Modelo Atômico e Tabela Periódica

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1. MODELO ATÔMICO 
 
- Primeira Idéia: Leucipo é Demócrito proporam a existência do átomo como indivisível. 
 
A Evolução Atômica 
 
- Modelo Atômico de John Dalton (1808): 
 Os átomos são esféricos, maciços e indivisíveis; 
 Os átomos de elementos diferentes são esféricos com massas e tamanhos diferentes. 
 
 
- Modelo Atômico de Thomson (1897): 
 O átomo é uma esfera maciça, formado por um fluido com carga positiva no qual estão dispersos os 
elétrons. 
 
 
- Modelo Atômico de Rutherford (1911): 
 O átomo apresenta um núcleo, onde se localizam as cargas positivas (prótons), e uma eletrosfera, onde se 
localizam as cargas negativas (elétrons). 
 
 
- Modelo Atômico de Böhr (1913): 
 Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares (camadas) que possuem uma certa quantidade 
de energia. 
 Os elétrons "pulam" para outra camada quando absorvem energia. Quando eles voltam para sua órbita de 
origem, o mesmo libera essa energia na forma de luz. 
 Camadas: K, L, M, N, O, P, Q. 
 
- Modelo Atômico de Sommerfeld (1916): 
 A energia que o elétron desprendia em forma de luz, era devido ao fato de que as camadas eletrônicas 
possuírem algumas subdivisões, que ele chamou de subníveis de energia, aos quais estavam associados 
várias órbitas diferentes, sendo uma dessas órbitas circular e as demais elípticas. 
 
- Modelo Atômico do Orbital (1927): 
 Orbital é a região do espaço onde há grande probabilidade de se encontrar elétrons. Eixos x, y e z. 
 
2. TABELA PERIÒDICA 
 
A tabela periódica é uma forma de apresentar a coleção de elementos químicos e sua organização 
baseia-se em propriedades físicas e químicas dos elementos. 
 
 
 
As linhas verticais da Tabela Periódica são denominadas de famílias e estão divididas em 18 
colunas. Os elementos químicos que estão na mesma coluna na Tabela Periódica possuem propriedades 
químicas e físicas semelhantes. A família é caracterizada pelos elétrons do subnível mais energético, 
portanto os elementos de uma mesma família apresentam a mesma configuração na última camada. 
Os elementos da Tabela Periódica podem ser classificados como: 
- Família 1 (1A) – Alcalinos 
- Família 2 (2A) – Alcalinos Terrosos 
- Família 3 (3A) – Família do Boro 
- Família 4 (4A) – Família do Carbono 
- Família 5 (5A) – Família do Nitrogênio 
- Família 6 (6A) – Calcogênios 
- Família 7 (7A) – Halogênios 
- Família 8 (8A) – Gases Nobres 
 
As linhas horizontais na Tabela Periódica são chamadas de períodos. Os elementos químicos 
estão dispostos em ordem crescente de número atômico (Z) ao longo de um mesmo período. 
 
Na Tabela Periódica ainda encontramos os elementos divididos em grupos: 
 Metais: são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e 
dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio. 
 Não-Metais: os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons condutores de calor 
e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais. 
 Gases Nobres: no total são 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia química. 
 Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único. 
 
 
2.1 ELEMENTO QUÍMICO 
 
Da Tabela Periódica podemos retirar as seguintes informações: 
 
 
 
 
 
 
Número Atômico: Z 
Número de Massa: A 
 
 
 O Z e o A do elemento químico são indicados da seguinte forma: 
 
Por exemplo: 
 
 
Z = 11 e A = 23. 
 
A partir daí pode-se calcular o número de prótons (p) do elemento através da fórmula: Z = p = é 
 Podemos também calcular o número de nêutrons do núcleo: n = A - Z 
 2.1.1 ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS 
- Isótopos: são átomos de um mesmo elemento que apresentam mesmo número atômico. 
São isótopos do hidrogênio: o prótio è o deutério è o trítio è . As propriedades químicas dos 
isótopos são semelhantes, pela existência do mesmo número de elétrons. 
 
- Isóbaros: são aqueles átomos onde há um mesmo número de massa. São átomos de diferentes 
elementos, por isso suas propriedades não se assemelham. 
 
- Isótonos: átomos de mesmo número de nêutrons e possuidores de diferentes números atômicos. 
 
- Isoeletrônicos: átomos com o mesmo número de elétrons. 
 
 
2.2 CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA 
 
Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 
camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas: K,L,M,N,O,P e Q. À medida que as camadas se 
afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados. 
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas 
K,L,M,N,O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. 
Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe 
em cada camada ou nível de energia é: 
 
Nível de energia Camada Número máximo de elétrons 
1º K 2 
2º L 8 
3º M 18 
4º N 32 
5º O 32 
6º P 18 
7º Q 2 
 
 Em cada camada de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, 
representados pelas letras s, p, d, f em ordem crescente de energia. 
O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnivel de energia, também foi 
determinado experimentalmente: 
 
 
2.2.1 DIAGRAMA DE LINUS PAULING 
 
Linus Pauling elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia 
conhecidos em ordem crescente de energia. 
 
 
 
2.3 PROPRIEDADES DA TABELA PERIÓDICA 
 
- Raio Atômico: ao longo de um mesmo período o raio atômico diminui da esquerda para a direita. Ao 
longo de uma mesma família o raio atômico aumenta de cima para baixo. 
 
 
 
- Energia de Ionização: energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no 
estado gasoso. 
 
 
 
- Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidade: É a energia liberada quando um átomo isolado, no estado 
gasoso, "captura" um elétron. Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica. 
 
 
- Eletronegatividade e Eletropositividade: eletronegatividade é a capacidade que os átomos têm de 
ganhar elétrons. Eletropositividade é a capacidade que um elemento possui de doar elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Densidade: Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela, 
sendo o Ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm
3
). 
 
 
 
 
 
Exercícios: 
 
1. UFRGS – A observação da Tabela Periódica permite concluir que, dos elementos abaixo, o mais denso é 
o 
(A) Fr 
(B) Po 
(C) Hg 
(D) Pb 
(E) Os 
 
2. UFRGS – Uma moda atual entre as crianças é colecionar figurinhas que brilham no escuro. Essas figuras 
apresentam em sua constituição a substância sulfeto de zinco. O fenômeno ocorre porque alguns elétrons 
que compõem os átomos dessa substância absorvem energia luminosa e saltam para níveis de energia 
mais externos. No escuro, esses elétrons retornam aos seus níveis de origem, liberando energia luminosa e 
fazendo a figurinha brilhar. Essa característica pode ser explicada considerando o modelo atômico proposto 
por 
(A) Dalton 
(B) Thomson 
(C) Lavoisier 
(D) Rutherford 
(E) Bohr 
 
3. UFRGS – Considerando a posição dos elementos na tabela periódica e as tendências apresentadas por 
suas propriedades periódicas, pode-se afirmar que 
(A) um átomo de halogênio do 4° período apresenta menor energia de ionização do que um átomo de 
calcogênio do mesmo período. 
(B) um metal alcalino terroso do 3° período apresenta menor raio atômico que um metal do 5° período e do 
mesmo grupo. 
(C) um átomo de gás nobre do 2° período tem maior raio atômico do que um átomo de gás nobre do 6° 
período. 
(D) um átomo deametal do grupo 14 é mais eletronegativo do que um átomo de ametal do grupo 16, no 
mesmo período. 
(E) um átomo de ametal do grupo 15 é mais eletropositivo do que um átomo de ametal do grupo 1, no 
mesmo período. 
 
4. UFRGS – Um grupo que apresenta somente materiais considerados bons condutores de eletricidade, 
quando no estado sólido, pode ser composto de: 
(A) madeira, plástico e zinco. 
(B) sal de cozinha, vidro e papel. 
(C) ferro, latão e bronze. 
 
3. LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada 
da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos 
de ligações químicas. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência 
completa, portanto não participam de nenhum tipo de ligação. 
 
3.1 LIGAÇÃO IÔNICA 
 
Atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se 
pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento. 
Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a 
ceder elétrons (eletropositivo) e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons 
(eletronegativo). 
Exemplo: 
 
 
 
Propriedade das substâncias iônicas: 
 Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE). 
 Sólidas à temperatura ambiente. 
 Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido. 
 Cristais duros e quebradiços. 
 
3.2 LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR 
 
Ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o 
compartilhamento é que pode assegurar que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em 
suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par 
compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não metais e 
não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio. 
 
 
 Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual eletronegatividade. 
 Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A toda ligação covalente 
polar está associada um vetor polarização, orientado da carga positiva para a negativa. 
 
 
3.3 LIGAÇÃO METÁLICA 
 
Constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos metais. Os metais são constituídos 
por seus cátions mergulhados em um mar de elétrons. A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a 
maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais. 
 
 
4. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
Surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos atômicos. São fracas, se 
comparadas às ligações covalentes ou iônicas. Mas forte o suficiente para sustentar uma lagartixa no teto 
da sala (fenômeno exercido pelas Forças de Van Der Waals). 
As interações intermoleculares podem ser de dois tipos: Forças de Van Der Waals ou Ligações de 
Hidrogênio. 
4.1 FORÇA DE VAN DER WAALS 
Forças de Van der Waals: são divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas: 
 Dipolo permanente - Dipolo permanente: Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos polos 
opostos (positivo-negativo). 
 Dipolo permanente - Dipolo induzido: Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. 
 Dipolo induzido - Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, é uma atração que 
ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre 
suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. É mais fraca que a do 
tipo dipolo permanente - dipolo permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação 
apresentam menor ponto de fusão e ebulição 
 
4.2 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
 
 
 
 
 
 
 
Polaridade e solubilidade: "O semelhante dissolve o semelhante." 
 
POLAR DISSOLVE POLAR E APOLAR DISSOLVE APOLAR 
 
4.3 GEOMETRIA MOLECULAR 
 
- Moléculas com 2 átomos: LINEAR 
Exemplo: H2  H - H 
 
 
- Moléculas com 3 átomos:LINEAR (no caso de moléculas apolares) ou ANGULAR (moléculas polares). 
Exemplo: CO2 e H2O 
 
Sobraram elétrons no elemento central (oxigênio)  Molécula Polar. Exemplo: 
 
 
 
 
- Moléculas com 4 átomos: TRIGONAL PLANA 
Exemplo: BCl3 
 
- Moléculas com 5 átomos: TETRAÉDRICA 
Exemplo: CH4 
 
 
 
 
 
- Moléculas com 6 átomos: BIPIRAMIDAL TRIGONAL 
Exemplo: PCl5 
 
- Moléculas com 8 átomos: OCTAÉDRICA 
Exemplo: SF6 
 
 
 
Exercícios: 
 
1. UFRGS – O quadro abaixo apresenta a estrutura geométrica e a polaridade de varias moléculas, 
segundo a Teoria da repulsão dos pares de elétrons de Valencia. Assinale a alternativa em que a relação 
proposta está INCORRETA. 
 
 
2. UFRGS – Entre os compostos abaixo, formados pela combinação química de um elemento do grupo 14 
com outro do grupo 16, o de maior caráter iônico é 
(A) PbO 
(B) CS2 
(C) SiO2 
(D) PbS 
(E) GeO 
 
9. FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
9.1 ÁCIDOS 
 
Ácido de Arrhenius - Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente íons H
+
 (ou H3O
+
). 
Os ácidos podem ser classificados como HIDRÁCIDOS ou OXIÁCIDOS 
 
- Hidrácidos: todo ácido que não apresenta em sua fórmula átomos de oxigênio. 
Nomenclatura: ácido + (nome do elemento) + ídrico 
Exemplo: HCl ácido clorídrico 
 
- Oxiácidos: todo ácido que apresenta em sua estrutura átomos de oxigênio. 
Nomenclatura: ácido + (nome do elemento) + oso ou ico 
O sufixo OSO será utilizado quando o elemento possuir o menor nox. 
O sufixo ICO será utilizado quando o elemento possuir o maior nox. 
 
Regra para classificação do Nox (exceto para o carbono) 
1 – 4: pequeno 
5 em diante: grande 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
Neste caso o Nox do elemento central é 4. Logo o nome será ácido sulfuroso 
Neste caso o Nox do elemento central é 6. Logo o nome será ácido sulfúrico. 
 
 
 
 
 Aplique a regra para o cálculo do nox do elemento central e dê a nomenclatura dos seguintes ácidos: 
A) HNO2 
B) HNO3 
C) H3PO3 
D) H3PO4 
E) H2MnO4 
F) HMnO4 
 
9.1.1 CLASSIFICAÇÃO 
 
- Quanto ao número de H ionizáveis: 
 monoácidos ou ácidos monopróticos 
 diácidos ou ácidos dipróticos 
 triácidos ou ácidos tripróticos 
 
- Quanto à força: 
 Ácidos fortes: quando a ionização ocorre em grande extensão. 
Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y - x) = 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. 
 
- 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 
Única base volátil: hidróxido de amônio 
 
- Ácidos mais comuns na química do cotidiano 
 Ácido clorídrico (HCl): conhecido como de ácido muriático, encontrado no suco gástrico, muito usado na 
indústria e no laboratório, na limpeza de edifícios, na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem 
dos respectivos metais; 
 Ácido sulfúrico (H2SO4): o mais importante na indústria e no laboratório. O maior consumo de ácido sulfúrico 
é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio; usado em acumuladores de 
chumbo (baterias) de automóveis. Utilizado emprocessos industriais, como processos da indústria 
petroquímica, fabricação de papel, corantes. As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de 
enxofre contêm H2SO4 e causam grande impacto ambiental. 
 Ácido nítrico (HNO3): seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), 
trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio. É usado na 
fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre). As chuvas ácidas em 
ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental. Em 
ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em 
proporção mínima. 
 Ácido fosfórico (H3PO4): seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura. É usado 
como aditivo em alguns refrigerantes. 
 Ácido fluorídrico (HF): tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de 
polietileno. É usado para gravar sobre vidro. 
 Ácido carbônico (H2CO3): é o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na 
reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O  H2CO3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9.2 BASES 
 
Base de Arrhenius: Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH
-
. 
Nomenclatura: 
- Para bases cujo cátion (íon com carga +) possui nox fixo: hidróxido de + (nome do elemento) 
Exemplo: NaOH hidróxido de sódio 
- Para bases cujo cátion possui nox variável: hidróxido + (nome do elemento) + oso ou ico 
maiorOSO e menorICO 
Exemplo: Fe
+2
 hidróxido ferroso e Fe
+3
 hidróxido férrico 
 
 
 
9.2.1 CLASSIFICAÇÃO 
 
- Solubilidade em água: são solúveis em água o hidróxido de amônio, hidróxidos de metais alcalinos e 
alcalino-terrosos que são muito pouco solúveis. Os hidróxidos de outros metais são insolúveis. 
 
- Quanto à força: são bases fortes os hidróxidos iônicos solúveis em água, como NaOH, KOH, Ca(OH)2 e 
Ba(OH)2. São bases fracas os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio. 
O NH4OH é a única base solúvel e fraca. 
 
- Ação de ácidos e bases sobre indicadores 
 
Indicador Ácido Base 
tornassol róseo azul 
fenolftaleína incolor avermelhado 
alaranjado de metila avermelhado amarelo 
 
- Bases mais comuns na química do cotidiano 
 
 Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH): base mais importante da indústria e do laboratório. É 
fabricado e consumido em grandes quantidades; usado na fabricação do sabão e glicerina: (óleos e 
gorduras) + NaOH  glicerina + sabão. É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre. 
HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O. É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na 
fabricação de papel, celulose, corantes, etc. É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito 
cuidado ao ser manuseado. 
 Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2): é a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada. É obtida pela reação da cal 
viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa. É consumido em 
grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no preparo da argamassa usada na alvenaria. 
 Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH): o hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. 
Esta solução é também chamada de amoníaco. A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante e 
sua principal aplicação é a fabricação de ácido nítrico. É também usada na fabricação de sais de amônio, 
muito usados como fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)3PO4. A amônia é 
usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica. 
 Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): é pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de 
magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico. 
Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O 
 Hidróxido de alumínio (Al(OH)3): é muito usado em medicamentos antiácidos estomacais. 
 
 
 Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria eletrônica de Lewis 
 
Teoria protônica de Brönsted-Lowry - Ácido é um doador de prótons (H
+
) e base é um receptor de 
prótons. 
ácido(1) + base(2)  ácido(2) + base(1) 
 
Um ácido (1) doa um próton e se transforma na sua base conjugada (1). Um ácido (2) doa um próton e se 
transforma na sua base conjugada (2). Quanto maior é a tendência a doar prótons, mais forte é o ácido. 
Quanto maior a tendência a receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa. 
 
Teoria eletrônica de Lewis - Ácidos são receptores de pares de elétrons, numa reação química e bases 
são doadoras de um par de elétrons na reações. Todos os ânions são bases de Lewis e mais os compostos 
neutros ricos em elétrons, tais como água e amônia. São ácidos de Lewis todas as espécies químicas 
deficientes em elétrons ou que recebe um par de elétrons, tais como os cátions, o BF3 e o AlCl3. 
 
9.3 SAIS 
 
Sal de Arrhenius - Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de 
água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido. 
Nomenclatura: [nome do ânion] + ito ou ico ou ato + de + [nome do cátion] 
Para sabermos o sufixo do sal temos que conhecer o ácido que o originou: 
FamOSO mosquITO 
do bICO de pATO 
cilÍDRICO prETO 
Ex.: CuCl2 cloreto cúprico. 
 
- Sais mais comuns na química do cotidiano: 
 Cloreto de sódio (NaCl): é obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI, KI) ao sal de 
cozinha, como prevenção da doença do bócio. Conservação da carne, do pescado e de peles. Obtenção de 
misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir -22°C. Usado como soro fisiológico (solução 
aquosa contendo 0,92% de NaCl), no combate à desidratação. 
 Nitrato de sódio (NaNO3): fertilizante na agricultura e fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre). 
 Carbonato de sódio (Na2CO3): é vendido no comércio com o nome de barrilha ou soda. Fabricação do vidro 
comum (maior aplicação): Barrilha + calcáreo + areia  vidro comum Fabricação de sabões. 
 Bicarbonato de sódio (NaHCO3): antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico. 
NaHCO3 + HCl  NaCl + H2O + CO2. O CO2 liberado é o responsável pelo "arroto". Fabricação de fermento 
químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do CO2 do NaHCO3. 
Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). 
 Fluoreto de sódio (NaF): é usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de 
dentes e na fluoretação da água potável. 
 Carbonato de cálcio (CaCO3): é encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore. Fabricação de 
CO2 e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidratada (Ca(OH)2): 
CaCO3  CaO + CO2 e CaO + H2O  Ca(OH)2 . Fabricação do vidro comum. Fabricação do cimento 
Portland: Calcáreo + argila + areia  cimento Portland 
 Sulfato de cálcio (CaSO4): fabricação de giz escolar. O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito 
usado em Ortopedia, na obtenção de estuque, etc. 
 
 
 
 
 
 
9.4 ÓXIDOS 
 
Óxido - Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo. 
Nomenclatura: Óxido ExOy: 
nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de E] 
OBS: O prefixo mono pode ser omitido. Os prefixos mono, di, tri... podem ser substituídos pelo nox de E, 
escrito em algarismo romano. 
Assim como nas bases podemos utilizar as terminações oso ou ico indicando o nox menor ou maior 
do elemento 
 
9.4.1 CLASSIFICAÇÂO 
 
- Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros: 
 Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como regra, são óxidos ácidos. 
Exceções: CO, NO e N2O (indiferentes). 
 Os óxidosdos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) são óxidos 
básicos. 
 Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da região central da 
Tabela Periódica, são óxidos anfóteros. 
 
 
Exercícios: 
 
1. UFRGS – Em um acidente ocorrido em 1999, próximo à cidade de Tabaí-RS, uma carreta carregada de 
ácido muriático (ácido clorídrico comercial) tombou, espalhando-o pelo solo. Uma das providencias tomadas 
para amenizar o efeito do ácido foi colocar óxido de cálcio (cal) sobre o local. Tal procedimento visou 
(A) diluir o ácido, aumentando o pH do local. 
(B) neutralizar o ácido, aumentando o pH do local. 
(C) diluir o ácido, diminuindo o pH do local. 
(D) neutralizar o ácido, diminuindo o pH do local. 
(E) absorver o ácido, para manter o pH do local inalterado. 
 
 
 
10. REAÇÕES QUÍMICAS 
 
- Reações de Síntese ou Composição ou Adição: 
Fe + S  FeS 
 
- Reação de Decomposição ou Análise: 
FeS  Fe + S 
 
- Reação de Simples Troca ou Deslocamento: 
Cl2 + 2 NaBr  2 NaCl + Br2 
 
- Reação de Dupla Troca: 
NaOH + HCl  NaCl + H2O