Tabela e Propriedades Periódicas

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Tabela periódica 
 http://www.youtube.com/watch?v=hvRnuMrDc14 
Histórico 
 
1803  Modelo atômico de Dalton 
 
1829  Tríades de Döbereiner (1a tentativa) 
Cl - Br - I S - Se - Te 
40Ca, 87Sr,137Ba  MA(Sr) = [MA(Ca)+MA(Ba)/2] = 88,5 
 
1859  novos elementos foram descobertos após a invenção do 
 espectroscópio por R. W. Bunsen e G. R. Kirchhoff. 
1860  S. Cannizzaro diferenciou átomos de moléculas 
 Massas atômicas mais precisas 
 
1862  Alexandre de Chancourtois 
 parafuso telúrico (2ª tentativa) 
 
÷ 16 
partes 
1864  J. Newlands – Lei das oitavas (3ª tentativa) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1869  D. Mendeleev e J. L. Meyer – Tabela (4ª tentativa) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
http://www.conteudoglobal.com/Image/cultura/tabelamendeleev.GIF 
1898  Modelo atômico de Thomson 
 
1911  Modelo atômico de Rutherford 
 
1914  Moseley propôs listagem em função de Z 
Exceções: 
Massa Atômica  K(Z=19) < Ar(Z=18) 
 Ni (Z=28) < Co(Z=27) 
 I (Z= 53) < Te(Z=52) 
 Pa(Z=91) < Th(Z=90) 
 
1921  Modelo de Bohr 
1926  Modelo quântico (Schröndinger) 
Tabela Periódica 
113Nh(Nihônio), 115Mc(Moscóvio), 117Ts(Tennessino), 118Og (Oganessono) 
Grupo 
Período 
Provisória
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
nil un bi tri quad pent hex sept oct enn
Terminação: io
Time of Discovery Before 1800 1800-1849 1850-1899 1900-1949 1950-1999 
 
1 18 
1 
H 
1.0079 2 
 
13 14 15 16 17 
2 
He 
4.0026 
3 
Li 
6.941 
4 
Be 
9.0122 
5 
B 
10.811 
6 
C 
12.011 
7 
N 
14.007 
8 
O 
15.999 
9 
F 
18.998 
10 
Ne 
20.180 
11 
Na 
22.990 
12 
Mg 
24.305 
3 
4 5 6 7 8 9 10 11 12 
13 
Al 
26.982 
14 
Si 
28.086 
15 
P 
30.974 
16 
S 
32.065 
17 
Cl 
35.453 
18 
Ar 
39.948 
19 
K 
39.098 
20 
Ca 
40.078 
21 
Sc 
44.956 
22 
Ti 
47.867 
23 
V 
50.942 
24 
Cr 
51.996 
25 
Mn 
54.938 
26 
Fe 
55.845 
27 
Co 
58.933 
28 
Ni 
58.693 
29 
Cu 
63.546 
30 
Zn 
65.38 
31 
Ga 
69.723 
32 
Ge 
72.64 
33 
As 
74.922 
34 
Se 
78.96 
35 
Br 
79.904 
36 
Kr 
83.798 
37 
Rb 
85.468 
38 
Sr 
87.62 
39 
Y 
88.906 
40 
Zr 
91.224 
41 
Nb 
92.906 
42 
Mo 
95.96 
43 
Tc 
- 
44 
Ru 
101.07 
45 
Rh 
102.91 
46 
Pd 
106.42 
47 
Ag 
107.87 
48 
Cd 
112.41 
49 
In 
114.82 
50 
Sn 
118.71 
51 
Sb 
121.76 
52 
Te 
127.60 
53 
I 
126.90 
54 
Xe 
131.29 
55 
Cs 
132.91 
56 
Ba 
137.33 
57-71 
72 
Hf 
178.49 
73 
Ta 
180.95 
74 
W 
183.84 
75 
Re 
186.21 
76 
Os 
190.23 
77 
Ir 
192.22 
78 
Pt 
195.08 
79 
Au 
196.97 
80 
Hg 
200.59 
81 
Tl 
204.38 
82 
Pb 
207.2 
83 
Bi 
208.98 
84 
Po 
- 
85 
At 
- 
86 
Rn 
- 
87 
Fr 
- 
88 
Ra 
- 
89-103 
104 
Rf 
- 
105 
Db 
- 
106 
Sg 
- 
107 
Bh 
- 
108 
Hs 
- 
109 
Mt 
- 
110 
Ds 
- 
111 
Rg 
- 
 
 
La 
150.36 La 150.36 La 150.36 
57 
La 
138.91 
58 
Ce 
140.12 
59 
Pr 
140.91 
60 
Nd 
144.24 
61 
Pm 
- 
62 
Sm 
150.36 
63 
Eu 
151.96 
64 
Gd 
157.25 
65 
Tb 
158.93 
66 
Dy 
162.50 
67 
Ho 
164.93 
68 
Er 
167.26 
69 
Tm 
168.93 
70 
Yb 
173.05 
71 
Lu 
174.97 
La 
150.36 
La 150.36 La 150.36 
89 
Ac 
- 
90 
Th 
232.04 
91 
Pa 
231.04 
92 
U 
238.03 
93 
Np 
- 
94 
Pu 
- 
95 
Am 
- 
96 
Cm 
- 
97 
Bk 
- 
98 
Cf 
- 
99 
Es 
- 
100 
Fm 
- 
101 
Md 
- 
102 
No 
- 
103 
Lr 
- 
 
http://old.iupac.org/reports/periodic_table/ 
a) número quântico principal (n)  específica o nível de 
energia do elétron e o volume da região do espaço onde o 
elétron se encontra. 1 < n < + 
 
n = 1 n = 2 
 
 
 aumenta E 
A solução da equação impõe três restrições, que são conhecidas como 
números quânticos 
Níveis de Energia 
Equação de Schrödinger : (E = H) 
Descreve tanto a natureza corpuscular como ondulatória do elétron 
Através da equação tem-se: 
a) a energia do elétron 
b) a probabilidade de encontrar um elétron num dado volume do espaço 
 
b) número quântico secundário (l) ou angular ou azimutal  determina a 
forma da região no espaço onde o elétron se encontra. 
 
0 < l < n-1 
 
 l = 0  sharp : orbital s 
 
 l = 1  principal : orbital p 
 
 l = 2  diffuse : orbital d 
 
 l = 3  fundamental: orbital f 
 
 
c) Número quântico magnético (ml)  determina a orientação espacial da 
região de maior probabilidade de se encontrar o elétron. 
+l < ml < -l 
 
 
Orbitais s p d 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
d) Número quântico spin ( ms ou s): +1/2  
 -1/2  
 
Orbitais f 
1926 - Princípio da exclusão de Pauli: “dois elétrons em um átomo não devem 
ter o mesmo conjunto de números quânticos” 
Distribuição Eletrônica 
Regra de Hund: adiciona-se um elétron em cada orbital e após o subnível 
apresentar-se semi-preenchido, coloca-se o segundo elétron. 
 
 n = 1 → 1s 
n = 2 → 2s 2p 
n = 3 → 3s 3p 3d 
n = 4 → 4s 4p 4d 4f 
n = 5 → 5s 5p 5d 5f 
n = 6 → 6s 6p 6d 
n = 7 → 7s 7p 
Configuração Eletrônica é uma listagem de todos os orbitais 
ocupados, com o número de elétrons que cada um contém, em 
ordem crescente de energia 
1s1 
Número quântico 
principal n 
Número quântico secundário l 
Número de elétrons no orbital ou subnível 
Relação entre Tabela Periódica e Configuração Eletrônica 
dos Elementos Químicos 
Bloco s Bloco f Bloco d Bloco p 
Gráfico da Energia dos 
Orbitais Atômicos em função 
do número atômico (Z) 
EXERCÍCIOS 17 2s 
1. Cada elétron num átomo é descrito por um conjunto de quatro 
números quânticos: principal(n), secundário(l), magnético (ml) e de 
spin (ms). Para os elétrons mais energéticos presentes nos orbitais 
abaixo, dê os números quânticos associados a ele. 
a) 6s2; b) 4d5; c) 3p2; d) 5f11 
Qual é a forma que os orbitais dos itens a, b e c apresentam? 
Desenhe-as. 
 
2. Escreva a configuração eletrônica das espécies abaixo, utilizando 
a notação que inclui o cerne do gás nobre, e diga quais são 
paramagnéticas, isto é, possuem elétrons desemparelhados. 
a) Ca; b) S; c) Cu+; d) Cu2+; e) I-; f) Gd; 
 
3. Para cada um dos seguintes átomos no estado fundamental, 
preveja o tipo de orbital (por exemplo 1s, 2p, 3d, 4f) do qual um 
elétron poderia ser removido para torná-lo um íon +3: 
a) Fe; b) W 
 
 
 
4. Dê a configuração eletrônica da camada de valência de um 
elemento A que se situa no 3º período e tem 7 elétrons a mais que o 
gás nobre anterior a ele. A que grupo e bloco da tabela periódica 
ele pertence? Ele é um elemento representativo ou de transição. 
 
5. Identifique o elemento que corresponde a cada configuração 
eletrônica seguinte: 
a) 1s22s22p63s2 
b) [Ne]3s23p1 
c) [Ar]3d54s1 
d) [Kr]4d105s25p4 
 
 
Variação do raio dos elementos em função do número atômico Z 
Propriedades Periódicas: 1. Raio atômico 
 
Se os dois átomos que formam a molécula são os mesmos, metade 
da distância de ligação édenominada raio covalente do átomo. 
O raio depende: a) número quântico principal n 
 b) carga nuclear efetiva (Z*): Z* = Z-S 
 
 Z = Carga nuclear total 
S = Fator de blindagem 
e- 
 Z+ 
S 
e- 
Cálculo do fator de blindagem (S) – Regras de Slater 
1.Escrever a configuração eletrônica do átomo em questão, 
2. Verificar em que tipo de orbital (s, p ,d ou f) o elétron encontra-se, 
3. Para elétrons em orbitais ns ou np, temos: 
a)os elétrons (n+1) não exercem blindagem, 
b)os elétrons n blindam de 0,35 cada, 
c)os elétrons (n-1) blindam de 0,85 cada, 
d)os elétrons ≤ (n-2) blindam de 1,00 cada, 
4. Para elétrons nd ou nf, temos: 
a) os elétrons (n+1) não exercem blindagem, 
b) os elétrons nd ou nf blindam de 0,35 cada, 
c) os outros elétrons blindam de 1,00 cada. 
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc17/a06.pdf 
Raio iônico 
Exercícios sobre raio atômico 17(2S) 
1. Calcule a carga nuclear efetiva sobre o último elétron das 
seguintes espécies: 
a) Ga e Br; 
b) Mg e Mg2+; 
c) Cl ou Cl-; 
d) Co2+ e Co3+ 
Qual é a espécie de menor raio em cada item? Explique. 
Dado: Ga (Z=31), Br(Z=35), Mg(Z=12), Cl(Z=17), Co(Z=27). 
 
2. Calcule a carga nuclear efetiva (Z*) para o elétron situado no 
orbital 3d e 4s do átomo de Zn(Z=30). Em qual desses orbitais o 
elétron possui menor energia/ Explique. 
 
3. Considere o processo de blindagem em átomos, usando o Be 
como um exemplo. O que está sendo blindado? Do que é blindado? 
O que está blindando? 
 
Propriedades periódicas 
a) Raio atômico e iônico 
b) Energia de Ionização: 
 é a energia necessária para remover o elétron mais fracamente 
ligado de um átomo no seu estado fundamental, gasosos e isolado 
M → M+ + e- 1ª energia de Ionização 
M+ → M2+ + e- 2ª energia de Ionização 
 
c) Afinidade Eletrônica 
A.E. é a energia liberada quando um átomo em seu estado fundamental, 
gasosos e isolado recebe um elétron. 
F (g) + e
- F-(g) A.E = 328 kJ/mol 
HAE é a quantidade de energia envolvida no processo em que um 
átomo no seu estado fundamental gasoso e isolado recebe um elétron. 
F (g) + e
- F-(g) HAE = -328kJ/mol 
 
 
 
 
Exercícios sobre energia de ionização e afinidade 
eletrônica 17(2S) 
 
1. Qual é o átomo que possui 1ª energia de ionização maior em cada 
um dos ítens abaixo? Explique (Cuidado com as exceções). 
a) Na ou Mg; 
b) C ou N; 
c) P ou S 
 
2. Explique porque a afinidade eletrônica do: 
a) cloro é maior que a do bromo; 
b) enxofre é maior que a do íon sulfeto. 
 
3. Dados os seguintes elementos: Ge(Z=32) e As(Z=33), diga qual é o 
que tem maior afinidade eletrônica. 
 
4. A primeira energia de ionização do ouro é maior do que a da prata 
que está acima na tabela periódica. Justifique a afirmação. 
Propriedades periódicas
a)Raio atômico e iônico
b)Energia de Ionização
c)Afinidade eletrônica 
d)Caráter metálico
Propriedades físicas:
Metais Não metais
Alta condutividade
térmica e elétrica
Baixa condutividade 
térmica e elétrica
Alta refletividade e 
brilho
Baixa refletividade e 
brilho
Maleáveis e dúcteis quebradiços
Propriedades químicas: Metais Não metais
Energia de ionização: 
baixa alta
Afinidade eletrônica: 
baixa alta
Perdem ou ganham elétrons? 
Na → Na+ + e- F + e- → F-
Mg → Mg2+ + 2e- O + 2e- → O2-
Al → Al3+ + 3e- N + 3e- → N3-
Hidroxicompostos: E-OH
Básicos Ácidos
Ex: NaOH Ex: ClOH
e)Relações diagonais
Os pares de elementos com relação diagonal mostram, com
frequência, propriedades químicas semelhantes. Ex.:
• Li e Mg reagem diretamente com N2
• Be e Al reagem com ácidos e bases
• B e Si tem altos P. F. 
• Os semi-metais apresentam uma relação diagonal
f) Eletronegatividade ()
é a tendência relativa apresentada por um átomo ligado de atrair 
o par de elétrons da ligação para si.
Cálculo da :
método de Milliken:  = (EI + AE)/544
Método de Alllred & Rochow:  = 0,359(Z*/r2 )+ 0,744
Tipos de ligação:
g) Poder polarizante e Polarizabilidade
• Poder polarizante: capacidade de um íon de polarizar um átomo ou
íon vizinho
• Polarizabilidade: a facilidade com que a nuvem de elétrons de uma
molécula pode ser distorcida.
h) Estequiometria dos compostos
Origem e abundância dos elementos químicos 
http://www.teachersdomain.org/resource/phy03.sci.phys.matter.origin/ 
 
 
Origem: 
Big-Bang  T= 109K  expansão T  força fortes (núcleo p(+)+n(0))  
Forças eletromagnéticas (átomos)  Após 2h tínhamos 89% H e 11% He 
Nucleossíntese de elementos leves: 
 Energia é liberada quando 
 núcleos leves fundem-se para gerar 
 novos elementos 
 
 
 
Nucleossíntese de elementos pesados: 
 Consome energia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Abundância 
Abundância em % massa 
• A. Demayo em Handbook of Chemistry and Physics - CRC - 69th Edition 1988-
1989 
• 
 
H 
0,14 
10º 
 
 
2 
 
 
13 
 
 
14 
 
 
15 
 
 
16 
 
 
17 
He 
8.10-7 
Li 
2.10-3 
Be 
2,8.10-4 
 B 
1.10-3 
C 
2.10-2 
N 
2.10-3 
O 
46,4 
1º 
F 
6,25.10-2 
Ne 
5.10-7 
Na 
2,36 
6º 
Mg 
2,33 
7º 
 
 
3 - 12 
Al 
8,32 
3º 
Si 
28,2 
2º 
P 
0,105 
S 
2,6.10-2 
Cl 
1,7.10-2 
Ar 
3,5.10-4 
K 
2,09 
8º 
Ca 
4,15 
5º 
Ti 
0,57% 
9º 
Ga 
1,5.10-3 
Ge 
5,4.10-4 
As 
1,8.10-4 
Se 
5.10-6 
Br 
2,5.10-4 
Kr 
1.10-8 
Rb 
9.10-3 
Sr 
3,75.10-2 
Fe 
5,63% 
4º 
In 
1.10-5 
Sn 
2.10-4 
Sb 
2.10-5 
Te 
1.10-7 
I 
5.10-5 
Xe 
3.10-9 
Cs 
1.10-4 
 
Ba 
4,25.10-2 
 Tl 
4,5.10-5 
Pb 
1,25.10-3 
Bi 
1,7.10-5 
Po 
2.10-14 
At 
----- 
Rn 
4.10-17 
Fr 
----- 
Ra 
9.10-11 
 
 
 
Ocorrência dos Elementos Representativos 
CD: Reino Mineral,UFOP; 
Grupo 1 
• Li : silicatos {espodumênio (LiAlSi2O6)} 
 
• Na : halita (NaCl) 
 Na+ mares 
 
• K : silvita (KCl) 
 K+ mares 
 
• Rb: silicatos {lepidolitaLi2Al2(SiO3)3(FOH)2} 
 
• Cs: silicatos {polucita (Cs4Al4Si9O26.H2O)} 
 
• Fr: minérios de Urânio 
Grupo 2 
• Be: berilo (Be3Al2Si6O18) 
Impurezas Cr3+ esmeralda 
 Fe3+ água-marinha 
 
• Mg: magnesita (MgCO3) 
 Mg2+ mares 
 
 
• Ca: calcita (CaCO3) 
 
• Sr: estroncianita (SrCO3) 
 
• Ba: barita (BaSO4) 
 
• Ra: minérios de Urânio 
 
Exercícios 17(2S): 
1. Classifique os hidroxicompostos Ti(OH)2 e P(OH)3 em ácido ou 
base. Justifique sua resposta.
2. Calcule a eletronegatividade do silício pelo método de Mulliken e
de Allred&Rochow. Dado: A.E. (Si) = 200kJ/mol, EI(Si) =
786kJ/mol, r(Si) = 1,17Å.
3. Que ligação é mais polar em cada um dos itens abaixo?
a) B-Cl ou C-Cl, b)P-F ou P-Cl?
Indicar, em cada caso, o átomo que tem carga parcial negativa.
4. Identifique a ligação entre os pares de átomos seguintes como
sendo iônica, covalente ou metálica. (Valores de
eletronegatividade: Mg=1,2, F=4,0, S=2,6, Ca=1,3, Cl = 3,2)
a) S e Cl
b) Mg e Ca
c) Mg e F
5. Quais dos seguintes pares de átomos têm uma relação diagonal: a)
N e S; b) Li e Mg; c) Ca e Al; d) F e S.
6.
Provão 2001
Ocorrência dos Elementos Representativos (cont.) 
Grupo 13 
• B: boráx (Na2B4O7.10H2O) 
 
 
 
 
 
• Al: bauxita (Al2O3.xH2O) 
 
 
 
 
 
• Ga, In e Tl : minérios de Zn, Pb,Cd e Al 
 
http://www.cdcc.sc.usp.br/elementos/bauxita.jpg 
Grupo 14• C: diamante e grafita 
• 
 
 
• Si: sílica e quartzo (SiO2) 
 
 
• Ge: minérios de Zn e Ag 
 
• Sn: cassiterita (SnO2) 
 
• Pb: galena (PbS) 
 
Grupo 15 
N: ar (N2) 
P: apatitas(CaX2.3Ca3(PO4)2 onde,X= F
-, Cl- ou OH-) 
 
 
 
 
 
As: arsenopirita (FeAsS) 
Sb: antimonita (Sb2S3) 
 
 
 
Bi: bismutinita (Bi2S3) 
 
Grupo 16 
• O: ar (O2) 
• S: solo (S8) 
 
 
 
• Se e Te: minérios de Ag e Au 
• Po: minérios de Urânio 
 
Grupo 17 
•F: fluorita (CaF2) 
 
 
 
 
 
•Cl: halita (NaCl) 
•Br: mares (íons brometo, Br-) 
•I: mares (íons iodeto, I-) 
•At: minérios de Urânio 
 
 
Grupo 18 
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn: ar (átomos isolados) 
e 
em minérios radioativos: He e Rn 
 
• Para conhecer a aplicação de alguns minerais na industriais consulte o livro : 
• TENDÊNCIAS TECNOLÓGICAS BRASIL 2015 
GEOCIÊNCIAS E TECNOLOGIA MINERAL (http://www.cetem.gov.br/tendencias/livro_n.htm) 
Curiosidade: 
A Tabela Periódica do site Popular Science é muito interessante, pois 
relaciona os elementos químicos com sua aparência e seus usos. 
http://ensquimica.blogspot.com/ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Instituto Brasileiro de Mineração: 
http://www.ibram.org.br/150/15001002.asp?ttCD_CHAVE=200424 
 
Exercício 
 
1. a) Dê um exemplo de elemento cuja principal forma de ocorrência 
seja: 
no ar 
nos mares 
na forma de carbonato 
na forma de sulfeto 
na forma de óxido 
em minérios radioativos 
b) Algum dos elementos citados na resposta do item a situa-se entre 
os dez elementos mais abundantes da crosta terrestre? Em caso 
afirmativo, cite-o(s). 
I. Hidrogênio 
1. Posição na tabela periódica 
 Grupo 1, 17 ou 14 (?) 
2. Ocorrência 
 principal: água 
3. Abundância 
 Número de átomos: 3º lugar 
 1000 átomos 530 de oxigênio 
 160 de silício 
 150 de hidrogênio 
 
 %massa: ~10º lugar (0,14%) 
 
4. Isótopos 
 
 
Nome Símbolo Massa 
atômica 
Abundância 
Isotópica 
Prótio ou 
hidrogênio 
1
1H ou H 1,007825 u 99,985% 
Deutério ou 
hidrogênio 
pesado 
2
1H ou D 2,014102 u 0,0105% 
Trítio ou 
hidrogênio 
superpesado* 
3
1H ou T 3,016049 1.10
-16% 
*radioativo: 
 
 
Formação em reatores nucleares: 
http://www.ciaaw.org/ http://www.ciaaw.org/ 
http://www.ciaaw.org/ 
Propriedades dos isótopos: 
 mesmas configurações eletrônicas e propriedades químicas 
 diferentes propriedades físicas 
 
 
 
 
 
 
 
*Miessler 
5. Propriedades do hidrogênio molecular (H2): 
 Gás, incolor, inodoro e pouco solúvel em água, 
 É o mais leve de todos os gases, 
 Alta estabilidadeH2 2H H = 436kJ/mol 
A 4000K e 1 atm: 60% de H2 dissociado 
 
 
 
 
 
 
 
Substância Ponto de 
fusão* 
Ponto de 
Ebulição* 
Densidade 
(g/mL)* 
H2 13,957K 20,30K 
D2 18,73K 23,67K 
T2 20,62K 25,04K 
H2O 0,00
oC 100,00oC 0,997 
D2O 3,81
oC 101,42oC 1,104 
6. Obtenção 
 Indústria: 
 H2O + CH4* CO + 3H2 
 H2O + C CO + H2 
 4H2O + 3Fe Fe3O4 + 4H2 
 2H2O 2H2 + O2 
 *O Brasil tem a 2ª maior reserva de gás natural da América latina 
(420 bilhões de m3 (Química e derivados n. 578, p. 8-14, 2017) 
 
 Laboratório: 
 Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 
 Ca + H2O Ca(OH)2 + H2 
 LiH + H2O LiOH + H2 
750oC / Ni 
1000oC 
 
eletrólise 
H+ ou OH- 
Gás d’água ou 
gás de síntese 
7. Reações e Usos 
H2 + O2 H2O + Calor 
 
 
 
 
 
(destruição da Challenger em 1986) 
Hydrogen as a Future Energy Carrier. 
Edited by A. Z¨uttel, A. Borgschulte, and 
L. Schlapbach 
Copyright C 2008 WILEY-VCH Verlag 
GmbH & Co. KGaA, Weinheim 
Honda FCV Clarity movido a hidrogênio 
http://www.lamtec-id.com/energias/hidrogenio.php 
 
Coletivo a hidrogênio 
Ônibus montado no Brasil faz parte de experimentos 
mundiais para redução da poluição do ar. 
Marcos de Oliveira 
Edição Impressa 160 - Junho 2009 
•Pesquisa FAPESP - Um ônibus movido a 
hidrogênio passará a rodar provavelmente ainda 
neste mês de junho numa linha convencional urbana 
entre os bairros do Jabaquara, na zona Sul de 
São Paulo, e São Mateus, na zona Leste, 
passando pelos municípios de São Bernardo do 
Campo, Diadema, Santo André e Mauá, dentro da 
Região Metropolitana de São Paulo. O feito é 
inédito no Brasil e traz muitas novidades. Veículos 
movidos por essa tecnologia são silenciosos e não 
emitem poluentes. Eles lançam no ambiente apenas 
vapor-d’água e trazem benefícios à saúde porque 
não contribuem para o surgimento de doenças 
respiratórias, além de umidificar o ar das grandes 
cidades. 
 
 
Eduardo Cesar 
Ônibus vai 
trafegar 250 km 
por dia e emitir 
apenas água 
em forma de 
vapor 
Célula de Combustível 
Sigma-Aldrich 
Ânodo: 2H2  4H
+ + 4e- (E.1) 
Cátodo: O2 + 4H
+ + 4e-  2H2O (E.2) 
Reação global: : 2 H2 + O2  2H2O (E.3) 
7. Reações e Usos (cont.) 
8. Compostos 
• Nox = +1, Ex: HCl, NaOH, KHSO4, H2O, etc.. 
• Nox = -1 : hidretos 
Iônicos: poderosos agentes redutores (H- + H2O  H2 + OH
-) 
 LiH 
 
Covalentes: BH4
- e AlH4
- agentes redutores em síntese química 
Metálicos: não estequiométricos Ex: TiH1,8 
 
http://www.lamtec-id.com/energias/hidrogenio.php 
9. Ligação de hidrogênio 
Exercícios de Química dos Elementos – 2017(2S) 
1. Write equations for the following processes, noting appropriate conditions: 
a) electrolysis of water 
b) electrolysis of molten LiH 
c) CaH2 reacting with water 
d) Mg treated with dilute nitric acid 
e) Reaction of H2 with CuO 
 
2. Responda as perguntas abaixo, justificando: 
a) Qual a fórmula dos compostos formados entre (i) hidrogênio e sódio, (ii) hidrogênio e 
enxofre? Descreva a natureza da ligação química em cada um dos dois compostos. 
b) Por que o caráter ácido dos compostos hidrogenados do bloco p crescem na seguinte 
ordem: CH4<NH3<OH2<HF? 
 
3. a) Que tipo de força inter-partícula ou intermolecular deve ser exercida para conseguir 
fundir a molécula de NH3 
b) Como você explicaria as diferenças nos estados físicos dos compostos X2 
(X=halogênio) nas condições ambientais: F2 e Cℓ2 são gases; Br2 é líquido e I2 é sólido. 
 
4. Represente as pontes de hidrogênio existentes no HCN líquido, sabendo que cada 
molécula apresenta duas pontes de hidrogênio. 
ENADE 2011: Questão 12 (anulada) 
 
Dispõe-se de uma grande quantidade de hidrogênio e água, 
ambos no estado líquido, e a partir dessas substâncias deseja-
se obter deutério (D2). Isso pode ser feito por meio da 
I. destilação do hidrogênio. 
II. eletrólise do hidrogênio. 
III. destilação da água. 
IV. eletrólise da água. 
É correto apenas o que se afirma em 
A I. 
B II. 
C I e III. 
D II e IV. 
E III e IV.