Apostila Química

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ÍNDICE
MARINHA DO BRASIL
Aprendizes Marinheiros
067DZ-S9
EDITAL Nº 005/2019
CIÊNCIAS: QUÍMICA
FUNDAMENTOS DA QUÍMICA – Propriedades da matéria; mudanças de estado físico; classificação de misturas; fracionamento de 
misturas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 01
ATOMÍSTICA – Modelos atômicos; estrutura do átomo; isótopos, isóbaros, isótonos e isoeletrônicos. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 06
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS – Organização e distribuição dos elementos químicos em grupos e períodos na tabela 
periódica; . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15
LIGAÇÕES QUÍMICAS – Ligações iônicas, moleculares e metálicas: características e propriedades dos compostos. . . . . . . . . . . . . . 19
FUNÇÕES INORGÂNICAS – Ácidos, bases, sais e óxidos: classificação, nomenclatura e propriedades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
FUNDAMENTOS DA QUÍMICA – PROPRIEDADES DA 
MATÉRIA; MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO; CLASSIFICA-
ÇÃO DE MISTURAS; FRACIONAMENTO DE MISTURAS. 
Substância e Mistura
Analisando a matéria qualitativamente (qualidade) chama-
mos a matéria de substância.
Substância – possui uma composição característica, deter-
minada e um conjunto definido de propriedades.
Pode ser simples (formada por só um elemento químico) ou 
composta (formada por vários elementos químicos).
Exemplos de substância simples: ouro, mercúrio, ferro, zinco.
Exemplos de substância composta: água, açúcar (sacarose), 
sal de cozinha (cloreto de sódio).
Mistura – são duas ou mais substâncias agrupadas, onde a 
composição é variável e suas propriedades também.
Exemplo de misturas: sangue, leite, ar, madeira, granito, 
água com açúcar.
Corpo e Objeto
Analisando a matéria quantitativamente chamamos a ma-
téria de Corpo.
Corpo - São quantidades limitadas de matéria. Como por 
exemplo: um bloco de gelo, uma barra de ouro.
Os corpos trabalhados e com certo uso são chamados de 
objetos. Uma barra de ouro (corpo) pode ser transformada em 
anel, brinco (objeto).
Fenômenos Químicos e Físicos
Fenômeno é uma transformação da matéria. Pode ser quí-
mica ou física.
Fenômeno Químico é uma transformação da matéria com 
alteração da sua composição. 
Exemplos: combustão de um gás, da madeira, formação da 
ferrugem, eletrólise da água.
Química – é a ciência que estuda os fenômenos químicos. 
Estuda as diferentes substâncias, suas transformações e como 
elas interagem e a energia envolvida.
Fenômenos Físicos - é a transformação da matéria sem alte-
ração da sua composição.
Exemplos: reflexão da luz, solidificação da água, ebulição do 
álcool etílico.
Física – é a ciência que estuda os fenômenos físicos. Estuda 
as propriedades da matéria e da energia, sem que haja alteração 
química.
Propriedades da matéria
O que define a matéria são suas propriedades.Existem as 
propriedades gerais e as propriedades específicas.As proprie-
dades gerais são comuns para todo tipo de matéria e não per-
mitem diferenciar uma da outra. São elas: massa, peso, inércia, 
elasticidade, compressibilidade, extensão, divisibilidade, impe-
netrabilidade.
Massa – medida da quantidade de matéria de um corpo. 
Determina a inércia e o peso.
Inércia – resistência que um corpo oferece a qualquer ten-
tativa de variação do seu estado de movimento ou de repouso. 
O corpo que está em repouso, tende a ficar em repouso e o que 
está em movimento tende a ficar em movimento, com velocida-
de e direção constantes.
Peso – é a força gravitacional entre o corpo e a Terra.
Elasticidade – propriedade onde a matéria tem de retornar 
ao seu volume inicial após cessar a força que causa a compres-
são.
Compressibilidade – propriedade onde a matéria tem de 
reduzir seu volume quando submetida a certas pressões.
Extensão – propriedade onde a matéria tem de ocupar lu-
gar no espaço.
Divisibilidade – a matéria pode ser dividida em porções 
cada vez menores. A menor porção da matéria é a molécula, 
que ainda conserva as suas propriedades.
Impenetrabilidade – dois corpos não podem ocupar o mes-
mo espaço ao mesmo tempo.
As propriedades específicas são próprias para cada tipo de 
matéria, diferenciando-as umas das outras. Podem ser classifi-
cadas em organolépticas, físicas e químicas.
As propriedades organolépticas podem ser percebidas pe-
los órgãos dos sentidos (olhos, nariz, língua). São elas: cor, bri-
lho, odor e sabor.
As propriedades físicas são: ponto de fusão e ponto de ebu-
lição, solidificação, liquefação, calor específico, densidade ab-
soluta, propriedades magnéticas, maleabilidade, ductibilidade, 
dureza e tenacidade.
Ponto de fusão e ebulição – são as temperaturas onde a 
matéria passa da fase sólida para a fase líquida e da fase líquida 
para a fase sólida, respectivamente.
Ponto de ebulição e de liquefação – são as temperaturas 
onde a matéria passa da fase líquida para a fase gasosa e da fase 
gasosa para a líquida, respectivamente.
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
Calor específico – é a quantidade de calor necessária para 
aumentar em 1 grau Celsius (ºC) a temperatura de 1grama de 
massa de qualquer substância. Pode ser medida em calorias.
Densidade absoluta – relação entre massa e volume de um 
corpo.
d = m : V
 
Propriedade magnética – capacidade que uma substância 
tem de atrair pedaços de ferro (Fe) e níquel (Ni).
Maleabilidade – é a propriedade que permite à matéria ser 
transformada em lâmina. Característica dos metais.
Ductibilidade – capacidade que a substância tem de ser 
transformada em fios. Característica dos metais.
Dureza – é determinada pela resistência que a superfície 
do material oferece ao risco por outro material. O diamante é o 
material que apresenta maior grau de dureza na natureza.
Tenacidade – é a resistência que os materiais oferecem ao 
choque mecânico, ou seja, ao impacto. Resiste ao forte impacto 
sem se quebrar.
As propriedades químicas são as responsáveis pelos tipos 
de transformação que cada substância é capaz de sofrer. Estes 
processos são as reações químicas. 
 
Mistura e Substância
Mistura – é formada por duas ou mais substâncias puras. 
As misturas têm composição química variável, não expressa por 
uma fórmula.
Algumas misturas são tão importantes que têm nome pró-
prio. São exemplos:
- gasolina – mistura de hidrocarbonetos, que são substân-
cias formadas por hidrogênio e carbono.
- ar atmosférico – mistura de 78% de nitrogênio, 21% de oxi-
gênio, 1% de argônio e mais outros gases, como o gás carbônico.
- álcool hidratado – mistura de 96% de álcool etílico mais 
4% de água.
Substância – é cada uma das espécies de matéria que cons-
titui o universo. Pode ser simples ou composta.
Sistema e Fases
Sistema – é uma parte do universo que se deseja observar, 
analisar. Por exemplo: um tubo de ensaio com água, um pedaço 
de ferro, uma mistura de água e gasolina, etc.
Fases – é o aspecto visual uniforme.
As misturas podem conter uma ou mais fases.
Mistura Homogênea – é formada por apenas uma fase. 
Não se consegue diferencias a substância.
Exemplos: 
- água + sal 
- água + álcool etílico
- água + acetona
- água + açúcar 
- água + sais minerais
Mistura Heterogênea – é formada por duas ou mais fases. 
As substâncias podem ser diferenciadas a olho nu ou pelo mi-
croscópio. 
Exemplos: 
- água + óleo 
- granito
- água + enxofre
- água + areia + óleo
Os sistemas monofásicos são as misturas homogêneas.
Os sistemas polifásicos são as misturas heterogêneas. Os 
sistemas homogêneos, quando formados por duas ou mais 
substâncias miscíveis (que se misturam) umas nas outras cha-
mamos de soluções.
São exemplos de soluções: água salgada, vinagre, álcool hi-
dratado.
Os sistemas heterogêneos podem ser formados por uma 
única substância,porém em várias fases de agregação (estados 
físicos).
Exemplo: Água líquida, sólida (gelo),vapor
Separação de mistura
Os componentes das misturas podem ser separados. Há al-
gumas técnicas para realizar a separação de misturas. O tipo de 
separação depende do tipo de mistura.
Alguns dos métodos de separação de mistura são: catação, 
levigação, dissolução ou flotação, peneiração, separação magné-
tica, dissolução fracionada, decantação e sedimentação, centri-
fugação, filtração, evaporação, destilação simples e fracionada e 
fusão fracionada.
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
Separação de Sólidos
Para separar sólidos podemos utilizar o método da catação, 
levigação, flotação ou dissolução, peneiração, separação magné-
tica, ventilação e dissolução fracionada.
- CATAÇÃO – consiste basicamente em recolher com as 
mãos ou uma pinça um dos componentes da mistura.
Exemplo: separar feijão das impurezas antes de cozinhá-los.
- LEVIGAÇÃO – separa substâncias mais densas das menos 
densas usando água corrente. 
Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar 
ouro (mais denso) da areia (menos densa).
- DISSOLUÇÃO OU FLOCULAÇÃO – consiste em dissolver a 
mistura em solvente com densidade intermediária entre as den-
sidades dos componentes das misturas.
Exemplo: serragem + areia 
Adiciona-se água na mistura. A areia fica no fundo e a ser-
ragem flutua na água.
- PENEIRAÇÃO – separa sólidos maiores de sólidos menores 
ou ainda sólidos em suspensão em líquidos.
Exemplo: os pedreiros usam esta técnica para separar a 
areia mais fina de pedrinhas; para separar a polpa de uma fruta 
das suas sementes, como o maracujá.
Este processo também é chamado de tamização.
- SEPARAÇÃO MAGNÉTICA – usado quando um dos compo-
nentes da mistura é um material magnético. 
Com um ímã ou eletroímã, o material é retirado. 
Exemplo: limalha de ferro + enxofre; areia + ferro
- VENTILAÇÃO – usado para separar dois componentes só-
lidos com densidades diferentes. É aplicado um jato de ar sobre 
a mistura. 
Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta; 
arroz + palha.
- DISSOLUÇÃO FRACIONADA - consiste em separar dois 
componentes sólidos utilizando um líquido que dissolva apenas 
um deles. 
Exemplo: sal + areia 
Dissolve-se o sal em água. A areia não se dissolve na água. 
Pode-se filtrar a mistura separando a areia, que fica retida no 
filtro da água salgada. Pode-se evaporar a água, separando a 
água do sal
Separação de Sólidos e Líquidos
Para separar misturas de sólidos e líquidos podemos utilizar 
o método da decantação e sedimentação, centrifugação, filtra-
ção e evaporação.
- SEDIMENTAÇÃO – consiste em deixar a mistura em repou-
so até o sólido se depositar no fundo do recipiente. 
Exemplo: água + areia
 - DECANTAÇÃO – é a remoção da parte líquida, virando cui-
dadosamente o recipiente. Pode-se utilizar um funil de decanta-
ção para remover um dos componentes da mistura. 
Exemplo: água + óleo; água + areia
- CENTRIFUGAÇÃO – é o processo de aceleração da sedi-
mentação. Utiliza-se um aparelho chamado centrífuga ou cen-
trifugador, que pode ser elétrico ou manual. 
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
Exemplo: Para separar a água com barro.
 
- FILTRAÇÃO – processo mecânico que serve para separar mistura sólida dispersa com um líquido ou gás. Utiliza-se uma superfície 
porosa (filtro) para reter o sólido e deixar passar o líquido. O filtro usado é um papel-filtro.
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
O papel-filtro dobrado é usado quando o produto que mais interessa é o líquido. A filtração é mais lenta.
O papel-filtro pregueado produz uma filtração mais rápida e é utilizada quando a parte que mais interessa é a sólida.
Exemplo: água + areia
- EVAPORAÇÃO – consiste em evaporar o líquido que está misturado com um sólido.
Exemplo: água + sal de cozinha (cloreto de sódio).
Nas salinas, obtém-se o sal de cozinha por este processo. Na realidade, as evaporações resultam em sal grosso, que se for puri-
ficado torna-se o sal refinado (sal de cozinha), que é uma mistura de cloreto de sódio e outras substâncias que são adicionadas pela 
indústria.
Separação de Misturas Homogêneas
Para separar os componentes das substâncias de misturas homogêneas usamos os métodos chamados defracionamento, que se 
baseiam na constância da temperatura nas mudanças de estados físicos. São eles: destilação e fusão.
- DESTILAÇÃO – consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de ebulição diferentes. Os líquidos devem ser miscíveis entre si. 
Exemplo: água + álcool etílico; água + sal de cozinha
O ponto de ebulição da água é 100°C e o ponto de ebulição do álcool etílico é 78°C. Se aquecermos esta mistura, o álcool ferve pri-
meiro. No condensador, o vapor do álcool é resfriado e transformado em álcool líquido, passando para outro recipiente, que pode ser 
um frasco coletor, um erlenmeyer ou um copo de béquer. E a água permanece no recipiente anterior, separando-se assim do álcool. 
Para essa técnica, usa-se o aparelho chamado destilador, que é um conjunto de vidrarias do laboratório químico. Utiliza-se: ter-
mômetro, balão de destilação, haste metálica ou suporte, bico de Bunsen, condensador, mangueiras, agarradores e frasco coletor.
Este método é a chamada Destilação Simples.
Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada para separar misturas de dois ou mais líquidos. As tor-
res de separação de petróleo fazem a sua divisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás natural, querosene, piche. 
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
As substâncias devem conter pontos de ebulição diferentes, mas com valores próximos uns aos outros.
Fonte: http://www.infoescola.com/Modules/Articles/Images/destilacao-simples.gif
FUSÃO FRACIONADA – separa componentes de misturas homogêneas de vários sólidos. Derrete-se a substância sólida até o seu 
ponto de fusão, separando-se das demais substâncias.
Exemplo: mistura sólida entre estanho e chumbo. 
O estanho funde-se a 231°C e o chumbo, a 327°C. Então, funde-se primeiramente o estanho.
Energia
Energia é algo um pouco mais complicado de definir do que foi a matéria. Esta, ao contrário da matéria, não tem peso, e somente 
é possível medir quando for transformada, ou ao ser liberada ou absorvida. Ela não possui unidades físicas próprias, sendo expressa 
em termos das unidades de trabalho que realiza. Com isso, podemos ter uma definição mais simples: energia nada mais é do que a 
capacidade de realizar trabalho. De acordo com a lei da conservação da energia, esta não pode ser criada nem destruída, portanto 
somente se transformará.
É a partir da energia, ainda, que é possível modificar a matéria, anular ou provocar movimentos e causar deformações. Existem 
algumas formas de energia. De acordo com a lei da conservação da energia, esta não pode ser criada nem destruída.
Formas de energia
Energia cinética: associada ao movimento. Esta depende da massa e da velocidade de um corpo.
Energia potencial: encontra-se armazenada em um sistema e pode ser usada a qualquer momento. São elas a energia potencial 
gravitacional – relacionada a altura de um corpo em relação a um determinado nível de referência – e a energia potencial elástica, 
relacionada a uma mola ou a um corpo elástico.
Energia mecânica total: a energia mecânica total e dada pela soma das energias cinética e potencial.
ATOMÍSTICA – MODELOS ATÔMICOS; ESTRUTURA DO ÁTOMO; ISÓTOPOS, 
ISÓBAROS, ISÓTONOS E ISOELETRÔNICOS.
A estrutura atômica é composta por três partículas fundamentais: prótons (com carga positiva), nêutrons (partículas neutras) e 
elétrons (com carga negativa).
Toda matéria é formada de átomo sendo que cada elemento químico possui átomos diferentes.
A eletricidade chega às nossas casas através de fios e da movimentação de partículas negativas que fazem parte dos elétrons, que 
circulam pelos fios.
Modelos Atômicos
Os modelos atômicos são os aspectos estruturais dos átomos que foram apresentados por cientistas na tentativa de compreender 
melhor o átomo e a sua composição.
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
Em 1808, o cientista inglêsJohn Dalton propôs uma explica-
ção para a propriedade da matéria. Trata-se da primeira teoria 
atômica que dá as bases para o modelo atômico conhecido atu-
almente.
A constituição da matéria é motivo de estudos desde a an-
tiguidade. Os pensadores Leucipo (500 a.C.) e Demócrito (460 
a.C.) formularam a ideia de haver um limite para a pequenez das 
partículas.
Eles afirmavam que elas se tornariam tão pequenas que 
não poderiam ser divididas. Chamou-se a essa partícula última 
de átomo. A palavra é derivada dos radicais gregos que, juntos, 
significam o que não se pode dividir.
O Modelo Atômico de Dalton
Modelo atômico de Dalton
O Modelo Atômico de Dalton, conhecido como o modelo 
bola de bilhar, possui os seguintes princípios:
1. Todas as substâncias são formadas de pequenas partícu-
las chamadas átomos;
2. Os átomos de diferentes elementos têm diferentes pro-
priedades, mas todos os átomos do mesmo elemento são exa-
tamente iguais;
3. Os átomos não se alteram quando formam componentes 
químicos;
4. Os átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo 
ser criados nem destruídos;
5. As reações químicas correspondem a uma reorganização 
de átomos.
Modelo Atômico de Thomson
Modelo Atômico de Thomson
O Modelo Atômico de Thomson foi o primeiro a realizar a 
divisibilidade do átomo. Ao pesquisar sobre raios catódicos, o 
físico inglês propôs esse modelo que ficou conhecido como o 
modelo pudim de ameixa.
Ele demonstrou que esses raios podiam ser interpretados 
como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elé-
trica negativa.
Em 1887, Thomson sugeriu que os elétrons eram um cons-
tituinte universal da matéria. Ele apresentou as primeiras ideias 
relativas à estrutura interna dos átomos.
Thomson indicava que os átomos deviam ser constituídos 
de cargas elétricas positivas e negativas distribuídas uniforme-
mente.
Ele descobriu essa mínima partícula e assim estabeleceu a 
teoria da natureza elétrica da matéria. Concluiu que os elétrons 
eram constituintes de todos os tipos de matéria, pois observou 
que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qual-
quer gás empregado em suas experiências.
Em 1897, Thomson tornou-se reconhecido como o “pai do 
elétron”.
Modelo Atômico de Rutherford
Modelo atômico de Rutherford
Em 1911, o físico neozelandês Rutherford colocou uma fo-
lha de ouro bastante fina dentro de uma câmara metálica. Seu 
objetivo era analisar a trajetória de partículas alfa a partir do 
obstáculo criado pela folha de ouro.
Nesse ensaio de Rutherford, observou que algumas partícu-
las ficavam totalmente bloqueadas. Outras partículas não eram 
afetadas, mas a maioria ultrapassava a folha sofrendo desvios. 
Segundo ele, esse comportamento podia ser explicados graças 
às forças de repulsão elétrica entre essas partículas.
Pelas observações, afirmou que o átomo era nucleado e sua 
parte positiva se concentrava num volume extremamente pe-
queno, que seria o próprio núcleo.
O Modelo Atômico de Rutherford, conhecido como modelo 
planetário, corresponde a um sistema planetário em miniatura, 
no qual os elétrons se movem em órbitas circulares, ao redor 
do núcleo.
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
Modelo de Rutherford – Bohr
Modelo Atômico de Rutherford-Bohr
O modelo apresentado por Rutherford foi aperfeiçoado por 
Bohr. Por esse motivo, o aspecto da estrutura atômica de Bohr 
também é chamada de Modelo Atômico de Bohr ou Modelo 
Atômico de Rutherford-Bohr.
A teoria do físico dinamarquês Niels Bohr estabeleceu as 
seguintes concepções atômicas:
1. Os elétrons que giram ao redor do núcleo não giram ao 
acaso, mas descrevem órbitas determinadas.
2. O átomo é incrivelmente pequeno, mesmo assim a maior 
parte do átomo é espaço vazio. O diâmetro do núcleo atômico 
é cerca de cem mil vezes menor que o átomo todo. Os elétrons 
giram tão depressa que parecem tomar todo o espaço.
3. Quando a eletricidade passa através do átomo, o elétron 
pula para a órbita maior e seguinte, voltando depois à sua órbita 
usual.
4. Quando os elétrons saltam de uma órbita para a outra 
resulta luz. Bohr conseguiu prever os comprimentos de onda a 
partir da constituição do átomo e do salto dos elétrons de uma 
órbita para a outra.
ÁTOMO
Toda matéria é formada por partículas muito pequenas. Es-
sas partículas chamamos de átomo.
ÁTOMO – É uma partícula indivisível.
Há cerca de 2,5 mil anos, o filósofo grego Demócrito disse 
que se dividirmos a matéria em pedacinhos cada vez menores, 
chegaremos a grãozinhos indivisíveis, que são os átomos (a = 
não e tomo = parte). Em 1897, o físico inglês Joseph Thompson 
(1856-1940) descobriu que os átomos eram divisíveis: lá dentro 
havia o elétron, partícula com carga elétrica negativa.
Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) 
mostrou que os átomos tinham uma região central compacta 
chamada núcleo e que lá dentro encontravam-se os prótons, 
partículas com carga positiva.
Fonte: http://static.hsw.com.br/gif/atom-rutherford.jpg
 
Em 1932, o físico inglês James Chadwick (1891-1974) des-
cobriu o nêutron, partícula neutra, companheira do próton no 
núcleo atômico.
No início dos anos 60, os cientistas já achavam que prótons 
e nêutrons eram formados por partículas ainda menores. Mur-
ray Gell-Mann, nascido em 1929 sugere a existência dos quarks, 
que seriam essas partículas menores. Os quarks são mantidos 
juntos por outras partículas denominadas gluons.
Acreditava-se, na Antiguidade, que os átomos eram indivi-
síveis e maciços. No século XX ficou provado que os átomos são 
formados por outras partículas. São três partículas fundamen-
tais: elétrons, prótons e nêutrons.
O átomo se divide em duas partes: o núcleo e a eletrosfera. 
Os prótons e nêutrons ficam no núcleo do átomo e os elétrons 
ficam na eletrosfera.
Fonte: http://www.infoescola.com/Modules/Articles/Images/
full-1-3d6aba4843.jpg
Essas partículas são caracterizadas pelas suas cargas elétri-
cas. O elétron tem carga -1 e massa desprezível (sendo apro-
ximadamente 1/1836 a massa do próton). A massa do próton 
seria então igual a 1 e a carga +1. O nêutron não possui carga 
elétrica e sua massa é igual a do próton.
Observe a tabela entre as relações de massa das partículas 
fundamentais do átomo. Adota-se como padrão o próton com 
massa igual a 1:
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
PARTÍCULA MASSA CARGA ELÉTRICA
p 1 +1
n 1 0
é 1/1836 -1
Note que a massa do elétron é 1.836 vezes menor que a do próton, por isso desconsidera-se a sua massa.
Tamanho do Átomo
O tamanho do átomo é medido em angstrons (Å).
1 angstron = 10-10metros
O diâmetro médio do núcleo de um átomo fica entre 10-4 Å e 10-5 Å e o da eletrosfera é de 1Å. 
A eletrosfera de um átomo é entre 10000 e 100000 vezes maior que o seu núcleo. Essa diferença de tamanho nos leva a admitir 
que o átomo é quase feito de espaço vazio.
Em termos práticos, se o núcleo tivesse o tamanho de uma bola de tênis, o primeiro elétron estaria a uma distância de 1 km.
Camadas Eletrônicas / Níveis de Energia
Na eletrosfera, os elétrons giram em torno do núcleo ocupando o que chamamos de NÍVEIS DE ENERGIA ou CAMADAS ELETRÔ-
NICAS. Cada nível possui um número inteiro de 1 a 7 ou pelas letras maiúsculas K,L,M,N,O,P,Q. Nas camadas, os elétrons se movem e 
quando passam de uma camada para outra absorvem ou liberam energia.
Quando um elétron salta para uma camada mais interna ele libera energia.
Quando um elétron salta para uma camada mais externa ele absorve energia.
A energia emitida é em forma de luz. Chamamos essa energia de “quantum” de energia. O “quantum” também é chamado de 
fóton.
Cada camada eletrônica pode conter certo número máximo de elétrons.
Observe a tabela:
NOME DA CAMADA NÍVEL Nº MÁX. DE É NA CAMADA
K 1 2
L 2 8
M 3 18
N 4 32
O 5 32
P 6 18
Q 7 8
O número de camadas ou níveis de energia varia de acordo com o número de elétrons de cada átomo.
Em todo átomo (exceto o paládio – Pd) o número máximo de elétrons em uma camada K só suporta 2 elétrons.
A penúltima camada deve ter no máximo 18 elétrons.
Para os átomos com mais de 3 camadas,enquanto a penúltima não estiver com 18 elétrons, a última terá no máximo 2 elétrons.
Observe algumas distribuições:
H (hidrogênio) nº de é = 1 K=1
K (potássio) nº de é = 19 K = 2 L=8 M = 8 N = 1
Be (berílio) nº de é = 4 K = 2 L = 2
Zr (zircônio) nº de é = 40 K = 2 L = 8 M = 18 N = 10 O = 2
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
Número Atômico (Z)
Cada átomo possui o seu número atômico. Ele indica o nú-
mero de elétrons e prótons do átomo. Se ele estiver com sua 
carga elétrica zero ele está neutro, ou seja, é um átomo neutro.
O número atômico é indicado pela letra (Z).
Número Atômico é o número de prótons e elétrons (átomo 
neutro) que existem no átomo.
Exemplos:
Na (sódio) Z=11
He (hélio) Z=2
V (vanádio) Z=23
Br (bromo) Z=84
Po (polônio) Z=84
Pode-se dizer que o número atômico é igual ao número de 
prótons do núcleo. Se o átomo for neutro, é igual ao número de 
elétrons também.
Z = p = é
Número de Massa (A)
Número de massa é o peso do átomo. É a soma do número 
de prótons (Z) e de nêutrons (n) que existem num átomo.
A = p + n ou A = Z + n
É este número que informa se o átomo é mais “leve” ou 
mais “pesado”. São os prótons e nêutrons quem dão a massa 
do átomo, já que os elétrons são muito pequenos, com massa 
desprezível em relação a estas partículas.
Exemplos:
Na (sódio) A = 23
Se o Na tem A = 23 e Z = 11, qual o número de n (nêutrons)?
A = 23
Z = p = é 
A = p + n
23 = 11 + n
n = 12 
A partir do Z, temos o número de prótons e de elétrons do 
átomo. A partir da fórmula A = p + n, isolamos o n para achá-lo, 
substituindo o A e o p na fórmula. Então podemos utilizar tam-
bém a fórmula:
n = A – p
Observe o modelo:
a) K (potássio) 
A = 39
Z = 19
p = 19
é = 19
n = 20
Encontramos estes valores na Tabela Periódica dos Elemen-
tos. Toda tabela possui a sua legenda informando o número atô-
mico e o número de massa. Aplicando a fórmula correta, conse-
guimos encontrar o valor de nêutrons.
ÍON
O átomo que possui p = é, ou seja, o número de prótons 
igual ao número de elétrons é eletricamente neutro.
Átomo neutro = p = é
Se o átomo tiver elétrons a mais ou a menos, então não 
será mais um átomo neutro. Este átomo passará a ser chamado 
de ÍON.
Íon = p ≠ é
Íon é um átomo que perde ou ganha elétrons. Ele pode ficar 
negativo ou positivo. Então:
Íon positivo (+) doa elétrons – íon cátion. Ex. Na+
Íon negativo (-) recebe elétrons – íon ânion. Ex. Cl-
Quando um cátion doa elétrons, ele fica positivo.
Quando um ânion ganha elétrons, ele fica negativo.
ISÓTOPO, ISÓBARO E ISÓTONO
Se observarmos o número atômico, número de massa e de 
nêutrons de diferentes átomos podemos encontrar conjuntos 
de átomos com outro número igual.
Os isótopos são átomos que possuem o mesmo número de 
prótons (p) e diferente número de massa (A).
Exemplo: o hidrogênio (H)
¹H ²H ³H
¹ ¹ ¹ 
hidrogênio deutério trítio 
Z = 1 Z = 1 Z = 1 
A = 1 A = 2 A = 3 
Este fenômeno é muito comum na natureza. Quase todos 
os elementos químicos naturais são formados por mistura de 
isótopos.
Os isóbaros são átomos que possuem o mesmo número de 
massa (A) e diferente número de prótons.
Exemplo:
40K 40Ca
19 20
A = 40 A = 40
Z = 19 Z = 20 
São átomos de elementos químicos diferentes, mas que 
tem o mesmo número de massa.
Os isótonos são átomos que possuem o mesmo número de 
nêutrons e com diferentes números de prótons e de massa. São 
átomos de diferentes elementos químicos.
Exemplo:
A = 37Cl A = 40Ca
Z = 17 Z = 20 
__________ __________
n = 20 n = 20
Os isótonos têm propriedades químicas e físicas diferentes.
Diagrama de Pauling
O diagrama de Pauling ou princípio de Aufbau nada mais é 
do que um método de distribuir os elétrons na eletrosfera do 
átomo e dos íons. Este método foi desenvolvido pelo físico ale-
mão Erwin Madelung (no Brasil, em muitos livros de química, o 
modelo é atribuído à Linus Pauling; entretanto, não há evidên-
cias de que tenha sido ele o criador desse método). Ele provou 
11
CIÊNCIAS: QUÍMICA
experimentalmente que os elétrons são dispostos nos átomos em ordem crescente de energia, visto que todas as vezes que o elétron 
recebe energia ele salta para uma camada mais externa a qual ele se encontra, e no momento da volta para sua camada de origem ele 
emite luz, em virtude da energia absorvida anteriormente. Baseado na proposição de Niels Borh de que os elétrons giram ao redor do 
núcleo, como a órbita dos planetas ao redor do sol.
Uma lâmpada fluorescente, por exemplo, ela contém uma substância química em seu interior, obviamente formada por átomos, 
os elétrons presentes na eletrosfera destes átomos, ao receber a energia elétrica são excitados, e começam a saltar para outras ca-
madas e ao retornarem emitem a luz.
Diagrama de Pauling
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d106p6 7s2 5f146d10 7p6 ... 
Ordem crescente de energia
Número Quântico Principal (n): também conhecido como nível energético são representados pelos números inteiros correspon-
dentes a:
• K= 1 s
• L= 2 s p
• M= 3 s p d
• N= 4 s p d f
• O= 5 s p d f g
• P= 6 s p d f g h
• Q= 7 s p d f g h i...
Número Quântico Azimutal(l): é comumente conhecido como subnível energético e representado pelas (“s, p, d, f,”...), respecti-
vamente, “s(Sharp), p(Principal), d(difuse) e f(fundamental)”. Os subníveis energéticos são formados por orbitais, que comportam 2 
elétrons com spins opostos segundo o Princípio da exclusão de Pauli.
12
CIÊNCIAS: QUÍMICA
• s²= 1 orbital e 2 spins
• p6= 3 orbitais e 6 spins
• d10= 5 orbitais e 10 spins
• f14= 7 orbitais e 14 spins
Número Quântico Magnético(m): o número quântico magnético é útil para identificação dos orbitais. Onde o orbital da direita 
tem valor (+) e os da esquerda valor (-). Por exemplo, utilizando o subnível f que possui um maior número de orbitais, temos:
Número Quântico de Spin (Ms): são representações em forma de seta dos elétrons distribuídos nos orbitais. O valor dos de cada 
spin é:
↑ Para cima é positivo Ms=+½(meio) e ↓ Para baixo é negativo e Ms=-½(meio) 
Exemplo: é necessário fazer a distribuição eletrônica do átomo de Praseodímio:
Passo 1: procurar o elemento na tabela periódica e observar seu número atômico.
Utilizando o diagrama de Pauling e seguindo pelas diagonais obtém-se:
No átomo de Pr as camadas possuem:
K=2 elétrons, L=8 elétrons, M=18 elétrons, N=21elétrons, O=8 elétrons e P=2 elétrons.
Passo 2: dispor os spins em orbitais(aqui representados pelos quadrinhos) sendo
13
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Para os íons a distribuição é diferente, visto que íons são átomos que possuem carga e são subdividos em Cátions - tem tendência 
de perder seus elétrons e Ânions – tem tendência de ganhar elétrons.
Para o Cátion de Pr+2 por exemplo, a distribuição passa a ser para 57 elétrons pois ele perde 2 em virtude de sua valência:
K=2 elétrons, L=8 elétrons, M=18 elétrons, N=19 elétrons, O=8 elétrons e P=2 elétrons.
Para um átomo de cloro, por exemplo, a distribuição é 17, porém para o ânion cloreto passa a ser de 18 elétrons por que ele ganha 
1 elétron:
17Cl:
1s2
2s2 2p6
3s2 3p5 ou 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
K=2, L=8 e M=7 elétrons
17Cl-1:
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p6 ou 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
K=2, L=8 e M=8 elétrons
14
CIÊNCIAS: QUÍMICA
É importante salientar que no texto acima existem reticências demonstrando a continuação das camadas, níveis, subníveis etc. 
Simplesmente por que Pauling seguiu o raciocínio de Mendeleyev, sabendo que novos elementos ainda serão descobertos e ocupa-
rão, por exemplo, a camada R nível 8 e subníveis s,p,d,f,g,h,i, j e assim por diante.
Princípio da Exclusão de Pauli
De acordo com a Química Quântica, para cada elétron em um átomo poderá ser associado um conjunto de valores referente aos 
quatro números quânticos, que determinarão a posição ocupada pelo elétron, incluindo o orbital, assim como a orientação em que 
executa seu movimento de rotação.
“Existe uma restrição, todavia, quanto aos valores que esses números podem ter. Esta restrição é o Princípio de Exclusão de 
Pauli, que estabelece que dois elétrons em um átomo não podem ter todos osquatro números quânticos iguais. Isto significa que, se 
escolhermos um conjunto particular de valores para n, l e ml correspondente a um orbital particular (por exemplo, n=1, l=0, ml=0; o 
orbital 1s), poderemos ter apenas dois elétrons com valores diferentes do número quântico de spin, ms (isto é, s= +1/2 ou s= -1/2). 
Com efeito, isso limita a dois o número de elétrons em um dado orbital, também requer que os spins destes dois elétrons estejam em 
direções opostas”.
Portanto, os valores dos quatro números quânticos podem ser atribuídos para cada elétron em um átomo, de acordo com as re-
gras precedentes e o Princípio da Exclusão de Pauli. Uma maneira objetiva de prever a localização provável de um elétron no interior 
de um átomo (sua camada, subcamada e orbital) é através de um conjunto matemático de valores denominado números quânticos.
a) NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
Representa a camada atômica em que o elétron se encontra. Seus valores são números inteiros positivos, sendo experimental-
mente determinado com variação de 1 a 7. Representa a distância média do elétron em relação ao núcleo do átomo, sendo assim, 
quanto maior for o valor de n mais afastado este elétron estará.
b) NÚMERO QUÂNTICO AZIMUTAL (l)
Representa a subcamada, assim, a forma do orbital. Pode apresentar valores inteiros de zero até n-1. Quando l=0, tem-se a sub-
camada s e forma simetricamente esférica para o orbital, l=1 designa uma subcamada p e um orbital apresentando uma forma típica 
de dois lobos de um orbital p. De forma idêntica, l=2 representa uma subcamada d e l=3 uma subcamada f.
c) NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (ml)
“O termo magnético é relativo ao fato de que os orbitais de uma dada subcamada possuem diferentes energias quantizadas, na 
presença de um campo magnético”. O valor deste número quântico oferece informações a respeito da orientação de um orbital no 
espaço. Para a subcamada s apresenta valor zero, para a subcamada p pode assumir valores inteiros no intervalo de –1 a +1, para a 
subcamada d valores de –2 a +2 e para a subcamada f valores de –3 a +3.
d) NÚMERO QUÂNTICO SPIN (ms)
O quarto número quântico, denominado muitas vezes apenas de spin, representa o eixo de rotação do elétron no orbital. Possui 
valor de +1/2 e –1/2, “sendo atribuido o primeiro a uma rotação em sentido anti-horário e o segundo em sentido horário”.
Na Tabela 1 há um sumário referente aos valores para os quatro números quânticos obtidos por algumas informações.
Nome Símbolo Característica especificada Informação fornecida Valores possíveis
Principal n Camada Distância média do 
núcleo
1, 2, 3, 4,...
Azimutal l Subcamada Forma do orbital 0, 1, 2,...(n-1)
Magnético ml Orbital Orientação do orbital -l, (-l+1),...0,...(l-1), l
Spin ms Spin Spin -1/2, +1/2
15
CIÊNCIAS: QUÍMICA
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS – ORGANIZAÇÃO E DISTRIBUIÇÃO 
DOS ELEMENTOS QUÍMICOS EM GRUPOS E PERÍODOS NA TABELA PERIÓDICA; 
Em Química, os critérios utilizados para a organização dos elementos químicos foram estabelecidos ao longo do tempo. No ano 
de 1869, Dimitri Mendeleev iniciou os estudos a respeito da organização da tabela periódica através de um livro sobre os cerca de 60 
elementos conhecidos na época, cujas propriedades ele havia anotado em fichas separadas. Ao trabalhar com esses dados ele per-
cebeu que organizando os elementos em função da massa de seus átomos, determinadas propriedades se repetiam diversas vezes, e 
com uma mesma proporção, portanto era uma variável periódica. Lembrando que periódico é tudo o que se repete em intervalos de 
tempo bem definidos, como é o caso das estações do ano e das fases da lua, por exemplo.
Ela foi criada com o intuito de organizar as informações já constatadas a fim de facilitar o acesso aos dados. Quando foi proposta 
muitos elementos ainda não haviam sido descobertos, muito embora seu princípio seja seguido até hoje com 118 elementos. Alguns 
outros modelos de tabela vêm sendo propostos, como por exemplo a que apresenta forma de espiral proposta por Philip Stewart com 
base na natureza cíclica dos elementos químicos, porém a mais utilizada ainda é a de Mendeleev.
Dimitri Ivanovich Mendeleev nasceu na Sibéria e era professor da Universidade de São Petersburgo quando descobriu a lei perió-
dica. O elemento de número atômico 101 da tabela periódica tem o nome em homenagem a ele, o Mendelévio.
A tabela tem os elementos químicos dispostos em ordem crescente de número atômico e são divididos em grupos (ou famílias) 
devido a características que são comuns entre eles. Cada elemento químico é representado por um símbolo, por exemplo a prata é 
representada por Ag devido a seu nome no latim argentum. Cada elemento possui ao lado de seu símbolo o número atômico e o 
número de massa.
Classificação dos elementos
• Metais: São bons condutores de calor e eletricidade. São sólidos nas CNTP (com exceção do mercúrio), além de maleáveis e 
dúcteis.
• Não metais: São maus condutores de corrente elétrica e calor. Podem assumir qualquer estado físico na temperatura ambiente.
• Gases nobres: Apresentam baixa reatividade, sendo até pouco tempo considerados inertes.
Os elementos podem ser classificados em representativos ou de transição (interna e externa). Os representativos são aqueles 
cuja distribuição eletrônica termina em s ou p. Os elementos de transição externa são aqueles cuja distribuição acaba em d, e os de 
transição interna acabam em f. A localização de um elemento na tabela periódica pode ser indicada pelo seu grupo e seu período. Os 
elementos de transição interna são os que se encontram nas duas linhas bem embaixo na tabela e na verdade é como se estivessem 
localizados no no sexto e sétimo período do grupo três.
Cada linha no sentido horizontal da tabela periódica representa um período. Eles são em número de sete, e o período em que o 
elemento se encontra indica o número de níveis que possui. Por exemplo o sódio (Na) está no período três, o que significa que o seu 
átomo possui três camadas eletrônicas.
16
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Já os grupos são as linhas verticais que apresentam elementos químicos que compartilham propriedades. Por exemplo o flúor (F) 
e o cloro (Cl) estão no grupo 17 (ou 7A) por possuírem alta tendência de receber elétrons, o que chamamos de eletronegatividade. 
Alguns grupos possuem nomes específicos como os listados abaixo e os demais recebem o nome do primeiro elemento de seu grupo.
Grupo 1: Metais alcalinos: esses elementos são muito reativos principalmente com a água. Esta reatividade aumenta conforme 
aumenta o número atômico e o raio do átomo. Todos os elementos desse grupo são eletropositivos, metais bons condutores de ele-
tricidade, e formam bases fortes. São sólidos a temperatura ambiente, apresentam brilho metálico e quando expostos ao ar oxidam 
facilmente. São utilizados na iluminação no caso das lâmpadas de sódio, na purificação de metais e na fabricação de sabões sendo 
combinados com a gordura.
Grupo 2: Metais alcalino-terrosos: Possuem esse nome por serem geralmente encontrados na terra. São bastante reativos, po-
rém menos que os metais do grupo 1. Também são eletropositivos e são mais duros e densos do que os metais alcalinos. São utilizados 
em ligas metálicas como é o caso por exemplo do Berílio (Be), na composição do gesso e do mármore sendo o caso do cálcio (Ca) e em 
fogos de artifício magnésio (Mg) e estrôncio (Sr).
Grupo 16 (ou 6A): Calcogênios: Os elementos desse grupo recebem esse nome derivado do grego que significa “formadores de 
cobre”. Neste grupo pode-se perceber facilmente analisando todos os elementos do grupo a presença de características metálicas e 
não metálicas. Os elementos mais importantes deste grupo são o oxigênio (O) e o enxofre (S) sendo o primeiro o gás utilizado inclusive 
em nossa respiração e o último é responsável inclusive pelo fenômeno da chuva ácida.
Grupo 17 (ou 7A): Halogênios: São os elementos mais eletronegativos da tabela periódica, ou seja, possuem a tendência de re-
ceber elétrons em uma ligação.Podem se combinar com quase todos os elementos da tabela periódica. O flúor por exemplo possui 
aplicação na higiene bucal.
Grupo 18 (ou 8A): Gases nobres: possuem essa intitulação devido a ser constatado antigamente que não possuíam tendência 
alguma a formarem ligações. Isto ocorre devido à estabilidade de seus orbitais da camada mais externa completamente preenchidos. 
Hoje alguns compostos conseguiram ser preparados com estes elementos e incluem geralmente o Xenônio (Xe) que possui a primeira 
energia de ionização muito próxima do oxigênio.
Propriedades químicas
A Tabela Periódica organiza os elementos químicos até então conhecidos em uma ordem crescente de número atômico (Z – quan-
tidade de prótons no núcleo do átomo).
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias simples que eles formam variam periodicamente, ou seja, 
em intervalos regulares em função do aumento (ou da diminuição) dos números atômicos. As propriedades que se comportam dessa 
forma são chamadas de propriedades periódicas.
As principais propriedades periódicas químicas dos elementos são: raio atômico, energia de ionização, eletronegatividade, ele-
tropositividade e eletroafinidade. Já as físicas são: pontos de fusão e ebulição, densidade e volume atômico.
A seguir, veja mais detalhadamente as propriedades periódicas químicas:
1- Raio atômico: pode ser definido como a metade da distância (r = d/2) entre os núcleos de dois átomos de um mesmo elemento 
químico, sem estarem ligados e assumindo os átomos como esferas:
Ilustração de raio atômico
Na tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e da direita para a esquerda.
Isso acontece porque em uma mesma família (coluna), as camadas eletrônicas vão aumentando conforme se desce uma “casa” 
e, consequentemente, o raio atômico aumenta. Em um mesmo período (linha), o número de camadas eletrônicas é o mesmo, mas a 
quantidade de elétrons vai aumentando da esquerda para a direita e, com isso, a atração pelo núcleo aumenta, diminuindo o tamanho 
do átomo.
17
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Ordem de crescimento do raio atômico na Tabela Periódica
2. Energia ou potencial de ionização: é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo ou íon no estado 
gasoso.
Esse elétron é sempre retirado da última camada eletrônica, que é a mais externa e é conhecida como camada de valência.
Quanto maior o raio atômico, mais afastados do núcleo os elétrons da camada de valência estarão, a força de atração entre eles 
será menor e, consequentemente, menor será a energia necessária para retirar esses elétrons e vice-versa. Por isso, a energia de io-
nização dos elementos químicos na Tabela Periódica aumenta no sentido contrário ao aumento do raio atômico, isto é, de baixo para 
cima e da esquerda para a direita:
Ordem de crescimento da energia de ionização na Tabela Periódica
3. Eletronegatividade: representa a tendência que um átomo tem de atrair elétrons para si em uma ligação química covalente 
em uma molécula isolada.
Os valores das eletronegatividades dos elementos foram determinados pela escala de Pauling. Foi observado que, conforme o 
raio aumentava, menor era atração do núcleo pelos elétrons compartilhados na camada de valência. Por isso, a eletronegatividade 
também aumenta no sentido contrário ao aumento do raio atômico, sendo que varia na Tabela Periódica de baixo para cima e da 
esquerda para a direita:
18
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Ordem de crescimento da eletronegatividade na Tabela Periódica
4. Eletropositividade: é a capacidade que o átomo possui de se afastar de seus elétrons mais externos, em comparação a outro 
átomo, na formação de uma substância composta.
Visto que é o contrário da eletronegatividade, a sua ordem crescente na tabela periódica também será o contrário da mostrada 
para a eletronegatividade, ou seja, será de cima para baixo e da direita para a esquerda:
Ordem de crescimento da eletropositividade na Tabela Periódica
5. Eletroafinidade ou afinidade eletrônica: corresponde à energia liberada por um átomo do estado gasoso, quando ele captura 
um elétron.
Essa energia é chamada assim porque ela mostra o grau de afinidade ou a intensidade da atração do átomo pelo elétron adicio-
nado.
Infelizmente, não são conhecidos todos os valores para as eletroafinidades de todo os elementos, mas os que estão disponíveis 
permitem generalizar que essa propriedade aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita na Tabela Periódica:
19
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Ordem de crescimento da afinidade eletrônica na Tabela Periódica
Resumidamente, temos:
LIGAÇÕES QUÍMICAS – LIGAÇÕES IÔNICAS, MOLECULARES E METÁLICAS: CARAC-
TERÍSTICAS E PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS. 
Segundo um levantamento feito pelo professor Antonio Mario Salles, o Enem cobrou, em suas provas anteriores, seis questões 
sobre ligações químicas.
A ênfase, de acordo com ele, foi no princípio de solubilidade, na polaridade de moléculas, na geometria molecular, nas forças 
intermoleculares (“notadamente ligação de hidrogênio”) e na aplicação do princípio de solubilidade aos sabões e detergentes.
Átomos que se unem para criar moléculas e a formação básica dos compostos constituem o centro desse tipo de estudo. 
Primeiramente precisamos saber que a Química estuda a matéria, a matéria é formada por átomos e os átomos não vivem sozi-
nhos, eles se unem através das ligações espontâneas para formar substâncias que nos cercam. Essas ligações espontâneas são extre-
mamente importantes, pois é através de uma forte atração que se ligam criando estabilidade e imitando os gases nobres.
A grande diversidade de substâncias que existem na natureza deve-se à capacidade de combinação dos átomos de um mesmo 
elemento ou elementos diferentes.
20
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Teoria das colisões
Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da reação, formando as Ligações Químicas. 
Esta estabilidade está relacionada com a configuração eletrônica na última camada de valência que poderá ser de 2, 8,18 e 32e-, 
essas combinações entre os elementos ocorrem de algumas maneiras: pela perda, pelo ganho ou, também, pelo simples comparti-
lhamento de elétrons da última camada de valência do átomo, portanto os elementos químicos que não adquiriram esta estabilidade 
procuram espontaneamente com outro elemento imitar os gases nobres.
Os tipos de ligação são: 
Regra do octeto: A partir da observação dos gases nobres que possuem 8 elétrons em sua última camada (com exceção do Hélio 
que possui 2 elétrons), formulou-se a regra de que os átomos se estabilizam eletronicamente quando atingem esse valor. Essa regra 
não abrange todos os casos de ligações atômicas, mas auxilia preliminarmente no estudo do assunto.
1. Ligação iônica ou eletrovalente
2. Ligação covalente ou molecular 
3. Ligação covalente dativa ou coordenada 
4. Ligação metálica
Ligações iônicas – (metal + não metal) 
Os Metais tendem a doar elétrons, portanto tendem a possuir cargas positivas.
Os Não Metais tendem a receber elétrons, portanto tendem a possuir cargas negativas. 
Regra básica.
Metais 
1,2,3 e- camada de valências (cv)
Doar e- Íons (+) positivos
Chamados cátions
Não Metais ou Ametais
4,5,6,7e- camada de valências (cv)
Receber e- Íons (-) negativos
Chamados ânions.
Exemplos: 11Na e 17Cl distribuição eletrônica Linus Pauling
11Na 1s
2 2s2 2p6 3s1 cv (metal) tendem a doar e- 
17 Cl 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p5 cv ( não metal) tendem a receber e-
 
Íons formados = 1[Na]+1 1[Cl]-1
21
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Resumo:
Ligação entre íons, de natureza eletromagnéti ca
Exemplo: NaCl → cloreto de sódio (sal de cozinha) 
Obs.: Íons são átomos que possuem uma carga elétrica por adição ou perda de um ou mais elétrons. 
Na ligação iônica o resultado fi nal é eletricamente neutro. 
Na fórmula dos compostos iônicos a quanti dade de elétrons cedidos é igual à quanti dade de elétrons recebidos.
Uma regra práti ca é que os coefi cientes da fórmula fi nal sejam o inverso dos índices de carga elétrica.Normalmente os elementos que se ligam ironicamente são os das famílias IA, IIA e IIIA com os das famílias VA, VIA e VIIA da tabela 
periódica. 
Ligações covalentes – (não metal + não metal) 
São elementos que gostam de receber elétrons, portanto são átomos que ao se unirem, o elétron da últi ma camada de valência 
de cada átomo irá sobrepor uns aos outros formando uma nuvem eletrônica comum comparti lhando elétrons.
Exemplos: 
Tipos de ligações
Ligações covalente dati vas
Essa ligação é semelhante a molecular, com a diferença de que só um dos núcleos cede o par de elétrons comparti lhados. 
Obs.: dessa maneira os núcleos estão estabilizados eletronicamente. 
Exemplo: O = S → O
22
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Só podem ser realizada se o átomo que ceder o par de elétrons esti ver estabilizado de acordo com a regra do octeto (com oito 
elétrons na camada de valência). Ou seja, um átomo torna-se apto a “doar” elétrons se esti ver na condição de gás nobre.
Ligações Metálicas – (metal + metal)
Ambos gostam de doar elétrons, portanto tendem perder estes elétrons são sólidos cristalinos, exceto o mercúrio que se encontra 
no estado líquido. 
Os metais tendem a doar elétrons na últi ma camada de valência, formando nuvens de íons com carga positi vas chamadas de 
cáti ons livres, facilitando a condução de corrente elétrica.
Suas propriedades � sicas são:
- Brilho – Característi cas dos metais.
- Densidade elevada - Normalmente os metais são densos, em virtude das estruturas compactas dos retí culos cristalinos.
- Altos pontos de fusão e ebulição.
- Conduti bilidade elétrica e térmica.
- Maleabilidade – É a capacidade de moldar os metais em lâminas fi nas, por martelar o metal aquecido ou passá-lo por cilindros 
laminadores.
- Ducti bilidade - é a transformação de fi os.
Suas propriedades químicas - possuem relati va estabilidade como:
- Ouro (Au) e plati na (Pt), não apresentando transformações mesmo expostos na presença da umidade, não perdendo o seu 
brilho.
- Ferro (Fe), alumínio (Al) e zinco (Zn), estes já sofrem processos de corrosão na presença de água ou do oxigênio do ar.
Ligas metálicas
Os metais não são usados na sua forma pura, devido processos de corrosão na presença da água ou do ar atmosférico, portanto 
costumam misturar a outros metais para melhorar a qualidade e suas propriedades como:
1. Ferro (Fe) + Cromo (Cr) = aço inoxidável 
2. Ferro (Fe) + carbono ( C) = aço são comumente uti lizados em molas, engrenagens, componentes agrícolas sujeitos ao desgaste, 
pequenas ferramentas, etc..
23
CIÊNCIAS: QUÍMICA
3. Ferro (Fe) + tungstênio (W) = dureza uti lizadas para ob-
tenção de ligas de metais pesados exemplo laminas de turbinas 
de foguetes.
Observação:
Como os metais possuem a tendência de formar cáti ons 
pela cessão de elétrons, esses cáti ons formam um retí culo crista-
lino envolto em uma nuvem eletrônica.
Exemplo: Ferro (Fe), Alumínio (Al), Cobre (Cu).
Fórmulas Estruturais
Os compostos químicos podem ser representados de diver-
sas formas, no entanto cada um tem sua estrutura diferenciada, 
pois depende de quantos elétrons possuem na camada de va-
lência, entre outras parti cularidades. Dentre diversas maneiras 
de representar uma molécula existe a fórmula estrutural apre-
sentada a seguir.
Fórmula Estrutural
Esse é o ti po de apresentação detalhada de como os átomos 
de uma molécula estão ligados entre si. Por exemplo, a molécula 
de água, onde dois átomos de Hidrogênio se unem a um átomo 
de Oxigênio.
Na fórmula estrutural além de fornecer o número de áto-
mos ligados, pode observar também como eles estão ligados 
entre si.
Tipos de fórmula estrutural
Fórmula Condensada
Nesse ti po de fórmula as ligações entre os átomos não são 
representadas. Exemplo de fórmula condensada:
Hexano: (C6H14)
CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH3
No entanto, se algum índice se repeti r deve-se colocá-lo 
entre colchetes e indicar quantas vezes ele aparece na fórmula:
CH3 [CH2]4 CH3
Fórmula Condensada Linear
Os carbonos são representados em forma de linhas em zi-
guezague. Cada extremidade da linha há um carbono. Como o 
carbono faz quatro ligações o restante é hidrogênio. Exemplo: 
Na ponta e no fi m da reta, o carbono está fazendo três ligações 
então há três hidrogênios. No fi m e início de cada reta o carbono 
está fazendo duas ligações por isso tem dois hidrogênios.
Fórmula eletrônica ou de Lewis
Esta fórmula apresenta os elétrons da camada de valência 
por pontos, e o elemento químico no centro. Exemplo: molécula 
do gás metano:
Fórmula de Couper
Neste ti po de fórmula reti ra-se os pontos e representa-se 
os elétrons da camada de valência por traços. Exemplo: outra 
forma de representar a molécula do gás metano.
Para escolher a fórmula estrutural adequada, deve levar em 
consideração os detalhes que deseja apresentar, pois algumas 
formas são simples porém outras mais complexas.
Reati vidade dos metais
Os metais em geral são muito reati vos, eles reagem com a 
água, com ácidos, com bases, entre outros. Vejamos exemplos 
de cada uma dessas ocorrências:
Reação com ácidos 
O ouro é um exemplo de metal que sofre esse ti po de rea-
ção, mas possui uma condição: não reage com ácidos isolados. 
Para que o ataque aconteça é preciso uma mistura de ácidos, é 
a chamada água régia. Esta solução se forma da junção de ácido 
clorídrico (HCl) e ácido nítrico (HNO3). Acompanhe a reação:
24
CIÊNCIAS: QUÍMICA
Au (s) + 3 HNO3 (aq) + 4 HCl (aq) → HAuCl4 (aq) + 3 H2O (l) + 
3 NO2 (g)
Reação com água
A água reage com alguns metais originando como produto 
gás hidrogênio (H2) e hidróxido de sódio (NaOH). Estes metais 
são pertencentes à classe de Metais alcalinos e Metais alcali-
no-terrosos, como: Lítio (Li), Bário (Ba), Césio (Cs), Potássio (K), 
Rádio (Ra), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), entre outros.
Equação do processo:
2 Ba (s) + 2 H2O (l) → 2 BaOH (aq) + H2 (g)
Reação com bases 
Somente alguns metais possuem a propriedade de reagir 
com bases, são eles: Zinco (Zn), Chumbo (Pb), Estanho (Sn), Alu-
mínio (Al).
Zn (s) + 2 NaOH (aq) → Na2ZnO2 (aq) + H2 (g)
O produto será um sal e gás hidrogênio (H2).
FUNÇÕES INORGÂNICAS – ÁCIDOS, BASES, SAIS E 
ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO, NOMENCLATURA E PRO-
PRIEDADES
Com o passar do tempo e com a descoberta de milhares de 
substâncias inorgânicas, os cientistas começaram a observar que 
alguns desses compostos poderiam ser agrupados em famílias 
com propriedades semelhantes: as funções inorgânicas.
Na Química Inorgânica, as quatro funções principais são: 
ácidos, bases, sais e óxidos. As primeiras três funções são de-
finidas segundo o conceito de Arrhenius. Vejamos quais são os 
compostos que constituem cada grupo:
→ Ácidos:
São compostos covalentes que reagem com água (sofrem 
ionização) e formam soluções que apresentam como único cá-
tion o hidrônio (H3O
1+) ou, conforme o conceito original e que 
permanece até hoje para fins didáticos, o cátion H1+.
a) Equações de ionização de ácidos
H2SO4 → H3O
1+ + HSO4
1- ou H2SO4 → H
1+ + HSO4
-
HCl → H3O
1+ + Cl1- ou HCl → H1+ + Cl1-
b) Ácidos principais:
• Ácido Sulfúrico (H2SO4)
• Ácido Fluorídrico (HF)
• Ácido Clorídrico (HCl)
• Ácido Cianídrico (HCN)
• Ácido Carbônico (H2CO3)
• Ácido fosfórico (H3PO4)
• Ácido Acético (H3CCOOH)
• Ácido Nítrico (HNO3)
→ Bases
São compostos capazes de dissociar-se na água, liberando 
íons, mesmo em pequena porcentagem, e o único ânion libera-
do é o hidróxido (OH1-).
a) Equações de dissociação de bases
NaOH(s) → Na
1+ + OH1-
Ca(OH)2 → Ca
2+ + 2 OH1-
b) Exemplos de bases
• Hidróxido de sódio (NaOH)
• Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2)
• Hidróxido de magnésio(Mg(OH)2)
• Hidróxido de amônio (NH4OH)
→ Sais
São compostos capazes de se dissociar na água, liberando 
íons, mesmo em pequena porcentagem, dos quais pelo menos 
um cátion é diferente de H3O
1+ e pelo menos um ânion é dife-
rente de OH1-.
a) Equações de dissociação de sais
Veja alguns exemplos de equações de dissociação de sais 
após serem adicionados à água.
NaCl → Na1+ + Cl1-
Ca(NO3)2 → Ca
2+ + 2 NO31-
(NH4)3PO4 → 3 NH4
+1 + PO4
3-
b) Exemplos de sais
Alguns exemplos de sais importantes para o ser humano de 
forma direta ou indireta:
• Cloreto de Sódio (NaCl)
• Fluoreto de sódio (NaF)
• Nitrito de sódio (NaNO3)
• Nitrato de amônio (NH4NO3)
• Carbonato de sódio (Na2CO3)
• Bicarbonato de sódio (NaHCO3)
• Carbonato de cálcio (CaCO3)
• Sulfato de cálcio (CaSO4)
• Sulfato de magnésio (MgSO4)
• Fosfato de cálcio [Ca3(PO4)2]
• Hipoclorito de sódio (NaClO)
→ Óxidos
São compostos binários (formados por apenas dois elemen-
tos químicos), e o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
a) Fórmulas de óxidos
Exemplos: CO2, SO2, SO3, P2O5, Cl2O6, NO2, N2O4, Na2O etc.
b) Principais óxidos:
• Óxidos básicos: apresentam caráter básico (Óxido de cál-
cio – CaO);
• Óxidos ácidos: apresentam caráter ácido (Dióxido de car-
bono - CO2);
• Óxidos anfóteros: apresentam caráter ácido e básico (Óxi-
do de alumínio - Al2O3).
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
Exercícios
01. Um técnico em química teve a tarefa de armazenar diferentes substâncias. Para tanto, resolveu separá-las de acordo com 
as respectivas funções químicas. As substâncias eram: NaCl, CaCO3, Ca(OH)2, CaO, Na2O, NaOH, H2SO4 e HCl. 
A alternativa que apresenta apenas as substâncias classificados como óxidos é:
a) CaO e Na2O.
b) Na2O e NaOH.
c) H2SO4 e HCl.
d) Ca(OH)2 e CaO.
e) CaO, Na2O e NaOH.
As substâncias NaOH e Ca(OH)2 não são óxidos, e sim bases, enquanto o HCl e o H2SO4 são ácidos. 
02. Um sal possui várias características.
NÃO constitui uma dessas características
a) ter ponto de fusão elevado.
b) ter, na forma sólida, rede cristalina formada por cátion e ânion.
c) ser um sólido formado por apenas dois elementos, sendo um deles o oxigênio.
d) ser uma substância iônica.
e) tender a se dissociar em água (mesmo que em pequena escala) liberando pelo menos um cátion de um elemento metálico.
Sais são compostos iônicos, nos quais o cátion não pode ser o H+ e o ânion não pode ser o OH-. Logo, não é obrigatória a presença 
do oxigênio.
03. Considere as reações abaixo e marque a alternativa que indica corretamente as reações endotérmicas:
I. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + H2O(l) + 889,5 kJ
II. Fe2O3(s) +3 C(s) → 2 Fe(s) +3 CO(g) ΔH = + 490 kJ
III. 6 CO2(g) + 6 H2O(l) + 2 813 → C6H12O6(g) + 6 O2(g)
IV. HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ΔH = - 57,7 kJ
V. 1 H2(g) + 1/2 O2(g) → 2 H2O(l) + 68,3 kcal
VI. 1 H2(g) + 1 I2(g) → 2 HI(g) ΔH = + 25,96 kJ/mol
a) II e III.
b) I e IV.
c) II, III e VI.
d) I, IV e V.
e) I, III e V.
04. Em relação ao equilíbrio químico 2 NO(g)+ 1 O2(g) ↔ 2 NO2(g) + 27 kcal pode-se afirmar: 
a) Aumentando a quantidade de O2(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda; 
b) Diminuindo a quantidade de NO2(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda;
c) Aumentando ou diminuindo as quantidades das espécies químicas dessa equação, o equilíbrio não se altera; 
d) Diminuindo a quantidade de NO(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda; 
e) Diminuindo a quantidade da espécie química NO(g), o equilíbrio se desloca para a direita. 
Quando a quantidade de um dos reagentes ou produtos é alterada, o equilíbrio tende a ser restaurado, mantendo as proporções 
entre eles, assim, o equilíbrio tende para a esquerda caso algum reagente seja retirado, e para a direita caso algum produto seja reti-
rado, e ao contrário se um deles for adicionado.
5. De modo geral, os compostos que possuem ligações iônicas:
a) são formados pela ligação entre ametais e o hidrogênio.
b) são encontrados na natureza no estado líquido.
c) apresentam baixos pontos de fusão e ebulição.
d) são duros e resistentes a impactos. 
e) apresentam alta condutividade elétrica em solução aquosa. 
Quando compostos iônicos são dissolvidos em soluções aquosas, eles são dissociados em íons, sendo assim, a efetividade da con-
dução elétrica é aumentada.
06. Reações químicas dependem de energia e colisões eficazes que ocorrem entre as moléculas dos reagentes. Em sistema fe-
chado, é de se esperar que o mesmo ocorra entre as moléculas dos produtos em menor ou maior grau até que se atinja o chamado 
“equilíbrio químico”.
O valor da constante de equilíbrio em função das concentrações das espécies no equilíbrio, em quantidade de matéria, é um 
dado importante para se avaliar a extensão (rendimento) da reação quando as concentrações não se alteram mais.
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
Considere a tabela com as quantidades de reagentes e produtos no início e no equilíbrio, na temperatura de 100°C, para a 
seguinte reação:
Tabela com quantidade de reagentes e produto (Foto: Reprodução)
A constante de equilíbrio tem o seguinte valor:
a) 0,13
b) 0,27
c) 0,50
d) 1,8
e) 3,0
07. Em quais das passagens a seguir está ocorrendo transformação química?
1) “ O reflexo da luz nas águas onduladas pelos ventos lembrava-lhe os cabelos de seu amado”.
2) “ A chama da vela confundia-se com o brilho nos seus olhos”.
3) “Desolado, observava o gelo derretendo em seu copo e ironicamente comparava-o ao seu coração.”
4) “Com o passar dos tempos começou a sentir-se como a velha tesoura enferrujando no fundo da gaveta.” 
Estão corretas apenas:
a) 1 e 2
b) 2 e 3
c) 3 e 4
d) 2 e 4
e) 1 e 3
08. A energia térmica liberada em processos de fissão nuclear pode ser utilizada na geração de vapor para produzir energia 
mecânica que, por sua vez, será convertida em energia elétrica. Abaixo está representado um esquema básico de uma usina de 
energia nuclear.
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CIÊNCIAS: QUÍMICA
A partir do esquema são feitas as seguintes afirmações:
I. a energia liberada na reação é usada para ferver a água 
que, como vapor a alta pressão, aciona a turbina.
II. a turbina, que adquire uma energia cinética de rotação, é 
acoplada mecanicamente ao gerador para produção de energia 
elétrica.
III. a água depois de passar pela turbina é pré-aquecida no 
condensador e bombeada de volta ao reator.
Dentre as afirmações acima, somente está(ão) correta(s):
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) II e III.
GABARITO
1 A
2 C
3 C
4 D
5 E
6 B
7 D
8 D
ANOTAÇÃO
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	04 - CIÊNCIAS QUÍMICA
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