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Dimensões e unidades
As medidas envolvem números, mas eles diferem dos números usados na Matemática de duas maneiras importantes.
1º - Medidas sempre envolvem uma comparação.
Quando dizemos que uma pessoa tem dois metros de altura, estamos na verdade dizendo que essa pessoa é duas vezes maior do que um objeto de referência que tenha um metro de altura, sendo o metro um exemplo de unidade de medida.
Tanto o número como a unidade são partes essenciais da medida, pois a unidade dá ao valor numérico um sentido de tamanho.
Atenção
Se alguém disser que a distância entre dois pontos é 25, você naturalmente perguntará: “25 o quê?” A distância pode ser 25 centímetros, 25 metros, 25 quilômetros ou 25 de qualquer outra unidade que seja usada para expressar distância. Um número sem uma unidade é realmente algo sem sentido.
2º - Medidas sempre envolvem incerteza.
Elas não são exatas. O ato da medição envolve algum tipo de estimativa, e tanto o observador como os instrumentos usados para fazer a medida têm limitações físicas inerentes. Em consequência, medidas sempre incluem alguma imprecisão que pode ser minimizada, mas nunca completamente eliminada.
Dimensões – São os conceitos básicos de medida, tais como:Comprimento
Tempo
Massa
Temperatura
Unidades – São os meios de expressar as dimensões, entre outros:Metro (m) ou pé (ft) para comprimento;
Horas (h) ou segundos (s) para tempo.
Nas ciências, empregam-se unidades baseadas no sistema métrico decimal. A vantagem de se trabalhar com unidades métricas é que a conversão em medidas maiores ou menores pode ser feita simplesmente movendo-se uma vírgula decimal, porque os múltiplos e submúltiplos das unidades estão relacionados por potências de 10.
Como diferentes pesquisadores e países se utilizavam de unidades de medida diferentes, havia um grande problema em todas as pesquisas/comunicações internacionais. Elaborar um sistema de unidades-padrão foi essencial para que as medidas fossem feitas com consistência.
O Sistema Internacional de Unidades
O sistema métrico original foi simplificado e hoje é denominado Sistema Internacional de Unidades, abreviado como SI a partir do nome em francês, Le Système International d’Unités.
O SI é hoje o sistema de unidades dominante na Ciência e na Engenharia, embora algumas unidades métricas mais antigas ainda sejam usadas.
O SI é fundamentado em um conjunto de unidades básicas associadas a sete grandezas fundamentais mensuráveis:
Unidade de comprimento
Um metro corresponde ao espaço linear percorrido pela luz no vácuo durante um intervalo de 1/299.792.458 de segundo. O metro (m) é ligeiramente maior que uma jarda (1 jarda tem 36 polegadas, enquanto 1 metro tem 39,37 polegadas).
Unidade de massa
O quilograma (kg), definido como a massa de um cilindro de metal guardado no Bureau Internacional de Pesos e Medidas, em Sèvres, França, é uma medida de massa, uma grandeza diferente de peso. A massa de um objeto é uma medida da quantidade de matéria nele contida, enquanto o peso de um objeto é uma medida da atração gravitacionalsobre sua matéria.
Unidade de tempo
O Bureau Internacional de Pesos e Medidas originalmente definiu o segundo em termos do dia e do ano, mas um segundo agora é definido mais precisamente como a duração de 9.192.631.770 períodos da radiação correspondente à transição entre os dois níveis hiperfinos do estado fundamental do átomo de césio -133.
Unidade de intensidade de corrente elétrica
O ampère é a intensidade de uma corrente constante que, mantida entre dois condutores paralelos, retilíneos, de comprimento infinito, de seção circular desprezível e colocados à distância de um metro um do outro, no vácuo, produziria entre esses condutores uma força igual a 2.10-7 N/m
Unidade de intensidade luminosa
A candela é a intensidade luminosa de uma fonte que emite uma radiação monocromática de frequência 540x10-12 Hz, cuja intensidade energética numa dada direção é 1/683 watt por esferorradiano.
O Kelvin (K) é a unidade para temperatura utilizada no SI.
A temperatura de uma amostra de matéria é uma medida da energia cinética média — a energia devida ao movimento — dos átomos ou das moléculas que constituem a amostra. As moléculas em um copo de água quente estão, em média, se movendo mais rápido que as moléculas em um copo de água fria. A temperatura é uma medida desse movimento de moléculas.
A escala Kelvin (às vezes também chamada de escala absoluta) evita temperaturas negativas atribuindo 0ºK à temperatura mais baixa possível, o zero absoluto. Zero absoluto (–273ºC ou –459ºF) é a temperatura na qual o movimento molecular praticamente cessa. Temperaturas mais baixas não existem. A amplitude da escala Kelvin é idêntica à da escala Celsius, diferenciando-se apenas na temperatura que cada escala atribui como zero.
Você pode converter entre as escalas de temperatura com as seguintes fórmulas: 
Unidade de quantidade de matéria
O mol é a quantidade de matéria de um sistema contendo tantas partículas elementares quantos os átomos que existem em 0,012 quilograma de carbono 12. Quando se utiliza o mol, devemos especificar as entidades elementares, as quais podem ser:
· Átomos;
· Moléculas;
· Íons;
· Elétrons;
· Outras partículas ou agrupamentos.
· A tabela unidades básicas apresenta as dimensões, as unidades que a representam e os símbolos:
· Unidades básicas
	Dimensão
	Unidade
	Símbolo
	Comprimento
	metro (SI)
centímetro (CGS1)
pé (Sist. inglês)
	m
cm
ft
	Massa
	quilograma (SI)
grama (CGS)
libra (Sist. inglês)
	kg
g
lb
	Mols
	grama-mol (SI)
libra-mol (Sist. Inglês)
	mol ou g-mol
lb-mol
	Tempo
	segundo (SI)
	s
	Temperatura
	Kelvin (SI)
Celsius
Rankine (Sist. Inglês)
Fahrenheit
	K
°C
°R
°F
	Corrente elétrica
	Ampère
	A
	Intensidade de luz
	candela
	cd
· Multiplicadores Decimais
· Às vezes as unidades básicas ou são muito grandes ou são muito pequenas para serem usadas convenientemente. Por exemplo, o metro não é conveniente para expressar o tamanho de objetos muito pequenos, tais como bactérias. O SI resolve esse problema permitindo a construção de unidades maiores ou menores pela aplicação de multiplicadores decimais às unidades básicas.
· Quando o nome de uma unidade é precedido por um desses prefixos, o tamanho da unidade é modificado pelo multiplicador decimal correspondente. Por exemplo, o prefixo quilo indica um fator de multiplicação de 103, ou 1000. Logo, um quilômetro é uma unidade de comprimento igual a 1000 metros.
· Exemplo
· O símbolo de quilômetro (km) é formado pela junção do símbolo que significa quilo (k) com o símbolo de metro (m). Assim, 1km = 1000m (ou 1km = 103m). Da mesma forma, um decímetro (dm) é 1/10 de um metro, de modo que 1dm = 0,1m (1dm = 10–1m).
· De modo semelhante, o milímetro tem o prefixo mili que significa 0,001 ou 10–3. 1 milímetro = 0.001 metro = 10−3 metros
· Unidades Múltiplas
· Nas medidas científicas, todas as grandezas físicas têm unidades que são uma combinação das sete básicas do SI. Por exemplo, não há no SI uma unidade básica para área, mas sabemos que, para calcular uma área, basta multiplicarmos o comprimento pela largura.
· Portanto, a unidade para área é obtida ao multiplicarmos a unidade para comprimentopela unidade para largura. O comprimento e a largura são medidas que têm como unidade básica no SI o metro (m).
· Veja a seguir a tabela que apresenta as Unidades Múltiplas:
· Unidades Múltiplas
	tera (T)
	1012
	centi (c)
	10-2
	giga (G)
	109
	mili (m)
	10-3
	mega (M)
	106
	micro (μ)
	10-6
	quilo (k)
	103
	nano (n)
	10-9
· Unidades derivadas do SI
· Uma unidade derivada é uma combinação de outras unidades. Por exemplo, a unidade do SI para velocidade é metros por segundo (m/s), uma unidade derivada. Observe que essa unidade é formada a partir de outras duas unidades do SI — metros e segundos — reunidas.
· Comentário
· Você provavelmente está mais familiarizado com velocidade quilômetros/hora, que é um exemplo de unidade derivada. Outras duas unidades derivadas comuns são as de volume (a unidade básica do SI é m3) e massa específica (a unidade básica do SI é kg/m3).· UNIDADES DERIVADAS
	GRANDEZA
	NOME
	SÍMBOLO
	Superfície
	Metro quadrado
	m2
	Volume
	Metro cúbico
	m3
	Velocidade
	Metro por segundo
	m/s
	Aceleração
	Metro por segundo ao quadrado
	m/s2
	Número de ondas
	Metro à potência menos um
	m-1
	Massa específica
	Quilograma por metro cúbico
	Kg/m3
	Velocidade angular
	Radiano por segundo
	rad/s
	Aceleração angular
	Radiano por segundo ao quadrado
	rad/s2
· Volume é uma medida de espaço. Qualquer unidade de comprimento, quando elevada ao cubo (elevada à terceira potência), torna-se uma unidade de volume. O metro cúbico (m3), o centímetro cúbico (cm3) e o milímetro cúbico (mm3) são unidades de volume.
· Densidade (d) de uma substância é a razão entre a sua massa (m) e o seu volume (V): d = m / V
· Atenção
· O m da equação de massa específica está em itálico, indicando que ele quer dizer massa ao invés de metros. Em geral, os símbolos das unidades como metros (m), segundos (s) ou kelvins (K) aparecem em tipo normal, enquanto os de variáveis como massa (m), volume (V) e tempo (t) aparecem em itálico.
· Conversões de unidade de medida
· Grandezas físicas podem ser comparadas apenas quando expressas com a mesma unidade. Caso contrário, uma conversão de unidades é necessária.
Conversão de comprimento:
Exemplo
Converta as unidades:
a) 10Km em dam.
Resposta:
10Km X 100dam / 1Km = 1000dam
b) 25mm em dm.
Resposta:
25mm X 1dm / 100mm =
0,25dm = 2,5.10-1dm
Conversão de área:
Exemplo
Calcule a área do terreno abaixo:
Solução: como as medidas estão expressas em unidade diferentes, para calcularmos a área do terreno devemos realizar a mudança.
3300cm x 1m/100cm = 33m
Área do terreno = 33m x 40m = 1320m2
Conversão de volume:
Exemplo
Um recipiente possui 3L de solução de glucose. Após um certo tempo fervendo, notou-se a redução de 400cm3 em seu volume.
Quantos metros cúbicos ficaram no recipiente?________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Antes de calcular a variação nos volumes, devemos igualar as unidades:
3L x 1m3 / 103L = 3. 10-3m3
400cm3 x 1m3 / 106cm3 =
400.10-6m3 = 0,4 .10-3m3
(3 – 0,4) . 10-3 = 2,6.10-3m3
Conversão do tempo:
Exemplo
Converter:
a) 22.200 segundos em minutos:
22.200s x 1min / 60s = 370min
b) 1 dia em segundos:
1 dia = 24 horas
1 hora ------ 60 minutos
24 horas --- x minutos
x = 24 x 60 = 1440 minutos
1 minuto -------- 60s
1440 minutos – y
y = 1440 x 60 = 86400s
Conversão de Massa
Atividade
Questão 1 - (ITA 2006) Uma gota do ácido CH3(CH2)16COOH se espalha sobre a superfície da água até formar uma camada de moléculas cuja espessura se reduz à disposição ilustrada na figura. Uma das terminações desse ácido é polar, visto que se trata de uma ligação O-H da mesma natureza que as ligações (polares) O-H da água. Essa circunstância explica a atração entre as moléculas de ácido e da água. Considerando o volume 1,56.10-10m3 da gota do ácido, e seu filme com área de 6,25.10-2m2, assinale a alternativa que estima o comprimento da molécula do ácido.
a) 0,25.10-9m
b) 0,40.10-9m
c) 2,50.10-9m
d) 4,00.10-9m
e) 25,0.10-9m
A estrutura da matéria é estudada desde o século V a.C., quando surgiu a primeira ideia sobre sua constituição. Os filósofos Leucipo e Demócrito afirmavam que a matéria não poderia ser dividida infinitamente, chegando a uma unidade indivisível denominada átomo.
A palavra “átomo” deriva do grego e significa indivisível (a = negação + tomo = parte).
O átomo é a menor partícula de um elemento e que retém suas propriedades químicas. A interação entre átomos é responsável pelas propriedades da matéria.
Modelo atômico de Dalton
Em 1808, o químico inglês John Dalton (1766-1844) apresentou um modelo de matéria que é a base da moderna teoria atômica científica.
A principal diferença entre a teoria de Dalton e a de Demócrito é que Dalton baseou sua teoria em evidências, e não numa crença.
Sua teoria:
Toda matéria é formada de partículas muito pequenas e indivisíveis, que Dalton chamou de átomos.
Em reações químicas comuns, nenhum átomo desaparece ou se transforma em um átomo de outro elemento.
Compostos são formados pela combinação química de dois ou mais tipos de átomos. Em um dado composto, as quantidades de átomos de cada tipo de elemento são constantes e quase sempre expressas como números inteiros.
Molécula é uma combinação de dois ou mais átomos que agem como uma unidade.
Modelo atômico de J. J. Thomson
A primeira evidência experimental da estrutura interna dos átomos foi obtida em 1897. O físico britânico J. J. Thomson sugeriu um modelo atômico que ficou conhecido como “o modelo do pudim de passas”, que retratava o átomo como uma esfera de material gelatinoso com carga positiva sobre a qual os elétrons estariam suspensos como passas em um pudim. Esse modelo, entretanto, foi descartado em 1908 por outra observação experimental. 
Modelo atômico de Rutherford
Ernest Rutherford sabia que alguns elementos, incluindo o radônio, emitem partículas de carga positiva, as que chamou de partículas α (partículas alfa). Ele e seus estudantes fizeram passar um feixe de partículas através de uma folha de platina muito fina, cuja espessura era de apenas uns poucos átomos. Embora quase todas as partículas α passassem e sofressem eventualmente um desvio muito pequeno, cerca de 1 em cada 20.000 sofria um desvio superior a 90°, e algumas poucas partículas voltavam na direção da trajetória original.
 Experimento de Rutherford | Fonte: Adaptado de Secretaria da Educação do Paraná.
Os resultados do experimento sugeriam um modelo nuclear do átomo, no qual um centro muito pequeno e denso de carga positiva, o núcleo, era envolvido por um volume muito grande de espaço praticamente vazio que continha os elétrons.
Rutherford imaginou que quando uma partícula α com carga positiva atingia diretamente um dos núcleos muito pequenos, porém pesados, de platina, a partícula sofria um desvio muito grande, como uma bola de tênis se chocando com uma bala de canhão parada.
Modelo atômico de Bohr
A ideia de átomo de Thomson e Rutherford foi, posteriormente, aprimorada pelo físico Niels Bohr (e, novamente, por Rutherford). Essa é a razão pela qual o átomo chamado de modelo planetário é também conhecido como modelo atômico de Rutherford-Bohr. Foi Bohr quem incluiu, no modelo atômico da teoria quântica, a explicação de como os distintos níveis de energia (existentes na eletrosfera) impediam os elétrons de cair no núcleo, o que inevitavelmente ocorreria se o átomo se comportasse como um sistema solar, como Rutherford propôs de início.
Com a ideia do átomo maciço e indivisível eliminada, coube ao próprio Rutherford sugerir que o núcleo atômico não se enquadrava nesta definição. De forma antes não imaginada, o núcleo seria formado por partículas ainda menores. As que tinham carga positiva receberam o nome de próton.
Em 1932, o físico britânico James Chadwick descobriu o nêutron, partícula que seria também constituinte do núcleo, porém sem carga elétrica.
Nos aproximamos à concepção atual do átomo: um núcleo pequeno e maciço, combinado de prótons (carga positiva) e nêutrons (sem carga elétrica), que é envolto por uma eletrosfera formada por elétrons (carga negativa) de massa desprezível.
Composição do Átomo
O átomo é composto por prótons, elétrons e, na maioria dos casos, nêutrons.
Elétron
Próton
Nêutron
Exemplo
O elétron é uma partícula subatômica que possui uma massa muito pequena. Esse valor é tão baixo (aproximadamente 1/1840) que é considerado desprezível em relação à massa total do átomo.
Abaixo relacionamos algumas propriedades daspartículas elementares:
	
	Partícula
	Massa relativa
	Carga elétrica relativa
	Núcleo
	Próton
	1
	1
	
	Nêutron
	1
	0
	Eletrosfera
	Elétron
	1/1836
	-1
Cada átomo pode ser especificado por dois números: o número atômico e o número de massa.
Número atômico (Z)
O número atômico (Z) de um elemento equivale ao número de prótons em seu núcleo.
Número de massa atômica (A)
É a quantidade total de partículas do núcleo, que é igual à soma de prótons e nêutrons, ou seja, A = p + n.
Observe que, em um átomo neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons.
Atualmente, são conhecidos 116 elementos com números atômicos entre 1 e 116. O menor número atômico pertence ao elemento hidrogênio, que possui apenas um próton, e o maior (até agora), ao elemento mais pesado conhecido, com 116 prótons e que ainda não tem nome.
Para identificar um átomo, utilizamos a seguinte notação:
Onde o X é o símbolo do elemento.
Quando o átomo se torna um íon, isso significa há diferença entre seu número de cargas positivas (prótons) e de cargas negativas (elétrons). Se ganhar um ou mais elétrons, sua carga será negativa e será denominado de ânion. Se perder um ou mais elétrons, a sua carga será positiva e será chamado de cátion.
Átomos com o mesmo número de prótons, mas diferente de nêutrons, são chamados isótopos. Cada isótopo, portanto, possui diferentes números de massa.
As propriedades dos isótopos do mesmo elemento são quase idênticas e assim consideradas para quase todos os fins. Diferem-se, porém, nas propriedades radioativas.
Exemplo
O nitrogênio, em sua forma natural, é formado por dois isótopos.
As massas desses isótopos são: 15N = 15,0001u e 14N = 14,00307u.
Átomos que possuem o mesmo número de nêutrons, mas diferentes números atômicos (Z) e de massa (A) são denominados isótonos.
Temos abaixo as representações de quatro elementos químicos:
17Cl37
20Ca40
12Mg26
14Si28
Os números subscritos representam o número atômico (Z), que se refere aos prótons. Já os números sobrescritos correspondem ao número de massa (A). Como sabemos que o número de massa é a soma de prótons e nêutrons que existem no núcleo, é possível descobrir quantos nêutrons cada um desses átomos possui:
A = P + N
N = A – P
17Cl37
N = A – P
N = 37-17
N = 20
20Ca40
N = A – P
N = 40 - 20
N = 20
12Mg26
N = A – P
N = 26 - 12
N = 14
14Si28
N = A – P
N = 28 - 14
N = 14
Podemos observar que o Cl e o Ca possuem 20 nêutrons, ou seja, são isótonos.
Observamos também que o Mg e o Si possuem 14 nêutrons e são isótonos entre si.
Saiba mais
Quando átomos que possuem o mesmo número de massa (A), porém diferentes números atômicos (Z), eles são denominados isóbaros.
Exemplos de isóbaros: 20Ca40, 19K40, 18Ar40.
Já os átomos (ou íons) que possuem o mesmo número de elétrons são chamados isoelétricos ou isoeletrônicos.
Distribuição eletrônica
O modelo atômico atual mostra que o átomo possui um núcleo com prótons e nêutrons e uma eletrosfera formada por várias camadas eletrônicas. Para a maioria dos elementos, temos no máximo sete camadas. Elas são representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q.
Os elétrons se distribuem nas camadas eletrônicas de acordo com subníveis de energia, identificados pelas letras s, p, d, f, que aumentam de energia nessa ordem, respectivamente. Cada nível pode conter uma quantidade máxima de elétrons distribuídos nos subníveis de energia.
Linus Pauling (1901-1994) elaborou uma representação gráfica que demonstra essa observação da ordem crescente de energia, a qual chamamos Diagrama de Pauling:
Abaixo temos a quantidade máxima de elétrons que cada nível e subnível pode comportar:
	Níveis
	Quantidade máxima de elétrons
	K
	2
	L
	8
	M
	18
	N
	32
	O
	32
	P
	18
	Q
	8
	Subníveis
	Quantidade máxima de elétrons
	s
	2
	p
	6
	d
	10
	f
	14
Exemplo
Fazer a distribuição eletrônica do magnésio (Mg), cujo número atômico é igual a 12, em níveis e subníveis de energia.
A quantidade de elétrons e de prótons é igual, ou seja, temos que distribuir 12 elétrons. Observe que a distribuição eletrônica do magnésio em subníveis de energia é dada por: 1s2 2s2 2p6 3s2.
Já a distribuição eletrônica por camadas pode ser representada por: 2 – 8 – 2, o que significa que o átomo desse do magnésio possui 2 elétrons na camada K, 8 elétrons na camada L e 2 dois elétrons na camada M.
Atividade
1. O cloro presente no PVC tem dois isótopos estáveis. O 35Cl com massa de 34,97u constitui 75,77% do cloro encontrado na natureza. Outro isótopo é o 37Cl cuja massa é 36,95u. Qual é a massa atômica do cloro?
a) 35,45u
b) 34,50u
c) 35,8u
d) 41,00u
2. Indique, respectivamente, os números de prótons, nêutrons e elétrons existentes no átomo de mercúrio 80Hg200:
a) 80, 120, 80
b) 80, 200, 80
c) 80, 80, 200
d) 200, 120, 80
e) 200, 120, 200
3. (Fuvest – SP) O número de elétrons do cátion X2+ de um elemento X é igual ao número de elétrons do átomo neutro de um gás nobre. Esse átomo de gás nobre apresenta número atômico 10 e número de massa 20. O número atômico do elemento X é:
a) 8
b) 10
c) 12
d) 18
e) 20
Estrutura geral
Os elementos químicos são apresentados atualmente na tabela periódica, dispostos, segundo a ordem crescente de seus números atômicos, em sete fileiras horizontais (ou períodos) e em dezoito colunas verticais (ou grupos).
	O 1º período
	É muito curto
	Tem 2 elementos
	H e He
	O 2º período
	É curto
	Tem 8 elementos
	Do Li ao Ne
	O 3º período
	É curto
	Tem 8 elementos
	Do Na ao Ar
	O 4º período
	É longo
	Tem 18 elementos
	Do K ao Kr
	O 5º período
	É longo
	Tem 18 elementos
	Do Rb ao Xe
	O 6º período
	É superlongo
	Tem 32 elementos
	Do Cs ao Rn
	O 7º período
	É incompleto
	Tem 32 elementos
	Do Fr ao Og
Veja a seguir algumas características relativas a estrutura da Tabela Periódica:
01 - A classificação dos elementos químicos em períodos revela que elementos de um mesmo período apresentam o mesmo número de camadas eletrônicas. Por exemplo, o sódio (Na), o magnésio (Mg) e o alumínio (Al) pertencem ao terceiro período. Então, esses elementos têm três camadas eletrônicas.
02 - No sexto período, no quadrículo correspondente à terceira coluna, estão quinze elementos que, por questão de comodidade de leitura, estão indicados em uma fileira à parte. Eles são chamados de terras raras ou lantanídios.
03 - No sétimo período, no quadrículo correspondente à terceira coluna, estão quinze elementos indicados na segunda linha abaixo da tabela. Esses elementos formam a série dos actinídeos.
04 - Devemos ainda assinalar que todos os elementos situados após o urânio-92 não existem na natureza. Eles devem ser preparados artificialmente. São os denominados elementos transurânicos.
Cada quadrícula da tabela periódica apresenta cinco informações:
· O símbolo do elemento na parte central;
· A distribuição eletrônica à direita;
· O nome do elemento à esquerda;
· O número atômico acima do símbolo;
· A massa atômica abaixo do símbolo.
Comentário
Os elementos estão dispostos de acordo com seus números atômicos, em ordem crescente. Com exceção do hidrogênio (H), os não metais aparecem na extrema direita da tabela. As duas filas de metais que aparecem abaixo do corpo principal da tabela estão colocadas assim por convenção, para evitar que a tabela fique muito larga. Na realidade, o cério (Ce) devia ser exibido após o lantânio (La), e o tório (Th) devia vir depois do actínio (Ac). A designação de 1-18 foi recomendada pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (Iupac).
Grupos ou Famílias
Períodos
Grupo principal dos metais
Metais de transição
Metaloides
Não metais
A tabela periódica pode ser usada na predição de inúmeras propriedades, muitas das quais são cruciais para a compreensão da química.
A tabela é dividida em blocos, cujos nomes indicam a última subcamada ocupada de acordo com o princípio da construção (os blocos s, p, d e f). Dois elementos são exceções:
Hélio
O hélio, como tem dois elétrons 1s, deveria aparecer no bloco s, mas é colocado no bloco p devido a suas propriedades. Ele é um gás cujas características são semelhantes às dos gases nobres do Grupo 18, não àsdos metais reativos do Grupo2. Sua colocação no Grupo 18 justifica-se porque, assim como os demais elementos do Grupo 18, ele tem a camada de valência completa.
Os nomes dos blocos da tabela periódica indicam a última subcamada ocupada de acordo com o princípio da construção. As cores dos blocos correspondem às cores usadas para representar os orbitais.
Os blocos s e p formam os grupos principais da tabela periódica. As configurações eletrônicas semelhantes dos elementos do mesmo grupo são a causa das propriedades semelhantes desses elementos.
O número do grupo informa quantos elétrons estão presentes na camada de valência. No bloco s, o número do grupo (1 ou 2) é igual ao número de elétrons de valência. Essa relação se mantém em todos os grupos principais quando se usa a antiga prática dos números romanos (I a VIII) para indicar os grupos. No entanto, ao usar números arábicos (1–18), é preciso subtrair, no bloco p, 10 unidades do número do grupo para encontrar o número de elétrons de valência. Os elementos do bloco f têm propriedades químicas muito semelhantes, porque sua configuração eletrônica difere somente na população dos orbitais f internos, e esses elétrons participam pouco da formação de ligações.
Todos os elementos do bloco s são metais reativos que formam óxidos básicos. Os elementos do bloco p tendem a ganhar elétrons para completar camadas; eles vão de metais a metaloides e não metais. Todos os elementos do grupo d são metais com propriedades intermediárias entre as dos metais do bloco s e as dos metais do bloco p. Muitos elementos do bloco d formam cátions com mais de um estado de oxidação.
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Classificações dos elementos
Podemos dizer que existem três classes de elementos na tabela periódica: metais, não metais e metaloides. A maior parte dos elementos é metal – somente 24 não são.
Metais ________________________________________________________________________________________________________________________
Não metais___________________________________________________________________________________________________________________
Metaloides_______________________________________________________________________________________________________________
Gases nobres___________________________________________________________________________________________________________________
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Saiba mais
	
	
	As características dos elementos metálicos e não metálicos
	Metálico
	Não metálico
	Propriedades físicas
	Propriedades físicas
	· Boa condutividade elétrica
· Maleáveis
· Dúcteis
· Brilhantes
· Normalmente são sólidos com alto ponto de fusão e boa condutividade térmica.
	· Baixa condutividade elétrica
· Não maleáveis
· Não dúcteis
· Não brilhantes
· Normalmente são sólidos, líquidos ou gases com baixo ponto de fusão e maus condutores de calor.
	Propriedades químicas
	Propriedades químicas
	· Reagem com ácidos
· Formam óxidos básicos
· Formam cátions
· Formam haletos iônicos
	· Não reagem com ácidos
· Formam óxidos ácidos
· Formam ânions
· Formam haletos covalentes
Os elementos são frequentemente denominados de acordo com o número do grupo ao qual pertencem na tabela periódica. Porém, por conveniência, alguns grupos possuem nomes especiais:
Metais alcalinos
Elementos do grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr);
Metais alcalinoterrosos
Elementos do grupo 2(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra);
Halogênios
Elementos do grupo 17 (F, Cl, Br, I e At);
Gases nobres
Elementos do grupo 18 (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn).
Propriedades periódicas e aperiódicas
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Há, contudo, algumas propriedades cujos valores só variam com o aumento do número atômico e que são chamadas de propriedades aperiódicas.
Dentre essas propriedades podemos citar:
A massa atômica, que aumenta com o número atômico;
O calor específico do elemento no estado sólido, que diminui com o aumento do número atômico.
Quando os elementos são dispostos em ordem crescente dos números atômicos, cada um deles tem propriedades químicas diferentes das de seus vizinhos. Entretanto, há semelhanças acentuadas entre alguns elementos.
Exemplo
Dos 107 elementos conhecidos, apenas doze são gases em CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Desses, seis têm propriedades químicas tão semelhantes, que se torna conveniente estudá-los em conjuntos - são os gases nobres ou inertes.
Se considerarmos as propriedades de outros elementos, veremos que essa repetição de propriedades é comum. Portanto, é mais fácil agrupá-los em famílias de acordo com suas propriedades.
Raio Atômico
As nuvens de elétrons não têm fronteiras bem definidas, logo, não é possível medir o raio exato de um átomo. O raio atômico de um elemento é definido como a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos.
Raio Iônico
Raio iônico de um elemento é a distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Em outras palavras, a distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos.
Todos os cátions são menores do que os átomos originais porque os átomos perdem seus elétrons de valência para formar o cátion.
Os ânions são maiores do que os átomos que lhes deram origem. Isso é atribuído ao aumento do número de elétrons da camada de valência do ânion e aos efeitos de repulsão que os elétrons exercem uns sobre os outros
Energia de ionização
A energia necessária para remover elétrons de um átomo é de suma importância para a compreensão de suas propriedades químicas. A energia de ionização é a carga necessária para remover um elétron de um átomo na fase gás.
Símbolos de elemento
Afinidade Eletrônica
A afinidade eletrônica de um elemento é a energia liberada quando um elétron se liga a um átomo na fase gás. Uma afinidade eletrônica positiva significa que energia é liberada quando um elétron se liga a um átomo. Uma afinidade eletrônica negativa significa que é necessário fornecer energia para fazer um elétron se ligar a um átomo.
Densidade absoluta
A densidade absoluta dos elementos no estado sólido é uma propriedade periódica porque aumenta e diminui à medida que crescem os números atômicos. Em um período, as densidades são baixas nas extremidades e muito altas no centro da tabela. Percorrendo um período da esquerda para a direita, a densidade vai crescendo cada vez mais até atingir o meio do período. A partir daí, vai decrescendo cada vez mais até́ o final do período.
Volume atômico
O volume atômico é o volume ocupado por 6,02 x 1023 (número de Avogadro) átomos de um elemento no estado sólido. Logo, quanto maior o tamanho de cada átomo, maior o volume do “pacote” de átomos. Em outras palavras, os volumes atômicos atingem valores máximos para os elementos situados nas extremidades dos períodos e mínimos para os elementos situados no centro da tabela.
Pontos de fusão e ebulição
As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão ou em ebulição são também funções periódicas de seus números atômicos.
De um modo geral, os pontos de fusão e de ebulição dos elementos aumentam:
01
Em um período – Das extremidades para o centro da tabela;
01
Em um grupo do lado esquerdo –De baixo para cima, principalmente os alcalinos e alcalinoterrosos;
01
Em um grupo do lado direito e no centro da tabela – aumentam de cima para baixo.
stados físicos
Os estados físicos dos elementos considerados a 25°C sob pressão de uma atmosferasão:
Gases
Gases nobres, flúor, cloro, oxigênio, nitrogênio, hidrogênio;
Líquidos
Bromo, mercúrio;
Sólidos
Demais elementos.
Eletronegatividade
Eletronegatividade é a força com a qual um átomo atrai um elétron para si no instante da formação de uma ligação química com outro átomo. A propriedade oposta é chamada eletropositividade e sua variação é exatamente inversa.
A eletronegatividade aumenta de baixo para cima em um grupo, e da esquerda para a direita em um período. O flúor é o elemento de maior eletronegatividade. De modo geral, podemos dizer que um elemento é mais eletronegativo:
· Quanto mais elétrons periféricos tiver (mais próximo de oito);
· Quanto menor for o tamanho do átomo.
Atenção
Não se define eletronegatividade para os gases nobres em razão de sua estabilidade química.
Atividade
1. (CESGRANRIO) Um átomo T apresenta menos 2 prótons que um átomo Q. Com base nessa informação, assinale a opção falsa:
a) (T) Calcogênio e (Q) Gás nobre
b) (T) Enxofre e (Q) Silício
c) (T) Gás nobre e (Q) Alcalinoterroso
d) (T) Halogênio e (Q) Alcalino
e) (T) Bário e (Q) Cério
2. (UCDB - MT) Os elementos xA, x+1B e x+2C pertencem a um mesmo período da tabela periódica. Se B é um halogênio, pode-se afirmar que:
a) A tem 5 elétrons no último nível e B tem 6 elétrons no último nível.
b) A tem 6 elétrons no último nível e C tem 2 elétrons no último nível.
c) A é um calcogênio e C é um gás nobre.
d) A é um metal alcalino e C é um gás nobre.
e) A é um metal e C é um não metal 
A formação das ligações químicas e a regra do octeto
Por que as ligações químicas são formadas?
A melhor resposta a essa pergunta é a que os átomos estão tentando alcançar o estado de maior estabilidade possível.
A maioria dos átomos ficam estáveis quando sua camada de valência está totalmente preenchida com elétrons, ou então quando esses átomos satisfazem a regra do octeto. Se os átomos não têm essa disposição de elétrons, eles tendem a alcançá-la, seja ganhando, perdendo ou compartilhando elétrons através das ligações químicas.
Toda ligação química envolve o arranjo de elétrons nas camadas mais externas dos átomos, porém não alcança o núcleo.
Dentre todos os elementos químicos reconhecidos, apenas seis deles, que são os chamados gases nobres, podem ser localizados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais encontram-se sempre ligados uns aos outros de diversas formas, nas mais distintas combinações.
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, com oito elétrons. Mesmo o hélio, com dois elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo, dois elétrons.
A principal diferença entre os tipos de ligações químicas está no compartilhamento ou não de elétrons:
Nas ligações genuinamente iônicas, não há compartilhamento;
Nas ligações covalentes, pares de elétrons são compartilhados entre os átomos;
Nas ligações metálicas, parte dos elétrons é partilhada por todos os átomos.
Os átomos dos distintos elementos ligam-se uns aos outros, oferecendo, recebendo ou partilhando elétrons, na tentativa de alcançar uma configuração eletrônica igual à de um gás nobre: Oito elétrons na camada de valência (camada mais externa). Ou então, se a camada de valência for a primeira camada, dois elétrons.
	Família
	Elétrons de valência
	Características do átomo
	Quantidade de ligações
	Íon característico
	1
	1
	Doador
	1
	A+1
	2
	2
	Doador
	2
	A+2
	13
	3
	Doador
	3
	A+3
	14
	4
	Receptor
	4
	A-4
	15
	5
	Receptor
	3
	A-3
	16
	6
	Receptor
	2
	A-2
	17
	7
	Receptor
	1
	A-1
Ligação iônica e formação de íons
Ligação iônica (ou eletrovalente) é o resultado da atração eletrostática entre íons de cargas opostas em uma pequena rede cristalina. Esses íons são formados pela transferência de elétrons entre os átomos de dois elementos químicos. Para existir a formação de uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a perder elétrons e os do outro, a ganhar elétrons.
Os cátions são íons positivos formados pela perda de elétrons. Como exemplo, o átomo de sódio perde um elétron para se tornar um cátion sódio, Na+1.
Os íons negativos são formados ao ganhar elétrons e chamam-se ânions. Como exemplo, o átomo de cloro ganha um elétron e se torna o ânion cloreto, Cl-1.
Dica
Os ânions são nomeados usando a terminação -ato, -ito ou -eto.
Quando um átomo perde um elétron e outro o ganha, o processo é chamado de transferência de elétrons.
METAIS (3)
Elementos muito eletropositivos. Normalmente possuem de 1 a 3 elétrons na última camada ou camada de valência.
Têm facilidade em perder esses elétrons e formar cátions.
Transferência de elétrons
NÃO METAIS
Elementos muito eletronegativos. Normalmente possuem de 5 a 7 elétrons na última camada ou camada de valência..
Têm facilidade em ganhar esses elétrons e formar ânions.
Cátions + Ânions
Substância iônica ou composto iônico
Como resultado da atração, as ligações iônicas são formadas entre íons com cargas opostas. Alguns íons são mencionados na fisiologia como eletrólitos (aí inclusos sódio, potássio e cálcio). Esses íons são imprescindíveis para a condução do impulso nervoso, das contrações dos músculos e para o balanço hídrico. Muitas bebidas esportivas e suplementos utilizados em dietas fornecem esses íons para substituir os que são perdidos pela transpiração durante a prática de exercícios.
Ligação covalente
Uma outra maneira pela qual os átomos tornam-se estáveis é pelo compartilhamento de elétrons, formando assim ligações que são chamadas de covalentes. Um, dois ou três pares de elétrons podem ser compartilhados entre os átomos, o que resulta em ligações que podem ser simples, duplas ou triplas, respectivamente. Quanto maior o número de elétrons compartilhados entre dois átomos, mais intensa será a ligação entre eles.
As ligações covalentes podem ser de dois tipos:
Ligação covalente simples
Um par de elétrons é compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.
Ligação dativa (ou coordenada)
Um par de elétrons é compartilhado por dois átomos, porém são fornecidos apenas por um dos átomos participantes da ligação. Esse tipo de ligação ocorre quando um dos átomos já tem o seu octeto completo, mas o outro ainda não.
Nas moléculas de organismos vivos, as ligações covalentes são mais corriqueiras do que ligações iônicas.
Exemplo
As ligações covalentes são fundamentais para a estrutura de moléculas orgânicas, como o DNA e as proteínas. As ligações covalentes são também encontradas em moléculas inorgânicas menores como água, dióxido de carbono e oxigênio​.
O compartilhamento de elétrons deve ser realizado sempre aos pares, já que em um orbital cabem, no máximo, dois elétrons.
A ligação covalente ocorre, distintamente da ligação iônica, quando a diferença de eletronegatividade entre os dois átomos participantes da ligação não é muito acentuada. Esse tipo de ligação existirá entre:
Ametal e ametal
Ametal e hidrogênio
Hidrogênio e hidrogênio
Podemos representar a formação de moléculas que fazem esse tipo de ligação através de fórmulas distintas:
Fórmula eletrônica (ou de Lewis)
Fórmula estrutural
Fórmula molecular
	Fórmula molecular
	Fórmula eletrônica
	Fórmula estrutural
	H2H2
	
	H−HH-H
	O2O2
	
	O=OO=O
	N2N2
	
	N≡NN≡N
	H2OH2O
	
	H−O−HH-O-H
	C2OC2O
	
	C=O=CC=O=C
A eletronegatividade relativa entre os átomos de uma ligação irá determinar se a ligação covalente é polar1 ou apolar2. Sempre que um elemento é significativamente mais eletronegativo que o outro, a ligação entre eles será polar.
Molécula de água: A ligação conectando o oxigênio a cada hidrogênio é uma ligação polar. O oxigênio é um átomo mais eletronegativo do que o hidrogênio (E = 3,44 contra E = 2,20). Isso significa que ele é capaz de atrair os elétrons compartilhados mais fortemente, por isso o oxigênio da água carrega uma carga negativa parcial (maior densidade de elétrons), enquanto os hidrogênios carregam cargas positivas parciais (menor densidade de elétrons).
A molécula de oxigênioé apolar porque os elétrons são compartilhados igualmente entre os dois átomos.
μr→=μ⃗ μr→=μ→
μ⃗ =0μ→=0
μr→=0μr→=0
A molécula do metano: o carbono tem quatro elétrons em sua camada mais externa e precisa de mais quatro para atingir a estabilidade. Compartilhando elétrons com quatro átomos de hidrogênio, cada um fornecendo um elétron, essa estabilidade é alcançada. De igual maneira, os átomos de hidrogênio precisam de um elétron a mais para completar sua camada externa, que são recebidos na forma de elétrons compartilhados com o carbono. Embora o carbono não tenha a mesma eletronegatividade que o hidrogênio, eles são bem similares, então as ligações carbono-hidrogênio são consideradas apolares.
Ligação metálica
No estado físico sólido, os átomos dos elementos metálicos (e alguns semimetais) organizam-se de forma geometricamente ordenada e originam células (ou retículos cristalinos). Um conjugado muito grande de retículos cristalinos (ou cristais) forma a estrutura dos materiais metálicos.
Esse tipo de ligação química ocorre quando os átomos de elementos metálicos partilham os seus elétrons de valência entre todos, sem que haja uma orientação espacial nessa partilha.
As baixas energias de ionização desses elementos permitem que os elétrons sejam facilmente deslocalizados, originando uma nuvem eletrônica que pertence a todo o metal e não apenas a alguns átomos.
Essa ligação é consequência das forças atrativas entre os elétrons deslocalizados e os íons metálicos (positivos), dando harmonia a toda a estrutura que, ao inverso das moléculas, não tem número de átomos partícipes definidos.
A maneira como essa ligação se forma, sem orientação espacial determinada (diferente da ligação covalente) e com a grande mobilidade dos elétrons deslocalizados, origina propriedades bem características dos metais, veja a seguir.
	Bons condutores de eletricidade
	Devido à grande mobilidade doselétrons.
	Bons condutores de calor
	Devido à facilidade com que os elétrons transmitem energia cinética através da estrutura.
	Alta densidade
	Devido ao empacotamento efetivo dosíons positivos e dos elétrons.
	Altos pontos de fusão e de ebulição
	Devido às elevadas forças existentes entre a estrutura metálica.
	Alta dureza
	Baixa deformação e alta resistência aorisco e à abrasão.
	Maleabilidade
	Facilidade de moldagem do material.
	Alta ductibilidade
	Permite que um material seja alongado até a obtenção de um fio
(o mais fino que seja possível).
Forças intermoleculares
Ligações de hidrogênio e forças de London
As ligações covalentes e iônicas são, caracteristicamente, consideradas ligações fortes. Porém, existem outros tipos de ligações, temporárias, que podem se formar entre átomos ou moléculas.
Dois tipos de ligações relativamente fracas, mas que são frequentemente vistas em Biologia, são as pontes de hidrogênio e as forças de dispersão de London.
Numa ligação covalente polar que contenha hidrogênio, este terá uma carga positiva parcial porque os elétrons de ligação estarão mais próximos ao outro elemento. Devido a essa pequena carga positiva, o hidrogênio será atraído para qualquer uma das cargas negativas próximas. Essa interação é chamada de ligação de hidrogênio3.
Como sabemos, os elétrons estão em movimento constante e sempre haverá momentos em que estarão agrupados, criando assim uma carga negativa parcial na molécula e, consequentemente, uma carga positiva parcial em outra. Caso uma molécula com esse desequilíbrio de carga esteja muito perto de outra, isso acarretará uma redistribuição similar de cargas na segunda molécula e todas as cargas temporárias de ambas as moléculas irão atrair uma à outra.
Dica
As ligações de hidrogênio e as forças de dispersão de London são exemplares de forças de Van der Waals, um termo geral para interações intermoleculares que não envolvam ligações covalentes ou íons.
As ligações e as células
As ligações fortes e fracas desempenham importantes papéis na química das células e organismos. Podemos tomar como exemplo as ligações covalentes fortes que mantêm juntos os grupos de construção química que formam uma cadeia de DNA. Já as ligações de hidrogênio, mais fracas, por outro lado, mantêm agrupadas as duas cadeias da hélice do DNA. Essas ligações fracas mantêm o DNA estável, mas também permitem que seja aberto para ser reproduzido e utilizado pela célula.
De forma bem ampla, as ligações entre moléculas de água, íons e moléculas polares estão constantemente se formando e se rompendo no ambiente de uma célula, que é aquoso. Nesse panorama, moléculas de tipos diferentes interagem umas com as outras através de atrações fracas, baseadas na carga.
Atividade
1.(FATEC-SP) A propriedade que pode ser atribuída à maioria dos compostos iônicos é:
a) Dissolvidos em água, formam soluções ácidas.
b) Dissolvem-se bem em gasolina, diminuindo sua octanagem.
c) Fundidos (isto é, no estado líquido), conduzem corrente elétrica.
d) Possuem baixos pontos de fusão e ebulição.
e) São moles, quebradiços e cristalinos.
2. Da ligação química entre os átomos de magnésio (Z=12) e nitrogênio (Z=7) deve-se chegar à substância de fórmula:
a) Mg3N2
b) Mg2N3
c) MgN3
d) MgN2
e) MgN
Saiba mais
Arrhenius trabalhou com inúmeras soluções e descobriu que as eletrolíticas1 apenas conduziam energia elétrica porque havia espécies químicas que transportavam cargas, os íons, enquanto as soluções não eletrolíticas não produziam íons em meio aquoso.
Arrhenius foi capaz de identificar os íons presentes nas soluções eletrolíticas e isso deu origem a sua teoria ácido-base que, entre seus enunciados, dizia:
Ácidos são compostos covalentes que reagem com água (sofrem ionização) formando soluções que apresentam como único cátion o íon hidrônio, H3O+.
Fonte: ARRHENIUS, 1887.
	Ácido
	+
	Água
	→
	Cátion
	+
	Ânion
	HCN
	+
	H2O
	→
	H3O+
	+
	CN-1
	H2SO4
	+
	H2O
	→
	H3O+
	+
	SO4-2
	H3PO4
	+
	H2O
	→
	H3O+
	+
	PO4-3
Ainda em sua Teoria, Arrhenius dizia que:
Bases são compostos capazes de dissociar na água liberando íons, dos quais o único ânion é a hidroxila, OH.
Fonte: ARRHENIUS, 1887.
	Base
	+
	Água
	→
	Cátion
	+
	Ânion
	NaOH
	+
	H2O
	→
	Na+
	+
	OH-1
	Ca(OH)2
	+
	H2O
	→
	Ca+2
	+
	OH-1
	Al(OH)3
	+
	H2O
	→
	Al+3
	+
	OH-1
A teoria de Arrhenius foi capaz de explicar um grande número de feitos e, ainda hoje, é usada em inúmeros casos. Contudo, apresentava uma série de limitações:
Restringe-se a soluções aquosas. Não se pode aplicá-la em sistemas sólidos;
Existem outros solventes além da água que podem ionizar ácidos e dissociar bases;
Não permite antever a característica ácida de espécies químicas que não possuem o hidrônio e a característica básica de espécies que não possuem a hidroxila.
Temos ainda a teoria protônica, que foi desenvolvida por volta de 1923, de maneira independente, por Johannes Nicolaus Brønsted e Martin Lowry. Ela enuncia que:
Ácido é toda espécie química capaz de doar um próton (H+) e base é toda espécie química capaz de receber um próton (H+).
Fonte: BRØNSTED-LOWRY, 1923).
A teoria de Brønsted e Lowry é muito utilizada porque resolve uma das limitações da teoria de Arrhenius, pois não necessita da presença de água. Contudo, ela tem uma limitação própria: depende da presença de hidrogênio.
Uma outra teoria, que surgiu praticamente no mesmo ano da teoria protônica, é a teoria ácido-base de Lewis. Também conhecida por teoria eletrônica, ela despreza as limitações das duas outras teorias já mencionadas, abrangendo qualquer espécie química. Segundo Lewis:
Ácido é toda espécie química que aceita receber um par de elétrons, e base é toda espécie química capaz de oferecer um par de elétrons.
Fonte: LEWIS, 1923.
Os ácidos
São compostos covalentes que têm a capacidade de ionizar, liberando o H+ como único cátion. As principais características dos ácidos são cheiro forte, pH inferior a 7 e baixo ponto de ebulição.
Classificação dos ácidos
Quanto ao número de elementos químicos que formam o ácido:
Binário (2 elementos) – H2S, HI, HBr, HCl
Ternário (3 elementos) – HCN, HNO2, H2SO4, HNO3
Quaternário (4 elementos) – HSCN
Quantoà presença de oxigênio:
Hidrácidos – não possuem oxigênio: HCN, HBr
Oxiácidos – possuem oxigênio: H2SO4, HNO3, H3PO4
Nomenclatura dos ácidos
HIDRÁCIDOS:
Ácido [Nome do elemento] – ídrico.
OXIÁCIDOS:
Para elementos que possuem o maior Nox (número da família do elemento): Ácido [Nome do elemento] – ico;
Para elementos que possuem o menor Nox (número da família do elemento menos 2): Ácido [Nome do elemento] – oso;
Família 17 com Nox +7: Ácido Per – [Nome do elemento] – ico;
Família 17 com Nox +5: Ácido [Nome do elemento] – ico;
Família 17 com Nox +3: Ácido [Nome do elemento] – oso;
Família 17 com Nox +1: Ácido Hipo – [Nome do elemento] – oso
Exemplo
Ácido carbônico (H2CO3), ácido fluorídrico (HF), ácido nítrico (HNO3) e ácido sulfúrico (H2SO4).
As bases
São compostos iônicos formados por um metal, na maioria dos casos. As bases se dissociam em água, liberando o OH- como único ânion. O pH das bases é superior a 7.
Para nomear esses compostos sempre se escreve primeiro “hidróxido de” seguido do nome do cátion. Porém essa regra é utilizada somente no caso das bases que possuem cátions com apenas uma eletrovalência, ou seja, uma única carga. Mas também existem as bases em que os cátions possuem mais de uma eletrovalência e formam mais de uma base.
Exemplo
É o caso do ferro, que pode perder dois ou três elétrons formando, respectivamente, os cátions Fe2+ e Fe3+ e as bases Fe(OH)2 e Fe(OH)3. Nesse caso, a nomenclatura pode acontecer das seguintes formas:
1. Acrescenta-se o algarismo romano que indica o número da carga. Assim, no caso do ferro, teríamos:
Fe(OH)2: Hidróxido de ferro II
Fe(OH)3: Hidróxido de ferro III
2. Acrescenta-se o sufixo “oso” para o cátion de menor carga e o sufixo “ico” para o que tiver maior carga:
Fe(OH)2: Hidróxido ferroso
Fe(OH)3: Hidróxido férrico
Atividade
Vamos tentar um desafio. Vejamos a questão abaixo:
1. Assinale a opção que enuncia, respectivamente, os nomes corretos das seguintes bases: NaOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2 e Al(OH)3.
a) Monohidróxido de sódio, Dihidróxido de magnésio, Dihidróxido de cálcio, Trihidróxido de alumínio.
b) Hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio, hidróxido de cálcio, hidróxido de alumínio.
c) Hidróxido de sódio, hidróxido de magnésio II, hidróxido de cálcio II, hidróxido de alumínio III.
d) Hidróxido sódico, hidróxido magnésico, hidróxido cálcico, hidróxido alumínico.
Os óxidos
São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos distintos, dos quais o mais eletronegativo é o oxigênio. Pode ser um composto iônico ou molecular.
Atenção
Na Tabela Periódica atual, apenas o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Isso significa que, qualquer outro elemento, excetuando-se o flúor, reage com oxigênio formando óxidos. Assim, esta classe de compostos químicos conglomera um número grande de substâncias.
Os óxidos são compostos do tipo ExOy, em que x é o número de oxidação do oxigênio e y é o número de oxidação do elemento que está combinado com ele. Como essa classe de compostos é muito grande, suas propriedades também podem variar muito. Por isso, os óxidos são divididos em quatro grupos, de acordo com seu comportamento em solução aquosa. São eles:
Óxidos ácidos
Quando são dissolvidos em água, formam ácidos.
Óxidos básicos
Quando são dissolvidos em água, formam bases.
Óxidos neutros
Não reagem com a água.
Óxidos anfóteros
Comportam-se como se fossem uma base na presença de ácidos e como ácidos na presença de bases.
Nomenclatura dos óxidos
Óxidos de metais alcalinos e alcalinoterrosos (Nox fixo):
Óxido de + nome do elemento
Na2O – Óxido de sódio
CaO – Óxido de cálcio
Óxidos de metais que possuam Nox variável:
Óxido de + nome do elemento + ICO (Nox maior) / OSO (Nox menor)
Fe2O3 – (Fe com nox 3) – Óxido férrico.
FeO – (Fe com nox 2) – Óxido ferroso.
Dica
Podemos usar também número romano indicando o nox do metal:
Fe2O3 – óxido de ferro III
FeO – óxido de ferro II
Os sais
São compostos iônicos que, quando estão em solução aquosa, sofrem dissociação, e formam pelo menos um cátion diferente do hidrogênio, H+(aq), e um ânion que deve ser diferente da hidroxila, OH- (aq), e do oxigênio, O2-(aq). De uma maneira geral, são sólidos, cristalinos e entram em ebulição em temperaturas altas.
Os sais podem ser obtidos através de reações de neutralização (que ocorrem entre um ácido e uma base e produzem sal e água).
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Esta representação é para você não esquecer que a parte positiva do sal é da base (B) e a negativa vem do ácido (A).
Exemplo
1. Temos a reação entre o ácido clorídrico, HCl, e o hidróxido de potássio, KOH, que forma o sal cloreto de potássio, KCl, e água:
HCl(aq) + KOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
O KCl é formado pelo cátion K+, vindo da base KOH, e pelo anion Cl-, vindo do ácido HCl.
Isso irá acontecer em todos os casos, ou seja, o ácido sempre irá formar o ânion do sal e a base o cátion do sal.
2. O sulfito de sódio, Na2SO3. Esse sal pode ser obtido através da reação entre o hidróxido de sódio, NaOH, e o ácido sulfuroso, H2SO3.
H2SO3(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO3(aq) + 2H2O(l)
O Na2SO4 é formado pelo cátion Na+, vindo da base NaOH, e pelo ânion SO32-, vindo do ácido H2SO3.
Nomenclatura dos sais
A nomenclatura dos sais deve seguir uma regra proposta pela União Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC). De uma maneira geral, para estabelecer a nomenclatura devemos levar em conta o cátion e o ânion presentes no sal.
O ânion do sal é sempre originário do ácido e para definir seu nome é necessário fazer a troca de sufixo com o ácido de origem conforme o quadro abaixo:
	ÁCIDO
	ÂNION
	ídrico
	Eto
	ico
	Ato
	oso
	Ito
Se o cátion do sal em questão não for a prata, o zinco ou algum outro elemento que pertença às famílias 1, 2 ou 13, devemos indicar o número de oxidação com um algarismo romano na frente do seu nome.
Atenção
A regra de nomenclatura dos sais proposta acima é empregada apenas para os sais simples, ou seja, aqueles que apresentam somente um cátion e um ânion em sua composição.
Veja a seguir alguns exemplos de sais:
NaCl: Cloreto de sódio
CaSO3: Sulfito de cálcio
CuF2: Fluoreto de cálcio
NH4NO3: Nitrato de amônio
Fe3(PO4)2: Fosfato de ferro II
do HCl: Ácido clorídrico
do H2SO3: Ácido sulfuroso
do HF: Ácido fluorídrico
do HNO3: Ácido nítrico
Do H3PO4: Ácido fosfórico
Atividade
2.(UEMA-2015) O NO2 e o SO2 são gases causadores de poluição atmosférica que, dentre os danos provocados, está a formação de chuva ácida quando esses gases reagem com as partículas de água presentes nas nuvens, produzindo HNO3 e H2SO4.
Esses compostos, ao serem carregados pela precipitação atmosférica, geram transtornos, tais como contaminação da água potável, corrosão de veículos, de monumentos históricos etc.
Os compostos inorgânicos citados no texto correspondem, respectivamente, às funções:
a) Sais e óxidos.
b) Bases e sais.
c) Ácidos e bases.
d) Bases e óxidos.
e) Óxidos e ácidos.
3.Uma substância pura é sólida em temperatura ambiente, apresenta elevadas temperaturas de fusão e de ebulição, e conduz corrente elétrica tanto fundida como dissolvida em água. Indique a alternativa que contém a substância com as propriedades citadas:
a) SO3
b) SO2
c) NH3
d) H2SO4
e) Na2SO4
4. (UFPA) Considerando a equação química: Cl2O7 + 2NaOH → 2 NaClO4 + H2O, os reagentes e produtos pertencem, respectivamente, às funções:
a) Óxido, base, sal e óxido.
b) Sal, base, sal e hidreto.
c) Ácido, sal, óxido e hidreto.
d) Óxido, base, óxido e hidreto.
e) Base, ácido, óxido e óxido.
Conceitos introdutórios
A massa é uma grandeza invariável que designa a quantidade de matéria presente num corpo. Devemos observar que, um outro conceito, o de peso, costuma ser confundido com o de massa.
O peso (P) e a massa (m) são duas grandezas fundamentais nos estudos das ciências naturais e que muitas vezes são utilizadas erroneamente como sinônimos, apesar de possuírem propriedades distintas.
Peso (P)
O peso caracteriza uma força resultante de atração dos corpos em uma determinada interação gravitacional, que varia conforme a força de gravidade que é exercida nesse corpo.
Massa (m)
A massade um corpo qualquer pode ser determinada através da comparação com uma massa padrão. Por exemplo, para determinar a massa do corpo de um ser humano é comum usar como padrão o quilograma (Kg).
Atenção
O que deve estar claro é que a massa de uma pessoa será sempre a mesma, independentemente do local de onde ela esteja. Por outro lado, o peso da pessoa varia de acordo com a força que a gravidade exerce sobre ela. O que significa que qualquer indivíduo tem pesos diferentes no planeta Terra e no planeta Marte, já que esses locais possuem valores de gravidades diferentes.
Unidade de massa atômica (u)
É a massa de 1/12 (um doze avos) do átomo de carbono com número de massa igual a 12 (12C), que é o isótopo natural do carbono mais abundante (possui seis prótons e seis nêutrons). A massa atômica é a massa de um átomo medida em unidade de massa atômica, sendo simbolizada por “u”, que equivale a 1,66054×10-24g.
Massa atômica (MA)
É a massa do átomo medida em unidade de massa atômica (u). Se afirmarmos que a massa atômica de um átomo do elemento fósforo (P) é igual a 31u, significa que 1 átomo de sódio é 31 vezes maior que a massa de 1/12 da massa do 12C.
A massa atômica de um elemento químico é calculada pela média ponderada das massas de seus isótopos em unidades de massa atômica (u), pois há vários isótopos na natureza e é feito um cálculo que se baseia em suas abundâncias relativas.
Exemplo 1
Na natureza há dois tipos de cobre, cada um com sua massa.
69,09% de cobre com massa atômica = 62,93u
30,91% de cobre com massa atômica = 64,93u
Qual massa será a referência e colocada na tabela periódica como sendo a massa do cobre? Deveremos fazer a média ponderada desses isótopos:
	MA do elemento cobre=(69,09×62,93)+(30,91×64,93)100=63,55uMA do elemento cobre=69,09×62,93+30,91×64,93100=63,55u
Exemplo 2
O boro possui dois isótopos naturais:
20% de boro com massa atômica = 10u
80% de boro com massa atômica = 11u
Assim, a massa atômica do elemento boro é dada pela média ponderada desses dois isótopos, de maneira proporcional à sua abundância.
	MA do elemento boro=(20×10)+(80×11)100=10,80uMA do elemento boro=20×10+80×11100=10,80u
Exemplo 3
O neônio é formado por três isótopos:
20Ne (90,92%), 21Ne (0,26%) e 22Ne (8,82%).
Como podemos calcular a massa atômica desse elemento?
	MA do elemento neônio=(90,92×20)+(0,26×21)+(8,82×22)100=20,18uMA do elemento neônio=90,92×20+0,26×21+8,82×22100=20,18u
Massa molecular (MM)
É a massa de uma molécula que forma uma substância (expressa em u) e corresponde ao somatório das massas atômicas dos átomos constituintes.
Exemplo 1
A molécula de água é formada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio (H2O). A massa atômica do hidrogênio é 1 e a do oxigênio é 16. A massa molecular da água é a soma dessas massas atômicas:
	MM=(1u×2)+(16u×1)MM=18uMM=1u×2+16u×1MM=18u
Exemplo 2
Uma molécula de açúcar C12H22O11 terá a seguinte massa molecular:
	MM=(12×12)+(22×1)+(11×16)MM=342uMM=12×12+22×1+11×16MM=342u
Massa molar (m)
É a massa quem contém 6,02 × 1023 partículas. Sua unidade é grama x mol–1 ou g/mol.
Constante de Avogadro
É a quantidade de matéria que contém 6,02 × 1023 partículas ou 6,02 × 1023 mols.
	1 mol de átomos
	É a quantidade de matéria que contém
	6,02 × 1023 átomos
	1 mol de moléculas
	
	6,02 × 1023 moléculas
	1 mol de fórmulas
	
	6,02 × 1023 fórmulas
	1 mol de elétrons
	
	6,02 × 1023 íons
	1 mol de prótons
	
	6,02 × 1023 prótons
Do mesmo modo que uma dúzia indica 12 unidades de algo, o número de Avogadro indica 6,02 x 1023 unidades de algo. Nesse caso, é usado para quantificar átomos, moléculas, íons e tantas outras partículas subatômicas.
O mol pode indicar ainda:
Massa
É a mesma massa que encontramos na tabela periódica, porém em unidade de gramas (g).
Volume
Em CNTP1, o que significa 273K e 1atm, um mol de um gás terá um volume de 22,4L.
Formas de se representar uma substância
Cálculos de fórmulas
Fórmula é a representação gráfica da composição de uma substância. Todas as teorias que explicam a formação das mais diversas ligações químicas permitem prever a fórmula molecular, a estrutural e a eletrônica para uma substância molecular, e a fórmula empírica para uma substância iônica.
Fórmula centesimal
Fórmula centesimal indica o percentual, em massa, de cada elemento que compõe uma substância. A fórmula centesimal de uma substância também pode ser calculada teoricamente, porém é necessário conhecer sua massa molecular.
Podemos determinar a fórmula percentual de dois modos:
Por meio da fórmula molecular.
Por meio da relação entre as massas do elemento e da amostra.
Observaremos a seguir como proceder em cada caso.
Por meio da fórmula molecular
Exemplo 1
Vejamos o caso da substância ácido sulfúrico, H2SO4.
	Elemento
	Massa atômica
	Contribuição do elemento para a massa molecular
	Composição centesimal (%)
	H
	1
	2
	X
	O
	16
	64
	Y
	S
	32
	32
	Z
Massa molecular = 2 + 64 + 32 = 98u. Realizando as proporções:
Para o hidrogênio ⇒ x = 2 × 100/98 = 2,0%
Para o oxigênio ⇒ y = 64 × 100/98 = 65,3%
Para o enxofre ⇒ z = 32 × 100/98 = 32,7%
Então temos a fórmula centesimal do ácido sulfúrico, que é: H2,0% S65,3% O32,7%.
Exemplo 2
Vejamos o caso da substância peróxido de hidrogênio, H2O2.
	Elemento
	Massa atômica
	Contribuição do elemento para a massa molecular
	Composição centesimal (%)
	H
	1
	2
	X
	O
	16
	32
	Y
Massa molecular = 2 + 32 = 34 u
Para o hidrogênio => x = 2 × 100/34 = 5,9%
Para o oxigênio => y = 32 × 100/34 = 94,1%
Então temos a fórmula centesimal do peróxido de hidrogênio, que é: H2,9% O94,1%.
Por meio da relação entre as massas do elemento e da amostra
Exemplo
Uma substância pura, cuja massa é igual a 32,00g, foi submetida a uma análise elementar e foi observado que a mesma continha 10,00g de cálcio, 6,08g de carbono e 15,92g de oxigênio. Qual a fórmula centesimal da substância?
Porcentagem de Ca:
32g ---------- 100%
10g ---------- x
32x = 1000%
x = 31,25%
Porcentagem de C:
32g ---------- 100%
6,08g-------- y
32y = 608%
y = 19%
Porcentagem de O:
32g---------- 100%
15,92g------- z
32z = 1592%
z = 49,75%
A fórmula percentual dessa substância é: Ca31,25% C19% O49,75%.
Fórmula mínima ou empírica
Esse tipo de fórmula indica a proporção, expressa por números inteiros, entre os átomos presentes num agregado atômico (ou íons, se tivermos um caso de um agregado iônico).
Se conhecemos o quanto de cada elemento está presente em uma amostra de substância, podemos calcular sua fórmula mínima. Conhecendo-se a fórmula molecular de uma substância, sua fórmula mínima é determinada através de "simplificação matemática" dos índices dos elementos na fórmula molecular. Em muitos casos as fórmulas mínima e molecular são as mesmas.
Exemplo 1
Se 560 gramas de buteno são formadas por 480 gramas de carbono e 80 gramas de hidrogênio, qual a fórmula mínima dessa substância?
Inicialmente devemos calcular o número de mols de cada átomo presente na amostra de substância:
Para o carbono:
12g é a massa de 1 mol de átomos;
480g é a massa de x mol de átomos.
Logo, x = 40.
Para o hidrogênio:
1g é a massa de 1 mol de átomos;
80g é a massa de y mol de átomos.
Logo, y = 80.
Após isso, devemos determinar a relação entre os átomos do elemento. Nesse caso, a proporção entre os átomos de carbono e de hidrogênio é de 1 para 2 (40 mols de carbono – 80 mols de hidrogênio). Então a fórmula mínima do buteno é CH2.
Exemplo 2
O ácido ascórbico (vitamina C) contém 40,92% de C; 4,58% de H e 54,50% de O em massa. A massa molecular determinada experimentalmente é 176u. Qual a fórmula empírica desse ácido?
Em 100 gramas de ácido ascórbico, teremos: 40,92 gramas de C; 4,58 gramas de H; 54,50 gramas de O, de acordo com os percentuais fornecidos no problema. O que nos dá o número de mols de cada elemento:
40,92g C x (1 mol / 12,011g) = 3,407 mols de C
4,58g H x (1 mol / 1,008g) = 4,544 mols de H
54,50g O x (1 mol / 15,999g) = 3,406 mols de O
Determinamos a relação com o menor número inteiro através da divisão de cada um dos valores pelo valor da menor quantidade de mols:
C = 3,407 / 3,406 = 1,0
H = 4,544/ 3,406 = 1,333
O = 3,406 / 3,406 = 1,0
A quantidade relativa de mols de carbono e oxigênio é praticamente igual, porém a quantidade relativa de hidrogênio é maior. Considerando que não podemos ter uma quantidade fracionária de átomos em um composto, é necessário normalizar a quantidade relativa de hidrogênio, de modo que seja igual a um número inteiro.
O número 1,333 é igual a 1 + 1/3, logo, se multiplicarmos as quantidades relativas de cada átomo por 3, obteremos valores inteiros para cada átomo.
C = (1.0) × 3 = 3
H = (1.333) × 3 = 4
O = (1.0) × 3 = 3
Logo, a fórmula mínima é C3H4O3.
Leis das reações químicas
Todas as reações químicas obedecem a algumas regras que são chamadas de leis ponderais e leis volumétricas, as quais relacionam as massas dos componentes com as dos produtos da reação.
Lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier)
________________________________________________________________________________________________________________________
Lei das proporções constantes (Lei de Proust)
________________________________________________________________________________________________________________________
Lei das proporções múltiplas (Lei de Dalton)
________________________________________________________________________________________________________________________
Lei de Richter (Lei das Proporções Recíprocas ou Lei dos Equivalentes)
________________________________________________________________________________________________________________________
Leis volumétricas de Gay-Lussac
________________________________________________________________________________________________________________________
Atividade
1. (Fatec-SP) Eugenol, o componente ativo do óleo do cravo-da-índia, tem massa molar 160g/mol e fórmula empírica C5H6O.
Dados de massas molares (g/mol): H = 1, C = 12, O = 16.
Qual a porcentagem em massa de carbono no eugenol?
a) 10,0%
b) 36,5%
c) 60,0%
d) 73,0%
e) 86,0%
2. (UFRN/2004 - adaptada) Na Antártida, um cientista brasileiro estuda a ação dos gases do tipo clorofluorcarbono (CFC) sobre a camada de ozônio. Usando um balão-sonda, coletou uma amostra de ar estratosférico, da qual isolou um desses gases. Na análise de composição da substância isolada, detectou 31,4% de flúor (F) e 58,7% de cloro (Cl). A partir desses dados, concluiu que a fórmula mínima do composto é:
a) CF2Cl
b) CF2Cl2
c) CFCl2
d) CFCl
e) C2FCl2
3. (PUC-Campinas-SP) A combustão realizada a altas temperaturas é um dos fatores da poluição do ar pelos óxidos de nitrogênio, causadores de afecções respiratórias. A análise de 0,5 mol de um desses óxidos apresentou 7,0g de nitrogênio e 16g de oxigênio. Qual a sua fórmula molecular?
a) N2O5
b) N2O3
c) N2O
d) NO2
e) NO
Reações químicas e suas equações
Iniciaremos nossa aula com alguns conceitos fundamentais:
Reação química
Também pode ser chamada de fenômeno químico, é definida como o processo que envolve a mudança ou alteração da matéria, transformando sua constituição em nível molecular. Não estamos falando apenas de uma mudança de estado físico, mas sim de um rearranjo dos átomos na molécula. Em uma reação química, uma ou mais substâncias sofrem transformações originando outra (ou outras) substâncias distintas das anteriores.
Equação química
De acordo com Lins e Pedrosa (2017, p. 6), uma equação química é a representação das substâncias, reagentes e produtos que estão participando de uma transformação química. Nessas equações, são utilizados símbolos para especificar os reagentes e os produtos.
Reagentes e produtos
As substâncias que dão início às reações são denominadas reagentes e as substâncias originadas são chamadas de produtos. Os reagentes e os produtos encontram-se separados por meio de uma seta, o que indica a ocorrência de uma transformação química1. Essa representação é chamada de equação química.
Para que uma reação química ocorra, os reagentes precisam ter afinidade química. Por esse motivo, nem toda mistura de substâncias deve resultar em uma reação química.
Nas equações químicas podem aparecer símbolos que são acrescentados e que indicam alguns aspectos particulares:
⇆ = Reação reversível
Λ = Presença de luz
∆ = Catalisadores ou aquecimento
↓ = Formação de precipitado
Na equação química podemos ainda demonstrar o estado físico das substâncias participantes da reação, através das letras respectivas:
g = Gás
v = Vapor
l = Líquido
s = Sólido
aq = Solução aquosa
Agora, veremos alguns exemplos de reações químicas e equações: 
Reação A
1mol de hidrogênio gasoso reage com 1mol de cloro gasoso produzindo 1mol de ácido clorídrico em solução.
Equação Química: H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(aq)
Tipos de reações químicas
As reações químicas são classificadas de acordo com os tipos de substâncias envolvidas e com o modo como elas reagem. A seguir, temos os tipos de reações químicas mais comuns:
· Reações de síntese
São aquelas em que dois ou mais reagentes (que podem ser substâncias simples ou compostas) dão origem a um único produto. Também podem ser chamadas de reações de adição.
De maneira geral, podemos representá-la como: A + B → C
Exemplos:
2Mg + O2 → 2MgO
N2 + 3H2 → 2NH3
CaO + CO2 → CaCO3
· Reações de decomposição
São as reações em que um único reagente dá origem a mais de um produto (que podem ser substâncias simples ou compostas). Podemos entender como o inverso da Reação de Síntese. Também podem ser chamadas de reações de análise.
De maneira geral, podemos representá-la como: A → B + C
Exemplos:
2HgO → 2Hg + O2
2KBrO → 2KBr + O2
MgCO3 → MgO + CO2
· Reações de simples troca
São reações que ocorrem entre uma substância simples e uma substância composta, produzindo outra substância simples e outra substância composta.
São conhecidas também como reações de deslocamento / reações de substituição.
A equação geral pode ser representada como: A + BC → AB + C
Exemplos:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
Na + HgI → NaI + Hg
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
· Reações de dupla troca
São reações que ocorrem entre duas substâncias compostas, produzindo outras duas substâncias compostas, diferentes das primeiras.
A equação geral pode ser representada como: AB + CD → AC + BD
Exemplos:
Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2NaCl
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
KNO3 + NaCl → KCl + NaNO3
Atividade
1. De acordo com as equações químicas a seguir:
I. 2Mg + O2 → 2MgO
II. NH4HCO3 → CO2 + NH3 + H2O
III. Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
IV. Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3 + 3Na2SO4
V. H2SO4 + 2KCN → K2SO4 + 2HCN
Assinale a alternativa que corresponde a reações de decomposição:
a) I e III
b) II e IV
c) Apenas I
d) Apenas II
e) Apenas V
Balanceamento das equações químicas
Na aula anterior vimos que, na Lei de Proust, a quantidade de reagentes e produtos é sempre proporcional. O que significa que, ainda que um deles esteja presente em uma concentração muito alta, o que está em menor quantidade (chamado de reagente limitante) é aquele que definirá a quantidade dos produtos obtidos.
Balancear ou equilibrar equações químicas significa estabelecer quanto de cada componente existe na reação. Isso é representado por números, que são os coeficientes anotados antes de cada componente e que informam a proporção entre as quantidades em mols dos participantes da reação química.
Podemos realizar o balanceamento de equações usando alguns métodos:
Método das tentativas________________________________________________________________________________________________________________
Método algébrico_________________________________________________________________________________________________________________
Método redox____________________________________________________________________________________________________________________
Método do íon-elétron
Aqui veremos o método das tentativas, que é o mais utilizado. Ele consiste apenas em contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos e ir tentando acertar os coeficientes até os reagentes ficarem com o mesmo número de átomos que os produtos.
Podemos seguir a seguinte ordem para facilitar o balanceamento:
Metais → Não metais → Oxigênio → Hidrogênio
Neste exemplo, utilizaremos a seguinteequação química:
Fe(s) + HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
Etapa 1
Contar a quantidade de átomos de cada elemento, de acordo com os índices mostrados.
	Nos reagentes:
	Nos produtos:
	Fe = 1
	Fe = 1
	H = 1
	H = 2
	Cl = 1
	Cl = 2
Chegamos à conclusão que a equação não está balanceada, já que a quantidade de átomos de hidrogênio e de cloro está diferente nos dois membros da equação.
Etapa 2
Estabelecer valores para os coeficientes das substâncias (ou radicais) que aparecem apenas uma vez em ambos os membros. Começar pelos que possuem índices maiores.
No exemplo, todos os elementos aparecem apenas uma vez no 1º e no 2º membro da equação. Logo, devemos escolher a substância que apresenta maiores índices e maior quantidade de átomos em sua composição, o FeCl2. A ele vamos atribuir o coeficiente 1, que servirá de referência para os demais coeficientes:
Fe(s) + HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
Etapa 3
Repetiremos a etapa anterior com os outros elementos. Como já está especificado que no produto tem apenas um Fe e dois Cl, vamos transpor esses coeficientes para o primeiro membro:
1 Fe(s) + 2 HCl(aq) → 1 FeCl2(aq) + H2(g)
Devemos nos atentar que, ao estabelecermos o coeficiente 2 para o Cl do primeiro membro da equação, definimos o coeficiente do H. Consequentemente, no segundo membro devemos ter dois H. Como ele já possui índice 2, o coeficiente deve ser 1:
1 Fe(s) + 2 HCl(aq) → 1 FeCl2(aq) + 1 H2(g)
Percebemos que a equação ficou balanceada:
	Nos reagentes:
	Nos produtos:
	Fe = 1
	Fe = 1
	H = 2
	H = 2
	Cl = 2
	Cl = 2
Cálculo estequiométrico
A estequiometria se baseia na lei da conservação da massa e na lei das proporções fixas. Efetuar cálculos a partir das equações químicas colabora para uma melhor compreensão da Química e da sua importância nos artifícios tecnológicos, na produção de medicamentos, alimentos, entre outras aplicações.
Os cálculos químicos são relações de grandezas. De uma maneira geral, utilizamos a regra de três simples e podemos estabelecer etapas para efetuar esses cálculos:
Balancear a equação química (acertando os coeficientes estequiométricos).
Verificar o número de mols de cada substância.
Escrever numa primeira linha abaixo da equação os dados do problema.
Escrever numa segunda linha abaixo da equação a pergunta do problema.
Relacionar as grandezas.
Calcular com regra de três.
Podemos ter como dado ou pergunta do problema de cálculo estequiométrico: Massa, volume, número de mols, número de moléculas etc.
Vejamos abaixo as relações que temos para a seguinte equação:
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g)
Observe a tabela:
	CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)
	Mols
	1mol
	0,5mol
	1mol
	Massa
	1⋅28g
	0,5⋅32g
	1⋅44g
	Volume (CNTP)
	1⋅22,4L
	0,5⋅22,4L
	1⋅22,4L
	Moléculas
	1⋅6,02⋅1023
	0,5⋅6,02⋅1023
	1⋅6,02⋅1023
Atividade
2. (UNIFESP) A geração de lixo é inerente à nossa existência, mas a sua destinação deve ser motivo de preocupação de todos. Uma forma de diminuir a grande produção de lixo é aplicar os três R (Reduzir, Reutilizar e Reciclar).
Dentro dessa premissa, o Brasil lidera a reciclagem do alumínio, permitindo economia de 95% no consumo de energia e redução na extração da bauxita, já que para cada Kg de alumínio são necessários 5Kg de bauxita.
A porcentagem do óxido de alumínio (Al2O3) extraído da bauxita para produção de alumínio é aproximadamente igual a:
a) 20,0%
b) 25,0%
c) 37,8%
d) 42,7%
e) 52,9%
3. (UFMG) Em um recipiente foram colocados 15g de ferro e 4,8g de oxigênio. Qual a massa de Fe2O3 formada após um dos reagentes ser completamente consumido?
a) 19,8g
b) 16g
c) 9,6g
d) 9,9g
e) 10,2g
Soluções – conceitos básicos
1
Soluto
Pode ser reconhecido como qualquer composto que está em menor quantidade em uma solução. O soluto é responsável por ser dissolvido por um solvente. Expondo de forma mais simplificada, o soluto é sempre o composto que vai ser adicionado à solução e solubilizado.
2
Solvente
É simplesmente uma substância que pode dissolver outras moléculas e compostos, que são conhecidos como solutos.
3
Solução
Uma mistura homogênea de solvente e soluto chama-se solução e boa parte da química da vida ocorre em soluções aquosas, ou soluções em que a água é o solvente.
Solvente é sempre o composto que dissolve um determinado soluto. Nesse sentido, todo solvente tem uma característica principal. Um solvente dissolve solutos que têm as mesmas características.
Há dois tipos básicos de solventes na natureza: polares e apolares.
Os solventes polares são aqueles que têm interação molecular entre si, ou seja, suas moléculas têm certa atração, formando polos positivos e negativos em cada molécula de solvente.
Dessa forma, um solvente polar dissolve solutos polares e essa habilidade é chamada de solvatação.
A solvatação é conhecida como a habilidade de um solvente de rodear completamente uma molécula ou íon de soluto, dissolvendo-o.
Já os solventes denominados de apolares não têm essa característica, pois não há formação de polaridade em moléculas. Assim, um solvente apolar somente dissolve solutos apolares (que não possuem cargas ou orientação eletrônica).
Outra característica de um solvente está na sua capacidade de dissolver. Todo solvente tem um limite para dissolver solutos. A essa capacidade damos o nome de coeficiente de solubilidade. 
Podemos definir coeficiente de solubilidade como a capacidade de um solvente em dissolver um determinado soluto. Ou então: Coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária para saturar uma solução. O coeficiente de solubilidade é ditado pela temperatura e cada soluto terá uma característica diferente frente a um mesmo solvente.
Geralmente, medimos a solubilidade da seguinte forma:
Coeficiente de solubilidade (Cs) = Massa de soluto / Massa de solvente
Vamos usar um gráfico para exemplificar como calculamos a solubilidade de uma solução.
Por causa de sua polaridade e habilidade em formar ligações de hidrogênio, a água é excelente solvente, o que significa que ela pode dissolver diversos tipos de moléculas. A maioria das reações químicas importantes para a vida ocorrem em um ambiente aquoso dentro das células, e a capacidade da água em dissolver uma grande variedade de moléculas é essencial para permitir que essas reações químicas ocorram.
Tipos de solução
Quanto à fase de agregação
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
De acordo com a natureza das partículas dispersas
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Quanto à proporção entre soluto e solvente
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
Propriedades solventes da água
Por conta da sua capacidade de dissolver uma grande gama de solutos, a água é comumente chamada de solvente universal. Porém, esse nome não é completamente correto, pois há algumas substâncias (como os óleos) que não se dissolvem na água. De maneira geral, a água está apta a dissolver íons e moléculas polares.

A água interage de diferentes maneiras com substâncias com carga e polares em comparação com substâncias apolares por causa da polaridade de suas próprias moléculas. As moléculas de água são polares, com cargas parciais positivas nos hidrogênios, uma carga parcial negativa no oxigênio e uma estrutura geral curvada.
Atenção
Em razão de sua polaridade, água pode formar interações eletrostáticas (atrações em função das cargas) com outras moléculas polares e íons. As moléculas polares e íons interagem com as extremidades parcialmente positivas e parcialmente negativas da água, com as cargas positivas atraindo as cargas negativas (assim como as extremidades positiva e negativa de ímãs).
Quando há muitas moléculas de água em relação às moléculas de solutos, tal qual em uma solução aquosa, essas interações levam à formação de uma esfera tridimensional de moléculas de água, ou camada de