apostila de química

Prévia do material em texto

1 
 
Química 
1. Aspectos macroscópicos da 
Química 
1.1 Evidências das reações químicas 
Reação química é uma transformação em que, a 
partir de um ou mais reagentes dá-se origem a 
outras substâncias (produto). Há alguns efeitos 
macroscópicos que possibilitam a percepção de 
que a reação ocorreu, como: ​mudança de cor e 
temperatura, liberação de gás e formação de 
precipitado 
1.2 Estudo da matéria 
Matéria 
Matéria​ é tudo o que tem massa e ocupa espaço. 
Qualquer coisa que tenha existência física ou real é 
matéria. Tudo o que existe no universo conhecido 
manifesta-se como matéria ou energia. A matéria 
pode ser líquida, sólida ou gasosa. São exemplos de 
matéria: papel, madeira, ar, água, pedra. 
Estados físicos da matéria 
De um modo geral, as partículas que compõem 
uma substância podem se organizar de diferentes 
formas. Essas diferentes formas estão relacionadas 
ao seu estado físico. 
As partículas podem estar mais unidas ou mais 
afastadas, de acordo com as condições de 
temperatura e de pressão a que a matéria esteja 
sendo submetida. 
Alterando essas condições, podemos efetuar 
mudanças no estado físico da matéria. 
Basicamente, os estados físicos da matéria são 
três: ​sólido, líquido e gasoso. 
Sólido 
Nos corpos sólidos, as partículas que os constituem 
ficam muito próximas umas das outras. No estado 
sólido a matéria: 
Tem forma própria​. Uma aliança de ouro terá 
sempre a mesma forma, onde quer que seja 
colocada (dentro de um cofre, sobre a mesa, no 
bolso da calça, etc.); 
Tem volume definido​. Medindo as dimensões da 
aliança de ouro, você poderá determinar o seu 
volume. 
Na maioria dos casos, corpos sólidos se 
transformam em líquidos ou gasosos quando 
aquecidos à temperatura elevada ou quando a 
pressão a que estão submetidos é reduzida. 
Líquido 
No estado líquido, em geral, a matéria apresenta 
suas partículas mais afastadas umas das outras do 
que no estado sólido. Isso permite que elas se 
movimentem, tornando a matéria fluida. No 
estado líquido, a matéria é geralmente constituída 
por moléculas e: 
Não tem forma própria​. Experimente despejar a 
água de uma garrafa em outro recipiente qualquer: 
ela tomará nova forma. Como todos os líquidos, a 
água adquire a forma do recipiente que a contém; 
Tem volume constante​. Encha de água uma garrafa 
de 1 L de capacidade. A seguir, despeje a água em 
outro recipiente. Ela muda de forma, mas seu 
volume permanece o mesmo (1 L). 
Gasoso 
Em condições ambientais, a matéria no estado 
gasoso é constituída por átomos ou moléculas, que 
estão bem afastados uns dos outros, permitindo a 
sua grande movimentação. No estado gasoso, a 
matéria: 
Não tem forma nem volume definidos​. O gás 
contido num recipiente pode ser comprimido ou 
2 
 
expandido; consequentemente, seu volume pode 
diminuir e aumentar. 
Mudanças de fase 
 
 
1.3 Compostos químicos e suas misturas 
Substâncias 
Possui uma composição característica, 
determinada e um conjunto definido de 
propriedades. Pode ser ​simples (formada por só 
um elemento químico, representada por um 
símbolo químico​) ou ​composta (formada por 
vários elementos químicos, representada pela 
fórmula química​). Também pode ser chamada de 
substância pura ​ou ​composto químico​. 
Exemplos de substância simples​: hélio (He), ouro 
(Au), mercúrio (Hg), ferro (Fe), zinco (Zn), 
nitrogênio (N​2​), oxigênio (O​2​), ozônio (O​3​). 
Exemplos de substância composta: ​água (H​2​O), sal 
de cozinha (NaCl). 
 
Misturas 
Misturas são formadas por duas ou mais 
substâncias puras. As misturas têm composição 
química variável, não expressa por uma fórmula. 
Ex.: 
- ar atmosférico – mistura de 78% de nitrogênio, 
21% de oxigênio, 1% de argônio e mais outros 
gases, como o gás carbônico. 
- gasolina – mistura de hidrocarbonetos, que são 
substâncias formadas por hidrogênio e carbono. 
- Aço inoxidável - mistura (liga) de ferro, carbono, 
cromo e níquel. 
Tipos de misturas 
Mistura homogênea : A mistura homogênea é 
aquela cujas substâncias constituintes não podem 
ser identificadas; possuem as mesmas 
propriedades em toda a sua extensão. Tais 
substâncias sofrem dissolução, ou seja, a sua 
mistura produz somente uma fase. Isso quer dizer 
que toda mistura homogênea é uma solução, ou 
seja, mistura homogênea é um conjunto de 
substâncias solúveis entre si. Um exemplo é a 
mistura da água com álcool: quando misturadas 
essas duas substâncias é impossível distinguir uma 
da outra. Outro exemplo é a mistura de água e sal 
de cozinha e a mistura de café com leite. 
 
Mistura homogênea entre substâncias simples Fe, 
C, Ni e Cr na formação da liga de aço inoxidável 
Mistura heterogênia : Uma mistura é composta 
heterogênea quando apresenta duas ou mais fases 
e os componentes da mistura são perceptíveis. 
Observação: a visualização não é, necessariamente, 
a olho nu. As fases de uma mistura heterogênea 
podem ser detectadas no microscópio ou 
separadas em uma centrífuga. Como exemplos 
têm-se a água mais azeite ou água mais óleo, água 
e areia, etc. 
3 
 
 
Mistura heterogênea entre água e óleo, formando 
duas partes visíveis (duas fases) 
1.4 Métodos de separação dos componentes 
de uma mistura 
Filtração 
Este é um método de separação muito presente no 
laboratório químico e também no cotidiano. É 
usado para separar misturas heterogêneas, como 
por exemplo um sólido disperso num líquido ou em 
um gás, mesmo que o sólido se apresente em 
suspensão. A mistura atravessa um meio filtrante 
(filtro poroso), onde o material particulado fica 
retido. 
Exemplos​ : 
 
Ao preparar o café, realizamos uma filtração 
 
Exemplos de filtração de misturas sólido-gás 
 
Esquema de filtração em um laboratório 
Decantação 
Permite a separação de misturas heterogêneas, 
como líquidos imiscíveis (que não se misturam) ou 
um sólido precipitado num líquido. Exs.: água e 
areia, água e óleo vegetal. Pode-se aproveitar a 
pressão atmosférica e a gravidade para auxiliar no 
processo de decantação. Um dos líquidos pode ser 
retirado por sifonação, que é a transferência, 
através de uma mangueira, de um líquido em uma 
posição mais elevada para outra, num nível mais 
baixo. 
4 
 
 
Decantação em um laboratório utilizando funis de 
decantação 
 
Sistema de decantação em tratamento de água 
bruta 
Destilação 
Separa misturas homogêneas, como líquido(s) de 
sólido(s) dissolvidos ou líquido(s) de líquido(s). Na 
destilação acontecem duas mudanças de estado 
consecutivas: uma ebulição (vaporização) seguida 
de uma condensação. Na ebulição é retirado da 
mistura o componente com o ponto de ebulição 
mais baixo, e na condensação esse componente 
volta à sua forma líquida. Exemplo : obtenção de 
água destilada, obtenção de bebidas destiladas e 
aguardentes. 
Existe um tipo de destilação, a ​destilação 
fracionada​, que permite a separação de vários 
líquidos com pontos de ebulição muito próximos. O 
exemplo mais clássico é a obtenção de diferentes 
misturas do petróleo, como GLP, nafta, gasolina, 
querosene, óleo diesel, óleo combustível e asfalto. 
 
Esquema de destilação em um laboratório 
 
Destilação para produção de conhaque 
 
Destilador para fracionamentodo petróleo 
Cristalização 
A cristalização é uma técnica de separação muito 
simples e utilizada para recuperar o soluto sólido 
de uma solução em uma mistura homogênea. O 
recipiente com a solução deixa-se em repouso à 
temperatura ambiente e lentamente o solvente vai 
evaporando para a atmosfera, deixando apenas os 
cristais de soluto no recipiente. Esta é a técnica 
utilizada nas salinas para obter o sal a partir da 
água do mar. 
5 
 
A forma e a cor dos cristais dependem do 
composto químico em causa. O sulfato de cobre, 
por exemplo, apresenta bonitos cristais azuis 
 
 
Solução aquosa de sulfato de cobre (à direita) e 
cristais do mesmo sal (à esquerda) 
 
A cristalização é por vezes designada por 
“evaporação” e “cristalização”, uma vez que a 
cristalização ocorre devido à evaporação do 
solvente e uma não ocorre sem a outra. 
Enquanto que na destilação, na maior parte dos 
casos, o componente que interessa recuperar é o 
solvente, na evaporação e cristalização interessa 
aproveitar o soluto. 
 
Cromatografia de Papel 
 
É utilizada para separar substâncias com diferentes 
solubilidades num determinado soluto, numa 
mistura homogênea. Uma mistura é arrastada (por 
um solvente apropriado) num meio poroso e 
absorvente, chamada de fase fixa. Como diferentes 
substâncias têm diferentes velocidades de 
arrastamento num determinado solvente, ao fim 
de algum tempo há uma separação dos 
constituintes da mistura. Este processo é 
normalmente usado para pequenas quantidades 
de amostra. Ex: separação dos componentes de 
uma tinta. 
 
1.5 Reações químicas 
Uma reação química é uma transformação da 
matéria​, na qual ocorrem mudanças qualitativas na 
composição química de uma ou mais substâncias 
reagentes​, resultando em um ou mais produtos. 
Resumidamente, pode-se afirmar que uma reação 
química é uma transformação da matéria em que 
pelo menos uma ​ligação química é criada ou 
desfeita. 
 
Fumaça branca de cloreto de amônio resultante da 
reação química entra a amônia e o ácido clorídrico 
Equação química 
A forma que se representa graficamente a reação 
química chama-se ​Equação Química​. 
Nela, coloca-se os elementos que estão envolvidos 
na reação, de forma abreviada, e como ela 
aconteceu, através de símbolos já padronizados. 
As Equações Químicas representam a escrita usada 
pelos químicos e de forma universal, ou seja, é a 
mesma em qualquer país. 
As substâncias que participam da reação química 
são chamadas de produtos ou reagentes na 
equação química. 
Reagentes (1° membro) – são as substâncias que 
estão no início da reação. São as que irão reagir, 
sofrer a transformação. 
Produtos (2° membro) – são as substâncias 
resultantes da reação química. 
Exemplo: Duas moléculas de gás hidrogênio 
juntam-se com uma molécula de gás oxigênio 
formando duas moléculas de água. 
2H​2​ + O​2​ → 2 H​2​O 
 
 reagentes produto 
Observe que o H​2 e o O​2 são reagentes e H​2​O é o 
produto. 
Para representar a reação química, utiliza-se uma 
seta apontando para o lado direito, indicando a 
transformação. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mat%C3%A9ria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Composi%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reagente
http://pt.wikipedia.org/wiki/Liga%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
6 
 
Em cima da seta, são utilizados alguns símbolos 
indicando as condições nas quais a reação deve 
ocorrer. 
∆ - calor aq – aquoso ( em água) 
cat – catalisador λ – energia luminosa 
Em cada substância pode haver os seguintes 
símbolos: 
↑ - desprendimento de gás 
↓ - precipitação de um sólido 
Nas equações químicas, as substâncias podem 
aparecer com seus estados físicos: 
(s) – sólido (l) – líquido (g) – gasoso 
Exemplo: 
C (s) + O​2​ (g) → CO​2​ (g) 
O conjunto das características e relações 
quantitativas dos números de espécies químicas 
presentes numa reação dá-se o nome de 
estequiometria​. 
1.6 Leis ponderais das reações químicas 
Leis Ponderais​: São leis que estabelecem relações 
entre as massas das substancias que participam 
das reações quimicas. 
Lei de Lavoisier 
Numa ​reação química que se processe num 
sistema fechado​, a massa permanece constante, 
ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual 
à soma das massas dos produtos: 
m​(reagentes)​ = m​(produtos) 
Assim, por exemplo, quando 2 gramas de 
hidrogênio reagem com 16 gramas de ​oxigênio 
verifica-se a formação de 18 gramas de ​água​; do 
mesmo modo, quando 12 gramas de ​carbono 
reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a 
formação de 44 gramas de ​gás carbônico​. 
Ou ainda, filosoficamente falando, 
"Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se 
transforma". 
Lei de Proust 
A Lei de Proust, estabelece que ​as massas dos 
reagentes e as massas dos produtos que 
participam da ​reação obedecem sempre a uma 
proporção constante, ​independentemente da 
quantidade de reagentes utilizados. 
Assim, para a reação entre, por exemplo, 
hidrogênio e ​oxigênio formando ​hidróxido de 
hidrogênio​ (H​2​O): 
Observe que, para cada reação, a massa do 
produto é igual à soma da massa dos reagentes, o 
que concorda com a lei de Proust. 
As massas dos reagentes e dos produtos que 
participam de uma reação podem ser diferentes, 
mas as relações entre elas são sempre constantes. 
No exemplo da formação da água: 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
1 -(UFMG-1997) Durante a preparação do popular cafezinho 
brasileiro, são utilizados alguns procedimentos de separação 
de misturas.A alternativa que apresenta corretamente a 
sequência de operações utilizadas é 
Hidrogênio (g) Oxigênio (g) 
Hidróxido de 
hidrogênio(g) 
2 16 18 
4 32 36 
1 8 9 
10 80 90 
mO​2​/mH​2 mH​2​O/mH​2 mH​2​O/mO​2 
80/10 = 8 90/10 = 9 90/80 = 1,125 
16/2 = 8 18/2 = 9 18/16 = 1,125 
8/1 = 8 9/1 = 9 9/8 = 1,125 
3,2/0,4 = 8 3,6/0,4 = 9 3,6/3,2 = 1,125 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Estequiometria
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sistema_fechado
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81gua
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono
http://pt.wikipedia.org/wiki/G%C3%A1s_carb%C3%B4nico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_hidrog%C3%AAnio
7 
 
A) destilação e decantação. 
B) destilação e filtração. 
C) extração e decantação. 
D) extração e filtração. 
2-(UFMG-2002) Certas misturas podem ser separadas, 
usando-se uma destilação simples, realizável numa 
montagem, como a apresentada nesta figura: 
 
Suponha que a mistura é constituída de água e cloreto de 
sódio dissolvido nela. Ao final da destilação simples dessa 
mistura, obtém-se, no erlenmeyer, 
A) água. 
B) água + ácido clorídrico. 
C) água + cloreto de sódio. 
D) água + cloro. 
3-(Mack-2007) O processo inadequado para separar uma 
mistura heterogênea sólido-liqüido é: 
a) filtração. 
b) decantação. 
c) centrifugação. 
d) destilação. 
e) sifonação. 
4-(FMTM-2001) Colocaram-se duas ou três pedras de cânfora 
em um béquer. Após fechado com uma placa de petri, o 
béquer foi aquecido cuidadosamente e observou-se a 
formação de vapores. Trata-se de um processo de formação 
de vapores por: 
a) calefação. 
b) solidificação. 
c) condensação.d) sublimação. 
e) fusão. 
5- Quantos componentes apresenta um sistema formado por: 
um pouco de areia, uma pitada de sal de cozinha, 100mL de 
álcool, 100mL de água e dois cubos de gelo? 
(A) 1. 
(B) 2. 
(C) 3. 
(D) 4. 
(E) 5. 
6 - Quantas fases e quantos componentes apresenta um 
sistema formado por: suco de laranja, açúcar dissolvido, água 
e óleo de soja? 
(A) Duas fases e quatro componentes. 
(B) Duas fases e três componentes. 
(C) Três fases e quatro componentes. 
(D) Três fases e três componentes 
(E) Quatro fases e quatro componentes. 
7 - A água destilada é 
(A) elemento químico 
(B) substância simples 
(C) substância composta 
(D) mistura homogênea 
(E) mistura heterogênea 
8- Um professor realizou várias experiências (a 20°C e 1 atm) e 
organizou a seguinte tabela: 
 
De acordo com a tabela, assinale a afirmativa INCORRETA: 
(A) O estado físico da substância D, à temperatura ambiente, é 
gasoso. 
(B) Se misturarmos a substância B com a substância D, à 
temperatura ambiente, forma-se uma mistura homogênea. 
(C) A substância mais volátil, à temperatura ambiente, é a A. 
(D) Se misturarmos as substâncias A, C e água, forma-se um 
sistema difásico. 
(E) O processo mais adequado para separarmos uma mistura 
da substância C com a água, à temperatura ambiente, é 
destilação simples. 
9- ​(Mackenzie-SP) A tabela a seguir, com dados relativos à 
equação citada, refere-se a duas experiências realizadas. 
Então podemos afirmar que: 
 C + O2 ---> CO2 
1ª experiência 12g 32g X 
2ª experiência 36g Y 132g 
 
a) X é menor que a soma dos valores das massas dos 
reagentes da 1ª experiência 
b) X = Y 
c) Y é igual ao dobro do valor da massa de carbono que reage 
na 2ª experiência. 
d) 32/Y = X/132 
e) Y = 168 
 
 
10 - ​A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio 
produziu 27g de água, ao lado de gás carbônico. A massa de 
gás carbônico obtida foi de: 
a) 44g. 
b) 22g. 
c) 61g. 
d) 88g. 
e) 18g. 
 
11 - (UFMG-MG) Em um experimento, soluções aquosas de 
nitrato de prata, AgNO​3​, e de cloreto de sódio, NaCl, reagem 
entre si e formam cloreto de prata, AgCl, sólido branco 
8 
 
insolúvel, e nitrato de sódio, NaNO​3​, sal solúvel em água. A 
massa desses reagentes e a de seus produtos estão 
apresentadas neste quadro: 
 
 
Considere que a reação foi completa e que ​não ​há reagentes 
em excesso. Assim sendo, é ​CORRETO ​afirmar que X, ou seja, a 
massa de cloreto de prata produzida é: 
a) 0,585 g. 
b) 1,434 g. 
c) 1,699 g. 
d) 2,284 g. 
e) 2,866 g. 
 
12 - De acordo com a lei de Lavoisier, quando fizermos reagir 
completamente, em ambiente fechado 1,12g de ferro com 
0,64g de enxofre, a massa, em gramas, de sulfeto de ferro 
obtida será de: 
a) 2,76g. 
b) 2,24g. 
c) 1,76g. 
d) 1,28g. 
e) 0,48g. 
 
 
REAGENTES PRODUTOS 
AgNO​3 NaCl AgCl NaNO​3 
1,699g 0,585g X 0,850g 
9 
 
2. Estrutura da matéria e 
atomística 
2.1 Teoria atômica de John Dalton (1803) 
1. Tudo que existe na natureza é formado por 
pequenas partículas microscópicas 
denominadas átomos; 
2. Estas partículas, os átomos, são indivisíveis 
(não é possível seccionar um átomo) e 
indestrutíveis (não se consegue destruir 
mecanicamente um átomo); 
3. O número de tipos de átomos (respectivos a 
cada elemento) diferentes possíveis é 
pequeno; 
4. Átomos de elementos iguais sempre 
apresentam características iguais, bem como 
átomos de elementos diferentes apresentam 
características diferentes. Sendo que, ao 
combiná-los, em proporções definidas, 
definimos toda a matéria existente no 
universo; 
5. Os átomos assemelham-se a esferas maciças 
que se dispõem através de empilhamento; 
6. Durante as reações químicas, os átomos 
permaneciam inalterados. Apenas configuram 
outro arranjo; 
2.2 Evolução dos modelos atômicos 
 
MODELO DE THOMSON (1874) 
O inglês Joseph John Thomson​, através de 
experimentos de descargas elétricas em alto vácuo, 
sugeriu um modelo de átomo em que o ​átomo 
fosse maciço, esférico, descontínuo, formado por 
um fluido com carga elétrica positiva, no qual 
estariam dispersos os elétrons com carga 
negativa​, que neutralizam totalmente as cargas 
positivas do fluido. O próprio Thomson associou o 
seu modelo a um “​pudim de passas​”. 
 
Modelo atômico de Thomson 
MODELO DE RUTHERFORD (1911) 
Resumidamente, Rutherford sugeriu que o 
átomo é formado por um ​núcleo maciço, 
pequeno e positivo, que carrega quase toda a 
massa do átomo e uma região praticamente 
vazia, chamada de ​eletrosfera​, que envolve o 
núcleo e que tem carga negativa. Seu modelo 
atômico lembra o Sistema Planetário. 
 
Modelo atômico planetário de Rutherford 
 
MODELO DE NIELS BöHR (1913) 
1. Os elétrons giram em torno do núcleo em 
órbitas circulares e bem definidas (fixas), que são 
as órbitas estacionárias. Mais tarde, seriam as 
chamadas "camadas eletrônicas" (K,L,M,N,O,P e 
Q), as quais são chamadas atualmente de ​níveis de 
energia​. 
2. O equilíbrio dinâmico dos sistemas nos 
estados estacionários se dá pelas leis da mecânica 
clássica, o que não é verificado quando um elétron 
passa para um diferente estado estacionário. 
3. . A energia radiada não é emitida ou 
absorvida de maneira contínua, somente quando 
um elétron passa de uma órbita estacionária para 
outra diferente ( salto quântico ). 
4. 
Simplificando : 
● quando um elétron ​RECEBE energia, ele 
salta para uma órbita MAIS EXTERNA​. A 
quantidade de energia absorvida é bem 
definida (quantum) e equivale à diferença 
energética entre as camadas. 
● quando um elétron ​volta para o seu estado 
estacionário ​(órbita mais interna), ele 
LIBERA ou IRRADIA energia sob a forma de 
raio X, ultravioleta ou luz, que seria o 
fóton. Essa energia também é muito bem 
definida ( quantum ). 
10 
 
 
Modelo atômico de Bohr 
 
 
MODELO ATÔMICO DE SOMMERFELD (1916) 
O físico alemão Arnold Johannes Wilhelm 
Sommerfeld, em 1916, apresentou um novo 
modelo atômico baseado na mecânica quântica, 
sobre o qual afirmava que ​os elétrons descreviam 
órbitas circulares e ELÍPTICAS ao redor do núcleo. 
Considerou, ainda, que a energia liberada como 
fóton era pelo fato de as camadas eletrônicas 
possuírem certas subdivisões, os ​subníveis 
energéticos - ​s, p, d, f​. Para ele, uma órbita era 
circular (s) e as demais, elípticas. 
 
Modelo atômico de Sommerfeld 
DESCOBERTA DO NÊUTRON 
 
Em 1932, o físico inglês James Chadwick constatou 
que os núcleos dos átomos, assim como as 
próprias partículas alfa, continham em sua 
estrutura, além dos prótons que lhes conferiam 
carga positiva, outras partículas, de carga elétrica 
neutra e massa aproximadamente igual à do 
próton, que evitam a repulsão dos prótons, 
denominadas de ​nêutrons​. 
 
2.3 Partículas elementares dos átomos 
 
Próton (p​+​) : partícula de carga positiva, que 
encontra-se no núcleo do átomo. O valor absoluto 
da carga positiva de todos os prótons é 
exatamente igual ao valor absoluto da carga 
negativa de todos os elétrons. 
Neutron (n​0 ou N) : partícula de carga neutra, que 
encontra-se no núcleo do átomo. Possui 
basicamente a mesma massa do próton. Estão 
estrategicamente dispostos no núcleo para evitar a 
repulsão dos prótons, de mesma carga elétrica. 
Elétron (e​-​) : ​partícula de carganegativa, que 
encontra-se orbitando o núcleo no átomo na 
região chamada de eletrosfera. Os elétrons estão 
distribuídos em órbitas, chamados de níveis de 
energia. 
 
2.4 Características do átomo 
NÚMERO ATÔMICO (Z) 
 
É representado por ​Z​E, onde E é o elemento 
químico e Z o número atômico. Indica o número de 
prótons contidos dentro do núcleo. Esse número 
atômico caracteriza o átomo, ou seja, não é 
possível a existência de dois átomos diferentes 
com o mesmo número atômico. 
 
Por exemplo: 11​Na, ​17​Cl 
 
Átomo de sódio: Z=11 
Átomo de cloro: Z=17 
 
NÚMERO DE MASSA (A) 
 
É a soma do número de prótons, ou número 
atômico (Z), e do número de nêutrons (N) de um 
átomo. É representado por ​A​E ou ​E​A​, onde E é o 
● Cuidado com os conceitos de ​ELÉTRON 
ESTACIONÁRIO ( girando em sua órbita 
normal, em seu estado estacionário ) e 
ELÉTRON ATIVADO ou EXCITADO ( aquele 
que saltou para um nível mais externo pela 
absorção de energia ). 
11 
 
elemento químico. Junto com Z, é representado da 
seguinte forma : 
 
Resumindo : 
A = Z + N 
 
Por exemplo : um átomo tem 19 prótons e 21 
nêutrons. Calcule A e o número de elétrons. 
 
Z = 19 N = 21 
 
A = Z + N = 19 + 21 = 40 A = 40 
 
Como todo átomo tem a mesma quantidade de 
prótons e elétrons : 
 
Z = e​-​ = 19 
ELEMENTO QUÍMICO 
 
É o conjunto de átomos que apresentam o mesmo 
número atômico (Z) (mesma identificação 
química). É representado por uma sigla do nome 
do elemento, em latim. Quando há apenas uma 
letra, sempre deverá estar em maiúscula. Quando 
há duas letras, a primeira sempre será maiúscula 
e a segunda sempre minúscula. 
Observações: 
Como vimos anteriormente, um átomo é 
eletricamente neutro quando o número de 
prótons é igual ao número de elétrons, porém um 
átomo pode perder ou ganhar elétrons na 
eletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, 
originando partículas carregadas positiva ou 
negativamente, denominadas ​íons. 
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon 
negativo, chamado ​ânion. 
 
 
Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon 
positivo, chamado ​cátion. 
 
 
ISÓTOPOS, ISÓTONOS E ISÓBAROS 
 
Isótopos são átomos que apresentam ​o mesmo 
número atômico (Z) e diferentes número de 
massas (A).Os isótopos são átomos de um ​mesmo 
elemento químico (mesmo Z)​, e que apresentam 
diferentes números de nêutrons, resultando assim 
diferentes números de massa. EX: 
 
Isótonos​: são átomos que apresentam diferentes 
números atômicos (Z), diferentes números de 
massa (A), e o ​mesmo número de nêutrons (N)​. 
EX: 
 
Isóbaros​: são átomos que apresentam diferentes 
números atômicos (Z) e ​mesmo número de massa 
(A).​ EX: 
 
 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE LINUS PAULING 
 
A distribuição eletrônica elaborada pelo físico 
sueco Linus Pauling, também conhecida como 
Diagrama de Pauling, nada mais é do que um 
método de distribuir os elétrons na ​eletrosfera dos 
átomos e dos íons 
 
http://www.infoescola.com/fisica/eletrosfera/
12 
 
 
 
Por exemplo, vamos fazer a distribuição para o 
átomo de sódio, que tem Z = 11, e para o átomo de 
ferro, que tem Z = 26. 
 
11​Na : 1s​
2​ 2s​2​ 2p​6​ 3s​1 
23​Fe : 1s​
2​ 2s​2​ 2p​6​ 3s​2​ 3p​6​ 4s​2​ 3d​3 
 
2.5 Números quânticos 
 
Os números quânticos são códigos matemáticos 
relacionados à energia do átomo. Através desses 
números, caracterizamos os átomos. 
 
NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n) 
 
Refere-se ao nível de energia em que os elétrons se 
encontram, podendo variar de 1 até 7 dependendo 
em qual nível energético o elétron se encontra. 
 
 
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO (​l​) 
 
Também chamado de número quântico azimutal, 
refere-se ao subnível onde o elétron se encontra 
 
 
NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (m) 
O número quântico magnético é útil para 
identificação dos orbitais. Onde o orbital da direita 
tem sinal (+) e os da esquerda tem sinal (-) 
NÚMERO QUÂNTICO SPIN (s) 
Descreve a rotação do elétron em torno do seu 
eixo. Pode assumir os valores +1/2 e -1/2. 
Dois elétrons de um mesmo orbital apresentam os 
três primeiros números quânticos iguais, mas 
possuem spins opostos. Portanto, de acordo com o 
princípio de exclusão de Pauli é um princípio da 
Mecânica Quântica formulada em 1925 por 
Wolfgang Pauli. Dois elétrons de um mesmo átomo 
nunca podem ter os mesmos quatro números 
quânticos. 
EXEMPLOS 
1- Determine os números quânticos para o elétron 
com maior energia do átomo ​29​Cu. 
Fazendo a distribuição eletrônica de Pauling : 
29​Cu : ​1s​2​ 2s​2​ 2p​6​ 3s​2​ 3p​6​ 4s​2​ 3d​9 
O elétron de maior energia se encontra no último 
subnível : 3d​9​. 
n = 3 (nível de energia 3) 
l = 2 (subnível d) 
m = +1, Veja : s=-1/2 
 
2 – Determinado elemento químico tem os 
seguintes números quânticos : n=3, l=1, m=0, 
s=-1/2. O elemento químico em questão é : 
a-) C b-) Ca c-) Cl d-) F e-) Ar 
 
Nível 
energético 
K L M N O P Q 
Número 
Quântico 
principal ( n) 
1 2 3 4 5 6 7 
Sub-nível 
energético 
s p d f 
Número Quântico 
secundário (​l​) 0 1 2 3 
Número de orbitais por 
subnível 
1 3 5 7 
Número máximo de 
elétrons por orbital 
2 6 10 14 
s 0 
p -1 0 +1 
d -2 -1 0 +1 +2 
f -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 
13 
 
Vamos verificar o último subnível, onde 
encontra-se o elétron de maior energia : 
 
n = 3 (nível de energia 3) l = 1 (subnível p) 
m = 0 (o elétron de maior energia encontra-se no 
orbital 0 do subnível p) e s=-1/2. Veja : 
 
 
Portanto, teremos : 3p​5 
Fazendo a distribuição de Pauling até o subnível 
acima : 
 
1s​2 2s​2 2p​6 3s​2 ​3p​5 , somando os expoentes iremos 
encontrar Z = 17; olhando na tabela, veremos que 
se trata do elemento Cloro (Cl). 
 
EXERCÍCIOS 
 
1 – (UECE) Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras 
hipóteses, que: "Os átomos de um determinado elemento são 
idênticos em massa".À luz dos conhecimentos atuais podemos 
afirmar que: 
a) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela 
descoberta dos isótopos 
b) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela 
descoberta dos isótonos 
c) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isótopos, 
verificou-se que átomos do mesmo elemento químico podem 
ter massas diferentes 
d) A hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isóbaros, 
verificou-se que átomos do mesmo elemento químico podem 
ter massas diferentes 
2 - (ETFSP) "O espaço entre as moléculas atômicas está 
ocupado por partículas de carga negativa". Esta é uma 
afirmação feita por: 
a) Dalton; b) Thomson; c) Rutherford; d) Richter;e) Proust 
3 - (Fuvest 98) Há exatos 100 anos, J.J. Thomson determinou, 
pela primeira vez, a relação entre a massa e a carga do 
elétron, o que pode ser considerado como a descoberta do 
elétron. É reconhecida como uma contribuição de Thomson ao 
modelo atômico, 
a) o átomo ser indivisível. 
b) a existência de partículas sub-atômicas 
c) os elétrons ocuparem níveis discretos de energia. 
d) os elétrons girarem em órbitas circulares ao redor do 
núcleo. 
e) o átomo possuir um núcleo com carga positiva e uma 
eletrosfera. 
4 - (UFRS – 2001) Uma moda atual entre as crianças é 
colecionar figurinhas que brilham no escuro. Essas figuras 
apresentam em sua constituição a substância sulfeto de zinco. 
O fenômeno ocorre porque alguns elétrons que compõem os 
átomos dessa substância absorvem energia luminosa e saltampara níveis de energia mais externos. No escuro, esses 
elétrons retomam aos seus níveis de origem, liberando energia 
luminosa e fazendo a figurinha brilhar. Essa característica pode 
ser explicada considerando o modelo atômico proposto por 
 
a) Dalton.b) Thomson.c) Lavoisier.d) Rutherford.e) Bohr. 
5 - (PUC-SP) Assinale a alternativa que não é correta: 
a) O número máximo de elétrons em cada orbital é dois. 
b) No nível quântico principal quatro há quatro orbitais. 
c) No subnível 5f há 7 orbitais. 
d) Os elétrons de um mesmo átomo pode ter no máximo três 
números quânticos iguais. 
e) 5, 1, 0 e –1/2 são quatro números quânticos do elétron de 
maior energia de um átomo do elemento que pertence ao 
grupo 1A da Tabela Periódica. 
6 – (UNISANTA – Santos) Assinale a alternativa falsa: 
a) Os números quânticos servem para identificar cada elétron 
de um átomo. 
b) Teoricamente, um átomo apresenta infinitos níveis e 
infinitos subníveis de energia. 
c) O quinto nível de um átomo possui 6 subníveis reais. 
d) Um elétron sempre apresentará um spin quando em sua 
posição normal em relação ao núcleo. 
e) Orbital é a região de maior probabilidade para se localizar 
um elétron. 
 
 
14 
 
3. Classificação periódica e 
propriedade dos elementos 
químicos 
3.1 Introdução 
A ​tabela periódica dos elementos químicos é a 
disposição sistemática dos ​elementos​, na forma de 
uma tabela, em função de suas propriedades. São 
muito úteis para se preverem as características e 
tendências dos ​átomos​. Permite, por exemplo, 
prever o comportamento de ​átomos e das 
moléculas deles formadas, ou entender porque 
certos átomos são extremamente reativos 
enquanto outros são praticamente inertes. Permite 
prever propriedades como ​eletronegatividade​, ​raio 
iônico​, ​energia de ionização​, entre outros. Foi 
organizada pelo químico russo Dmitri Mendeleiev, 
em 1869. 
3.2 Organização da tabela periódica 
Os elementos encontram-se ordenados pelo seu 
número atômico (indicado nesta tabela por cima 
do respectivo símbolo) em sequências horizontais 
que se chamam ​períodos​, e ao mesmo tempo em 
sequências verticais que se chamam ​grupos ou 
famílias​. 
 
GRUPOS 
 
Os grupos 1, 2, 3, 13, 14, 15, 16 17 e 18 são 
chamados de ​elementos representativos ou 
grupos ou famílias A e também recebem uma 
designação especial : 1A, 2A, 3A (13), 4A (14), 5A 
(15), 6A (16), 7A (17) e 8A (18). Alguns grupos 
mantêm nomes próprios, como se pode ver abaixo: 
 
● O primeiro grupo é designado por ​grupo dos 
metais alcalinos (com exceção do Hidrogênio 
(H)). 
● O segundo grupo denomina-se ​grupo dos 
metais alcalino-terrosos​. 
● O conjunto dos grupos, entre o grupo 3 e o 
grupo 12 chamam-se ​elementos de transição​. 
● O grupo 13 é designado por ​família do Boro​. 
● O grupo 14 é designado por ​família do 
Carbono​. 
● O grupo 15 também se pode chamar ​família 
do Nitrogênio​. 
● O grupo 16 pode denominar-se ​família dos 
Calcogênios​. 
● O grupo 17 é designado usualmente por 
família dos Halogênios. 
● O grupo 18 muito conhecido, apresenta os 
nomes da ​família dos gases raros, gases 
inertes ​ou ainda​ gases nobres 
 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Elemento_qu%C3%ADmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomos
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomos
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9culas
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletronegatividade
http://pt.wikipedia.org/wiki/Raio_i%C3%B4nico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Raio_i%C3%B4nico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Energia_de_ioniza%C3%A7%C3%A3o
15 
 
 
 
 
Os grupos ou famílias A apresentam, em seu número, 
a quantidade de elétrons no nível de energia mais 
externo​. Os elementos H e He, assim como os 
elementos da família 1A e 2A tem seu elétron mais 
energético e um ​subnível do tipo s​, enquanto os 
elementos das famílias 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e 8A tem o 
mesmo elétron em um ​subnível do tipo p. 
Ex : 
19​K : ​1s​2​ 2s​2​ 2p​6​ 3s​2​ ​3p​6​ 4s​1​ – família 1A 
16​S: ​1s​2​ 2s​2​ 2p​6​ 3s​2​ ​3p​4​ – família 6A 
 
Os metais de transição tem seu elétron mais 
energético em ​subníveis do tipo d ou f. O elemento 
de transição que te seu elétron de maior energia em 
um subnível do tipo d é chamado de​elemento de 
transição externa​, enquanto o que tem o mesmo 
16 
 
elétron em um subnível do tipo f é chamado de 
elemento de transição interna​. 
 
 
PERÍODOS 
 
Os períodos são as linhas horizontais da tabela. Neste 
caso, recebem a numeração de 1 a 7 correspondente 
aos sete níveis de energia possíveis (K, L, M, N, O, P, 
Q), sendo que no período 1 a distribuição de elétrons 
vai até o nível K, e no período 2 os elétrons ocupam o 
nível L, e assim sucessivamente.Como exemplo, 
acompanhe a distribuição dos elétrons do elemento 
Lítio (Z=3): 
 
K ​1 s​2 
L ​2 s​1​ 2 p 
M 3 s 3 p 3 d 
 
Observe que foram ocupados apenas dois subníveis: 
K e L. Dizemos, então, que o Lítio pertence ao 
período 2 porque a distribuição eletrônica foi até a 
camada 2. 
Na tabela, existem duas linhas que estão separadas 
das demais, para não alongar a tabela 
demasiadamente; são chamados de ​série de 
elementos de transição interna​. Tem-se duas séries : 
lantanídios e actinídios. 
 
3.3 Características físico-químicas dos 
elementos representativos (família A) e metais 
de transição 
FAMÍLIA DOS METAIS ALCALINOS 
● reagem facilmente com a água. Essa reação 
forma hidróxidos, que são substâncias 
básicas ou alcalinas, ao liberar o hidrogênio. 
● esses metais também reagem com oxigênio 
produzindo óxidos. 
● Possuem baixa densidade, são moles, muito 
reativos e eletropositivos. Os elementos que 
estão na parte de baixo do grupo 1A 
possuem a eletropositividade maior e são 
mais reativos que os elementos de cima 
dessa mesma família. 
● O hidrogênio, que possui um único elétron, 
está situado no mesmo grupo dos metais 
alcalinos, porém a energia para retirar o 
eletrón do hidrogênio é muito maior que de 
qualquer outro elemento dessa família. 
Devido a peculiaridade do hidrogênio 
prefere-se não classificar o hidrogênio como 
um Metal Alcalino e sim como um 
Não-Metal​. 
FAMÍLIA DOS METAIS ALCALINOS TERROSOS 
 
● O grupo 2A recebeu esse nome pois seus 
óxidos eram chamados de terras. 
● Os Metais Alcalino-Terrosos tem baixa 
densidade, são coloridos e moles. Todos são 
sólidos. 
● Apesar de não reagir com água tão rápido 
como os Metais Alcalinos, os Metais 
Alcalino-Terrosos também formam 
hidróxidos fortemente básicos. 
 
FAMÍLIA DO BORO 
 
● Os elementos químicos da ​Família do Boro 
apresentam configuração eletrônica com três 
elétrons na camada de valência e, com 
exceção do tálio (Tl), eles geralmente utilizam 
esses elétrons para fazer três ligações, 
levando a um estado de oxidação +3. 
 
FAMÍLIA DO CARBONO 
● Os elementos desse grupo, com exceção do 
estanho (Sn) e chumbo (Pb) realizam até 
quatro ligações simultâneas. 
● O carbono (C), que dá nome a ​família​, possui 
propriedades que o difere dos demais 
elementos do grupo. O principal fator 
diferenciador é a sua ​capacidade de se ligar a 
vários outros átomos de carbono, formando 
grandes cadeia. As ligações C-C são fortes, e 
as ligações Si-Si, Ge-Ge e Sn-Sn diminuem 
progressivamente de energia. Além disso, o 
carbono é o único capaz de formar ligações 
múltiplas (duplas e triplas ligações).FAMÍLIA DO NITROGÊNIO 
 
● Os compostos formados pelos elementos do 
grupo 5A possuem alta ​energia de ionização​. 
● Dentre os elementos da Família do 
Nitrogênio, somente o elemento que dá 
nome a ​família existe sob a forma de 
molécula diatômica. Os demais átomos desse 
grupo são grandes e seus tamanhos 
dificultam o estabelecimento de duas 
ligações. 
 
FAMÍLIA DOS CALCOGÊNIOS 
 
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/nao-metais
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/familias-da-tabela-periodica
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/familia-do-carbono
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/propriedades-periodicas#energia-de-ionizacao
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/familias-da-tabela-periodica
17 
 
● Todos os elementos dessa ​família são 
Não-Metais e o polônio (Po) é o único deles 
que é radiotivo. 
● Os elementos químicos do grupo 16 são 
caracterizados por possuir 6 elétrons na 
camada de valência. Eles formam compostos 
com metais e com o hidrogênio, quando o 
número de oxidação é -2. Os números de 
oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os 
elementos do grupo formam compostos com 
outros elementos do seu próprio grupo, ou 
com os elementos do grupo dos ​Halogênios​. 
 
FAMÍLIA DOS HALOGÊNIOS 
 
● Os Halogênios são elementos representativos 
e seu significado (do grego) é “​formador de 
sais”. 
● Um Halogênio adquiri estabilidade química 
quando o seu último nível de energia recebe 
um elétron, transformando-se assim num íon 
mononegativo. Um dos sais mais famosos 
que possui esse íon é o cloreto de sódio, 
conhecido como sal de ​cozinha​. 
● Os elementos dessa família são ​perigosos (e 
até mesmo letais) a seres vivos, já que são 
extremamente reativos. O cloro e o iodo, por 
exemplo, são usados como desinfetantes 
para água potável, piscinas, ferimentos, pois 
matam bactérias, fungos e outros 
microrganismos. 
 
FAMÍLIA DOS GASES NOBRES 
● Os Gases Nobres apresentam baixos pontos 
de fusão e ebulição, já que possuem forças 
de atração interatômicas muito fracas. Por 
conta disso, mesmo os que apresentam 
átomos mais pesados, em condições normais, 
são gasosos. Também não formam 
facilmente compostos químicos porque todos 
os gases possuem orbitais dos níveis de 
energia exteriores completos com elétrons. 
 
 
 
FAMÍLIAS DOS METAIS DE TRANSIÇÃO 
 
● Os Metais de Transição são duros e possuem 
alto ponto de fusão e ebulição. Por serem 
metais, conduzem bem o calor e a 
eletricidade. Podem formar ligas entre si, 
apresentam estados de oxidação variados 
(estados de oxidação mais amplos que os 
elementos de outros grupos) e normalmente 
formam compostos de coordenação com 
diferentes índices. O número de elétrons nos 
subníveis d é variável. Além disso, possuem 
potenciais negativos, ainda que muitos se 
tornem positivos e os complexos que 
geralmente se formam normalmente são 
coloridos ou apresentam paramagnetismo. 
● Os Metais de Transição são muito 
empregados como catalisadores, tanto 
homogêneos como heterogêneos. 
 
3.4 Principais propriedades periódicas 
As ​propriedades periódicas são tendências ou 
características que alguns ​elementos químicos 
seguem e que marca sua localização na ​tabela 
periódica​. Os elementos químicos são organizados de 
acordo com suas propriedades periódicas e tais 
propriedades são alteradas de acordo com o número 
atômico. As principais propriedades periódicas são: 
Raio atômico, Energia de Ionização, Afinidade 
eletrônica, Eletronegatividade e Eletropositividade​. 
RAIO ATÔMICO 
Raio atômico é a distância do núcleo de um átomo à 
sua eletrosfera na camada mais externa. Cresce de 
cima para baixo na ​família da tabela periódica​, 
acompanhando o número de camadas dos átomos de 
cada elemento e da direita para a esquerda nos 
períodos da tabela periódica​. 
 
 
 
 
 
ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
 
Energia ou potencial de Ionização é a energia 
necessária para remover um ou mais elétrons de um 
átomo isolado no estado gasoso. O tamanho do 
átomo interfere na sua energia de ionização. Se o 
átomo for grande, sua energia de ionização será 
menor. 
Possui comportamento igual ao da afinidade 
eletrônica e da eletronegatividade, portanto, o Flúor 
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/familias-da-tabela-periodica
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/nao-metais
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/halogenios
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/halogenios
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/halogenios
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/halogenios
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/elementos-quimicos
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/familias-da-tabela-periodica
http://www.tabelaperiodicacompleta.com/periodos-tabela-periodica
18 
 
e o Cloro são os elementos que possuem os maiores 
potenciais de ionização da tabela periódica. 
 
 
 
AFINIDADE ELETRÔNICA 
 
Afinidade eletrônica é a energia liberada quando um 
átomo no estado gasoso (isolado) captura um 
elétron. Mede a energia liberada por um átomo em 
estado fundamental e no estado gasoso ao receber 
um elétron. Nos gases nobres a afinidade eletrônica 
não é significativa. 
 
ELETRONEGATIVIDADE 
A ​Eletronegatividade é a força de atração exercida 
sobre os elétrons de uma ligação. Na tabela periódica 
a eletronegatividade aumenta de baixo para cima e 
da esquerda para a direita. 
 
 
ELETROPOSITIVIDADE 
 
Eletropositividade é a tendência de perder elétrons, 
apresentada por um átomo. Quanto maior for seu 
valor, maior será o caráter metálico. Os átomos com 
menos de quatro elétrons de valência, metais em 
geral, possuem maior tendência em perder elétrons, 
por isso, possuem maior eletropositivade 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1 - ​(PUC-SP) Resolva a questão com base na análise das 
afirmativas a seguir: 
Quantas afirmativas estão corretas? 
a-) nenhuma b-) 1 c-) 2 d-) 3 e-) 4 
 
2 - (MACK-SP) Considere um elemento R, cujo subnível mais 
energético é o 4p​3 . Qual o período e coluna da tabela periódica 
esse elemento está localizado? 
 
a-) 4a coluna, coluna 3A b-) 4a coluna, coluna 4A 
c-) 4a coluna, coluna 5A d-) 4a coluna, coluna 6A 
e-) 5a coluna, coluna 2A 
 
3 - (EEM-SP adaptado) O átomo do elemento químico X, 
localizado na família dos calcogênios e no 4º período do sistema 
periódico, tem 45 nêutrons. Assinale o número de massa de X? 
a-) 34 b-) 45 c-) 79 d-) 81 e-)80 
 
4 – (UESC) Considere o elemento ​25​X. De acordo com sua 
estrutura, ele pode ser classificado como : 
a-) metal alcalino b-)metal alcalino terroso 
c-) metal de transição interna d-) metal de transição externa 
e-) gás nobre 
 
5 –(EEM – SP) Um certo átomo X é isóbaro do ​20​Ca​
40 e isótono do 
19​K​
41​.Qual grupo esse elemento pertence? 
a-) 15 b-) 2 c-) 16 d-) 1 e-) 18 
 
6 - (Unip-SP) Considere os elementos ​18​A, ​15​B, ​13​C, ​12​D e ​11​E. Qual o 
elemento que apresenta o maior potencial de ionização? 
a-) A b-) B c-) C d-) D e-) E 
 
7 – (F.Objetivo-SP) Um elemento que tem raio atômico grande e 
pequena energia de ionização, provavelmente, é um: 
a-) metal b-)ametalc-) semi-metal 
d-) gás nobre d-) halogênio 
 
8-) (VUNESP) Quanto menor o raio de um átomo: 
I- Em um mesmo período, os elementos 
apresentam o mesmo número de níveis; 
 
 II- Os elementos da coluna 2A 
apresentam, na última camada, a 
configuração ns​2​;III- Quando o subnível mais energético é 
tipo s ou p, o elemento é de transição; 
 
IV- Em um mesmo grupo, os elementos 
apresentam o mesmo número de camadas. 
 
I- Maior sua dificuldade para perder elétrons, isto é, maior sua 
energia de ionização; 
 II- Maior sua facilidade para receber elétrons, isto é, maior sua 
afinidade eletrônica; 
19 
 
Quais as afirmações são corretas? 
a-)I b-) II c-) III d-) I e II e-) I e III 
 
9 - (CENTEC-BA) Considere as afirmações: 
Quais as afirmações são corretas? 
a-)I e II b-) II e III c-) Nenhuma d-) I e III e-) Todas 
 
 
 III- Maior sua tendência de atrair elétrons, isto é, maior sua 
eletronegatividade. 
I- Nos metais alcalinos, o raio atômico aumenta com o 
umento do número atômico; 
II- A afinidade eletrônica do ​35​Br é maior do que o ​56​Ba e 
menor do que o ​9​F. 
III- Os elementos da coluna 2A possuem menor energia de 
ionização do que os da coluna 7A. 
20 
 
4. Ligações químicas 
Como sabemos, os ​átomos se ligam a outros para 
completarem suas ​camadas de valência​, conforme a 
Teoria do Octeto, ​que diz que, na camada de 
valência, que é a última camada (nível energético) da 
eletrosfera será considerada completa e estável se 
possuir oito elétrons (para átomos com mais de uma 
camada) ou dois elétrons (para átomos de H e He). 
Assim, desde que sua camada não esteja completa, 
ele irá se ligar a outros átomos para tentar 
completá-la, buscando sempre a estabilidade 
eletrônica. 
Quando um átomo forte (com grande 
eletronegatividade) se liga a um átomo fraco (com 
baixa eletronegatividade), há transferência definitiva 
de elétron do mais fraco para o mais forte. Se 
tirarmos um elétron de um átomo, ele deixa de ser 
neutro, pelo desequilíbrio entre seu número de 
prótons e de elétrons. Quando um átomo perde 
elétron, ele fica com mais prótons do que elétrons, e 
sua carga passa a ser positiva. Se o átomo ganhar 
elétrons, também haverá um desequilíbrio de cargas 
e, como ele terá mais elétrons do que prótons, ele 
será eletricamente negativo. Um átomo que deixa de 
ser eletricamente neutro, se tornando positivo ou 
negativo, passa a ser chamado de ​íon​. 
LIGAÇÃO IÔNICA 
 
Aproximando um átomo altamente eletronegativo de 
um de baixa eletronegatividade, ele ​captura elétrons 
tornando-se um íon negativo e tornando o outro um 
íon positivo. Como cargas elétricas opostas se 
atraem, eles ficarão ligados por atração 
eletromagnética e o tipo de ligação será chamada de 
ligação iônica​. 
 
A ligação iônica ocorre normalmente entre um 
metal (baixa eletronegatividade) e um não metal 
(alta eletronegatividade). 
EX : Al​2​O​3 (óxido de alumínio), PbI (iodeto de 
chumbo), NaCl (cloreto de sódio) 
 
LIGAÇÃO COVALENTE 
Se aproximarmos dois átomos de forte 
eletronegatividade, um não terá força para capturar 
o elétron do outro permanentemente. Ele captura o 
elétron, mas o outro consegue capturá-lo de volta e, 
além de retomá-lo, captura um elétron do outro. Esse 
jogo fica se repetindo fazendo com que o par de 
elétrons (um de cada átomo) fique orbitando pelos 
dois átomos. É importante perceber que nesse caso 
não há formação de íons. Esse tipo de ligação, onde 
não há transferência definitiva de elétrons, e sim 
compartilhamento do par eletrônico​, é designada 
ligação covalente​. 
 
A ligação covalente ocorre normalmente entre dois 
não metais (alta eletronegatividade). 
Ex. : H​2​O (água), O​2 (gás oxigênio), CO​2 (gás 
carbônico), CH​4​ (metano) 
 
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA 
 
Essa ligação é semelhante a molecular, com a 
diferença de que só um dos núcleos cede o par de 
elétrons compartilhados. Dessa maneira os núcleos 
estão estabilizados eletronicamente. 
Exemplo: O = S → O 
A fórmula química desse composto é SO2 (dióxido de 
enxofre) e a seta representa o átomo que está 
estável e que cede o par de eletros. 
 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
 
Nas substâncias simples metálicas, ocorre um tipo de 
ligação chamada de metálica. Como os metais 
possuem a tendência de formar cátions pela cessão 
de elétrons, esses cátions formam um retículo 
cristalino envolto em uma nuvem eletrônica. Esse 
tipo de ligação faz com que esse tipo de substância 
seja sólido à temperatura e pressão ambientes, tenha 
boa condutividades elétrica e térmica. 
 
LIGAÇÕES POLARES E APOLARES 
http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u15.jhtm
http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u42.jhtm
21 
 
P​olaridade refere-se à separação das ​cargas elétricas 
fazendo com que moléculas ou grupo funcionais 
formem dipolos elétricos. A polaridade molecular 
depende da diferença de ​eletronegatividade entre os 
átomos, assim como a ​geometria molecular​. Somente 
ocorre em moléculas que realizam a ligação 
covalente. 
Exemplificando, a ​molécula de água (H​2​O) é ​polar 
pelo fato de que há um compartilhamento desigual 
dos ​elétrons entre o átomo ​oxigênio e os átomos de 
hidrogênio​. Isso se deve porque os elétrons se 
concentram mais sobre átomo de oxigênio, uma vez 
que ele é muito mais eletronegativo do que os de 
hidrogênio. Outro exemplo é o ​metano (CH​4​) que é 
considerado ​apolar ​(antônimo de polar) porque o 
carbono compartilha os elétrons quase 
uniformemente com os hidrogênios, uma vez que a 
diferença de eletronegatividade é pouca. Polaridade 
influi em uma série de propriedades físicas e 
químicas como ​tensão superficial​, ​solubilidade​, ​ponto 
de fusão​ e ​ponto de ebulição​. 
 
Molécula da água (acima) e metano (abaixo) 
 
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
As substâncias que tem ligações covalentes podem 
ser, em temperatura ambiente, sólida, liquida ou 
gasosa. Isto mostra que as interações entre estas 
moléculas podem ser maiores ou menores. Existem 
três tipos de interações intermoleculares. Elas 
servem somente para as substâncias que possuem 
ligações covalentes. São elas: 
1 – Pontes de Hidrogênio (Ligações de Hidrogênio) 
É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo 
mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e 
nitrogênio. 
É a ligação mais forte de todas, devida à alta 
eletropositividade do hidrogênio e à alta 
eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio. De 
um lado, um átomo muito positivo e do outro, um 
átomo muito negativo. Isto faz com que a atração 
entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em 
geral são sólidos ou líquidos. 
2 - ​Forças dipolo-dipolo (dipolo-permanente ou 
dipolar) 
Na verdade, é a causa da ​polaridade nas moléculas​. 
Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo 
mais eletropositivo e do outro, um átomo mais 
eletronegativo. Estabelece-se de modo que a 
extremidade negativa do dipolo de uma molécula se 
oriente na direção da extremidade positiva do dipolo 
de outra molécula. Assim, para a molécula do ácido 
clorídrico: 
 
Outros exemplos : água (H​2​O), ácido bromídrico 
(HBr). 
3 – ​Forças de Van de Waals (Forças de London ou 
dipolo-induzido) 
É a interação mais fraca de todas e ocorre entre 
moléculas apolares​. São cerca de dez vezes mais 
fracas que as ligações dipolo-dipolo.Neste caso, não 
há atração elétrica entre estas moléculas. 
A molécula mesmo sendo apolar, possui muitos 
elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode 
acontecer, em um dado momento, de uma molécula 
estar com mais elétrons de um lado do quedo outro. 
Esta molécula estará, portanto, momentaneamente 
polarizada e por indução elétrica, ira provocar a 
polarização de uma molécula vizinha (dipolo 
induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. 
Exemplos : Cl​2 (gás cloro), CO​2 (gás carbônico), C​2​H​6 
(etano) 
 
Resumo das ligações 
 
Tipo de 
substância 
Metálica Iônica Covalente 
polar 
Covalente 
apolar 
Partícula Átomos e 
cátions 
Íons Moléculas Moléculas 
Atração entre 
as partículas 
Por “elétrons 
livres” 
Atração 
eletrostática 
Pontes de 
hidrogênio 
ou 
dipolo-dipol
o 
 
Van der Waals 
Estado físico Sólido (exceto 
Hg) 
Sólido Líquido Gasoso 
PF e PE Alto Alto Baixo Muito baixo 
Condutividade 
elétrica 
Alta (sólidos e 
líquidos), sem 
atração da 
substância 
Alta 
(fundidos ou 
em solução) 
Praticament
e nula 
quando 
pura. 
Condutora 
quando em 
solução 
 
Nula 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carga_el%C3%A9trica
http://pt.wikipedia.org/wiki/Eletronegatividade
http://pt.wikipedia.org/wiki/Geometria_molecular
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81gua
http://pt.wikipedia.org/wiki/El%C3%A9tron
http://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
http://pt.wikipedia.org/wiki/Metano
http://pt.wikipedia.org/wiki/Carbono
http://pt.wikipedia.org/wiki/Tens%C3%A3o_superficial
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solubilidade
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ponto_de_fus%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ponto_de_fus%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Ponto_de_ebuli%C3%A7%C3%A3o
22 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1 – (UNISANTOS – SP) Dada as substâncias abaixo : 
 
1 – CH​4 2 – SO​2 3 – H​2​O 
4 – Cl​2 5 - HCl 
 
Qual apresenta o maior ponto de ebulição? 
 
a-) 1 b-) 2 c-) 3 d-) 4 e-) 5 
 
2 – (Vunesp) A seguir temos quatro substâncias representadas: 
1 – C​2​H​6 
2 – CH​3​-CH​2​-CH​2​-OH 
3 – OH-CH​2​-CH​2​-H​2​C-OH 
4 – C​3​H​8 
No estado liquido, os tipos de forças intermoleculares que 
existem em cada uma das substâncias são : 
a-)dipolo induzido, ligação de hidrogênio,dipolo-dipolo, dipolo 
induzido 
b-) dipolo induzido, ligação de hidrogênio, ligação de hidrogênio, 
dipolo induzido 
c-) dipolo induzido, ligação de hidrogênio, dipolo induzido, dipolo 
induzido 
d-) ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo, dipolo induzido, ligação 
de hidrogênio 
e-) ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo, ligação de 
hidrogênio 
 
3 – (UNICAMP) Considere os processos representados pelas 
equações : 
 
I – H​2​O(l) H​2​O (g) 
II – H​2​O(g) H​2​(g) + O​2​(g) 
 
As ligações que são rompidas em cada processo são : 
a-) ligação covalente e pontes de hidrogênio 
b-) pontes de hidrogênio e ligação covalente dativa 
c-) pontes de hidrogênio e ligação covalente 
d-) ligação iônica e força de Van der Waals 
e-) Força de Van der Waals e pontes de hidrogênio 
 
4 – (PUC-PR) O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos 
extintores, apresenta ligação entre seus átomos do tipo 
________ e suas moléculas estão unidas por __________. Os 
espaços são corretamente preenchidos pela alternativa : 
a-) covalente apolar – força de Van der Waals 
b-) covalente apolar – dipolo-dipolo 
c-) covalente polar – pontes de hidrogênio 
d-) covalente polar - força de Van der Waals 
e-) covalente polar - dipolo-dipolo 
 
5 - (PUC-Campinas) As pontes de hidrogênio aparecem: 
a) quando o hidrogênio está ligado a um elemento muito 
eletropositivo; 
b) quando o hidrogênio está ligado a um elemento muito 
eletronegativo; 
c) em todos os compostos hidrogenados; 
d) somente em compostos inorgânicos; 
e) somente nos ácidos de Arrhenius. 
 
6 - (UEL) A melhor representação para a fórmula estrutural da 
molécula de dióxido de carbono é: 
 
7 – (ABC) Entre as moléculas abaixo, a que forma pontes de 
hidrogênio entre suas moléculas é: 
a) CH​4 
b) CH​3​ - CH​2​ – OH 
c) CH​3​ - O - CH​3 
d) C​2​H​6 
e) N(CH​3​)​3 
 
Solubilidade 
em solventes 
comuns 
 
Insolúvel 
Solúvel em 
solvente 
polar 
Solúvel em 
solvente 
polar 
Solúvel em 
solvente 
apolar 
Dureza Dura, mas 
maleável e 
dúctil 
Dura, porém 
quebradiça 
 
- 
 
- 
23 
 
5. Funções químicas inorgânicas 
As substâncias inorgânicas se dividem em quatro 
grandes grupos que são conhecidos como as funções 
da química inorgânica. São elas: ácidos, bases, óxidos 
e sais. 
 
TEORIAS ÁCIDO-BASE 
 
ARRHENIUS (1884) 
 
Ácido é toda substância que, em meio aquoso, libera 
íons H​+​. Resumidamente 
 
Cl↔H ClH + + − 
SO ↔2H SOH2 4
+ + 4
−2 
 
Base é toda substância que, em meio aquoso, libera 
íons OH​-​. 
 
aOH↔Na OHN + + − 
a(OH) 2(OH)C 2 ↔ Ca
++ + − 
 
BRÖNSTED - LOWRY (1884) 
 
Ácido é a espécie química que doa prótons. Já Base é 
receptora de prótons. 
 
Imaginemos a ionização do ácido cianídrico (HCN), na 
presença da água. Nesse caso, considera-se o próton 
o íon H​+​. Na reação de ionização, o ácido cianídrico 
doa um íon H​+ para a água, formando o íon hidrônio 
(H​3​O​
+​) 
 
CN O↔H O CNH + H2 3
+ + − 
 
Como a reação é reversível, o íon hidrônio doa um 
próton para o íon cianeto, formando novamente 
ácido cianídrico e água. 
 
LEWIS (1915) 
 
Um ácido é uma substância receptora de um par de 
eletros e uma base é uma substância doadora de um 
par eletrônico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
DEFINIÇÕES DE ÓXIDO E SAL 
 
Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais 
outro elemento. Formam compostos binários, ou 
seja, só possuem dois elementos na sua fórmula 
química. 
Identificam-se os óxidos como composto binário 
sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo e 
do lado direito da fórmula. Portanto, não existe um 
óxido com flúor. 
EX : H​2​O, CaO, CO​2​, H​2​O​2 
 
Sal é toda substância que em água produz um cátion 
diferente do H​+ e um ânion diferente do OH​-​. Os sais 
são formados a partir da reação de um ácido com 
uma base, que é ​a reação de neutralização​, formando 
também água. Exemplos: 
HCl + NaOH → NaCl + H​2​O 
CLASSIFICAÇÃO 
 
Ácido 
 
A) Presença de oxigênio 
- ácidos sem oxigênio – hidrácidos. Exemplos: HCl, 
HBr 
- ácidos com oxigênios – oxiácidosExemplos: H​2​SO​4​, 
HNO​3 
B) Número de H​+​ ionizáveis 
- monoácido – produz 1 H​+​ Exemplos: HCl, HNO​3 
- diácido – produz 2 H​+​ Exemplos: H​2​SO​4​,H​2​CO​3 
- triácido – produz 3 H​+​ Exemplos: H​3​PO​4​, H​3​BO​3 
- tetrácidos – produz 4H​+​ Exemplos: H​4​SiO​4 
Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H​+ 
ionizáveis. 
24 
 
C)Força ácida (força de ionização) 
- Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr 
Moderado: HF 
Fraco: os demais hidrácidos 
- Oxiácidos:Sendo a fórmula genérica: H​a​EO​b​, onde: H 
= hidrogênio; E = elemento químico; O = oxigênio 
a = número de Hb = número de O 
Se b-a: 3 ou 2 = ácido forte; 1 = ácido moderado; 0 = 
ácido fraco 
Exemplos: 
HNO​3​ → 3-1=2 → ácido forte 
H​3​PO​4​ → 4-3=1 → ácido moderado 
H​3​BO​3​ → 3-3=0 → ácido fraco 
 
Bases 
 
A) Número de OH​- dissociadas:- Monobase – possui 
uma OH​-. ​Exemplo: NaOH, NH​4​OH 
- Dibase- possui dois OH​-​. Exemplos: Mg(OH)​2​, 
Fe(OH)​2 
- Tribase – possui três OH​-​. Exemplos: Al(OH)​3​, 
Fe(OH)​3 
- Tetrabase – possui quatro OH​-​. Exemplos: Pb(OH)​4​, 
Sn(OH)​4 
B) Força Básica/Grau de Dissociação: 
- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 
100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos 
terrosos. Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)​2 ​; Exceção: 
Mg(OH)​2​ que é uma base fraca. 
- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. 
São as demais bases, incluindo o Mg(OH)​2​ e NH​4​OH. 
C) Solubilidade em Água: 
- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH​4​OH. 
Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH​4​OH. 
- Pouco solúveis: basesdos metais alcalinos terrosos. 
Exemplos: Ba(OH)​2​, Ca(OH)​2​, Mg(OH)​2​. 
- Insolúveis: demais bases. Exemplos: Fe(OH)​2​, 
Al(OH)​3​, Sn(OH)​2 
 
NOMENCLATURA SEGUNDO IUPAC 
 
Tabela de ânions e cátions 
 
 
Ácidos 
 
ÁCIDO + NOME DO ÂNION – TERMINAÇÃO DO 
ÂNION + NOVA TERMINAÇÃO 
 
EX. 
 
HCl : ânion Cl​- ; terminação : cloreto; nome : 
ÁCIDO CLORÍDRICO 
H​2​SO​4​ : ânion SO​4​
-2​; terminação sulfato; nome : 
ÁCIDO SULFÚRICO 
 
Bases 
 
HIDRÓXIDO DE + NOME DO CÁTION 
 
EX. 
 
NaOH : Hidróxido de sódio 
Al(OH)​3​ : Hidróxido de alumínio 
 
OBS : quando o cátion tem mais de um número de 
oxidação (NOx), deve-se incluir o NOx do cátion no 
fim do nome, em números romanos. 
 
Ex : 
 
Fe(OH)​2​ : hidróxido de ferro II 
Fe(OH)​3​ : hidróxido de ferro III 
 
Óxidos 
TERMINAÇÃO DO ÂNION NOVA TERMINAÇÃO 
ETO ÍDRICO 
ATO ICO 
ITO OSO 
25 
 
 
O processo é similar ao das bases. 
 
ÓXIDO DE + NOME DO CÁTION 
 
Ex : 
 
Li​2​O : óxido de lítio 
BeO : óxido de berílio 
AuO : óxido de ouro II 
Au​2​O​3​ : óxido de ouro III 
 
Sais 
 
NOME DO ÂNION +DE + NOME DO CÁTION + NOx(*) 
(*) para cátions com mais de um NOx 
 
EX : NH​4​NO​3​ : nitrato de amônio 
BaCl​2​ : cloreto de bário 
EXERCÍCIOS 
 
1 - (UERJ) O vinagre é uma solução aquosa diluída que contém o 
ácido acético ionizado. As fórmulas molecular e estrutural deste 
ácido estão abaixo representadas: 
 
fórmula molecular:​ ​H​4​C​2​O​2 
 
O segundo membro da equação química que representa 
corretamente a ionização do ácido acético aparece na seguinte 
alternativa: 
a) ​H​+​ + H​3​C​2​O​2​
- 
b) ​2H​+​ + H​2​C​2​O​2​ ​
2- 
c) ​3H​+​ + HC​2​O​2​ ​
3- 
d) ​4H​+​ + C​2​O​2​ ​
4- 
 
2- (UFRRJ) As fórmulas dos ácidos perclórico, nítrico, sulfúrico e 
fosfórico são, respectivamente, 
a) ​HClO​3​, HNO​3​, H​2​SO​3​ e H​3​PO​3​. 
b) ​HClO​4​, HNO​3​, H​2​SO​3​ e H​3​PO​4​. 
c) ​HClO​4​, HNO​3​, H​2​SO​4​ e H​3​PO​4​. 
d) ​HClO, HNO​3​, H​2​SO​4​ e H​3​PO​4​. 
e) ​HClO​3​, HNO​2​, H​2​SO​4​ e H​3​PO​3​. 
 
3 – (UNICAMP) Dê as fórmulas das substâncias: 
a) hidróxido de lítio e) ácido hipofosforoso 
b) hidróxido de magnésio f) ácido fosforoso 
c) hidróxido de níquel III g) ácido metabórico 
d) hidróxido de prata h) ácido sulfuroso 
 
4 - Escrever as fórmulas empíricas dos compostos abaixo: 
a-) Cloreto de mercúrio (II) 
b-) Sulfato de ferro (III) 
c-) Hidróxido de alumínio 
d-) Cianeto de hidrogênio 
 
6. Reações químicas inorgânicas 
TIPOS DE REAÇÕES 
 
SÍNTESE (ADIÇÃO OU COMPOSIÇÃO) 
 
→ABA + B 
 
Ex : O → H OH2 + 2
1
2 2 
 
ANÁLISE (SUBTRAÇÃO OU DECOMPOSIÇÃO) 
 
B→AA + B 
 
Ex : aCO → CaO OC 3 + C 2 
 
DESLOCAMENTO (SIMPLES TROCA) 
 
B →ACA + C + B 
 
Ex : HCl F → 2HF2 + 2 + Cl2 
 
DUPLA TROCA 
 
B D→CB DA + C + A 
 
EX.: NaOH+ H SO → Na SO O2 2 4 2 4 + H2 
 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 
Método das tentativas 
 
Para fazer o acerto dos coeficientes das reações 
químicas, utilizamos o método das tentativas, que 
consiste apenas em contar o número de átomos dos 
reagentes e dos produtos. 
Para facilitar, podemos começar acertando os metais. 
Em seguida os não-metais, depois oxigênio e por 
último o hidrogênio. 
Nesta ordem: 
1º) Metais 
2º) Não-Metais 
3º) Oxigênio 
4º) Hidrogênio 
 
Ex. ao vivo : aO+ H PO → Ca (PO ) OC 3 4 3 4 2 + H2 
 
Método redox 
 
26 
 
Baseia-se nas variações dos ​números de oxidação​ dos 
átomos envolvidos de modo a igualar o número de 
elétrons cedidos com o número de elétrons ​ganhos​. 
Se no final do balanceamento redox faltar compostos 
a serem balanceados, deve-se voltar para o método 
das tentativas e completar com os coeficientes 
restantes. 
Exemplo: H​2​S + O​2​→ SO​2​ + H​2​O 
Passo 1​: Identificar os átomos que sofrem 
oxirredução e calcular as variações dos respectivos 
números de oxidação. 
Sabendo-se que o Nox do oxigênio varia de 0 para -2. 
O Nox do Enxofre varia de -2 para +4. O NOx do 
hidrogênio é +1 em todos os compostos. 
ΔS = (-2) – (+4) = -6 
ΔO = 0 – (-2) = +2 
Passo 2​: Usamos o valor numérico da variação de 
elétrons do enxofre como coeficiente do composto 
O​2 e o valor numérico da variação de elétrons do 
oxigênio como coeficiente do composto H​2​S. 
valores inteiros possíveis, tem-se: 
2 H​2​S + 6 O​2​→ SO​2​ + H​2​O 
Passo 3 : ​Continua o balanceamento através do 
método das tentativas. 
2 H​2​S + 6 O​2​→ 2 SO​2​ + 2H​2​O 
Como todos os coeficientes são pares, dividimos 
todos eles por 2. 
H​2​S + 3 O​2​→ SO​2​ + H​2​O 
 
PRINCIPAIS UNIDADES DE MASSA E VOLUME 
 
Massa 
 
Miligrama : mg Grama :g 
Kilograma : kg Tonelada : t 
Relação : 
 
 
Volume 
 
Litro : L Mililitro: mL 
Centímetro cúbico : cm​3​; 1 cm​3​= 1 mL 
Metro cúbico : m​3 
Relação : 
 
 
MOL E CONSTANTE DE AVOGRADO 
 
O ​mol ​é o nome da ​unidade de base do Sistema 
Internacional de Unidades (​SI​) para a grandeza 
quantidade de matéria​. O seu uso é comum para 
simplificar representações de proporções químicas e 
no cálculo de ​concentração​ de ​substâncias​. 
A ​constante de Avogadro é uma constante física 
fundamental, que representa a quantidade de 
átomos, moléculas ou íons em 1 mol de átomos, 
moléculas ou íons. 
1 mol tem 6,02 . 10​23​ átomos, moléculas ou íons 
 
ESTEQUIOMETRIA QUÍMICA 
 
 
Obs: ​Para reações entre gases que não ocorram nas 
CNTP, também é possível trabalhar com volume (L)​. 
Utilizaremos a Lei Volumétrica (Lei de Gay-Lussac): 
“Numa reação entre gases podemos ler as 
proporções em mols como se fossem os volumes 
(L)”​. Nesse exemplo a proporção em mols é de: 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1-) (UCS – RS) A equação refere-se à transformação de ozônio em 
oxigênio comum, representada pela equação: 
2 O​3​→​ ​3 O​2 
Os números ​2 ​e ​3 ​que aparecem ​no lado esquerdo ​da equação 
representam, respectivamente: 
a) Coeficiente estequiométrico e número de átomos da molécula. 
b) Coeficiente estequiométrico e número de moléculas. 
c) Número de moléculas e coeficiente estequiométrico. 
d) Número de átomos da molécula e coeficiente estequiométrico. 
e) Número de átomos da molécula e número de moléculas. 
2-) (FEI) A sequência que representa, respectivamente, reações 
de síntese, análise, simples troca e dupla troca 
são: 
I. Zn + Pb(NO​3​)​2​ → Zn(NO​3​)​2​ + Pb 
II. FeS + 2 HC​l ​_ FeC​l​2​ + H​2​S 
III. 2 NaNO​3​ → 2 NaNO​2​ + O​2 
IV. N​2​ + 3 H​2​ → 2 NH​3 
1 g 1000 g 1000000 mg 
1 t 1000 kg 1000000 g 
1 L 1000 mL (1000 cm​3​) 
1 m​3 1000 L 1000000 mL 
http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-nox/
http://www.infoescola.com/quimica/balanceamento-de-equacoes-quimicas/
http://www.infoescola.com/quimica/oxirreducao/
http://pt.wikipedia.org/wiki/Unidades_b%C3%A1sicas_do_SI
http://pt.wikipedia.org/wiki/Unidades_b%C3%A1sicas_do_SI
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sistema_Internacional_de_Unidades
http://pt.wikipedia.org/wiki/Molaridade
http://pt.wikipedia.org/wiki/Subst%C3%A2ncia
27 
 
a) I, II, III e IV. b) III, IV, I e II. c) IV, III, I e II. 
d) I, III, II e IV. e) II, I, IV e III. 
3-) (PUC-RJ) O óxido de alumínio (Al2O3) é utilizado como 
antiácido. A reação que ocorre no estômago é 
X Al​2​O​3​ + Y HCl → Z AlCl​3​ + W H​2​O 
Os coeficientes X, Y, Z e W são, respectivamente: 
a) 1, 2, 3, 6. b) 1, 6, 2, 3. c) 2, 3, 1, 6. d) 2, 4, 4, 3.e) 4, 2, 1, 6. 
4-) (UEL) Na reação gasosa não balanceada N​2 + H​2 ​ NH​3​, qual a 
massa, em g, de NH​3 obtida, quando se reagem totalmente 18g 
de H​2​? 
a-) 54 b-)73 c-)81 d-)95 e-)102 
5-) No exercício anterior, quantos litros de amônia são 
produzidos? 
a-) 56,6 b-) 22,4 c-) 44,8 d-)92,6e-) 28,4 
6-) (UFRGS) Quantas moléculas da base reagem na equação não 
balanceada abaixo : 
Al(OH)​3​ + H​2​SO​4​→ Al​2​(SO​4​)​3​ + H​2​O 
a-) 12,0.10​23 b-) 6,0.10​23 c-) 18,0.10​23 d-) 11.10​22 
e-) 12,0.10​20 
 
28 
 
7. Estudo das soluções 
CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES 
 
Toda mistura é chamada de dispersão. No entanto, 
nem todas as misturas apresentam aspectos iguais. 
Uma maneira de classificá-las é por meio do tamanho 
das partículas dispersas, ou seja, do soluto. 
 
 
ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
 
As soluções são definidas como misturas 
homogêneas entre um soluto (disperso, em menor 
quantidade) e um solvente (dispersante, em maior 
quantidade). 
 
Solvente : ​é aquele que está em maior quantidade 
na solução. É o estado físico do solvente que 
determina o estado físico da solução​. 
 
Soluto : é aquele que está em menor quantidade na 
solução. 
 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE 
 
O ​coeficiente de solubilidade apresenta a quantidade 
de soluto suficiente para saturar, ou seja, dissolver 
totalmente, o ​solvente​, numa determinada 
temperatura. 
Em relação à ​solução​, deve-se ter em mente que 
quanto maior a quantidade de soluto, mais 
concentrada será a solução. Além disso, cada 
substância é saturada numa determinada quantidade 
de solvente. 
 
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
 
- Soluções ​saturadas contêm uma quantidade de 
soluto dissolvido igual à sua solubilidade naquela 
temperatura, isto é, excesso de soluto, em relação ao 
valor do coeficiente de solubilidade (Cs), não se 
dissolve, e constituirá o corpo de fundo. 
- Soluções ​insaturadas contêm uma quantidade de 
soluto dissolvido menor que a sua solubilidade 
naquela temperatura. 
- Soluções ​supersaturadas (instáveis) contêm uma 
quantidade de soluto dissolvido maior que a sua 
solubilidade naquela temperatura. 
 
UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 
 
Podemos estabelecer diferentes relações entre a 
quantidade de soluto, de solvente e de solução. Tais 
relações são denominadas genericamente 
concentrações​. 
Usaremos o índice 1 para indicar soluto e o índice 2 
para indicar solvente. As informações da solução não 
têm índice. 
 
- ​Concentração comum ​(C) : é a unidade mais simples 
entre todas. Relaciona a massa de soluto (m​1​) com o 
volume de solução(V). 
C = V
m1 
- ​Concentração molar ou Molaridade (M) : 
Cientificamente, é mais usual esta concentração, que 
relaciona a quantidade de soluto (mol) com o volume 
da solução, geralmente em litros. Sua unidade é 
mol/L: 
, como , então :M = V
n1 n1 =
m1
MM 1
 
M = m1MM . V1 
Onde : 
n​1​ = numero de moles do soluto, em mol 
m​1​ = massa de solutos, em g 
MM​1​ = massa molar do composto, em g/mol 
- ​Título ou Fração (T) : relacionar a massa de soluto 
com a massa da solução ou o volume do soluto com o 
volume da solução. 
 ou T = m
m1 T = V
V 1 
- ​Parte por milhão (ppm)​: relaciona uma unidade de 
massa do soluto com uma unidade de massa da 
solução que é 1 milhão de vezes superior. 
pmp = m
m1 
Onde essa unidade pode ser : 
µ​g de soluto / g de solução (​µ​g/g) 
mg de soluto / kg de solução (mg/kg) 
g de soluto / t de solução (g/t) 
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/solventes/
http://www.infoescola.com/quimica/solucoes/
29 
 
 
 
 
REGRA GERAL DE DILUIÇÃO 
 
C​1​ . V​1​ = C​2​ . V​2 M​1​.V​1​ = M​2​ . V​2 
 
T​1​ . V​1​ = T​2​ . V​2 ppm​1​ . V​1​ = ppm​2​ . V​2 
 
Onde : 
 
(concentração)​1 = concentração da ​solução original 
mais concentrada 
(concentração)​2 = concentração da solução que será 
preparada 
(volume)​1 = alíquota (parte volumétrica) que será 
tirada da solução original. 
(volume)​2​ =volume da solução final 
 
EXERCÍCIOS 
 
1- (UFF-RJ) São dadas as soluções: 
- argônio dissolvido em nitrogênio; 
- dióxido de carbono dissolvido em água; 
- etanol dissolvido em acetona; 
- mercúrio dissolvido em ouro. 
Estas soluções, à temperatura ambiente, são classificadas de 
acordo com seu estado físico em, respectivamente: 
a) líquida, líquida, gasosa, líquida 
b) gasosa, gasosa, líquida, sólida 
c) líquida, gasosa, líquida, líquida 
d) gasosa, líquida, líquida, sólida 
e) líquida, gasosa, líquida, sólida 
2 - ​(PUCCAMP-SP) ​Uma solução aquosa salina foi 
cuidadosamente aquecida de forma que evaporasse parte do 
solvente. A solução obtida, comparada com a inicial, apresenta-se 
mais: 
a) diluída com maior volume. 
b) diluída com menor volume. 
c) diluída com igual volume. 
d) concentrada com maior volume. 
e) concentrada com menor volume. 
3 – (FAAP –SP) Dentre os seguintes materiais: 
I. maionese; II. iogurte; III. azeite de oliva; IV. refrigerante. 
Podem ser classificados como dispersões coloidais: 
a) I e II b) I e III c) II e III d) II e IV e) III e IV 
4 - (Cesgranrio-RJ) ​O colágeno é a proteína mais abundante no 
corpo humano, fazendo parte da composição de órgãos e tecidos 
de sustentação. Apesar de não ser comestível, seu aquecimento 
em água produz uma mistura de outras proteínas comestíveis, 
denominadas gelatinas. Essas proteínas possuem diâmetros 
médios entre 1,0 nm e 1.000 nm e, quando em solução aquosa, 
formam sistemas caracterizados como: 
a) soluções verdadeiras. b) dispersantes. c) coagulantes. 
d) homogêneos. e) coloides 
5- (Unaerp-SP) O propileno glicol, C3H8O2 é um líquido utilizado 
como umectante de doces, produtos de cacau e carne. Para se 
preparar 100ml de solução 3 Molar de propileno glicol, a massa a 
ser pesada deverá ser de: 
DADOS: C = 12 ; O = 16 ; H = 1 
a) 228 g. b) 10,8 g. c) 108 g. d) 22,8 g. e) 2,28 g. 
6 - Considere o NaOH sólido e puro. Calcule: 
a) a massa de NaOH que deverá ser pesada para se preparar 
500,0mL de solução 0,1mol/L. 
b) a percentagem em massa de NaOH na solução preparada no 
item a. 
Obs: Considere a densidade da solução igual à da água 
(d=1,0g/cm3). 
Dado: Massa molar do NaOH = 40 g/mol 
6 -(Puccamp-SP) No preparo de solução alvejante de tinturaria, 
521,5g de hipoclorito de sódio são dissolvidos em água suficiente 
para 10,0 litros de solução. A concentração, em mol/L, da solução 
obtida é: 
(Dado: Massa molar do NaClO = 74,5g/mol) 
a) 7,0 b) 3,5 c) 0,70 d) 0,35 e) 0,22 
 
8. Termoquímica 
A ​termoquímica​, também chamada de 
termodinâmica química​, é o ramo da química que 
estuda o calor (energia) envolvido, seja absorvido, 
seja produzido, nas reações químicas e quaisquer 
transformações físicas, tais como a fusão e a 
ebulição, baseando-se em princípios da 
termodinâmica. 
 
PRINCÍPIO DA CONSERVAÇÃO DE ENERGIA 
 
“A energia total após a reação é igual a energia total 
antes da reação.” 
“A energia não pode ser criada nem destruída, 
apenas transformada.” 
“Em um ​sistema isolado​, a quantidade total de 
energia é constante”. 
 
TIPO DE REAÇÃO 
 
Reação Endotérmica 
É aquela que absorve calor do meio externo. É 
necessário fornecer calor para que reação ocorra. 
Ex: 
fotossíntese (6CO​2​ + 6H​2​O + calor -> C​6​H​12​O​6​ + 6O​2​). 
 
Reação Exotérmica 
É aquela que libera calor para o ambiente. 
Ex: Queima do gás de cozinha (C​3​H​8​ + 5O​2​ -> 3CO​2​ + 
4H​2​O + calor). 
30 
 
 
 
 
ENTALPIA (ΔH) 
 
Também chamada de ​Calor​. É o total de energia 
liberada ou absorvida em uma transformação de um 
dado sistema, a pressão constante. Unidade mais 
comum: 
Kcal ou KJ (1Kcal ~ 4,18KJ) 
A variação da energia de um sistema (ΔH) pode ser 
calculado pela diferença entre as energias dos 
produtos e reagentes. 
ΔH = H​prod​ – H​reag 
 
*Reação endotérmica: H​prod​ > H​reag​ , ΔH > 0 
*Reação exotérmica: H​prod​ < H​reag​ , ΔH < 0 
 
Fatores que afetam a entalpia de uma reação 
1 – Quantidade em mol de produtos e reagentes. 
2 – Estado