , Al2(SO4)3 
• Quaternários: NaCNO , Na4Fe(CN)6 
Quanto à Presença de Água 
• Hidratados: CuSO4.5 H2O; CaSO4.2 H2O 
• Anidro: KCl; NaCl; CaSO4 
Quanto à Natureza 
• Neutros ou normais: NaBr; CaCO3 
• Ácidos ou Hidrogenossais: NaHCO3; CaHPO4 
• Básicos ou Hidroxissais: Ca(OH)Br 
• Duplos ou mistos: NaKSO4; CaClBr 
 
6 – ÓXIDOS 
 
Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outros 
elementos. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos 
formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro 
III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio). 
Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF2 ou O2F2 
não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados 
fluoretos de oxigênio. 
 
�	�
�
Óxidos Básicos: 
Definição: 
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação 
(+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter 
mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem 
estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que 
é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos: 
• Na2O - óxido de sódio 
• CaO - óxido de cálcio (cal viva) 
• BaO - óxido de bário (barita) 
• CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico) 
• Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita) 
• FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso 
Reações: 
Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o 
ácido)O cálculo do nox em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura do elementos. Exemplos: 
• Na2O + H2O 2NaOH 
• K2O + H2O 2KOH 
• CaO + H2O Ca(OH)2 
• FeO + H2O Fe(OH)2 
• Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O 
• Cu2O + 2HCl 2CuCl + H2O 
• CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O 
• 3FeO + 2H 3PO4 Fe3(PO4)2 + 3H2O 
 
Óxidos Ácidos ou Anidridos: 
 
Definição: 
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal ou metal com alto número de 
oxidação (nox +5 +6 +7) . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o 
oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são 
chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico 
SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso. 
SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico. 
Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso. 
Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico. 
�
�
�
SiO2 óxido de silício ou dióxido de (mono)silício ou anidrido silícico. 
MnO3 óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês ou anidrido mangânico. 
 Mn2O7 óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido 
permangânico. 
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2) prefixo HIPO + sufixo OSO 
Exemplo: Anidrido Hipoiodoso I2O NOX do Iodo = +1 
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) + sufixo OSO 
Exemplo: Anidrido Iodoso I2O3 NOX do Iodo = +3 
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) + sufixo ICO 
Exemplo: Anidrido Iódico I2O5 NOX do Iodo = +5 
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7) prefixo HIPER/PER + sufixo ICO 
Exemplo: Anidrido Periódico I2O7 NOX do Iodo = +7 
SO3 Anidrido Sulfúrico 
SO2 Anidrido Sulfuroso 
Exceção: 
CO2 dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico 
Reações: 
Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água 
(neutralizando a base). 
Exemplos: 
• SO2 + H2O H2SO3 
• P2O5 + 3H2O 2H3PO4 
• N2O3 + H2O 2HNO2 
• CO2 + H2O H2CO3 
• SO2 + 2KOH K2SO3 + H2O 
• P2O5 + 6LiOH 2Li3PO4 + 3H2O 
• N2O3 + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 + H2O 
• CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O 
 
Óxidos Anfóteros: 
Definição: 
São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 
3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por 
possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se 
comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver 
predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu 
elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não-metais. O caráter básico do óxido 
���
�
aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A 
estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos: 
• SnO óxido de estanho II 
• SnO2 óxido de estanho IV 
• Fe2O3 óxido de ferro III 
• ZnO óxido de zinco 
• Al2O3 óxido de alumínio 
Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, 
são classificados como óxidos anfóteros. 
Reações: 
Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com 
bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido torna-se o ânion do sal). 
Exemplos: 
• ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O 
• ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O 
• Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O 
• Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O 
Alguns dos ânions formados são: 
• ZnO2-2 zincato 
• AlO2 - aluminato 
• SnO2-2 estanito 
• SnO3-2 estanato 
• PbO2-2 plumbito 
• PbO3-2 plumbato 
• AsO3-3 arsenito 
• AsO4-3 arseniato 
 
Óxidos Neutros: 
Definição: 
São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, 
nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa 
que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no 
estado físico gasoso. Alguns exemplos: 
CO óxido de carbono II 
NO óxido de nitrogênio II 
N2O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso 
 
���
�
Óxidos Duplos ou Mistos: 
Definição: 
São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos. 
Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de 
mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água. Alguns exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4. 
Exemplo de reação: Fe3O4 +8HCl 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O 
Peróxidos: 
Definição: 
São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos 
terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1. 
Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H2O2), componente da água oxigenada. Sua 
aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de infecção bacteriana. A degradação do 
peróxido de hidrogênio pela enzima catalase libera oxigênio (O2) o que causa a morte de bactérias 
anaeróbicas. Exemplos: 
• Na2O2 
• BaO2 
Superóxidos: 
São associações de uma molécula de O2 (oxigênio atômico) com uma de O2-2 (peróxido), 
assim, o oxigênio tem nox igual a -1/2. 
Os ânions superóxidos são altamente reativos e têm capacidade de cindir outras moléculas à 
medida que entram em contato. Normalmente as mitocôndrias têm esses ânions sob controle. Se 
algum sai para o citoplasma celular, há uma quantidade de reações químicas protetoras que podem 
ser ativadas para absorvê-los e prevenir algum dano celular. 
Óxidos de Metais: 
Óxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma carga. 
• Na2O Óxido de sódio 
• ZnO Óxido de zinco 
• Al2O3 Óxido de alumínio 
Caso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar 
Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento. 
• Fe2O3 Óxido de ferro III 
• SnO2 Óxido de estanho IV 
Pode-se também fazer uso dos sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do 
elemento apresentar duas cargas. 
• Fe2O3 Óxido férrico 
• FeO Óxido ferroso 
• Cu2O Óxido cuproso 
���
�
• CuO Óxido cúprico 
• SnO Óxido estanoso 
• SnO2 Óxido estânico 
Óxidos de Ametais 
 
[Mono, Di, Tri...] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal] 
SO3 Trióxido de (Mono)Enxofre 
N2O5 Pentóxido de Dinitrogênio 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
 
A queima de uma vela, a obtenção de álcool etílico a partir de açúcar e o enferrujamento de um 
pedaço de ferro são exemplos de transformações onde são formadas substâncias com propriedades 
diferentes das substâncias que interagem. Tais transformações são chamadas reações químicas. As 
substâncias que interagem são chamadas reagentes e as formadas de produtos. 
No final do século XVIII, estudos experimentais levaram os cientistas da época a concluir que 
as reações químicas obedecem a certas leis. Estas leis são de dois tipos: 
• leis ponderais: tratam das relações entre as massas de reagentes e produtos que participam 
de uma reação; 
• leis volumétricas: tratam das relações entre volumes de gases que reagem e são formados 
numa reação. 
Definição da reação química e porque ela é importante para o corpo humano 
As reações químicas envolvem a formação ou o rompimento de ligações entre átomos. Estas 
reações ocorrem continuamente em todas as células de seu corpo. As reações químicas são os meios 
pelos quais as estruturas corporais são construídas e as funções corporais executadas. Após uma 
reação química, o número total de átomos permanece o mesmo, mas, por causa do rearranjo que 
ocorre entre os átomos, existem novas moléculas com novas propriedades. Esta seção enfoca as 
reações químicas básicas, comuns a todas as células vivas. 
 
REAÇÕES DE SÍNTESE 
 
Quando dois ou mais átomos, íons ou moléculas combinam-se para a formação de 
moléculas novas e maiores, o processo é chamado de uma reação de síntese. A palavra síntese 
significa "combinação", e as reações de síntese envolvem a formação de novas ligações. As 
reações de síntese podem ser expressas como se segue: 
 
 
���
�
A 
Átomo, 
íon ou 
molécula 
A 
+ 
B 
 Átomo, íon ou 
molécula B 
Combinam-se para formar →