Apostila - Resumos Teóricos de Química Geral e Inorgânica

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RESUMOS TEÓRICOS 
QUÍMICA GERAL E 
INORGÂNICA 
Prof: Thércio Rodrigues 
MATÉRIA E ENERGIA 
 
Tudo que forma nosso universo pode ser dividido em uma 
dessas definições: 
 
Matéria: é tudo que têm massa e ocupa lugar 
no espaço. 
 
Exemplo: tijolo, faca, celular, carro, ar, etc. 
 
 
Energia: é tudo que pode realizar trabalho. 
 
Exemplo: eletricidade, calor, som, etc. 
 
 
FASES DE AGREGAÇÃO DA MATÉRIA 
(Estados Físicos) 
 
A matéria pode apresentar-se em 3 fases de agregação 
(estados físicos) mais comuns: 
 
a. Sólido: 
- forma e volume constantes 
- baixa energia cinética 
- partículas muito próximas umas das outras 
 
b. Líquido: 
- forma variável e volume constante 
- energia cinética maior que no sólido 
- partículas mais distantes que no sólido 
 
c. Gasoso: 
- forma e volume variáveis 
- alta energia cinética 
- partículas muito distantes umas das outras 
 
MUDANÇAS DE FASES DE AGREGAÇÃO 
(Mudanças de Estado Físico) 
 
Pela alteração de temperatura e pressão, é possível fazer com 
que a matéria mude sua fase de agregação. Cada mudança 
tem um nome característico, conforme a figura a seguir: 
 
 
ANOTAÇÕES: 
Observações: 
 
I. Vaporização*: pode ocorrer de 3 formas distintas. 
- Evaporação: A mudança de fase só ocorre com as 
partículas da superfície do líquido. 
Exemplo: Água de uma roupa que seca no varal. 
 
- Ebulição: Todas as partículas têm energia suficiente 
para a mudança de fase. Por isso, esse processo ocorre com 
perturbação do sistema. 
Exemplo: Água sendo aquecida para fazer café. 
 
- Calefação: a mudança de fase é muito rápida, pois 
o líquido toca uma superfície cuja temperatura está muito 
acima de sua temperatura de ebulição. 
Exemplo: um pouco de água na chapa quente. 
 
II. Alguns autores consideram a volta da fase gasosa 
diretamente para a sólida como sendo a ressublimação. 
 
III. Existe diferença entre Liquefação e Condensação. 
Liquefação: termo utilizado quando um gás passa a 
fase líquida. 
Condensação: termo utilizado quando um vapor 
passa a fase líquida. 
 
Vapor Gás 
Espécie na fase gasosa que 
possui temperatura abaixo 
da temperatura crítica. 
Pode passar à fase líquida 
apenas por compressão 
(aumento da pressão). 
Espécie na fase gasosa que 
possui temperatura acima 
da temperatura crítica. 
Só pode passar à fase 
líquida por compressão e 
redução da temperatura, 
simultaneamente. 
Exemplo: Vapor d’água Exemplo: Gás carbônico 
 
PROPRIEDADES DA MATÉRIA 
 
Estão dividas em GERAIS e ESPECÍFICAS. 
 
a. Propriedades gerais: são aquelas que não são capazes de 
identificar a matéria; são comuns a todo tipo de matéria. 
 São elas: inércia, elasticidade, divisibilidade, 
impenetrabilidade, compressibilidade, descontinuidade, 
massa e extensão (ou volume). 
 
b. Propriedades específicas: são aquelas que podem 
identificar a matéria. 
Estão divididas em: físicas, químicas, funcionais e 
organolépticas. 
 
Exemplos: 
Propriedades físicas: ponto de fusão, ponto de 
ebulição, calor específico, densidade. 
 
Propriedades químicas: oxirredução, reatividade, 
inflamabilidade. 
 
Propriedades funcionais: acidez, basicidade. 
 
Propriedades organolépticas: cor, brilho, sabor, 
odor. 
 
ANOTAÇÕES: 
PROPRIEDADES ESPECÍFICAS FÍSICAS 
 
a. PONTO DE FUSÃO: é a temperatura na qual um sistema 
sofre a passagem da fase sólida passa a líquida. 
 
Observações: 
I. é constante para substâncias puras. 
II. o Ponto de Fusão Normal é aquele medido à 
pressão de 1 atm (pressão ao nível do mar). 
b. PONTO DE EBULIÇÃO: é a temperatura na qual um sistema 
sofre a passagem da fase líquida passa a gasosa. 
 
Observações: 
I. é constante para substâncias puras. 
II. o Ponto de Ebulição Normal é aquele medido à 
pressão de 1 atm (pressão ao nível do mar). 
 
c. DENSIDADE: trata-se da relação entre a massa e o volume 
de um sistema. 
Matematicamente: 
 
 
 
Observações: 
I. É muito comum que a massa seja dada em gramas (g) e o 
volume em mililitros (mL), porém várias outras unidades 
podem ser utilizadas. 
II. Quanto maior a densidade de um material, mais massa se 
encontra em menor volume. 
III. Em sistemas imiscíveis, os materiais mais densos 
encontram-se mais ao fundo do sistema. 
 
 
FENÔMENOS DA MATÉRIA 
 
A matéria está exposta a dois tipos de fenômenos: 
 
a. Físicos: são aqueles que não alteram a natureza da matéria. 
 
Exemplos: 
 Amassar uma latinha, quebrar um graveto, riscar um 
papel. 
b. Químicos: são aqueles que alteram a natureza da matéria. 
 
Exemplos: 
 Queimar uma vela, cozinhar um ovo, digerir um 
alimento. 
ANOTAÇÕES: 
CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
 
ÁTOMO: Menor partícula da matéria que mantém as 
propriedades de determinado elemento. 
 
ELEMENTO: Representação de todos os isótopos possíveis de 
certo tipo de átomo. 
 
MOLÉCULA: Conjunto de átomos (iguais ou diferentes) 
unidos entre si por ligação covalente. 
 
SUBSTÂNCIA PURA (ou simplesmente SUBSTÂNCIA): 
Sistema formado por moléculas IGUAIS. 
 
Uma substância pura pode ser dividida em: 
 
a. SUBSTÂNCIA pura SIMPLES: é formada por um só 
elemento químico. 
Exemplo: H2, Ne, O3, Au, Fe, N2 
 
b. SUBSTÂNCIA pura COMPOSTA: é formada por um dois ou 
mais elementos químicos. 
Exemplo: H2O, C2H5OH, FeSO4, N2H4 
 
SISTEMAS 
 
Um sistema pode ser formado por uma única substância ou 
por várias delas. 
 
a. SUBSTÂNCIA PURA: é o sistema formado por uma só 
substância química. 
Exemplo: um copo com água, um saco de açúcar (C12H22O11). 
 
b. MISTURA: é o sistema formado por uma duas ou mais 
substâncias químicas. 
Exemplo: um copo com água e sal, um pote com areia e 
açúcar. 
 
Um sistema pode ser classificado de acordo com o número de 
fases* que o constituem: 
 
Sistema homogêneo Sistema heterogêneo 
Apresenta uma única fase 
constituinte. 
Apresenta duas ou mais 
fases. 
 
F: 01 C: 01 F: 02 C: 01 
 
Mistura homogênea Mistura heterogênea 
Apresenta uma única fase 
constituinte. 
Apresenta duas ou mais 
fases. 
 
F: 01 C: 02 F: 02 C: 02 
Fase*: é cada porção homogênea de um sistema. 
Componente: é cada substância que faz parte do sistema. 
ANOTAÇÕES: 
CURVAS DE AQUECIMENTO 
 
Aquecendo-se uma amostra, desde a fase sólida até a fase 
gasosa, podemos definir o sistema como sendo uma 
substância pura ou mistura, de acordo com as características 
do gráfico gerado a partir dos dados de temperatura em 
função do tempo. 
 
a. SUBSTÂNCIA PURA: apresenta patamar* de fusão e 
ebulição. 
Patamar*: (região de temperatura constante) 
 
 
 
b. MISTURA: Não apresenta patamar de fusão e ebulição. 
 
 
Observação: 
Misturas especiais 
 
b1. Mistura eutética: apresenta somente o patamar de fusão. 
 
Exemplo: solda de estanho (Sn + Pb) 
 
 
ANOTAÇÕES: 
b2. Mistura azeotrópica: apresenta somente o patamar de 
ebulição. 
Exemplo: etanol hidratado (96% etanol + 4% água) 
 
 
 
 
MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS: 
 
MISTURAS HETEROGÊNEAS: 
 
Sólido – sólido: 
 
Catação: Este processo é empregado quando os 
componentes são bem distintas e podem ser separadas pela 
mão ou com pinças, como quando escolhemos os feijões para 
cozinhar. 
 
Ventilação: Arraste por corrente de ar de um dos 
componentes da mistura que seja bem leve. Exemplos: 
separação das cascas de grãos de café, cereais e amendoim 
torrado; 
 
Levigação: Arraste de sólidos de baixa densidade por meio de 
correntes de água, permanecendo no recipiente os sólidos de 
densidade maior. Isso é feito pelos garimpeiros para separar 
a areia (menos densa) do ouro (mais denso); 
 
ANOTAÇÕES: 
Separação magnética: separa os componentes de uma 
mistura, onde um deles é atraído por um ímã, e o outro não. 
Pode ser utilizado, por exemplo, para separar areia e limalha 
de ferro. 
 
Peneiração ou tamisação: É usada para separar sólidos de 
diferentes tamanhos, geralmente passando por uma peneira, 
sendo que os sólidos menores passam por sua malha, sendo 
separados dos maiores. É muito usada em construções para 
separar a areia do cascalho e na cozinha quando se quer 
separar impurezas na farinhade trigo; 
 
 
Dissolução fracionada: É uma técnica ou método de processo 
de separação para separar misturas heterogêneas de dois ou 
mais sólidos, quando apenas um dos componentes se 
dissolve em um dado solvente. 
Exemplo: Temos uma mistura de sal mais areia e a ela 
adicionamos água aonde somente o sal irá se dissolver. 
Portanto, temos solução salina mais areia, uma mistura ou 
sistema heterogêneo, na qual em seguida será feita a filtração 
sendo a areia retida no papel de filtro. O filtrado, no caso a 
solução salina, passará por processo de evaporação ou 
destilação simples, isto é, a água líquida passará para o estado 
gasoso e o sal permanece no fundo do balão de destilação ou 
outro recipiente. 
 
Flotação: A flotação consiste em adicionar bolhas de ar em 
uma suspensão coloidal. Por exemplo, na mineração e 
extração do ferro a partir da hematita (Fe2O3), esta é 
pulverizada e combinada com óleo, água e detergente. 
Depois de injetar ar através da mistura, o oxido metálico 
revestido de óleo é arrastado pelas bolhas de ar com espuma 
até a superfície. O resíduo não desejado, que é denominado 
de ganga, deposita-se na parte inferior. 
 
 
ANOTAÇÕES: 
Fusão fracionada: A fusão fracionada é um processo usado 
para separar sólidos cujos pontos de fusão são muito 
diferentes. Aquecendo-se a mistura, o componente de menor 
ponto de fusão irá fundir, enquanto os demais estarão 
sólidos. 
 
 
Sólido – líquido: 
 
Decantação: este processo é utilizado quando o componente 
sólido for mais denso que o líquido da mistura. Essa diferença 
de densidade faz com que o sólido se deposite no fundo do 
recipiente, e, após a deposição, escoar-se o líquido. 
 
 
 
Centrifugação: Processo que acelera a decantação através do 
uso de aparelhos denominados centrífugas. A separação de 
glóbulos vermelhos do plasma sanguíneo, por exemplo, é 
feito com o auxílio de uma centrífuga. 
 
 
Filtração simples: Usa-se um papel de filtro em um funil de 
filtração comum, então, com a ajuda de um bastão de vidro, 
a mistura heterogênea é despejada no funil. No papel de filtro 
ficam retidas apenas as partículas que não estavam 
dissolvidas na parte líquida. 
Um exemplo muito comum de filtração realizada no cotidiano 
é quando preparamos café. O coador retém as partículas 
sólidas do café e extrai substâncias solúveis no pó de café. 
 
 
ANOTAÇÕES: 
Filtração a vácuo: Para filtrações lentas, utiliza-se a filtração 
a vácuo, que acelera o processo. Esse tipo de filtração é 
realizado usando-se um funil de Buchner. Coloca-se o papel 
de filtro sobre os poros do funil de Buchner, que é posto sobre 
um Kitassato (recipiente de parades espessas e saída lateral) 
que, por sua vez, é acoplado por uma mangueira a uma 
trompa de água, que baixa pressão dentro dele. Com isso, a 
filtração ocorre rapidamente. 
 
 
Sólido – gás 
 
Filtração: A filtração simples também é utilizada na separação 
entre gases e sólidos. Esse processo é muito utilizado nas 
indústrias, principalmente para evitar o lançamento de 
partículas sólidas na atmosfera. Os aspiradores de pó são um 
exemplo cotidiano da utilização da filtração, onde o sólido é 
retido (poeira) à medida que o ar é aspirado. 
 
 
 
Líquido-líquido 
 
Decantação: com o auxílio de um funil de decantação, separa 
líquidos imiscíveis. Após a decantação, abre-se a torneira, 
deixando passar o líquido mais denso. 
 
 
RESUMÃO 
 
Misturas 
heterogêneas 
Fracionamento de misturas 
Sólido-sólido Catação, peneiração, separação 
magnética, ventilação, levigação, 
dissolução fracionada, flotação e 
fusão fracionada 
Sólido-líquido Filtração e decantação 
Sólido-gás Filtração e decantação 
Líquido-líquido Decantação (com funil de 
decantação) 
ANOTAÇÕES: 
MISTURAS HOMOGÊNEAS: 
 
Sólido-líquido 
 
Evaporação: Essa técnica é baseada na diferença de pontos 
de ebulição entre os componentes da mistura. As soluções, 
são deixadas em repouso ou aquecidas para que o líquido 
evapore, permanecendo o sólido que possui o ponto de 
ebulição muito maior. Essa é a técnica utilizada na obtenção 
de sal de cozinha a partir da água do mar nas salinas. 
 
 
 
Destilação simples: separa os componentes de misturas 
sólido-líquido miscíveis. Consiste em aquecer a mistura em 
um balão de fundo redondo acoplado a um condensador. O 
líquido, de menor ponto de ebulição, evapora e chega ao 
condensador, onde retorna à fase líquida e é coletado em 
outro recipiente. 
 
 
 
Líquido-líquido: 
 
Destilação fracionada: separa os componentes de misturas 
líquido-líquido miscíveis. A diferença é que, antes do 
condensador, há uma coluna de fracionamento, que só 
permite que o líquido de menor ponto de ebulição consiga 
atravessá-la, enquanto os outros sofrem condensação e 
retornam ao balão de destilação. 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
Gás-Gás 
 
Liquefação seguida de destilação fracionada: É usada para 
separar componentes gasosos através da diminuição da 
temperatura ou elevação da pressão. Um dos gases torna-se 
líquido primeiro, passando por posterior destilação 
fracionada. É uma técnica empregada para separar os 
componentes do ar. 
RESUMÃO 
 
MISTURAS 
HOMOGÊNEAS 
FRACIONAMENTO DE MISTURAS 
Sólido-líquido Evaporação e destilação simples 
Líquido-líquido Destilação fracionada 
Gás-gás Liquefação e destilação fracionada 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
MODELOS ATÔMICOS 
 
A ideia de átomo surge aproximadamente 400 anos antes 
de Cristo com os filósofos gregos Leucipo e Demócrito. 
 
Leucipo Demócrito 
 
 
Segundo eles, por observação da natureza, toda matéria 
seria formada por partículas muito pequenas indivisíveis. 
Dai surge o nome átomo. Em grego: 
 
A tomus 
Sem divisão 
 
Suas ideias não se propagaram porque outro filósofo, mais 
influente na época, Aristóteles acreditava na teoria dos 4 
elementos: 
 
Aristóteles 
 
 
Terra Fogo Água Ar 
 
 
Semente séculos depois, na Inglaterra, as ideias de Leucipo 
e Demócrito seriam retomadas. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
John Dalton (1803) 
Nasceu na Inglaterra, em 
1766 e faleceu em 1844. 
Seu maior legado foi o 
desenvolvimento da 
primeira teoria atômica, 
relacionando seus 
estudos com os trabalhos 
de Lavoisier. 
Seu modelo: 
 
É conhecido como 
“Modelo da bola de 
bilhar”. 
O átomo seria uma esfera 
maciça, indivisível e 
impenetrável. 
Não há nenhuma ideia de 
cargas elétricas 
Seu modelo foi proposto com base em experimentos 
científicos e tem como fundamentos os seguintes 
postulados*: 
 
POSTULADOS DE DALTON: 
 
I. Toda matéria é formada por átomos. 
II.Átomos de mesmo elemento são idênticos. 
III.Compostos são a combinação de dois ou mais átomos 
diferentes. 
IV.Reações são rearranjos de átomos. 
Tudo que forma nosso universo pode ser dividido em uma 
dessas definições: 
 
Postulado*: afirmação ou fato admitido sem necessidade 
de demonstração. 
Seu modelo continha falhas e um novo modelo surgiu. 
 
J. J. Thomson (1897) 
Nasceu na Inglaterra, em 
1856 e faleceu em 1940. 
Baseado em 
experimentos com cargas 
elétricas, concluiu que o 
átomo não era uma 
esfera indivisível, e que 
os raios catódicos eram, 
na realidade, os elétrons. 
Seu modelo: 
 
É conhecido como 
“Pudim de passas”, que 
considerava que o átomo 
seria uma esfera de carga 
elétrica positiva, com 
elétrons distribuídos, 
gerando um equilíbrio 
elétrico. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Seu modelo foi proposto com base em experimentos 
científicos com as Ampolas de Crookes e levaram à 
descoberta do elétron, derrubando assim a ideia de que o 
átomo seria uma partícula indivisível. É importante lembrar 
que Thomson é considerado o descobridor do elétron. 
 
Ampolas de Crookes 
 
 
Testando o modelo de Thomson, um novo modelo acabou 
sendo proposto pelo seu aluno. 
 
Ernest Rutherford (1911) 
Nasceu na Inglaterra, em 
1871e faleceu em 1937. 
Foi aluno de Thomson e, 
através de experimentos 
com finas folhas de ouro, 
propôs um novo modelo, 
diferente de seu 
professor. 
Seu modelo: 
 
É conhecido como 
“Modelo do átomo 
nucleado”. 
O átomo seria formado 
por um núcleo pequeno, 
denso e positivo ao redor 
do qual girariam os 
elétrons de carga 
negativa, em algum lugar 
na eletrosfera. 
 
 
Para propor tal modelo, Rutherford utilizou as conclusões 
retiradas da observação do Experimento da lâmina de ouro. 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 Observação Conclusão 
1. A maior parte das 
partículas  (que são 
matéria) atravessa a 
lâmina sem sofrer 
desvio. 
 Deve haver um grande 
espaço vazio no átomo 
por onde as partículas 
atravessaram: essa parte 
é a eletrosfera 
2. Poucas partículas se 
chocaram com algo 
maciço e não 
atravessaram a lâmina. 
 Há uma parte do átomo 
que possui massa, porém 
essa parte é muito 
pequena. 
3. Algumas partículas , 
que já se sabia que 
eram positivas, 
sofreram um desvio 
significativo em sua 
trajetória ao atravessar 
a lâmina. 
 A parte maciça é densa e 
positiva, uma vez que as 
partículas , também 
positivas, sofreram 
repulsão ao passar 
próximo do núcleo e 
acabaram se desviando. 
 
Rutherford pode concluir que o núcleo é de 10 mil a 100 mil 
vezes menor que o átomo (104 a 105 vezes menor). 
Não conseguindo explicar algumas observações que não se 
alinhavam com os conceitos do eletromagnetismo, o 
modelo de Rutherford foi melhorado. 
 
Niels Bohr (1913) 
Nasceu na Dinamarca, 
em 1875 e faleceu em 
1962. Trabalhou com 
Thomson e Rutherford. 
Através das análises dos 
espectros de emissão de 
luz do átomo de 
hidrogênio, propôs seu 
modelo. 
Seu modelo: 
 
É conhecido como 
“Modelo do sistema 
planetário”. 
O átomo seria formado 
por um núcleo pequeno, 
denso e positivo ao redor 
do qual girariam os 
elétrons em níveis de 
energia quantizados. 
 
 
POSTULADOS DE BOHR 
 
1. Os elétrons giram ao redor do núcleo em níveis de 
energia quantizados. 
2. Os elétrons não podem ocupar o espaço entre um nível e 
outro. 
3. Quando um elétron absorve energia, ele salta de um nível 
de energia menor (mais interno) para um de energia maior 
(mais externo e mais distante do núcleo). 
4. Ao retornar para um nível mais interno, emite a energia 
na forma de luz. 
ANOTAÇÕES: 
 
Os postulados 3 e 4 dizem respeito ao salto eletrônico ou 
salto quântico. 
 
 
 
James Chadwick (1932) 
Nasceu na Inglaterra, em 
1891 e faleceu em 1974. 
Trabalhou com 
Rutherford. Através de 
experimentos com 
partículas  chocando-se 
contra uma amostra de 
Berílio, conseguiu provar 
a existência dos 
nêutrons. 
 
O ÁTOMO 
 
 
 
 
QUADRO COMPARATIVO 
 
Partícula Carga Massa Representação 
Próton + 1 1 u 11p 
Nêutron 0 1 u 01n 
Elétron – 1 (1/1840) u –10e ou e– 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PARTÍCULAS FUNDAMENTAIS 
 
Para designar as partículas fundamentais do átomo, alguns 
termos são designados: 
 
a. Número atômico (Z): indica a quantidade de prótons que 
um átomo possui. É o número atômico que caracteriza um 
elemento químico. 
Deve ser representado do lado esquerdo na parte inferior 
do símbolo. 
Representação: 
 
 
Exemplos: 
 
 
b. Número de massa (A): indica a soma dos prótons e 
nêutrons que um átomo possui em seu núcleo. 
 
Matematicamente: 
 
 
Representação: 
 
 
Exemplos: 
 
 
c. Número de nêutrons (N): indica a quantidade de 
nêutrons que um átomo possui em seu núcleo. 
 
Matematicamente: 
 
Exemplos: 
 
 
d. Número de elétrons (e–): indica a quantidade de elétrons 
que um átomo possui em sua eletrosfera. 
 
 d1. Para átomos neutros: o número de elétrons é 
igual ao número atômico. 
 
d2. Para íons: 
Cátion (+) Ânion (–) 
Perdeu elétron Ganhou elétron 
 
 
prótons (p) 20 prótons (p) 15 
elétrons (e–) 18 elétrons (e–) 18 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HISTÓRICO 
 
A Tabela Periódica passou por um longo processo de 
evolução e mudanças até chegar ao que conhecemos hoje. 
 
Dmitri Mendeleev (1869) 
Nasceu na Rússia, em 1834 
e faleceu em 1907. Seu 
maior legado foi criar a 
primeira versão da tabela 
periódica dos elementos 
químicos, prevendo as 
propriedades de 
elementos que ainda não 
tinham sido descobertos. 
 
Sua tabela: 
 
Era organizada em ordem crescente de massa atômica. 
Continha espaços “vazios” deixados para elementos 
ainda desconhecidos por ele, para os quais ele fazia 
previsões de propriedades com base em periodicidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Henry Moseley (1913) 
Nasceu na Inglaterra, em 
1887 e faleceu em 
combate durante a I 
Guerra Mundial em 1915. 
Sua maior contribuição 
para a evolução da 
classificação periódica foi 
organizar a tabela através 
do número atômico dos 
elementos. 
 
Sua tabela: 
 
Era organizada em ordem crescente de número atômico, 
que ele descobriu com base em espectros de raio X. Foi 
graças a ele e seus estudos que a tabela adquiriu a forma 
que conhecemos hoje. 
 
 
 
 
 
ORGANIZAÇÃO DA TABELA 
 
A tabela periódica está organizada em: 
 
a. Períodos: 
 
São as 7 linhas horizontais da tabela. Agrupam elementos 
com o mesmo número de níveis energéticos na eletrosfera. 
 
20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
33As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 
 
Por apresentarem o mesmo número de níveis (camadas), 
cálcio e arsênio estarão localizados no mesmo período (4º 
período). 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b. Famílias: 
 
São as 18 linhas verticais da tabela, numeradas de 1 a 18 
(segundo orientação da IUPAC). Agrupam elementos com 
propriedades semelhantes. 
 
Principais famílias: 
 
Exemplo: 
Todo elemento da família 1 (1A) reage com a água 
produzindo H2(g) e calor. 
Todo elemento da família 2 (2A) apresenta 2e– na 
Camada de Valência. 
 
DIVISÕES DA TABELA 
 
a. Quanto ao subnível mais energético. 
 
a1. Representativos: subnível mais energético s ou p. 
 Antigamente, formavam os grupos “A”. 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a2. Transição: subnível mais energético d ou f. 
 d  Transição externa 
 f  Transição interna 
Antigamente, formavam os grupos “B”. 
 
 
b. Quanto à classificação do elemento. 
 
 Metal: a imensa maioria dos elementos. 
 Ametal (ou não metal): 16 elementos. 
 Gases nobres: 7 elementos da família 18. 
 
 
 
Obs.: o Hidrogênio não apresenta classificação. 
c. Quanto ao estado físico. 
 
Considerando CATP (condições ambientais de temperatura 
e pressão): 25oC e 1 atm, temos: 
 
Sólidos: a grande maioria dos elementos. 
Líquidos: apenas 2 elementos 
(mercúrio – Hg e bromo – Br). 
Gasosos: apenas 12 elementos. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA E TABELA 
PERIÓDICA 
 
A localização de um elemento na Tabela Periódica está 
relacionada à sua configuração eletrônica. 
 
- A Camada de Valência indica o período. 
- O subnível mais energético pode indicar a família. 
 
Distribuição terminada em s: elétron indica a família. 
 
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 
Período: 3º Período 
 
Família: 1; metais alcalinos; (antiga família 1A) 
 
Distribuição terminada em p: e– p + 12 indica a família. 
 
16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
Período: 3º Período 
 
Família: 16; calcogênios; (4ª família p); (antiga família 6A) 
 
Distribuição terminada em d: e– d + 2 indica a família. 
 
26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d6 
Período: 4º Período 
 
Família: 8 (6ª família d) 
 
Obs.: elementos com distribuição eletrônica terminada em 
f, serão sempre da família 3. 
 
 
 
 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
São as propriedades que variam com certa regularidade em 
função do aumento do numero atômico. 
 
Propriedade periódica Propriedade aperiódica 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a. Raio atômico: 
 
Definição: É a metade da distância entre os núcleos de dois 
átomos vizinhos, de um mesmo elemento. 
 
 
COMO VARIA NA TABELA? 
 
- Na família: 
Como exemplo, os elementos da família 1. 
 
 
Aumenta de cima 
para baixo devido ao 
aumento do número 
de camadas. 
 
Obs.: o hidrogênio não pertence à família 1. 
 
- No período: 
Como exemplo, os elementos do período número 2. 
 
 
 
Aumenta da direita para a esquerda devido à diminuição da 
atração núcleo-eletrosfera. A diminuição da carga nuclear 
(nº de prótons) faz com que o núcleo tenha menos força 
para atrair pra dentro sua eletrosfera. 
RESUMINDO: 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observação: 
 
Raio iônico: 
Ao ganhar ou perder elétrons, o raio do átomo é alterado. 
 
No Cátion: 
 
ANALOGIA: 
 
Imagine-se numa roda de pessoas de mãos dadas. Aí, por 
algum motivo, você sai da roda. O que acontecerá com ela? 
Ela irá diminuir devido à ausência de uma parte da roda 
correto? 
 
Ao perder elétron, torna-se menor que seu átomo neutro. 
 
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na+: 1s2 2s2 2p6 
 
Na > Na+ 
Um cátion será sempre menor que o átomo que o originou. 
 
No Ânion: 
 
ANALOGIA: 
 
Imagine-se que você voltou e quer entrar na roda de 
pessoas. Para que você possa entrar, o que acontecerá com 
a roda? Ela irá aumentar devido à sua entrada na roda, 
correto? 
 
Ao receber elétron, torna-se maior que seu átomo neutro. 
16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 16S2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
S < S2– 
 
Um ânion será sempre maior que o átomo que o originou. 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b. Energia de ionização (Ei): 
 
É a energia necessária para se retirar um elétron de um 
átomo neutro no estado gasoso. 
 
X(g) + Ei → X+(g) + e– 
 
 
COMO VARIA NA TABELA? 
 
Quanto menor for o átomo, mais próximo do núcleo estão 
seus elétrons. Assim, retirá-los exige bastante energia. 
Nos átomos maiores, com seus elétrons mais distantes do 
núcleo, a energia para retirar um elétron é menor. 
 
Então, concluímos que a energia de ionização varia de 
forma contrária ao raio atômico: 
 
- quanto menor o átomo, MAIOR é a Energia de Ionização 
(Ei). 
- quanto MAIOR o átomo, menor é a Energia de Ionização 
(Ei). 
 
RESUMINDO: 
 
 
Observação: 
A energia para retirar o segundo elétron (2ª Energia de 
ionização) é maior que a 1ª. Para retirar um 3º elétron, a 
energia será maior que a do 2º e assim, sucessivamente. 
Isso ocorre porque ao perder um elétron (e tornar-se um 
cátion) o átomo fica menor e seus elétrons se aproximam 
mais do núcleo, estando mais fortemente atraídos por ele. 
 
c. Afinidade eletrônica (Eaf): 
É a energia liberada quando se adiciona um elétron de um 
átomo neutro no estado gasoso. 
 
X(g) + e–→ X–(g) + Eaf 
 
COMO VARIA NA TABELA? 
 
Se assumirmos a Afinidade Eletrônica como a “vontade de 
ter elétrons”, entendemos que átomos menores tendem a 
atrair mais os elétrons, devido à sua maior proximidade com 
o núcleo atômico. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Então, concluímos que a afinidade eletrônica varia de forma 
contrária ao raio atômico: 
 
- quanto menor o átomo, MAIOR é a Afinidade eletrônica 
(Eaf). 
- quanto MAIOR o átomo, menor é a Afinidade eletrônica 
(Eaf). 
RESUMINDO: 
 
ATENÇÃO: 
 
1. A Afinidade eletrônica não se aplica aos gases nobres, 
pois sendo eles estáveis, não tendem a receber elétron. 
2. O elemento de maior afinidade eletrônica é o cloro, pois 
o flúor é pequeno demais e a entrada de um elétron é 
dificultada pela grande repulsão que os elétrons já 
presentes na eletrosfera imprimem sobre o elétron que está 
sendo adicionado. 
 
d. Eletronegatividade: 
 
É a força com que um átomo atrai o par de elétrons de uma 
ligação. 
 
 
COMO VARIA NA TABELA? 
 
Quanto menor for o átomo, mais próximo do núcleo está o 
par de elétrons. Assim, maior atração ele apresentará. 
 
Então, concluímos que a eletronegatividade varia de forma 
contrária ao raio atômico: 
 
- quanto menor o átomo, MAIOR é a Eletronegatividade. 
- quanto MAIOR o átomo, menor é a Eletronegatividade. 
 
Fila de eletronegatividade dos principais elementos: 
F O N Cl Br I S C P H 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RESUMINDO: 
 
 
OUTRAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
 
Densidade: 
 
COMO VARIA NA TABELA? 
 
 
O elemento mais denso da tabela é o Ósmio (Os) com 22,58 
g/cm3. 
 
Pontos de fusão e ebulição: 
 
COMO VARIA NA TABELA? 
 
 
O tungstênio (w) possui altos pontos de fusão e ebulição: 
P.F. = 3387 oC 
P. E. = 5420 oC 
 
O carbono (C) está destacado por apresentar também um 
alto ponto de fusão: 
P.F. = 3700 oC 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TEORIA DO OCTETO 
 
Considera que a estabilidade de um átomo é atingida 
quando ele apresenta configuração eletrônica de gás 
nobre, ou seja, quando tem 8 elétrons na camada de 
valência. 
 
Obs.: se o átomo apresenta apenas uma camada, será 
estável com 2 elétrons. 
 
Observe: 
 
2He: 1s2 
10Ne: 1s2 2s2 2p6 
18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
36Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 
54Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 
86Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 .......... 5p6 4f14 6s2 5d10 6p6 
 
Note que todos os gases nobres (exceto o Hélio) 
apresentam 8 elétrons na camada de valência. É isso 
que garante a estabilidade desses elementos. Todos 
os demais elementos da tabela precisam ganhar, 
perder ou compartilhar elétrons para atingir 
estabilidade. 
Isso origina as ligações químicas. 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
a. Ligação iônica: 
 
É caracterizada pela transferência de elétrons. 
 
Ocorre entre: 
 
METAL + AMETAL 
  
perde elétron ganha 
elétrons 
torna-se 
cátion 
 torna-se 
ânion 
 
Obs.: em geral, o metal apresenta 1, 2 ou 3 e– na 
camada de valência. O ametal, 5, 6 ou 7 e–. 
 
A atração eletrostática entre as cargas opostas do 
cátion e do ânion origina o composto iônico. 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXEMPLO: 
 
Qual a fórmula do composto formado entre o 11Na e o 
16S? 
Resolução: 
 
Através da igualdade das cargas: 
 
Nº cargas + = Nº cargas – 
 
 Distribuição Tendência Íon 
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1  perder 1 e–  Na+ 
16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4  ganhar 2 e–  S2– 
 
Formulação: 
 
Na+ S2– 
 Na2S 
Na+ 
 
DICA: “Cruzar as cargas” 
 
Pode-se fazer a fórmula “cruzando” o valor da carga 
de um íon e utilizando como índice do outro. 
 
 
 
 
 
 
 
Cuidado: quando os índices puderem ser 
simplificados, eles devem OBRIGATÓRIAMENTE ser 
simplificados. 
 
 
 
 
 
• Através da Fórmula eletrônica: 
 
Também chamada de fórmula ou estrutura de Lewis. 
 
Nela utilizamos o símbolo do elemento e os elétrons 
da camada valência ao seu redor. 
 
 Distribuição Representação 
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1  
16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4  
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Formulação: 
 
 
Após transferir: 
 
 
 
Composto iônico: 
 
 
 
Ou simplesmente:PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
 
- São sólidos nas condições ambiente (25 oC e 1 atm). 
- Possuem altos pontos de fusão (P.F.) e ebulição 
(P.E.). 
- Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em 
solução aquosa. 
- Formam retículos cristalinos. 
 
b. Ligação covalente: é caracterizada pelo 
compartilhamento de elétrons. 
 
Ocorre entre: 
 
AMETAL + AMETAL 
AMETAL + HIDROGÊNIO 
HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO 
 
Obs.: em geral, o ametal apresenta 5, 6 ou 7e– na 
camada de valência. 
 
Há dois tipos de ligação covalente: 
 
- a ligação covalente normal 
- a ligação covalente coordenada (dativa) 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação covalente normal: Ocorre quando a ligação é 
feita com um elétron de cada um dos átomos ligantes. 
Exemplo: 
 
 
A ligação é formada por um elétron de cada 
hidrogênio. 
 
Ligação covalente coordenada: Ocorre quando a 
ligação é feita com dois elétrons de apenas um dos 
átomos ligantes. 
 
 
 
A ligação destacada pelo retângulo é formada por dois 
elétrons pertencentes ao enxofre. Por isso, ela é uma 
ligação covalente coordenada. 
 
(Veja como identificar a ligação clicando aqui.) 
 
 
PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS MOLECULARES* 
 
- Baixos pontos de fusão e ebulição. 
- Sólidos, líquidos ou gasosos à temperatura ambiente. 
- Não conduzem corrente elétrica (exceto os ácidos, 
que sofrem ionização). 
- Quebradiços. 
 
Compostos moleculares*: aqueles formados 
exclusivamente por ligações covalentes. 
 
MONTAGEM DA FÓRMULA ELETRÔNICA E 
ESTRUTURAL DE UMA MOLÉCULA 
 
1. Determinar o número total de elétrons de valência. 
2. Posicionar os átomos: geralmente, o central é 
aquele que precisa de mais elétrons pra estabilizar. 
3. Distribuir os elétrons (aos pares), inicialmente entre 
os átomos (pares de elétrons ligantes). 
4. Dos átomos “de fora” para o central, distribuir os 
demais elétrons (aos pares), completando octetos 
(pares de elétrons não-ligantes). 
5. Se não estabilizar todos os átomos, fazer rearranjos. 
 
(Veja exemplos de como se faz clicando aqui.) 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://youtu.be/VY3RUut4pyk
https://youtu.be/AoAGYEPo4cM
 
c. Ligação metálica: Explicada pela teoria do “Mar de 
elétrons” – os cátions em posições fixas e elétrons 
livres dispersos entre eles. 
 
 
 
Essa teoria explica a alta condutividade térmica e 
elétrica dos metais. 
 
Sobre a condutividade elétrica: os elétrons livres, se 
expostos à uma diferença de potencial, tendem a 
caminhar todos para uma mesma direção, fazendo 
surgir a corrente elétrica. 
 
Sobre a condutividade térmica: ao receber calor, o 
átomo vibra transferindo essa vibração ao vizinho, que 
transmite ao outro e assim sucessivamente. 
 
PROPRIEDADES DOS METAIS 
 
- Altos pontos de fusão e ebulição. 
- Sólidos à temperatura ambiente (exceto Hg). 
- Bons condutores de corrente elétrica e calor. 
- São maleáveis (podem formar lâminas). 
- São dúcteis (podem formar fios). 
 
LIGAS METÁLICAS 
 
Os metais podem formar ligas, que são materiais 
formados a partir da união de determinados metais e 
têm características diferentes de cada metal 
isoladamente. 
 
Liga Constituintes Aplicação 
Bronze Cu + Sn 
estátuas, sinos, 
rolamentos, tubos, 
válvulas, utensílios 
domésticos, 
Latão Cu + Zn 
armamento, decoração, 
terminais elétricos, 
porcas, etc. 
Magnálio Al + Mg 
rodas de liga leve, peças 
de aviões 
Ouro 18K Au + Ag/Cu joias, decoração, cirurgias 
Aço Fe + C 
Construção civil, talheres, 
peças de carro, brocas de 
perfuração 
Nitinol Ni + Ti 
Medicina (músculo 
artificial), sensores de 
temperatura 
 
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conteúdos que você viu nesse módulo! 
Clique aqui e ouça. 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://www.facebook.com/profmarx/videos/1961056133927748/
 
GEOMETRIA MOLECULAR 
 
Trata do arranjo espacial dos átomos na molécula e é 
explicada pela Teoria da repulsão dos pares 
eletrônicos da camada de valência (VSEPR). Essa teoria 
diz que os átomos, e pares de elétrons não ligantes do 
átomo central, tendem a assumir a maior distância 
angular possível, minimizando assim as repulsões 
entre eles. 
 
Na prática, para se deduzir a geometria molecular 
assumida por uma espécie, precisamos saber: 
 1. quantos átomos circundam o átomo 
central. 
 2. Se existe, ou não, elétrons não ligantes ao 
redor do átomo central. 
 
Com base nessas informações, podemos predizer qual 
a geometria assumida por determinada espécie. 
 
Nº de átomos 
ao redor do 
átomo central 
Existe elétron 
não ligante no 
átomo 
central? 
Geometria 
molecular 
2 Não Linear 
2 Sim Angula 
3 Não Trigonal plana 
3 Sim Piramidal 
4 Não Tetraédrica 
 
Observação 1: toda molécula diatômica (formada por 
dois átomos, é sempre linear. 
 Exemplo: H2, N2, HCl, CO. 
 
Linear Angular 
 
 
CO2 H2O 
 
Trigonal plana Piramidal 
 
 
BH3 NH3 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tetraédrica 
 
CH4 
 
Observação 2: existem outras geometrias pouco usais 
no ensino médio. Nesses casos alguns elementos 
extrapolam a regra do octeto (Teoria da expansão da 
camada de valência). 
 
Nº de átomos 
ao redor do 
átomo central 
Existe elétron 
não ligante no 
átomo 
central? 
Geometria 
molecular 
4 Sim (1 par) Gangorra 
4 Sim (2 pares) 
Quadrado 
planar 
5 Não 
Bipirâmide 
trigonal 
6 Não Octaédrica 
 
Gangorra Quadrado planar 
 
SF4 XeF4 
 
Bipirâmide trigonal Octaédrica 
 
PCl5 SF6 
 
Para identificar quantos átomos existem ao redor do 
átomo central e se há ou não elétron não ligante nesse 
átomo central, é preciso montar a fórmula eletrônica 
da molécula, seguindo os passos já vistos no módulo 
04. 
Licença de imagens de moléculas: 
PhET Interactive Simulations 
University of Colorado Boulder 
https://phet.colorado.edu 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://phet.colorado.edu/
 
Relembrando, são esses os passos: 
 
1. Determinar o número total de elétrons de valência. 
2. Posicionar os átomos: geralmente, o central é 
aquele que precisa de mais elétrons pra estabilizar. 
3. Distribuir os elétrons (aos pares), inicialmente entre 
os átomos (pares de elétrons ligantes). 
4. Dos átomos “de fora” para o central, distribuir os 
demais elétrons (aos pares), completando octetos 
(pares de elétrons não-ligantes). 
5. Se não estabilizar todos os átomos, fazer rearranjos. 
 
Montada a molécula, fazemos a análise e deduzimos 
sua geometria. 
(Veja como fazer nessa aula: clique aqui) 
 
POLARIDADE DE LIGAÇÕES E MOLÉCULAS 
 
a. Polaridade nas ligações: 
 
A polaridade existe em uma ligação se existe diferença 
de eletronegatividade entre os átomos ligados. Uma 
comparação eficiente, exige a análise da 
eletronegatividade de cada elemento. Alguns deles 
constam na tabela a seguir: 
 
 
 
Segundo Pauling, uma diferença de 
eletronegatividade entre os átomos ligados maior que 
1,7 dá origem à ligação iônica. Menor que isso, 
covalente polar e igual a zero, covalente apolar. 
 
Para facilitar um pouco a análise e dispensar (em 
muitos casos) a tabela de eletronegatividade, vale a 
pena relembrar a fila de eletronegatividade dos 
principais elementos: 
F > O > N = Cl > Br > I > S = C > P > H 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://cursodequimicaprofmarx.club.hotmart.com/lesson/qV73vqRpe3/aula-01-geometria-molecular
 
Exemplo 1: 
 
 
 
Nesse exemplo, a ligação H – Cl é polar. Como o cloro 
é mais eletronegativo, ele puxao par de elétrons com 
mais intensidade, fazendo com que haja maior 
densidade eletrônica próximo ao cloro que ao 
hidrogênio. 
 
Exemplo 2: 
 
 
 
Nesse exemplo, a ligação H – H é apolar. Como não 
existe diferença de eletronegatividade entre os 
átomos, a densidade eletrônica é homogênea e não há 
formação de polos na ligação. 
(Veja detalhes nessa aula: clique aqui) 
 
b. Polaridade nas moléculas: 
 
Exige uma análise da polaridade das ligações e da 
geometria molecular. A polaridade da molécula 
depende do vetor momento dipolar resultante (R). 
Se ele for igual a zero, a molécula é apolar. Se for 
diferente de zero, ou seja, se existe um vetor 
momento dipolar resultante, a molécula é apolar. 
 
Exemplo 1: 
 
 
 
Nesse exemplo, um oxigênio tenta atrair os elétrons 
do outro, mas como as eletronegatividades são iguais, 
não há deslocamento da nuvem eletrônica e a ligação 
é apolar. Como a única ligação existente na molécula 
é apolar, a molécula também é. 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://cursodequimicaprofmarx.club.hotmart.com/lesson/g97BdGEG4p/aula-02-polaridade-de-ligacoes
 
Exemplo 2: 
 
 
 
Nesse exemplo, o oxigênio da esquerda (mais 
eletronegativo que o carbono) atrai os elétrons pra 
perto de si (a ligação O = C é polar). No entanto, o 
oxigênio da direita (mais eletronegativo que o 
carbono) atrai os elétrons pra perto de si com a 
mesma força que o da esquerda (a ligação C = O é 
polar). Como há duas forças de mesma intensidade, na 
mesma direção (horizontal) e em sentidos opostos 
(uma para a esquerda e outra para a direita), ocorre a 
anulação dessas forças e não há resultante. A 
molécula é apolar. 
 
Exemplo 3: 
 
 
 
Nesse exemplo, o oxigênio é mais eletronegativo e 
atrai os elétrons dos hidrogênios (tanto da direita 
quanto da esquerda) – vetores representados em azul. 
Portanto, a ligação H – O é polar. Aplicando a soma de 
vetores (que você aprendeu em física), há resultante 
(representada em amarelo) e a molécula é polar. 
(Veja detalhes nessa aula: clique aqui) 
 
Regra de Solubilidade: 
 
Semelhante dissolve 
semelhante. 
 
Substância polar dissolve substância polar. 
 
Substância apolar dissolve substância apolar. 
 
Importante: 
Hidrocarbonetos são apolares. 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
https://cursodequimicaprofmarx.club.hotmart.com/lesson/wa4R0XDN7n/aula-03-polaridade-de-moleculas-e-solubilidade
 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
São forças de atração entre moléculas próximas. 
Sua intensidade depende das características das moléculas 
que compõem o sistema. 
Basicamente, as forças intermoleculares podem 
ocorrer por: 
a. Dipolo induzido 
b. Dipolo permanente 
c. Ligações de Hidrogênio 
 
DIPOLO INDUZIDO 
 
Esse tipo de força intermolecular pode ser chamado 
também de Forças de Van der Waals ou Força de dispersão 
de London. 
Ocorre entre moléculas apolares e é a mais fraca das 
interações intermoleculares. 
 
 
Fato curioso! 
 É por causa das 
forças de dipolo induzido 
que a lagartixa consegue 
andar pelas paredes. 
 
 
DIPOLO PERMANENTE 
 
Esse tipo de força intermolecular pode ser chamado 
também de Interações DIPOLO-DIOPOLO. 
Ocorre entre moléculas polares e é mais forte que as 
interações de dipolo induzido. 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO 
 
Esse tipo de interação intermolecular era chamado 
de Pontes de Hidrogênio, porém, por orientação da IUPAC, 
tal denominação deve ser abandonada. 
As ligações de hidrogênio ocorrem entre moléculas 
que apresentem o Hidrogênio ligado a um dos três 
elementos mais eletronegativos da tabela: Flúor, Oxigênio 
ou Nitrogênio. 
 
Exemplos: HF, H2O, NH3 
 
 
São as mais intensas das forças intermoleculares e 
estão presentes em nosso DNA, por exemplo. 
 
A ligação de uma hélice com outra se dá por meio 
de ligações de hidrogênio entre Citosina e Gaunina e entre 
Adenina e Timina. 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÁGUA E DENSIDADE: UM CASO ESPECIAL 
 
Ao solidificar, as interações por ligações de hidrogênio 
fazem com que as moléculas de água se organizem em uma 
estrutura que faz com que o volume da água sólida seja 
maior que o da água líquida. 
 
 
 
 
Assim, a densidade da água na fase sólida fica menor que a 
da água líquida, permitindo que o gelo flutue sobra a água. 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
E PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
As forças intermoleculares afetam propriedades físicas 
como, por exemplo, o ponto de ebulição. 
 
a. Para moléculas de massas moleculares próximas: 
 
 
 
Quanto maior a força intermolecular, ______________ será 
o ponto de ebulição de uma substância. 
 
b. Para moléculas de mesma força intermolecular: 
 
 
Quanto maior a massa molecular, ______________ será o 
ponto de ebulição de uma substância. 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c. Para moléculas de mesma massa e força intermolecular: 
Quanto mais ramificada a molécula, ______________ será 
o ponto de ebulição de uma substância. 
 
Molécula 
Ponto de 
fusão (PF) 
 
36 oC 
 
9 oC 
 
Respostas das lacunas: 
a. maior 
b. maior 
c. menor 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO 
 
DEFINIÇÃO DE IONIZAÇÃO: 
 
Formação de cargas não existentes anteriormente. 
Composto molecular (ligações covalentes). 
Em especial, ácidos como o HCl; H2SO4 e H3PO4 
Ionização: 
HCl + H2O → H3O+ + Cl– 
ou 
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq) (forma resumida) 
 
H2SO4 + 2 H2O → 2 H3O+ + SO42– 
ou 
H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO42–(aq) (forma resumida) 
 
H3PO4 + 3 H2O → 3 H3O+ + PO43– 
ou 
H3PO4(aq) → 3 H+(aq) + PO43–(aq) (forma resumida) 
 
DEFINIÇÃO DE DISSOCIAÇÃO: 
 
Separação de cargas já existentes anteriormente. 
Composto iônico. (ligações iônicas). 
Bases, sais e óxidos iônicos, como, por exemplo, Ca(OH)2, 
Fe2(SO4)3 e Na2O. 
Dissociação: 
Ca(OH)2(aq) → Ca2+(aq) + 2 OH–(aq) 
 
Fe2(SO4)3(aq) → 2 Fe2+(aq) + 3 SO42–(aq) 
 
Na2O(aq) → 2 Na+(aq) + O2–(aq) 
 
ELETRÓLITOS 
 
Substâncias que, em solução aquosa, ionizam/dissociam 
gerando íons que conduzem corrente elétrica. 
Podem ser ácidos, bases, saias ou óxidos. 
 
Através de testes de condutividade elétrica, é possível 
identificar seu uma substância é um eletrólito ou não. 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A figura a seguir mostra o resultado de alguns testes com 
substâncias em diferentes condições. 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A análise da imagem da página anterior permite algumas 
conclusões: 
 
Composto iônico: conduz corrente elétrica fundido ou em 
solução aquosa. 
Composto molecular (Ácido): conduz corrente elétrica em 
solução aquosa. 
Composto molecular: Não conduz corrente elétrica. 
A condutividade elétrica, em solução, é garantida pela 
presença de íons livres. 
Além disso, metais são bons condutores de eletricidade 
quando sólido ou fundidos. 
 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE (Cs) 
 
Indica a máxima quantidade de soluto que pode ser 
dissolvida numa certa quantidade de solvente, numa dada 
temperatura e pressão. 
Exemplo: 
A solubilidade do KNO3 em água a 60oC é de 110g/100g H2O. 
Para dissolver completamente275g de KNO3, qual é a 
massa de água necessária? 
Cs = 110g KNO3/100g H2O (60 oC) 
m = 275g KNO3 
m = ? H2O 
 
 
 
CURVA DE SOLUBILIDADE (Cs) 
 
Gráfico que reúne os coeficientes de solubilidade de uma 
substância a várias temperaturas. 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com base no gráfico da página anterior, que apresenta a 
curva de solubilidade de várias substâncias, é possível ter 
várias informações. 
 
Por exemplo: 
Qual o sal mais solúvel a 20 oC? 
Resposta: NaNO3 
Qual o s al mais solúvel a 100 oC? 
Resposta: KNO3 
 
Qual o sal menos solúvel a 60 oC? 
Resposta: Li2SO4 
 
Qual o s al de dissolução exotérmica? 
Resposta: Li2SO4 
Dissolução endotérmica significa que, para o sal se 
dissolver, ele precisa absorver calor. Portanto, aumentar a 
temperatura facilita sua dissolução. Assim, o CS aumenta 
com o aumento da temperatura. 
 
Dissolução exotérmica significa que, para o sal se dissolver, 
ele precisa liberar calor. Portanto, aumentar a temperatura 
prejudica sua dissolução. Assim, o CS diminui com o 
aumento da temperatura. 
 
Pontos de inflexão numa curva de solubilidade indicam que 
uma espécie hidratada (com água em sua estrutura) perdeu 
uma ou mais moléculas de água de hidratação. 
 
 
DISPERSÕES 
Uma dispersão é um sistema no qual uma substância 
está disseminada, sob a forma de pequenas partículas, 
numa segunda substância. 
A substância que promove a dispersão é chamada de 
dispersante e a outra substância, disperso. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
De acordo com o tamanho das partículas dispersas, as 
dispersões podem ser classificadas em: 
 
Suspensão > 100 nm 
Solução coloidal (coloide) 1 a 100 nm 
Solução verdadeira < 1 nm 
 
CARACTERÍSTICAS 
 
Suspensão: 
- Partículas visíveis em microscópio comum 
- Partículas separáveis por filtros comuns 
- Partículas sedimentam em centrífuga comum 
 
 
Coloide: 
- Partículas visíveis em ultramicroscópio 
- Partículas separáveis por ultrafiltros 
- Partículas sedimentam em ultracentrífuga 
 
 
 
Solução: 
- Partículas não são visíveis em microscópio 
- Partículas não são separáveis por filtros 
- Partículas não sedimentam em centrífuga 
 
 
Nosso estudo mais aprofundado ficará na parte de 
soluções, onde vamos estudar suas classificações, 
características, solubilidade e formas de se calcular a 
concentração dessas soluções. 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SOLUÇÕES 
 
Uma solução é um sistema formado por uma 
substância dissolvida em outra. A substância que está 
sofrendo a dissolução é o soluto. A substância que 
promove a dissolução é o solvente. 
 
CLASSIFICAÇÃO 
 
Quanto ao estado de agregação: 
 
Solução Sólida: os componentes desse tipo de solução 
se encontram no estado sólido (à temperatura 
ambiente). 
 
Solução Líquida: o solvente dessa solução se encontra 
no estado líquido. 
 
Solução Gasosa: todos os componentes dessa solução 
se encontram no estado gasoso. 
 
Quanto à razão soluto/solvente: 
 
Solução diluída: a quantidade de soluto é muito 
pequena em relação à de solvente, sendo assim, o 
soluto está completamente dissolvido. 
 
Solução concentrada: a quantidade de soluto é 
grande em relação à de solvente. A maioria das 
substâncias tem sua solubilidade aumentada com o 
aumento da temperatura. 
 
Quanto à natureza das partículas: 
 
Solução iônica: as partículas dispersas se encontram 
na forma de íons. Dessa forma, são capazes de 
conduzir corrente elétrica. Estas soluções também são 
chamadas de soluções eletrolíticas. 
 
Solução molecular: as partículas dispersas neste caso 
são moléculas. São também chamadas de solução 
não-eletrolítica, pois, normalmente, não conduzem 
corrente elétrica. Só conduzem se ocorrer o processo 
de ionização com o soluto (como no caso dos ácidos). 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quanto à quantidade de soluto: 
 
Solução insaturada: possui menos soluto dissolvido 
que a máxima quantidade permitida para uma certa 
quantidade de solvente, numa certa temperatura. 
(a quantidade de soluto dissolvido está abaixo do Cs.) 
 
Solução saturada: a quantidade de soluto é a máxima 
permitida para uma certa quantidade de solvente, 
numa certa temperatura. 
(a quantidade de soluto dissolvido está exatamente no do 
Cs, podendo apresentar precipitado ou não. Esse é o único 
tipo de solução que pode apresentar precipitado ou corpo 
de fundo). 
 
Solução supersaturada: a quantidade de soluto é 
maior que a máxima permitida. Esse sistema é muito 
instável. Qualquer perturbação e o excesso se soluto 
precipita. 
(a quantidade de soluto dissolvido está acima do Cs, porém 
essa solução é muito instável e qualquer perturbação do 
sistema faz o excesso de soluto dissolvido precipitar.) 
 
Graficamente: 
 
Cada área do gráfico refere-se a um dos tipos de 
soluções possíveis, de acordo com a quantidade de 
soluto em relação ao Cs. 
 
 
 
Pontos abaixo da curva de solubilidade representam uma 
solução insaturada (Ponto A, no exemplo) 
 
Pontos exatamente sobre a curva de solubilidade 
representam uma solução saturada (podendo ou não ter 
precipitado) (Ponto B, no exemplo) 
 
Pontos acima da curva de solubilidade representam uma 
solução supersaturada (Ponto C, no exemplo). 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE (Cs) 
 
É a máxima quantidade de soluto (em gramas) que 
pode ser dissolvida numa certa quantidade de 
solvente (geralmente 100g), numa dada temperatura 
e pressão. 
 
Considerações 
A maioria das substâncias tem sua solubilidade 
aumentada com o aumento da temperatura. 
Os gases têm sua solubilidade diminuída com o 
aumento da temperatura. 
 
CURVA DE SOLUBILIDADE 
 
Gráfico que apresenta a variação do Cs em função da 
temperatura. 
 
 
 
Como regra, podemos tomar que: 
Quanto maior a temperatura, maior a solubilidade. A 
não ser que a dissolução da substância seja 
exotérmica. 
 
Substância que tem sua solubilidade aumentada com 
o aumento da temperatura possui dissolução 
ENDOTÉRMICA. 
 
Substância que tem sua solubilidade diminuida com o 
aumento da temperatura possui dissolução 
EXOTÉRMICA. 
No gráfico acima, apenas o Li2SO4 tem dissolução 
exotérmica. 
Isso é muito comum com os gases também. 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÁCIDOS 
 
DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS: 
 
Ácido é toda substância que, em solução aquosa, 
libera como único cátion o íon H+ (H3O+), chamado hidrônio 
ou hidroxônio. 
 
HA + H2O → H3O+ + A– 
 
Simplificadamente: 
 
HA → H+ + A– 
 
IONIZAÇÃO: 
 
a. Em única etapa: 
 
HCl → H+ + Cl– 
HNO3 → H+ + NO3– 
H2S → 2H+ + S2– 
H2SO4 → 2H+ + SO42– 
H3PO4 → ____ + _____ 
 
b. Em etapas: 
 
H3PO4 → H+ + H2PO4– 
H2PO4– → H+ + HPO42– 
HPO42– → H+ + PO43– 
H3PO4 → 3H+ + PO43– 
 
CLASSIFICAÇÃO: 
 
a. Quanto ao número de elementos: 
 
binário (2 elementos): HCl, H2S, HF, HI 
ternário (3 elementos): HNO3, HCN, H3BO3 
quaternário (4 elementos): HCNO 
 
b. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: 
 
monoácido (1 H ionizável): HCl, HNO3, HClO4, H3PO2* 
diácido (2 H ionizável): H2S, H2CO3, H2SO4, H3PO3* 
triácido (3 H ionizável): H3PO4, H3BO3 
Atenção: 
H3PO2 H3PO3 
 
 
 
 
H3PO4 
 
 
Note que os Hidrogênios ionizáveis são aqueles ligados ao 
oxigênio. 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c. Quanto à presença de oxigênio: 
 
Hidrácidos:aqueles que não apresentam oxigênio. 
Exemplos: HBr, HI, HCN, H2S 
 
Oxiácidos: aqueles que apresentam oxigênio. 
Exemplos: HNO3, H4P2O7, HMnO4 (ácido permangânico) 
 
d. Quanto à força: 
 
Para os hidrácidos: 
 
 Fortes: HCl, HBr e HI. 
 Moderado: HF 
 Fracos: os demais 
 
Para os oxiácidos: 
 
A maior parte dos oxiácidos podem ser representados por 
HxEOy. Para determinar sua força, utilizamos a equação: 
 
 = y – x 
 
Sendo: x = nº de H ionizáveis 
 y = nº de Oxigênios 
 
De acordo com o valor de , temos: 
 
 = 0 Fraco 
 = 1 Moderado 
 = 2 Forte 
 = 3 Muito forte 
Exceções: 
 
H2CO3 é fraco, pois sofre decomposição com muita 
facilidade: 
 
H2CO3 → H2O + CO2 
 
H3PO3 e H3PO2 são moderados. 
 
e. Quanto ao grau de hidratação: 
 
Orto: é o ácido padrão 
 
 Exemplo: O H3PO4 é o ácido fosfórico, mas pode 
ser chamado de ortofosfórico, o que não é muito usual. 
 
Meta: Padrão – 1 H2O 
 H3PO4 – 1 H2O = HPO3 ácido metafosfórico 
Piro: (Padrão x 2) – 1 H2O 
 (H2SO4 x 2) – 1 H2O 
 H4S2O8 – 1 H2O = H2S2O7 ácido pirossulfúrico 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Observação: a força de um ácido pode ser medida através 
do grau de ionização: 
 
 = 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎𝑠
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑎𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑑𝑎𝑠
 
 
Quanto maior o valor de , mais forte é a espécie. 
 
 < 5%: ácido fraco 
5% <  < 50%: ácido moderado 
 > 50%: ácido forte 
 
NOMENCLATURA 
 
Hidrácidos: Seguem a estrutura 
 
Ácido + ídrico 
 Elemento 
 
HCl: ácido clorídrico 
HBr: ácido bromídrico 
* HCN: ácido cianídrico 
* H2S: ácido sulfídrico 
 
Oxiácidos: É necessário conhecer os principais ácidos 
padrão, pois a nomenclatura se baseia nele, segundo o 
quadro a seguir: 
 
+ 1 Oxigênio: per elemento + ico 
Padrão: elemento + ico 
– 1 Oxigênio: elemento + oso 
– 2 Oxigênio: hipo elemento + oso 
 
Principais ácidos padrão: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos: 
 
HNO2: 
HClO4: 
HBrO2: 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
BASES 
 
DEFINIÇÃO DE ARRHENIUS: 
 
Base é toda substância que, em solução aquosa, 
libera como único ânion o íon OH–, chamado hidróxido ou 
hidroxila. 
 
BOH → B+ + OH– 
 
FORMULAÇÃO: 
 
Toda base é formada por um metal (na forma de cátion) 
ligado a OH–. Na fórmula de uma base, o número total de 
cargas positivas (do cátion) deve ser igual ao número total 
de cargas negativas (do íon hidróxido - OH–). 
 
Cátion Hidróxido Fórmula 
Na+ OH– NaOH 
 
Ca2+ OH– Ca(OH)2 
 OH– 
 
Al3+ 
 
 
 
Obs.: Somente uma base apresenta como cátion uma 
espécie que não é um metal: NH4OH (hidróxido de 
amônio). Essa base é proveniente da reação entre a 
amônia (NH3) e a água. 
 
NH3(g) + H2O(l)  NH4OH(aq) 
 
Sua dissociação pode ser representada pela equação: 
 
NH4OH(aq)  NH4+(aq) + OH–(aq) 
 
DISSOCIAÇÃO: 
 
NaOH → Na+ + OH– 
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH– 
Al(OH)3 → Al3+ + 3 OH– 
Pb(OH)4 → ____ + _____ 
 
CLASSIFICAÇÃO: 
 
a. Quanto ao número de íons hidroxila: 
 
monobase: NaOH, KOH, AgOH 
dibase: Ca(OH)2, Ba(OH)2, Zn(OH)2 
tribase: Al(OH)3, Cr(OH)3 
tetrabase: Pb(OH)4, Mn(OH)4 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b. Quanto à solubilidade: 
 
Solúveis (totalmente solúveis): 
 
Bases da família 1 (1A) e de NH4+ 
Parcialmente solúveis: 
 
Bases de Ca2+, Sr2+ e Ba2+. 
 
Insolúveis (Praticamente insolúveis): 
 
 As demais bases. 
 
c. Quanto à força: 
 
A força está relacionada à capacidade da base de 
liberar o OH– em solução. Assim, são fortes as bases que 
possam se dissolver (exceto o NH4OH). 
 
Fortes: bases da família 1 (1A), Ca2+, Sr2+, Ba2+. 
Fracas: as demais 
 
 
NOMENCLATURA 
 
Segue a estrutura 
 
Hidróxido de carga* 
 Cátion 
 
*A carga NÃO será indicada no nome se o cátion da base 
pertencer às famílias 1 ou 2 (1A ou 2A) ou for Ag+, Zn2+, Al3+ 
ou NH4+. 
Quando a carga for indicada, deve-se utilizar 
algarismo romano. 
 
NaOH: hidróxido de sódio (“soda cáustica”) 
Ca(OH)2: hidróxido de cálcio (“cal hidratada”) 
Mg(OH)2: hidróxido de magnésio (“leite de magnésia”) 
Fe(OH)2: hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3: hidróxido de ferro III 
 
 
Obs.: Nomenclatura de Stokes 
 
 Carga mais baixa: nome do metal + oso 
 Carga mais alta: nome do metal + ico 
 
Exemplos: 
 
Fe2+ origina o Fe(OH)2  hidróxido ferroso 
Fe3+ origina o Fe(OH)3  hidróxido férrico 
Ni2+ origina o Ni(OH)2  
Ni3+ origina o Ni(OH)3  
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
 
São substâncias orgânicas que assumem coloração 
diferente de acordo com o meio (ácido, básico ou neutro). 
São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, 
alaranjado de metila, tornassol, azul de bromotimol. 
Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, 
como o suco do repolho roxo. 
Dois indicadores de grande importância em nosso estudo 
são: 
INDICADOR MEIO ÁCIDO MEIO BÁSICO 
Fenolftaleína Incolor Vermelho 
(Rosa) 
Tornassol Vermelho Azul 
 
Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato 
com ácido, verde em contato com base e roxo quando 
neutro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SAL 
 
Sais são compostos iônicos que provêm de uma 
reação de neutralização entre um ácido e uma base: 
 
Ácido + Base → Sal + H2O 
 
Exemplos: 
 
HI + NaOH → NaI + H2O 
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2 H2O 
 
A neutralização pode ser total ou parcial. 
 
a. Neutralização Total: 
 
Será uma neutralização total quando todo H+ for 
neutralizado por OH–. No sal formado não restarão H+ nem 
grupos OH–. O sal formado é chamado SAL NEUTRO. 
 
Exemplo: 
 
Ca(OH)2 + 2HNO3 → 
 
 
 
b. Neutralização Parcial: 
 
Será uma neutralização parcial quando restar H+ ou OH– 
não neutralizado. No sal formado estarão presentes H+ ou 
OH– na fórmula. 
 
Exemplo: 
 
1Ca(OH)2 + 1HNO3 → 
 
 
O sal proveniente de neutralização parcial pode 
apresentar grupos OH– na fórmula, sendo chamado de sal 
básico ou hidroxissal ou pode apresentar H+, sendo 
chamado de sal ácido ou hidrogenossal. 
 
DISSOCIAÇÃO DE SAIS 
 
 Sais sofrem dissociação iônica quando fundidos ou 
em solução aquosa, liberando seus íons: 
Exemplos: 
KCl → K+ + Cl– 
Na3PO4 → 3 Na+ + PO43– 
Al2(SO4)3 → 2 Al3+ + 3 SO42– 
Na2CO3 → 
NH4CN → 
Ca3(PO4)2 → 
Fe(NO3)2 
MgCO3 → 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NOMENCLATURA DOS SAIS 
 
SAL NEUTRO  Segue a estrutura: 
 
 de carga* 
Ânion Cátion 
 
*A carga NÃO será indicada no nome se o cátion pertencer 
às famílias 1 ou 2 (1A ou 2A) ou for Ag+, Zn2+, Al3+ ou NH4+. 
 
Quando a carga for indicada, deve-se utilizar 
algarismo romano. 
 
O nome do ânion deriva do nome do ácido que o originou, 
segundo a tabela: 
 
Terminação do Ácido Terminação do Ânion 
ico ato 
ídrico eto 
oso ito 
 
Para os principais hidrácidos, temos: 
 
Ácido Ânion 
Fórmula Nome Fórmula Nome 
HCl Clorídrico Cl– Cloreto 
HBr Bromídrico Br– Brometo 
HI Iodídrico I– Iodeto 
H2S Sufídrico S2– Sulfeto 
HCN Cianídrico CN– Cianeto 
 
Para os principais oxiácidos padrão, temos: 
 
Ácido Ânion 
Fórmula Nome Fórmula Nome 
H3PO4 Fosfórico PO43– Fosfato 
H2SO4 Sulfúrico SO42– Sulfato 
HClO3 Clórico ClO3– Clorato 
H3BO3 Bórico BO33– Borato 
H2CO3 Carbônico CO32– Carbonato 
HNO3 Nítrico NO3– Nitrato 
 
Exemplos: 
 
NaCl: cloreto de sódio 
CaCl2: 
KNO2: nitritode potássio 
Na2CO3: 
FeSO4: 
Cu(NO3)2: 
Al2(CO3)3: 
: Fosfato de potássio 
: Nitrito de chumbo IV 
: Sulfeto de cromo III 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SAL ÁCIDO  Segue a estrutura: 
 
Hidrogeno de carga* 
 Ânion Cátion 
 
Obs.: De acordo com o número de hidrogênios (H+) da 
fórmula, acrescentam-se os prefixos numéricos gregos 
mono, di, tri, tetra, etc. 
 
NaH2PO4: di-hidrogeno fosfato de sódio 
Na2HPO4: 
MgHCO3: 
 
SAL BÁSICO  Segue a estrutura: 
 
Hidróxi de carga* 
 Ânion Cátion 
 
Obs.: De acordo com o número de hidroxilas (OH–) da 
fórmula, acrescentam-se os prefixos numéricos gregos 
mono, di, tri, tetra, etc. 
 
Al(OH)2F: diidroxifluoreto de alumínio 
Ca(OH)Cl: 
Fe(OH)2NO3: 
 
FORMULAÇÃO DOS SAIS 
 
A fórmula de um sal contém o mesmo número de 
cargas positivas e negativas. Assim, para se montar uma 
fórmula, basta que a quantidade de cargas positivas dos 
cátions seja igual às cargas negativas dos ânions. 
 
Exemplo: 
Íons Cátions Ânions Fórmula 
Na+ e Cl– Na+ Cl– NaCl 
Ca2+ e NO3– 
Ca2+ NO3– 
NO3– 
Ca(NO3)2 
Al3+ e SO42– 
 
 
 
 
NH4+ e 
PO43– 
 
 
 
 
Mg2+ e 
ClO4– 
 
 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS 
 
SAL DUPLO: apresenta dois tipos de cátions ou ânions. 
 
NaCaPO4: fosfato de sódio e cálcio 
KAl(SO4)2: sulfato de potássio e alumínio 
Mg(NH4)PO4: fosfato de magnésio e amônio 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SAL HIDRATADO: apresenta molécula de água em sua 
estrutura cristalina. 
 
CaCl2 . 2H2O: cloreto de cálcio di-hidratado 
Na2SO4 . 10H2O: sulfato de sódio decaidratado 
 
SOLUBILIDADE DOS SAIS 
 
 
 
IMPORTANTE salientar: 
 
a) Todos os sais de metais alcalinos e de amônio (NH4+) são 
solúveis. 
b) Todos os nitratos (NO3–) são solúveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÓXIDOS 
 
São compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais 
eletronegativo e apresenta NOX igual a – 2. 
 
CLASSIFICAÇÃO QUANTO AO TIPO DE LIGAÇÃO: 
 
a. Óxido iônico: 
 
Um metal está ligado ao oxigênio (ametal): 
 
METAL + OXIGÊNIO 
 
EXEMPLO: 
 
Na2O, CaO, Fe2O3 
 
NOMENCLATURA: 
 
Óxido de Cátion carga* 
 
*Carga: NÃO será indicada se o cátion for das famílias 1 (1A) 
ou 2 (2A) ou ainda for prata (Ag+), zinco (Zn2+) ou alumínio 
(Al3+). 
Se for indicada, utilizar algarismo romano. 
 
Exemplos: 
 
Na2O: Óxido de sódio 
MgO: Óxido de magnésio 
FeO: Óxido de ferro II 
Fe2O3: Óxido de ferro III 
Cu2O: Óxido de cobre I 
CuO: Óxido de cobre II 
 
Nomenclatura de Stokes: 
 
Metais que apresentam mais de uma carga (Nox), podem 
ser nomeados da seguinte forma: 
 
- O elemento que possuir o menor Nox terá sufixo OSO. 
 
- O elemento que possuir o maior Nox terá sufixo ICO. 
 
Exemplos: 
 
FeO: Óxido ferroso Cu2O: Óxido cuproso 
Fe2O3: Óxido férrico CuO: Óxido cúprico 
 
b. Óxido molecular: 
 
Um ametal está ligado ao oxigênio (ametal): 
 
AMETAL + OXIGÊNIO 
HIDROGÊNIO + OXIGÊNIO 
 
EXEMPLO: 
 
N2O, CO2, N2O3, SO2, SiO2 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NOMENCLATURA: 
 
Pref. 1 + óxido de Pref. 2 elemento 
 
Prefixo 1: indica o número de átomo de oxigênio. 
 
Prefixo 2: indica o número de átomo do elemento. 
 
Obs.: mono só será utilizado para o oxigênio. 
 
CO2: Dióxido de carbono 
CO: Monóxido de carbono 
N2O3: Trióxido de dinitrogênio 
SO2: Dióxido de enxofre 
SO3: Trióxido de enxofre 
P2O5: Pentóxido de difósforo 
 
TIPOS DE ÓXIDO 
 
a) ÓXIDO BÁSICO 
 
São óxidos que, em presença de água, formam as 
respectivas bases, ou seja, apresentam caráter básico. O 
elemento que compõe esse tipo de óxido são os metais, 
especialmente os das famílias 1 (1A) e 2 (2A). 
 
Reação com água 
 
Óxido básico + água → Base 
 
Na2O + H2O → 2 NaOH 
MgO + H2O → Mg(OH)2 
FeO + H2O → Fe(OH)2 
Fe2O3 + 3 H2O → 2 Fe(OH)3 
Cu2O + H2O → 2 CuOH 
CuO + H2O → Cu(OH)2 
 
Reação com ácido 
 
Óxido básico + ácido → Sal + água 
 
Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O 
MgO + 2 HCl → MgCl2 + H2O 
Fe2O3 + 6 HNO3 → 2 Fe(NO3)3 + 3 H2O 
 
b) ÓXIDO ÁCIDO (OU ANIDRIDO) 
 
São óxidos que, em presença de água, formam os 
respectivos ácidos, ou seja, apresentam caráter ácido. O 
elemento que compõe esse tipo de óxido são os ametais 
(exceto CO, NO e N2O). 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
NOTA: A nomenclatura dos óxidos ácidos pode ser derivada 
do ácido que origina o óxido por desidratação: 
 
Exemplos: 
 
H2CO3 – H2O = CO2  anidrido carbônico 
2 HNO2 – H2O = N2O3  anidrido nitroso 
2 HNO3 – H2O = N2O5  anidrido nítrico 
H2SO3 – H2O = SO2  anidrido sulfuroso 
H2SO4 – H2O = SO3  anidrido sulfúrico 
2 H3PO4 – 3 H2O = P2O5  anidrido fosfórico 
 
Reação com água 
 
Óxido ácido + água → Oxiácido 
 
CO2 + H2O → H2CO3 
B2O3 + 3 H2O → 2 H3BO3 
N2O3 + H2O → 2 HNO2 
N2O4 + H2O → HNO2 + HNO3 
SO2 + H2O → H2SO3 
SO3 + H2O → H2SO4 
P2O3 + 3 H2O → 2 H3PO3 
P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4 
 
Reação com base 
 
Óxido ácido + base → Sal + água 
 
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O 
B2O3 + 6 LiOH → 2 Li3BO3 + 3 H2O 
N2O3 + Mg(OH)2 → Mg(NO2)2 + H2O 
3 SO3 + 2 Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 + 3 H2O 
 
c) ÓXIDO NEUTRO (OU INDIFERENTE) 
 
São óxidos que não reagem nem com a água, nem com os 
ácidos e nem com as bases. São eles: 
 
CO: monóxido de carbono 
NO: óxido nitroso 
N2O: óxido nítrico 
 
Obs.: O fato de não reagirem com água, ácidos ou bases não 
significa que não possam participar de outras reações. O CO, 
por exemplo, pode sofrer combustão segundo a equação a 
seguir: 
 
2 CO + O2 → 2 CO2 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
d) ÓXIDO ANFÓTERO 
 
São aqueles que reagem tanto com ácidos quanto com 
bases, dando sal e água. Os mais importantes são o Al2O3 e 
o ZnO. 
 
Comportamento básico: 
 
Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O 
 
Comportamento ácido: 
 
Al2O3 + 2 NaOH → 2 NaAlO2 + H2O 
 
Comportamento básico: 
 
ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O 
 
Comportamento ácido: 
 
ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O 
 
Tanto o Al quanto o Zn, quando reagem com uma base, 
fazem parte do ânion: 
AlO2─: íon aluminato 
ZnO2─2: íon zincato 
 
e) ÓXIDO DUPLO (MISTO OU SALINO) 
 
São formados obrigatoriamente pela associação de dois 
óxidos de um mesmo elemento químico. 
Um óxido duplo apresenta a fórmula geral M3O4, sendo M 
um elemento metálico que apresenta a capacidade de 
formar dois ou mais cátions. 
 
Exemplo: 
 
Ferro (Fe) Fe2+ Fe3+ 
Óxido FeO Fe2O3 
Óxido duplo Fe3O4  FeO.Fe2O3 
 
Chumbo (Pb) Pb2+ Pb4+ 
Óxido PbO PbO2 
Óxido duplo Pb3O4  2PbO.PbO2 
 
Manganês (Mn) Mn2+ Mn3+ 
Óxido MnO Mn2O3 
Óxido duplo Mn3O4  MnO.Mn2O3 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
PERÓXIDOS 
 
Compostos que apresentam o grupo peróxido: 
 
 
 
 
Pode apresenta-se como compostos moleculares ou 
iônicos. 
 
Molecular: Iônico 
H2O2 Na2O2 
Peróxido de hidrogênio Peróxido de sódio 
 
Obs.: O Peróxido de hidrogênio (H2O2) em solução 
aquosa forma o que conhecemos como “água 
oxigenada”, utilizada como agente desinfetante. 
 
HIDRETOS 
 
São os compostos binários de hidrogênio, divididos em 
hidretos iônicos e moleculares. 
 
Hidretos iônicos (ou metálicos) 
 
O hidrogênio, que apresenta Nox igual a – 1, está ligado a 
metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
 
Exemplos: LiH, NaH, CaH2 
 
Características: 
- são sólidas (à temperatura ambiente) 
- altos pontos de fusão 
- possuemcaráter alcalino 
 
Hidretos moleculares 
 
O hidrogênio, que faz ligação covalente e possui Nox igual a 
+ 1, está ligado a ametais e semi-metais (famílias 13 a 17). 
 
Exemplos: CH4, NH3, PH3, H2S 
 
Características: 
- líquidas ou gasosas (à temperatura ambiente) 
- voláteis 
- baixos pontos de fusão e ebulição 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SÍNTESE OU ADIÇÃO 
 
GENERICAMENTE: 
A + B → C 
 
Reação entre duas ou mais moléculas originando um 
só tipo de produto. 
 
2 Mg + O2 → 2 MgO 
 
Note que a reação entre duas substâncias, magnésio 
(Mg) e gás oxigênio (O2), deu origem a um único 
produto: MgO (óxido de magnésio). 
 
Outros exemplos: 
 
2 H2 + O2 → 2 H2O 
2 NO2 → N2O4 
CaO + CO2 → CaCO3 
 
ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO 
 
GENERICAMENTE: 
C → A + B 
 
Reação na qual um único tipo de reagente origina duas 
ou mais moléculas no produto (iguais ou diferentes). 
 
NH4Cl → NH3 + HCl 
 
Note que a um único reagente (NH4Cl) deu origem a 
dois produtos: NH3 (amônia) e ácido clorídrico (HCl). 
 
De acordo com a fonte que promove a decomposição, 
temos: 
 
a. PIRÓLISE: a reação é causada pelo calor (). 
 
CaCO3 → CaO + CO2 
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 
 
b. FOTÓLISE: a reação é causada pela luz (). 
 
2 H2O2 → 2 H2O + O2 
2 AgCl → 2 Ag + Cl2 
 
c. ELETRÓLISE: a reação é causada pela passagem de 
corrente elétrica (i). 
 
2 NaCl → 2 Na + Cl2 (eletrólise ígnea) 
2 H2O → 2 H2 + O2 (eletrólise aquosa) 
 
É possível obter hidrogênio e oxigênio através da 
decomposição da água. 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA 
 
GENERICAMENTE: 
A + BC → AC + B 
 
Reação entre uma substância simples e uma 
substância composta originando uma nova simples e 
uma nova composta. 
 
Na + AgNO3 → NaNO3 + Ag (Deslocamento do cátion) 
Cl2 + 2 NaBr → 2 NaCl + Br2 (Deslocamento do ânion) 
 
DUPLA TROCA 
 
GENERICAMENTE: 
AB + CD → CB + AD 
 
Reação na qual duas substâncias compostas trocam de 
partes entre si formando duas novas substâncias 
compostas. 
 
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl 
 
Perceba que o ácido sulfúrico (H2SO4) e o cloreto de 
bário (BaCl2) – substâncias compostas – trocaram de 
partes entre si (os H+ pelo Ba2+) formando o sulfato de 
bário (BaSO4 insolúvel) e ácido clorídrico (HCl). 
 
CONDIÇÕES DE OCORRÊNCIA 
 
DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA 
 
Para que a reação ocorra, a substância simples deve 
ser mais reativa que a parte da composta que ela irá 
substituir. 
 
ATENÇÃO: Metal desloca metal ou hidrogênio. 
 Ametal desloca ametal. 
 
Fila de reatividade dos metais: 
 
Li > K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Cr > Fe > Ni > Sn > Pb 
> H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au 
 
Os metais destacados em verde são considerados 
nobres (não reagem com solução ácida, pois são 
menos reativos que o Hidrogênio). 
 
Fila de reatividade dos ametais: 
 
Podemos usar a mesma fila da eletronegatividade, 
apesar de alguns desses ametais não se envolverem 
em reações de deslocamento. 
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OCORRE OU NÃO OCORRE? 
 
1. Sn(s) + 2 Cu(NO3)2(aq) → Sn(NO3)4(aq) + 2 Cu(s) 
 
Sim, pois o Sn é mais reativo que o Cu. 
 
2. Cl2(g) + 2 NaF(aq) → 2 NaCl(aq) + F2(g) 
 
Não, pois o Cl é menos reativo que o F. 
 
3. 2 Au(s) + MgCl2(aq) → 2 AuCl(aq) + Mg(s) 
 
Não, pois o Au é menos reativo que o Mg. 
 
4. Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
Sim, pois o Zn é mais reativo que o H. 
 
5. F2(s) + CaBr2(aq) → CaF2(s) + Br2(g) 
 
Sim, pois o F é mais reativo que o Br. 
 
DUPLA TROCA 
 
Para que a reação ocorra, uma das seguintes 
condições deve ser satisfeita: 
 
1. Formação de produto insolúvel (precipitado). 
 
Esse teste normalmente é feito para bases e sais. Para 
isso, é necessária a análise da tabela de solubilidade 
dos sais: 
 
 
 
2. Formação de produto volátil (ou instável) 
 
A formação de um produto gasoso ou que seja volátil 
garante a ocorrência da reação. É preciso ficar atento, 
também, à formação de substâncias instáveis que 
facilmente se decompõem em substâncias gasosas: 
 
H2CO3 → H2O + CO2(g) 
 
H2SO3 → H2O + SO2(g) 
 
NH4OH → NH3(g) + H2O 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. Formação de produto mais fraco 
 
Se houver a formação de um ácido ou base mais fracos 
que o existente no reagente, a reação ocorre. Para 
tanto, não se esqueça da força de ácidos e bases. 
Força dos ácidos: 
 
 
 
Força das bases: 
 
Fortes: bases do grupo 1 (família 1A), Ca(OH)2, Sr(OH)2, 
Ba(OH)2. 
 
Fracas: as demais. 
 
OCORRE OU NÃO OCORRE? 
 
1. NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s) 
 
Sim, pois o AgCl é um sal insolúvel. 
 
2. K2SO4(aq) + 2 NaCl(aq) → Na2SO4(aq) + 2 KCl(aq) 
 
Não, pois o Na2SO4 e o KCl são sais solúveis. 
 
3. NaCN(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + HCN(g) 
 
Sim, pois o HCN é volátil e mais fraco que o HCl. 
 
4. NH4Br(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaBr2(aq) + NH4OH(aq) 
 
Sim, pois o NH4OH é uma base mais fraca que o 
Ca(OH)2. Além disso, é instável e sofre decomposição 
gerando o gás amônia (NH3): NH4OH → NH3(g) + H2O. 
 
5. H2CO3(aq) + K3PO4(aq) → K2CO3(aq) + H3PO4(aq) 
 
Não, pois o K2CO3(aq) é solúvel e o H3PO4(aq) é mais forte 
e menos volátil que o H2CO3. 
 
 
 
 
 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR 
 
Unidade de Massa Atômica (u) 
 
Adotou-se como padrão de massas atômicas o isótopo 12 
do elemento carbono (12C), ao qual se convencionou 
atribuir o valor exato de 12 unidades de massa atômica. 
Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde a 1/12 da 
massa de um átomo de carbono-12. 
 
 
 
Massa Atômica (M.A.) 
 
É a massa do átomo expressa em u. 
 
Exemplo: 
Quando dizemos que a massa atômica do átomo de S é igual 
a 32 u, estamos dizendo que um átomo de S possui 32 vezes 
mais massa que o padrão adotado (1/12 da massa do átomo 
de C-12). 
 
Obs.: Massa Atômica de um Elemento 
 
O valor da massa de um elemento, que será anotada na 
tabela periódica, é a média ponderada das massas dos 
isótopos possíveis daquele elemento. 
 
 
 
Por exemplo, o cloro é constituído por uma mistura de 2 
isótopos de massas atômicas 35 e 37u 
 
 
 
 
 
A massa atômica do cloro é dada pela média ponderada das 
massas isotópicas: 
 
ANOTAÇÕES: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Esse é o valor do elemento cloro na tabela periódica. Não 
existe na natureza um átomo de cloro de massa 35,5u. 
Existem apenas os de massa 35u e 37u. O valor 35,5u é a 
massa média dos átomos de cloro numa amostra desse 
elemento. 
 
Massa Molecular (M.M.) 
 
Os átomos reúnem-se para formar moléculas. A massa das 
moléculas é a soma das massas atômicas dos átomos que as 
constituem. 
 
Exemplo 
 
Qual a massa molecular da água - H2O? 
 
H = 1u x 2 = 2u 
O = 16u x 1 = 16u 
Somando temos: 18u 
 
Qual a “massa molecular” do Ca(NO3)2? 
 
Ca = 40u x 1 = 40u 
N = 14u x 1 x 2 = 28u 
O = 16u x 3 x 2 = 96u 
Somando temos: 164u 
 
Qual a “massa molecular” do CuSO4 . 5H2O? 
O “.” Indica hidratação. Calculamos o CuSO4 e somamos 
com 5 moléculas de água 
CuSO4 . 5H2O 
Cu = 63,5u x 1 = 63,5u 
S = 32u x 1 = 32u 
O = 16u x 4 = 64u 
Somando temos: 159,5u 
+ 
H = 1u x 2 = 2u 
O = 16u x 1 = 16u 
 
Somando temos: 18u 
5 x 18u = 90u 
 
Massa total: 159,5u + 90u = 249,5u 
 
Para compostos iônicos como o Ca(NO3)2 e o CuSO4 . 5H2O, 
não deveria ser utilizado o termo “massa molecular”, uma 
vez que eles não são moléculas. Mas o uso consagrou esse 
termo