Apostila de Química

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QUÍMICA 
Informações Sobre a Disciplina 
Carga Horária: 75 
Créditos: 
 
Objetivos: Fornecer aos alunos ferramentas para pode identificar substâncias 
químicas, saber como elas reagem e como a Química influencia o seu cotidiano e a 
sua vida profissional. 
 
Ementa: 
Conceitos básicos da química; Estrutura do átomo; Tabela periódica. Ligações 
químicas. Funções da Química Inorgânica; Reações químicas, Soluções: Cinética 
Química; Termoquímica; Equilíbrio químico; Eletroquímica; Corrosão, Química 
Orgânica. 
 
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO 
 
UNIDADE 1 – Conceitos Básicos da Química 
 
• Conceitos básicos da Química. 
• Modelo atômico 
• Distribuição eletrônica 
• Números quânticos 
• Tabela Periódica. 
 
UNIDADE 2- As Substâncias Químicas e suas Propriedades 
 
• As substâncias químicas e suas propriedades 
• Ligações químicas 
• Polaridades das moléculas 
• Reações químicas. 
• Funções da química inorgânica 
 
 
 
UNIDADE 3 - Conceitos de solução e Cinética Química 
 
• Conceitos de solução. 
• Solubilidade. 
• Concentração 
• Cinética química. 
 
 
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UNIDADE 4 - Termoquímica e Equilíbrio Químico 
 
• Termoquímica. 
• Equilíbrio químico. 
• pH e pOH 
 
UNIDADE 5- Eletroquímica e seus fenômenos. 
 
• Eletroquímica. 
• Pilhas. 
• Corrosão. 
 
UNIDADE 6 - QUÍMICA ORGÂNICA 
 
• Conceitos da Química Orgânica. 
• Tipos de cadeias orgânicas 
• Nomenclatura da Química Orgânica. 
 
BIBLIOGRAFIA BÁSICA: 
 
1. USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química: Química Geral. 5. ed. São Paulo: 
Saraiva, 1997. 
 
2. MASTERTON, Willian L.; SLOWINSKI, Emil J.; STANITSKI, Conrad L., Princípios 
de Química. 6. ed. Rio de Janeiro : Guanabara , 1990 
 
3. FONSECA, Marta Reis Marques da. Química Integral. 2. Ed. São Paulo: FTD. 1993. 
 
4. PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química da Abordagem de 
cotidiano: Química Geral e Inorgânica. 4. ed. São Paulo, 2006. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Palavra da Reitora 
 
QUÍMICA 
 
 
Palavra da Reitora 
Acompanhando as necessidades de um mundo cada vez mais complexo 
exigente e necessitado de aprendizagem contínua, a Universidade Salgado de Oliveira 
(UNIVERSO) apresenta a UNIVERSO Virtual, que reúne os diferentes segmentos do 
ensino a distância na universidade. Nosso programa foi desenvolvido segundo as 
diretrizes do MEC e baseado em experiências do gênero bem-sucedidas 
mundialmente. 
São inúmeras as vantagens de se estudar a distância e somente por meio dessa 
modalidade de ensino são sanadas as dificuldades de tempo e espaço presentes nos 
dias de hoje. O aluno tem a possibilidade de administrar seu próprio tempo e gerenciar 
seu estudo de acordo com sua disponibilidade, tornando-se responsável pela própria 
aprendizagem. 
O ensino a distância complementa os estudos presenciais à medida que permite 
que alunos e professores, fisicamente distanciados, possam estar a todo momento 
ligados por ferramentas de interação presentes na Internet através de nossa 
plataforma. 
Além disso, nosso material didático foi desenvolvido por professores 
especializados nessa modalidade de ensino, em que a clareza e objetividade são 
fundamentais para a perfeita compreensão dos conteúdos. 
A UNIVERSO tem uma história de sucesso no que diz respeito à educação a 
distância. Nossa experiência nos remete ao final da década de 80, com o bem 
sucedido projeto Novo Saber. Hoje, oferece uma estrutura em constante processo de 
atualização, ampliando as possibilidades de acesso a cursos de atualização, 
graduação ou pós-graduação. 
Reafirmando seu compromisso com a excelência no ensino e compartilhando as 
novas tendências em educação, a UNIVERSO convida seu alunado a conhecer o 
programa e usufruir das vantagens que o estudar a distância proporciona. 
 
Seja bem-vindo à UNIVERSO Virtual! 
 
 
 
 
 
Professora Marlene Salgado de Oliveira 
Reitora 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
Sumário 
Apresentação da Disciplina .......................................................................................... 05 
Plano da Disciplina ..................................................................................................... 06 
 
Unidade 1 – Conceitos Básicos da Química.................................................................. 08 
Unidade 2 – As Substâncias Químicas e suas Propriedades ...................................... 31 
Unidade 3 – Conceitos de Solução e Cinética Química................................................ 59 
Unidade 4 – Termoquímica e Equilíbrio Químico........................................................ 74 
Unidade 5 – Eletroquímica e seus fenômenos............................................................. 96 
Unidade 6 – Química Orgânica ................................................................................... 116 
 
Considerações Finais ............................................................................................. 143 
Conhecendo o Autor .................................................................................................. 144 
Referências ............................................................................................................. 145 
Anexos ....................................................................................................................... 146 
 
 
Apresentação da Disciplina 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Apresentação da Disciplina 
 
Seja bem-vindo ao curso de Química. 
 
A Química é a ciência que estuda os materiais que constituem a natureza, sua 
composição e preparação, as transformações que sofrem, as energias envolvidas 
nesses processos e a produção de novos materiais. A Química está presente em todas 
as atividades da humanidade. Muitas vezes informações imprecisas, como ―este 
alimento não contém química‖, ou alarmista como ―a energia nuclear mata‖, levam o 
homem a ―ter uma visão distorcida‖ da Química. É necessário, portanto, fazer uma 
análise dos benefícios e malefícios que essa ciência traz. 
É impossível imaginarmos um mundo privado de combustíveis, medicamentos, 
fertilizantes, pigmentos, alimentos, plásticos etc., produtos fabricados em indústria 
química. Os problemas que podem surgir dependem da forma de produção e aplicação 
desses produtos, e o homem, como usuário, deve estar consciente de seus atos. 
Vamos então buscar conhecimentos na Química e exercitar o pensar para o melhor 
aproveitamento dessas informações. E porque não lembrar ― Sempre rola uma 
Química‖ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Plano da Disciplina 
 
O estudo da Disciplina Química tem como objetivo principal possibilitar aos alunos 
condições de identificar os diversos tipos de substâncias químicas, saber como elas se 
formam elas e reagem entre si. E também passarem a entender como que ocorrem 
certos fenômenos percebidos em nosso dia – dia. 
 
A disciplina foi dividida em seis unidades para maior compreensão dos assuntos 
abordados. Com a finalidade de facilitar a compreensão segue uma síntese de cada 
unidade, ressaltando seus objetivos específicos para que você possa ter uma visão 
ampla do conteúdo que irá estudar.Unidade 1 - Conceitos Básicos da Química 
 
Nesta primeira unidade, estudaremos os conceitos fundamentais da Química, 
como é a estrutura do átomo a sua composição, bem como a distribuição eletrônica, os 
números quânticos, a classificação dos elementos através da Tabela Periódica e as 
propriedades periódicas e aperiódicas. 
 
Objetivo: Identificar conceitos básicos da Química, como: matéria, átomo, elemento 
químico e a Tabela Periódica. 
 
Unidade 2 – As substâncias químicas e suas propriedades. 
 
Na segunda unidade, estudaremos as substâncias químicas, como elas se formam 
suas características principais e as interações químicas. 
 
Objetivos: Conhecer as ligações químicas, identificar os vários tipos de substâncias 
químicas e e aprender como funciona as reações químicas. 
 
 
Unidade 3 – Conceitos de Solução e Cinética Química. 
 
Em nossa terceira unidade, veremos o que é uma Solução, suas concentrações e o 
uso desses conceitos no nosso cotidiano, veremos ainda a velocidade das reações 
química e o que fazer para acelerar ou retardar a sua ocorrência. 
 
Objetivo: Entender o que é uma Solução e suas concentrações. Aprender a Calcular a 
velocidade de uma reação química. 
 
 
Unidade 4 – Termoquímica e Equilíbrio químico 
 
Nesta unidade, estudaremos o calor liberado ou absorvido nas reações químicas 
compreenderemos porque alguns alimentos são chamados de calóricos e outros não, 
veremos ainda que várias reações ocorrem em dois sentidos mantendo certo equilíbrio 
e estudaremos o que é pH e como este termo está tão presente em nosso dia-dia. 
 
 
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Objetivo: Identificar conceitos como: entalpia, caloria e Ph. 
 
 
Unidade 5 – Eletroquímica e seus fenômenos. 
 
Nesta unidade, estudaremos a energia elétrica liberada em certas reações químicas e 
o seu aproveitamento, veremos ainda o que é corrosão e as maneiras de evitar e seus 
malefícios. 
 
Objetivo: Entender o que a oxi-redução, compreender o que é uma pilha, aprender o 
que é corrosão e como evitá-la. 
 
 
Unidade 6 – Química Orgânica 
 
Para finalizar, em nossa última unidade, veremos a Química Orgânica , que é a 
química do carbono e seus compostos é a Química mais presente em nosso dia-dia, 
ela está presente em nossos alimentos, nos remédios, nas roupas e em quase tudo da 
nossa vida. 
 
Objetivo: Conhecer os compostos orgânicos os seus nomes e suas características. 
 
 
Bons Estudos! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Orçamento Empresarial e 
Visão Gerencial do 
Processo Orçamentário 
 
 
 
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UNIDADE 1 
CONCEITOS BÁSICOS DA QUÍMICA 
 
Nesta primeira unidade, estudaremos os conceitos fundamentais da Química, 
como é a estrutura do átomo a sua composição, bem como a distribuição eletrônica, os 
números quânticos, a classificação dos elementos através da Tabela Periódica e as 
propriedades periódicas e aperiódicas. 
 
OBJETIVOS DA UNIDADE: 
• Identificar conceitos básicos da disciplina. 
• Matéria e energia 
• Compreender o que é exatamente o átomo e sua estrutura. 
• Aprender a fazer a distribuição eletrônica 
• Conhecer os números quânticos e saber identificá-los. 
• Aprender usar a Tabela Periódica, sem decorar. 
• Conhecer as propriedades periódicas e aperiódicas. 
 
 PLANO DA UNIDADE: 
 
• Conceitos básicos da Química. 
• Modelo atômico 
• Distribuição eletrônica 
• Números quânticos 
• Tabela Periódica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MATÉRIA E ENERGIA 
 
1- MATÉRIA ⇒ qualquer coisa que tem existência física real e, portanto, ocupa 
espaço. O material do qual as substâncias são feitas. 
 
 CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA 
 
♦ Substância pura ⇒ possui composição uniforme, definida e característica Logo, 
apresenta propriedades também definidas. 
Ex. a água, o ferro, o oxigênio, etc. 
 
Substância pura pode ser classificada em: 
 
• Substância simples (ou elemento) 
Substância fundamental e elementar, ou seja, não pode ser separada ou 
decomposta em substâncias mais simples. 
Ex.: o gás cloro (Cl2), gás oxigênio (O2) etc. 
 
• Substância composta (ou composto) 
Constituída de átomos de 2 ou mais elementos combinados segundo uma 
relação (razão) definida. Ex.: água (H2O), glicose (C6H12O6), sacarose (C12H22O11), etc. 
 
 
♦ Mistura 
Consiste de duas ou mais substâncias fisicamente misturadas e que pode ser 
separadas em seus componentes pode intermédio das diferenças entre suas 
propriedades físicas. As misturas podem, por sua vez, ser classificadas em: 
 
 Misturas homogêneas (ou soluções) 
São aquelas em que os componentes estão uniformemente misturados mesmo 
em uma escala molecular. 
Ex.: ar, água+ álcool e soluções de um modo geral. 
 
 Misturas heterogêneas 
São aquelas em que os componentes individuais, embora estejam misturados, 
permanecem em diferentes regiões e podem ser diferenciados em escala 
microscópica. 
Ex.: areia + açúcar 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2- MODELOS ATÔMICOS 
 
J.J. Thomson (1887) 
Propôs um modelo atômico no qual o átomo era uma geleia de carga elétrica 
positiva, na qual estariam contidos os elétrons, neutralizando a carga. Modelo ―pudim 
com passas‖. 
 Posteriormente, Thomson postulou que os elétrons estavam expostos em anéis, 
movendo-se em orbitais circulares através da esfera positivamente carregada. 
 
 
 
 
Max Plank (1900) 
 
 Enunciou a Teoria dos Quanta, segundo a qual a energia se propaga de maneira 
descontínua, como ―pacotinhos de energia‖, denominados ―Quantum‖. 
 
 
 
 
 
 Rutherford (1911) 
Realizou experimentos usando polônio como fonte de partículas α, 
bombardeando uma fina lâmina de ouro. 
 
 
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1.Invólucro de chumbo. 2. Material Radiativo. 3. Partículas a emitidas. 4. Placa de ouro. 
5. Tela fluorescente. 6. Partículas que retornam. 7. Partículas desviadas. 8. Partículas 
sem desvio mensurável. 9. Cintilações produzidas pelos choques. 
Rutherford imaginou então que o átomo teria uma região de grande massa 
aonde às partículas refletiriam ao que chamou de núcleo (positivamente carregados), 
envolta por uma região de massa desprezível, incapaz de refletir as partículas, 
chamada eletrosfera. Esse modelo também é denominado modelo nuclear ou 
planetário. 
 
A experiência mostrou ainda outro resultado surpreendente. O diâmetro do 
átomo é 10.0 vezes maior que o do núcleo. A massa do átomo está praticamente toda, 
nos prótons e nêutrons confinados na pequena região do núcleo. 
 
 
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 MODELO ATÔMICO ATUAL 
• Partículas Subatômicas 
Os átomos são constituídos por várias partículas entre elas temos: Prótons (p), 
Nêutrons (n) e Elétrons (e –). Suas massas em unidade de massa atômica (u) e cargas 
em unidade elementar de carga (UEC) estão no quadro abaixo. 
 
Partícula Massa relativa Carga relativa 
Elétron 1/1840 – 1 
Próton 1 +1 
Nêutron 1 0 
• Características dos Átomos 
1- Número Atômico (Z) É o número de prótons que o átomo possui no núcleo O 
número atômico identifica o átomo de um elemento. 
2- Número de Massa (A) É a soma dos números de prótons e nêutrons: 
 
 
Como o átomo é uma espécie neutra o número de prótons é igual ao número de 
elétrons 
 
 
 Em comparação com o próton e o nêutron o elétron tem massa 
desprezível. 
 
A = p + n ou A = Z + n 
 
p = e – 
 
 
 
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3- ELEMENTO QUÍMICO 
 
Elemento químico: o conjunto formado por átomos e íons que apresentam o mesmo 
nº atômico (Z). 
 
• SIMBOLOGIADO ELEMENTO QUÍMICO 
 
 
De acordo com a IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), ao 
apresentar um elemento químico, devem-se apresentar junto ao seu símbolo, os 
números atômico e de massa e, quando se tratar de um íon também a sua carga 
elétrica. Para se escrever o símbolo do elemento devemos utilizar uma letra maiúscula, 
se necessária a segunda e terceira letra deve ser escrita em minúsculo. 
 
 
 ÁTOMOS 
 
Z E 
A 
 
 
 
 
• ÍONS 
 
 São espécies químicas que apresentam um desequilíbrio de cargas Os átomos 
quando se ligam podem perder ou ganhar elétrons, formando íons. 
 
 Perde cátion ( nº p > nº ) 
ÁTOMO ÍON 
 Ganha ânion ( nº p > nº p ) 
 
 
Cátion  carga positiva – perde elétrons 
Ânion  carga negativa – ganha elétrons 
• Representação: 
Veja alguns átomos e íons: 
+ 
–
o
 
 
 
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• Átomo 
 
• Íon – cátion 
 
 
 
• Átomo 
 
• Íon – ânion 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4- SEMELHANÇAS ATÔMICAS 
 
a) Isótopos 
Os átomos de um mesmo elemento químico apresentam o mesmo nº atômico 
(Z) e, portanto, o mesmo número de prótons e de elétrons, mas apresentam diferentes 
números de massa (A). 
 
A diferença no nº de massa é produzida pelas diferentes quantidades de 
nêutrons existentes em cada isótopo. 
 
Ex: 
 
 1H
1 1H
2 1H
3 
 
 
b) Isóbaros 
São isóbaros os átomos quaisquer que apresentam o mesmo nº de massa (A) e 
diferentes números atômicos. Pertencem, portanto, a diferentes elementos químicos. 
 
Ex: 
 
 
20Ca
40 
18Ar
40 
 
 
 
 
c) Isótonos 
São isótonos os átomos quaisquer que apresentam o mesmo nº de nêutrons (n), 
mas que possuem diferentes números de massa (A) e atômicos (Z). Pertencem, 
portanto, a diferentes elementos químicos. 
 
Ex: 
 
 12Mg
26 14Si
28 
 
 n = 14 n = 14 
 
d) Isoeletrônicos 
 
São isoeletrônicos os átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de 
elétrons. 
 
Ex: 
9 F
 –1 10Ne 11 Na 
+1 
 
Todos possuem 10 elétrons 
 
 
 
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5- DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr afirma que as observações experimentais 
(espectros) evidenciavam que as Leis de Maxwell (Eletromagnetismo) bem como as 
Leis da Física Clássica - Isaac Newton - não eram válidas para o elétron, partícula cuja 
massa é muito pequena. 
Como você pode perceber, a partir de um fato experimental (espectro), surgiu um 
novo modelo que negava a validade de leis já aceitas pelos cientistas. 
Assim, a partir do estudo do espectro do gás hidrogênio, Niels Bohr propôs: 
• Um elétron gira ao redor do núcleo em órbita circular; 
• Um átomo possui um número limitado de órbitas, cada uma delas caracterizada 
por determinada energia; 
• Cada órbita é chamada de estado estacionário. Uma órbita difere de outra por 
seu raio; 
• Quando um elétron permanece em movimento numa órbita, não emite nem 
absorve energia; 
• Quando se fornece energia a um elétron, ele salta de uma órbita para outra. 
A hipótese de Bohr que existe níveis energéticos fixados para um elétron num 
átomo é um dos pontos básicos da Mecânica Quântica. 
Os diversos estados energéticos, para os elétrons, foram chamados camadas ou 
níveis de energia. Os níveis de energia são numerados a partir do núcleo. 
 
 
Fonte: Estrutura da Matéria / Vera Lúcia D. Novais - Ed. Atual. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Níveis de Energia Camadas 
 
1 K 
2 L 
3 M 
4 N 
5 O 
6 P 
7 Q 
 
• Regras para a distribuição eletrônica 
 
 
 
1. Em átomos o nº de elétrons a ser distribuído é igual ao nº atômico. No caso de íons 
deve-se considerar a perda ou ganho de elétrons. 
2. A ordem a ser seguida é a ordem crescente de Linus Pauling, sempre respeitando o 
limite máximo de elétrons em cada subnível. 
3. Sempre o último subnível a ser preenchido pelos elétrons é considerado o subnível 
mais energético. 
4. Nem sempre o subnível mais energético é também o mais externo. O subnível mais 
externo é que possui maior número quântico principal. 
5. Em íons a perda ou ganho de elétrons sempre ocorre no subnível mais externo 
 
Nível 1 2 3 4 5 6 7 
Camadas K L M N O P Q 
Qt. de 
elétrons 
2 8 18 32 32 18 8 
 
 
SubnÍvel S p d f 
Nº máximo de e- 2 6 10 14 
 
 
 
 
 
 
 
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O diagrama é representado assim: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6- NÚMEROS QUÂNTICOS 
São códigos matemáticos ass0ciados à energia do elétron. 
 
1 - Nº quântico principal: (n) indica o nível de energia do elétron. O nº quântico 
principal, simbolizado por n, é o primeiro dos quatro números quânticos que irão 
identificar o elétron. Esse número caracteriza fundamentalmente a energia do elétron, 
indicando-nos seu nível energético, ou seja, a que camada ele pertence. O nº 
quântico principal assume teoricamente qualquer valor inteiro positivo. Entretanto, 
como nos átomos conhecidos o nº máximo de camadas é igual a sete, podemos 
afirmar que n varia de 1 a 7. Dessa forma, associando o nº quântico principal a cada 
uma das sete camadas. 
 
A ordem do diagrama que se lê é: 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 
6d10, 7p6. 
 
 
 
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20 
2 - Nº quântico secundário (l): O nº quântico secundário, simbolizado por l , é o 
segundo dos quatros números quânticos que irão identificar o elétron. Esse número 
caracteriza fundamentalmente uma subdivisão de energia em cada nível (camada), 
revelando a existência do subnível de energia. 
 
Subnível s p d f 
Nº quântico 
secundário 
 
0 
 
1 
 
2 
 
3 
 
3 - Nº quântico magnético (m): Define o orbital do elétron, que é a região do espaço 
com maior probabilidade de encontrá-lo. 
 
 
 s = 
 
 
p = 
 
 
 
d = 
 
 
 
f = 
 
 
4 - Nº quântico de spin (s): É a associação de dois movimentos do elétron, ao redor do 
núcleo e em torno de seu eixo. Cada dois elétrons definem 1 orbital e existem 
condições de estabilidade nesta coexistência. 
 
 
 
 
↑ = – (sentido anti-horário) 
↓ = + (sentido horário) 
 
 
 
 
 
 
 
0 
-1 0 +1
0 
-2 -1 
 
0 +1 +2 
-3 -2 
 
-1 
 
0 +1 +2 
 
+3 
 
↑↓ 
 
 
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21 
TABELA PERIÓDICA 
ESTRUTURAÇÃO E PERIODICIDADE QUÍMICA 
 
 
 
 
A versão moderna da tabela periódica apresenta a ordenação dos elementos 
químicos (atualmente são conhecidos 118) de acordo com seus números atômicos (Z). 
Este ordenamento foi proposto por Moseley após constatar que a carga nuclear – e não 
a massa atômica como era proposta por Mendeleev – 38 é mais fundamental na 
definição das propriedades químicas. Este fato levou a proposição da ―Lei Periódica‖, a 
qual estabelece que: 
 
 
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22 
―quando os elementos químicos são listados em ordem crescente do número 
atômico, observa-se um comportamento periódico de suas propriedades‖. 
Também é notável que a periodicidade nas propriedades dos elementos resulte 
da repetição nas configurações eletrônicas de seus átomos. Além disso, podemos 
constatar que os átomos dos elementos pertencentes a uma mesma coluna da tabela 
periódica apresentam, via de regra, elétrons de valência com configuração similar. Por 
isso, eles apresentam as mesmas propriedades químicas, ou seja, são quimicamente 
semelhantes. 
 
 
1- CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA 
 
 Quanto à natureza Naturais (cisurânicos) 
 
Podem ser encontrados naturalmente, sendo o urânio o último elemento químico 
natural. Possuem número atômico menor ou igual a 92. 
 
 Artificiais (transurânicos) 
 
Seus números atômicos são maiores que o urânio (92) e são obtidos em 
laboratórios, em reações nucleares. 
 
 Quanto às características físicas 
 
 Metais 
 
Brilham quando polidos, conduzem calor e eletricidade, possuem alto ponto de 
fusão, podem se transformados em fios (dúcteis) e são maleáveis (podem ser 
transformados em lâminas). São sólidos em temperatura ambiente (exceto o mercúrio, 
Hg, que é líquido). 
 
 Não metais (ametais) 
 
Não têm brilho nem conduzem calor e eletricidade e apresentam ponto de fusão 
baixo (exceção é o carbono: PF = 3.500º C). 
 
 Semimetais 
 
Apresentam propriedades intermediárias, com algumas semelhanças. 
 
 Gases nobres 
Raros ou inertes, não se combinam com outros elementos (nobres não se 
misturam). 
 
 
 
 
 
 
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23 
 
 
 
 
 
 
 Quanto ao elétron de diferenciação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 - NOMES DAS FAMÍLIAS DOS ELEMNTOS REPRESENTATIVOS 
 
1 A – metais alcalinos 
2 A – metais alcalinos terrosos 
3 A – família do Boro 
4 A – família do Carbono 
5 A – família do Nitrogênio 
6 A – família dos calcogênios 
7 A – família dos halogênios 
8A ou zero – família dos gases nobres 
 
 
 
 
 
5s1 
6s
1
 
7s1 
3s2 
 
2s2 
3d
10
 
4d
10
 
5d
10
 
6d
10
 7p
1 7p2 7p3 7p4 7p5 7p6 
4p3 
5p
3
 
3p2 
 
4p2 
 
5p2 
6p2 
3p
4 
4p4 
5p4 
6p4 
3p
5 
4p5 
5p5 
6p5 
3p6 
 
4p6 
 
5p6 
6p6 
3p
1 
4p1 
5p1 
6p1 
3p3 
6p3 
2p1 2p
2 2p3 2p4 2p5 2p6 
1s
2
 1s
1
 
2s1 
3s1 
4s1 4s2 
5s2 
6s
2
 
7s2 
3d1 
4d1 
 
3d
2 
4d
2 
 
5d2 
 
6d2 
 
3d
3 
 4d3 
 
5d3 
 
6d3 
 
3d4 
1s1 
4d
4 
 
5d4 
 
6d4 
 
3d
5 
4d
5 
 
5d5 
 
6d5 
 
3d
6 
 
4d6 
5d6 
 
6d6 
 
1s1 
1s1 
1s
1
 
1s1 
3d
7 
1s1 
4d7 
 
5d7 
 
6d7 
3d
8 
4d8 
5d8 
6d8 
3d9 
4d9 
5d9 
6d9 
4f1 4f
2 4f3 4f4 4f5 4f6 4f7 4f8 4f9 4f
10 4f11 4f12 
 
4f13 4f14 5d1 
5f1 5f
2 5f3 5f4 5f5 5f6 5f7 5f8 5f9 5f
10 5f11 5f12 
 
5f13 5f14 6d1 
 
 
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24 
3 - PROPRIEDADES APERIÓDICAS E PERIÓDICAS 
 
 PROPRIEDADES APERIÓDICAS 
 São aquelas que aumentam ou diminuem com o número atômico. 
1 – A massa atômica aumenta com o aumento do número atômico. 
 
 
 A 
 
 
 
 
 
 
 
 Z 
 
2 – O calor específico diminui com o aumento do número atômico. 
 
 C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Z 
 
 
 PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 São aquelas que, na medida em que o número atômico aumenta, assumem 
valores semelhantes para intervalos regulares, isto é, repetem-se periodicamente. 
 
1 – Raio Atômico 
 É a distancia entre o centro do núcleo e a última camada de um átomo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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25 
 
Obedece aos seguintes critérios: 
- quanto maior o número de camadas, maior o raio atômico, nos períodos aumenta da 
direita para esquerda. 
- quanto maior o número de prótons, maior a atração sobre os elétrons, nas famílias 
aumenta de cima para baixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 – Potencial de ionização ou energia de ionização. 
 É a energia necessária para se retirar um ou mais elétrons da última camada de 
um átomo no estado gasoso. 
Obedece aos seguintes critérios: 
- Nos períodos aumenta da esquerda para direita. 
- nas famílias aumenta de baixo para cima. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 – ELETROAFINIDADE OU AFINIDADE ELETRÔNICA 
 É a energia liberada quando um átomo isolado no estado gasoso recebe um 
elétron, transformando-se em um íon negativo (ânion). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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26 
Obedece aos seguintes critérios: 
- Nos períodos aumenta da esquerda para direita. 
- nas famílias aumenta de baixo para cima. 
- não é definida para os gases nobres 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 – ELETRONEGATIVIDADE 
 
É a medida da força de atração dos elétrons de uma ligação pelos átomos, ou seja, a 
tendência dos átomos em receber elétrons. 
 
Obedece aos seguintes critérios: 
- Nos períodos aumenta da esquerda para direita. 
- nas famílias aumenta de baixo para cima. 
- não é definida para os gases nobres 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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27 
5 – DENSIDADE 
 
 Determinada experimentalmente; verifica-se que a densidade aumenta das 
extremidades para o centro inferior da tabela, sendo o Ósmio o elemento mais denso 
(22,5g/mL). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 - PONTOS DE FUSÃO (PF) E DE EBULIÃO (PE) 
 
 Determinados experimentalmente apresentam algumas peculiaridades: 
- nas famílias 1 A e 2 A aumentam de baixo para cima. 
- o carbono tem PF = 3.500º C e PE = 4.800º C 
- para os demais elementos, aumentam das extremidades para o centro inferior da 
tabela. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TEXTO DE FINALIZAÇÃO DA UNIDADE. 
 
 Acabamos de aprender os conceitos básicos da Química, descobrimos o que é 
um átomo os seus modelos principais, algumas das suas características e 
propriedades, também vimos à famosa tabela periódica, aprendemos como utilizá-la, 
sem nunca decorar, pois ela foi feita para se consultar, decorar jamais. O estudo das 
propriedades dos elementos será utilizado como base de novos estudos. 
 
É HORA DE SE AVALIAR! 
 
 
 
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28 
Não se esqueça de realizar as atividades desta unidade de estudo, presentes no 
caderno de exercício! Elas irão ajudá-lo a fixar o conteúdo, além de proporcionar sua 
autonomia no processo de ensino-aprendizagem. Caso prefira, redija as respostas no 
caderno e depois às envie através do nosso ambiente virtual de aprendizagem (AVA). 
Interaja conosco! 
 
 
01. Um termo químico, principalmente na linguagem cotidiana, pode ter significados 
diversos, dependendo do contexto em que se encontra. Considere as seguintes 
frases: 
 
I. A água é composta de hidrogênio e oxigênio; 
II. O hidrogênio é um gás inflamável; 
III. O ozônio é uma das formas alotrópicas do oxigênio; 
IV. O gás hidrogênio reage com o gás oxigênio para formar água. 
V. A água é constituída por dois hidrogênios e um oxigênio; 
Com relação ao significado dos termos sublinhados, é incorreto afirmar: 
a) Água significa substância química em I e molécula de água em V; 
b) Hidrogênio em II significa substância química; 
c) Hidrogênio em IV significa substância química, e em V, átomos de hidrogênio; 
d) O significado de oxigênio em III e V é o mesmo; 
e) Oxigênio em V significa átomo de oxigênio; 
 
02. O rótulo de uma garrafa de água mineral está reproduzido a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com base nessas informações, podemos classificar a água mineral como: 
 
a) substância pura; d) mistura homogênea; 
b) substância simples; e) suspensão coloidal. 
c) mistura heterogênea; 
 
03. Entre os conjuntos de características abaixo, o que melhor descreve o elétron 
quando comparado ao próton é: 
 
COMPOSIÇÃO QUÍMICA PROVÁVEL 
 
Sulfato de cálcio 0,0038 mg / L 
Bicarbonato de cálcio 0,0167 mg / L 
 
 
 
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29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
04. O íon 24Mg12 2+ possui: 
 
a) 12 prótons, 12 elétrons e 12 nêutrons. 
b) 12 prótons, 12 elétrons e carga zero. 
c) 12 prótons, 12 elétrons e 10 nêutrons. 
d) 12 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons. 
e) 12 prótons, 12 elétrons e carga +2. 
 
05. A luz amarela das lâmpadas de vapor de sódio usadas na iluminação pública é 
emitidapelo decaimento da energia de elétrons excitados no átomo de sódio. No 
estado fundamental, certo elétron deste elemento se encontra no segundo nível de 
energia, num orbital p. 
 
Os valores dos números quânticos que podem caracterizar esse elétron são: 
a) n = 2; l = 1; m = 2; s = –1/2 
b) n = 2; l = 2; m = –2; s = –1/2 
c) n = 2; l = 1; m = –1; s = - 1/2 
d) n = 2; l = 0; m = 0; s = +1/2 
 
06. O último elétron de um átomo tem números quânticos, principal e secundário, 
respectivamente, 4 e 0 (quatro e zero). Sabendo-se que este é o único elétron do 
subnível mencionado, a carga nuclear do átomo deve ser: 
 
a) 19+ b) 11+ c) 24+ d) 29+ e) 4+ 
 
07. Sendo o subnível 4s1 (com um elétron) o mais energético de um átomo, podemos 
afirmar que: 
 
I. O número total de elétrons deste átomo é igual a 19; 
II. Este átomo apresenta 4 camadas eletrônicas; 
III. Sua configuração eletrônica é: 1s2; 2s2; 2p6; 3s2; 3p6; 3d10; 4s1 
a) apenas a afirmação I é correta d) as afirmações I e II são corretas 
b) apenas a afirmação II é correta e) as afirmações I e III são corretas 
c) apenas a afirmação III é correta 
 
 Sinal da carga 
elétrica 
Quantidade de 
carga elétrica 
Massa 
a) Diferente Igual Diferente 
b) Diferente Diferente Igual 
c) Igual Diferente Igual 
d) Igual Diferente Diferente 
e) Igual Igual Igual 
 
 
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30 
08. Conhece-se, atualmente, mais de cem elementos químicos que são, em sua 
maioria, elementos naturais e, alguns poucos, sintetizados pelo homem. Esses 
elementos estão reunidos na Tabela Periódica segundo suas características e 
propriedades químicas. Em particular, os Halogênios apresentam: 
 
a) o elétron diferenciador no antepenúltimo nível; 
b) subnível f incompleto; 
c) o elétron diferenciador no penúltimo nível; 
d) subnível p incompleto; 
e) subnível d incompleto. 
 
 
09. Há alguns anos foi divulgada pela imprensa a seguinte notícia: 
―Uma equipe de cientistas americanos e europeus acaba de acrescentar dois novos 
componentes da matéria à tabela periódica de elementos químicos, anunciou o 
laboratório nacional Lawrence Berkeley (Califórnia). Estes dois recém-chegados, 
batizados elementos 118 e 116, foram criados em abril num acelerador de partículas, 
através do bombardeamento de objetivos de chumbo com projéteis de criptônio, 
precisou o comunicado do laboratório, do Departamento Americano de Energia. A 
equipe que ‗criou‘ os dois novos elementos é composta de cientistas europeus e 
americanos.‖ 
Diário Catarinense - 13/06/99. 
Com base neste texto, defina as proposições como verdadeira ou falsa de acordo com 
a classificação periódica atual. Justifique 
 
01. O elemento de número 118 será classificado como um gás nobre. 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
 
02. O elemento de número 116 será classificado como pertencente à família dos 
halogênios. 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
 
03. Os dois novos elementos pertencerão ao período número 7. 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
 
04. O elemento chumbo utilizado na experiência é representado pelo símbolo Pb. 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
 
 
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31 
 
 
05. O novo elemento de número 118 tem 8 elétrons no último nível, quando na sua 
configuração fundamental. 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
 
 
10. Dados os elementos A, B e C sabe-se que: 
 
• A e C são isótopos, sendo que A tem um nêutron a menos que C. 
• B e C são isóbaros. 
• C tem número de massa e número atômico 4 vezes maior que os do flúor. 
• B tem o mesmo número de nêutrons do átomo A. 
Indique, para os elementos A, B e C: 
 
a) Os números atômicos e os números de massas; 
b) Os números de prótons, nêutrons e elétrons; 
c) As configurações eletrônicas. 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Texto de indicação para próxima unidade 
 
 A unidade que se segue tem como objetivo aumentar nossa 
satisfação ao observarmos o mundo da Química. Nesta unidade 
entenderemos como se formar as moléculas consequentemente 
as substancias químicas os vários tipos de moléculas e a 
interação entre elas. 
 
 
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32 
UNIDADE 02 
 
AS SUBSTÂNCIAS QUÍMICAS E SUAS 
PROPRIEDADES 
 
Na segunda unidade, estudaremos as substâncias químicas, como elas se 
formam suas características principais e as interações químicas. 
 
OBJETIVOS DA UNIDADE: 
• Identificar os tipos de ligações químicas e como elas ocorrem. 
• Compreender a polaridades das moléculas. 
• Conhecer as funções da Química Inorgânica. 
• O que são ácidos, sais e óxidos. 
• Compreender como funcionam as reações da Química Inorgânica. 
 
 PLANO DA UNIDADE: 
• As substâncias químicas e suas propriedades 
• Ligações químicas 
• Polaridades das moléculas 
• Reações químicas. 
• Funções da química inorgânica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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33 
 
LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
1- LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE 
 
Átomos que formam íons com facilidade tendem a construir entre si um tipo de 
ligação conhecida como ligação iônica ou eletrovalente. É o que ocorre entre átomos 
que apresentam facilidade para perder elétrons e átomos com facilidade em receber 
elétrons. É devido a essa complementaridade que os átomos com 1, 2 ou 3 elétrons na 
última camada (geralmente metais) tendem a perdê-los para os átomos que possuem 
5, 6 ou 7 elétrons em tal camada (geralmente não metais). Nessa transferência de 
elétrons, os átomos obedecem à regra do octeto, ou seja, ficam ambos com 8 elétrons 
na última camada, formando uma ligação iônica. A ligação iônica é a única em que 
ocorre transferência definitiva de elétrons. 
As estruturas formadas na ligação iônica são eletricamente neutras. Os íons 
positivos são estabilizados eletricamente pela presença de íons negativos, formando 
conjunto estáveis, onde a soma das cargas elétricas é igual à zero. 
 
Ex: NaCl 
 
11Na 1s
22s22p63s1  1 elétron na última camada 
 
17Cl 1s
22s22p63s23p5  7 elétrons na última camada 
 
Al2S3 
 
13 Al 1s
22s22p63s23p1  3 elétrons na última camada 
 
16 S 1s
22s22p63s23p4  6 elétrons na última camada 
 
 
 
Da ligação iônica resultam compostos ou aglomerados iônicos 
Exemplo: 
 
 
 
 
CLASSIFICAÇÃO 
PROPRIEDADES Metal Ametal, semimetal e 
hidrogênio 
TENDÊNCIA Doar elétrons e formar 
cátions 
Receber elétrons e 
formar ânions 
FÓRMULA C +y A –x 
INTERAÇÃO CxAy 
O número de cátions pode ser diferente do número de ânions. A soma das cargas 
positivas e negativas temque ser zero. 
X = carga do ânion 
Y = carga do cátion 
 
 
 
 
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34 
 NaCl 
 
11Na  1s
2 2s2 2p6 3s1  1 e – na última camada (doa) 
 
17Cl  1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5  7 e – na última camada (recebe) 
 
Na+ Cl –  NaCl 
 
 K2O 
 
19Ka  1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1  1 e – na última camada (doa) 
8O  1s
2 2s2 2p4  6 e – na última camada (recebe) 
 
K+ O –2  K2O 
 
 
2- LIGAÇÃO COVALENTE 
 Ocorre entre ametais, entre hidrogênios ou ambos. Os átomos adquirem a 
estabilidade compartilhando pares de elétrons. As substâncias resultantes desse tipo 
de ligação são moleculares, ou seja, formados por moléculas. 
 
2.1- LIGAÇÃO COVALENTE COMUM 
 Os átomos podem ser iguais ou diferentes e o par de elétrons é composto de um 
elétron de cada átomo, que depois de formado passa a ser propriedade dos átomos 
ligantes. 
 A Valência de cada átomo é dada pelo número de elétrons que precisam 
compartilhar (números de pares) para ficar estáveis. As moléculas podem ser 
representadas pelas fórmulas eletrônicas (Lewis), estrutural (cada par de elétrons é 
representado pó um traço) e molecular. 
Exemplo: 
 
 CO2 
 
6C 1s
22s22p2  4 elétrons na última camada 
 
8O 1s
22s22p4  6 elétrons na última camada 
 
 = = 
 
 
 
C O O 
 
 
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2.2- LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA 
 
 Esta ligação é um tipo de ligação covalente que ocorre quando um dos átomos 
já atingiu a estabilidade, com oito elétrons na camada de valência, e o outro 
participante necessita ainda de dois elétrons para completar a sua camada de valência. 
 O átomo que já adquiriu a estabilidade por meio de ligações anteriores 
compartilha um par de elétrons com o outro átomo ainda instável. É semelhante à 
ligação covalente comum, na medida em que existe um compartilhamento de um par 
de elétrons: como não existe transferência definitiva de elétrons, não há formação de 
íons. 
 
Exemplo: 
 
 SO2 
 
16S 1s
22s22p63s23p4  6 elétrons na última camada 
 
8O 1s
22s22p4  6 elétrons na última camada 
 
 O S O 
 
3- POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
 
• Nas moléculas iônicas 
 Toda molécula iônica é polar, pois possui pólos (positivo e negativo ). 
Exemplo: 
CLASSIFICAÇÃO 
PROPRIEDADES Ametal, semimetal e 
hidrogênio 
Ametal, semimetal e 
hidrogênio 
TENDÊNCIA Receber ou compartilhar 
elétrons. 
Receber ou 
compartilhar 
elétrons. 
 
FÓRMULA ExFy 
 
INTERAÇÃO E F 
X = elétrons compartilhados por E = 
valência de E . 
Y = elétrons compartilhados por F = 
valência de F 
 
X O 
X O 
X O 
 
Permanecem ligados 
pelos pares de 
elétrons que são 
formados 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Na+Cl – 
 
• Nas moléculas covalentes 
 Podem surgir pólos positivos e negativos em uma molécula. Dependendo da 
diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes. 
 Quando os átomos são iguais, a diferença de eletronegatividade entre ele é zero 
e a molécula é apolar (não tem pólos). 
Exemplo: 
 
- Carga parcial positiva 
 
- Carga parcial negativa 
 
 Uma maneira de determinar a polaridade de é através da observação da simetria 
molecular. Assim temos: 
 
 Moléculas simétricas  são apolares 
 Moléculas assimétricas  são polares 
 
 
Moléculas simétricas = molécula apolar 
 
 
 
 
Moléculas simétricas molécula polar 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nº de pares 
eletrônicos 
ao redor de 
átomo 
central 
Nº de grupos 
iguais ligados 
ao átomo 
central 
Nº de pares 
eletrônicos 
ao redor de 
átomo 
central 
Nº de grupos 
iguais ligados 
ao átomo 
central 
Observações: 
1. Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares. 
Exemplos: 
 H2, O2, N2, F2 
2. Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são sempre polares. 
Exemplos: 
 HCl, HF, HBr, CO 
 
 
 
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37 
 
4- LIGAÇÃO METÁLICA 
 
 Os metais têm em sua ultima camada 1, 2 ou 3 elétrons . Quando encontram 
átomos de ametais, transferem esses elétrons como vimos no estudo da ligação iônica. 
 Todavia, quando os átomos de metais estão isolados, os elétrons formam uma 
nuvem, que envolve o aglomerado de átomos, deixando-os estáveis. Átomos 
agrupados por esse processo formam sólidos com infinitos átomos (exceto o mercúrio 
que é líquido), devendo sua fórmula ser escrita da seguinte forma, Pbn, em que n 
representa um numero infinito de átomos. 
 A nuvem de elétrons, que envolve os átomos é a responsável pelos metais 
conduzirem eletricidade. 
Exemplo: 
- ouro 18 quilates – ouro e cobre 
- bronze – cobre e estanho 
- latão – cobre e zinco 
 
 
 
 
 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX 
 
 É o número real ou aparente que corresponde à carga ou valência do átomo, ou 
seja, A carga que um átomo adquire quando participa de uma ligação química. 
 
 
 Regras para atribuição de NOX 
 
1. A soma dos NOX de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou 
molecular é sempre igual à zero. 
 
2. O NOX de cada átomo em uma substância simples é sempre igual à zero. 
 Ex: N2, O3, H2, S8, Al. 
 
3. Metais alcalinos (Grupo 1A ): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr  NOX fixo = +1 
 
4. Metais alcalinos-terrosos (Grupo 2 A ): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra NOX fixo = +2 
 
5. Os metais prata (Ag), zinco (Zn) e alumínio (Al), quando formam compostos, 
apresentam tendência de doar, respectivamente, 1, 2 e 3 elétrons. Logo: NOX 
Ag = +1, NOX Zn = +2 e NOX Al = +3. 
 
 
 
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38 
6. O elemento flúor (F), por ser o mais eletronegativo de todos os elementos, 
sempre terá a tendência de receber um elétron, logo NOX fixo = –1. 
 
7. Hidrogênio (H) na maioria de seus compostos NOX = +1, somente quando 
ligado a metal NOX = –1 
 
8. O NOX do elemento oxigênio (O), na maioria dos seus compostos, é igual a –2. 
Porém, ele também pode valer +2, -1 e –1/2( nos superóxidos). 
 
9. Os halogênios (Cl, Br, I e At) apresentam NOX = -1 em compostos com dois 
elementos e que não é o oxigênio. 
 
10. Num íon, a somatória dos NOX de cada elemento é igual à carga do íon. 
 
 
 
 
 
 
FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 Na química, de modo geral, todas as substâncias são classificadas em funções 
químicas. A função química é um grupo de substâncias com propriedades químicas 
semelhantes chamadas de propriedades funcionais. 
 Assim vamos dar início aos estudos das funções inorgânicas, observe o 
esquema: 
 
 
 
 
 
 
 
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39 
I- ÁCIDOS 
 Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+. Quando um ácido 
entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+. 
 
Exemplos: 
 
HF + H2O  H
+ + F- 
H2S + H2O  2H
+ + S-2 
H2SO4  2H
+ + SO4
2- 
 Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula. 
As principais características dos ácidos são: 
- sabor azedo (em geral, tóxicos e corrosivos); 
- conduzem eletricidade em solução aquosa; 
- reagem com base formando sal e água. 
• Usos 
- Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o 
consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo 
e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de 
fertilizantes, compostos orgânicos, na limpezade metais e ligas metálicas (aço). 
- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. 
O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante 
e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido 
muriático é o ácido clorídrico diluído a 15%, em média. 
- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, marcações nos vidros 
(em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele. 
- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e 
de compostos orgânicos. 
• Classificação 
1- Quanto à presença de oxigênio 
- ácidos sem oxigênio 
 
 
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 Hidrácidos 
Exemplos: 
HCl, HBr 
- ácidos com oxigênios 
 Oxiácidos 
Exemplos: 
H2SO4, HNO3 
 
2- Quanto ao número de H+ ionizáveis 
 monoácido – produz 1 H+ 
Exemplos: HCl, HNO3 
 diácido – produz 2H+ 
Exemplos: H2SO4, H2CO3 
 triácido – produz 3 H+ 
 
Exemplos: H3PO4, H3BO3 
 tetrácidos – 4H+ 
Exemplo: H4SiO4 
Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H+ ionizáveis. 
3- Quanto à força ácida (grau de ionização): 
 Hidrácidos: 
Fortes: HCl, HBr 
 
Moderado: HF 
 
Fracos: os demais hidrácidos 
 
 
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 Oxiácidos: 
Sendo a fórmula genérica: HxEOy, 
Onde: 
H = hidrogênio 
E = elemento químico 
O = oxigênio 
x = número de H 
y = número de O 
Se y – x: 
 
3 ou 2 = ácido forte 
1 = ácido moderado 
0 = ácido fraco 
Exemplos: 
 
HNO3  3-1=2  ácido forte 
H3PO4  4-3=1  ácido moderado 
H3BO3  3-3=0  ácido fraco 
4. Nomenclatura 
a) Hidrácidos 
Ácido + nome do elemento + ídrico 
Exemplos: 
 
HCl – ácido clorídrico 
H2S – ácido sulfídrico 
b) Oxiácidos 
Ácido + nome do elemento + oso / ico 
 
 
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Exemplos: 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
HNO3 – ácido nítrico 
H3PO4 – ácido fosfórico 
HClO3 – ácido clórico 
H2CO3 – ácido carbônico 
 
 Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar 
nome aos demais oxiácidos. Se diminuirmos o número de oxigênio destes ácidos, 
utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois oxigênios, adicionamos HIPO antes 
do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o número de oxigênio, colocamos o 
prefixo PER na frente do elemento. 
Veja os exemplos: 
 
H2SO5 – ácido persulfúrico 
H2SO4 – ácido sulfúrico 
H2SO3 – ácido sulfuroso 
H2SO2 – ácido hiposulfuroso 
Então: 
 
Ácido per+elemento+ico 
Ácido+ elemento+ico 
Ácido + elemento+oso 
Ácido+ hipo+elemento+oso 
II- BASES 
 Base é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação liberando 
como único ânion o OH- (hidroxila). 
 
Exemplos: 
NaOH Na+ + OH- 
 
Mg(OH)2 Mg
2+ + 2OH- 
 
 
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Al(OH)3 Al
3+ + 3OH- 
 Identifica-se uma base pela presença de OH- no lado direito da fórmula. 
 
 As principais características das bases são: 
 
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que ―prende‖ a 
língua); 
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água); 
-reagem com ácidos formando sal e água. 
1- USOS 
- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e 
corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para 
preparar sabão e outros compostos orgânicos. 
 
- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É também 
chamado de leite de magnésia. 
 
 
 
 
 
 
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- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal 
extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O 
hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal. 
 
- Hidróxido de amônio (NH4OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou 
amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e 
irritante aos olhos. 
 
 
2- CLASSIFICAÇÃO 
a) Quanto ao número de OH- dissociadas: 
 
 Monobase – possui uma OH- 
Exemplo: 
NaOH, NH4OH 
 Dibase- possui dois OH- 
Exemplos: 
Mg(OH)2, Fe(OH)2 
 Tribase – possui três OH- 
Exemplos: 
 Al(OH)3, Fe(OH)3 
 Tetrabase – possui quatro OH- 
 
 
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Exemplos: 
Pb(OH)4, Sn(OH)4 
b) Quanto a força Básica ou Grau de Dissociação: 
 Base Forte 
 Tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e 
alcalinos terrosos (família 2 A). 
 
Exemplos: 
NaOH, KOH, Ca(OH)2 
 
Exceção: Mg(OH)2 que é uma base fraca. 
 Base Fraca 
Tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)2 e 
NH4OH. 
c) Quanto à solubilidade em Água: 
 Solúveis 
- bases dos metais alcalinos e o NH4OH. 
 
Exemplos: 
KOH, NaOH, LiOH, NH4OH. 
 Pouco solúveis 
- bases dos metais alcalinos terrosos. 
Exemplos: 
Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2. 
 Insolúveis 
- demais bases. 
 
 
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Exemplos: 
Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2 
d) Nomenclatura 
 Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo: 
Hidróxido de + nome do elemento 
Exemplos: 
 
NaOH (nox +1) – hidróxido de sódio 
Mg(OH)2 (nox +2) – hidróxido de magnésio 
Ca(OH)2 (nox +2) – hidróxido de cálcio 
 Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável: 
 
Hidróxido de + nome do elemento + OSO/ICO 
OSO – menor Nox 
ICO – maior nox 
Ou ainda: 
Hidróxido de + nome do elemento + número do NOX em romano 
O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO. 
Exemplos: 
 
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III 
 
III- ÓXIDOS 
 
 
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 Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. Formam 
compostos binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química. 
 
A água (H2O) é um óxido vital para nossa sobrevivência. 
 
 
O gás carbônico (CO2) é um óxido considerado como a base da vida dos vegetais e dos animais 
que deles se alimentam, pois participa do processo de fotossíntese. 
Outros exemplos: 
Na2O, MgO, Al2O3, FeO. 
 Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o oxigênio o elemento 
mais eletronegativo e do lado direito da fórmula. Portanto, não existe um óxido com 
flúor. 
1- USOS 
- Óxido de cálcio (CaO) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento, 
tijolo, cerâmicas. Age como fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir a 
acidez do solo. Pode ser chamado de cal viva ou cal virgem. 
 
 
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- Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a 
forma de vida na Terra está associada a este óxido. 
- Dióxido de carbono (CO2) – é o gás carbônico obtido como subproduto de várias 
reações industriais. Usado em refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-
seco. Participa da fotossíntese das plantas. 
- Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de 
palhaços. Usado também como protetor solar. 
- Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que se 
decompõe rapidamente. É usado como bactericida e para branqueamento de cabelos, 
fibras e papel. 
 
2- Classificação: 
a) Quanto à acidez ou alcalinidade 
 Óxidos Básicos:Reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água. 
 
Exemplos: 
 
Na2O + H2O  2NaOH 
2Na2O + 2HCl  2NaCl + H2O 
 
 
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 São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. 
Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+. 
 Óxidos Ácidos: 
 Reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água. 
 
Exemplos: 
 
SO3 + H2O → H2SO4 
SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O 
 São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado. 
 Óxidos Anfóteros: 
 Comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem 
com ácido forte ou base forte. 
 
Exemplos: 
 
ZnO + HCl  ZnCl2 + H2O 
 
ZnO + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2O 
 
 São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.Podem ser formados por: Zn, 
Pb, Sn, As, Sb. 
 Óxidos neutros: 
 Não reagem com água, nem com ácido e nem com base. 
 
Exemplos: 
CO, N2O, NO. 
 
São gases e moleculares, formados por ametais. 
 
 
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 Peróxidos: 
 Reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2). 
 
Exemplos: 
 
Na2O2 + 2H2O  2NaOH + H2O2 
Na2O2 + H2SO4  Na2SO4 + H2O2 
Na2O2 – peróxido de sódio 
H2O2 – peróxido de hidrogênio 
3- Nomenclatura 
a) Óxidos com NOX fixo: 
 Em geral, metais alcalinos (1 A) e alcalinos terrosos (2 A) 
Óxido de + nome do elemento 
Exemplos: 
 
Na2O – óxido de sódio 
CaO – óxido de cálcio 
b) Óxidos com NOX variável: 
Óxido de + nome do elemento + ICO/OSO 
ICO – NOX maior 
OSO – NOX menor 
Exemplos: 
Fe2O3– (Fe com nox 3+) – óxido férrico 
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso 
Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal. 
 
 
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Exemplos: 
Fe2O3 – óxido de ferro III 
FeO – óxido de ferro II 
Pode-se usar ainda a nomenclatura que indica o número de átomo de oxigênios e o 
número de átomos do elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos. 
Mono Mono 
Di + óxido de + Di + nome do elemento 
Tri Tri 
Exemplos: 
 
CO – monóxido de carbono 
CO2 – dióxido de carbono 
SO3 – trióxido de enxofre 
N2O3 – trióxido de dinitrogênio 
 
IV- SAIS 
 Sal é toda substância que em solução aquosa, sofre dissociação liberando pelo 
um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-. 
 
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a 
reação de neutralização, formando também água. 
 
Exemplos: 
 
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
 ácido base sal água 
As principais características são: 
 Conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução 
aquosa, porque nestes casos há elétrons livres; 
 Geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm). 
 
 
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52 
1 – USOS 
- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como 
sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de 
soda cáustica e gás cloro. 
 
- Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a 
fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina. 
- Carbonato de cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, 
calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na 
produção de cimento e de cal virgem (CaO). Reduz a acidez do solo. 
 
 mármore estalactite e estalagmite nas cavernas 
- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como antisséptico e alvejante (clareamento de 
roupas). 
 2- Nomenclatura 
O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou: 
 
 
 
 
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53 
Assim: 
ÁCIDO SAL 
ÍDRICO ETO 
ICO ATO 
OSO ITO 
Nome do Sal: 
Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de 
origem 
 
Exemplo: 
HCl + NaOH  NaCl + H2O 
ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água 
Outros nomes: 
CaF2 – fluoreto de cálcio 
NaBr – brometo de sódio 
Li2(SO4) – sulfato de lítio 
KNO2 – nitrito de potássio 
Na2CO3 – carbonato de sódio 
 
 
 
REAÇÕES INORGÂNICAS 
 
1- Reação de Síntese ou Adição 
 A + B  AB 
Vários reagentes um só produto 
Exemplo: C + O2  CO2 
As reações de síntese poderão ser classificadas como totais ou parciais. 
 
a) Síntese Total = todos os reagentes são substâncias simples 
 
Exemplo: 
 S + O2  SO2 
 
 
 
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b) Síntese Parcial = quando dentre os reagentes encontramos substâncias 
compostas: 
 
Exemplo: 
 SO2 + ½ O2  SO3 
 
 Principais Reações de Síntese 
a) Óxido Básico + Água  Hidróxido 
 
Exemplo: 
 Na2O + H2O  2NaOH 
 
 
 
 
 
 
 
b) Anidrido + Água  Oxiácido 
Exemplo: 
 SO3 + H2O  H2SO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 H2O  ácido meta... 
Anidrido + 2H2O  ácido piro... 
 3H2O  ácido orto... 
 
Exemplo: 
 P2O3 + H2O  2HPO2 ácido metafosforoso 
 P2O3 + 2H2O  H4P2O5 ácido pirofosforoso 
 P2O2 + 3H2O  2H3PO3 ácido ortofosforoso 
 
c) Óxido Básico + Anidrido  Oxissal 
 
Exemplo: 
 CaO + SO3  CaSO4 
 
 
Observação 
Somente os óxidos básicos formados por metais alcalinos e alcalinos terrosos 
reagem satisfatoriamente com água. 
 
 
Atenção 
Nas fórmulas dos oxiácidos, deveremos primeiro escrever os hidrogênios e, por 
último, os oxigênios. 
 
 
 
Observação 
Alguns anidridos reagem com água em diferentes proporções. Os principais são 
os anidridos do fósforo (P2O3 e P2O5). 
 
 
 
 
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2- Reação de Análise ou Decomposição 
 AB  A + B 
 
Um só reagente  vários produtos 
 
Exemplo: 
 H2O  H2 + ½ O2 
 
 As decomposições também são classificadas como totais ou parciais. 
 
a) Decomposição Total = todos os produtos são substâncias simples 
 
b) Decomposição Parcial = dentre os produtos encontramos substâncias 
compostas 
 
 Principais Decomposições 
 
NH4OH  NH3 + H2O 
 
H2CO3  CO2 + H2O 
 
H2SO3  SO2 + H2O 
 
KClO3  KCl + 3/2 O2 
 
KBrO3  KBr + 3/2 O2 
 
NH4NO2  N2 + 2H2O 
 
 As decomposições podem receber nomes especiais. 
 
Pirólise - decomposição pelo calor (fogo) 
 
Fotólise - decomposição pela luz 
 
Eletrólise - decomposição pela eletricidade 
 
 
3- Reações de deslocamento ou simples troca 
 S.S + S.C  S.C. + S.S. 
 
 
S.S. - Substância Simples - S.C. – substancia composta. 
Exemplo: Zn + H2S  ZnS + H2 
 
4- Reações de dupla troca 
 
 S.C. + S.C.  S.C. + S.C. 
 
 
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 S.C. = Substância composta 
Exemplo: 
 NaOH + HCl  NaCl + H2O 
As principais reações de dupla-troca são as neutralizações: 
 Hidróxido + Ácido  Sal + água 
 
 
 
 
 
 A neutralização poderá ser total ou parcial. 
 Neutralização total - todos os H+ reagem com todos os OH- 
Exemplo: 
 2KOH + H2S  K2S + 2H2O 
 
 Neutralização parcial– não reagem todos H+ ou não reagem todas as OH – 
 
Exemplo-1: 
 
 KOH + K2S  KHS + H20 
 
Exemplo-2: 
 
 Ca(OH)2 + HCl  Ca(0H)Cl+ H20 
 
 Outras reações de dupla-troca 
 
 Ácido1 + Sal1  Sal2 + Ácido2 
 Hidróxido1 + Sal1  Sal2 + Hidróxido2 
 Sal1 + Sal2  Sal3 + 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Atenção: 
Nota: 
 
Estas reações só ocorrem quando um dos produtos é: 
• Mais volátil ou 
• Menos solúvel ou 
• Menos ionizável 
 
 
 
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TEXTO DE FINALIZAÇÃO DA UNIDADE. 
 Acabamos de conhecer com as substâncias são formadas, os vários tipos de 
classes de substâncias e as suas utilizações no nosso cotidiano, aprendemos também 
a construir os nomes dessas substâncias. Aprendemos ainda as reações químicas que 
ocorrem quando substâncias que interagem entre si podem provocar. Isso é a Química, 
presente em nosso dia-dia, em nossas vidas. 
 
É HORA DE SE AVALIAR! 
Não se esqueça de realizar as atividades desta unidade de estudo, presentes no 
caderno de exercício! Elas irão ajudá-lo a fixar o conteúdo, além de proporcionar sua 
autonomia no processo de ensino-aprendizagem. Caso prefira, redija as respostas no 
caderno e depois às envie através do nosso ambiente virtual de aprendizagem (AVA). 
Interaja conosco! 
 
01. Em relação ao cloreto de prata, pode-se afirmar que o tipo de ligação existente 
entre a prata e o cloro é: 
a) covalente polar d) metálica 
b) covalente dativa e) iônica 
c) covalente apolar 
 
02. A molécula de trióxido de enxofre (SO3) apresenta: 
 
a) 1 ligação iônica e 2 ligações covalentes. 
b) 2 ligações iônicas e 1 ligação covalente. 
c) 2 ligações duplas covalentes e 1 ligação covalente coordenada. 
d) 1 ligação dupla covalente e 2 ligações covalentes coordenadas. 
e) 2 ligações iônicas e 1 ligação covalente coordenada. 
 
03. Em vazamentos ocorridos em refinarias de petróleo, que extravasam para rios, 
lagos e oceanos, verifica-se a utilização de barreiras de contenção para evitar a 
dispersão do óleo. Nesses casos, observa-se a formação de um sistema 
heterogêneo onde o petróleo fica na superfície desses recursos hídricos. Sobre 
o sistema acima descrito é correto afirmar que a água e o petróleo não se 
misturam por que: 
 
a) se apresentam em estados físicos diferentes; 
b) apresentam densidades diferentes, e o petróleo fica na superfície devido a sua maior 
densidade; 
c) apresentam moléculas com polaridades diferentes, e o petróleo fica na superfície 
devido a sua menor densidade; 
d) a viscosidade da água é maior que a do petróleo; 
e) a elevada volatilidade do petróleo faz com que este fique na superfície; 
 
 
 
 
 
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04. Em razão da produção de alimentos em escala cada vez maior, os nutrientes do 
solo que dão vida às plantas vão se esgotando. Para supri-los, produtos 
químicos conhecidos como fertilizantes são incorporados à terra em quantidades 
crescentes. A incorporação desses produtos químicos traz benefícios e também 
malefícios, pois, entre outros problemas, pode tornar o solo ácido e impróprio ao 
cultivo. Para correção da acidez do solo, o procedimento de rotina é a calagem 
através da incorporação de um óxido básico. 
 É correto afirmar que esse óxido básico pode ser: 
 
a) MgO2 b) CaO c) SO2 d) NaO e) CO 
 
05. Muitos produtos químicos estão presentes no nosso cotidiano, como por 
exemplo, o leite de magnésio, vinagre, calcáreo, a soda cáustica, entre outros. 
Estas substâncias citadas pertencem, respectivamente, às funções químicas: 
 
a) ácido, base, sal e base; d) ácido, base, base e sal; 
b) base, sal ,ácido e base; e) sal, ácido, sal e base; 
c) base, ácido, sal e base 
 
06. Um sensor químico desenvolvido por uma universidade norte-americana é 
utilizado para detectar compostos de enxofre, tais como o sulfito ferroso e o 
sulfito de hidrogênio, provenientes de vulcões marinhos. Tais compostos podem 
ser úteis para indicar a presença de tipos de bactérias utilizadas na fabricação 
de certos medicamentos. As fórmulas químicas do sulfito ferroso e do sulfito de 
hidrogênio são respectivamente: 
 
a) FeSO3 e H2S d) FeSO4 e H2SO4 
 
b) FeSO3 e H2SO3 e) Fe2(SO3)3 e H2SO3 
 
c) Fe2S3 e H2SO3 
 
07. Quando se lava um ferimento com solução a 3% de peróxido de hidrogênio, 
H2O2, obtido em farmácias como água oxigenada, a solução borbulha indicando 
que houve interação com um componente presente no sangue produzindo gás. 
Assinale a afirmativa correta: 
 
a) Hidrogênio b) Oxigênio c) Hidrogênio e oxigênio 
d) Gás carbônico e) nra 
08. O número de elétrons de valência (que contribui para ligação química) do 
elemento lítio é: 
 
a) 5 b) 4 c) 3 d) 2 e) 1 
 
09. O tratamento da água é fruto do desenvolvimento científico que se traduz em 
aplicação tecnológica relativamente simples. Um dos processos mais comuns 
para o tratamento químico da água utiliza cal virgem (óxido de cálcio) e sulfato 
de alumínio. Os íons alumínio, em presença de íons hidroxila, formam o 
 
 
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hidróxido de alumínio que é pouquíssimo solúvel em água. Ao hidróxido de 
alumínio formado adere a maioria das impurezas presentes. Com a ação da 
gravidade, ocorre a deposição dos sólidos. A água é então separada e 
encaminhada a uma outra fase de tratamento. 
 
a) Que nome se dá ao processo de separação acima descrito que faz uso da ação 
da gravidade? 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
b) Por que se usa cal virgem no processo de tratamento da água? Justifique 
usando equação (ões) química(s). 
 ___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
 
c) Em algumas estações de tratamento de água usa-se cloreto de ferro (III) em 
lugar de sulfato de alumínio. Escreva a fórmula e o nome do composto de ferro 
formado nesse caso. 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
10. O NaHCO3, carbonato monoácido de sódio, mais conhecido como 
bicarbonato de sódio é usado como fermento químico porque, quando aquecido, 
produz? 
 
___________________________________________________ 
___________________________________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C 
 
 
 
 
 
Texto de indicação para próxima unidade 
 
 A próxima unidade nos levará a entender certos termos 
usados no nosso dia – dia, por exemplo: álcool 92º , 
descobriremos porque que certo alimentos estragam mais rápido 
do que outro. 
 
 
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UNIDADE 03 
 
CONCEITOS DE SOLUÇÃO 
E CINÉTICA QUÍMICA 
 
Nesta estudaremos o que é solução e suas concentrações e o uso desses 
conceitos no cotidiano, veremos ainda a velocidade das reações o que fazer para 
acelerar ou retardar as reações químicas. 
 
OBJETIVOS DA UNIDADE: 
• Identificar uma solução. 
• Solubilidade, diluir e concentrar uma solução. 
• Compreender o significado das concentrações. 
• Aprender a calcular as velocidades das reações. 
• Como alterar a velocidade da reação química. 
• 
 PLANO DA UNIDADE: 
 
• Conceitos de solução. 
• Solubilidade. 
• Concentração 
• Cinética química. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SOLUÇÕES 
 
 São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. 
 Solução = Soluto + Solvente 
 
Onde: 
Soluto = Substância que será dissolvida, presente em menor quantidade (menor no de 
mols ou moléculas). 
Solvente = Substância que vai promover a dissolução, presente em maior 
quantidade (em maior no de mols ou moléculas). 
 
Exemplo:Solução aquosa de NaCl  Soluto = NaCl Solvente = Água 
 
1 – CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
 
 De acordo com a natureza do soluto 
 
a) Soluções Moleculares - Quando as partículas dispersas são moléculas. 
Exemplo: 
 Solução aquosa de glicose. 
 
b) Soluções iônicas ou eletrolíticas - neste caso as partículas dispersas são íons 
resultantes da ionização ou dissociação de ácidos, hidróxidos ou sais. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 De acordo com a proporção entre soluto e solvente. 
a) Diluídas - contém pouco soluto em relação à quantidade de solvente. 
b) Concentradas - possuem ―muito‖ soluto em relação à quantidade de solvente. 
 
Estas classificações são relativas, como podemos observar no exemplo abaixo. 
 
Exemplo: 
 10g de NaCl em 1L de H2O  Diluída 
150g de NaCl em 1L de H2 O  Concentrada 
 
Observações: 
1) Em algumas soluções iônicas além de íons encontramos também moléculas. 
2) As soluções eletrolíticas são condutoras de eletricidade. 
 
 
 
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Quando comparamos várias soluções, a que possui menos soluto é diluída e a que 
possui mais soluto é concentrada. 
 
 2 – COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE (C.S. OU K.S.) 
 K.S. - é a relação que indica, a cada temperatura, a quantidade máxima de soluto 
que pode permanecer dissolvida em certa quantidade de solvente. 
 
 Outra definição: 
 K.S. - é a quantidade de soluto capaz de saturar certa quantidade de solvente a 
cada temperatura. 
 
De acordo com o K.S. podemos classificar as soluções como: 
 não saturadas 
 saturadas 
 supersaturadas 
 
 
 K.S 
Soluto/solvente 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 Sabendo-se que o K.S. de um soluto xy em água a 250C é 20g de xy /100 mL de 
água, classifique as soluções a 250C. 
 
 Solução I: 12g de xy/100 mL de H2O  não saturada 
 Solução II: 20g de xy/100 mL de H2O saturada 
 Solução III: 22g de xy/100 mL de H2O supersaturada 
 
 
 
Nota 
Soluções 
Saturadas 
Soluções 
não 
Saturadas 
Soluções 
 
Supersaturadas 
Estáveis 
Instáveis 
 
NOTA: 
 As soluções supersaturadas somente existem em condições especiais, pois 
facilmente se transformam em misturas heterogêneas. 
 
 
 
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3 – CURVAS DE SOLUBILIDADE 
 Representam graficamente as variações da solubilidade em função das variações de 
temperatura. 
Exemplo: 
 solubilidade (g de soluto/100g de água) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 20 40 60 80 100 Temperatura(
o
C) 
 
Interpretando o gráfico concluímos que: 
 
- a 20o C _- Ks é de 7g da substância/100g de H2O. 
- a 60o C – Ks é de 20g da substância/100g de H2O . 
- a 80o C – Ks é de 75g da substância/100g de H2O . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 – CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES 
 São relações entre a quantidade de soluto e a quantidade de solução. 
a) Concentração simples (C) 
 
É a relação entre a massa de soluto e volume da solução. 
V
m
C
 
Onde: 
 m = massa de soluto. 
 V = Volume de solução 
100 
 
80 
60 
 
40 
 
20 
 
10 
 
Observação: 
 A solubilidade de certas substâncias pode 
diminuir com o aumento da temperatura. 
 
 
 
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Exemplo: 
Solução de NaOH a 6 g/L 
 
 Interpretação: 
Em cada litro de solução encontramos 6g de NaOH. 
 
b) Título ou concentração percentual ( ) 
 
É a relação percentual entre a quantidade de soluto e quantidade de solução. 
 
 Percentagem massa/volume (% m/v). 
 
 Indica a quantidade em gramas de soluto, contido em 100 mL de solução. 
Exemplo: 
 Solução de NaCl a 12%. 
 
 Interpretação: 
Existem 12g de NaCl em 100 mL de solução. 
 
 Percentagem em volume (%v/v). 
 
 É o volume em mL de um soluto, contido em l00mL da solução. É usada para 
gás dissolvido em gás ou líquido dissolvido em líquido. 
Exemplo: 
- No ar atmosférico encontramos 78% de N2. 
 
 Interpretação: 
- Significa que 100 mL de ar contêm 78 mL de N2 
- Significa que 100 mL de solução contêm 96 mL de álcool (álcool a 96o Gay-Lussac) 
 Percentagem em massa (% m/m) ou em peso (% p/p). 
 
 Indica a massa em gramas de soluto em 100 g de solução. 
Exemplo: solução de H2P04 a 15% m/m. 
 Interpretação: 
- Existem 15g de H3PO4 em 100g de solução. 
c) Concentração Molar ou Molaridade ( ). 
 Indica o número de mols de soluto existente em 1 litro de solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Onde: 
 
 
n = número de mo 
 
V = volume em litros 
 
 
 )(MassaMolarM
m
n
 
 
MAS O QUE É MOL ? 
 
A palavra mol foi utilizada pela primeira vez pelo químico Wilhem Ostwald em 1896. Em 
latim, esta palavra significa mole, que significa‖monte‖, ―quantidade‖. A partir desta palavra também 
originou molécula, que quer dizer pequena quantidade. 
Algumas mercadorias são vendidas em quantidades já definidas, como por exemplo a dúzia 
(12), a resma (500) e etc. 
O mol também determina quantidade. Pode determinar também massa e volume. Veja o 
esquema a seguir: 
O mol indica quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,0 x 10
23
 unidades. É utilizado 
em química para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito grande. Pode ser 
usado para quantificar átomos, moléculas, íons, número de elétrons, etc. 
O número 6,0.10
23
 é a constante de Avogadro. 
Exemplos: 
1 mol de átomos de H tem 6,0.10
23
 átomos. 
1 mol de moléculas de H2O tem 6,0.10
23
 moléculas de H2O . 
MASSA MOLECULAR (MM) 
É a massa da molécula medida em unidades de massa atômica. 
O cálculo da massa molecular é igual ao somatório das massas atômicas dos átomos que 
constituem a molécula. 
Exemplos: 
A água H2O tem 18 u de massa molecular. 
O ácido sulfúrico H2SO4 tem 98 de massa molecular. 
 
 A massa de um mol (massa molar (M) ) é igual a sua massa molecular 
em gramas (g). 
Exemplos: 
Um mol de água (H2O) tem 18g/mol. 
Um mol de ácido sulfúrico (H2SO4 ) tem 98 g/mol . 
 = molaridade 
 
 
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Onde: 
n = número de mols 
m = massa da substância 
M = massa molar 
 
Exemplo: 
 
 Solução 0,2 M de H2SO4 
 
 
 Interpretação: 
 Em cada litro de solução encontramos o equivalente a 0,2 mol de H2SO4. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
Cinética Química é o estudo das Velocidades das Transformações Químicas 
(velocidade média e velocidade instantânea). 
 
I – FATORES QUE INTERFEREM NAS REAÇÕES 
Antes de iniciarmos os cálculos de Velocidade, analisaremos os fatores que 
interferem nas reações químicas. 
 Fatores essenciais (sem eles não ocorrem reações) 
 
1) Afinidade entre as moléculas reagentes. 
 
a) Contato 
 Este contato é analisado através das colisões efetivas, isto é, choques 
entre as moléculas dotados de orientação favorável e energia suficiente, para que 
sejam rompidas as ligações existentes, possibilitando o aparecimento de novas 
ligações. 
 
 
 Os Produtos formados poderão apresentar conteúdo energético maior ou menor 
que dos reagentes. 
 Quanto maior for a Ea, mais difícil será a reação. 
 
 
 
 
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2) fatores acessórios 
 
a) Calor 
 De um modo geral podemos dizer que o calor