Apostila de TMI-I - julho de 2016 com capa e sumário-1

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ETEC DR. ADAIL NUNES DA SILVA 
Curso: Ensino Técnico em Química 
Apostila 
de 
Tecnologia dos Materiais Inorgânicos 
1° Módulo 
Prof. Ms. Antonio A. Bertoldo 
Taquaritinga, julho de 2016 
Sumário 
1 
13 
15 
24 
26 
29 
33 
41 
1. SISTEMAS E PROPRIEDADES DOS MATERIAIS 
AULA PRÁTICA 2 - SEPARAÇÃO DE MISTURAS
2. ESTRUTURA ATÔMICA DA MATÉRIA
3. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
4. LIGAÇÕES QUÍMICAS
5. GEOMETRIA MOLECULAR
6. FUNÇÕES INORGÂNICAS
7. EQUAÇÕES QUÍMICAS
8. REAÇÕES REDOX 45 
1 
 
 
1. SISTEMAS E PROPRIEDADES DOS MATERIAIS 
 
Química é o ramo da ciência que estuda: 
• a matéria; 
• as transformações da matéria; 
• e a energia envolvida nessas transformações. 
 
Matéria é tudo o que tem massa e ocupa lugar no espaço. Toda matéria possui massa e 
volume. 
 
 
 
 
 
Volume (V): é a quantidade de espaço ocupado por um corpo. No SI, a unidade-padrão de 
volume é o metro cúbico (m3). No entanto, a unidade mais usada em Química é o litro (L ou l). 
O volume pode ser expresso em litros, mililitros, centímetro cúbico, decímetro cúbico ou metro 
cúbico. 
Unidades de volume: 
1 L = 1 000 mL 
1 L = 1 000 cm3 
1 L = 1 dm3 
1 m3 = 1 000 L 
1 mL = 1 cm3 
Num laboratório, os volumes dos 
líquidos podem ser obtidos de várias 
maneiras, usando-se diferentes 
vidrarias, em função do volume de 
líquido a ser usado. 
 
 
 
Temperatura (T): relaciona-se com o estado de agitação das partículas que formam um corpo 
e com a capacidade desse corpo de transmitir ou receber calor. A temperatura é determinada 
por um termômetro, que consiste de um fino tubo de vidro graduado e parcialmente cheio de 
mercúrio ou álcool colorido. À medida que a temperatura aumenta, o líquido se expande e se 
move ao longo do tubo. A graduação (escala termométrica) do tubo indica a temperatura do 
líquido. A escala mais comum é a Celsius, porém no SI, a escala absoluta é a Kelvin. 
Unidades 
de massa: 
 
1 kg = 1000 g 
1 g = 1000 mg 
1 t = 1000 kg 
1 t = 1.000.000 g 
Massa (m): a quantidade de matéria que 
existe num corpo. A massa de um corpo é 
medida pela balança (balança moderna a 
direita, figura à direita). A massa pode ser 
expressa 
miligrama 
em grama, quilograma, 
ou tonelada. No Sistema 
Internacional (SI), a unidade-padrão de 
massa é o quilograma (kg). A 
determinação da massa de um corpo é 
feita pela comparação da massa 
desconhecida desse corpo com outra 
massa conhecida, um padrão. 
2 
 
 
Pressão (P): a relação entre a força exercida na direção perpendicular, sobre uma dada 
superfície, e a área dessa superfície. No Sistema Internacional (SI), a unidade-padrão é o 
pascal (Pa), que se relaciona com a unidade atmosfera na seguinte proporção: 1 atm = 101 . 
325 Pa ou, aproximadamente, 100 kPa. 
 
 
 
Densidade (d): é a relação entre a massa de um material e o volume por ele ocupado. Para 
sólidos e líquidos, a densidade é expressa em g/mL ou g/cm3 e para gases é expressa em g/L. 
 
 
 
Ex. Considere dois cubos idênticos, um de alumínio, o outro de ferro, ambos com v = 10 cm3. 
Qual deles apresenta maior massa? Dados: dFe = 8,0 g/cm3 e dAl = 2,7 g/cm3. 
 
m 
 
Exercícios 
1. Transforme 
 
 
 
 
2. Três frascos de vidro transparente, fechados, de formas e dimensões iguais, contêm cada 
um a mesma massa de líquidos diferentes. Um contém água, o outro, clorofórmio e o terceiro, 
etanol. Os três líquidos são incolores e não preenchem totalmente os frascos, os quais não têm 
nenhuma identificação. Sem abrir os frascos, como você faria para identificar as substâncias? A 
densidade (d) de cada um dos líquidos, à temperatura ambiente, é: 
d(água) = 1,0 g/cm3 
d(clorofórmio) = 1,4 g/cm3 
d(etanol) = 0,8 g/cm3 
Nas regiões polares, é comum a 
presença de grandes blocos de 
gelo (água pura), os icebergs, 
flutuando na água do mar (água e 
outros materiais). Isso ocorre 
porque a densidade do gelo (0,92 
g/cm3) é menor que a densidade 
da água do mar (1,03 g/cm3). 
Densidade de algumas 
substâncias em g/cm3 : 
 
Álcool etílico = 0,8 
Água = 1,0 
Clorofórmio = 1,4 
Mercúrio = 13,6 
Chumbo = 11,0 
Alumínio = 2,7 
Ferro = 8,0 
𝐝 =
𝐦
𝐕
 
 
3 
 
 
 
3. Observe a tabela: 
 
Esses três materiais foram colocados numa proveta, originando um sistema com o aspecto 
mostrado na figura. Relacione as substâncias A, B, C com aquelas mencionadas na tabela. 
Justifique. 
 
1.1 Classificação da Matéria 
 
Sistema é uma parte do universo que nos cerca que é isolada para observação e estudo. Todo 
sistema é formado de matéria que, por sua vez, é formada de substâncias. 
 
Substância pura é um material único, isento de outros materiais e que apresenta propriedades 
físicas bem definidas. 
As substâncias puras podem ser classificadas em simples ou compostas. 
A substância formada por um ou mais átomos de um mesmo elemento químico é classificada 
como substância pura simples ou, simplesmente, substância simples. 
 
 
 
Quando as moléculas de determinada substância são formadas por dois ou mais elementos 
químicos, ela é classificada como substância pura composta ou, simplesmente, substância 
composta. 
 
 
 
Mistura: é formada por duas ou mais substâncias, cada uma delas sendo denominada 
componente. Como as misturas apresentam composição variável, têm propriedades — como 
ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade — diferentes daquelas apresentadas pelas 
substâncias quando estudadas separadamente. Ex.: ar atmosférico sem poluentes [ (N2) = 
78%; (O2) = 21%; (Ar) = 1%; (CO2) = 0,03%], álcool hidratado (92,8% de álcool e 7,2% de 
água), ouro 18 quilates (75% de Au de 25 de Cu e Ag), etc. 
 
Fase: cada porção que apresenta aspecto visual homogêneo (uniforme), o qual pode ser 
contínuo ou não, mesmo quando observado ao microscópio comum. 
4 
 
 
Mistura homogênea: toda mistura que apresenta uma única fase. As misturas homogêneas 
são chamadas soluções. Alguns exemplos: água de torneira, vinagre, ar, álcool hidratado, 
cachaça, gasolina, soro caseiro, soro fisiológico e algumas ligas metálicas. Além dessas, todas 
as misturas de quaisquer gases são sempre misturas homogêneas. 
 
Mistura heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos duas fases. Alguns exemplos 
de misturas heterogêneas: água e óleo, areia, granito, madeira, sangue, leite, água com gás. 
 
Sistema homogêneo: apresenta aspecto contínuo, ou seja, é constituído por uma única fase. 
 
Sistema heterogêneo: apresenta um aspecto descontínuo, ou seja, é constituído por mais de 
uma fase. 
 
 
Resumindo o que foi dito até agora, chega-se ao seguinte esquema: 
 
 
1.3 Estados Físicos da Matéria 
 
Toda matéria é constituída de pequenas partículas e, dependendo do maior ou menor grau de 
agregação entre elas, pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. 
Quando uma substância muda de estado, sofre alterações nas suas características 
macroscópicas (volume, forma etc.) e microscópicas (arranjo das partículas), não havendo, 
contudo, alteração em sua composição. 
5 
 
 
 
 
 
Mudanças de Estado Físico: o diagrama abaixo mostra as mudanças de estado, com os 
nomes particulares que cada uma delas recebe. 
 
 
 
 
1.3.1 Diagramas de Mudança de Estado Físico 
Substância pura 
Quando se aquece uma substância pura do estado sólido até o estado de vapor, observa-se que as 
mudanças de estado ocorrem a temperaturas definidas. Ex.: aquecimento da água. 
 
 
 
Neste gráfico notamos dois trechos horizontais (dois patamares). O primeiro patamar do gráfico 
exprime o fato de que a fusão do gelo ocorre à temperatura constante de 0 C, que é a temperatura 
de fusão ou ponto de fusão (P.F.) do gelo. O segundo patamar indica que a ebulição da água ocorre 
à temperatura constante de 100 C, que é a temperatura de ebulição ou ponto de ebulição (P.E.) da 
água. 
No resfriamento da água, o gráfico será “invertido”. 
6 
 
 
Mistura (ou substância impura) 
Por exemplo, uma mistura de água e sal terá um intervalo (ou faixa) de fusão abaixo de0 C e um 
intervalo (ou faixa) de ebulição acima de 100 C, ao nível do mar. 
 
 
 
Gráfico de aquecimento da mistura de água e sal (abaixo). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mistura azeotrópica (ou, simplesmente, 
um azeótropo) é uma mistura que 
ferve/se condensa em temperatura 
constante (como ocorre com a mistura 
contendo, em volume, 96% de álcool 
comum e 4% de água, que ferve à 
temperatura constante de 78,1 °C). 
Observe o patamar no gráfico 
(Vaporização). 
Mistura eutética (ou, simplesmente, 
(eutético) é uma mistura que se 
funde/solidifica em temperatura 
constante (como no caso da liga metálica 
que contém, em massa, 62% de estanho 
e 38% de chumbo, que se funde à 
temperatura constante de 183 °C). 
Observe o patamar no gráfico (Fusão). 
7 
 
 
 
 
Exercícios 
 
1. Uma substância A apresenta PF = 20° C e PE = 300°C à pressão de 1 atm. Uma outra 
substância B apresenta PF =-5°C e PE = 25° C à pressão de 1 atm. Identifique os estados 
físicos de A e B nas seguintes temperaturas: 
a) 0°C 
b} 120°C 
c) - 2°C 
d) 100°C 
e) 320°C 
 
2. Classifique os sistemas a seguir em homogêneos ou heterogêneos. 
a) água + álcool 
b) água + areia +álcool 
c) água líquida + vapor d'água 
d} óleo + água + areia 
e) ar atmosférico filtrado. 
 
3. Indique o número de fases e o número de componentes para cada mistura abaixo. 
a) água + acetona 
b} água líquida + gelo + sal dissolvido 
c) água + bicarbonato de sódio dissolvido + areia 
d} açúcar dissolvido + sal dissolvido + água. 
 
4. O gráfico a seguir indica as mudanças de estado da substância pura chumbo quando 
submetida a um aquecimento: 
 
 
 
a) Qual o estado físico em que o chumbo se encontra após 15 minutos de aquecimento? 
b) Durante quanto tempo o chumbo permaneceu totalmente liquefeito? 
c) Em qual estado físico o chumbo se encontra a uma temperatura de 1760 °C? 
d) Em quais intervalos de tempo o chumbo coexiste em dois estados físicos? 
 
1.4 Processos De Separação De Misturas 
 
Decantação - Processo utilizado para separar dois tipos de misturas heterogêneas. 
8 
 
 
a) Líquido e sólido 
 
 
 
 
 
b) Líquido e líquido 
 
 
 
 
 
 
Centrifugação - É uma maneira de acelerar o processo de decantação envolvendo sólidos e 
líquidos realizada num aparelho denominado centrífuga. Na centrífuga, devido ao movimento 
de rotação, as partículas de maior densidade, por inércia, são arremessadas para o fundo do 
tubo. 
 
 
 
O líquido mais denso permanece na parte 
inferior do funil e é escoado controlando-se 
a abertura da torneira. 
A fase sólida (barro), por ser mais 
densa, sedimenta-se, ou seja, 
deposita-se no fundo do recipiente, e 
a fase líquida pode ser transferida 
para outro frasco. A decantação é 
usada, por exemplo, nas estações de 
tratamento de água. 
9 
 
 
Filtração - É utilizada para separar substâncias presentes em misturas heterogêneas 
envolvendo sólidos e líquidos. 
A filtração que envolve mistura de gás e sólido pode ser feita mediante o uso de aspirador de 
pó. 
 
 
 
 
Destilação - É utilizada para separar cada uma das substâncias presentes em misturas 
homogêneas envolvendo sólidos dissolvidos em líquidos e líquidos miscíveis entre si. 
 
 
 
10 
 
 
Na destilação simples de sólidos dissolvidos em líquidos, a mistura é aquecida, e os vapores 
produzidos no balão de destilação passam pelo condensador, onde são resfriados pela 
passagem de água corrente no tubo externo, se condensam e são recolhidos no erlenmeyer. A 
parte sólida da mistura, por não ser volátil, não evapora e permanece no balão de destilação. 
Ex.: água e sal. 
 
 
 
 
 
 
Torres de destilação industrial Colunas de destilação fracionada industrial 
 
 
1.5 Transformações Da Matéria 
 
Qualquer modificação que ocorra com a matéria é considerada um fenômeno: água em 
ebulição, massa do pão "crescendo", explosão de uma bomba, etc. 
Os fenômenos podem ser classificados em físicos ou químicos. 
 
Fenômenos físicos: não alteram a natureza da matéria, isto é, a sua composição. 
Na destilação fracionada, são 
separados líquidos miscíveis com pontos 
de ebulição (PE) não muito próximos. 
Durante o aquecimento da mistura, é 
separado, inicialmente, o líquido de 
menor PE; depois, o líquido com PE 
intermediário, e assim sucessivamente, 
até o líquido de maior PE. 
 
À aparelhagem da destilação simples é 
acoplada uma coluna de fracionamento. 
 
Conhecendo-se o PE de cada líquido, 
pode-se saber, pela temperatura indicada 
no termômetro, qual deles está sendo 
destilado. Ex.: água (PE: 100°C) e 
acetona (PE: 56°C). 
11 
 
 
A forma, o tamanho, a aparência e o estado físico podem mudar, porém a constituição da 
substância não sofre alterações. 
Os principais fenômenos físicos são as mudanças de estado físico. 
 
Fenômenos químicos: alteram a natureza da matéria, ou seja, a sua composição. 
 
Quando ocorre um fenômeno químico, uma ou mais substâncias se transformam e dão origem 
a novas substâncias. Então, dizemos que ocorreu uma reação química. 
Quando queima-se um pedaço de papel, constituído de celulose, ocorrem a formação de uma 
substância de cor preta (carvão) e, simultaneamente, a formação de fumaça, constituída 
principalmente de vapor d’água e gás carbônico. Essas novas substâncias foram formadas 
pela reação química entre a celulose e o oxigênio do ar. 
Uma maneira bem simples de se reconhecer a ocorrência de um fenômeno químico é a 
observação visual de alterações que ocorrem no sistema. 
A formação de uma nova substância está associada à: 
1. Mudança de cor. Exemplos: queima de papel; cândida ou água de lavadeira em tecido 
colorido; queima de fogos de artifício. 
2. Liberação de um gás (efervescência). Exemplos: antiácido estomacal em água; 
bicarbonato de sódio (fermento de bolo) em vinagre. 
3. Formação de um sólido. Exemplos: líquido de bateria de automóvel + cal de pedreiro 
dissolvida em água; água de cal + ar expirado pelo pulmão (gás carbônico). 
4. Aparecimento de chama ou luminosidade. Exemplos: álcool queimando, luz emitida pelos 
vaga-lumes. 
Porém, algumas reações ocorrem sem essas evidências visuais. A formação de novas 
substâncias é constatada pela mudança das propriedades físico-químicas. 
 
1.6 Equações Químicas 
 
As substâncias são representadas por fórmulas, que indicam os elementos 
constituintes através de símbolos, e as quantidades de átomos através de índices. 
As reações químicas são representadas por equações químicas, que mostram as fórmulas das 
substâncias participantes, em proporções adequadas. 
 
Esquematicamente: reagentes produtos. 
 
Como uma reação é um rearranjo dos átomos, é necessário que: 
 
Nº total de átomos dos reagentes = Nº total de átomos dos produtos 
 
Sempre que o número total de átomos dos reagentes for igual ao dos produtos, diz-se que a 
equação está balanceada. Exemplo de uma equação química balanceada: 
 
 
Os números colocados na frente das fórmulas, denominados coeficientes, indicam a 
quantidade de partículas que participam da reação. 
12 
 
 
Exercícios 
 
1. Classifique os fenômenos em físicos ou químicos: 
a) secagem de roupa pendurada no varal; 
b) desaparecimento de bolinhas de naftalina colocadas em armários; 
c) produção do álcool a partir da cana-de-açúcar; 
d) produção de vinho a partir da uva; 
e) queima de um fósforo; 
f) batida de carros; 
g) explosão após uma batida de carros; 
h) produção da gasolina a partir do petróleo; 
i) queima da gasolina. 
 
2. Comparando as situações inicial e final nos sistemas I, II e III, i n d i q u e onde 
observam-se os seguintes fenômenos: 
 
 
 
 
 
a) a ocorrência de um fenômeno químico; 
 
b) a formação de uma mistura; 
 
c) uma mudança de estado. 
 
 
 
 
 
 
 
3. Indique as etapas para separar os componentes de uma mistura formada por gasolina, 
água, serragem e sal de cozinha. 
 
4. Uma mistura sólida é constituída de cloreto de prata (AgCl), cloreto de sódio (NaCl) e 
cloreto de chumbo (PbCl2).Com base na solubilidade desses sais em água (tabela 
abaixo), esquematize uma separação dos 3 sais que constituem a mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
Aula Prática 2 - Separação de Misturas 
1. OBJETIVO
Separar os componentes de misturas homogêneas e heterogêneas. Análise dos processos: 
filtração, decantação, centrifugação, destilação simples e fracionada. 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA
Mistura é a associação de duas ou mais substâncias diferentes cujas estruturas permanecem 
inalteradas, isto é, não ocorre reação química entre elas. Existem 2 tipos de misturas: 
a) Mistura homogênea não é possível distinguir superfícies de separação entre seus
componentes, nem mesmo com os mais aperfeiçoados aparelhos, como ultramicroscópio ou
microscópio eletrônico.
b) Mistura heterogênea é possível distinguir superfícies de separação entre seus componentes,
em alguns casos a olho nu, em outros com microscópio comum.
É comum as substâncias aparecerem misturadas na natureza. Portanto, é necessário separar as
substâncias existentes na mistura até ficar com cada substância totalmente isolada das demais
(substância pura). Esta separação chama-se desdobramento, fracionamento ou análise
imediata.
Os processos empregados na análise imediata enquadram-se em dois tipos, conforme a mistura
seja homogênea ou heterogênea:
Nas misturas heterogêneas usam-se os processos mecânicos, que têm por finalidade separar as
diferentes fases, obtendo-se deste modo misturas homogêneas ou substâncias puras.
Nas misturas homogêneas recorre-se a processos mais enérgicos, empregando-se processos
físicos ou de fracionamento, pois a mistura homogênea fraciona-se em duas ou mais
substâncias puras, isto é, seus componentes.
3. MATERIAIS E REAGENTES
Tripé Funil de Büchner Acetona 
Tela de amianto Bastão de vidro Acetato de etila 
Papel de filtro Gral e pistilo Sal de cozinha 
Espátula Termômetro 
2 Funil Pérolas de vidro 
Pinça metálica Balão de destilação 
Funil de decantação Condensador 
6 Béquer de 100 ml Garras 
Centrífuga Erlenmeyer de 100 ou 250 ml 
Tubos de centrífuga Proveta de 50 ml 
Suporte universal Rolhas 
Argola giz 
Bomba de vácuo óleo vegetal 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1) Filtração simples
Dobrar o papel de filtro, colocar o papel no funil, umedecê-lo com água destilada para facilitar a 
aderência. Transferir uma pequena quantidade de giz, previamente pulverizado em gral, para 
um bécher contendo 30 ml de água, medidos no próprio bécher. Agitar a mistura com auxílio de 
um bastão de vidro. Filtrar a suspensão preparada, tendo o cuidado de manter a mistura numa 
distância de 0,5 cm da borda do papel de filtro. Observar e anotar as cores: do 
resíduo.................. do filtrado......................... 
2) Filtração a vácuo
O papel de filtro é colocado sobre a placa perfurada do funil de Büchner de modo que se 
adapte perfeitamente, sem dobras, a um ou dois milímetros do diâmetro interno do funil. 
Umedecer o papel de filtro com água destilada para facilitar a aderência. 
14 
Transferir uma pequena quantidade de giz, previamente pulverizado em gral, para um bécher 
contendo 30 ml de agua (meça o volume no próprio bécher). 
Ligar a bomba de vácuo e filtrar a suspensão formada fazendo com que o liquido escorra até o 
papel de filtro, com auxílio de um bastão de vidro (adicionar no centro do papel). Observar e 
anotar as cores: do resíduo..................................... do filtrado......................... 
3) Centrifugação
Transferir uma pequena quantidade de giz, previamente pulverizado em gral, para um bécher 
contendo 30 ml de agua (meça o volume no próprio bécher). 
Adicionar 2 ml de suspensão em um tubo de centrífuga e o mesmo volume de água em outro 
tubo de centrífuga. Colocar os tubos na centrifuga e deixar centrifugando por 2 minutos. Retirar 
os tubos. Observar e anotar as cores: do corpo de fundo............................ do 
sobrenadante.................................... 
4) Decantação
Prender um funil de decantação a um suporte universal com uma argola. Adicionar 20 ml de óleo 
em um bécher de 50 ml (medir no próprio bécher); em seguida, adicionar, com auxílio de um 
bastão e um funil, 20 ml de agua (medidos em outro bécher de 50 ml). Verifique se a torneira do 
funil de decantação está fechada. Transferir o óleo e a água para o funil de decantação, com 
auxílio de um bastão de vidro e um funil. 
Agitar o funil de decantação, recolocá-lo na argola e aguardar a decantação. 
Após algum tempo, abrir a torneira, deixando escoar a fase mais densa para o interior do bécher 
original. 
Recolher a interface (região limite entre as duas fases) em um pequeno bécher, desprezando-a. 
Deixar escoar a fase menos densa, recolhendo-a no outro bécher. 
5) Destilação Simples
Colocar em um bécher cerca de 50 mL de solução para destilação. Montar a aparelhagem. 
Usando um funil, transfira, com auxílio de um bastão, a solução para o balão de destilação. 
Colocar pérolas de vidro no balão de destilação (evitam o superaquecimento). Ligar a água, para 
que ocorra a refrigeração no condensador, verificando se todas as conexões estão em ordem e 
se o fluxo de água não está muito intenso. Aquecer o balão. Verificar que, quando a solução 
atinge seu ponto de ebulição, a água passa para o estado gasoso, indo para o condensador, 
onde volta ao estado líquido. O aquecimento deverá cessar pouco antes de levar o balão à 
secura. Observar e anotar: temperatura.................. e cor do destilado....................... 
6) Destilação Fracionada
Colocar 20 mL de água e 20 mL de acetona em um balão de destilação. Montar a aparelhagem. 
Colocar um termômetro na saída da coluna de fracionamento para controle de temperatura e 
aquecer. Quando o primeiro líquido começar a sair como destilado, observe que a temperatura 
varia muito lentamente; quando a temperatura começar a subir, sairá o segundo líquido. Colete 
as frações separadamente. Antes de secar o balão, desligue a fonte de calor. Dados: acetona - 
PE = 56°C, água - PE = 100°C (P = 101.325 Pa = 1,01325 bar = 1 atm = 760 mmHg). 
Identifique: 1ª fração:.....................................; 2ª fração:..................................... 
Responda 
1. Como ocorre a separação de fases numa centrífuga?
2. Quais são as fases superior e inferior na mistura água e óleo? Justifique.
3. Quando se emprega a filtração a vácuo?
4. Que cor possui o destilado da solução aquosa? Justifique.
5. O aspirador de pó pode ser considerado um filtro? Por quê?
15 
 
 
2. ESTRUTURA ATÔMICA DA MATÉRIA 
Atualmente não há dúvidas de que toda matéria seja formada por minúsculas partículas, 
denominadas átomos. Essa ideia, como já vimos, foi proposta pelos filósofos gregos Leucipo e 
Demócrito (400 a.C.). 
 
2.1 Modelo atômico de Dalton 
 
Em 1808, baseado em fatos experimentais, o cientista britânico John Dalton (1766- 1844) formula 
uma teoria atômica para explicar a constituição da matéria. 
1. A matéria é constituída de pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis 
denominadas átomos. 
2. Um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apresenta as mesmas 
propriedades e constitui um elemento químico. 
3. Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, tamanhos e 
propriedades diferentes. 
4. A combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção de números 
inteiros, origina substâncias diferentes. 
5. Os átomos não são criados nem destruídos: são simplesmente rearranjados, originando 
novas substâncias. 
 
2.2 Modelo atômico de Thomson 
 
Em 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) conseguiu demonstrar que o átomo não é 
indivisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios catódicos. 
Dentro do tubo de vidro havia, além de uma pequena quantidade de gás, dois eletrodos ligados a 
uma fonte elétrica externa. Quando o circuito era ligado, aparecia um feixe de raios provenientes 
do cátodo (eletrodo negativo), que se dirigia para o ânodo (eletrodo positivo). Esses raios eram 
desviados na direção do polo positivo de um campoelétrico. 
Com base nesse experimento, Thomson concluiu que: 
a) os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos; 
b) os raios apresentavam carga elétrica negativa. Essas partículas foram denominadas 
elétrons (e). 
Thomson propôs então um novo modelo, denominado pudim de passas: 
“O átomo é maciço e constituído por um fluido com carga elétrica positiva, no qual estão dispersos 
os elétrons”. 
Como um todo, o átomo seria eletricamente neutro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, 
usando uma aparelhagem semelhante à de 
Thomson, observou o aparecimento de um feixe 
luminoso no sentido oposto ao dos elétrons. 
Concluiu que os componentes desse feixe 
deveriam apresentar carga elétrica positiva. 
 
 
+ 
+ 
+ 
 
+ 
 
16 
 
 
Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com o gás 
hidrogênio, detectou a presença de partículas com carga elétrica positiva ainda menores, as quais 
ele denominou prótons (p). A massa de um próton é aproximadamente 1.836 vezes maior que a 
de um elétron. 
 
2.3 Modelo atômico de Rutherford 
 
Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro 
(de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga elétrica positiva, 
denominadas partículas alfa (α), emitidas por um material radioativo, o polônio. 
 
 
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série de 
conclusões: 
Observação Conclusão 
a) A maior parte das partículas 
atravessa- va a lâmina sem sofrer 
desvios. 
A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse 
espaço (eletrosfera) devem estar localizados os 
elétrons. b) Poucas partículas  (1 em 20.000) 
não atravessavam a lâmina e 
voltavam. 
Deve existir no átomo uma pequena região onde 
está concentrada sua massa (o núcleo). 
c) Algumas partículas sofriam desvios 
de trajetória ao atravessar a lâmina. 
O núcleo do átomo deve ser positivo, o que 
provoca uma repulsão nas partículas 
(positivas). 
A comparação do número de partículas α que atravessavam a lâmina com o número de partículas 
α que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezes maior que o raio 
do núcleo. 
A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atômico, semelhante ao sistema 
solar. 
Em 1932, Chadwick, durante experiências com material radioativo, descobriu partículas e as 
denominou nêutrons. 
Os nêutrons estão localizados no núcleo e apresentam massa muito próxima à dos prótons, mas 
não têm carga elétrica. 
Portanto, o modelo atômico clássico é constituído de um núcleo, onde se encontram os prótons e 
nêutrons, e de uma eletrosfera, onde estão os elétrons orbitando em torno do núcleo. 
 
 
 Partícula Massa (gramas) Massa relativa Carga elétrica Carga relativa 
 (Coulomb) 
 
Próton (p+) 1,7.10-24 1 +1,6.10-19 +1 
Nêutron (n0) 1,7.10-24 1 0 0 
Elétron (e-) 9,1.10-28 1/1840 -1,6.10-19 -1 
 
 
17 
 
 
Leitura Complementar 
 
Teoria dos quarks 
 
Hoje considera-se que as únicas partículas elementares constituintes da matéria são os quarks e 
os léptons. 
Os quarks interagem fortemente entre si formando outras partículas mais complexas: os hardrons 
(prótons e nêutrons). 
Existem somente três tipos de quarks estáveis e somente dois entram na composição da matéria. 
 
Tipos de quarks Carga (uce) 
up +2/3 
down - 1/3 
strange -1/3 
 
Um próton seria formado por: 2 up (+2/3) = +4/3 
1 down (-1/3) = -1/3 +1 
 
e um nêutron seria formado por: 1 up (+2/3) = +2/3 
2 down (-1/3) = -2/3 0 
 
Os léptons são partículas pequenas e leves em comparação com os quarks, e suas interações 
são fracas. Existem quatro tipos de léptons (elétron, muon, tauon, com carga -1, e pósitron, com 
carga +1). 
 
2.4 Conceitos Fundamentais 
 
Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo de um 
átomo. É o número que identifica o átomo. Como os átomos são sistemas eletricamente neutros, 
o número de prótons é igual ao de elétrons. Exemplos: 
cloro (Cl) Z = 17 prótons = 17, elétrons = 17. 
sódio (Na) Z = 11 prótons = 11, elétrons = 11. 
 
Número de massa (A): a soma do número de prótons (Z) com o número de nêutrons (N) 
presentes no núcleo de um átomo. A = Z + N 
Ca: Z = 20, A = 40, N = ? => A = Z + N => 40 = 20 + N => N = 40 – 20 = 20 
 
Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). 
 
A cada elemento químico corresponde um número atômico (Z) que o identifica. De acordo com a 
IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um 
elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu símbolo, seu número atômico e seu número de 
massa. 
 
Representações: ou ; Exemplo: ou . 
 
Íon: espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons, 
portanto carregado eletricamente. 
 
Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion. Exemplo: 
 
Mg  Mg2+ + 2e- 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mg: Z = 12 => +12 
 e- = 12 => –12 
carga elétrica total = 0 
Mg2+: Z = 12 => +12 
 e- = 12 => –10 
carga elétrica total = +2 
18 
 
 
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, chamado ânion. 
 
17Cl + 1e–  Cl- 
 
 
 
 
 
Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por pertencerem ao mesmo 
elemento químico, mas diferentes números de massa (A). Exemplos: 
 
Representação Nomes Abundância (%) 
17 Cl 35 cloro 75 
17 Cl 37 cloro 25 
1
1H hidrogênio leve, comum; prótio 99,985 
2
1H deutério 0,015 
3
1H trítio; tricério; tritério 10-7 
 
Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas mesmo número de 
massa (A). Exemplos: 
 
; 
 
Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas diferentes números 
atômicos (Z) e de massa (A). Exemplos: 
 
 ; 
 
Isoeletrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons. Exemplos: 
 
 
 
2.5 Modelo atômico de Bohr 
 
No início do século XX, sabia-se que a luz branca (luz solar, por exemplo) podia ser decomposta 
em diversas cores. Isso é possível fazendo com que a luz, passe por um prisma. Na decomposição 
da luz solar obtém-se um espectro chamado espectro contínuo. Ele é formado por ondas 
eletromagnéticas visíveis e invisíveis (radiação, ultravioleta e infravermelho). Na parte visível 
desse espectro não ocorre distinção entre as diferentes cores, mas uma gradual passagem de 
uma para outra. O arco-íris é um exemplo de espectro contínuo onde a luz solar é decomposta 
pelas gotas de água presentes na atmosfera. 
Como a cada onda eletromagnética está associada certa quantidade de energia, a decomposição 
da luz branca produz ondas eletromagnéticas com toda quantidade de energia. 
Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus estudos para a 
distribuição dos elétrons na elestrofera. Há muito tempo, os químicos já sabiam que os compostos 
de sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. 
 
Cl: Z = 17 => +17 
 e- = 17 => –17 
carga elétrica total = 0 
Cl-: Z = 17 => +17 
 e- = 17 => –18 
carga elétrica total = -1 
19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama, 
produziam cores diferentes. As cores brilhantes dos fogos de artifício são produzidas pela queima 
de diferentes elementos químicos. 
Assim, o estudo da luz permitiu a 
obtenção dos chamados espectros 
descontínuos, característicos de cada 
elemento. A cada cor desses espectros 
foi associada certa quantidade de 
energia. 
Sódio 
Hidrogênio 
Cálcio 
Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo atômico, relacionando a distribuição 
dos elétrons na eletrosferacom sua quantidade de energia. Esse modelo apresenta os postulados 
a seguir. 
1. Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo. 
2. Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons que estão 
situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade de energia. 
3. Quando um elétron absorve certa quantidade de energia, salta para uma órbita mais energética. 
Quando ele retorna à sua órbita original, libera a mesma quantidade de energia, na forma de onda 
eletromagnética (luz). 
Essas órbitas foram denominadas níveis de energia. Hoje são conhecidos sete níveis de energia 
ou camadas, denominadas K, L, M, N, O, P e Q. 
O modelo de Böhr permite relacionar as órbitas (níveis de energia) com os espectros descontínuos 
dos elementos. 
 
2.6 Modelo atômico atual 
 
A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas apresentou-
se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros átomos com dois ou mais 
elétrons. 
Até 1900, tinha-se a idéia de que a luz possuía caráter de onda. A partir dos trabalhos realizados 
por Planck e Einstein, este último propôs que a luz seria formada por partículas-onda, ou seja, 
segundo a mecânica quântica, as ondas eletromagnéticas podem mostrar algumas das 
propriedades características de partículas e vice-versa. A dualidade partícula- onda passou a ser 
aceita universalmente. 
Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elétrons, até então considerados como partículas 
típicas, possuiriam propriedades semelhantes às ondas. 
A todo elétron em movimento está associada uma onda característica (Princípio da Dualidade). 
Se um elétron se comporta como onda, como é possível especificar a posição de uma onda em 
um dado instante? Pode-se determinar seu comprimento de onda, sua energia e sua amplitude, 
porém não há possibilidade de dizer exatamente onde está o elétron. 
Além disso, considerando-se o elétron uma partícula, é tão pequena que, se tentássemos 
determinar sua posição e velocidade num determinado instante, os próprios instrumentos de 
medição iriam alterar essas determinações. Assim, Heisenberg enunciou o chamado Princípio 
da Incerteza. 
Não é possível determinar a posição e a velocidade de um elétron, simultaneamente, num mesmo 
instante. 
 
20 
 
 
Em 1927, Erwin Schrödinger, devido à impossibilidade de calcular a posição exata de um elétron 
na eletrosfera, desenvolveu uma equação de onda que relaciona a natureza corpuscular 
(partícula), a energia, a carga e a massa do elétron. Essa equação (muito complexa, envolvendo 
cálculos avançados), permitia determinar a probabilidade de encontrarmos o elétron numa dada 
região do espaço. 
A região do espaço onde é máxima a probabilidade de encontrarmos o elétron é chamada de 
orbital. 
As soluções numéricas para a equação de ondas, denominadas números quânticos, permitem 
que cada elétron seja caracterizado pela sua quantidade de energia. 
 
2.6.1 Números Quânticos 
 
Schrödinger propôs que cada elétron em um átomo tem um conjunto de quatro números quânticos 
que determinam sua energia e o formato da sua nuvem eletrônica: principal, secundário (ou 
azimutal), magnético e spin. Num mesmo átomo não existem dois elétrons com os mesmos 
números quânticos. 
 
1) Número Quântico Principal (n) 
Indica o nível de energia do elétron. n = 1, 2, 3, … 7. 
Quando n aumenta, a energia do elétron aumenta e, na média, ele se afasta do núcleo. 
 
2) Número Quântico Secundário (l) 
 
3) Número Quântico Magnético (m) 
Está associado à região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron, denominada orbital. 
Cada orbital comporta no máximo 2 elétrons e é representado graficamente por um quadrado ou 
círculo. Os orbitais estão relacionados com os subníveis; por esse motivo, os valores de m variam 
de: – l a + l. 
 
 
 
Espacialmente, os orbitais s e p apresentam o seguinte aspecto: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4) Número Quântico de Spin (s ou ms) 
Está relacionado à rotação do elétron. Esse número quântico é utilizado para distinguir os elétrons 
de um mesmo orbital. A um deles atribui-se arbitrariamente o valor +1/2 e ao outro, o valor –1/2. 
A representação gráfica dos elétrons num mesmo orbital pode ser feita de duas maneiras: 
Está associado ao subnível de energia do 
elétron. 
subnível s p d f 
valores de ( l 
) 
0 1 2 3 
21 
 
 
 
 
Pode-se adotar como convenção particular que o primeiro elétron de um orbital será representado 
por uma seta para cima (↑), e o valor de seu spin será +1/2. 
 
2.7 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 
 
Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis mostraram que: 
• existe uma ordem crescente de energia nos subníveis: s < p < d < f. 
• os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia; 
• os elétrons se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de menor energia disponível. 
A distribuição eletrônica descreve o arranjo dos elétrons em um átomo, fornecendo o número de 
elétrons em cada nível principal e subnível. Os elétrons preenchem os subníveis em ordem 
crescente de energia. Um subnível deve estar totalmente preenchido para depois iniciar-se o 
preenchimento do subnível seguinte. 
O cientista Linus Pauling formulou um diagrama que possibilita distribuir os elétrons em ordem 
crescente de energia dos níveis e subníveis. 
 
 
 
O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons em subníveis obedece à ordem crescente de 
energia definida pelo diagrama de Pauling: 
 
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cada um desses subníveis pode acomodar 
um número máximo de elétrons. 
 
Subnível s p d f 
Nº máximo de 
e– 
2 6 10 14 
22 
Exemplos: 
A distribuição eletrônica pode ser representada em ordem crescente de energia ou por camadas. 
Exemplos: 
1) Níquel (Z = 28)
2) Escândio (Z = 21)
21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 
Perceba que o subnível 4s2 aparece antes do subnível 3d1, de acordo com a ordem crescente de 
energia. No entanto, pode-se escrever essa configuração eletrônica ordenando os subníveis pelo 
número quântico principal. Assim, obteremos a chamada ordem geométrica ou ordem de 
distância: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2. 
Note que, na ordem geométrica, o último subnível (mais externo do núcleo) é o 4s2, sendo que 
esse subnível mais distante indica a camada de valência do átomo. Portanto: para o escândio, o 
subnível mais energético é o 3d1, apresentando 1 elétron, enquanto o mais externo é o 4s2, com 
2 elétrons. A distribuição eletrônica do 21Sc por camadas pode ser obtida tanto pela ordem 
energética como pela ordem geométrica e é expressa por: 
K = 2, L = 8, M = 9, N = 2. 
Distribuição Eletrônica De Íons 
A distribuição eletrônica de íons é semelhante à dos átomos neutros. Lembrando que um íon é 
formado a partir da perda ou ganho de elétrons que ocorre com um átomo e que os elétrons serão 
retirados ou recebidos sempre na camada eletrônica mais externa (camada de valência) e não do 
subnível mais energético. Exemplos: 
23 
1) 
2) 
Obs.: Para a distribuição do íon Fe3+, é necessária a retirada de um elétron do subnível d. 
3) 
Distribuição Eletrônica Em Orbitais 
Essa distribuição deve ser feita de acordo com os conceitos de Pauli e Hund. 
Princípio da exclusão de Pauli “Num orbital existem no máximo 2 elétrons com spins opostos.” 
Regra de Hund “Os orbitais de um mesmo subnível são preenchidos de modo que se obtenha o 
maior número possível de elétrons isolados (desemparelhados).” 
Exemplos de distribuição com a atribuição dos quatro números quânticos ao elétron de maior 
energia: 
Exercícios 
1. Identifique isótopos, isóbaros e isótonos nos átomos abaixo:
2. Faça a distribuição eletrônica em subníveis de energia:
a) 18Ar;
b) 35Br;
c) 16S2-;
d) 13Al3+;
3. Considere o ânion 15P3-:
a) Faça a distribuição eletrônica em orbitais;
b) Indique o subnível mais energético e identifique seus valores de: n, l, m.
24 
 
3. CLASSIFICAÇÃOPERIÓDICA DOS ELEMENTOS 
 
A tabela periódica atual é constituída por: 
- Sete Períodos (linhas horizontais): onde o período indica o número de camadas ou níveis de 
energia que o átomo do elemento apresenta em sua configuração eletrônica. 
- Dezoito Grupos ou Famílias (colunas verticais): para os grupos A, 1B e 2B, o número do grupo 
indica o número de elétrons da última camada. 
Elementos representativos: são os elementos mais importantes da tabela (grupos lA a 
VlllA). 
 Grupo lA = família dos metais alcalinos: Li (Lítio), Na (Sódio), K (Potássio), Rb (Rubídio), Cs 
(Césio), Fr (Frâncio); 
 Grupo llA = família dos metais alcalino-terrosos: Be (Berílio), Mg (Magnésio), Ca (Cálcio), Sr 
(Estrôncio), Ba (Bário), Ra (Rádio); 
 Grupo lllA = família do boro: B (Boro), Al (Alumínio), Ga (Gálio), In (Índio), Tl (Tálio); 
 Grupo lVA = família do carbono: C (Carbono), Si (Silício), Ge (Germânio), Sn (Estanho), Pb 
(Chumbo); 
 Grupo VA = família do nitrogênio: N (Nitrogênio), P (Fósforo), As (Arsênio), Sb (Antimônio), Bi 
(Bismuto); 
 Grupo VlA = família dos calcogênios: O (Oxigênio), S (Enxofre), Se (Selênio), Te (Telúrio), Po 
(Polônio); 
 Grupo VllA = família dos halogênios: F (Flúor), Cl (Cloro), Br (Bromo), I (Iodo), At (Astato); 
 
 Grupo VlllA = família dos gases nobres: He (Hélio), Ne (Neônio), Ar (Argônio), Kr (Kriptônio), 
Xe (Xenônio), Rn (Radônio). 
Elementos de transição: são os elementos das colunas 1B a 8B. 
Observações: 
O hidrogênio (H), embora apareça na coluna 1A, não é um metal alcalino. 
Os metais são elementos sólidos (exceto o mercúrio que é liquido), em geral duros, com brilho 
característico, de pontos de fusão e de ebulição altos, bons condutores de calor e de 
eletricidade, maleáveis (podem ser transformados em lâminas finas), dúcteis (podem ser 
transformados em fios finos) e que formam íons positivos (cátions). 
Os não-metais têm propriedades completamente opostas. 
Os semi-metais têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. 
Os gases nobres ou raros têm comportamento químico específico. 
Camada de valência é a camada eletrônica mais externa de um átomo que contém os elétrons 
que participam geralmente nas ligações químicas. 
 
Configurações eletrônicas dos elementos na tabela. 
Elementos representativos: seus elétrons mais energéticos estão situados em subníveis s ou p. 
 
25 
 
Elementos de transição: apresentam o elétron mais energético em subníveis d. 
 
 
 
Séries dos lantanídeos e dos actinídeos: o elétron mais energético está contido em subnível f (f1 
a f14). 
 
 
 
A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento químico permite que determinemos 
sua localização na tabela. Ex.: 
 
35Br - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 
 
 camadas (níveis): são 4; K = 2 ; L = 8; M = 18; N = 7 
 localização e classificação: 4º período; família VIIA (halogênios); 
 bloco p (elemento representativo); 7 elétrons na camada de valência (4s2 4p5) 
 elétron de maior energia situado no subnível p (4p5). 
 
Propriedades Periódicas 
 
As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, 
aumentam ou diminuem, ou seja, repetem-se periodicamente. 
 
Raio atômico 
 
O raio atômico é usado para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois 
• num mesmo grupo: o tamanho do átomo aumenta de cima para baixo na tabela, devido ao 
aumento do número de níveis (camadas); 
o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, 
o que ocasiona uma redução no seu tamanho; 
 
 
 
 
 
 
Eletronegatividade 
 
Eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. Quanto menor 
o tamanho do átomo, maior será a força de atração núcleo-elétron, pois a distância da ligação é 
menor e, portanto, maior será a eletronegatividade. A eletronegatividade não é definida para os 
• num mesmo período: o tamanho do átomo aumenta 
da direita para a esquerda na tabela, devido à 
diminuição do número de prótons nesse sentido, o 
que diminui a força de atração sobre os elétrons. 
26 
 
gases nobres. Na tabela periódica, a eletronegatividade cresce de baixo para cima e da esquerda 
para a direita. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exercícios 
 
1. Os elementos que constituem uma certa família da tabela periódica têm números atômicos 
iguais a 7, 15, X e Y. Determine os números atômicos de X e Y. 
 
2. Quais os elementos de maior raio: a) Li ou K; b) Na ou Cl 
 
3. Quais os elementos de maior eletronegatividade: a) Ca ou Br; b) F ou I 
 
4. Considere o 14Si e determine: 
a) localização e classificação; 
b) número de elétrons da camada de valência; 
c) elétron de maior energia. 
 
4. LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
Na natureza, somente os gases nobres estão no estado atômico isolado, a partir disso, concluíram 
que suas configurações eletrônicas lhes asseguravam estabilidade. 
 
Teoria do Octeto: os átomos se ligam com a finalidade de adquirir uma configuração estável, ou 
seja, 2 ou 8 elétrons na última camada (configurações de gases nobres). 
Assim, átomos com menos de 4 elétrons na última camada (metais: 1A, 2A e 3A) têm tendência 
de perder elétrons e átomos com mais de 4 elétrons na última camada (não-metais: 7A e parte 
dos subgrupos 6A e 5A) têm tendência de ganhar elétrons. 
 
Ligação Iônica ou Eletrovalente 
 
Ligação entre íons por forças eletrostáticas fortes em que um metal doa elétrons para um não-
metal, formando cátion (íon positivo) e ânion (íon negativo), respectivamente. Os compostos 
iônicos (aqueles que apresentam ligação iônica) são eletricamente neutros. Exemplo: ligação 
entre sódio e cloro. 
 
O sódio possui 1 elétron na última camada (M = 1). Se o átomo de 
sódio perde o elétron de seu nível mais externo, ele atinge uma 
configuração eletrônica estável e adquire uma carga positiva + 1, 
sendo denominado cátion sódio, Na+. A carga positiva surge porque 
o núcleo contém 11 prótons, cada qual com uma carga positiva, mas 
restam apenas 10 elétrons. 
(+) 11 prótons (-) 10 elétrons = carga (+1) 
 
O cloro possui 7 elétrons na última camada (M = 7). Se o átomo de 
cloro recebe 1 elétron, ele atinge uma configuração eletrônica estável 
e adquire uma carga negativa - 1, sendo denominado ânion cloreto, 
Cl-. A carga negativa surge porque o núcleo contém 17 prótons e a 
eletrosfera um total de 18 elétrons. 
(+) 17 prótons (-) 18 elétrons = carga (-1)
11Na: 2 - 8 - 1 
 K - L - M 
 
 Na  Na+ + e- 
átomo cátion 
de sódio sódio 
17Cl: 2 - 8 - 7 
 K - L - M 
 
 Cl + e-  Cl- 
átomo ânion 
de cloro cloreto 
27 
 
28 
 
Fórmula de Lewis: representa os elementos pelos elétrons da última camada (elétrons da camada 
de valência). 
Fórmula mínima: mostra a menor proporção, em números inteiros, de cátions e ânions. 
Importante: o símbolo do cátion é sempre escrito antes do símbolo do ânion. 
 
 
 
 
 
 
Importante: o número de átomos do metal pode ser diferente do não-metal, pois o total das cargas 
dos cátions deve ser igual a dos ânions. Exemplo: ligação entre alumínio e oxigênio. O alumínio 
pertence ao grupo 3A (perde os 3 elétrons) e o oxigênio pertence ao 6A (ganha 2 elétrons). 
 
 Al  Al3+ + 3e- 
átomo cátion 
 
 O + 2e-  O2- 
átomo ânion 
 
Al2O3 é o composto iônico formado por Al e O, onde o índice indica o número de átomos do 
elemento no composto. 
Características dos Compostos iônicos: em condições ambientes, são sólidos, cristalinos, duros, 
com elevados pontos de fusão e ebulição. No estado sólido, não conduzem eletricidade, mas 
quando fundidos ou em solução aquosa, são bons condutores, pois os íons ficam livres para se 
moverem. 
 
Ligação Covalente Normal 
 
Há um compartilhamento de elétrons entre os átomos que possuem tendência de ganhar elétrons. 
Cada ligação covalente normal é constituída por um par de elétrons, sendo um elétron de cadaátomo. 
Fórmula estrutural: representa as ligações covalentes através de um traço. 
Fórmula molecular: indica o número de átomos de um elemento em um composto através de um 
índice (o índice deve vir escrito à direita e abaixo do símbolo). 
Exemplo: as ligações da água 
 
1H: 1  o H precisa ganhar 1 elétron 
 K 
 
8O: 2 - 6  o O precisa ganhar 2 elétrons 
 K - L 
 
 
Ligação Covalente Coordenada ou Dativa 
 
Há um compartilhamento de elétrons entre os átomos que possuem tendência de ganhar elétrons. 
Cada ligação covalente dativa é constituída por um par de elétrons, ambos de um único átomo. 
Ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou outros que necessitem 
de dois elétrons para completar sua camada de valência. 
Exemplo: as ligações do dióxido de enxofre. 
 
16S: 2 - 8 - 6  o S precisa ganhar 
 K - L – M 2 elétrons 
8O: 2 - 6  o O precisa ganhar 
 K - L 2 elétrons 
Fórmula mínima: Al2O3 
Nome: óxido de alumínio 
Fórmula mínima: NaCl 
Nome: cloreto de sódio 
29 
 
 
 
Características dos Compostos covalentes ou moleculares: podem ser sólidos, gasosos ou 
líquidos; de uma forma geral, encontramos baixos pontos de fusão e ebulição, baixa condução de 
corrente elétrica (exceto grafite) quando puras. No entanto, quando em solução aquosa, se houver 
formação de íons (ionização), passam a conduzir corrente elétrica. É importante diferenciar uma 
substância covalente de uma substância molecular. 
1) Substância covalente – Sólido cristalino formado somente por ligações covalentes. Formam 
macromoléculas. Exemplo: diamante C(n) e grafite C(n). 
2) Substância molecular – São compostos que só apresentam ligações covalentes entre seus 
átomos. Exemplo: H2O, H2SO4 e NO2. 
Molécula: 2 ou mais átomos unidos por ligação covalente. 
Num composto iônico não existem moléculas, mas aglomerados iônicos. 
A regra do octeto não é absoluta. Vários compostos estáveis não apresentam oito elétrons em 
torno de um átomo da molécula. Ex.: 
 
 
Alotropia é a propriedade pela qual um mesmo elemento químico pode formar duas ou mais 
substâncias simples diferentes, que são denominadas variedades alotrópicas do elemento. Ex.: - 
gás oxigênio (O2) e ozônio (O3); 
- carbono (C): diamante, grafita e fulerenos; 
- enxofre (S): rômbico e monoclínico, moléculas com a fórmula S8; 
- fósforo (P): tem diversos alótropos, sendo os mais comuns o branco e vermelho. 
 
Ligação Metálica 
 
A ligação metálica ocorre entre átomos de um mesmo metal ou entre átomos de metais diferentes 
(ligas). Segundo a chamada Teoria da Nuvem Eletrônica, alguns átomos “perdem” elétrons de 
suas últimas camadas tornando-se cátions. Esses elétrons transitam livremente entre os átomos 
e cátions, criando uma forte força de atração, unindo-os. Ligas metálicas são uniões de 2 ou mais 
metais, podendo ainda incluir semi-metais ou não-metais. Exemplos de ligas metálicas são: o aço 
comum (ferro + carbono), aço inoxidável (ferro + carbono + cromo + níquel), bronze (cobre + 
estanho), ouro 18 quilates: mistura formada por 75% de ouro e 25% de cobre, etc. 
Características dos metais: possuem brilho metálico, PF e PE elevados, são bons condutores de 
calor e eletricidade, sólidos (com exceção do mercúrio que é líquido), maleáveis (lâminas) e 
dúcteis (fios). 
 
5. GEOMETRIA MOLECULAR 
 
As moléculas são formadas por átomos unidos por ligações covalentes e a disposição espacial 
dos núcleos destes átomos irá determinar as diferentes formas geométricas para as moléculas. 
30 
 
Assim, toda molécula formada por dois átomos (diatômicas) será sempre linear, pois seus núcleos 
estarão obrigatoriamente alinhados. 
Uma das maneiras mais simples e mais usada atualmente para prever a geometria de moléculas 
que apresentam mais de dois átomos consiste na utilização da teoria da repulsão dos pares 
eletrônicos da camada de valência. Essa teoria está baseada na ideia de que os pares eletrônicos 
ao redor de um átomo central, quer estejam ou não participando das ligações, comportam-se 
como nuvens eletrônicas que se repelem entre si, de forma a ficarem orientadas no espaço com 
a maior distância angular possível. 
 
 
 
5.1 Polaridade das Ligações 
 
O acúmulo de cargas elétricas em determinada região é denominado polo, que pode ser de dois 
tipos: polo negativo (-) ou - e polo positivo (+) ou +. 
Ligação iônica: toda ligação iônica é polar. 
Ligações covalentes apolares: ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade, ou seja, não há 
formação de polos. Ex.: H2, Cl2, O2, etc. 
Ligações covalentes polares: ocorre entre átomos de eletronegatividades diferentes, ou seja, há 
formação de polos. Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a polarização 
da ligação. A polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza denominada momento 
dipolar (µ), ou dipolo elétrico, que normalmente e representada por um vetor orientado no sentido 
do elemento menos eletronegativo para o elemento mais eletronegativo. Assim, o vetor é 
orientado do polo positivo para o polo negativo. Exemplos: 
 
 
 
 
Polaridade de Moléculas 
As moléculas podem ser classificadas quanto à sua polaridade em dois grupos: polares ou 
apolares. 
31 
 
Experimentalmente, uma molécula é considerada polar quando se orienta na presença de um 
campo elétrico externo, e apolar quando não se orienta. O polo negativo da molécula é atraído 
pela placa positiva do campo elétrico externo e vice-versa. 
Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma molécula pelo vetor momento dipolar 
resultante ( ), isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar da molécula. 
Para determinar o vetor momento dipolar resultante devem-se considerar dois fatores: 
a) a escala de eletronegatividade, que permite determinar a orientação dos vetores de cada 
ligação polar; 
b) a geometria da molécula, que permite determinar a disposição espacial desses vetores. Ex.: 
 
 
 
5.2 Forças Intermoleculares 
 
Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a substância e menor 
será a sua temperatura de ebulição. 
 
Forças dipolo-dipolo 
Quando uma molécula é polar, como, por exemplo, HCl, ela apresenta uma extremidade mais 
eletropositiva e outra mais eletronegativa, ou seja, um dipolo elétrico permanente. A “parte 
positiva” de uma molécula passa a atrair a “parte negativa” da molécula vizinha, e assim 
sucessivamente. Essas forças de coesão recebem o nome de forças (ou ligações) dipolo-dipolo. 
 
 
Alguns exemplos de substâncias polares em que suas moléculas interagem por dipolo-dipolo: HCl, 
HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2. 
 
Pontes de hidrogênio 
A ponte de hidrogênio, por ser muito mais intensa, é um exemplo extremo da interação dipolo-
dipolo e ocorre mais comumente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a 
átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos e, que, por isso, 
originam dipolos muito acentuados. Ex.: pontes de hidrogênio existentes entre as moléculas de 
H2O. 
32 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Forças dipolo induzido-dipolo induzido 
Pode acontecer, num dado instante, de uma molécula apolar estar com mais elétrons de um lado 
que do outro e originar polos positivo e negativo; essa molécula estará, então, momentaneamente 
polarizada e, por indução elétrica, irá provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo 
induzido), resultando uma atração fraca entre ambas chamada de forças de Van der Waals ou 
forças de dispersão de London. Ex.: H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6. 
 
Ordem crescente de intensidade de interação: 
dipolo induzido-dipolo induzido < dipolo-dipolo < pontes de H. 
 
Ponto de ebulição (PE) 
Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maior o PE da substância. 
Quanto maior o tamanho de uma molécula, maior será sua superfície de contato, o que propicia 
um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, aumentando o PE. 
 
Solubilidade 
Substâncias polarestendem a se dissolver em solventes polares. 
Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares. 
Os derivados do petróleo, como o querosene, a gasolina, o óleo diesel e o óleo lubrificante, são 
formados por moléculas constituídas somente de carbono e hidrogênio, denominadas 
hidrocarbonetos. Todos eles são apolares, miscíveis entre si e imiscíveis com a água. 
 
Exercícios 
 
1. Sabendo-se que no HClO4 o H acha-se ligado ao O e que todos os átomos do O se ligam ao 
Cl, escreva a sua fórmula de Lewis e fórmula estrutural plana. 
 
2. Considere os compostos: CCl4, CS2 e N2; dê a fórmula estrutural plana, indique a geometria e 
a polaridade de cada um. 
 
3. Dadas as substâncias abaixo, qual o tipo de força intermolecular em cada uma e a ordem 
crescente de temperatura de ebulição? 
a) H2O b) C3H8 c) HI 
 
Outros exemplos: 
pontes de hidrogênio em HF e 
NH3 quando encontrados nos 
estados sólido e líquido. 
6. FUNÇÕES INORGÂNICAS
ÁCIDOS 
Segundo Arrhenius: ácidos são compostos moleculares que em água sofrem ionização*1 
produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio H+ (H3O
+).
*
1
 Ionização: quebra das moléculas de compostos moleculares com a formação de íons em água. 
Exemplos: 
HCl  H+ + Cl- H2SO4  2H
+ + SO4
2-
ac. clorídrico cloreto ac. sulfúrico sulfato 
 HNO2  H
+ + NO2 
–
 ac. nitroso nitrito 
Classificação dos ácidos 
1) Número de hidrogênios ionizáveis
• Monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas 1 H
+
 (HCl, HNO3 etc.).
• Diácidos: na ionização, a molécula produz 2 H
+
 (H2SO4, H2CO3 etc.).
• Triácidos: na ionização, a molécula produz 3 H
+
 (H3PO4, H3BO3 etc.).
• Tetrácidos: na ionização, a molécula produz 4 H
+
 (H4P2O7, H4SiO4 etc.).
Os ácidos com 2 ou mais hidrogênios ionizáveis são denominados poliácidos. 
2) Presença ou não de oxigênio
Hidrácidos: não contém oxigênio. Exemplos: HCl, HBr, H2S, etc. 
Oxiácidos: contém oxigênio. Exemplos: HNO3, H2SO4, H3PO4, etc. 
Nomenclatura dos Ácidos 
Hidrácidos - O nome dos hidrácidos é feito com a terminação ídrico: 
Ácido ....................................... ídrico 
 (nome do elemento) 
Nos hidrácidos é muito comum usar-se: um nome para indicar a substância pura e outro para 
indicar sua solução aquosa. Por exemplo, HCl puro é um gás chamado de gás clorídrico, 
cloreto de hidrogênio ou cloridreto; sua solução aquosa é que, na verdade, recebe o nome de 
ácido clorídrico. 
Oxiácidos – A forma mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome e da fórmula 
dos ácidos-padrão de cada família. 
A partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do número de átomos de oxigênio, 
determinam-se as fórmulas e os nomes de outros ácidos, com o uso de prefixos e sufixos. 
HCl = Ácido Clorídrico 
HI = Ácido Iodídrico 
H2S = Ácido Sulfídrico 
33
Prefixos orto, meta e piro - Alguns ácidos de um mesmo elemento têm os prefixos de seus 
nomes atribuídos em função de seu grau de hidratação 
Ex.: oxiácidos do fósforo H3PO4, HPO3 e H4P2O7. O H3PO4, chama-se ortofosfórico, pois é o 
mais hidratado dos três (o prefixo orto é optativo); o HPO3 chama-se ácido metafosfórico 
(retirada de uma molécula de água de uma molécula do ácido H3PO4) e o H4P2O7 chama-se 
ácido pirofosfórico (retirada de uma molécula de água de duas moléculas do ácido H3PO4). 
Ionização dos Ácidos 
A ionização é a formação de íons a partir de moléculas de um ácido que reage com a água. Em 
função do número de íons H+ ou H3O
+ liberados por molécula ionizada, os ácidos podem ser
classificados em: monoácidos, diácidos, triácidos e tetrácidos. 
Para ácidos com mais de 1 hidrogênio ionizável, a ionização ocorre em etapas. 
Ex.1: HF + H2O  H3O
+ + F- (1 etapa apenas) 
Ex.2: H2SO4 + H2O  H3O
+ + HSO4
- (1ª etapa)
HSO4
- + H2O  H3O
+ + SO4
2- (2ª etapa)
---------------------------------------------------------------------------------------------- 
H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2- (equação global)
Grau de ionização de um ácido (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o 
número total de moléculas dissolvidas e que pode ser calculado pela expressão: 
Ex.: de cada 100 moléculas de HCl dissolvidas, 92 moléculas sofrem ionização. 
Para comparar os graus de ionização (α), devemos medir a condutibilidade das soluções 
aquosas dos ácidos. 
H3PO4 
- H2O 
----------- 
HPO3 
2 x H3PO4 
= H6P2O8 
H6P2O8 
- H2O 
----------- 
H4P2O7 
34
Fortes Semifortes ou moderados Fracos 
α ≥ 50% 5% < α < 50% α ≤ 5% 
Força dos hidrácidos mais conhecidos: 
Fortes Semifortes ou moderados Fracos 
HCl, HBr, HI HF H2S, HCN 
A força dos oxiácidos pode ser determinada pela diferença (x) entre o número de átomos de 
oxigênio e o número de átomos de hidrogênio ionizáveis: x = O – H. 
Fortes Semifortes ou 
moderados 
Fracos 
Valor de x 3 ou 2 1 0 
Exemplos HBrO4 , H2SO4 H3PO4 , HNO2 HClO, H4SiO4 
Observação: o ácido carbônico (H2CO3), por ser um ácido instável, decompõe-se mais 
facilmente do que se ioniza, apresentando um pequeno grau de ionização. Assim, é 
considerado um ácido fraco, não seguindo a regra. 
H2CO3 H2O + CO2 
Volatilidade 
Volatilidade: indica a facilidade com que uma substância passa do estado líquido para o 
gasoso. Quanto maior for a pressão de vapor de um líquido, mais volátil ele será e menor será 
seu ponto de ebulição. 
• Voláteis: a grande maioria dos ácidos: HF, HCl, HCN, H2S, HNO3, etc.
O ácido acético, presente no vinagre, é um ácido volátil e fraco comum no nosso cotidiano. 
Ao se abrir um frasco com vinagre, logo percebe-se seu cheiro característico. 
• Fixos: os dois ácidos pouco voláteis mais comuns são o H2SO4 e o H3PO4.
Fórmula geral 
HxA onde A é o ânion e x é o número de átomos de hidrogênio. 
BASES 
Segundo Arrhenius: bases ou hidróxidos são compostos iônicos que em água sofrem 
dissociação*2 produzindo, como íon negativo, apenas o ânion hidróxido, OH- (radical funcional 
das bases), também chamado de hidroxila ou oxidrila. As bases têm larga aplicação na 
fabricação de sabão, de papel, na refinação de óleo, na agricultura para corrigir a acidez do 
solo, etc. 
*
2
 Dissociação: separação de íons de compostos iônicos em água. 
Ex.: 
NaOH  Na+ + OH- 
Ca(OH)2  Ca
2+ + 2OH-
Classificações das bases 
1) De acordo com o número de hidroxilas (OH-)
• Monobases: possuem apenas uma hidroxila (OH-). Ex.: NaOH, NH4OH, etc.
• Dibases: possuem duas OH-. Ex.: Ca(OH)2, Fe(OH)2, etc.
• Tribases: possuem três OH-. Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3, etc.
• Tetrabases: possuem quatro OH-. Exemplos: Sn(OH)4, Pb(OH)4, etc.
35
2) De acordo com o grau de dissociação
• Bases fortes: são aquelas cujo grau de dissociação é praticamente 100%. É o caso dos
hidróxidos dos metais alcalinos, como NaOH, KOH etc., e dos metais alcalino-terrosos, como 
Ca(OH)2, Ba(OH)2 etc., que já são iônicos por natureza. O Mg(OH)2 é uma exceção à regra, 
pois constitui uma base fraca. 
• Bases fracas: possuem grau de dissociação, em geral, inferior a 5%. É o caso do hidróxido de
amônio (NH4OH) e dos hidróxidos dos metais em geral (excluídos os metais alcalinos e 
alcalino-terrosos). 
3) De acordo com a solubilidade em água
• Solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos como NaOH, KOH etc., e NH4OH.
• Pouco solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos, como Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc.
• Praticamente insolúveis: todos os demais.
Nomenclatura das Bases 
O nome das bases é formado pela palavra hidróxido seguida do nome do cátion. Quando um 
mesmo elemento forma cátions com cargas diferentes, sua carga é indicada no final do nome 
por meio de algarismos romanos. Outra maneira é acrescentar o sufixo -oso ao íon de carga 
menor e -ico ao íon de carga maior. 
Quando o elemento forma apenas uma Base 
Hidróxido de ........................................ 
 (nome do elemento) 
NaOH = Hidróxido de sódio 
Ca(OH)2 = Hidróxido de cálcio 
Quando o elemento forma duasBases 
Hidróxido .......................................... ico (carga maior) 
 (nome do elemento) 
Hidróxido .......................................... oso (carga menor) 
 (nome do elemento) 
Em lugar das terminações ico e oso, podemos usar, também, algarismos romanos indicando o 
número de oxidação do elemento. Ex.: 
De um modo geral, as bases são formadas por um metal, que constitui o cátion, ligado ao 
ânion OH-. A única base não-metálica importante é o hidróxido de amônio, NH4OH.
Fórmula Geral: B(OH)y onde B é um cátion (metal ou NH4
+) e y é o número de hidroxilas.
SAIS 
São compostos iônicos formados a partir da reação de ácido com uma base de Arrhenius. 
Numa reação ácido – base ocorre a formação de moléculas de água além do sal (Reação de 
Neutralização ou Salificação). Os sais são substâncias que em água sofrem dissociação 
produzindo pelo menos um cátion diferente de H+ e pelo menos um ânion diferente de OH-. 
NaCl + H2O  Na
+ + Cl- 
Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro III 
Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro II 
Sn(OH)4 = Hidróxido de estanho IV 
Sn(OH)2 = Hidróxido de estanho II 
Fe(OH)3 = Hidróxido férrico 
Fe(OH)2 = Hidróxido ferroso 
Sn(OH)4 = Hidróxido estânico 
Sn(OH)2 = Hidróxido estanoso 
ou 
36
 Nomenclatura dos Sais 
Na nomenclatura dos sais usa-se o nome do ânion (do ácido) seguido do nome do cátion (da 
base). Quando necessário, sua valência é indicada por meio dos algarismos romanos ou dos 
sufixos -oso e -ico. Observe as reações de neutralização abaixo: 
Ácido / Ânion 
ICO / ATO 
IDRICO / ETO 
OSO / ITO 
........................................................................................... 
(nome do ânion do ácido) de (nome do cátion da base) 
1) HCl + NaOH  NaCl + H2O 
ác. clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água 
2) H2SO4 + Fe(OH)2  FeSO4 + H2O 
ác. sulfúrico hidróxido de ferro II sulfato de ferro II água 
3) HNO2 + Fe(OH)3  Fe(NO2)3 + H2O 
ác. nitroso hidróxido de ferro III nitrito de ferro III água 
4) H2CO3 + NaOH  NaHCO3 + H2O 
ác. carbônico hidróxido de sódio hidrogeno-carbonato de sódio 
 ou bicarbonato de sódio ou carbonato ácido de sódio 
5) H3PO4 + NaOH  NaH2PO4 + H2O 
ác. fosfórico hidróxido de sódio dihidrogeno-fosfato de sódio água 
 ou fosfato diácido de sódio 
Classificações dos Sais 
• Sal neutro: é um sal cujo ânion não possui hidrogênio ionizável (H+) e também não apresenta
o ânion OH–. Ex.: NaCl, BaSO4.
• Hidrogeno-sal ou sal ácido: é um sal que apresenta hidrogênio ionizável na sua estrutura. Ex.:
- NaHCO3: carbonato monossódico ou carbonato (mono) ácido de sódio ou (mono) hidrogeno-
carbonato de sódio ou, simplesmente, bicarbonato de sódio, usado na fabricação de fermento; 
- Na2HPO4: ortofosfato dissódico ou ortofosfato (mono) ácido de sódio ou (mono) hidrogeno-
ortofosfato de sódio. 
Esses sais são provenientes da neutralização parcial de seus ácidos de origem. 
• Hidróxi-sal ou sal básico: é um sal que apresenta hidroxila na sua estrutura. Ex.:
Al(OH)2Cl: cloreto dibásico de alumínio ou dihidróxi-cloreto de alumínio. 
Esses sais são provenientes da neutralização parcial de suas bases de origem. Ex.: 
Al(OH)3 + HCl  Al(OH)2Cl + H2O 
• Sal duplo ou misto: é um sal derivado de dois ácidos (ou duas bases) diferentes. Ex.:
- KNaSO4: sulfato duplo de sódio e potássio; 
- CaClBr: cloreto-brometo de cálcio. 
• Sal hidratado ou hidrato: apresenta, no retículo cristalino, moléculas de água em proporção
definida. A água presente em sais desse tipo é chamada de água de cristalização ou água de 
hidratação. Ex.: 
- CuSO4 · 5H2O – sulfato cúprico penta-hidratado; 
- CaCl2 · 2H2O – cloreto de cálcio di-hidratado. 
37
Solubilidade dos Sais 
A tabela a seguir dá a solubilidade em água das principais ―famílias‖ de sais normais, onde é 
possível observar os casos de grande solubilidade. 
Fórmula Geral dos Sais Normais 
ÓXIDOS 
São compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo entre eles. Apenas 
os compostos oxigenados do flúor (como por exemplo, OF2 e O2F2) não são considerados 
óxidos; mas sim fluoretos de oxigênio, pois, o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. 
Nomenclatura 
1) Os óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são óxidos moleculares e têm seu nome
baseado no uso dos prefixos mono, di, tri, tetra, pent para indicar tanto o número de átomos de 
oxigênio como o número de átomos de outro elemento, presentes em uma fórmula do óxido. 
Obs.: o prefixo mono antes do nome do elemento pode ser omitido. 
prefixo + óxido de prefixo + elemento 
 
 
 
2) Os óxidos formados por metais geralmente são óxidos iônicos e neles o oxigênio apresenta
carga –2. Seu nome é formado da seguinte maneira: 
óxido de ................................... 
 (nome do elemento) 
Quando necessário, sua valência é indicada por meio dos algarismos romanos ou dos sufixos 
-oso e -ico. Ex.: 
CaO: óxido de cálcio FeO : óxido ferroso ou óxido de ferro (II) 
Al2O3: óxido de alumínio Fe2O3: óxido férrico ou óxido de ferro (III) 
Ex.: 
CO: monóxido de (mono) carbono 
CO2: dióxido de (mono) carbono 
SO3: trióxido de (mono) enxofre 
Cl2O: monóxido de dicloro 
N2O3: trióxido de dinitrogênio 
Um sal normal é formado por um cátion 
B, da base, e um ânion A, do ácido. 
38
 Fórmula Geral dos Óxidos: E2OZ 
Classificação dos Óxidos 
Os óxidos são classificados em função do seu comportamento na presença de água, bases e 
ácidos. 
1) Óxidos básicos são óxidos que reagem com a água, produzindo uma base ou reagem com
um ácido, produzindo sal e água. Os óxidos básicos são formados por metais com cargas +1, 
+2 ou +3 e oxigênio com carga -2. São compostos sólidos, iônicos e apresentam pontos de 
fusão e de ebulição elevados. Ex.: 
• óxido básico + água = base
Na2O + H2O → 2NaOH 
• óxido básico + ácido = sal + água
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O 
2) Óxidos ácidos ou anidridos são óxidos que reagem com a água, produzindo um ácido, ou
reagem com uma base, produzindo sal e água. Os óxidos ácidos ou são formados por ametais 
(nesse caso, são compostos geralmente gasosos) ou por metais com cargas elevadas, como, 
por exemplo, CrO3, MnO3, Mn2O7, etc. Os óxidos ácidos são compostos moleculares e, em 
geral, solúveis em água. Ex.: 
• óxido ácido + água = ácido
SO3 + H2O → H2SO4 
• óxido ácido + base = sal + água
SO2 + 2KOH → K2SO3 + H2O 
Os óxidos ácidos também são chamados de anidridos de ácidos porque podem ser obtidos 
pela eliminação total da água dos ácidos. 
H2CO3 – H2O → CO2 
3) Óxidos neutros são óxidos que não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases,
porém, não significa que esses óxidos não possam participar de outras reações. Assim, os 
óxidos neutros não apresentam nem caráter ácido nem caráter básico. São compostos 
gasosos, moleculares, formados por ametais. Ex.: 
CO — monóxido de carbono 
N2O — óxido nitroso 
NO — óxido nítrico 
4) Óxidos anfóteros comportam-se como óxidos básicos na presença de um ácido, e como
óxidos ácidos na presença de uma base. Ex.: ZnO, Al2O3, etc. 
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O 
ZnO + 2KOH → K2ZnO2 + H2O 
39
5) Óxidos duplos ou mistos são óxidos que se comportam como se fossem formados por dois
outros óxidos, do mesmo elemento químico. Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o 
produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion com cargas diferentes e água. Ex.: 
Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4. 
Fe3O4 + 8HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O 
6) Peróxidos são óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos produzindo H2O2
(água oxigenada). Apresentam o grupo peroxo (O-O ou O2
2-). Ex.:
H2O2: peróxido de hidrogênio 
Na2O2: peróxido de sódio 
BaO2: peróxido de bário 
O peróxido de hidrogênio (água oxigenada) é um forte agente oxidante que sofre 
decomposição: 
2H2O2  2H2O + O2 
Osperóxidos reagem com a água, produzindo uma base e água oxigenada, e reagem com os 
ácidos, produzindo um sal e água oxigenada. 
K2O2 + H2O  2KOH + H2O2 
40
41 
7. EQUAÇÕES QUÍMICAS
O tempo todo ocorrem reações químicas, tais como, formação de ferrugem, efervescência 
produzida por um antiácido em água, combustão de um palito de fósforo, etc. Essas reações 
podem ser representadas por equações químicas, as quais envolvem reagentes e produtos, 
que, por sua vez, são representados por fórmulas. Ex.: 
Nas equações químicas, tem-se: 
• fórmulas (H2, O2, H2O), que indicam quais são as substâncias participantes da reação
química. No primeiro membro, aparecem os reagentes, isto é, as substâncias que entram em 
reação; no segundo membro, aparecem os produtos, isto é, as substâncias que são formadas 
pela reação. 
• coeficientes estequiométricos ou simplesmente coeficientes (2, 1, 2), que indicam a
proporção de moléculas que participam da reação (não é costume escrever o coeficiente 1, 
que fica, então, subentendido); o objetivo dos coeficientes é igualar o número total de átomos 
de cada elemento no primeiro e no segundo membros da equação. 
As equações químicas podem fornecer outras informações, tais como: 
• gás (g), vapor (v), líquido (l), sólido (s) , cristal (c)
• presença de moléculas ou íons em solução aquosa (aq)
• desprendimento de gás ( )
• formação de precipitado ( ) 
• aquecimento ( )
• presença de luz (  )
• ocorrência de reações reversíveis ( ). 
É importante destacar que tais equações precisam estar devidamente balanceadas, ou seja, o 
número total de átomos dos reagentes deve ser igual ao número total de átomos dos produtos. 
7.1 Balanceamento de Equações Químicas 
Acertar os coeficientes ou balancear uma equação química é igualar o número total de átomos 
de cada elemento, no 1º e no 2º membro da equação. 
O método de balanceamento de uma equação química mais simples é o chamado método por 
tentativas. 
Ex. 1: CH4 (g) + O2 (g ) → CO2(g )+ H2O(g ) 
Escrever a quantidade de átomos de cada elemento, segundo mostrado nos respectivos 
índices: 
Observe que essa equação não está balanceada, pois as quantidades de átomos de 
hidrogênio e de oxigênio não estão iguais. 
Uma dica é escolher elementos (ou radicais) que aparece apenas uma vez no 1° e no 2° 
membros da equação e que possuam índices maiores. 
O elemento O aparece 2 vezes no 2º membro (deixa-se ele de lado), enquanto C e H 
aparecem apenas uma vez no 1° e no 2° membros. Escolhe-se o H, pois tem índices maiores 
que o C. Multiplica-se o lado de menor índice do H (2° membro) por 2 para igualar ao 1° 
membro que tem 4. 
Reagentes: 
C = 1 
H = 4 
O = 2 
Produtos: 
C = 1 
H = 2 
O = 3 
42 
Por fim, multiplica-se o lado de menor índice do O (1° membro) por 2 para igualar ao 2° 
membro que tem 4. 
CH4 (g) + 2 O2 (g ) → CO2(g )+ 2 H2O(g ) 
Ex. 2: Al(OH)3 + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2O 
Pode-se escolher elementos Al, S ou o radical SO4
2- (menos H e O, que aparecem várias 
vezes). Escolhe-se o SO4
2- que apresenta índices maiores (1 e 3). 
Al(OH)3 + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + H2O 
Em seguida, prossegue-se com o Al. 
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + H2O 
Finalmente, o coeficiente da água pode ser acertado pela contagem de H ou O. 
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 6 H2O 
7.2 Tipos De Reações Químicas 
As reações químicas são classificadas em quatro tipos: 
- síntese ou adição; 
- análise ou decomposição; 
- simples troca ou deslocamento; 
- dupla troca. 
Reação de síntese ou adição: quando duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma 
única substância mais complexa. 
A + B → C 
Exemplo: quando o magnésio reage com o oxigênio do ar, produzindo óxido de magnésio. 
Essa reação se faz presente em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores. 
2Mg(s) + 1 O2(g) → 2MgO(s) 
Reação de análise ou decomposição: quando uma substância se divide em duas ou mais 
substâncias de estruturas mais simples. 
A → B + C 
Algumas reações recebem nomes especiais: 
Eletrólise: as substâncias se decompõem pela passagem de corrente elétrica. 
Fotólise: decomposição da substância química pela luz. 
Pirólise: decomposição pela ação do calor e do fogo. 
Exemplo: Os airbags são dispositivos de segurança presentes em vários automóveis. Quando 
aciona-se esse dispositivo, a rápida decomposição do composto de sódio NaN3(s) origina N2(g) 
que faz inflar os airbags. 
2 NaN3(s) → 3 N2(g) + 2 Na(s) 
Reação de simples troca ou deslocamento: quando uma substância simples reage com uma 
substância composta e “desloca” desta última uma nova substância simples. 
CH4 (g) + O2 (g ) → CO2(g )+ 2 H2O(g ) 
Reagentes: 
C = 1 
H = 4 
O = 2 
Produtos: 
C = 1 
H = 4 
O = 4 
43 
A + XY → AY + X 
Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em uma solução aquosa de ácido 
clorídrico, vai ocorrer a formação de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado. 
Observe que o Zinco deslocou o Hidrogênio, daí o nome “reação de deslocamento”. 
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2(aq) + H2 (g) 
Reação de dupla troca: quando dois compostos reagem, trocando entre si dois elementos ou 
radicais e dando origem a dois novos compostos. 
AB + XY → AY + XB 
Exemplo: a reação entre o ácido sulfúrico com hidróxido de bário produz água e sulfato de 
bário. O produto sulfato de bário: BaSO4(s) é um sal branco insolúvel. 
H2SO4 (aq) + Ba(OH)2(aq) → 2 H2O(l) + BaSO4(s) 
7.3 Condições Para A Ocorrência De Reações Químicas 
Reações de simples troca ou deslocamento: para que essas reações ocorram, é necessário 
que as substâncias simples sejam mais reativas do que o elemento da substância composta 
que será deslocado. A é mais reativo que X; X foi deslocado por A. 
Essa substância simples, genericamente chamada A, pode ser um metal ou um ametal. 
A + XY  AY + X 
Reatividade dos metais 
Ao se introduzir uma lâmina de zinco numa solução aquosa de sulfato de cobre, verifica-se que 
a solução descolore e que surge um depósito avermelhado de cobre sobre a lâmina de zinco. 
Isso indica que o zinco é mais reativo que o cobre. 
Zn(s) + CuSO4(aq)  ZnSO4(aq) + Cu(s) 
Fila de reatividade dos metais: indica quais são os metais que têm maior tendência para ceder 
elétrons. 
K > Na > Li > Ca > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au 
Reatividade dos ametais 
Ao se misturar uma solução aquosa de Cl2 (água de cloro) a outra solução aquosa de KI, 
verifica-se o aparecimento de uma coloração castanha devido à formação do I2. Como o cloro 
(Cl) deslocou o iodo (I), pode-se concluir que ele é mais reativo que o iodo. 
Cl2(aq) + 2 I–(aq)  2 Cl–(aq) + I2(aq) 
Fila de reatividade dos não-metais: indica quais são os não-metais que têm maior tendência 
para receber elétrons. 
F > O > Cl > Br > I > S > C 
Reações de dupla troca 
Para que essas reações ocorram, é necessário que pelo menos um dos produtos, quando 
comparado com os reagentes, apresente no mínimo uma das características a seguir: 
• seja mais fraco (menos ionizado ou dissociado);
metais alcalinos e 
metais alcalino-terrosos > 
Outros 
metais > 
H > metais 
nobres 
Ou 
44 
• seja mais volátil (passa com maior facilidade para o estado gasoso ou produz um gás);
• seja menos solúvel (ocorre a formação de um precipitado).
Formação de um produto mais fraco 
HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l) 
ácido muito base muito substância 
ionizado dissociada pouco ionizada 
6 NaOH(aq) + 1 Al2(SO4)3(aq)  2 Al(OH)3(s) + 3 Na2SO4(aq)
base forte base fraca 
Essa reação é facilmente perceptível a olho nu, pois ocorre a formação de hidróxido de 
alumínio, uma base insolúvel e, portanto, fraca, que se apresenta na solução na forma de 
flóculos, sendo este fenômeno denominado floculação. 
Formação de um produto mais volátil 
Esse tipo de reação ocorre, por exemplo, quando se usa o bicarbonato