QUÍMICA GERAL 2020.docx

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Bibliografias
Luanda - 2020
Índice
CAPITULO I: CONCEITOS E LEIS FUNDAMENTAIS DA QUÍMICA	5
1.	INTRODUÇÃO	5
1.1.	CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA	6
1.1.1.	SUBSTÂNCIAS E MISTURAS	6
1.1.2.	ELEMENTOS E COMPOSTOS	7
1.1.2.1.	COMPOSTOS	7
1.1.3.	ESTADOS DA MATÉRIA	7
1.2.	PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS	8
1.3.	MASSA E PESO	8
1.3.1.	VOLUME	9
1.4.2. DENSIDADE	9
1.4.	ESCALAS DE TEMPERATURAS	10
1.5.	TRABALHO COM NÚMEROS	11
1.5.1.	NOTAÇÃO CIENTIFICA	11
1.5.2.	ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS	11
1.5.2.1.	LINHAS DE ORIENTAÇÃO PARA O USO DE ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS	12
1.5.3.	RIGOR E PRECISÃO	12
CAPITULO II: ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IÕES	14
2.1. ESTRUTURA DO ÁTOMO	14
2.1.1. O ELECTRÃO	15
2.2. RADIOACTIVIDADE	15
2.3. O PROTÃO E O NÚCLEO	16
2.3.1. O NEUTRÃO	17
2.5.1. MOLÉCULAS	19
2.5.2. IÕES	20
2.6.1. DESENVOLVIMENTO DA TABELA PERIÓDICA	21
2.6.2.	CLASSIFICAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA	22
2.7.	DISTRIBUIÇÃO ELECTRÓNICA	23
2.7.1. DIAGRAMA DE PAULING	24
2.7.2.	NÚMEROS QUÂNTICOS	24
2.7.2.1.	NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)	25
2.7.2.2.	NÚMERO QUÂNTICO DE MOMENTO ANGULAR OU SECUNDÁRIO (l)	25
2.7.2.3.	NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m)	26
2.7.2.4.	NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN (s)	26
2.8.	REGRA DE HUND	27
2.9.	PRINCÍPIODE EXCLUSÃO DE PAULI	28
2.10.	DIAMAGNÉTISMO E PARAMAGNÉTISMO	28
2.11.	LOCALIZAÇÃO DOS ELEMENTOS E VARIAÇÃO DAS SUAS PROPRIEDADES	29
2.12.	PROPRIEDADES PERIÓDICAS	30
2.12.1.	RAIO ATÓMICO	30
2.12.2.	RAIO IÓNICO	30
2.12.3.	ENERGIA DE IONIZAÇÃO (E.I.)	31
2.12.4.	ELECTRONEGATIVIDADE	31
2.12.5.	AFINIDADE ELECTRÓNICA	31
CAPITULO III: LIGAÇÃO QUÍMICA	33
3.1. LIGAÇÃO IÓNICA	33
3.2. LIGAÇÃO COVALENTE	34
3.2.1. LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR	34
3.2.2. LIGAÇÃO COVALENTE POLAR	34
3.2.3. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA	36
3.3. HIBRIDAÇÃO DOS ORBITAIS	36
3.4. GEOMETRIA MOLECULAR	37
3.4.1. PREVISÃO DA GEOMETRIA MOLECULAR	38
3.5. MOMENTO DIPOLAR ( E GEOMETRIA MOLECULAR	40
3.6. FORÇAS INTERMOLÉCULARES	41
3.6.1. LIGAÇÃO DE HIDROGÉNIO	42
3.6.2. FORÇAS DE VAN DER WAALS	42
CAPITULO IV: FUNÇÕES INORGANICAS	44
CAPITULO V: ESTEQUIOMETRIA	48
5.1.	MASSA ATÓMICA. MASSA MOLECULAR. MOLE	48
5.1.1.	MASSA MOLECULAR	48
5.1.2.	MOLE	49
5.2.	COMPOSIÇÃO ELEMENTAR E FÓRMULA EMPIRICA	49
5.3.	REACÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS	51
5.4.	BALANÇO DAS EQUAÇÕES QUÍMICAS	52
5.5.	CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS	53
5.6.	REAGENTE EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE	55
5.7.	REACÇÕES QUÍMICAS COM SUBSTÂNCIAS IMPURAS	56
5.8.	RENDIMENTO DE UMA REACÇÃO	57
CAPITULO VI: TEORIA CINÉTICA DOS GASES	59
6.1.	MOLÉCULAS NO ESTADO GASOSO	59
6.2.	LEIS DOS GASES	60
6.2.1.	LEI DE BOYLE-MARIOTTE	60
6.2.2.	LEIS DE CHARLES E GAY-LUSSAC	61
6.3.	EQUAÇÃO GERAL DOS GASES	61
6.4.	EQUAÇÃO DE CLAPEYRON OU EQUAÇÃO DO ESTADO DOS GASES PERFEITOS	62
CAPITULO VII: SOLUÇÕES	63
7.1. COMPONENTES DE UMA SOLUÇÃO	63
7.2. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES	64
7.3. SISTEMAS DISPERSOS	64
7.4. SOLUÇÕES VERDADEIRAS	65
7.4.1. CARACTERISTICAS DAS SOLUÇÕES VERDADEIRAS	65
7.5. CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES	65
7.6. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES	68
CAPITULO VIII: ELECTROQUÍMICA	71
8.1. NÚMERO DE OXIDAÇÃO	71
8.2. CONCEITO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO	71
8.3. BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES DE OXIDAÇÃO REDUÇÃO	72
8.4. PILHAS	74
8.5. FORÇA ELECTROMOTRIZ	75
8.6. EQUAÇÃO DE NERNST	75
8.7. ELECTRÓLISE	77
8.8. ESTEQUIOMÉTRIA DA ELECTRÓLISE	77
Primeira lei de Faraday	77
Segunda lei de Faraday	77
8.9. CORROSÃO	78
Protecção catódica	79
CAPITULO IX: CINÉTICA QUÍMICA	81
9.1. VELOCIDADE DA REACÇÃO	81
9.1.1. VELOCIDADE MÉDIA E VELOCIDADE ESPECIFICA	81
9.2. LEI DA VELOCIDADE DE UMA REACÇÃO	82
9.3. MECANISMO DA REACÇÃO	83
9.4. FACTORES QUE INFLUENCIAM NA VELOCIDADE DAS REACÇÕES	84
CAPITULO X: EQUILÍBRIO QUÍMICO	85
10.1. DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO	86
10.1.1. PRINCÍPIO DE LE CHATELIER	86
10.1.2. EFEITO DA CONCENTRAÇÃO	86
10.1.3. EFEITO DA PRESSÃO	86
10.1.4. EFEITO DA TEMPERATURA	87
10.2. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DA CONCENTRAÇÃO (Kc)	87
10.3. GRAU DE EQUILÍBRIO	88
10.4. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM FUNÇÃO DA PRESSÃO (Kp)	89
10.4.1. RELAÇÃO ENTRE Kp e Kc	89
10.5. EQUILÍBRIO EM MEIO AQUOSO	89
10.5.1. CONSTANTE DE IONIZAÇÃO	89
10.5.2. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD	90
10.6. PRODUTO IÓNICO DA ÁGUA E PH	92
10.6.1. EQUILÍBRIO IÓNICO DA ÁGUA	92
10.6.2. PRODUTO IÓNICO DA ÁGUA (Kw)	92
10.6.3. ESCALA DE PH	92
10.7. CONSTANTE DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE (KPS	93
10.7.1. PRODUTO DE SOLUBILIDADE	93
10.7.1.1. OBTENÇÃO DA EXPRESSÃO DO Kps	94
10.7.1.2. COMPARANDO A SOLUBILIDADE	95
10.7.1.3. PREVENDO A PRECIPITAÇÃO	96
BIBLIOGRAFIAS	104
Índice
[Pedro Taba]	Página 4
CAPITULO I: CONCEITOS E LEIS FUNDAMENTAIS DA QUÍMICA
1. INTRODUÇÃO
	Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações. A química é muitas vezes chamada a ciência central, pois um conhecimento básico da química é essencial para estudantes de várias ciências e de muitas outras áreas. Na realidade é central para o nosso modo de vida: Sem ela viveríamos vidas mais curtas e em condições que consideraríamos primitivas, sem automóveis, electricidade, computadores, CDs e muitos outros artigos utilitários do dia-a-dia.
	Apesar da química ser uma ciência antiga, a sua fundação moderna foi construída no século XIX, quando os avanços intelectuais e tecnológicos permitiram aos cientistas decompor as substâncias em componentes cada vez mais pequenos e, consequentemente explicar muitas das suas características físicas e químicas. O desenvolvimento rápido de tecnologias cada vez mais sofisticadas verificados ao longo do século XX proporcionou-nos meios ainda melhores de estudar coisas que não podem ser vistas a olho nu. Por exemplo usando computadores e microscópios especiais, os químicos podem analisar a estrutura dos átomos e das moléculas – as unidades fundamentais em que se baseia o estudo da química – e conceber novas substâncias com propriedades específicas, como medicamentos e produtos de uso corrente amigos do ambiente.
	De certeza que a química continuará a ser um pivô em todas as áreas da ciência e da tecnologia.
	Nas conversas do dia-a-dia ouvimos palavras que têm ligações com a química, mesmo que sejam usadas com conotação científica. Alguns exemplos são “electrónico”, “salto quântico”, “equilíbrio”, “catalisador”, “reacção em cadeia”, “massa crítica” etc. Além disso, quando se cozinha, pratica-se química.
	A finalidade da química é pô-lo a olhar o mundo macroscópico – as coisas que podemos ver, tocar e medir electricamente – e visualizar as partículas e os acontecimentos do mundo microscópico que não podemos apreciar sem a tecnologia moderna e a nossa imaginação.
	Lembrem-se de que os dados para a investigação química vêm muitas vezes da observação de fenómenos em grande escala, mas as explicações estão frequentemente num mundo invisível e parcialmente imaginado, o mundo microscópico dos átomos e das moléculas.
1.1. CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA
	Matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa espaço. A matéria inclui coisas que podemos ver e tocar (tais como a água, a terra e as arvores) bem como coisas que não podemos ver (como o ar). Assim tudo no universo tem uma relação “química”.
	Em química distinguem-se várias subcategorias de matéria baseadas na composição e nas propriedades. As classificações da matéria incluem substâncias puras, misturas, elementos e compostos, bem como átomos e moléculas.
1.1.1. SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
	Uma substância é uma forma de matéria que tem uma composição definida (constante) e propriedades distintas.
Ex: A água, a amónia, o açúcar (sacarose), o ouro, o oxigénio etc.
	As substâncias diferem uma das outras na composição e podem ser identificados pelo seu aspecto, cheiro sabor e outras propriedades.
	Uma mistura é uma combinação de duas ou mais substâncias em que estas conservam as suas identidades distintas.
	Ex: O ar, as bebidas, o leite, o cimento etc.
	As misturas podem ser homogéneas ou heterogéneas.
	Misturas homogéneas são misturas na qual a composição é a mesma em toda a sua extensão.
	Ex: Água com açúcar.
	Misturas heterogéneas são misturas na qual a sua composição não é uniforme.
	Ex: Areia e limalha.
1.1.2. ELEMENTOS E COMPOSTOS
	Um elemento é uma substância que não pode ser separado em substâncias
mais simples por processos químicos.
	Por conveniência, os químicos usam símbolos de uma ou duas letras para representar os elementos. A primeira letra do símbolo é sempre maiúscula.
	Ex: Co “Cobalto”, Ag “Prata”, Fe “Ferro” etc.
	Os átomos da maior parte dos elementos podem interagir uns com os outros para formar compostos.
	Ex: O hidrogénio gasoso arde em oxigénio para formar água, que tem propriedades bastantes diferentes das dos materiais iniciais.
1.1.2.1. COMPOSTOS
	Um composto é uma substância composta de átomos de dois ou mais elementos quimicamente unidos em proporções fixas. Ao contrário do que sucede com as misturas, os compostos apenas podem ser separados nos seus componentes puros por processos químicos.
1.1.3. ESTADOS DA MATÉRIA
	Todas as substâncias, pelo menos em princípio, podem existir em três estados: Sólido, líquido e gasoso.
	Os gases diferem dos líquidos e dos sólidos nas distâncias entre as moléculas.
	As moléculas num líquido estão próximas uma as outras mas não se mantêm numa posição rígida e podem mover-se umas em relação as outras.
	Num sólido, as moléculas mantêm-se próximas umas das outras de uma forma ordenada e com pouca liberdade de movimento.
	Num gás, as moléculas estão separadas por distâncias que são grandes quando comparadas com as dimensões das moléculas.
	Os três estados interconvertem-se sem alterar a composição da substância.
	Ex: Por aquecimento, o gelo derreter-se-á para formar água (líquido), continuando o aquecimento o líquido converter-se-á num gás. Por outro lado o arrefecimento de um gás levá-lo-á a condensar-se num líquido e continuando o arrefecimento acabará por congelar formando um sólido.
1.2. PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS
	As substâncias são identificadas pelas suas propriedades bem como pela sua composição.
	Propriedades Física – São aquelas que podem ser medidas e observadas sem alterar a composição ou a identidade de uma substância.
	Ex: Pode-se medir o ponto de fusão do gelo aquecendo um bloco de gelo e registando a temperatura a que este se converte em água líquida.
	Propriedade química – São aquelas que para serem observados tem de se realizar uma transformação química.
	Ex: Ao cozermos um ovo, realizamos uma transformação química.
	Todas as propriedades mensuráveis da matéria podem ser classificadas em extensivas e intensivas.
	Propriedades extensivas – são propriedades que dependem da quantidade de matéria considerada.
	Ex: A massa, o volume, o comprimento etc.
	Propriedade intensiva – São propriedades que não dependem da quantidade de matéria.
	Ex: A temperatura, a densidade etc.
1.3. MASSA E PESO
	Os termos massa e peso são muitas vezes usados indistintamente, embora, estritamente falando, sejam grandezas diferentes. A massa é uma medida da quantidade de matéria num objecto; o peso, tecnicamente falando, é a força que a gravidade exerce num objecto.
	Ex: Os químicos estão principalmente interessados na massa, que pode ser facilmente determinada com uma balança; parece estranho o processo de medição da massa chama-se pesagem.
1.3.1. VOLUME
	É o espaço ocupado por um corpo. A medida derivada S.I. para o volume é o metro cúbico (m3). No entanto os químicos trabalham em geral com volumes muito mais pequenos, como o centímetro cúbico (cm3) e o decímetro cúbico (dm3).
Uma outra unidade de volume comum é o litro (L). Um litro é o volume ocupado por um decímetro cúbico. O volume de 1 L é igual a 1000 mL ou 1000 cm3.
1.4.2. DENSIDADE
	A equação para a densidade é:
	Como a densidade é uma propriedade intensiva e não depende da quantidade de massa presente, para uma determinada substância a razão da massa pelo volume é sempre a mesma; por outras palavras, volume aumenta com a massa. Geralmente, a densidade diminui com a temperatura.
	A unidade S.I. derivada para a densidade é o quilograma por metro cúbico (Kg/m3). Para os químicos é mais comum usar o grama por centímetro cúbico (g/cm3) e o seu equivalente, grama por mililitro (g/ml) para as densidades de sólidos e de líquidos. Como as densidades dos gases são muito pequenas, exprimimo-las em unidades de grama por litro (g/L).
1.4. ESCALAS DE TEMPERATURAS
	Actualmente há três escalas de temperaturas em uso. As suas unidades são ºF (graus Fahrenheit), ºC (graus Célsius) e K (Kelvin).
	A escala Fahrenheit, que é a escala mais vulgarmente usada nos EUA fora dos laboratórios, define os pontos de fusão e de ebulição normais da água como sendo exactamente 32ºF e 212ºF respectivamente. A escala Célsius dividi o intervalo entre o ponto de fusão (0ºC) e o ponto de ebulição (100ºC) da água.
	O kelvin, é a unidade S.I. básica de temperatura, é a escala absoluta de temperatura.
	Para converter graus Fahrenheit em graus Célsius:
	A equação seguinte é usada para converter graus Célsius em graus Fahrenheit:
	A equação para converter graus Célsius em Kelvin:
1.5. TRABALHO COM NÚMEROS
1.5.1. NOTAÇÃO CIENTIFICA
	Muitas vezes trabalhamos com números que são bastante grandes outras vezes com números bastante pequenos.
	Ex: Em 1g do elemento hidrogénio há cerca de: 602200000000000000000000 de átomos de hidrogénio, já a massa de 1 átomo de hidrogénio é apenas: 0.00000000000000000000000166g.
	É complicado manejar estes números, e torna-se fácil cometer erros quando usados em cálculos aritméticos.
	Quando se trabalha com números muito grandes ou pequenos, usamos um sistema chamado Notação Cientifica. Independentemente do seu tamanho, todos os números podem ser expressos na forma: . 
	Se tivermos que exprimir um número qualquer em notação científica, contamos o número de casas que a vírgula se desloca para dar o número N. Se a vírgula se mover para a esquerda então n é um número inteiro positivo; se se mover para a direita, n é um número inteiro negativo.
	Ex: Exprimir 568.762 em notação científica:
	Exprimir 0.00000772 em notação científica:
1.5.2. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
	São os números ou dígitos com significado numa quantidade medida ou calculada.
	Quando se usam algarismos significativos, o ultimo algarismo ou dígito é incerto.
1.5.2.1. LINHAS DE ORIENTAÇÃO PARA O USO DE ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
	Em trabalhos de natureza científica temos sempre de ter cuidado em escrever o número correcto de algarismos significativos. De um modo geral, é bastante fácil determinar o número de algarismos significativos que um número tem, seguindo as regras seguintes:
1. Qualquer dígito diferente de zero é significativo.
Ex: 845 tem três algarismos significativos; 1.234 tem quatro algarismos significativos.
2. Os zeros entre dígitos diferentes de zero são significativos.
Ex: 606 tem três algarismos significativos; 40.501 tem cinco algarismos significativos.
3. Os zeros à esquerda do primeiro dígito diferente de zero não são significativos. A sua função é indicar a posição da vírgula decimal.
Ex: 0.08 tem um algarismo significativo; 0.0000349 tem três algarismos significativos.
4. Se um número é maior do que 1, então todos os zeros à direita da vírgula contam como algarismos significativos.
Ex: 2.0 tem dois algarismos significativos; 40.062 tem cinco algarismos significativos.
Se um número é inferior a 1, então apenas os zeros que estão no fim do número e os zeros que estão entre dígitos diferentes de zero são significativos
Ex: 0.090 tem dois algarismos significativos; 0.3005 tem quatro algarismos significativos, 0.000420 tem três algarismos significativos.
1.5.3. RIGOR E PRECISÃO
	O rigor dá-nos uma ideia da aproximação da medição efectuada e o verdadeiro valor da grandeza medida. A precisão refere-se ao acordo entre duas ou mais medições da mesma grandeza.
Capitulo I: Conceitos e Leis Fundamentais da Química
CAPITULO II: ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IÕES
	No séc. V A.C., o filósofo grego Demócrito exprimiu a crença de que toda a matéria consistia em partículas muito pequenas e indivisíveis, às quais ele chamou átomos (que significa indivisível). Resultados experimentais de investigações científicas apoiaram o conceito de “atomismo” e gradualmente fizeram surgir as definições modernas de elementos
e compostos.
	Em 1808, um cientista e professor Inglês John Dalton, formulou uma definição precisa dos blocos indivisíveis constituintes da matéria aos quais chamamos átomos.
	As hipóteses acerca da natureza da matéria, na qual a teoria atómica de Dalton se baseou podem ser resumidas da seguinte maneira:
1. Os elementos são constituídos por partículas extremamente pequenas chamadas átomos.
2. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo a mesma dimensão, massa e propriedades químicas. Os átomos de um elemento são diferentes dos átomos de todos os outros elementos.
3. Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento.
4. Uma reacção química envolve apenas a separação, combinação ou rearranjo dos átomos; não resulta na sua criação ou destruição.
	O conceito de átomo de Dalton, era bem mais detalhado e específico do que o de Demócrito.
2.1. ESTRUTURA DO ÁTOMO
	Com base na teoria de Dalton, pode-se definir um átomo como a unidade básica de um elemento que pode entrar numa combinação química.
	Uma serie de investigações que tiveram início na década de 1850 e se estenderam até ao séc. XX, demonstram claramente que os átomos possuem na realidade uma estrutura interna; isto é, são constituídos por partículas ainda mais pequenas, chamadas partículas sub-atómicas. Esta investigação levou a descoberta de três destas partículas – os electrões, os protões e os neutrões.
2.1.1. O ELECTRÃO
	Na década de 1890 muitos cientistas envolveram-se no estudo da Radiação, a emissão e transmissão de energia através do espaço na forma de onda. A informação ganha com esta investigação contribuiu grandemente para a compreensão da estrutura atómica. Um dos instrumentos usados para investigar este fenómeno é a ampola de raios catódicos “o percursor do ecrã de televisão”.
	Os electrões foram descobertos pelo físico inglês Joseph John Thomson com a ajuda da ampola de raios catódicos e o seu conhecimento da teoria electromagnética para determinar a razão entre a carga eléctrica e a massa de um electrão (). Entre 1908 e 1917, Robert Andrews Millikan, físico americano, conseguiu medir a carga do electrão com grande precisão. O seu trabalho mostrou que a carga de cada electrão era exactamente a mesma. Millikan, usando os seus conhecimentos de electrostática verificou que a carga do electrão era . A partir deste resultado ele calculou a massa do electrão:
2.2. RADIOACTIVIDADE
	Em 1895, o físico alemão Wilhelm Rӧntgen, reparou que os raios catódicos faziam com que o vidro e os metais emitissem uma radiação invulgar. Esta radiação altamente energética penetrava a matéria, escurecia placas fotográficas cobertas e provocava fluorescência em várias substâncias. Como estes raios não eram deflectidos por um magnete, não podiam conter partículas com cargas, a semelhança dos raios catódicos. Rӧntgen chamou-lhes Raio X porque a sua natureza era desconhecida.
	Antoine Becquerel, físico francês, estudou as propriedades de fluorescência de substâncias. Por mero acaso “acidente”, verificou que a exposição a certos compostos de Urânio de placas fotográficas envolvidas num revestimento espesso, provocava o seu escurecimento mesmo sem a estimulação de raios catódicos. Tal	como os Raios X, os raios dos compostos de Urânio eram muito energéticos e não eram deflectidos por um magnete, mas distinguiam-se dos Raios X apareciam espontaneamente aos quais Marie Curie sugeriu o nome de Radioactividade para descrever esta emissão espontânea de partículas e/ou radiação. Desde então, qualquer elemento que emite radiação espontaneamente diz-se Radioactivo.
	Na desintegração ou quebra de substâncias radioactivas como o Urânio, são produzidos três tipos de radiação, dois dos quais são deflectidos por placas metálicas com cargas opostas.
	A radiação alfa (α) consiste em partículas com cargas positivas, chamadas partículas α e são deflectidos pela placa com carga positiva.
	A radiação Beta (β) ou partículas β, são electrões e são deflectidos pela placa com carga negativa.
	O terceiro tipo de emissão radioactiva consiste de raios de elevada energia chamada raios gama (γ). Tal como os raios x, os raios γ não têm carga e não são afectados por um campo externo.
2.3. O PROTÃO E O NÚCLEO
	No início do séc. XX, ouve duas características dos átomos que se tornaram claras: contêm electrões e são electricamente neutros. Para manter a neutralidade eléctrica, um átomo deve conter um número igual de cargas positivas e negativas.
	Em 1910, o físico neozelandês Ernest Rutherford realizou uma série de experiências usando lâminas muito finas de ouro e de outros metais como alvos para partículas α de uma fonte radioactiva. Observaram que a maioria das partículas penetrava a lâmina sem desvio ou com apenas uma pequena deflexão (desvio). Mas, de vez em quando, uma partícula α era difractada (dispersada) ou deflectida de um ângulo grande. Em alguns casos, a partícula α era ricocheteada na direcção de onde tinha vindo! Este foi um achado surpreendente.
	Rutherford, explicou os resultados da experiência de difracção de partículas α em termos de um novo modelo para o átomo. De acordo com Rutherford, a maior parte do átomo deve ser espaço vazio. Isto explica a razão pela qual a maior parte das partículas α atravessa a lâmina de ouro praticamente sem desvio. Rutherford propôs que as cargas positivas do átomo se encontravam todas concentradas no núcleo que é o cerne denso no interior do átomo. Sempre que uma partícula α se aproximava de um núcleo na experiência de difracção, sofria uma grande força de repulsão e, portanto era muito deflectida. Além disso, uma partícula α cujo percurso se dirigisse directamente para o núcleo seria completamente repelida e a sua direcção seria invertida.
	As partículas com cargas positivas no núcleo chamam-se Protões. Verificou-se que a carga transportada por um protão é a mesma quantidade de carga de um electrão, e, tem massa de “cerca de 1840 vezes a massa do electrão de carga contrária”.
2.3.1. O NEUTRÃO
	Quando James Chadwick, físico inglês, bombardeou uma folha de berílio com partículas α, o metal emitiu uma radiação de energia muito elevada, semelhante aos raios γ. Experiências posteriores mostraram que a radiação era constituída por um terceiro tipo de partículas sub-atómica, à qual Chadwick deu o nome de Neutrões, porque elas mostraram ser partículas electricamente neutras com uma massa ligeiramente superior à massa dos protões. 
Massa e cargas das partículas sub-atómicas
	
	Carga
	Partícula
	Massa (g)
	Coulomb (C)
	Unidade de Carga
	Electrão
	
	
	
	Protão
	
	
	
	Neutrão
	
	
	
2.4. NÚMERO ATÓMICO. NÚMERO DE MASSA
	Todos os átomos podem ser identificados pelo número de protões e de neutrões que contém. O número atómico (Z) é o número de protões no núcleo de cada átomo de um elemento. Em um átomo neutro o número de protões é igual ao número de electrões, e, por isso, o número atómico também indica o número de electrões presentes no átomo. A identidade química de um átomo pode ser determinada apenas pelo seu número atómico.
	O número de massa (A) é o número total de protões e de neutrões presentes no núcleo de um átomo de um elemento.
O número de neutrões num átomo é igual a diferença entre o número de massa e o número atómico.
	ISÓTOPOS: Átomos que têm o mesmo número atómico mas números de massa diferente.
Ex:
	Elementos
	Carbono
	Oxigénio
	Potássio
	Representação
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Abundância (%)
	98,89
	1,11
	-
	99,7
	0,04
	0,2
	93,30
	0,01
	6,70
	As propriedades químicas de um elemento são determinadas pelos protões e electrões nos seus átomos: Os neutrões não participam nas transformações químicas em condições normais. Por isso, os isótopos do mesmo elemento têm química semelhante, formando os mesmos tipos de compostos e apresentando reactividade semelhante.
	ISÓBAROS: São átomos que apresentam diferentes números atómicos (Z), mas o mesmo número de massa (A).
Ex:
e 
	ISÓTONOS: São átomos de elementos químicos diferentes que apresentam o mesmo número de neutrões (n), mas diferentes números atómicos (Z).
Ex:
e
2.5. MOLÉCULAS E IÕES
	A maior parte da matéria é composta por moléculas ou iões formados por átomos. De todos os elementos, apenas os 6 gases nobres do grupo VIIIA ou 18 da tabela periódica (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn) existem na natureza como átomos isolados. Por isso são chamados gases Monoatómicos.
2.5.1. MOLÉCULAS
	Uma molécula é um agregado de pelo menos dois ou mais átomos ligados de uma forma precisa por forças químicas (também chamadas ligações químicas). Uma molécula pode conter átomos do mesmo elemento ou átomos de dois ou mais elementos, unidos numa razão fixa de acordo com a lei das proporções definidas. Assim uma molécula não é necessariamente um composto, o qual, por definição, é constituído por dois ou mais elementos. As moléculas são electricamente neutras.
Ex: H2, H2O
	As moléculas podem ser:
	- Diatómicas: Moléculas constituídas por dois átomos
Ex: H2, HCl, HBr, O2 etc.
	- Poliatómicas: Moléculas que contém mais do que dois átomos
Ex: O3, H2SO4, NH3, H2O etc.
2.5.2. IÕES
	Um ião é um átomo ou grupo de átomos que tem uma carga positiva ou negativa. O número de protões com carga positiva no núcleo de um átomo mantém-se o mesmo durante as transformações químicas normais, mas poderá haver ganho ou perca de electrões. 
A perca de um ou mais electrões por um átomo neutro origina um catião.
	Catião: É um ião com carga positiva.
	Por outro lado, o ganho de um ou mais electrões por um átomo neutro origina um anião.
	Anião: È um ião com carga negativa.
 Á
	Os compostos formados por catiões e aniões são chamados compostos iónicos.
	Os iões formados por um único átomo são denominados iões monoatómicos.
Ex: ,,,,etc.
	Os iões que contém dois ou mais átomos são denominados iões poliatómicos.
Ex: ,, etc.
2.6. TABELA PERIÓDICA
	Mais da metade dos elementos hoje conhecidos foram descobertos entre 1800 e 1900. Durante este período, os químicos notaram que muitos elementos apresentam fortes semelhanças entre si. O reconhecimento da regularidade periódica nas propriedades físicas e químicas e a necessidade de organizar grande volume de informação disponível acerca das propriedades das substâncias elementares levou o desenvolvimento da tabela periódica, um quadro em que os elementos com propriedades físicas e químicas semelhantes estão agrupados. A tabela periódica moderna na qual os elementos estão ordenados pelo seu número atómico em linhas horizontais chamadas períodos e em colunas verticais chamadas grupos ou famílias, de acordo com as semelhanças nas suas propriedades químicas.
	Os elementos podem ser divididos em três categorias – metais, não metais e metalóides. Um metal é um bom condutor de calor e de electricidade; um semi – metal é um mau condutor de calor e de electricidade; um metalóide ou semi – metal tem propriedades intermédias entre as dos metais e dos não metais.
	A maioria dos elementos conhecidos são metais, apenas 17 elementos são não – metais e 8 elementos são metalóides. Da esquerda para a direita ao longo de um período, as propriedades físicas e químicas dos elementos variam gradualmente de metálicas para não metálicas.
 2.6.1. DESENVOLVIMENTO DA TABELA PERIÓDICA
	No séc. XIX, quando os químicos tinham apenas uma vaga ideia sobre átomos e moléculas e não sabiam da existência dos electrões e dos protões, criaram a tabela periódica usando o seu conhecimento das massas atómicas.
	Em 1864, o químico inglês John Newlands, reparou que quando os elementos eram colocados por ordem das massas atómicas, cada elemento tinha propriedades semelhantes com o oitavo elemento seguinte. Newlands referiu-se a esta estranha relação como a lei das oitavas. Contudo, esta lei tornou-se inadequada para os elementos para lá do cálcio, e o trabalho de Newlands não foi aceite pela comunidade.
	Em 1869, o químico russo Dimitri Ivanovitch Mendeleev e o químico alemão Julius Lother Meyer apresentaram independentemente uma tabulação mais extensa dos elementos baseada no reaparecimento regular das propriedades. O sistema de classificação de Mendeleev foi um grande avanço em relação ao de Newlands por duas razões:
1. Agrupava os elementos de uma forma mais rigorosa, de acordo com as suas propriedades.
2. Tornou-se importante porque foi possível prever as propriedades de vários elementos que ainda não tinham sido descobertos.
	A tabela periódica de Mendeleev incluía 66 elementos. Em 1900, tinham-se acrescentado mais 30 à lista, preenchendo alguns espaços vazios.
	Em 1913, um Jovem físico inglês Henry Gwyn-Jeffreys Moseley, descobriu uma correlação entre o que ele chamou número atómico e a frequência dos Raios X gerados bombardeando o elemento com electrões de energia elevada. Assim a partir da raiz quadrada da frequência de Raios X medida pode-se determinar o número atómico do elemento.
	Com algumas excepções, Moseley verificou que o número atómico, aumenta na mesma ordem que a massa atómica.
2.6.2. CLASSIFICAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA
	Conforme o tipo de subcamada que está a ser preenchida, os elementos podem ser divididos em categorias – Os elementos representativos, os gases nobres, os elementos de transição (ou metais de transição), os lantanídeos e os actinídeos.
	Os elementos representativos (também chamados elementos dos grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 e 17 (ou IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA e VIIA), em que todos têm subcamadas s ou p com o número quântico principal mais alto parcialmente preenchido.
	Com excepção do Hélio, os gases nobres, os elementos do grupo 18 (ou VIIIA), têm todos a subcamada p totalmente preenchida. As configurações electrónicas são 1s2 para o Hélio e ns2np6 para os outros gases nobres, onde n é o número quântico principal da camada mais exterior.
	Os elementos de transição são os elementos dos grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, e 12 (ou IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB e VIIIB), que têm subcamadas d parcialmente preenchidas ou produzem facilmente catiões com subcamadas d parcialmente preenchidas.
	Os lantanídeos e os actinídeos são por vezes chamados elementos de transição do bloco f pois têm subcamadas f parcialmente preenchidas.
	A reactividade química dos elementos é largamente determinada pelos electrões de valência, que são os electrões mais periféricos. Todos os outros electrões de um átomo são referidos como electrões do cerne.
2.7. DISTRIBUIÇÃO ELECTRÓNICA
	Semelhantemente aos satélites, que percorrem determinadas órbitas ao redor do planeta, os electrões giram em níveis circulares e concêntricos em torno do seu núcleo. Estes níveis são ao todo 7, e, cada átomo usa dentre elas, tantas quantas forem necessárias para alojar os seus electrões. Os níveis são numerados de dentro para fora, e, cada uma delas tem por regra geral um limite máximo de electrões. 
 .
	Níveis
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	Electrões
	2
	8
	18
	32
	32
	18
	2
Anteriormente, a distribuição electrónica dos átomos, era feita por níveis, mas devido a uma certa discrepância com o número máximo de electrões em determinados níveis, Linus Carl Pauling químico americano, sugeriu, um novo modelo de distribuição electrónica, neste modelo sugerido por Linus Pauling, a distribuição electrónica é feita por subníveis e não por níveis. Segundo Linus Pauling, um nível energético é dividido por subníveis e os subníveis por orbitais onde devem localizar-se os electrões. Deste modo Linus Pauling apresentou o seu diagrama energético.
2.7.1. DIAGRAMA DE PAULING
 (
1
s
2
2
s
2
3
s
2
4
s
2
5
s
2
6
s
2
7
s
2
2
p
6
3
p
6
4
p
6
5
p
6
6
p
6
3
d
1
0
4
d
1
0
5
d
1
0
6
d
1
0
4
f
1
4
5
f
1
4
)
	Cada subnível contém um número máximo de electrões, o subnível s contém no máximo 2 electrões, os subníveis p, d e f, contém 6, 10 e 14 electrões respectivamente.
	O preenchimento dos subníveis deve ser feito na ordem crescente de energia, de modos que um subnível possa ser preenchido depois que os anteriores estiverem completos.
	Ex: 9F 1s2 2s2 2p5
20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
	Obs: Ao fazermos a distribuição de átomos que possuem mais de 20 electrões (átomos com número atómico superior a 20), é necessário
fazer um reagrupamento dos subníveis.
	Ex: 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Reagrupando: 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
2.7.2. NÚMEROS QUÂNTICOS
	Na mecânica quântica, são necessários quatro números quânticos para descrever a distribuição dos electrões nos átomos. Estes números derivam da resolução matemática da equação de Schrӧdinger para o átomo hidrogénio, e, denominam-se número quântico principal (n), número quântico de momento angular ou secundário (l), número quântico magnético (m) e o número quântico de spin (s). Estes números quânticos serão usados para descrever as orbitais atómicas e fazer uma descrição completa dos electrões nos átomos, pois, eles indicam o nível principal de energia do electrão, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem electrónica e a orientação do próprio electrão na nuvem. 
2.7.2.1. NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
	O número quântico principal (n) indica o nível onde se encontra o electrão, ele pode tomar valores inteiros 1, 2, 3,…, e assim sucessivamente. O número quântico principal também se relaciona com a distância média entre o electrão e o núcleo, numa orbital particular. Quanto maior for n, maior será a distância média entre o electrão (numa orbital) e o núcleo, e, por conseguinte, maior será a orbital.
Ex: 11Na 
2.7.2.2. NÚMERO QUÂNTICO DE MOMENTO ANGULAR OU SECUNDÁRIO (l)	
	O número quântico secundário (l), está relacionado com a forma das orbitais. Os valores de l dependem do valor do número quântico principal. Para um dado valor de n, l toma valores inteiros possíveis desde o até n-1. 
As teorias da mecânica quântica deduzem que os subníveis poderão ser associados aos valores de l.
	Subnível
	Valor de l
	s
P
d
f
	0
1
2
3
Ex: 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
N = 3
l = 0, porque o electrão encontra-se no subnível s
2.7.2.3. NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m)
	O número quântico magnético (m), descreve a orientação da orbital no espaço. Dentro de uma subcamada, o valor de m depende do valor do número quântico secundário (l). Para um certo valor de l há (2l + 1) valores de m. O número quântico magnético pode assumir valores desde -l, 0 até +l.
Ex: 9F 1s2 2s2 2p5
N = 2
l = 1
m = -1,0,+1
	O número de valores de m indica o número de orbitais numa subcamada com um valor particular de l.
2.7.2.4. NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN (s)
	Indica o sentido de rotação de um electrão. Um electrão pode ter dois possíveis movimentos giratórios, um no sentido dos ponteiros de um relógio e outro no sentido contrário ao dos ponteiros do relógio. Suas representações por definição serão:
	Para ter em conta o movimento giratório do electrão (spin electrónico) é necessário introduzir um quarto número quântico, denominado número quântico de spin electrónico (s), que tem os valores de +1/2 e -1/2.
2.8. REGRA DE HUND
	A regra de Frederick Hund ou princípio da multiplicidade, diz que o estado estável do átomo corresponde a uma distribuição de electrões nos limites de um subnível energético em que o valor absoluto do spin sumário do átomo seja máximo.
	A regra de Hund indica que as orbitais de um mesmo subnível devem ser preenchidas em duas etapas:
1. Ocupação dos orbitais vazios, com um electrão em cada orbital e spins iguais (spins paralelos).
2. Compartilhamento dos orbitais semipreenchidas.
Ex: 6C 1s2 2s2 3p2
	As representações seguintes mostram as diferentes maneiras de distribuir dois electrões entre orbitais p.
	De acordo com Hund, o arranjo mais provável dos electrões em subcamadas é aquela que contém o maior número de spins paralelos. O arranjo apresentado em (b) satisfaz esta condição. Em (a) e (c) os dois spins anulam-se mutuamente.
2.9. PRINCÍPIODE EXCLUSÃO DE PAULI
	Para determinar as configurações electrónicas de átomos polielectrónicos usamos o princípio de Wolfang Pauli, Este princípio estabelece que dois electrões de um átomo não podem ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos.
	Segundo este princípio, apenas dois electrões podem ocupar a mesma orbital e estes electrões têm de ter spins opostos.
	Em (a) ambos os electrões têm o mesmo spin virados para cima e os mesmos números quânticos (1, 0, 0, +1/2), em (b) ambos electrões têm o mesmo spin virado para baixo, e teriam os números quânticos (1, 0, 0, -1/2). Apenas a configuração (c) é fisicamente aceitável, visto que um dos electrões tem os números quânticos (1, 0, 0, +1/2), e o outro (1, 0, 0, -1/2). Assim o átomo de Hélio tem a seguinte configuração.
2.10. DIAMAGNÉTISMO E PARAMAGNÉTISMO
	As substâncias paramagnéticas são aquelas que contém spins desemparelhados e são atraídos por um íman. 
	As substâncias diamagnéticas não contêm spins desemparelhados e são levemente repelidos por um íman. Por outro lado, se os spins electrónicos estão emparelhados, ou antiparalelos entre si , os efeitos magnéticos anulam-se.
2.11. LOCALIZAÇÃO DOS ELEMENTOS E VARIAÇÃO DAS SUAS PROPRIEDADES
A localização de um elemento na tabela periódica pode ser feita a partir da distribuição electrónica de acordo com o número atómico do respectivo elemento. De acordo com a anotação nlx, podemos determinar a que grupo e período a que um dado elemento pertence.
· Para os elementos que terminam com o subnível s, isto é, nsx (n será o período e x o grupo).
Ex: 1H 1s1
12Mg 1s22s22p63s2
· Para os elementos que terminam simultaneamente com os subníveis s e p, isto é nsxnpy (n será o período, e, a soma x+y será o grupo).
Ex: 13Al 1s22s22p63s23p1
15P 1s22s22p63s23p3
· Para os elementos de transição e de transição interna (lantânios e actínios), é mais complexo, o que requer um pouco mais de imaginação.
Os elementos de transição têm na camada de valência o subnível s e na antepenúltima camada o subnível d, isto é, nsye ndx, o grupo é encontrado a partir da soma do número de electrões dos subníveis s e d (x+y) e o período será o n do subnível s.
Ex:23V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 reagrupando: 23V1s22s22p63s23p63d34s2
39Y 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p64d1 5s2
2.12. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
Analisando as propriedades físicas e químicas das substâncias simples e de seus elementos, verifica-se que estas podem estar relacionadas com a posição dos elementos na tabela periódica. As propriedades periódicas, são aquelas que, a medida que o número atómico aumenta assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente.
2.12.1. RAIO ATÓMICO
O raio atómico pode ser considerado como uma medida do tamanho do átomo. Entretanto, tamanho do átomo é um conceito bastante vago. É difícil medir o raio de um átomo, pois a “nuvem de electrões” que o circunda não tem limites bem definidos. Em outras palavras, o raio atómico representa a distância do núcleo à camada de valência do átomo. De maneira geral, para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois factores:
Número de níveis (camadas) – quanto maior for o número de níveis, maior será o tamanho do átomo.
Número de protões – o átomo que apresenta maior número de protões exerce uma maior atracção sobre seus electrões, o que ocasiona uma redução no seu tamanho.
Numa família (grupo), o raio atómico aumenta de cima para baixo na tabela, devido ao aumento do número de níveis. Em um período o raio atómico aumenta da direita para esquerda na tabela devido a diminuição do número de protões, o que diminui a força de atracção sobre os electrões.
2.12.2. RAIO IÓNICO
Raio iónico é o raio de um catião ou anião. O raio iónico afecta as propriedades físicas e químicas de um composto iónico.
Quando se converte um átomo neutro num ião, esperamos uma mudança no tamanho. Se o átomo forma um anião, o seu tamanho (ou raio) aumenta, isto porque a carga nuclear mantém-se, mas a repulsão resultante do electrão ou dos electrões adicionais aumenta o domínio da nuvem electrónica. Por outro lado, a remoção de um ou mais electrões de um átomo reduz a repulsão electrão-electrão, mas a carga nuclear mantém-se; logo a nuvem electrónica encolhe e o catião é menor do que o átomo. O raio atómico e o raio iónico aumentam de cima para baixo num grupo. Para iões derivados
de átomos de grupos diferentes, uma comparação de tamanhos só tem sentido se os iões forem isoelectrónicos.
Focando-nos em catiões isoelectrónicos, vemos que o raio dos iões tripositivos (iões que têm três cargas positivas) é menor do que o dos iões bipositivos (iões que têm duas cargas positivas) que por sua vez são menores do que os iões monopositivos (iões que têm uma carga positiva). Para os aniões isoelectrónica, vemos que o raio aumenta quando vamos do ião com carga mononegativa (-1) para o de carga binegativa (-2) e assim por diante.
2.12.3. ENERGIA DE IONIZAÇÃO (E.I.)
A energia de ionização a energia necessária para remover um ou mais electrões de um átomo isolado no estado gasoso.
x(g) + energia x+(g) + e-
Quanto maior o raio atómico, menor será a atracção exercida pelo núcleo sobre os electrões mais afastados; portanto menor será a energia necessária para remover esse electrão.
Generalizando:
Numa família, a energia de ionização aumenta de baixo para cima. Em um período a E.I. aumenta da esquerda para a direita
2.12.4. ELECTRONEGATIVIDADE
A electronegatividade é a força de atracção exercida sobre os electrões de uma ligação. Ao estuda-la estamos comparando a força de atracção exercida pelos átomos sobre os electrões de uma ligação. A electronegatividade não é definida para os gases nobres. Na tabela periódica a electronegatividade aumenta de baixo para cima nas famílias, e, da esquerda para a direita nos períodos.
2.12.5. AFINIDADE ELECTRÓNICA
A propriedade que tem uma grande influência no comportamento químico dos átomos é a sua capacidade de receber um ou mais electrões. Esta propriedade é chamada afinidade electrónica (AE), que é o valor simétrico da variação de energia que ocorre quando um electrão é aceite por um átomo no estado gasoso para originar um anião.
x (g)+ e- x-(g)
Uma afinidade electrónica grande e positiva significa que o anião é muito estável (isto é, o átomo tem uma grande tendência para aceitar um electrão), tal como uma energia de ionização elevada de um átomo significa que o electrão no átomo é muito estável.
Experimentalmente, a afinidade electrónica é determinada pela remoção do electrão adicional do anião. Ao contrário das energias de ionização, contudo, as afinidades electrónicas são difíceis de medir porque os aniões de muitos elementos são instáveis. As afinidades electrónicas dos metais são em geral menores do que as dos não-metais.
Em uma família ou grupo, a afinidade electrónica deverá aumentar de baixo para cima, e, em um período a afinidade electrónica deve aumentar da esquerda para a direita.
Capitulo II: Átomos Moléculas e Iões
CAPITULO III: LIGAÇÃO QUÍMICA
	O desenvolvimento da tabela periódica e do conceito de configuração electrónica forneceu aos químicos uma base lógica para explicar a formação de moléculas e compostos. Esta explicação formulada por Gilbert Newton Lewis, defende que os átomos se combinam de forma a alcançar a configuração electrónica mais estável. A estabilidade máxima é atingida quando um átomo consegue atingir a configuração de um gás nobre.
	Quando átomos interactuam para formar uma ligação química apenas as suas camadas mais externas estão em contacto. Por esta razão, quando estudamos ligação química interessa-nos fundamentalmente os electrões de valência dos átomos.
	Em 1916, Gilbert Lewis, lançou a ideia que a ligação surge por meio da formação de um par electrónico que pertence simultaneamente aos dois átomos; esta ideia serviu de ponto de partida para a elaboração da teoria moderna da ligação covalente. No mesmo ano de 1916, o cientista alemão W. Kossel, elaborou a tese que durante a interacção de dois átomos, um destes perde e o outro ganha electrões, a atracção electrostática mútua dos iões que assim se forma conduz à formação de um composto estável, o que levou à criação das noções modernas da ligação iónica.
3.1. LIGAÇÃO IÓNICA
	Os átomos dos elementos com energias de ionização baixas têm tendências a formar catiões, enquanto os átomos com afinidade electrónicas altas tendem a formar aniões. Em regra, os elementos com maior probabilidade de formar catiões em compostos iónicos são os metais alcalinos e alcalinos – terrosos, e, os elementos com maior probabilidade de formar aniões são os halogéneos e o oxigénio.
	Ligação iónica é a força electrostática que mantém os iões ligados num composto iónico.
	Na ligação iónica, um dos átomos perde os seus electrões da camada de valência, ficando carregado positivamente, e o outro ganha electrões, ficando carregado negativamente.
Ex: Lítio (Li) e Flúor (F) para formar o fluoreto de lítio (LiF).
3Li 1s22s1 e 9F 1s22s2 2p5
O lítio perde o seu electrão do nível mais afastado (n = 2) que é transferido para o nível mais afastado do átomo de flúor (n = 2), assim o lítio adquire uma carga positiva (+) e o flúor adquire uma carga negativa (-).
e
3.2. LIGAÇÃO COVALENTE
De acordo com a teoria da ligação de valência (TLV) proposta por Walter Heitler e Fritz London, a ligação covalente, é a ligação que ocorre com o compartilhamento de electrões da camada de valência dos átomos intervenientes. A ligação covalente pode ser polar ou apolar.
3.2.1. LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
A ligação covalente é apolar, quando os átomos intervenientes possuem igual electronegatividade. Neste caso, a nuvem electrónica formada pelo par electrónico comum e que constitui a ligação covalente, distribui-se no espaço de modo simétrico em relação aos núcleos de ambos átomos.
Ex: H21s1
Cl2 1s22s22p63s23p5
3.2.2. LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
A ligação covalente é polar, quando os átomos intervenientes possuem electronegatividade diferentes. Neste caso, o átomo com maior electronegatividade atrai para si, muito fortemente o par de electrões comum. Por outras palavras, a formação de uma ligação covalente entre dois átomos de elementos diferentes, a nuvem electrónica comum desloca-se para o átomo mais electronegativo, em grau tanto maior quanto maior for a diferença de electronegatividade dos átomos em interacção.
Ex: HCl
1H 1s1 e 17Cl 1s22s22p63s23p5
È de observar que apenas dois electrões de valência participam na formação do H2, Cl2 e do HCl. Os outros electrões não ligantes designam-se pares isolados – Pares de electrões de valência que não estão envolvidos na formação da ligação covalente.
As estruturas que usamos para representar as ligações covalentes são chamadas Estruturas de Lewis.
	Aqui podemos observar que cada molécula de cloro tem três pares de electrões isolados.
	Nas moléculas de H2, Cl2, e HCl, os átomos de H e Cl obtém a configuração de gás nobre.
	A formação desta molécula ilustra a regra de octeto formulada por Lewis: Qualquer átomo, excepto o hidrogénio, tende a formar ligações até que esteja rodeado por oito electrões (o hidrogénio adquire a configuração do Hélio).
3.2.3. LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA DATIVA
A ligação covalente dativa, é a que une dois átomos através de um ou mais pares de electrões provenientes de apenas um desses átomos. Nesse tipo de ligação apenas um destes átomos já apresentava anteriormente octeto completo.
Ex: SO2
 CO
3.3. HIBRIDAÇÃO DOS ORBITAIS
A hibridação dos orbitais, é uma teoria definida pela mecânica quântica, que permite explicar a estranha estrutura de algumas moléculas. Na realidade a hibridação, é uma mistura de orbitais atómicas para gerar novos orbitais de acordo com o arranjo electrónico característico da forma molecular. Os orbitais híbridos, são orbitais atómicos hipotéticos que ocorrem como uma preparação para a formação da ligação covalente. Podem ser obtidos a partir de uma combinação de dois ou mais orbitais atómicos não equivalentes.
ORBITAIS HIBRIDOS sp
A molécula de BeF2 foi identificada experimentalmente:
A configuração electrónica do Be é: 1s22s2
Não existem electrões desemparelhados para formar as ligações, assim, estes orbitais não são apropriados para descrever esta molécula. Dois electrões do Be serão compartilhados com os electrões dos átomos de F, para isso:
ORBITAIS HIBRIDOS sp2
A molécula BF3 foi identificada
experimentalmente:
A configuração electrónica do B é: 1s22s22p1
Estes orbitais não são apropriados para descrever esta molécula. Três electrões do B serão compartilhados como os electrões compartilhados dos átomos de F, para isso:
ORBITAIS HIBRIDOS sp3 
A molécula de metano, CH4
A configuração electrónica do C é: 1s22s22p2
Estes orbitais não são apropriados para descrever esta molécula. Quatro electrões do C serão compartilhados com os electrões desemparelhados dos átomos de H, para isso:
3.4. GEOMETRIA MOLECULAR
	Geometria molecular é o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos que a compõem. As principais classificações são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica. É um parâmetro de importância fundamental para a previsão da polaridade de uma molécula. 
3.4.1. PREVISÃO DA GEOMETRIA MOLECULAR
	A geometria da molécula é determinada pelo arranjo geométrico dos átomos ao redor do átomo central e pela distribuição dos pares de electrões.
Determinação da geometria:
1. Determinar o número de electrões de valência dos átomos envolvidos.
2. Atribuir octecto para todos os átomos coordenados (excepto para o hidrogénio).
3. Determinar o número de pares de electrões isolados: Será igual à metade do número de electrões remanescente, cumprida a etapa anterior.
4. Determinar o Número de Coordenação Total: 
5. Determinar o arranjo dos átomos mais pares de electrões isolados.
6. Determinar a estrutura geométrica: apenas as posições dos núcleos dos átomos são considerados.
Ex (1): BF3
1. 
2. 
3. 
4. 
5. Estrutura triangular ou trigonal plana.
Ex (2): H2O
1. 
2. 
3. 
4. 
5. Estrutura angular.
Na tabela abaixo estão representados exemplos de estruturas geométricas previstas para determinadas moléculas. 
3.5. MOMENTO DIPOLAR ( E GEOMETRIA MOLECULAR
	Um sistema composto de duas cargas iguais pelo seu valor absoluto e de sinais contrários que se encontram a uma determinada distância da outra é conhecido como dípolo eléctrico.
	A tensão do pólo criado pelo dípolo é proporcional ao momento dipolar da molécula que é igual ao produto do valor absoluto da carga do electrão (q = 1,60 · 10 – 19C) pela distância l entre os centros da carga positiva e negativa do dípolo.
O momento dipolar de uma molécula é uma medida quantitativa da sua polaridade. Os momentos dipolares das moléculas são habitualmente medidos em debyes (D). “1D = 3,33 · 10 – 30 Cxm”.
As moléculas diatómicas que contêm átomos de elementos diferentes (por ex: HCl, CO e NO) têm momentos dipolares e são chamadas moléculas polares. As moléculas diatómicas que contêm átomos do mesmo elemento (ex: H2, F2 e O2) são chamadas de moléculas apolares porque não têm momentos dipolares. Para uma molécula constituída por três ou mais átomos, a existência ou não de momento dipolar depende não só da polaridade das ligações mas também da geometria molecular. Mesmo que existam ligações polares não é obrigatório que a molécula possua momento dipolar.
Ex: O comprimento do dípolo da molécula de HCl é igual a 0,22 · 10–8cm.Calcular o momento dipolar da molécula.
O momento dipolar (), é uma grandeza vectorial que se orienta a partir da carga positiva para a negativa. Por esta razão, o momento dipolar de uma molécula poliatómica é conveniente ser encarado como a soma vectorial dos momentos dipolares das ligações.
As moléculas lineares do tipo AB2, triangulares do tipo AB3, tetraédricas e quadradas do tipo AB4, os momentos dipolares das ligações A-B compensam-se mutuamente de forma que os momentos dipolares totais são iguais a zero. Já as moléculas angulares, a compensação dos momentos das ligações isoladas não se dá, o que faz com que os seus momentos dipolares sejam diferentes de zero.
3.6. FORÇAS INTERMOLÉCULARES
As forças atractivas entre as moléculas são designadas por forças intermoléculares. Estas forças são as responsáveis pelo comportamento não ideal dos gases, são também estas forças que asseguram a existência dos estados condensados da matéria – líquidos e sólidos. A medida que a temperatura de um gás diminui, a energia cinética média das moléculas diminui. A uma temperatura suficientemente baixa, as moléculas deixam de ter energia suficiente para vencerem as atracções das moléculas vizinhas Assim, as moléculas agregam-se para formarem pequenas gotas de líquido. Este fenómeno da passagem do estado gasoso ao estado líquido é conhecido por condensação.
Em contraste com as forças intermoléculares, as forças intramoléculares mantêm os átomos de uma molécula unidos. As forças intermoléculares estabilizam as moléculas individuais enquanto as forças intermoléculares são as principais responsáveis pelas propriedades macroscópicas da matéria (ex: ponto fusão, ponto de ebulição). As forças intermoléculares, são em geral, muito mais fracas do que as forças intramoléculares.
As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atracção existente entre elas. Quanto maior for a força de atracção maior será a coesão entre as moléculas. Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância. As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atracção entre si. Por isso, os gases apresentam baixos pontos de ebulição e extrema facilidade de se expandir. As forças intermoléculares ocorrem, portanto, em compostos covalentes nos estados líquidos e sólidos – e são classificados em dois tipos: Ligação de hidrogénio e Forças de Van de waals. 
3.6.1. LIGAÇÃO DE HIDROGÉNIO
Também conhecidas como pontes de hidrogénio, são um caso especial da atracção entre dípolo permanentes. A ligação de hidrogénio é um tipo de especial de interacção dípolo-dípolo entre o átomo de hidrogénio numa ligação polar, (tal com N – H, O – H, ou F – H), e um átomo electronegativo O, N ou F. Este tipo de atracção intermolécular é mais forte, e representa-se por:
As ligações de hidrogénio são atracções intermoléculares anormalmente intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogénio e átomos muito electronegativos (F, O, N). As ligações de hidrogénio são atracções muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolécular total. 
3.6.2. FORÇAS DE VAN DER WAALS
São divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas:
FORÇAS DIPOLO – DIPOLO
As forças dípolo-dípolo são forças atractivas entre moléculas polares, isto é, entre moléculas que possuem momento dipolar. A sua origem é electrostática e pode ser entendida em termos da lei de Coulomb. Quanto maior for o momento dipolar, maior será a força.
FORÇAS IÃO – DIPOLO
A lei de Coulomb explica as forças ião-dípolo, que ocorrem entre um ião (um catião ou um anião) e uma molécula polar. A intensidade desta interacção depende da carga e do tamanho do ião e também do momento dipolar e do tamanho da molécula. As cargas dos catiões estão mais concentradas porque estes são geralmente mais pequenos do que os aniões. Em consequência, no caso de as cargas serem iguais em valor absoluto, a interacção de um catião com um dípolo é mais forte do que a de um anião. A hidratação, é um exemplo de uma interacção ião-dípolo.
FORÇAS DE DISPERSÃO
Se colocarmos um ião ou uma molécula perto de um átomo neutro (ou molécula) é distorcida pela força exercida pelo ião ou molécula polar, resultando numa espécie de dípolo. O dípolo no átomo (ou molécula apolar) é denominado por dípolo induzido porque a separação das cargas positivas e negativas no átomo neutro (ou molécula apolar) resulta da proximidade de um ião ou molécula polar. A interacção atractiva entre um ião e um dípolo induzido chama-se interacção ião-dípolo induzido e a interacção atractiva entre uma molécula polar e o dípolo induzido designa-se por interacção dípolo-dípolo induzido.
As forças de dispersão, são as forças atractivas que surgem como resultado de dípolos temporários induzidos nos átomos ou nas moléculas.
Capitulo III: Ligação Química
CAPITULO IV: FUNÇÕES INORGANICAS
ÁCIDO, BASES E SAIS. IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO
IÓNICA
Em química inorgânica, existem 4 funções principais: Ácidos, Bases, Sais e Óxidos.
ÁCIDOS: Como foi definido por Svant August Arrhenius, ácido é qualquer substância que em solução aquosa, ao ionizar-se liberta iões H+. Os ácidos são substâncias que possuem PH inferior a 7, e que ao reagirem com bases formam sais.
CLASSIFICAÇÃO: Os ácidos classificam-se:
1) Quanto ao número de hidrogénio ionizáveis:
a. Monoácidos: Na ionização a molécula liberta apenas um catião H+. ex: HCl, HNO3, HCN etc.
b. Diácido: Na ionização a molécula liberta dois catiões H+. ex: H2SO4, H2MnO4, H2CO3 etc.
c. Triácidos: Na ionização a molécula liberta três catiões H+. ex: H3PO4etc.
2) Quanto a presença ou não de oxigénio:
a. Hidrácidos: Não contem oxigénio. Ex: HCl, HBr, H2S etc.
b. Oxiácido: Contem oxigénio. Ex: H2SO4, HNO3, HNO2 etc.
3) Quanto ao número de elementos constituintes:
a. Binários: Apresentam dois elementos. Ex: HBr, HCl, H2S etc.
b. Ternários: Apresentam três elementos. Ex: H2SO4, H3PO4 etc.
c. Quaternários: Apresentam quatro elementos. Ex: HOCN etc.
NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
HIDRÁCIDOS (Ácidos que não contem oxigénio)
O nome é escrito sempre com a terminação ÍDRICO (Ácido + nome do anião + ídrico).
Ex: HBr- Ácido bromídrico, H2S – Ácido sulfídrico, HCN – Ácido cianídrico etc.
OXIÁCIDO
- Se o elemento forma apenas um oxiácido (Nox fixo), usa-se a terminação ICO (Ácido + nome do anião + Ico).
Ex: Nox (+6) : H2CrO4 – Ácido crómico
 Nox (+6): H2Cr2O4 – Ácido dicrómico
 Nox (+6): H2MnO4 – Ácido mangânico
 Nox (+7): HMnO4 – Ácido permangânico
- Se o elemento forma dois oxiácido, usa-se a terminação ÍCO, para o oxiácido com maior Nox, e, OSO para o oxiácido com menor Nox (Ácido + nome do anião + íco ou oso).
Ex: Nox (+4): H2SO3 – Ácido sulfuroso
 Nox (+6): H2SO4 – Ácido sulfúrico
 Nox (+3): HNO2 – Ácido nitroso
 Nox (+5): HNO3 – Ácido nítrico
BASES: Segundo a teoria de Svant August Arrhenius, bases são substâncias que em solução, ao ionizarem-se libertam iões OH-. As bases são substâncias que apresentam PH maior que 7.
CLASSIFICAÇÃO
1) Quanto ao número de hidróxidos (OH-):
a. Monobases: Possuem apenas um hidróxido. Ex: KOH, NaOH etc.
b. Díbases: Possuem duas hidróxilas. Ex: Ca(OH)2, Mg(OH)2 etc.
c. Tribases: Possuem três hidróxilas. Ex: Al(OH)3, Fe(OH)3 etc.
2) Quanto a solubilidade em água:
a. SOLÚVEIS: São os hidróxidos dos metais do grupo IA (metais alcalinos) e o NH4OH. Ex: KOH, NaOH etc.
b. POUCO-SOLUVEIS: São os hidróxidos dos metais do grupo IIA (metais alcalinos-terrosos). Estes álcalis são pouco solúveis, quando comparados com os álcalis de outros metais. Os metais deste grupo costumam provocar o fenómeno descrito como água dura. Ex: Ca(OH)2, Mg(OH)2. 
c. PRATICAMENTE NÃO-SOLÚVEIS: (Insolúveis): São os alcalis dos demais metais, que apresentam uma solubilidade muito baixa. Ex: Fe(OH)3 etc.
NOMENCLATURA DAS BASES
- Se a base contém apenas uma hidróxila (hidróxido de + nome do metal). 
Ex: NaOH – Hidróxido de sódio
 KOH – Hidróxido de potássio
- Se a base contém duas hidróxilas, adiciona-se os sufixos ÍCO ou OSO após o nome do elemento, ou um algarismo romano indicando o Nox do elemento (Hidróxido + nome do elemento + íco ou oso).
Ex: Fe(OH)3 – Hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III
Fe(OH)2 – Hidróxido ferroso ou Hidróxido de ferro II
Sn(OH)4 – Hidróxido estânico ou Hidróxido de estanho IV
Sn(OH)2 – Hidróxido estanoso ou Hidróxido de estanho II
ÓXIDOS
Óxidos são compostos binários formados pelo oxigénio e outro elemento químico, onde o oxigénio é o elemento mais electronegativo.
Ex: Na2O, SO3, ZnO etc.
O termo óxido, tem origem na palavra grega oxýs que significa azedo.
CLASSIFICAÇÃO
- Óxidos ácidos ou anidridos: São óxidos de não-metais (excepto NO, N2O, SiO2, H2O, e CO) ou de metais com Nox elevado (+5, +6 ou +7).
REACÇÃO CARACTERISTICA
Óxido ácido + água ácido
Ex: SO3 + H2O H2SO4
Óxido ácido + álcali sal + água
Ex: SO3 + 2KOH K2SO4 + H2O
- Óxidos básicos: São óxidos de metais com Nox baixo (+1 ou +2), grupos I e II. Obs: O ZnO é considerado um óxido anfótero.
REACÇÕES CARACTERISTICAS
Óxido alcalino + água álcali
Ex: Na2O + H2O 2NaOH
Óxido alcalino + ácido sal + água
Ex: CaO + H2O Ca(OH)2
Capitulo IV: Funções Inorgânicas
CAPITULO V: ESTEQUIOMETRIA
5.1. MASSA ATÓMICA. MASSA MOLECULAR. MOLE
	A massa de um átomo depende do número de electrões, protões e neutrões que o constituem.
Convencionou-se internacionalmente que a massa atómica (também designada por peso atómico) é a massa de um átomo expressa em unidades de massa atómica (u). Uma unidade de massa atómica define-se como a massa que é exactamente iguala 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. O carbono-12 é o isótopo do carbono que é constituído por seis protões e seis neutrões.
A massa atómica de um elemento é a média ponderada das massas atómicas de seus isótopos constituintes.
Ex:
	Elementos
	Carbono
	Oxigénio
	Potássio
	Representação
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Abundância(%)
	98,89
	1,11
	
	99,7
	0,04
	0,2
	93,30
	0,01
	6,70
5.1.1. MASSA MOLECULAR
A massa molecular, é à soma das massas atómicas de todos os átomos constituintes da molécula da substância expressa em unidades de massa atómica.
Ex: H2SO4 
Conhecendo a massa molecular podemos calcular a massa molar de uma substância. A massa molar expressa em gramas por mol (g/mol) é numericamente igual a massa molecular. Assim a massa molar da H2SO4 é 98g/mol.
5.1.2. MOLE
No laboratório, químicos lidam com amostras compostas por um grande número de átomos, e utilizam uma unidade especial, a mole (mol), para exprimir esses grandes números.
Mole é a quantidade de matéria ou de substância contida em determinada molécula. O número de unidades estruturais que existem num mole de substâncias (constante ou número de Avogadro) encontra-se determinado com uma precisão. Nos cálculos utiliza-se habitualmente o número de Avogadro (NA), em honra ao cientista italiano Lorenzo Romano Amadeo Carlo Avogadro di Quaregua e diCerreto. O valor correctamente aceite é:
NA = 6.0221415·1023 mol-1.
Ex: Determinar a quantidade de substância contida em 10g de H2O. M.M. (H2O) =18g/mol.
5.2. COMPOSIÇÃO ELEMENTAR E FÓRMULA EMPIRICA
A composição elementar de um composto é a composição por elemento expressa em percentagem. É simples calcular a composição elementar de um composto sabendo a sua fórmula molecular ou empírica.
Ex: Determine a fórmula percentual em peso do sulfato de ferro III “Fe2(SO4)3”.
Fe2(SO4)3
Esta fórmula indica que 100g de substância sulfato de ferro III contém 28g de Fe, 24g de enxofre e 48g de oxigénio.
O ácido ascórbico é composto (em massa) por 40,92% de carbono, 4,58% de hidrogénio e 54,50% de oxigénio. Determinar a fórmula empírica do ácido ascórbico.
Logo a fórmula empírica do ácido ascórbico é: C3H4O3
Regras para a determinação da fórmula empírica:
a) Dividem-se as % em massa pelas respectivas massas atómicas.
b) Dividem-se os valores obtidos na 1ª etapa, pelo menor deles. Em muitos casos, já se obtém uma proporção de números inteiros nesta 2ª etapa.
Obs: No caso de não obter-se números inteiros, então procura-se um número que será multiplicado por todos os resultados de modos a obter-se números inteiros ou muito próximos. 
Nos casos em que para além das percentagens em massa, também nos fornecem a massa molecular.
Ex: Determine a fórmula molecular de uma substância que contém 40,0% de carbono, 6,67% de hidrogénio e 53,3% de oxigénio, e cuja massa molecular é igual a 180.
Logo a fórmula empírica será: (CH2O)n
A massa molecular empírica (M.M.E) é: 30
Sendo que então n=6, substituindo na fórmula empírica teremos: (CH2O)6, e a fórmula molecular será: C6H12O6.
5.3. REACÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS
Reacção química, é um processo no qual uma substância (ou substâncias) se transforma numa ou mais substâncias.
Para comunicarem entre si os químicos estabeleceram uma forma padrão de representar as reacções químicas usando equações químicas.
Uma equação química é a representação gráfica (a escrita) de uma reacção química. Uma equação química usa símbolos químicos para mostrar o que acontece durante uma reacção química.
Reagentes são as substâncias de partida numa reacção química e produtos são as substâncias formadas numa reacção química.
Como informação adicional os químicos indicam frequentemente os estados físicos dos reagentes e dos produtos usando as letras g, l e s para indicar se a substância é gasosa, líquida ou sólida.
5.4. BALANÇO DAS EQUAÇÕES QUÍMICAS
O balanceamento de uma equação química, consiste em achar e colocar os coeficientes estequiométricos adequados de cada espécie envolvida na reacção para que o número de átomos de cada elemento tenha o mesmo valor em ambos membros da equação.
Para o balanceamento de equações químicas, podemos utilizar o método das tentativas ou o método dos coeficientes indeterminados. 
O método das tentativas, consiste em acertar os metais, a seguir os não metais, o hidrogénio e por último o oxigénio. Mas este método é muito complexo.
O método dos coeficientes indeterminados é o mais eficaz, consiste em atribuir coeficientes arbitrários a cada um dos reagentes e produtos da reacção (estes coeficientes são letras alfabéticas), atribuir o valor unidade a qualquer um dos coeficientes e construir uma série de equações algébricas para determinar o valor numérico de cada uma das variáveis.
Ex: ; Fazendo a=1
Para nos livrarmos das fracções aplicamos o princípio de equivalência, isto é, multiplicando ambos membros da equação por um mesmo valor não altera o resultado. No nosso caso vamos multiplicar por 4.
5.5. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
A palavra estequiométria, tem origem nas palavras Gregas stoikheion (elemento) e metriā (medida). Compreendendo a etimologia da palavra, fica claro, que a estequiométria é um estudo das medidas dos elementos, ou seja, da fracção que cada elemento participa em uma reacção química.
O cálculo estequiométrico se baseia na condição da invariabilidade das massas atómicas dos elementos químicos e das massas moleculares dos compostos.
Relação molar (mol-mol): Os dados da questão e as incógnitas pedidas são expressas em termos de moles.
Ex: Quantos moles de oxigénio reagem com 3,17 moles de alumínio?
Relação mol-massa: Os dados da questão é expressa em termos de moles ou massa e a incógnita é pedida em massa ou quantidade de substância. 
Ex: Quantos moles de HCl são necessários para produzir 25,4 gramas de NaCl a partir da equação:
Começamos por converter 25,4 gramas de NaCl em mol
Relação massa-massa: As transformações da questão e as incógnitas pedidas são expressas em termos de massa.
Ex: Qual é a massa de água, produzida a partir de 8 gramas de hidrogénio.
Relação massa-volume: Os dados da questão são expressas em termos de massa e a incógnita é pedida em termos de volume.
Ex: Determinar o volume de CO2 libertado na combustão de 6.8 gramas de metano (CH4) nas CNTP.
V(CO2) = 9,52 L de CO2
Relação entre o número de moléculas (átomos) e massa, quantidades de moles ou volume: Os dados são expressos em termos de números de moléculas ou número de átomos e a incógnita é pedida em massa, moles ou volume.
Ex: Quantas moléculas de água são produzidas a partir de 16 gramas de oxigénio.
Convertemos 16 gramas de oxigénio em moles: =16g/32gmol-
 = 0,5 moles
5.6. REAGENTE EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE
Quando misturamos dois reagentes que não estão em proporção estequiométrica, um deles será consumido totalmente, sendo denominado reagente limitante. O outro reagente, do qual restará certa quantidade sem reagir, será denominado reagente em excesso.
Para resolver questões que envolvem reagentes limitantes e em excesso, podemos seguir as seguintes etapas:
a. Considere um dos reagentes como limitante e determine quanto de produto seria formado;
b. Repita o procedimento para o outro reagente;
c. A menor quantidade de produto encontrado, corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade de produto formado.
Foram misturados 40g de hidrogénio com 40g de oxigénio, com finalidade de produzir água, segundo a equação:
Determine:
a. O reagente limitante;
b. a massa do produto formado;
c. a massa do reagente em excesso
Solução:
Inicialmente vamos considerar que o hidrogénio seja o reagente limitante:
Em seguida, vamos considerar que o oxigénio seja o reagente limitante:
Observe que a menor quantidade de água produzida será de 45g, correspondente ao consumo total de oxigénio, que é, então, o reagente limitante.
a. O reagente limitante é o oxigénio;
b. A massa de água formada é de 45g;
c. A massa de hidrogénio em excesso é de 35g.
5.7. REACÇÕES QUÍMICAS COM SUBSTÂNCIAS IMPURAS
Nos cálculos envolvendo substâncias impuras, temos duas possibilidades:
1. Quando for preciso calcular a massa do produto obtido a partir de uma amostra impura, devemos inicialmente calcular a parte pura dessa amostra e efectuar os cálculos como valor obtido.
Ex: Uma amostra de 120g de magnésio com 80% de pureza, reage com oxigénio produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzido.
Solução: 
Tendo a massa de magnésio puro (96g) existente na amostra, podemos calcular a massa do produto formado:
2. Quando conhecemos a massa de um produto obtido a partir de uma amostra impura, devemos inicialmente determinar a massa do reagente puro necessário para formar a massa do produto. A seguir, relacionamos a massa do reagente puro com a massa total da amostra.
Ex: Determine a massa de uma amostra de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, que na decomposição térmica produziu 84g de óxido de cálcio, segundo a equação:
Assim:
5.8. RENDIMENTO DE UMA REACÇÃO
Na prática, quando realizamos uma reacção química, mesmo utilizando quantidades estequiométricas dos reagentes, nem sempre conseguimos obter a quantidade máxima possível dos produtos. Isso acontece por vários factores. Assim, é comum que a reacção ocorre com um rendimento real menor que o rendimento teórico (100%), logo:
Ex: Sabendo que a formação da água ocorre segundo a equação:
Determine o rendimento real de um experimento no qual 2g de hidrogénio reagiam com 16g de oxigénio, produzindo 14,4g de água.
Capitulo V: Estequiometria
CAPITULO VI: TEORIA CINÉTICA DOS GASES
6.1. MOLÉCULAS NO ESTADO GASOSO
As moléculas de um gás estão separadas por grandes espaços vazios em relação ao tamanho da molécula.
Um gás é considerado ideal quando as moléculas são completamente livres, isto é, não há forças de atracção entre elas.
Durante o movimento das moléculas, existe um movimento de rotação, translação e vibração. Durante este movimento as moléculas colidem entre si, e, estas colisões são perfeitamente elásticas (ocorrem sem variações de energia cinética). As moléculas colidem contra as paredes do recipiente onde estão contidas e destas colisões, resulta a pressão do gás.
As moléculas de gás, numa mesma temperatura, têm diferentes energias cinéticas e diferentes velocidades, mas uma mesma energia cinética média. A energia cinética media de um gás e directamente proporciona a temperatura absoluta,
Para um mesmo gás temos moléculas com a mesma massa média (m), portanto:
Para gases diferentes A e B temos moléculas com massas diferentes, portanto:
Logo: 
O estado do gás é caracterizado pela sua temperatura, volume e pressão. 
Se a temperatura de um gás for igual a 0oC e a pressão for igual a temperatura (101,325Kpa ou 760 mmHg), neste caso diz-se que o gás encontra-se nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (C.N.T.P).
Obs: 1 atm = 101,325 Kpa
 1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 101.325 N/m2 = 101.325 Pa
Ex: Na temperatura de 27oC (300K) a energia cinética média das moléculas de oxigénio é igual 6,210-21J/mol e, a velocidade média das moléculas é igual a 1,6103Km/h. Calcule a energia cinética média e a velocidade média das moléculas na temperatura de 327oC.
T1 = 300K
e T2 = 600K
E1 = 6,210-21 J/mol e E2 =?
v1= 1,6103Km/h e v2 = ?
6.2. LEIS DOS GASES
6.2.1. LEI DE BOYLE-MARIOTTE
Para um mesmo número de moles de gás a temperatura constante, o volume é inversamente proporcional a pressão (Transformação isotérmica).
6.2.2. LEIS DE CHARLES E GAY-LUSSAC
Primeira lei: Para um mesmo número de moles de gás a pressão constante, o volume é directamente proporcional a temperatura absoluta (Transformação isobárica).
Segunda lei: Para um mesmo número de moles de gás a volume constante, a pressão é directamente proporcional a temperatura absoluta (Transformação isocórica, também chamada de isométrica ou Isovolumétrica).
As leis de Boyle e de Charles-gay Lussac são empíricas, isto e, tiradas de resultados experimentais.
6.3. EQUAÇÃO GERAL DOS GASES
De acordo com a lei de Boyle, na passagem do estado inicial (P1, V1, T1), para o estado intermediário (P2, v, T1), podemos escrever:
⇒ P1V1=v ⇒ (1)
De acordo com a lei de Charles, na passagem do estado intermediário (, para o estado final (P2, V2, T2), podemos escrever:
⇒⇒ (2)
 Comparando-se (1) e (2), podemos escrever:
⇒
 Esta equação só é válida quando a massa do gás e o número de moles do gás permanecem constantes.
6.4. EQUAÇÃO DE CLAPEYRON OU EQUAÇÃO DO ESTADO DOS GASES PERFEITOS
Partindo da equação geral dos gases, considerando P1, V1 e T1 os estados iniciais nas condições normais de temperatura e pressão (P=1 atm, V=22,4 L/mol e T=273,15 K), e, P, V e T os estados finais, podemos escrever:
Logo teremos: R = 0.082 atmL/molK “Constante geral dos gases”
	Então: 
Capitulo VI: Teoria Cinética dos Gases
CAPITULO VII: SOLUÇÕES
Uma solução é uma mistura homogénea (sistema disperso) de duas ou mais substâncias que pode variar a sua composição dentro de certos limites. Como por exemplos de soluções podemos citar o ar (mistura de H2 e O2), e a água do mar (nela há sais dissolvidos).
 Vamos concentrar a nossa atenção nas soluções que envolvem pelo menos um componente líquido – isto é, soluções gás-líquido, líquido-líquido e sólido-líquido. Nestas, o líquido mais frequentemente usado como solvente é água.
 Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O mundo que nos rodeia é constituído por sistemas formados por mais de uma substância pura, as misturas.
As ligas metálicas são soluções sólidas. O latão (Cu++Zn2+), por exemplo, é utilizado na fabricação de instrumentos musicais. O ar que envolve a terra é uma solução gasosa formada principalmente, pelos gases N2 e O2. A água dos oceanos é uma solução líquida na qual encontramos vários sais dissolvidos, como NaCl, MgCl2 e MgSO4, além de vários gases, como, por exemplo o oxigénio.
Os químicos também caracterizam as soluções pela sua capacidade para dissolver um soluto. Uma solução que contenha a máxima quantidade de um soluto num dado solvente, a uma dada temperatura, chama-se solução saturada. Uma solução insaturada é a que contém menos soluto do que é capaz de dissolver. Solução sobressaturada, é a que contém maior quantidade de soluto do que a existente numa solução saturada.
7.1. COMPONENTES DE UMA SOLUÇÃO
Os componentes de uma solução são o soluto e solvente. O soluto é o componente que varia o seu estado de agregação ou ainda, aquele componente que estiver em menor proporção. O solvente é o componente que mantém o seu estado de agregação ou também o componente que está em maior proporção na solução.
7.2. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Podemos classificar as soluções de acordo com o seguinte:
a. Número de substância: as soluções podem ser binárias, ternárias, quaternárias etc.
b. Tipo: sólido em gás, líquido em gás, gás em gás, gás em líquido (HCl gasoso em água) líquido em gás, sólido em líquido (água do mar), líquido em sólido, sólido em sólido (ouro branco, mistura de ouro e prata).
c. Estado físico: podem ser gasosos, líquidos ou sólidos.
7.3. SISTEMAS DISPERSOS
Um sistema disperso é aquele no qual os átomos, moléculas, iões ou partículas de uma ou mais substâncias estão misturados com os átomos, moléculas, iões ou partículas de outras substâncias.
Num sistema disperso se considera que existem inicialmente duas fases, uma chamada de fase dispersa e a outra de meio de dispersão ou fase dispersante. Os sistemas dispersos se podem classificar da seguinte forma:
a. Sistemas homogéneos (monofásico); por exemplo, as soluções verdadeiras onde todos os componentes se encontram numa só fase, isto é, no mesmo estado de agregação.
b. Sistemas heterogéneos (multifásicos); por exemplo, as soluções coloidais, suspensões e emulsões.
As suspensões, são instáveis e a substância se deposita com rapidez e quando a sua densidade é menor que a do meio em que sobrenada. O tamanho das partículas é superior a 200 nm e são visíveis a simples vista ou ao microscópio. Se formam geralmente quando as partículas dispersas são sólidas e o meio de dispersão líquido.
As emulsões se formam quando a fase dispersa e o meio de dispersão são líquidos (emulsão de querosene em água).
Nas soluções coloidais, o tamanho das partículas está compreendido entre dois extremos, o de uma suspensão e o de uma solução verdadeira. O tamanho das partículas é maior que 1 nm e menor que 200 nm, e, ditas soluções são visíveis ao ultramicroscópio.
7.4. SOLUÇÕES VERDADEIRAS
Os Sistemas dispersos mais importantes e difundidos, são as soluções verdadeiras cujo tamanho das partículas é menor que 1 nm e não são visíveis ao microscópio nem ao ultramicroscópio.
7.4.1. CARACTERISTICAS DAS SOLUÇÕES VERDADEIRAS
a. As partículas dispersas (moléculas ou iões) não são visíveis nem sequer ao ultramicroscópio, logo, são homogéneos.
b. As partículas dissolvidas não se sedimentam.
c. A composição e propriedades de uma solução verdadeira podem modificar-se nalguns casos consideravelmente, de um modo contínuo, alterando as propriedades dos componentes.
As soluções podem ser sólidos (certas aleações), líquidos (mistura de água e açúcar) e gasosas (mistura de gases).
7.5. CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
Concentração percentual mássica ou Titulo “T” (%m/m): É a quantidade em grama (ou kg) de um determinado soluto 100 gramas (100kg) de solução.
Concentração percentual volumétrica “T” (%V/V): É a quantidade em mililitro do soluto dissolvido em 100 ml de solução.
Concentração comum (C): É a relação entre a massa do soluto e o volume da solução:
Ex: O rótulo de um frasco indica que nela existem 50g de NiSO4 em 1,0L de solução.
 Densidade (d ou ): É a relação entre a massa da solução e o seu volume:
Concentração Molar ou Molaridade (CM): É a razão entre a quantidade de substância do soluto e o volume da solução expressa em Litros (L) ou em decímetros cúbicos (dm3).
Ex: Uma xícara contém 200cm3 de leite adoçado com 6.84g de açúcar comum (sacarose, C12H22O11). Determine a concentração molar desta solução.
Concentração Normal ou Normalidade (CN): É a razão entre o número de equivalentes do soluto e o volume da solução em litros.
O número de equivalente (nE), é determinado a partir da valência de cada composto.
Para os ácidos, o equivalente (Eq) é igual a massa molecular do respectivo ácido dividido pelo número de iões H+ ionizáveis (.
Ex: 
Para as bases, o equivalente (Eq) é igual a massa molecular da respectiva base dividido pelo número de iões OH- dissociáveis.
Ex: 
Para os sais e óxidos, o equivalente (Eq) é igual a massa molecular do respectivo sal ou óxido dividido pelo número total de cargas positivas (+) e negativas (-).
Ex: 
Então: 
Ex: Calcular a normalidade de uma solução aquosa, preparada com a dissolução de 16g de NaOH em água suficiente para 500ml.
A normalidade também pode ser determinada mediante a seguinte fórmula: .
Fracção molar do soluto (x1): É a razão entre o número de moles do soluto e o número de moles da solução.
n1: número de moles do soluto; n2: número de moles do solvente; n: número de moles da solução.
Fracção molar do solvente (x2): É a razão entre o número de moles do solvente e o número de mole s da solução.
Obs: x1+x2=1
7.6. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES
Uma solução pode ser preparada, adicionando-se solvente