BROWN_cap 02

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32 Q uímica: a ciência central 
Figura 2.1 John Dalton 
(1 766-1 844) e ra filho de um 
tapeceiro inglês pobre. Dalton 
começou a dar aulas quando tinha 
12 anos. Passou a maio r parte de 
sua vida em Manchester, onde 
lecionou tanto na escola 
secundária quanto na faculdade. 
Durante toda sua vida seu interesse 
em meteorologia o conduziu a 
estudar gases e, 
conseqüentemente, química. 
Estudava a teoria atômica 
eventualmente. 
ATIVIDADES 
Postulados da teoria atômica, 
Proporções múltiplas 
ANI MAÇÃO 
Proporções múltiplas 
Mais tarde, Platão e Aristóteles formularam a hipótese de que não poderia ha-
ver partículas indivisíveis. A visão 'atômica' da matéria enfraqueceu-se por 
vários séculos, durante os qu ais a filosofia aristotélica dominou a cultura oci-
dental. 
A noção sobre átomos ressurgiu na Europa durante o século XVII, quando 
os cientistas tentaram explicar as propriedades dos gases. O ar é composto de 
algo invisível e em constante movimento; podemos sentir o movimento do 
vento contra nós, por exemplo. É natural imaginar que partículas indivisíveis 
muito pequenas originam esses efeitos familiares. Isaac Newton, o mais famo-
so cientista de seu tempo, defendeu a idéia da existência de átomos. Mas pen-
sar em átomos nesse sentido é diferente de pensar em átomos como os 
componentes químicos fundamentais da natureza. Quando os químjcos apren-
deram a medrr a quan tidade de matéria que reagia com outra para formar 
uma nova substância, a base para a teoria atômica estava proposta. Essa teoria 
surgiu d urante o período 1803-1807 no trabalho de um professor inglês, John 
Dalton (Figura 2.1). Argumentando a p artir de um grande número de obser-
vações, Dalton estabeleceu os seguintes postulados: 
1. Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas chama-
das átomos. 
2. Todos os átomos de um dado elemen to são idên ticos; os átomos de dife-
3. 
4. 
rentes elementos são diferentes e têm diferentes propriedades (e tam-
bém diferentes massas). 
Os átomos de um elemento não se convertem em diferentes tipos de 
átomos por meio de reações químicas; os átomos não são criados nem 
destruídos nas reações químicas. 
Os compostos são formados quando átomos de mais de um elemento 
se combinam; um determinado composto tem sempre o mesmo núme-
ro relativo dos mesmos tipos de átomos. 
De acordo com a teoria atômica de Dalton, átomos são os componentes bá-
sicos da matéria. Eles são as menores partes de um elemento que mantêm a 
identidade química desse elemento. = (Seção 1.1) Como observado nos pos-
tulados da teoria de Dalton, um elemento é composto de apenas uma espécie de 
átomo, enquanto um composto contém átomos de dois ou mais elementos. 
A teoria de Dalton explica várias leis simples de combinação química que 
eram conhecidas naquela época. Uma delas era a lei da composição constante (Se-
ção 1.2): em determinado composto o número relativo de átomos e seus tipos são constantes. Essa lei é a base do 
Postulado 4 de Dalton. Outra lei química fundamental era a lei da conservação da massa (também conhecida como lei 
da conservação de matéria): a massa total dos materiais presentes depois da reação química é igual à massa total antes 
da reação. Essa lei é baseada no Postulado 3. Dalton propôs que os átomos se rearranjam para produzir novas com-
binações químicas. 
Uma boa teoria não deve explicar apenas os fatos conhecidos, mas também prever os novos. Dalton usou sua 
teoria para deduzir a lei das proporções múltiplas: se dois elementos, A e B, se combinam para formar mais de um 
composto, as massas de B, que podem se combinar com a massa de A, estão na proporção de números inteiros pe-
quenos. Podemos ilustrar essa lei considerando as substâncias água e água oxigenada, as quais se compõem de hi-
drogênio e oxigênio. Na formação de água, 8,0 g de oxigênio combinam-se com 1,0 g de hidrogênio. Na água 
oxigenada existem 16,0 g de oxigênio para 1,0 g de hidrogênio. Em outras palavras, a proporção da massa de oxigê-
nio p or grama de h idrogênio nos dois compostos é 2:1. Usando a teqria atômica, podemos concluir que a água oxi-
genada contém duas vezes mais átomos de oxigênio por átomos de hidrogênio do que a água. 
2.2 A descoberta da estrutura atômica 
Dalton chegou à sua conclusão sobre átomos com base nas observações químicas no universo macroscópico do 
laboratório. Nem ele nem quem o seguiu durante séculos depois da publicação de seu trabalho teve evidências 
/ 
Capítulo 2 Atamos, moléculas e íons 33 
diretas da existência dos átomos. Hoje, entretanto1 podemos usar novos ins-
:rumentos poderosos para medir as propriedades de átomos individuais e até 
:omecer imagens deles (Figura 2.2). 
' A medida que os cientistas começaram a desenvolver métodos para uma 
:nvestigação mais. detalhada da natureza da matéria, o átomo, que se supunha 
mdivisível1 começou a mostrar sinais de ser uma estrutura mais complexa. 
Sabemos hoje que o átomo é composto de partículas subatômicas ainda meno-
res. Antes de resumirmos o modelo da estrutura atômica atual, consideraremos 
:::-apidamente 11m pc.)uco as descobertas marcantes que levaram a esse modelo. 
\'eremos que o átomo é composto em parte por partículas carregadas eletrica-
:nente, algumas com carga positiva ( +) e outras com carga negativa (-). Ao 
examinar o desenvolvimento do nosso modelo atômico atual, lembre-se de 
:una afirmação simples sobre o comportamento de partículas carregadas em 
relação a outras: partículas com a mesma carga repelem-se, e,iqitanto partícitlas com 
mrgas diferentes atraen1-se. 
Raios catódicos e elétrons 
Figura 2.2 Uma imagem da 
superfície de um semicondutor 
GaAs (arseneto de gálio) obtida 
pela técnica chamada microscopia 
eletrônica de túnel. A cor foi 
adicionada à imagem por 
computador para distinguir os 
átomos de gálio (esferas azuis) do 
arsênio (esferas vermelhas). 
Em meados do século XVII, os cientistas começaram a estudar descarga elétrica através de tubos parcialmente 
e,1acuados (tubos bombeados até quase esgotar-se o ar), como os mostrados na Figura 2.3. Uma alta voltagem pro-
duzia radiação dentro do tubo. Essa radiação tornou-se co11hecida como raios catódicos porque originava-se no 
eletrodo negativo, ou catodo. Apesar de os raios em si não poderem ser vistos, seus movimentos podia1n ser detec-
tados porque os raios faziam com qt1e certos materiais, inclusive o vidro, apresentassem fluorescência ou 
emitissem luz. (Tubos de imagem de tele,risão são tubos de raios catódicos; uma imagem de televisão é o resultado 
da fluorescência da tela do aparelho.) 
Os cientistas defendiam opiniões divergentes sobre a natureza dos raios catódicos. Não era muito claro iiúcial-
mente se os raios eram uma nova forma de radiação ou mais propriamente consistiam de um jato de partículas. 
Experimentos mostraram que os raios catódicos eram desviados por campos elétricos ou magnéticos, sugeriI1do 
que continham certa carga elétrica [Figura 2.3 (c)]. O cientista britâ11ico J. J. Thomson observou muitas proprieda-
des dos raios, inclusive o fato de que sua natureza é a mesma independentemente da identidade do material doca-
todo, e que uma lâmina metálica exposta a raios catódicos adquire carga elétrica negativa. Em um artigo publicado 
em 1897, ele apresentou suas observações e concluiu que os raios catódicos são jatos de partículas com massa1 car-
regadas negativamente. O artigo de Thomsom é conhecido como a' descoberta' daquilo que chamamos de elétron. 
Tho1nson construiu um h1bo de raios catódicos com uma tela fluorescente, como aquele mostrado na Figura 
2.4, de modo que ele pôde medir de maneira quantitativa os efeitos de campos elétricos e magnéticos no jato fino 
de elétrons que passava através de um orifício em um eletrodo carregado positivamente. Essas medidas possibi-
:itaram calcular um valor de 1,76 x 108 coulomb1 por grama para a proporção de carga elétrica do elétron em rela-
-cao a sua massa. 
~ 
(-) / 
Frasco de vidro 
parcialmente 
evacuado 
(+) 
---Alta voltagem ---
(a) (b) (e)Figura 2.3 (a) Em um tubo de raios catódicos, os elétrons movem-se do eletrodo negativo (catodo) para o eletrodo 
positivo (anodo). (b) Uma foto do tubo de raios catódicos contendo uma tela fluorescente para mostrar o caminho dos raios 
catódicos. ( c) A rota dos raios catódicos é desviada pela presença de um magneto. 
1 O coulomb (C) é a unidade de carga elétrica no SI. 
-
34 Química: a ciência central 
Figura 2.4 Tubos de raios catódicos 
com campos magnéticos e elétricos 
perpendiculares. Os raios catódicos 
(elétrons) originam-se na placa negativa 
à esquerda e são acelerados em direção 
à placa positiva, que tem um orifício no 
centro. Um feixe de elétrons passa 
através do orifício e é desviado pelos 
campos magnéticos e elétricos. A razão 
carga- massa dos elétrons pode ser 
determinada pela medida dos efeitos 
dos campos magnéticos e elétricos na 
direção do feixe. 
(- ) 
(+) 
Alta voltagem 
(- ) Placas eletricamente carregadas 
fluorescente 
/ 
Magneto 
Uma vez que a proporção carga- massa do elétron era conhecida, medir sua carga ou sua massa revelaria o valor 
de outras quantidades. Em 1909 Robert Millikan (1868-1953), da Universidade de Chicago, conseguiu medir com 
êxito a carga de um elétron realizando o que é conhecido como "experimento da gota de óleo de Millikan" (Figura 
i ANIMAÇÃO 2.5). Ele pôde, então, calcular a massa do elétron usando seu valor experimental Experimento da gota de óleo de para a carga, 1,60 x 10-19 C, e a proporção carga- massa, 1,76 x 108 C/ g: Millikan 
Figura 2.5 Uma representação do 
instrumento de Millikan usado para 
medir a carga do elétron. Pequenas 
gotas de óleo, as quais capturam 
elétrons extras, são deixadas cair entre 
duas placas carregadas eletricamente. 
Millikan monitorou as gotas medindo 
como a voltagem nas placas afetava a 
velocidade de queda. A partir desses 
dados ele calculou as cargas nas gotas. 
Seu experimento mostrou que as 
cargas eram sempre múltiplos inteiros 
de 1,60 x 10-19 C, o que ele deduziu 
ser a carga de um único elétron. 
Massa do elétron 
Fonte de raios X 
(radiação ionizante) 
1,60 x l0-
19
C =910xl0-28 
l,76x 108 C/g ' g 
) / Borrifador de óleo 
~~ Atomizador 
.. · >f(j)(!'' ~ 
=== ◄ 
Microscópio 
/ visualizador 
- - - - ---~ -:-;--~ Placas eletricamente 
~ carregadas 
Usando valores um pouco mais exatos, o valor aceito atualmente para a massa do elétron é 9,10939 x 10-28 g. 
Essa massa é aproximadamente 2 mil vezes menor que a do hidrogênio, o átomo mais leve. 
Radioatividade 
Em 1896, o cientista francês Henri Becquerel (1852-1908) estava estudando o mineral urânio, conhecido como 
blenda resinosa, quando descobriu que ele espontaneamente emitia radiação de alta energia. Essa emissão espontâ-
nea de radiação é chamada de radioatividade. Com a sugestão de Becquerel, Marie Curie (Figura 2.6) e seu mari-
do, Pierre, começaram experimentos para isolar os componentes radioativos do mineral. 
Estudos posteriores sobre a natureza da radioatividade, principalmente os do cientista britânico Emest Rut-
herford (Figure 2.7), revelaram três tipos de radiação: radiações alfa (a), beta (/3) e gama (y). Cada tipo difere um do 
outro quanto a sua reação a um campo elétrico, como mostrado na Figura 2.8. O caminho das radiações a e /3 é des-
v iado pelo campo elétrico, apesar de estar em sentidos opostos, enquanto a radiação y não é afetada. 
Rutherford mostrou que os raios a e /3 consistem de partículas de movimento rápido nomeadas partículas a e f3. 
Na realidade, partículas f3 são elétrons em alta velocidade e podem ser consideradas o anáJogo radioativo dos raios 
catódicos; portanto, são atraídas para a placa positiva. As partículas a são muito mais compactas do que as partículas /3 
e têm cargas positivas; portanto, são atraídas para a placa negativa. Em unidades de carga de eléb:on, partículas /3 têm 
carga de 1-, e partículas a têm carga de 2+. Rutherford mostrou posteriormente que partículas a combinam-se com 
' 
Capítulo 2 Átornos, moléculas e íons 35 
Bloco de ch11mbo 
- \ 
Sul1stância 
radioativa 
Figura 2.6 Marie Sklodowska Curie 
(1867-1934). Quando M. Curie 
apresentou sua tese de doutorado, esta 
foi descrita como a melhor contribuicão 
> 
individual de todas as teses na história da 
ciência. Entre outras coisas, dois novos 
elementos, polônio e rádio, tinham sido 
descobertos. Em 1903, Henri Becquerel, 
M. Curie e seu marido, Pierre, dividiram o 
prêmio Nobel de Física. Em 1911 , 
M. Curie ganhou seu segundo prêmio 
Nobel, desta vez de Química. 
(+) 
(-) 
Placas eletricame11te 
carregadas 
raios /3 
rruos y 
raios a 
Placa 
fotográfica 
Figura 2.8 Comportamento dos raios alfa (a ), beta (/3) e gama (y) em um campo 
• ✓ • 
e etnco. 
elétrons para formar átomos de hélio. Além d isso, ele concluiu que a radiação y 
~ de alta energia, similar à dos raios X; ela não consiste de partículas e 11ão possui 
:::arga. Abordaremos radioatividade em maiores detall1es no Capíh1lo 21. 
O átomo com núcleo 
Com o crescimento das evidências de q1.1e o átomo era composto de par-
tlculas ainda menores, deu-se mais atenção a como as partíc1.1las se unir iam. 
_ -o início do séc1.1lo XX, Tl1omson arg1.1mentou que já que os elétrons com-
? reendiam apenas uma pequena fração de massa de um átomo, eles prova-
··elmente seriam responsáveis por um.a fração igualmente peq1.1e11a do 
:amanho do átomo. Ele p r opôs que o átomo consistia em 11ma esfera positi-
··a uniforme de matéria, 11a qual os elétrons estavam incrustados, como 
:nostrado na Figura 2.9. 
Esse modelo, chamado de modelo "pudim de ameixa", nome dado em ho-
::::tenagem a uma tra.dicional sobremesa inglesa, teve uma vida m11ito c11rta. 
Em 1910, Rutherford e seus colaboradores realizaram um experimento 
.-:rue contestava o modelo de Thomson. R1.1therford estava estudando os â11-.. 
gulos em que as partíct1las a eram dispersadas à m.edida que elas passavam 
_?Or uma folha de ouro de poucas milhares de camadas atômicas de espessu-
:-a (Figura 2.10). Ele e seus colaboradores descobriram que quase todas as 
? artículas a passavam direto através da folha se1n dispersão. Descobriu-se 
0,1-e 11ma pequena porcentagem dispersava-se na ordem de um grau, o que 
era coerente com o modelo atômico de Tl1omson. Apenas por preciosismo, 
Rutherford sugeri11 que Ernest Marsden, um estud.a11te de graduação qt1e 
:rabalhava em seu laboratório, procurasse com afinco por e,ridências de dis-
? ersão com ângulos grandes. Para completa s1.1rpresa de todos, observou-se 
:una pequena qt1antidade de partíc11las que se dispersavam em ângulos 
grandes. Algumas partículas foram refletidas até para trás, na direção de 
onde provinham. A explicação para esses resultados n ão foi imediatamente 
óbv ia, mas eles era1n clara1nente ir1.coere11tes com o 1nodelo "p11din1 de amei-
xa" de Thomson. 
-ANIMAÇAO 
Separação dos raios alfa, beta e 
gama 
Figura 2.7 Ernest Rutherford 
(1871-1937), a quem Einstein 
atribuiu o título de "o segundo 
Newton", nasceu e foi educado na 
Nova Zelândia. Em 1895, ele foi o 
primeiro estudante estrangeiro do 
Laboratório Cavendish na 
Universidade de Cambridge na 
Inglaterra, onde trabalhou com J. J. 
Thomson. Em 1898, ele tornou-se 
membro do corpo docente da 
Universidade McGill, em Montreal. 
Enquanto esteve em McGill, 
Rutherford fez a pesquisa em 
radioatividade que o levou a ganhar 
o prêmio Nobel de Química em 
1 908. Em 1907, Rutherford 
retornou à Inglaterra para se tornar 
docente da Universidade de 
Manchester, onde em 191 O 
executou seu famoso experimento 
de dispersão de partículas a, o qual 
o conduziu ao modelo nuclear do 
átomo. Em 1992, a Nova Zelândia 
homenageou Rutherford colocando 
seu retrato, com sua medalha de 
prêmio Nobel, na nota de $100 
neozelandesa. 
Elétro11 
negativo 
Carga positiva 
espalhada sobre a esfera 
Figura 2.9 Modelo "pudim de 
ameixa" do átomo de J. j. Thomson. 
Ele imaginou que os pequenos 
elétrons estariam embutidos no 
átomo como passas em um pudim 
ou como sementes em uma 
melancia.Ernest Rutherford provou 
que o modelo dele estava errado. 
36 Química: a ciência central 
ANIMAÇÃO 
Experimento de Rutherford: 
átomd nuclear 
Partículas a 
incidentes 
, 
Atomos da 
película de ouro 
Figura 2.11 Modelo de 
Rutherford explicando o 
espalhamento de partículas a (Fig. 
2.1 O). A lâmina de ouro tem a 
espessura de vários milhares de 
átomos. Quando uma partícula a 
colide com o núcleo de ouro (ou 
passa muito próximo dele), ela é 
fortemente repelida. A partícula a, 
• ✓ 
que possui menos massa, e 
desviada de seu caminho por 
interações repulsivas. 
Partículas desviadas 
Feixe de 
partículas 
Fonte de partículas .a 
A maioria das partículas 
não é desviada 
~ Película fina de ouro 
\ 
Tela circular fluorescei1te 
Figura 2.1 O Experimento dé Rutherford sobre espalhamento de partículas a. 
Por vblta de 1911, Rutherford conseguiu explicar essas observ-açõe, pos-
tulando que a maioria da massa do átomo e toda a sua càrga positiva resi-
diam em t1ma região muito pequena e extremamente densa, qu.e ele chamou 
de núcleo. A maiorpéltte do volume tôtal do átomo é e$pqÇO vazio, no qual os 
elétrons mo·vem-se ao .redor do 11úcleo. No experimento de dispers.ão a, a 
maioria das partículas a passa diretamente através da folha porque elas não 
encontram o minúsculo núcleo e simplesmente passam pelo espaço vazio do 
átomo. Ocas,ionaltnente uma partícula a entra na vizinhança de 1.1m núcleo 
do outo. A repulsão entre o núcleo altamente carregadô do ouro e as partícu-
las a é forte o suficiente para refletir a partícula a menos densa, como mostra-
do na Fig1-1ra 2.11. 
Estudos experimentais subseqüentes levaram. à descoberta de ambas as 
partículas no núcleo, as partículas positivas (prótons) e as partículas neutras 
(nêutrons). Os prótons foram dE?scobertos em 1919 por Rutl1erford. Os 11êu-
trons foram descoberto,s em 1923 pelo cientista britânico James Chadwick 
(1891-1972). Apronfi1daremos o estudo de partículas na Seção 2.3. 
2.3 A visão moderna da estrutura atômica 
Desde o tempo de Rutherford, os físicos têtn aprendido muito sobre a 
composição detalhada do núcleo atômico. No curso dessas descobertas/; a lista 
de partículas que compõem o núcleo tem crescido m.uito e continua a crescer. 
Como químicos7 podemos adotar uma visão muito simples do átomo porque 
apenas três partículas subatômicas - próto·n, nêutron e elétron - influenciam 
o comportamento químico. 
A carga de un1 elétron é -1,6-02 x 10-19 C, e a do próton é+ 1,602 x 10-1° C. 
A quantidade 1✓602 x 10-19 C é chamada de carga eletrônica. Por converúên-
cia1. as cargas atômicas e subatômitas ·são normalmente expressas em múltiplos 
desta carga em vez de em coulombs. Assim, a carga do elétron é 1-, e a do pró-
------------------- ---------- -----------------:"'· 
, 
Capítulo 2 Atomos, moléculas e íons 37 
-:-::, 1+. Nêutrons não têm carga e, por conseqüência, são eletricamente neutros (daí seu nome). Os átonios têm um 
··iero igital de elétrons e prótons; logo, eles têm u1na carga elétrica líquida neiLtra. 
Prótons.e nêutrons são encontrados no 11úcleo do átomo, que, como proposto por Rutherford, é extremamente 
r:Jequeno. A maior parte do volume atômico é o espaço no qual o elétron é encontrado. Eles são atraídos pelos pró-
n:i.s no núcleo pela força que existe entre as partículas de cargas elétricas opostas. Nos capítulos seguintes vere-
rz:os que o poder da força de atração entre elétrons e núcleo pode ser usado para explicar muitas das diferenças 
er:rre os vários elementos. 
Os átomos têm massas extremamente pequenas. A massa do átomo mais pesado conhecido, por exemplo, é 
i2.a ordem de 4 x 10-
22 
g. Urna vez que seria incômodo expressar massas tão peqttenas em gramas, usamos a unidade 
,.;e massa atômica ou u. Uma ué igual a 1,66054 x 10-24 g. As massas de prótons e nêutrons são aproximadamente 
_gc.1ais, e ambas são muito maiores do que a do elétron: um próton tem urna massa de 1,0073 i t, um nêutron, de 
~ 87 u, e um elétron, de 5,486 x 10--4 u. Seriam 11ecessários 1.836 elétrons para igualar a massa de um próton, logo o 
-:ídeo contém a maior parte da massa de um átomo. A Tabela 2.1 mostra as cargas e massas das partículas subatô-
'."'7:icas. Falaremos mais sobre massas atômicas na Seção 2.4. 
Os átomos são extremamente pequenos. A maioria deles tem diâmetro entre 1 x 10-1º me 5 x 10-1º m, ou 100-500 
:;rn. Uma unidade de cornprpne11to conveniente, embora não reconhecida pelo SI, usada para expressa~ dimen-
~5es atômicas é o angstrom (A). Um a11gstrom é igual a 10-10 m. Os átomos têm diâmetros na ordem de 1-5 A. O diâ-
º ::1etro do átomo de cloro1 por exemplo, é de 200 pm, ou 2,0 A. Tanto picômetros quanto angstrorns são comurnente 
..:sados para expressar as dimensões de átomos e moléculas. 
O quadro" Como fazer 2.1 11 ilustra ainda mais como átomos muito pequenos são comparados com objetos mais 
:amiliares. 
COMO FAZ ER 2.1 
O diâmetro de t1n1a moed.a de u m centav.o norte-americana é 19 n1m. O diâmetro de un1a átomo de prata (Ag) é apenas 
o 
2,88 A. Quantos átomos de prata podem ser arranjados lado a lado em tuna linha reta ao longo do diân1etro de uma 
moeda de u1n centavo? 
o 
Solução Queremos saber o número de áton1os de prata (Ag). Usan10s a relação 1 átomo de Ag = 2,88 A como um fator 
de conversão relacio11ar1do o número de átomos e a distância. Logo, podemos começar com o diâmetro da moeda de 
11m centavo, primeiro convertendo essa distância em angstroms e depois usando o diâmetro do átomo de Ag para 
converter a distância e1n 11úmeros de átomos de Ag: 
, 10-:,m 1$ 
Ato1nos de Ag = (19.,mm ) ---
10 ..., 1 J).lffi 1 o- _,,m--; 
1 átomo de Ag 
6 6 107 
, d A 
--- - º- ~ = , x atomos e g 
2188,,]<' 
Ist() é, 66 milhões de átomos de prata podem ser acomodados lado a lado no diâmetro de 11ma moeda de um centavo! 
PRAT IQUE 
o 
O d iâm.etro de um átomo de carbono é 1,54 A. (a) Expresse esse diâmetro em picômetros. (b) Qt1antos átomos de car-
bo110 poderiam ser alinhados lado alado em uma linha. reta pela extensão de um traço de lápis de O ,20 mm de largura? 
Respostas: (a) 154 pm; (b) 1,3 x 106 átomos de C. 
Os d iâmetros de núcleos atô1nicos são da ordem de 10-4 Á, somente urna pequena fração do diâmetro de um 
átomo corno um todo. Você pode estimar os tamanhos relativos do átomo e de seu núcleo imaginando que, se 
::> átomo fosse tão grande corno um estádio de futebol1 o núcleo seria do tamanho de urna bolinha de gude. Urna vez 
qu e o minúsculo núcleo carrega a maioria da massa de um átomo em um volume tão pequeno, ele tem urna incrível 
densidade - da ordem de 10
13 
- 10
14 g/ cm3. Uma caixa de fósforo cheia de material com urna densidade dessas 
. . ·.. . . . . 
TABELA 2.1 Comparação .entre prótons, nêutrons e elétrons 
Partículas Carga Massa (it) 
Próton Positiva (1 +) 1,0073 
Nêutro11 Nenhuma (neutra) 1,0087 
Elétron N egativa (1- ) 51486 X 10---4 
38 Quín1ica, a ciência central 
Núcleo 
~10-4À--~•I~ 
r-1-5Á~ 
Fi9.ura 2.12 Vista do corte 
transversal através do centro de um 
átomo. O núcleo, o qual contém 
prótons e nêutrons, é o local onde 
praticamente toda a massa do 
átomo está concentrada. O resto 
do átomo é o espaço no qual os 
elétrons, carregados negativamente 
e mais leves, se loca-lizam. 
pesaria mais de 2,5 bilhões de toneladas! Astrofísicos têm sugerido que o mte-
rior de uma estrela cadente pode ter uma densidade próxima disso. 
Uma ilustração do átom_o que incorpora essas características que acaba-
mos de discutir é mostrada na Figura 2.12. Os. elétrons, que ocupam a maior 
parte do volmne do átomo, têm o papel mais relevante 11-as reaçôes química~. 
A importância de representar a região contendo ós elétrons como uma nt1vem 
vaga se tomará evidente nos capítuloE? seguintes,/ quando consideraremos as 
energias e arranjos espaciais dos elétrons. 
Isótopos, números atômicos e números de massa 
O que torna Uin átomo de u m elemento difere11te de 11m átomo de outro 
ele1nento? Todos os áto1nos de unt ele1nento tê1n o rnes1no n..ú1nerode prótons no nú-
cleo. O n(unero específico de prótons é diferente para variados elementos. 
Além disso., pelo fato de tun átomo não ter carga elétrica líquida, seu número 
de elétrons deve ser igt1al ao número de prótons. Todos os átomos do elemen-
to carbono, por exemplo, têm seis prótons e seis elétrons. A maioria dos áto-
mos de carbor10 também tem seis 11êutrons, apesar de algtms terem mais, e outros, menos. 
Os átomos de t1m dado elemento cujo número de rtêutrons diferé e, cohseqüentetnente, de massa também, são 
chamados de isótopos. O símbolo 1! C ou simplesmente 12C (lê-se: "carbo110 doze", carbono-12) representa o áto-
mo de carbo110 com seis prótons .e seis 11.êutrons. O número d.e prótons, chamado d_e número atômico, é mostrado 
pelo índice inferior. O número atômico de cada elemento é ápresen.tado com o 11.ome e o símbolo de cada elemento 
no encarte que aco1npanl1a o livro. Já que todos os átomos de um dado eleme11to aprese11tam o mesmo número atô-
mico, o índice jj1ferior é redunda11te, portanto, em geral omitido. O índice superior é chamado número de massa; 
ele é o número total de prótons mais nêutrons em um átomo. Alguns átomos de carbono, por exemplo, têm seis 
prótons e .oito nêutrons, sendo representados como 14C (lê-se: "carbo110 quç,1torze"). Vários isótopos dqcarbono são; 
relacionados na Tabela 2.2. 
Geralmente usare1nos a notação_ com índice inferior -e índice superior apenas quando nos referirmos a um isó-
topo especifico de um elemento. Um átomo de trm isótopo específico é chamado nuclídeo. Um átomo de 14C é des-
crito como um nuclídeo 1-!C. 
ATIVIDADES 
Simbologia dos elementos, 
Isótopos do hidrogênio, 
Simbologia dos isótopos Símbolo Número de prótons Número de-elétrons Número de nêutrons 
nc 6 6 5 
12c 6 6 6 
13c 6. 6 7 
14c 6 6 8 
a . ,· 1"·· Quase 99% do carbono encontrado na natwez~e -e. 
Um olhar mais de perto Forças básicas 
E~istem na natute-z-a quatro fpnças básicas./ ~u. interações, 
conhecidas: gravidade( elettoinagnétismo,.- f0rçc1,s nucle.-ar:@$ 
fortes, e forças nuel~ares fra-eas. Eárçns gravitacionais são fôr-
ças atrativas que atuam entre t0,do? ,os objetos na pr@porçã0 
de suas 1nassas, Forqas gravifacionajs enti-.e átomos o,u partí-
culas subatômicas sâo tão pequenas que elas não têm cons.e-.. ...... . ,,. . 
quencl~qtnffilca. 
Foi-~as eletromagnética~ s.ão :f0rças. atr~tiv-as. e·.repub'mas 
qtte ah!,am entre objetos carregados elétríca ou 1nagnet'ic4-
ment@ . .For<;g1.s elétricas e magnéticas estão u1trínsec-amentê 
telãéí'onad:q.:s·: F9rçqs elétricas são de im_p.ortância fu11qa-
mental rt© entendimento do comportamento q1.1.ímico d,.os, 
á tomos. O vaior da.f0:rça .entre duas parttc.ulas carregi"ad-as 
é dado p~la lei de Coufrtrrib: F = lcQ.1Q2 / d1, orrde Q1 e Q2 são 
os v:alotes das cargas nàs d,uas partículas, d é a distância 
entre· seus<centrtJs e líi' é 1.1ma constante-.det~nu:ihc1d:ét p~lৠ
unidad.es·p,a.Fa: t}e d. Um ,ralornegattvo.parà .a forqaind.ica 
atiá~ã◊., en<q,uan,Jq l.Uil'.l. valor pbsitiv9., PE}pulsã)i. 
Todos •OS núeleqs, exceto o do ~tQA'tQ de:.bitii:qgê;nio~ c0n-
têm dois p11 mais prótons. U:rµa ve;zqu~ carg-as igwais S,e repe-
lem, ·a r.epu~ão ~létrica .f,arj:11 cqm q:l;l~ O$ prótons se separas-
sem ~ 0 n}ácl~~ se l1JI\'9, for,<;~ atri~ti:Vª- 1nais. for:te não- o~ 
ntaí'l-tivêsse·j-gi1te>:s\ Essa fq]:ça ~.cnia,JJ.1.ada fqrça. nucl.earforte'.e 
atuá ei1tte partícula~ $\lbàtôp.1tcas, ç:omo: no nucle0. Nessa 
distância essa força é màis fi:!tte do q:p,e a força elétrica, por 
iss.o o núcleo as mantém juntas.. A força;·n:ctcle,q,:rfrac,a é 1na:is 
rràca dli> que a força elêWít:{3.,_ mas m-ai_s forte do qu.e~a;,:gravi-
dade. Scib>ernos de su.a, exis'.tênci~ a.pena$ porque elé,l se mos-
tra em certos tipos de .vadíoativi.dade. 
, 
Capítulo 2 Atomos, 1noléculas e íons 39 
Todos os átomos são constituídos de prótons, nêutrons e eléh·ons. Uma vez que essas partículas são as mesmas 
=.2t todos os átomos, a diferença entre átomos de elementos distiJ.1tos (ouro e oxigênio, por exemplo) deve-se única 
e exclusivamente à diferença 110 11úmero de partículas subatômicas de cada átomo. Podemos considerar um átomo 
como a menor amostra de t1m elemento, pois a qt1ebra de um átomo e1n partículas st1batômicas destrói sua identi-
:.ade. 
COMO FAZER 2.2 
Quantos prótons, nêutrons e elétrons existem em um áto1no de 
197
Au? 
Solução O índice superior 197 é o n(unero de 1nassa, a soma do número de prótons e 11êutrons. De acordo com a lista 
dos elementos dada no encarte deste livro, o ouro tem número atômico 79. Co115eqüentemente, 1un átomo de 
197 
Au tem 
79 prótons, 79 elétrons e 197 - 79 = 118 11êutrons. 
PRATIQUE 
Qt.1antos prótons, nêt1trons e elétrons existem no áto·mo de 
136
Ba? 
Resposta: 56 próto11s, 56 elétrons e 82 11êutrons. 
COMO FAZER 2.3 
O magnésio tem três isótopos com massas.24, 25 e 26. (a) Escreva o símbolo qtiímico completo para cada um deles. 
(b) Quantos nêt1trons existe111 no nuclídeo de cada um dos isótopos? 
Solução (a) O magnésio tem nún1ero atômico 12, logo todos os átomos de magnésio contêm 12 prótons e 12 elétrons. 
Os três isótopos são, portanto, representados por ~~Mg, ~ Mg e ~~Mg. (b) O número de nêutrons em cada isótopo é o 
número de massa menos o número de prótons. O número de nêutrons e1n cada um dos nuclídeos de cada isótopo é, 
portanto, 12, 13 e 14, respectivame11te. 
PRATIQUE 
Dê o símbolo químico co1npleto para o nuclídeo que contém 82 prótons, 82 elétrons e 126 nêutrons. 
Resposta: 2~~Pb 
2.4 Pesos atômicos ou massas atômicas 
Os átomos são pequenos pedaços de matéria; portanto têm massa. Como mostrado na Seção 2.1, um postu lado 
c:iportante da teoria atômica de Dalton é que a massa se conserva durante as reações químicas. Muito do que sabe-
c:os so.bre reações químicas e comportame11to das substâncias tem sido derivado de medidas acuradas das massas 
-e átomos e moléculas ( e coleções macroscópicas de átomos e moléculas) que sofrem modificações. As chances de 
x ê já ter usado medidas de massa em algum momento do seu curso de laboratório para monitorar m1.1danças que 
-..:orrem em reações químicas são grandes. Nesta seção abordaremos a escala de massa usada para átomos e apren-
:::.entaremos o conceito de pesos atômicos. Na Seção 3.3, ampliaremos esses conceitos para mostrar como as massas 
.:. ::ômicas são usa~as para determinar as massas dos compostos e seus pesos molecitlares . 
.\ escala de massa atômica 
Embora os cientistas do séc1.1lo XIX 11ão soubessem nada sobre partículas subatômicas, estavam cie11tes de que 
s átomos de diferentes elementos tinham diferentes massas. Eles descobriram, por exemplo, que cada 100,0 g de 
.::gua contém 11,1 g de hidrogênio e 88,9 g de oxigênio. Lc)go, a ágt1a contém 88,9 /11,1 = 8 vezes mais oxigênio, por 
::-.assa, que hidrogênio. Ao entender que a água contém dois átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio, 
e_es concluíram que 11m átomo de oxigê11io deve ter 2 x 8 = 16 vezes mais massa que um átomo de hidrogê11io. Ao 
:~d.rogênio
1 
o átomo mais leve, foi arbitrariamente atribuída t1ma massa relativa 1 (sem unidades), e as massas atô-
::-..:cas de outros elementos foram inicialmente determinadas em relação a esse valor. Assim, ao oxigênio foi atribuída 
.:: ::nassa atômica de 16. 
\ 
40 Química: a cíência central 
Hoje podemos determinar as massas individuais dos átomos com um alto gr:au de p,recisão. Pot exempl0
1 
sabe-
mos que ·o átomo de 
1
H tem massa 1,6735-;x 10-24 :g e o átomo de 190 tem m assa 2,6560.x 10-23 g . Como visto na S.eçãe 
2.3, é :conveniente usar ·a unidade de 1nttssa atô1nica (u) quando lidamos com massas extremamente pequenas: 
1 U = 1,66054 X 10-24 g e 1 g = 6,02214 X 102~ lf 
.A u é atualmente detirtida fixànqo uma massa de exatan1,ente 12 u ,11ara um átomo do .isótopo 12C de catbon ô . 
. Nesta uniclad:e a .massa do,nuclídeo ·~ 1H é 1~0D78 it e a do nuclídeo 160, 15✓9949 u. 
Massas atômlc;as médiqs 
A maioria d:os elementos .são ·enconttados na natureza como mis.tur:a de isótopos·.Podem"os determinar a·7nassa 
atômica media de um elemento usando as massas de seus vár.iosjsótopos e S.UqS abundâncias relativas. O :carb.ono 
encontrado·na natureza1 por exetnplo, é c0mposto de 98,.93o/p de 1:iC e 1,073/0 de 13C. As massas desses:nutlídeos são 
Um olhar .maJs de perto 
(2 mais dlineto e aeuraalo, meio cie tlé.t.efmlntât ós 
•• - - -•. ,- § 
p.es:o& afômic0s ·e m:ole:G:ttlairoes é·J>Ye'du_~Íd ~ 11>:el~Q eà-
. pxeet~@metro de"nfáSStl CFig,tl.içI\Q:: 1:~-). ·uwª 'ªR1:,QStr')l ·ga-
Sli>&á5€ Wtôefuzí~a e:.m A:.~ 1.J.ct.ihp:qrô.e<:1clap:~ um feJxe 
<te· elétj.-ons-tia_ àlté.i értergia e111.;fil. .. Âs'e:eJ.'is·&es e11ine 0s 
eIEftrdns:e o'S 'át(i)mQs. 01:bm@1écN1as:; d0;gás pr0·tluzem 
tons p0sitivo-s,, a~mai@ria~@m Gat;ga I + ,]3s,5;~~;i-íq11s sãq 
a(releratt0s .em <rl:i1:e~@ ~ ama gt<ttl'e cl:e ~nãrfl:ê: ~ane-
g-ada (~);; Depâjs fiü~~}a:s§ç1m pe;rà,: ~a.E}:~,. ~J~s. ençQn.-
trãm düéfs f é-fi~as qllê pêr®'tém à, ·ia:s~~ge;m apéUµ16 
l4€ 1 plL fe~e . .rn;urtQ 'tino.~ í6>Us,\ ~sse .feix@· _e11:tão;~assa 
enft';e :o.-s J.iól'Qs- a.e 'tJm, m.a~eto., cqtie desvia ·@s_j\:>ns 
. . ' ~- ~ war,aum·Qamtttho·curv:01 'àrrreili.dar-que0s.elitronss'éil0. 
"' iie:svia;ld@s '._F?@r ·um cat:np® ma:gp:êticte (Et~r.~ 214) .. 
P.ar,ai í:0ns com 11 mesma catga,, 't> ~a1;f @ié des:vd'.€r qe,-
p>~nde,d~ ml:l;ss.a- q:çtàplo'f)ié!:iOr:,ª-màs.~a;cl,.o íbnz -me-
:o.é\>t 9 d'esvio. ®s {Q'tts .sãe>r d~~;$aformq, sep.aradós .cite 
à:ç(iriJ.ó cQ,n;t .suãs. _massas ... Ttocande.:.s.e a .Re.rça do· 
Ga~fl m.q;gnêfico 0u a. \roltagem de a~~lera:ção na 
~r,atfe .earregaaa ne"ga.fiv.amertte~ 'Í©il:S wd'ê pia~S:à_S''. 
variadas _po:êrem -s'er s'êléci@nátids pã:ra e_ntvat ,.n;o qJ~, 
º·feet<i5r1H) tinaI tlõ ins:b?úmeri"to. . ~ . . ~, ·,.- ' .,_. -·~ ....... 
Um Jg1li'fico de mte:nsi:4:a:de .d.o ~inal 10:® ,.aetet:tor 
00.ntt â ~ay mas:S'a do 'í0'F.l, é.,~arrra.de es.p.ecfrr@ de 111:a,s$N;. 
Q es.p..eetr@ ttl.e. m:a:ssa â.1e ;á\t~.ttr~s td:ê. cl~i:t1>,. mqstta:êYq na 
·. ' 
Figur:a 2.14t rev.e'la a·pl.fé'.SeJ'.itq.a @l~,,~êtis.•ísôt:Op'0s. t\J'ân~-
li:sé. 'de l\tm ~spe:tfro cl:e·. ~~~;~ {6nt~be 't~tti p'$' tna:~sa;s 
d0si@~<i}l!l~''êtfirrg.etm e~ij~i!ê:~fcyi. q¾l"aflto-s):,1:agí~,a.:15'4rtcl:>ãtt-
çias~.r_êlat:iwas. .. #is' !il~Ü.J1't}jJtil,!#taá;s.ã'~· 0Pti:das.:das. in1teNsi-
tlaij~ ·aé.$@;us ~b.1ais .. e~lMl~~em:cl'Gia m.ass;;a ... at&rni.ea e, a 
à.bJ,iri:dâ'Uei:a de eacl.:à isfót©,ll11,®,,l>:@td:e•;.se oá1e1'1.1ar~ massa 
afômi@a mê:dià cile um ele\nt@m:t©, e-omt;i- m'©sfu.tttiia rr@ 
B~e1icí~i0 M0t:d:el0 i ·A±. 
Qs e-"SpJ:!t:?;rt@mefro-s' .G{e massf;l ~são :,cab;:íialm~p'.te rn11.i-
to ~tiliz?l'.dus J"ã:t·~ iêlefttiJI@?t· uompo..s:to~ giJimteós e 
q1'íali~'ê-x mis_ttu-as1 cl~ sübstmicfas. ~ua:ndo úma m:0.lé-= 
çfrli J?erçle ·eJáitt:@ns« eela á~,Gtesitt't~.gr:&(. fmFtn™ld~ uma 
~am.a d:e h-ct&nentes ·,car.tegadms FJlsitíviamente .. Qs 
espeetrõmetres de ,mass~a metien). as ma~sas desseI3 
<Er.iru~ent ®S; rr0.ki uzm:td;@ uima..ilJ;l.~$~s.~jO':~izgit~ ?g:g'] (tú-
c,.a, ·d-a moíé~tjlà e.1qr,ttê~~~g;9; in<ltígo~ g:e,'.éqfno Õ'S â.-f.&~ 
mos ê~tqY,ain Ji,~ªd0$ ~-fl~({ ·st n:a molê,cttla Qrio.ri,Hal. ~ a 
í\$%iln.f urn qu..ín:ilto, po.íie ~ar ~ess~ te.ctú@a para d:êter:c-
minar- a estttituram:01'.eMair -àe um rtov.o et>b:Ip,tiBtf);sin:.. 
tefü~?ad@ ou E'·aria·1til:©ltff!t)ar11Ili polu:~te nô•,·cr1~1l~ieíít~ 
Ma~ie.t0. betécf0r ch~,fe.i~~ 
tle ions, F~siti'V'~s -!'' 
-~ªcl.eiªGeler.ad~Ea: F.~.m.dâs 
Bil-~eiti!h>\ . 
. , . (- j . 
·: . ití 
deJ:õns· . ~ .• 
Jl:lQ.Siút~ QS :Separaçã@. 
d~~fGns e~m 
ibase ·nas 
dffe~enç~s tle mâ&~ 
Fi.gura..2. ll DJag'r:a;rna cle"u m e.s~.etlr.ô:metrd de ma&S.~, qJw_sta'tle· 
f)árí[! tiieteqpJ íbnsl':í3~c_1+. Os íC:>n~ I\Tilgis pEf!saatJ,S; ~7t l\ não. são· 
tles~iados'."O sufi~:i'erité pâra qJte a,~íAjtirti .0 gete<Z'.tO't, 
l 
r 
, ,7;.- -'5 ·5k ' ., $1, ·3:5, S;(l): B!J, 3:8 
1\,A'. " • ·,7s ) 1M11tss~ ãt©:nu cra ,/u1, 
Fi'gui:a 2.14- Esp"eqfrQ de· íffq_~--sá <;i;o çlb11~ 
,atômiJ::ô. 
, 
Capítulo 2 Atamos, moléculas e íons 41 
_: :,(exatamente) e 13,00335 it, respectivamente. Calculamos a massa atômica média do carbono a partir da abun-
aâ:ncia fracionada de cada isótopo e a massa daquele isótopo: 
(0,9893)(12 u) + (0,0107)(13,00335 u) = 12,01 u 
A massa atômica média de cada eleme11to ( expressa em u) é também conhecida como seu peso atômico. Embo-
i:a o termo massa atô11iica média seja o mais apropriado, e o termo mais simples 1nassa atômica, o mais freqüentemente 
...3ad o, o termo peso atô1níco é mais comum. Os pesos atômicos dos elementos estão listados tanto na tabela periódi-
:.a quanto na tabela dos elementos, as quais são enco11tradas na contracapa inicial deste texto. 
COM O FAZER 2.4 
O cloro encontrado na natu.reza é constituído de 75,78% de 35Cl, que tem massa atômica 34,969 u, e 24,22% de 
37
Cl, que 
tein massa atômica 36,966 u. Calcule a massa atômica média (ou seja, o peso atômico) do cloro. 
Solução A massa atômica média é encontrada multiplicando-se a abundância de cada isótopo por sua massa atômica 
e somando-se esses produtos. Uma vez que 75,78% = 0,7578 e 24,22% = 0,2422, temos: 
Massa atômica média = (0,7578)(34,969 u) + (0,2422)(36,966 it) 
= 26,50 u + 8,953 u 
= 35,45 u 
Esta resposta faz sentido: a massa atômica média do Cl está entre as massas dos dois isótopos e é mais próxima do 
valor do 35Cl, que é o isótopo mais abundante. 
PRATIQUE 
Três isótopos do sílicio são e11contrados na natureza: 28Si (92,23%), que tem massa atômica 27,97693 z.1.; 
29
Si (4,68%), que 
tem massa 28,97649 u; e 30Si (3,09%), que tem massa 29,97377 u. Calcule o peso atômico do silício. 
Resposta: 28,09 u 
: .5 A tabela periódica 
A teoria atômica de Dalton preparou o terre110 para um vigoroso crescimento na experimentação química du-
-2...T\te o início do século XIX. Como o corpo das observações químicas cresceu e a lista dos elementos expandiu, fo-
_ni feitas tentativas para encontrar padrões regulares no comportamento químico. Esses esforços culminara1n no 
.:.oenvolvirnento da tabela periódica em 1869. Teremos muito mais para dizer sobre a tabela periódica nos capítu-
-s seguintes, mas ela é tão importante e útil que você deve familiarizar-se com ela agora: você aprenderá rapida-
-ente que a tabela periódica é a mais importante ferramenta que os qití11iícos usam para organizar e lenibrar fatos quíniícos. 
Muitos elementos mostram similaridades muito fortes entre si. Por exemplo, lítio (Li), sódio (Na) e potássio (K) 
::ão todos metais macios e muito reativos. O elemento hélio (He), neônio (Ne) e argônio (Ar) são gases não-reativos. 
- os elementos são organizados em ordem crescente de número atômico, observa-se que suas propriedades quí-
r:::cas e físicas mostram um padrão repetitivo ou periódico. Por exemplo, cada um dos metais macios e reativos -
,.;-;;n, sódio e potássio - vem imediatamente depois daqueles gases não-reativos - hélio, neônio e argônio -
.:.r·.:no mostrado na Figura 2.15. A organização dos elementos em ordem crescente de número atômico, com ele-
~ a1tos tendo propriedades similares colocados nas colunas verticais, é conhecida como tabela periódica. A tabela 
:::eriódica é apresentada na Figura 2.16 e é também fornecida no encarte que acompanha o livro. Para cada elemento 
Número ,=--
atômico 3 - - 9 
Símbolo H Li Be - - F 
Gás inerte Metal 
reativo 
. 
e macio 
/ 
Gás inerte Metal 
reati\ro 
e macio 
- - 1'7 20 
- - CI , K 
Gás inerte Metal 
reativo 
. 
e macio 
= gu ra 2.15 O arranjo dos elementos pelo número atômico ilustra o padrão periódico ou repetitivo das propriedades, que 
= a oase da tabela periódica. 
• • 
42 Química: .a ciência central 
IA 
1 
ITJ 1 H 
3 
Li 
11 
Na 
19 
K 
37 
Rb 
55 
Cs 
87 
Fr 
2A 
2 
4 
Be 
12 3B 
Mg 3 
20 21 
Ca Se 
38 39 
Sr y 
56 71 
Ba Lu 
88 103 
Ra Lr 
Metais 
Metalóides 
Não-metais 
ATIVIDADE 
Tabela periódica 
4B 5B 
4 5 
22 23 
Ti V 
40 41 
Zr Nb 
72 73 
Hf Ta 
104 105 
Rf Db 
57 58 
La Ce 
89 90 
Ac Th 
8B 
2B 6B 7B ·.• lB 
6 7 8 9 10 11 12 
2425 26 27 28 29 3D 
CT Mn Fe Co Ni Cu Zn 
42 43 44 45 46 47 48 
Mo Te Ru Rh Pd Ag Cd 
74 75 76 77 78 79 80 
w Re Os Ir Pt Au Hg 
106 107 108 109 110 111 112 
Sg Bh Hs Mt 
59. 60 61 62 63 .64 65 
Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb 
91 92 93 94 95 96 97 
Pa u Np Pu Am Cm Bk 
3A 4A 5A 
13 14 15 
5 6 7 
B e N 
13 14 15 
AI S.i p 
31 32 33 
Ga Ge A& 
49 50 51 
ln Sn Sb 
81 82 83 
TI Pb Bi 
114 
66 67 68 
Dy Ho Er 
98 99 100 
Cf Es Fm 
6,A 
16 
8 
o 
16 
s 
34 
Se 
52 
Te 
84 
Po 
116 
69 
Tm 
lDJ 
Md 
7A 
17 
9 
F 
17 
CI 
35 
Br 
53 
I 
:85 
At 
70 
Yb 
102 
No 
8A 
18 
2 
He 
10 
Ne 
18 
Ar 
36 
Kr 
54 
Xe 
86 
Rn 
Figura 2.16 Tabela periódica dos elementos com a divisão dos elementos em 
metais, metalóides e não-meta is. 
na tabela, o número atômico e o sírnbo1o atômico são dados. O peso atômico (massa atômica média) em geral tam-
bém é dado; como no seguinte registro típico para o potássio: 
19 
K ◄-1---
39,0983 ◄-
número atônuco 
sm1bolo atôn'lico 
peso atômico 
Você pode notar variações muito pequenas nas tabelas periódicas de 11m livro p.ara outro ou entre as das salas 
de aula e as dos liv ros. Essas diferenças são apenas uma questãG de estilo, ot1 com relação à informação em particu-
lar incltúda na tabela; não existem, portanto, diferenças fundamentais. 
Os elementos em uma coluna da tabela periódica são conhecidos como um grupo 011 família. A n1a.neira como 
os grupos são chamados é de certa forma arbitrário, é três diferentes esquemas de nomes são co1numente utiliza-
dos, dois dos quais são mostrados na Figura 2.16. O grt1po de nomes superio1:1 que têm desigi1ações A. e B, é ampla-
menté utilizado na América do Norte. Números romanos em vez de atábicos são em geral adotados nesse sistema. 
Grupo 7 A, por (;Xe1nplo, éno.rma1me11te chamado de VIIA. Os europeus usam uma convenção similar que numera 
as colunas de lA até 8A e então de lB até 8B; assim, o grupo encabeçado pelo flúor (F) recebe o 11ome de 7B (011 
VIIB) em ·vez de 7 A. No esforço de eliminar essa confusão, a União Internacional de Qtúrnica Pura e Aplicada (Iu-
pac) propôs t1ma convenção na qual os grupos são numerados de 1 até 18 sem as designações de A e B, como m.os-
trado no grupo inferior de nomes no alto da tabela, na Figtrra ? .16. Aq1..úi ainda usare1nos a con.v.enção norte-americana 
tradicional. 
Elementos que pertencem ao mesmo grupo geralmente apresentam algumas similaridades em suas proprie-
dades físicas e químicas. Por exemplo, os 'metais de ct1nhagem1 - cobre (C~), prata (Ag) e ouro (Au) - perte11cem 
ao grt1po lB. Co1no o próprio nome st1gere, os metais de cunhagem são usados no mundo inteiro pélra a fabricação 
de maedas. Vários ot1tros grupos na tabela periódica também têm nomes, como mostrado na Tabela 2.3. 
Capítulo 2 Áton1os, moléculas e íons 43 
' . : . . 
TABELA 2.3 Nomes de alguns grupos da tabela periódica 
Grupo Nome 
lA Metais alcalinos 
2A Metais alcali11os terrosos 
6A Calco gênios 
7A Halo gênios 
8.i\ Gases nobres ( ot1 gases raros) 
Aprenderemos nos capítulos 6 e 7 q1.1e os elementos em um grupo da tabe-
...a p eriódica têm propriedades sjmiJ.ares porque apresentam o mesmo tipo de 
...,rganização dos elétrons na periferia dos átomos. E11tretanto, não precisamos 
~-perar até lá para fazer um bom uso da tabela periódica; afinal de contas, a ta-
:--ela periódica foi inventada por químicos que não sabiam nada sobre elétrons! 
?odemos usá-la, como eles planejavam, para relacio11ar os comportamentos 
.:.os- elementos e ajudar na lembrança de vários fatos. Descobriremos que é 
::iuito útil recorrer à tabela periódica freqiienteme11te quando estudarmos o 
:estante deste capítulo. 
Todos os elementos do lado esquerdo e do meio da tabela (com exceção do 
~drogênio) são elementos metálicos, ot1 1netais. A maioria dos eleme11tos é 
:::ietálica. Os metais compartilham várias propriedades características, como 
~rilho e altas condutividades elétricas e térmicas. Todos os metais, com exce-
ção do mercúrio (Hg), são sólidos à temperah1ra ambiente. Os metais estão se-
:::-ar-ados dos elementos não-metálicos por uma linha diagonal semell1.ante a 
~ a escada que vai do boro (B) ao astatino (At), como mostrado na Figura 
.:.16. O hidrogênio, apesar de estar do lado esquerdo da tabela periódica, é um 
' :ião-metal. A temperatura ambiente alguns dos não-metais são gasosos, ou-
::-os são líquidos e outros, sólidos. Eles geralme11te diferen1 dos n1etais na apa-
:-ência (Figura 2.17) e em outras propriedades físicas. Mt1itos dos elementos 
?e estão 11a borda que separa os 1netais dos 11ão-metais, como o antimônio 
Sb), têm propriedades que estão e11tre as dos metais e as dos não-metais. Esses 
i::~ementos são em geral chamados de metalóides. 
COMO FAZER 2.5 
Elementos 
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 
O, S, Se, Te, Po 
F, Cl, Br, I, At 
He, N e, Ar, Ki·, Xe, Rn 
- 1 
~ . -e ..... iiiiiiiii 
Figura 2.17 Alguns exemplos 
familiares de metais e não-metais. 
Os não-metais (à esquerda, 
inferior) são enxofre (pó amarelo), 
iodo (cristais brilhantes, escuros), 
bromo (líquido marrom-
avermelhado e vapor em frasco de 
vidro) e três exemplos de carbono 
(pó de carvão preto, diamantes e 
grafite no lápis). Os metais estão 
na forma de uma chave inglesa de 
alumínio, cano de cobre, bala de 
chumbo, moedas de prata e 
pepitas de ouro. 
Qt1ais os dois eleme11tos dos seguintes você acha que mostra as maiores similaridades em suas propriedades físicas e 
qt1únicas: B, Ca, F, He, Mg, P? 
Solução Os elementos de t1111 mesmo grupo da tabela periódica são os qt1e prov avelmente exibirão p ropriedades 
qt1ímicas e físicas semelhantes. Portanto, espera-se qt1e sejam Ca e Mg, pois eles estão no mesmo grupo da tabela 
periódica (grupo 2A, os metais alcalinos terrosos). 
PRATIQUE 
Localize o Na (sódio) e o Br (bromo) na tabela periódica. Dê o número atômico de cada um e classifique-os como metal, 
metalóide ou não-metal. 
Resposta: Na, número atômico 11, é um metal; Br, número atômico 35, é um não-metal. 
2.6 Moléculas e compostos moleculares 
O átomo é a menor amostra representativa de um elemento, mas somente os gases nobres são normalme11te en-
.:::ontrados na natureza como átomos isolados. A maior parte da matéria é composta de moléculas ou íons, as ql1ais 
são forro.adas por átomos. Examinaremos as moléculas aqui, e os ío11s 11a Seção 2.7. 
1 
44 Química: a ciência -central 
Um o~har mais de perto 
~ té i 940. _a ta'b'ela p eri6tlica ternuíl'a).r:a ne urânio,- ele:. 
menta húrner,o 9ª- Desil~eP:tã:0, n enhtp::n ci,entista't eve:maior 
ihfl11êndia na tabela pêifiódié:a ao que Gleru;i Seab,0,rg (1912-
199.'9). 8:eaborig ~igl.lit-a 2.18) t0mo~s'e:à:oêente d~ Bepijita-
n1ent<:1 qe Qqimiça da Tiníversidadt da Qalif.&.t:nia,J.3etl(ceiey1 
êm 19.$¼. Em 1 9~D,- ~le e s~:qs çqlaga:s ff<dwm McMillan,:Atthur 
Wahl é Jbs:eph .Kenn'e.<Zly: obtiv-etàm sucess.q, ~m is,ôliµ' o plt1-
t0ni0 (Pta) con1:o um 1rr0·dut@ ã P r?ajão ·da. urânio é<:;>m 
r1êutr..©ns,. F~re,m;crs, •~obl'e rea@l5es íftess.e ti_po1 el\am.at la:s 
re.,-a,t;ff>es 1rt~cJea1·e?i u@ Ç;~pj,tJ1lQ»2l,. Também dis,cúti,rem os a 
ptinti]?aJ p,a:pel dte~ mj.ei.tliaii'© p"élo p1utôtü@ ~as· reaçQ.~s, 
de h$sãu.n.tt:efeai 1"e@mt,as- <§.lu:'e &t;ôtrem êm msinas·n.1on:~lea:tê,s 
e 'b,p_~b_ç1s at"itn:tioq.:s~ 
])ur?nfe:Gj'érímiào deJ.$14-4 ~19~8, 'S'eaJS>Gnrte se.as écil~b 0~ 
f"iacàores 'tamfitérn 0.b1t'1::vê:i;atn 'ê~fto ao iaentiff~àr QS '~l~men-
tbs .eem :t1ãm.e11Gs ,ãfti>.micos 9.5 -a 102 aorn.9 r rbtlm;fos GÊf 
re.açi·e~ Ekt1cl:eare-s.Ess:es elem ent0s sã e> radi@ativ@s e t1.ão1s.e 
ett'toR#tam n:a:natUTeza; ete~ ~ó ]>Q.çlero ser s:inté tiza:âos via 
tea!Jões 1Ju€lea1:es. :Por 'seus e·ãfot.Ç,~s. em id~ntifi:0ªr <::?S ele-
m,e:nt,0s iepr~s €10, utãni0 (:e.s .él:ernent0s tra:rrsurâ:rz,ic0s)1 
N'.fli:Mill~ e fB:~ctho1g diriGtitan1 ©. piiêmio .. N ob,eJ d.e Química 
eni lS~Bl .. 
. Ele 1961 a 1 ~J71 Sea:l:r@l:rg fõi.-chefé· da G@rru:s~ãQ ae Ene:í:gia 
Atôm ica d~s EstadoS:!Un-rdos (atualmehtê.Depattámentb â,~ 
E.he:rgüü. ~esse~ost.o ele ,te~e. importat1;te p:apel ao estal~.ele-
cer,ttàtil'.Q:©$1intetna,.ci9nais para limitar q ft;!$te de 1a:r1Pas,11.u~ 
<i:lElàreS. N'o seu r'étcirno a Be:i;ke1ey! ele fez pãtte-~a equipe 
tpJ~;-em i ~"i-4,,_ iã.entiíie.ox1, p ela pcirn'eir:a: vez G> .elemento êle 
númer0 rQ6; e~~ d~se.ohert.a fo} eqrnpro,-ra11a ponouura equi-
pe êl'ê-lBefiReléj em: 1'9Q2. E.m }994J para ex~J:t~lI qa1nuitas c~n-
t.Fibu:i'ç0es de:Seaõ0rg:p.ata à Gleseobett~ â:e novó,steléfn~nto~( 
'ª So.cii'edade Amerit?_arta de ~ uímlca :p.itópô's qlile o elemeil:'t@ 
,d:e núm'eJ:o 1Q,6 :fo$.~e cha rnatl;o t:seabór.gio~;, s.ugerincl.0 e sím-
Pigura .2.18 Glet-l·n Sfe~b>er:9 ,em B,erk"él~y, ém 1941, 
U:sando l:lrn cô"ntaêlor Geiger p'aJ:a tentar dete,~tar·-a 
raq.ia;ção produz:rda pel~ w,lútô'r-1lth t:óntadores Gei.ger 
- - ·- ~ ';J 
~~i ão abordach;>s na S,eç.ã@ 21 .. 8. . 
bolb s~s-A:p.és :vrári©S anos tl'e·-G0n ttirv.:'é:Ys1a· a Í'eq:~eít0 >êfe-se<i 
· um ele~ent o,Jí)6d..ecia ser no.mead,Q em h0menai,em a uma 
pesse~ .écl mel~, 0 n.orne ~eahqngip foi qfiej:al.E;tente adótado 
pela Iupa:o,ém Í99~ e Sea:bot g torh0µ::"$é a primeira ~essóà a 
:ter t lm' €lement0 eom seu .nôme em viefa. A . Iu.pac nómeou 
fanili.é~ o e'l<ilm~;nto IO.S 1'dúbro:o' (súnb.ol'q quími:c:0 Db) em 
nomena,gem a w:n l9.o.01'atór,iQ.nHclear .~,rn Dub.IJa,,;na<:Ria's:sià,, 
qut~· cemp'eti\l eqm. o -labc>,r~tôtió âã :E-er~~ley rra.~tt~sthb.ertgt 
-Je· v.ártô.s e'kement<is. 
A molécula é reunião de dois ou mais átomos ligados firmemente entre si. O 'pacote' de átomos resultante 
comporta-se em vários .aspectos como um objeto único e inconfudível. Abordarem os as forças que m àntêm os áto-
mos unidos (a ligaçã'o química) nos capítulos 8 e 9. 
Moléculas e fórmutas químicas 
Muitos elementos sã.o encontrados na natureza na forma molecular; isto é, dois ou mais átomos do mesmo tipo 
estão liga-dos entre si. Por exemplo, o oxigênio, encontrado normalmente n o ar, compõe-se de moléculas que cen-
têm dois átomos. de oxigênio. Representamos essa forma molecular do oxigênio pela fórmula química 0 2 (lê-se: "ó 
dois"). O índice inferior na fórmula nos d iz que dois átomos de oxigênio estão presentes.em cada molécula. A mo-
lécula constituída de dois átomos é cham ada de molécula diatômica. O oxigênio também existe em oµtra forma 
molecular conhecida como ozôn.io. Moléculas de ozônio s~o constituídas de três átomos de oxigênio,, logo sua fór-
mula é 0 3. Ainda que oxigênio (0 2) 'normal' e ozônio sejam ambos compostos formados apenas p or átomos de oxi-
gênio,. exibem propriedades quím icas e físicas bem diferentes. Por exemplo, 0 2 é essencial para a vida, m as 0 3 é 
tóxico; 0 2 é inodoro,, enqt1anto 0 3 tem um cheiro pt1T1.gente pronunciado. 
Os elementos em geral encontrados como moléculas diatômicas são hidrogênio, oxigênio,, nitro,gênio e halogê-
nios. Suas localizações na tabela periódica são mostradas na Figura 2.19. Q11ando falamos das substâncias hidrogê-
nio, querem os dizer H2t a men os que indiquemos explicitan1en te o contrário. De maneira análoga, quan do falamos 
oxigênio, nitrogê11io ou qualquer halogênio, estamos nos referindo a 0 2, N 2,, F21 Cl21 Br2 ou 12. Desse modo, as pro-
priedades do oxigênio e hidro:gênio listadas na Tabela 2.3 são as do 0 2 e do H 2. Outras formas menos comuns de-
sses elementos comportam-se de maneira muito d iferente. 
Compostos constituídos p or moléculas são chamados compostos moleculares e contêm .n1ais de um tipo de 
átomo. Uma molécula de água, por exemplo, constitui-se de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. 
/ 
Capítulo 2 Atomos, moléculas e íons 45 
H 2 SA 6A 7A 
N 2 02 F2 
Cl2 
Br2 
12 
"Sa é conseqüentemente representada pela fórmula química H 20 . A ausência 
de um índice inferior no O indica um átomo de O por molécula de água. Outro 
:omposto constituído desses mesmos elementos (em diferentes proporções 
:-elativas) é o peróxido de hidrogênio, H20 2. As propriedades desses dois com-
~ostos são muito difere11tes. 
Várias moléculas coml1ns estão mostradas na Figura 2.20. Observe como 
a composição de cada composto é dada por sua fórmula química. Note ta1n-
- ém que essas substâncias são compostas apenas por elementos não-metáli-
..:os. A maioria das silbstâncias moleculares que etzcontraremos contém apenas não-
-retais. 
fórmulas moleculares e mínimas 
Fórmulas químicas que indicam os números e tipos efetivos de átomos em 
·J.IDa molécula são chamadas fórmulas moleculares . (As fórmulas na Figura 
: .20 são fórmulas moleculares.) Fórmulas químicas q11e dão somente o núme-
:o relativo de átomos de cada tipo em uma molécula são chamadas fórmulas 
:nínimas. Os índices iiúeriores em uma fórmula mínima são sempre os meno-
_:-es números inteiros proporcionais possíveis. A fórmula molecular para o pe-
:óxido de hidrogênio é H20 2, por exemplo, enqua11to a fórmula mínima é HO. 
_.;,. fórmula molecular do etileno é C2H4;, logo, sua fórmula mínima é CH2. Para 
::1uitas substâncias, a fórmula molecular e a fórmula mínima são idênticas, 
:orno no caso da água, H20. 
As fórmulas moleculares fornecem muito mais informacões sobre as mo-, 
...éculas do que as fórmulas mínimas. Quando sabemos a fórmula molecular de 
·..l.ffi composto, podemos determinar sua fórmula mínima. Entretanto, o con-
-::-ário não é verdadeiro; se conl1ecemos a fórmula mínima de uma substância, 
:ião podemos determinar sua fórmula molecular, a menos que tenhamos mais 
::1:formações. Então por que os químicos se preocupam com fórmulas míni-
=ias? Como veremos no Capítulo 3, certos métodos comuns para analisar 
illbstâncias conduzem somente às fórmulas mínimas. Uma vez que ela é co-
=-hecida, experimentos adicionais podem dar a informação necessária para 
.::::>nverter a fórmula mínima em molecular. Além disso, existem substâncias, 
Figura 2.19 Elementos comuns que 
existem como moléculas d iatômicas à 
temperatura ambiente. 
(a) 
Mo11óxido de 
carbono, CO 
(e) 
Peróxido de 
(e) 
Ozô1úo, 0 3 
(g) 
Dióxido de 
carbono, C02 
(b) 
Metano, CH4 
(d) 
Oxigênio, 0 2 
(f) 
(h) 
Figura 2.20 Representação de 
algumas moléculas simples 
-orno as formas mais comuns do elemento carbono, que não existem como comuns. 
::ioléculas isoladas. Para essas substâncias, devemos confiar nas fórmulas mí-
:-imas. Dessa forma, o carbono é represe11tado pelo símbolo C, que é sua fórmula mínima. 
COMO FAZER 2.6 
Escreva as fórmulas mínimas para as seguintes moléculas: (a) glicose, substância conhecida também como açúcar do 
sangue ou dextrose, cuja fórmula molecular é C6H120tY (b ) óxido nitroso, substância usada como anestésico e comu-
mente chamada gás hilariante, cuja fórmula molecular é N20. 
Solução (a) Os índices inferiores de uma fórmula mínima são os menores nú1neros inteiros proporcio11ais. 
As menores proporções são obtidas dividindo-se cada índice inferior pelo maior fator comum, neste caso, 6. A fórmula 
mínima resultante para a glicose é CH20. 
(b) Uma ,,ez que os índices inferiores em N20 já são os menores 11úmeros inteiros, a fórmula mínima para o óxido 
nitroso é igual à sua fórmula molecular, N 20. 
I 
1 
46 Química: a. ciência central 
PRATIQ UE 
Dê a fórmula mínima para a substância chamada dibQrano, cuja fórmula molecular é B
2
H(,. 
Resposta.: BH3 
Visualização das moléculas 
A fórmula molecular de trm:a substâ11cia indica sua composição, mas não mostra como os átomos se unem para 
formar as moléculas. A fórmula estrutural de uma substância mostra quais a.tomos estão ligados a quais em uma 
molécula. Por exemplo, as fórn1tilas para água, peróxido de ludrogênio e metai10 (CH
4
) pode1n ser escritas como 
segue; 
I--1 
H 
/ 
0-0 
/ 
H 
1 
H-C-H 
1 
H 
Água. Peróxido de hidrogênio Metano 
Os átomos são representados por seus símbolos químicos, e as linhas são usadas para representar as ligações 
que os mru1têm unidos. 
H 
1 
H-C-H 
1 
H 
Fôrmula estrutural · 
H 
1 
.e"-... 
tt· ·/ H 
H 
Desenho em perspectiva 
Modelo de bola e p.étlito 
H 
Modelo preenchimento do espaço 
Figura2.21 Alguns modos de 
representação e visualização 
de moléculas. 
Uma fórmula estrutural geralmente não repr:esenta a geometria real da 
moléctila, isto é, os verdadeiros ângulos nos quais os áton10s se unem. Entre-
tanto, u:ma fórmula estrt1t1.1ral pode ser escrita como um dese1tho e1n perspecti-
va, para dar mais noção de aparência tridimensional, como n1ostrado na Fi-
gura 2.21. 
Os cientistas contam também com vários modelos para ajudá-los a visuali-
zar as moléculas. Modelos de bola. e palito mostram os átomos como esferas e as 
ligações como palitos, e eles representam os ângtilos exatos com os quais os 
átomos se ligan1 uns aos outros em uma molécula (Figura 2.21). Todo :átomo 
pode ser representado por bolas d.o mesmo tamanho ou então os tamanhos re-
lativos das bolas podem refletir os tama,rlhos relativos dos átomos. Algumas 
vezes os símbolos químicos dos elementos encontran1-se superpostos nas bo-
las, mas em geral os átomos são identificados simplesmente por cores. 
Um 111.odelo de preenchinzento do espaço representa a aparê.11cia da moléc1Ila se 
os áto1nos fosse1n aumentados de tamanho (Figura 2.21). Esses modelos mos-
tram os tamanhos relativo_s dos á.ton1-os, mas os âi1gulos e11tre eles
1 
que ajudam 
a definir suas geometrias, são em geral muito mais difíceis de visualizar do 
que nos modelos bola e palito. Como nos modelos bola e palito, as identidades 
dos átomos são indicadas por suas cores1 mas eles podem também ser identifi-
cados pelos símbolos dos elementos. 
,, 
2.7 lons e compostos iônicos 
O núcleo de um átomo 11ão se ton1a carregado por processos químicos ordi-
nários, mas os átomos podem facilmente ganl1ar ou perder elétrons. Se elétrons 
são removidos ou adicionados a um átomo neutro, uma partícula carregada 
cl1amada íon é formada. Um íon com uma carga p.ositiva é chamado de cátion; 
um íon carregado negativamente é chamado de ânion. O átomo de sódio, por 
exemplo, que tem 11 prótons e 11 elétrons, perde facihnente um elétron .. O cá,ti-
on resultante tem 11 prótons e 10 elétrons., logo apresenta carga líquida de 1 +. A 
carga líquida no íon é representada por um índice superior;+, 2+ e 3+ signífi-
cando uma carga líquida resultante da perda de um, dois ou três elétrons, res-
pectivamente. Os índices superiores -., - 2 e - 3 representam as cargas líquidas 
resultantes do ganho de um, dois ou três elétrons, respectivamente. A formação 
do íon Na+ d·e t1m átomo de Na é mostrada esquematicamente a seguir: 
-·------- - - ------- --- ---------------------------------........ 
✓ 
Atomo de Na 
Perde um 
elétron 
✓ 
Capítulo 2 Ato1nos, moléculas e íons 47 
ÍonNa+ 
O cloror com 17 prótons e 17 elétrons, normalmente ganha um elétron em reações químicas, produzindo o íon c1-. 
Em geral, átomos metálicos tendem a perder elétrons para formar cátions, enquanto átomos não-metálicos ten-
:.:=:n a ganhar elétrons para formar ânions. 
Ganha 
u1n elétron 
✓ 
Atorno de Cl 
COMO FAZER 2.7 
Dê os símbolos químicos, incluindo o número de massa, para os seguintes íons: (a) O íor1. com 22 prótons, 26 nêutrons 
e 19 elétrons; (b) o íon de enxofre que tem 16 nêutrons e 18 elétrons. 
Solução (a) O número de prótons (22) é o número atômico do elemento; logo, esse elemento é o Ti (titfuúo ). O número 
de massa desse isótopo é 22 + 26 = 48 (a soma de prótons e nêutrons). Uma vez que o íon tem mais três prótons do que 
elétrons, apresenta carga líquida de 3+. O símbolo para esse íoh é ~ i3+. 
(b) Se recorremos a uma tabela periódica ou tabela de elementos, vemos que o enxofre (símbolo S) tem um número 
atômico 16. Então, cada átomo ou íon de enxofre tem 16 prótons. Sabemos que o íon tan1.bérn tem 16 nêu trons, assim o 
número d e massa do íon é 16 + 16 = 32. Uma vez que o íon tem 16 prótons e 18 elétr ons, sua carga líquida é 2- . 
O símbolo para o íon é 32S2- . 
Em geral, estaremos interessados n as cargas líquidas dos íons e ignorar emos seus números de massa a menos que 
as circunstâncias imponham que especifiquemos determinado isótopo. 
PRATIQUE 
Quantos prótons e elétrons o íon Se2- possui? 
Resposta: 34 prótons e 36 elétrons. 
Além dos íons simples, como Na+ e c1-, existem íons poliatômicos, como N03- (íon nitrato) e S04
2
- (íon sulfa-
,.,, . Esses íons são constituídos de átomos unidos em uma molécula1 mas eles têm carga líquida positiva ou nega ti-
a. Consideraremos, posteriormente, outros exemplos de íons poliatômicos na Seção 2.8. 
As propriedades dos íons são muito diferentes das dos átomos dos quais eles derivam. As diferenças são como 
· :roca de Dr. Jekyll por Sr. Hyde: apesar de o corpo ser essencialmente o m esmo (mais ou menos alguns elétrons),.. 
~omportamento é muito diferente. 
::>revisão das cargas iônicas 
Muitos átomos garlham ou perdem elétrons para que fiquem com o mesmo número de elétrons do gás nobre 
,....,ais próximo deles na tabela periódica. Os membros da família dos gases nobres são quimicamente muito pouco 
-51.tivos e formam pouquíssimos compostos. Podemos deduzir que isso se deve aos arranjos de seus elétrons se-
:ern muito estáveis. Por exemplo, a perda de um elétron do átomo de sódio deixa-o com o mesmo número de elé-
-.'.mB do átomo neutro de neônio (número atômico 10). Igualmente, quando um cloro ganha um elétron, ele fica 
- ~m 18; como o argônio (número atômico 18). Usaremos essa observação simples para explicar a formação de íons 
~o Capítulo 81 no qual discutiremos ligações químicas. 
A tabela periódica é muito útil para lembrar as cargas dos íons, especialmente daqueles elementos à esquerda e 
.:. direita da tabela. Como a Figura 2.22 mostra, as cargas desses íons relacionam-se de uma maneira muito fácil com 
5:las posições na tabela. No lado esquerdo da tabela, por exemplo, os elementos do grupo 1A (os metais alcalinos) 
:::;rmam íons 1 +, e os elementos do grupo 2A ( os metais alcalinos terrosos) íons 2 + . Do outro lado da tabela os ele-
=.entos do grupo 7 A ( os halogênios) formam íons 1-, e os elementos do grupo 6A, íons 2-. Como veremos no pró-
~ o texto, muitos dos outros grupos não se prestam a regras tão simples. 
l 
1 
• 
48 Q uímica: a ciência cen tral 
7A 8A 
E] H-
2A 3A 4A 5A 6A G 
Li+ Na- 02-
A 
p- s 
E 
Na+ M 2+ g Metais de transição ·• AI3+ 52- c1- s 
' 
N 
K+ Ca2+ s ? - Br- o e-
B 
Rb+ Sr2+ Te2 - 1- R . . 
E 
.cs+ Ba2+ 
s 
Figura 2.22 Cargas de alguns íons comuns encontrados em compostos iônic0s .. Note que a linha na forma de escada que 
,,,, · divide metais de não-metais também separa cátions de ânions. 
COMO FAZER 2.8 
Determine as cargas esperadas para os íons mais estáveis do bário e do oxigênio. 
Solução Consideremos que esses elemen tqs formam íons com o mesmo número d~ elétr9ns qu.e os átomos do gá~ 
nobre mais próximo. Pela tabela periódica, tern-se·que o bário possui n ú.íneroatôinico.56. O gás nobre n1ais pfóxilno é 
o xenônio, número qtômico 54. O bário pode alcançar um arrm1jo de 54 ·elétron;; perden.d,0 ·dois elétrons, formando o 
cátion Ba2+. 
O oxigênio tem número atômito 8. O gás nobre mais pTóXimo dele é o neôrlioi número atômico 10, O oxígênio pode 
alcançar um ar.ranjo estável ganhando dois ·elétrons e assim forro.ar o ânion 0 2-. 
PRATIQUE 
Determine a cargij do íon mais e~tável do aluminio. 
Resposta: 3+ 
Compostos iônicos 
. ~ 
Grande parte da atividade química en,,1olve a transferência de elétrons entre substâncias. Ions são formados. 
quando um ou mais elétrons se transferem de um átomo neutro para butrb. A Figura 2.23 mostra qu~, 'quando o só-
dio elementar reage com o cloro elementar, um elétron é transferido de tlIÍl átomo de sódio neutro para um átomo 
neutro de cloro. Temos, ao final, um íon Na+ e outro c1-. Entretanto, partículas com cargas opost<;1,s se atraem. Des-
sa fotni.a, os íorts Nà + e Cl- ligam-se para formar o cloreto de sódio (NaCl)J mais conhecí do como sal de cozi-
, 
lle-
Perde um 
elétron 
Atomo i1eutro 
de Na 
~ 
, 
Atomo 
Ganha 
um elétron 
neutro de Cl 
(a) 
Íón Na+ 
(b) 
Figura 2.23 (a) A transferência de um elétronde um átomo neutro de Na para um átomo neut ro de CI leva à formclção de 
um íon Na+ .e um íon cr. (b) O arranjo desses íons no cloreto de sódio sólidó é mostrado à direita. 
.--------
, 
Capítulo 2 Atamos, moléculas e íons 49 
ã. O cloreto de sódio é um exemplo de composto iônico, que contém tanto íons carregados positiva quanto ne-
- ::-,~amente. 
:Je maneira geral, podemos dizer se um composto é iônico (constituído de íons) ou molecular (formado por 
-- "':éculas) a partir de sua composição. Normalmente, cátions são íons metálicos, enquanto ânions são íons não-
--:::-:álicos. Conseqüentemente, con1,postos iônicos são em geral co1nbínações de 1netais e 11ão-n1etais1 como em NaCl. Em 
......_-::raste, compostos moleculares são qitase sen1pre constí.tuídos somen.te de não-metais, como no H
2
0. 
COMO FAZER 2.9 
Quais dos seguintes compostos você classificaria como iônico: N20, Na20, CaC12, SF4? 
Solução Concluímos que N a20 e CaCl2 são compostos iônicos porque constituem-se de um metal combinado com 
um não-metal. Os outros dois compostos, constituídos iI1teiramente de não-metais, pressupõe-se (corretamente) ser 
compostos moleculares. 
PRATIQUE 
Quais dos seguintes compostos são moleculares: CBr4, FeS, P40 6, PbF2? 
Resposta: CBr4 e P40 6• 
A química e a vida Elementos necessários aos organismos vivos 
_-\ Figura 2.24 mostra os elementos essenciais para a vida. 
,.a is de 97% da massa da maioria dos organismos é atribuída-a 
;,cnas sefs elementos - oxigênio, carbono, hidrogênio, nitro-
-~.io, Í,Ósforo e e11x:ofre. A água (8i0) é o composto mais co-
- :.:m nos organismos vivos respondendo por no mínimo 70% 
~ .::nassa da maioria das células. O carpono é o elemento mais 
:---2'.....~ te (por massa) nos componentes sólidos das cêltilas. 
::.Jmos de carbono são enco11trados· em grande variedade tle 
,_... -~éculas orgânicas, 11as quais os átomos de carbono estão li-
::: dos a outros átomos de carbono ou a átomos de outros ele-
-2,tos, principahnente·H, O, N, P e S. Todas as proteínas, por 
~lplo, co.ntêm os seguintes grupos de átomos que ocorrem 
2':'etida:mente dei1tro das moléculas: 
o 
11 
-N-C-
l 
R 
e um átomo de H ou uma combinação de átomos como CHs·) 
~ 
H 
2A ... 
Li. · Be 
8B. ~ 
Na Mg ' 
3B 4B 5B 6B 7B 8 9 
I(; Ca Se Ti V Gr Mn Fe Co 
. " 
Rl:5 Sr y Zr Nb Mo Te Rtl Rh 
" 
Cs Ba La Hf Ta w Re Os Ir 
. 
Além disso, mais 23 elementos foram encontrados em di-
versos organismos vivos. Cinco são necessários a todos os 
orgél.nisrnos.: Ca2+, c1-, Mg2+, K:+ e Na+. Íons de cálcio, por 
exemplo, são necessáTios para a formação óssea e pela trans-
missão de sinais no sistema nervoso, como os que provocam 
a contração dos músculos cardíacos fazendo o coração bater. 
Muitos outros elementos são importantes em qL1antidades 
muito peqt1enas, por isso são chama·dos n1icroelenzentos. Por 
exemplo, microqu.antidades de cobre são necessárias na nos-
sa dieta para auxiliar na síntes.e da hemoglobina. 
Figura 2.24 Os elementos e-ssenciais para a vida estão 
indicados por cores. O vermelho indica os seis elementos 
mais abundantes nos sistemas vivos (hidrogênio, carbono, 
nitrogênio, oxigênio, fósforo e enxofre). O azul indicq os 
próximos cinco elementos mais abundantes. O verde 
indica os elementos necessários somente em 
m icroq·ua ntidades. 
. 
He 
3A 4A .SA 6A 7A 
R e N o F Ne 
A1 Si F s Cl i\r 
10 lB 2B . 
Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 
Pd Ag Cà In 5~ Sb Te 1 Xe 
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 
i 
'· 
50 Química: a ciência central 
Os íons em compostos iônicos são arranjados em estruhITas tridimensionais. Os arranjos dos íbns Na+ e c1- no 
NaCl são mosh·ados na Figura 2.23. Como não existem moléculas de NaCl distintas, é possível escrever apenas 
uma fórmtlla mínima para essa substância. De fato, somen te fórmulas mínimas podem ser escritas para a maioria 
dos compostos iônicos. 
Podemos facilmente escrever a fórmula mínima para um composto iônicos.e conhe,cemos as cargas dos íons 
dos quais ele é constituído. Compostos químicos são sempre eletricamente ne11tros. Conseqüentemehte
1 
os íons 
em um composto iônico em geral ocorren1 em urna proporção tal que o total de cargas positivas é igual ao total de 
cargas negativas. Assim, existe um Na+ para cada c1- (dando NaCI)
1 
u,rn Ba2+ para dois c1- (dando BaCl
2
), e assim 
por diante. 
' 
A medida que considerar estes e outros exemplos, você ·verá que se as cargas no cátion e no ·ânion são iguais, o 
índice il-úerior em cada um deles será 1. Se as cargas não são iguais, a carga de um íon (sem sinal) se írans:tormatá 
no índice inferior do outro íon. Por exemplo, o composto iônico formado a partir de Mg ( o qual forma íons Mg2+) e 
N (o qual forma íons N3'-) é Mg
3
N 2: 
COMO FAZER 2.1 O 
Quais são as fórmulas mínimas dos compostos formados por (a) íons Al"' e c1-; (b) íons AJ3"' eo2-; (c) íons Mg2+ e N0
3
-? 
Solução (a) São necessários três íons cr para balancear a carga de um íon Al3+. Logo, a fórmula é A1Cl
3
• 
(b) São necessários dois íons Alh para balancear a carga de trêsíons 0 2- (isto é, a carga total positiva é 6+,,e.a carga total 
negativa é 6-). Logo, a fórmula éAl20 3. · 
(e) Necessita-se de dois íons N03- para balancear a carga de um íon Mg2+. A fórmula éMg(N03)2. Nesse caso, a fómula 
para a totalidade do íon poliatómico N03- tem de se.tincluídaentre Rarênteses para, deixar·clato que o índice inferior2 
aplica-se para todos os átomos daquele íon. 
PRATIQUE 
Escreva as fórmulas núnin1as para os compostos formados pelos seguintes íons: üü Na+ e PO: ; (b) Zn2+ e S0
4
2
-; (e) Fe3i-
e C032-. 
Resposta: Na3P04; (b) ZnS.O,i; (c) Fe2(C03) 3 • 
ldentifica·ção de padrões 
Alguém disse:que beber da fonte. do conhecimento em 
um etlilso de.química é 'b mesmo que beber dé·11:irl, extin_tor de 
ineên.â.io. Qe'.fato, o ,riítm.o podes algumas vezes parecer esti-
mulante. Qofu relação ao <.1ssunto, entretar1to, poden1co& nos 
perder nostâtos se não enxergilfilOS os padrõ.i;~s gerais. O va-
lor de·identificarpadrõese aprender regras e generalizaçõe_s 
é que eles nqs libert.él:rn de aprender (ou tentar decorar) 
muitos fatos individuais. 0& padrões e regras organizam as 
idéias, assim não nos'perclemós em detalhes. 
Muitos estudantes s-0'frem com a química porque não 
exergameomo os temas,se,cotr,elaecionàm, como as idéias 
se associan1. Eles, p0.tf<:l-in:t<;>, f:r:àtam qualqtter ideia ou 
pr oblema como único em v~z cl:e tr:afá-1o como um exem-
plo 01:1 aplicação de uma regra geral, procedíme;nto ou 
afinídaâ;~. Comece a perceber a estrutura do tema. Preste 
atenção nas·tend,ências e regras q..ue são dadas para resu-
mir um :grande núrn.eto d:e informações. P_etceba, por 
ex~mplo, como a estr.ut:ata atômica n os ajud-a à entender 
a existência de isófopos ('como ve:rificado na Tahela2.2) e 
como a: tabela periódica nos. áuxilia a lemJJrar as c;argas 
dos . .íons (co,mo observado na Figura ,2,.22). Voe:~ se sur-
preenc::lerá: oh~er-vando padrões qt1e· ainàa nãb fo.ram es-
miuçàdos. Talvez µão tê-nJ,.a qbs~rv~d~o ·c~rtas t.endê.ncias 
nas fórmulas qúfnücas. Exatninand~o a ta:lJela periódica a 
partir do elemento 11 (Na)~ encontramos que 0s elemen-
tos .f0,rma·111 c0mpost0s com o F tendo as sêguintes c0m-
poáíçõés: NitF, MgF2 e AlF3: Jiss,a tendência continua? 
Existe S'í:F 4,,PE5,, SF 6? De faté ele$ existén;t. Se v ocê -as.simi-
lar uma t,,endência como esta a pàtfi:r de u:tna parte .da irt-
f0rihaqã,.Q vista até ·agor;a:, então voeê estará à frente n·o 
jbgo ·~ Já se encórt.tra:râ prewarado para alguns, temas que 
abotdaremos em capítulos po~terio±es. 
Capítulo 2 
, 
Atomos, moléculas e íons 51 
.8 Nomenclatura de compostos inorgânicos 
Para encontrar informações sobre determinada substância, você tem de saber sua fórmttla quúnica e seu nome. 
:. 11.omes e fórmulas dos compostos são linguagens essenciais na química. O ato de dar 11ome às substâncias é cha-
.a.do nomenclatura química, das palavras latinas non1en (nomes) e calare (chamar). 
Existem att1almente mais de 19 milhões de substânciasquímicas cor1hecidas. Dar nome a todas elas seria uma tare-
iesesperadamente complicada se cada tuna tivesse um nome independente das outras. Muitas substâncias impor-
.::::-.res co11hecidas há muitos anos, como a água (H?O) e a amônia (NH3) , têm nomes tradicionais e individuais 
.:-.::lhecidos como nomes "comuns"). Para a maioria das substâncias, entretanto, contamos com um conjunto de regras 
--::,:emáticas que conduzem a um nome informativo e único para cada substância, baseado em sua composição. 
_.\s regras para a nomenclatura química baseiam-se na divisão das substâncias em diferentes categorias. A 
_ :m.cipal é entre compostos orgânicos e inorgânicos. Compostos orgânicos contêm carbono, em geral combinados 
_ ::ihidrogênio, oxigênio, nitrogênio ou enxofre. Todos os ot1tros são compostos inorgânicos. Os químicos mais anti-
-==~ associavam os compostos orgânicos a p lantas e atumais, e os compostos inorgânicos a matérias sem vida, pre-
!"C.._ifes no universo. Apesar dessa distinção entre matéria viv a e sem vida não ser mais pertinente, a classificação 
-.::-::re compostos orgânicos e inorgânicos continua sendo útil. Nesta seção abordaremos as regras básicas para dar 
- .::-:nes aos compostos inorgânicos. Entre eles abordaremos três categorias de 
_:t5tâncias: compostos iônicos, compostos molecttlares e ácidos. Apresenta-
==:ios também os nomes de alguns compostos orgânicos simples na Seção 2.9. 
ornes e fórmulas de compostos iônicos 
ATIVIDADES 
Nomeando cátions, Nomeando 
A • an1ons 
Lembre-se, conforme visto na Seção 2.7, de que compostos iônicos geralmente constituem-se de combinações 
:;6rtlcas de metais e não-metais. Os metais formam os íons positivos, e os não-metais, os negativos. Examinemos a 
.__,._,~ ;:nenclatura dos íons positivos e, em seguida, a dos íons negativos. Depois d isso, abordaremos a forma de agru-
.:..:- os nomes dos íons para identificar o composto iônico como 1.1m todo. 
/ 
1. Ions positivos (cátions) 
(a) Os cátions formados de átomos de um metal têm o mesmo nome do metal. 
Na+ íon sódio Zn2+ íon zinco Al3+ íon alumínio 
/ 
Ions formados a partir de um único átomo são chamados íons monoatômicos. 
(b) Se um metal pode formar cátions de diferentes cargas, a carga positiva é it1dicada pelo número romano 
entre parênteses depois do nome do metal. 
Fe2 ... íon ferro(IJ) Cu+ íon cobre(!) 
, 
Fe3- íon ferro(III) Cu2.._ íon cobre(Il) 
Ions com diferentes cargas exibem diversas propriedades e cor (Fi-
gura 2.25). 
A maioria dos metais com cargas variáveis são metais de transição, 
elementos que aparecem no bloco intermediário dos grupos 3B e 
2B na tabela periódica. As cargas desses íons são indicadas pelos 
números romanos. Os íons metálicos comuns que não têm cargas 
variáveis são os íons do grupo lA (Li+, Na+, K+ e Cs+) e do grupo 2A 
(Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+), bem como o Al3+ (grupo 3A) e dois íons de 
metal de transição Ag+ (grupo lB) e Zn2+ (grupo 2B). As cargas não 
são mostradas explicitamente quando damos nomes a esses íons. 
Se você está em dúvida sobre se um metal forma mais de um tipo 
de cátion, indique a carga usat1do números romanos. Nunca ?erá 
errado indicar a carga, mesmo que seja desnecessário. 
Um método mais antigo e ainda muito utilizado para distinguir 
entre dois íons de um metal carregados diferentemente é adicionar 
a terminação -oso ou -ico. Essas terminações representam as cargas 
mais baixas e mais altas dos íons de trm metal, respectivamente. 
Elas são adicionadas à raiz dos nomes latinos dos elementos: 
Fe2+ íon ferroso Cu+ íon cuproso 
Fe3+ íon férrico Cu2+ íon cúprico 
Apesar de raramente usarmos esses nomes mais antigos neste li-
vro, você poderá enco11trá-los em outros lugares. 
Figura 2.25 Compostos de íons 
do mesmo elemento, mas com 
diferentes cargas podem variar 
bastante na aparência. As duas 
substâncias mostradas são sais 
complexos de ferro com íons K+ e 
CN-. O da esquerda é o ferrocianeto 
de potássio, que contém Fe(II) 
ligado a íons CN-. O da direita é o 
ferricianeto de potássio, que 
contém Fe(III) ligado a íons CN-. As 
duas substâncias são muito 
utilizadas em cópias heliográficas e 
outros processos de matizes. 
, 
,, 
' 
1 
• 
t 
1 
11' ' .. 
" ~ 
52 Química: a ciência centr:al 
(e) Cátions formados por átomos não-metálicos têm nomes terminados em - ônio: 
NH4 + íon amônio H 30+ íon hidrônlo 
Esses dois íons são os únicos do tipo que e11contraremos com freqüência neste livro. Eles são ambos po-
liatô1nicos ( compostos por muitos átomos). A grande maioria dos cá tions é íon metálico monoa tômico. 
Os nomes e fórmulas ·de algtins dos cátions mais comuns estãb relacionados na Tabela 2.4 e também en-
contram-se mcluídos na tabela de íons comuns no encarte deste livro. Os íons relacionados à esquerda 
são íons monoatômicos que não apresentam cargas variáveis. Os relacionados à direita são cátions po-
liatômicos ou com cargas vàriáveis. O íon Hg2 
2
+ é smgular porque é metálico e não é monoatômico. É cha-
n1ado íon mercúrio (I) porque peide ser imaginado co1no dois íons Hg + unidós. 
TABELA 2.4 Cátions comuns 
Ciirga Fórmula Nome Fórmula Nom.e 
1+ 1-:r Íon hidrogênio NH+ ., Ion amônio 4 
Li+ Íon lítio Cu + Íon cobre(I) ou cuproso 
N a+ Ío11sódio 
K+ , Ion potássio 
Cs+ Íon césio 
+ Ag Í.on prata 
2+ ✓ Co2+ Íon tobalto(II) ou cobaltoso "+ Ma Ion magnésio b 
Ca2+ 
, e ?+ Íon cobre(II) ou cúprico 1011 éák:io ll-
. 2:+ , 
Fei+ Íon ferro(II) ou férrico Sr Ion estrôncio 
Ba2+ , Mn2+ Íon manganês(II) ou manganoso Ion bário 
Znz+ 
, 
2+ , Ion zinco Hg2 Ion mercúrio(I) ou meTcuroso 
Cd2+ Íon cádmio H :i+ Íon mercúrio(II) ou mercúrico g-
Ni2+ Íon níquel(II) ou niqueloso 
Pb2+ Íon êhumbo(II) ou plumboso 
2+ Sn Íon estanho(II) ou estanosb 
3+ AIS+ Íon alunúnio Cr3+ Íon crom:p(JII) ou crômico 
Fe3+ Íon ferro(III) ou férrico 
, 
2. Ions negativos (ânions) 
A . 
(a) Anions monoatômicos ( wn átomo) têm nomes formados pela substitt1ição da terminação do nome do 
elemento por -eto*: 
Ir íon hidteto 0 2- íon óxido N~ íon nitreto 
Alguns âlúons poliatômicos simples também têm seus nomes tetn:únadós em -ide: 
OK íon hidróxido CW íon cianeto 0
2
2
- íon peróxido 
(b) Ânions políat8micos (n1uitos átomos) contendo oxigênio têm seus·nornes terminando enz-ato ou ~ito. Esses ânions 
são chamados oxiânions. A terminação -ato é usada para a maioria dos oxiânions comut1s de um elemento. 
A terminação -ito é usada para um oxiânion que tem a mesma carga; mas um átomo de O a menos: 
N03- íon nitrato S04
2
- íon sulfato 
N02- íon nitrito S03 
2
- íon sulfi to 
Os prefixos são usados quando uma série de oxiânions de urn elemento-se amplia para quatro membros, como no caso 
dos halogênios. O prefixo per- indica um átomo de O a mcüs que o oxiânion ter-
minado em -ato; o prefixo hipo- indica um átomo de O a me110s que o oxiâ1úon 
termi11ado em -ito: 
* 
ATiVLDADES 
Nonfeando ·duas s.éries de dois 
o◊iâni9ns, Nomeando uma série 
de quatro oxiânions 
Em português, os monoânions de oxigênio e os ânions poliatômicos OI-r e o/-não seguem esta re.gra. Utiliza-se o termo óxido 
para o 0
2
-,Judróxido pata o OI-r e peróxido para o/ -(N. do T.). 
~ 
Anion 
sin1ples .. 
_ ___ eto 
(cloreto, Cl-) 
+ átomo de O 
, 
Capítulo 2 Aton10s, moléculas e íons 53 
-átomo de O - átomo de O 
= L 
Oxiânions 
1 ___ _ ato 
( clorato1 Cl03-) 
_ _ _ _ ito 
(clorito, c102- ) 
hypo. _ _ ito 
(hipoclorito, c10-) 
L 
Oxiânion 
comum 
ou típico 
= gura 2.26 Um resumo dos procedimentos para dar nomes aos ânions. A raiz do nome (como por exemplo "clor" para 
= :;:o) fica em branco. 
Cl0
4
- íon perclorato (um átomo de O a mais do que o clorato) 
Cl03- íon clorato 
Cl0
2
- íon clarito (um átomo de O a menos do que o clorato) 
cio- íon lupocloríto (um átomo de O a menos qt1e o clorito) 
Se você aprender as regras que acabamos de apresentar, será necessário saber o nome de apenas um 
oxiânio11 em uma série para deduzir os nomes para os outros membros. Essas regras estão resumidas 
na Figura 2.26. 
(e) Ânions derivados da adição