apostila de quimica

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QUÍMICA FUNDAMENTAL 
Tiago Marcel Oliveira 
FACULDADE ÚNICA DE 
IPATINGA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tiago Marcel Oliveira 
 
Técnico em química industrial pelo CEFET/MG (2002), licenciado em Química pelo Centro 
Universitário de Caratinga/MG (2005) e Mestre em Engenharia Industrial pelo Centro 
Universitário Católica do Leste de Minas Gerais (UnilesteMG) (2010). Trabalha no Governo 
do Estado de Minas Gerais como servidor público efetivo lotado na Secretaria de 
Educação ministrando a disciplina de química para o ensino médio. Além disso, é 
Coordenador do curso de Química Licenciatura Plena da Faculdade Única de Ipatinga na 
modalidade EaD e professor adjunto I-A da mesma instituição. 
QUÍMICA FUNDAMENTAL 
 
1ª edição 
Ipatinga – MG 
2020 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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FACULDADE ÚNICA EDITORIAL 
 
Diretor Geral: Valdir Henrique Valério 
Diretor Executivo: William José Ferreira 
Ger. do Núcleo de Educação à Distância: Cristiane Lelis dos Santos 
Coord. Pedag. da Equipe Multidisciplinar: Gilvânia Barcelos Dias Teixeira 
Revisão Gramatical e Ortográfica: Izabel Cristina da Costa 
Revisão/Diagramação/Estruturação: Bárbara Carla Amorim O. Silva 
 Carla Jordânia G. de Souza 
 Rubens Henrique L. de Oliveira 
Design: Brayan Lazarino Santos 
 Élen Cristina Teixeira Oliveira 
 Maria Luiza Filgueiras 
 
 
 
 
 
 
 
 
© 2020, Faculdade Única. 
 
Este livro ou parte dele não podem ser reproduzidos por qualquer meio sem Autorização 
escrita do Editor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Anexo 03 – Bairro Bethânia – CEP: 35164-779 – Ipatinga/MG 
Tel (31) 2109 -2300 – 0800 724 2300 
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importantes nas quais você deve ter um maior grau de 
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cada unidade do livro. 
 
São para o esclarecimento do significado de 
determinados termos/palavras mostradas ao longo do 
livro. 
 
Este espaço é destinado para a reflexão sobre 
questões citadas em cada unidade, associando-o a 
suas ações, seja no ambiente profissional ou em seu 
cotidiano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SUMÁRIO 
PROPRIEDADES DOS MATERIAIS .................................................. 7 
1.1 MATÉRIA .................................................................................................................. 7 
1.2 ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA ............................................................................. 8 
1.3 PROPRIEDADES EXTENSIVA DO SISTEMA X PROPRIEDADE INTENSIVA DO SISTEMA
 ............................................................................................................................... 12 
1.4 PROPRIEDADES ESPECÍFICAS DA MATÉRIA ......................................................... 13 
1.4.1 Densidade ...................................................................................................... 13 
1.4.2 Cor ................................................................................................................... 14 
1.4.3 Dureza ............................................................................................................. 14 
1.4.4 Brilho................................................................................................................. 15 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 16 
MISTURA ................................................................................................... 21 
2.1 INTRODUÇÃO AS MISTURAS ................................................................................. 21 
2.2 MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS ........................................................... 22 
2.2.1 Decantação .................................................................................................. 22 
2.2.2 Filtração .......................................................................................................... 23 
2.2.3 Sifonação........................................................................................................ 24 
2.2.4 Flotação .......................................................................................................... 25 
2.2.5 Separação Magnética ................................................................................ 25 
2.2.6 Centrifugação ............................................................................................... 26 
2.2.7 Evaporação ................................................................................................... 27 
2.2.8 Destilação ....................................................................................................... 28 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 29 
ESTRUTURA DA MATÉRIA ......................................................................... 33 
3.1 A IDEIA DE ÁTOMO ............................................................................................... 33 
3.2 MODELO DE DALTON ............................................................................................ 33 
3.3 MODELO ATÔMICO DE THOMSON ...................................................................... 35 
3.4 MODELO RUTHERFORD ......................................................................................... 36 
3.5 MODELO DE BOHR ................................................................................................ 38 
3.6 O ÁTOMO MODERNO .......................................................................................... 39 
3.6.1 Orbital .............................................................................................................. 42 
3.6.2 Configuração Eletrônica ............................................................................. 43 
3.7 LEI PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS ....................................................... 47 
3.7.1 Famílias ou Grupos ........................................................................................ 50 
3.7.2 Períodos ........................................................................................................... 51 
3.7.3 Classificação dos Elementos....................................................................... 51 
3.8 PROPRIEDADES PERIÓDICAS ................................................................................ 53 
3.8.1 Raio Atômico ................................................................................................. 53 
3.8.2 Energia De Ionização ................................................................................... 54 
3.8.3 Afinidade Eletrônica ..................................................................................... 58 
3.8.4 Eletronegatividade ....................................................................................... 59 
3.8.5 Demais Propriedades Periódicas ............................................................... 61 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 62 
LIGAÇÕES QUÍMICAS .............................................................................66 
4.1 INTRODUÇÃO........................................................................................................ 66 
4.2 LIGAÇÃO IÔNICA ................................................................................................ 68 
4.2.1 Propriedades Físicas dos Compostos Iônicos ........................................... 71 
4.3 LIGAÇÃO COVALENTE ......................................................................................... 72 
UNIDADE 
01 
UNIDADE 
02 
UNIDADE 
03 
UNIDADE 
04 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
 
4.3.1 Propriedades dos Compostos Moleculares ou Covalentes .................. 73 
4.3.2 Ligação Covalente Coordenativa ............................................................ 74 
4.4 LIGAÇÃO METÁLICA ............................................................................................ 74 
4.4.1 Propriedades das Substâncias Formadas por Ligação Metálica ........ 75 
FIXANDO O CONTEÚDO ............................................................................................... 76 
INTERAÇÃO INTERMOLECULARES ........................................................... 79 
5.1 FORÇAS DE VAN DER WAALS OU DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO INDUZIDO
 ............................................................................................................................... 79 
5.2 DIPOLO – DIPOLO ................................................................................................. 81 
5.3 LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO ................................................................................. 81 
FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 84 
INTRODUÇÃO ÀS FUNÇÕES INORGÂNICAS .......................................... 89 
6.1 ÓXIDOS ................................................................................................................. 89 
6.1.1 Óxidos Neutros ............................................................................................... 90 
6.1.2 Óxidos Básicos ............................................................................................... 90 
6.1.3 Óxidos Ácidos ou Anidridos ......................................................................... 91 
6.1.4 Óxidos Duplos ou Mistos ............................................................................... 91 
6.1.5 Óxidos Anfóteros ........................................................................................... 91 
6.1.6 Reação de Formação de um Óxido ......................................................... 92 
6.1.7 Nomenclatura de Óxidos ............................................................................ 93 
6.2 BASES OU HIDRÓXIDOS ........................................................................................ 95 
6.2.1 Reação de Obtenção de uma Base ........................................................ 96 
6.2.2 Nomenclatura de Hidróxidos ...................................................................... 96 
6.3 ÁCIDOS ................................................................................................................. 96 
6.3.1 Hidrácidos ....................................................................................................... 97 
6.3.2 Oxiácidos ........................................................................................................ 97 
6.4 SAIS ........................................................................................................................ 99 
6.3.3 Nomenclatura de Sais .................................................................................. 99 
FIXANDO O CONTEÚDO .................................................................................... 101 
RESPOSTAS DO FIXANDO O CONTEÚDO ......................................... 104 
REFERÊNCIAS .................................................................................... 105 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIDADE 
05 
UNIDADE 
06 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
 
 
CONFIRA NO LIVRO 
 
Na Unidade 1, você irá conhecer a matéria e suas propriedades. 
Como ocorre as transformações de estados físicos e suas 
particularidades ao nível molecular. Também veremos como usar as 
propriedades dos materiais para identificar as substâncias. 
 
Na Unidade 2, você será capaz de aprender como as substâncias 
se juntam para formar sistemas e como elas interagem formando 
diferentes tipos de sistemas. Ainda veremos como realizar a 
separação desses sistemas para que possamos usar as substâncias. 
 
 
 
Na Unidade 3, buscaremos entender o átomo e sua evolução, 
também veremos sobre a lei periódica e a organização dos 
elementos químicos. 
 
Na Unidade 4, estudaremos sobre como os elementos se agrupam 
para formar substâncias e as diferentes propriedades formadas. 
 
 
 
Na Unidade 5, veremos como ocorre a formação das forças de 
interações entre as moléculas, também aprenderemos a avaliar o 
ponto de ebulição bem como diversos fenômenos que ocorrem por 
meio das forças de interações. 
 
Na Unidade 6 buscaremos entender as substâncias inorgânicas. 
Aprenderemos a formular várias substâncias bem com dar nome e 
realizar sua reação de obtenção. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
Os fenômenos químicos são conhecidos há muito tempo atrás. Existem registros 
do domínio do fogo pelo homem, das mumificações no Egito antigo, da produção 
de vinho no Império Romano bem como a fundição de metais e formação de ligas 
metálicas de interesse na época para produção de vasilhames e armas de guerra. 
Ficou registrado também a alquimia, que foi uma grande contribuição à química 
como ciência, embora a alquimia por não utilizar o método científico não pode ser 
considerada uma ciência. Também não podemos deixar de destacar as 
contribuições de Paracelso na Iatroquímica. No entanto toda ciência só pode ser 
considerada assim se empregar o método científico, foi no século XVIII que com a 
introdução do método científico e influenciada pelos trabalhos de Lavoisier que a 
química se firma como uma Ciência Moderna. No entanto, o que é a química? 
Como um conceito geral podemos dizer “química é a ciência que estuda a 
matéria, suas transformações e suas interações bem como a aplica”. A química é a 
ciência que estuda a matéria do ponto de vista microscópico, as interações das 
partículas bem como suas transformações tal como um sólido passando para o 
estado líquido ou um material que se transforma em outro ao sofrer uma reação 
química. 
Existe um pré-conceito com o conhecimento químico. Uma pessoa quando 
quer se referir a um alimento com muito conservante diz assim, isso faz mal, tem muita 
química, ou quando uma pessoa observa uma região poluída por uma indústria diz 
que isso foi a química que fez. Mas em contrapartidas, as pessoas não se referem aos 
inúmeros benefícios que a química é responsável no nosso organismo ou tem trazido 
nos dias atuais na produção de medicamentos, alimentos, cosméticos, produtos de 
limpezas, combustíveis e óleos lubrificantes entre outros inúmeros casos, nos quais a 
vida moderna já não tem com existir sem eles. 
A química se divide de uma forma geral em Química Inorgânica, Química 
Orgânica e Físico-Química. Para entendermos de uma maneira simples podemos 
dizer que a inorgânica estuda os compostos iônicos ou covalentes sem cadeia 
carbônica como exemplos os sais, minerais, óxidos tais como minério de ferro e os 
materiais metálicos. Já a Química Orgânica estuda os compostos do carbono. A 
exemplo temos as moléculas constantes no nosso organismo como as proteínas, 
gorduras, vários medicamentos, plásticos e pesticidas. Já a físico-química se ocupa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
 
em estudar as variações de energia que ocorre nos fenômenos físico e químicos com 
as moléculas ou compostos inorgânicos ou moléculas orgânicas, como exemplo 
podemos citar a velocidade de uma reação química, a espontaneidadede uma 
reação (se ela ocorre espontaneamente ou precisa ser forçada) e as interações com 
a radiações no ambiente. 
Cada área possui uma importância enorme dentro do universo da química, 
pois é com o somatório das três que possibilitamos hoje presenciar o atual estágio de 
avanço da química a exemplo realizar a produção de compostos nanotecnológicos 
ou “inteligentes” no qual apresentam uma eficiência muito maior se comparado os 
compostos não nanotecnológicos. Podemos observar na Figura 1 a manipulação das 
substâncias em um laboratório químico. 
 
Figura 1: Apresentação da química 
 
Fonte: Governo do Estado do Ceará (2017-2020) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
PROPRIEDADES DOS MATERIAIS 
 
 
 
1.1 MATÉRIA 
A matéria pode ser definida de uma forma clássica como “Tudo que possui 
massa e ocupa lugar no espaço’, mas e agora se nos perguntarmos, o que é a 
matéria do ponto de vista da química? Todos os materiais apresentam o mesmo 
ponto de fusão? Respondendo às perguntas começando pela segunda, óbvio que 
não, um material que apresenta composição diferente do outro e apresenta ponto 
de fusão diferente. Então chegamos a uma conclusão que a composição faz 
apresentar diferentes pontos de fusões. 
Podemos dizer que o ponto de fusão afere uma propriedade do material que 
é a capacidade de separar suas partículas. Então começamos a responder a 
primeira pergunta também, a matéria do ponto de vista químico é um conjunto de 
partículas sendo que as partículas podem ser átomos, moléculas ou íons que são 
arranjadas ou organizadas a uma determinada distância, no popular uma partícula 
pode ficar longe ou mais perto da outra ao se organizar ou compor o material, e de 
acordo com as forças que chamamos de interação que estão unindo as partículas 
do material fazem elas ficarem mais perto ou mais longe e também definem o quanto 
de energia (calor) elas precisam para se distanciar é que define o ponto exato de 
fusão como acima mencionamos, assim cada material tem o seu ponto de fusão já 
que se as partículas são diferentes, as interações também são diferentes podendo ser 
mais forte ou mais fraca e assim necessita de mais energia (calor) para realizar tal 
processo. Tudo isso explica porque diferentes materiais possuem diferentes 
propriedades, pois a composição define tudo no material, qual seu ponto de fusão 
ou ebulição, se é sólido, líquido ou gasoso a temperatura ambiente, se é mais duro 
ou mais mole, se possui rigidez ou elasticidade, se possui cheiro ou não ou qual cor 
vai apresentar. 
Podemos então dizer que estudar as propriedades dos Materiais é de suma 
importância para entendermos seu comportamento, prevermos suas transformações 
ao ser submetido a um processo e realizar a aplicação de seu uso em uma 
determinada função tecnológica. Assim podemos ver fotos de diversos materiais na 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
Figura 2. 
 
Figura 2: Diferentes tipos de matérias existentes 
 
Fonte: Mateco (2009, online) 
 
1.2 ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA 
A matéria possui basicamente três estados físicos, sendo eles o estado sólido, 
líquido e gasoso. O estado sólido é marcado pelo momento em que as partículas de 
um determinado material estão no estado de maior proximidade e organização (ou 
baixa grau de liberdade). Assim as interações (forças) existentes entre as partículas 
são fortes e estão prevalecendo sobre a energia cinética total das partículas (energia 
cinética é a energia ligado ao grau de vibração, ou seja, a velocidade no qual as 
partículas se movimentam) e assim as partículas ficam com pouca vibração se 
comparado a outros estados e podem assim ficar mais próximas e organizadas. Uma 
marca do estado sólido é a forma e volume definidos, como exemplo podemos citar 
ao encher um copo de gelo, o gelo não ocupa todo o volume do copo porque sua 
forma é rígida e não se deforma de acordo com a forma do copo, ou seja, o gelo 
tem forma definida e cada cubo tem um determinado volume. 
O Estado Líquido é o estado no qual a energia cinética se comparado ao 
estado sólido foi aumentada e as interações (forças) já não conseguem manter as 
partículas tão próximas quanto no estado sólido. É importante destacar que ainda 
existe interação já que a interação é de natureza eletrostática a distância interfere 
na sua intensidade, mas o que faz as partículas se afastarem e vencer a interação é 
a energia cinética. Assim o estado líquido possui uma organização não uniforme 
como no estado sólido e as partículas encontram-se um pouco mais distante do que 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
no estado sólido. Uma marca do estado líquido é que ele possui volume, mas não 
forma definida, a exemplo podemos citar ao encher um copo de água, a água 
ocupa o volume do copo, mas adquire também a forma do copo assim 
preenchendo todo o volume do copo. 
O estado gasoso é o estado de maior energia cinética se comparado aos 
estados anteriores, assim as partículas estão tão distantes que se avaliado a pressão 
atmosférica a interação entre as partículas é praticamente nula. Quanto mais longe 
menor a interação entre as partículas. A falta de interação entre as partículas faz 
com o estado gasoso seja o estado de menor organização entre as partículas. Uma 
marca do estado gasoso é que ele não possui forma definida e que por simples 
difusão ele ocupa o volume do recipiente que se encontra. A exemplo do cotidiano 
temos as fragrâncias de perfume que são compostos voláteis, assim ao passar para 
o estado gasoso as pessoas sentem o cheiro a uma determinada distância da pessoa 
devido a simples difusão. 
 
Figura 3: Estados físicos da matéria e sua agregação 
 
Fonte: Rafaela (2013a, online) 
 
Quando aquecemos um material no estado sólido, o calor absorvido pelo 
material é transformado em energia cinética pelas partículas (átomos, moléculas ou 
íons) e o aumento de energia cinética pode chegar a um determinado valor 
necessário e quebrar as forças de interações entre as partículas o que vai ocasionar 
a separação das partículas. Como podemos ver na Figura 3 o aquecimento até a 
quebra das interações em um sólido ocorrendo a fusão do material, assim o material 
passa do estado sólido para o líquido. Ao aquecer o material no estado líquido até a 
quebra das interações entre as partículas, vai ocasionar sua ebulição que é a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
passagem do estado líquido para o estado gasoso. Também existe a evaporação 
que passa do líquido para o gasoso, mas é uma passagem lenta sem atingir o ponto 
de ebulição. A Figura 3 também mostra o caminho contrário quando o material e 
resfriado, assim a passagem do gasoso para o líquido que é a liquefação ou 
condensação e a passagem do líquido para o sólido que é a solidificação. Ainda 
existe uma passagem direta do sólido para o líquido ou do líquido para o gasoso que 
é denominada sublimação. 
Quando temos um material puro, temos apenas um tipo de interação entre as 
partículas, no entanto no momento de quebra das interações a energia cinética já 
chegou ao máximo, por isso as interações estão sendo quebradas e as partículas 
separadas. A temperatura é por definição a média da energia cinética das partículas 
(sua vibração), assim se não há aumento da energia cinética, a temperatura de uma 
substância pura durante a passagem de estado físico permanece constante. Então 
vem a pergunta, para onde vai o calor que o material está absorvendo? Já que o 
calor não é convertido em energia cinética, ele é convertido em função trabalho 
para quebrar e separa as partículas do material fazendo como que ele passe do 
estado de agregação sólido para o estado de agregação líquido. Ao término de 
toda a passagem se continuar fornecendo calor ao líquido as partículas voltam a 
aumentar sua energia cinética até o ponto novamente em que inicia a quebra das 
interações do estado líquido. Quanto mais forte o tipo de interação (iônica, ligaçãode hidrogênio ou Van Der Waals) maior a quantidade de calor necessário. Assim 
ocorre o mesmo fenômeno, e durante a passagem do estado líquido para o gasoso 
de uma substância pura a temperatura permanece constante conforme podemos 
conferir na Figura 4. 
 
Figura 4: Gráfico substância pura x temperatura 
 
Fonte: Laboratório de Química Dom Pedro II (2012, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
Já uma mistura possui comportamento diferente. Durante a mudança de 
estado físico a temperatura não permanece constante. A explicação vem que ao 
compor a mistura com mais de uma substância durante a fusão ocorre a função 
trabalho, mas como existe no sistema outras substâncias com ponto de fusão maior 
ocorre também aumento de energia cinética, e se aumenta vibração aumenta a 
temperatura. A mesma situação ocorre na passagem do estado líquido para o 
estado gasoso. 
 
 
 
Figura 5: Gráfico de mistura x temperatura 
 
Fonte: Adaptado de Rendelucci (2006) 
 
Também existe a mistura eutética. Uma mistura eutética se comporta como 
pura na fusão e como mistura na ebulição, ou seja, possui ponto de fusão constante 
e já no ponto de ebulição ocorre seu aumento durante a passagem como podemos 
observar na Figura 6. Como exemplo de mistura eutética temos as ligas metálicas de 
solda de chumbo e estanho. O chumbo tem ponto de fusão 327°C e o estanho 
funde-se a 232°C ambos a pressão atmosférica, já a liga formada funde-se a 183°C 
também a pressão atmosférica. Outra mistura existente é a Azeotrópica que possui 
ponto de fusão variável, mas já o ponto de ebulição é constante como também 
podemos observar na Figura 6. Como exemplo temos uma solução de água com 
álcool a famosa solução hidroalcoólica que se comporta como uma mistura 
Observe na Figura 4 que durante as transições de estado físico não ocorre variação de 
temperatura. Já na Figura 5 as passagens de estado físico não são constantes que se 
refere a uma mistura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
azeotrópica. 
 
Figura 6: Gráfico de uma mistura eutética (esquerda) e de uma mistura azeotrópica (direita) 
 
Fonte: Adaptado de Fogaça (2015d) 
 
1.3 PROPRIEDADES EXTENSIVA DO SISTEMA X PROPRIEDADE INTENSIVA DO 
SISTEMA 
Um sistema é considerado como o objeto de estudo e ao redor do sistema 
temos a vizinha que é tudo que rodeia o sistema, ou seja, que faz fronteira como o 
sistema. Abaixo na Figura 7 temos uma ilustração de um sistema cercado por sua 
vizinhança. 
 
Figura 7: Sistema e vizinhança 
 
Fonte: Freire (2012, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
Uma variável que depende do tamanho do sistema é uma variável extensiva 
do sistema, ou seja, como exemplo podemos citar a massa de cloreto em uma 
piscina de um clube. Se sabemos a concentração é só multiplicar pelo volume e 
achamos a massa, caso a piscina tenha um maior volume na mesma concentração 
a massa será maior, ou seja, a massa depende da extensão do sistema. Já uma 
variável intensiva é aquela que não depende do tamanho do sistema, ao exemplo 
anterior seria a concentração, pois qualquer amostra que for coletada em qualquer 
porção da piscina a concentração será a mesma. 
 
1.4 PROPRIEDADES ESPECÍFICAS DA MATÉRIA 
Uma propriedade específica é aquela propriedade que serve ou pode ser 
usada para identifica uma determinada substância. Como exemplo podemos citar 
a densidade de um material. Densidade é a relação da massa/volume, assim um 
material puro sólido de uma determinada substância possui por exemplo uma 
densidade de 3,0 g/cm3. Quer dizer que a cada 1 cm3 do material pesa 3,0 gramas, 
se misturar outro material a esse, sua densidade irá alterar, então ao medir sua 
densidade será possível ver que o material não é puro, ou seja, tem outra substância 
em sua composição. Ponto de fusão e ebulição também são propriedades 
específicas conforme vimos anteriormente, pois cada substância tem a sua e se 
alterar quer dizer que não é pura e a passagem também possui comportamento 
diferente. 
 
1.4.1 Densidade 
A Densidade é a relação da massa sobre o volume do material, demonstrada 
conforme a equação (1). 
 
 D =
m
v
 (1) 
 
Sendo D a densidade, m a massa em gramas e v o volume em cm3. A 
densidade serve para avaliar “o volume de espaço vazio que um material possui”. 
Sendo assim um material que tem maior quantidade de espaço vazio ele é menos 
denso que um material com menor teor de espaço vazio. Como exemplos podemos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
 
ver um pedaço de isopor e um pedaço de ferro. É notório que pedaços de mesmo 
tamanho e mesmo volume dos dois materiais se forem medidos sua massa em uma 
balança, o ferro possui uma massa maior. Isso ocorre devido o ferro ter seu interior 
menor teor de espaço vazio. 
Quando mergulhamos materiais de diferentes densidades em um meio fluido, 
se o material tem menor densidade que o fluido, o material vai boiar sobre o fluido, e 
se, o material tiver maior densidade que o meio fluido o material vai afundar. Como 
exemplo temos o óleo de mamona que tem densidade 0,951 g/cm3a 20°C, já a água 
possui densidade 0,998 g/cm3 a 20°C., no entanto se adicionarmos o óleo a água, o 
óleo ficará sobrenadante ou boiando na água. Isso deve-se ao óleo possuir menor 
densidade. Já a densidade do chumbo é 11,34 g/cm3 a 20°C. Se adicionarmos um 
pedaço de chumbo a um copo d’água o chumbo vai afundar. Isso se deve ao 
chumbo ter maior densidade que a água. Alguns vão se perguntar o motivo de fixar 
a temperatura para densidade. Isso se deve ao fato de que os materiais possuem 
capacidade de se dilatar ou seja aumentar de volume com a variação da 
temperatura. Assim ao alterar o volume altera a densidade. No entanto o correto é 
comparar todos à mesma temperatura. 
 
1.4.2 Cor 
A cor é a característica que está associada a composição do material, sendo 
assim o material tem a capacidade de absorver as radiações eletromagnética e 
emitir apenas uma faixa específica ou umas faixas específicas de frequência. Assim 
ele apresenta uma coloração específica, que é denominada a cor do objeto. Assim 
um material que apresenta coloração diferente do que o habitual pode ter uma 
composição um pouco diferente da média da maioria dos outros materiais. Sendo 
um critério de análise e seleção dos materiais. 
 
1.4.3 Dureza 
A dureza é a característica que está associada a ligações químicas 
estabelecidas entre átomos, íons ou moléculas do material e sua organização 
atômica. Geralmente quanto maior a força da ligação ou interação o material irá 
apresentar uma maior dureza. Variações na composição de um material pode afetar 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
 
sua dureza, assim a dureza também pode ser um critério de análise e seleção dos 
materiais. 
 
1.4.4 Brilho 
Alguns materiais apresentam brilho. Isso é devido as propriedades dos átomos 
que são envolvidos na composição do material. Geralmente os metais possuem essas 
propriedades, sendo mais destacados para os metais nobres devido a sua 
dificuldade de oxidação ou elevado potencial de redução. Podemos destacar os 
materiais produzidos com Ouro, Prata e Cobre. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Você sabia que existe um quarto estado da Matéria? Não? Então entre na rede mundial 
de computadores, selecione um buscador como Google, SciELO e outros e pesquise sobre 
o tema. Aproveite e assista o vídeo no sobre o tema. Disponível em: https://bit.ly/2NH31V8. 
Acesso em: 01 fev. 2020. 
Descubra qual é o quarto estado da matéria. Após chegar a uma conclusão você irá 
produzir um relatório explicando como é a nível molecular o quarto estado da matéria em 
no mínimo uma folha. Bom trabalho e bora buscar conhecimento! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. (MACKENZIE-SP) Dos três estados de uma substância, a que possui menor energia 
cinética é o estado ________, cuja característica é apresentar ________. 
Os termos que preenchem corretamenteas lacunas são: 
 
a) sólida - forma e volume variáveis. 
b) líquida - forma própria e volume variável. 
c) gasosa - forma variável e volume próprio. 
d) líquida - forma e volume variáveis. 
e) sólida - forma, e volume próprios. 
 
2. (ENEM) Ainda hoje, é muito comum as pessoas utilizarem vasilhames de barro 
(moringas ou potes de cerâmica não esmaltada) para conservar água a uma 
temperatura menor do que a do ambiente. Isso ocorre porque: 
 
a) o barro isola a água do ambiente, mantendo-a sempre a uma temperatura menor 
que a dele, como se fosse isopor. 
b) o barro tem poder de "gelar" a água pela sua composição química. Na reação, a 
água perde calor. 
c) o barro é poroso, permitindo que a água passe através dele. Parte dessa água 
evapora, tomando calor da moringa e do restante da água, que são assim 
resfriadas. 
d) o barro é poroso, permitindo que a água se deposite na parte de fora da moringa. 
A água de fora sempre está a uma temperatura maior que a de dentro. 
e) a moringa é uma espécie de geladeira natural, liberando substâncias 
higroscópicas que diminuem naturalmente a temperatura da água. 
 
3. (UNESP-SP) À pressão ambiente, o iodo tem pontos de fusão e de ebulição 
superiores a 100°C. Um estudante colocou iodo sólido em um frasco limpo, que foi 
hermeticamente fechado. O frasco ficou em absoluto repouso à temperatura 
ambiente. Após algum tempo, notou-se a formação de cristais de iodo na tampa 
do frasco devido à: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
 
a) pressão osmótica do iodo. 
b) sublimação do iodo. 
c) fusão do iodo. 
d) decomposição do iodo. 
e) alta reatividade química do iodo. 
 
4. (UFV-MG) Considere as seguintes propriedades de 3 substâncias: 
Substância A: quando colocada dentro de um recipiente move-se sempre para o 
fundo; 
Substância B: quando colocada dentro de um recipiente espalha-se por todo o 
espaço disponível; 
Substância C: quando colocada dentro de um recipiente, move-se sempre para 
o fundo, espalhando-se e cobrindo-o. 
Os estados físicos das substâncias A, B e C são, respectivamente: 
 
a) líquido, sólido e gasoso. 
b) gasoso, sólido e líquido. 
c) sólido, gasoso e líquido. 
d) sólido, líquido e gasoso. 
e) gasoso, líquido e sólido. 
 
5. (CEFET-MG/2018) Um estudante recebeu uma amostra de água pura, sob pressão 
de 1 atm, inicialmente à 50 °C. A amostra foi submetida ao resfriamento até 
alcançar 0°C, permanecendo por alguns minutos, nessa temperatura. 
Posteriormente, foi aquecida e mantida a 100 °C. Considerando-se que as 
temperaturas de fusão e ebulição da água pura, a 1 atm, são, respectivamente, 
0 e 100 ºC, o gráfico da temperatura em função do tempo que esboça essa 
transformação é: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 
 
e) N.D.A 
 
6. (UFJF/PISM 1 – 2015) O gráfico abaixo apresenta a variação de temperatura 
observada ao se aquecer uma substância A, a partir de 25 ºC, em função do 
tempo. 
 
 
 
Assinale a alternativa CORRETA. 
a) A faixa de temperatura em que a substância permanece sólida é 25 – 41 ºC. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
b) A substância A não é uma substância pura. 
c) A temperatura de ebulição da substância A é 41 ºC. 
d) A faixa de temperatura em que a substância permanece líquida é 25 – 182 ºC. 
e) Em 25 ºC, a substância é um líquido. 
 
7. Considere o quadro a seguir, que apresenta algumas substâncias e suas 
respectivas temperaturas de fusão (T.F.) e de ebulição (T.E.), ao nível do mar. 
Considerando-se esses dados, é INCORRETO afirmar: 
 
Substância T.F. / ºC T.E. / ºC 
Água 0 100,0 
Clorofórmio –63,0 62,3 
Hidróxido de sódio 318,6 1 389,0 
Ácido acético 16,7 118,1 
 
a) O clorofórmio a 70 ºC é gasoso. 
b) A 85 ºC, o hidróxido de sódio é sólido. 
c) A 25 ºC, duas das substâncias são líquidas. 
d) A substância mais volátil é o clorofórmio. 
e) A 1500 °C o hidróxido de sódio é sólido 
 
8. (UFPI) Em uma cena de um filme, um indivíduo corre carregando uma maleta tipo 
007(volume de 20 dm3) cheia de barras de um certo metal. Considerando que um 
adulto de peso médio (70 kg) pode deslocar com uma certa velocidade, no 
máximo, o equivalente ao seu próprio peso, indique qual o metal, contido na 
maleta, observando os dados da tabela a seguir. 
(Dado: 1 dm3 = 1L = 1 000 cm3.) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
a) Alumínio. 
b) Zinco. 
c) Prata. 
d) Chumbo. 
e) Ouro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
MISTURA 
 
 
 
 
2.1 INTRODUÇÃO AS MISTURAS 
No nosso cotidiano lidamos com misturas o tempo todo. A natureza nos 
fornece a matéria misturada e somos nós que desenvolvemos tecnologias para 
separar as substâncias e utilizar as substâncias com maior eficiência em processos 
tecnológicos. Assim uma mistura é o conjunto de duas ou mais substâncias juntas. 
Como exemplo de misturas temos a água mineral que tem água (H2O) e os 
minerais como Na+, Ca2+, K+ entre outros, os refrigerantes que tomamos, o Ar que está 
na atmosfera que contêm vários gases dentre vários outros exemplos que podem ser 
citados. 
As misturas podem ser classificadas em dois tipos básicos. Misturas 
Homogêneas e Misturas Heterogêneas. 
As misturas Homogêneas são aquelas que possuem apenas uma fase ao ser 
analisado o sistema de estudo. Exemplo: Se for produzido uma mistura de água com 
álcool, no recipiente só irá ser observado uma fase. Assim a mistura é denominada 
homogênea pois olhando parece todas as partes do sistema são iguais sem existir 
diferença. Do ponto de vista Físico-Químico, uma mistura homogênea possui suas 
propriedades iguais em qualquer parte do sistema, ou seja, se selecionarmos 
qualquer parte da solução de água e álcool e testarmos encontraremos as mesmas 
características. Abaixo a Figura 8 mostra uma mistura homogênea. 
 
Figura 8: Mistura homogênea 
 
Fonte: Rafaela (2013b, online) 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
As misturas Heterogêneas são aquelas que possuem duas ou mais fases ao ser 
analisado o sistema de estudo. Como exemplo podemos citar se for misturado água 
com óleo, devido a apolaridade do óleo e a polaridade da água o óleo não irá se 
misturar com a água. O óleo fica por cima boiando devido a sua menor densidade 
como vimos no capítulo anterior e a água por baixo devido ter maior densidade. O 
sistema é uma mistura pois satisfaz o critério de ter no mínimo duas substâncias juntas, 
pode ter mais, mas nesse caso tem apenas duas. Ao observarmos o óleo em cima 
ele será uma fase em nossa observação e a água em baixo será outra fase. Assim o 
sistema apresentará duas fases. Todo sistema que apresenta duas ou mais fases é 
classificado como heterogêneo. Do ponto de vista físico-químico o sistema não possui 
as mesmas propriedades em toda a sua extensão. Caso retirarmos uma amostra 
somente da primeira fase e analisarmos iremos encontrar somente óleo, e se retiramos 
da segunda fase, iremos encontrar somente água. No entanto as propriedades de 
cada parte do sistema são diferentes o que caracteriza um sistema como 
heterogêneo. 
Como foi dito acima, uma substância polar não se mistura com uma apolar, já 
as substâncias polares dissolvem ou solubilizam as polares e as apolares solubilizam as 
apolares, assim na química foi criado o seguinte ditado “ Semelhante dissolve 
semelhante, já os diferentes não se dissolvem entre si”. 
 
2.2 MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS 
2.2.1 Decantação 
A Decantação é um método de separação de sistemas heterogêneos, O 
método se baseia na diferença de densidade entre as partes misturadas. No entanto 
para separar, a mistura fica parada, assim a parte mais densa vai para o fundo, e a 
menos densa fica por cima, então depois é só usar algum método para remover uma 
parte da outra e pronto está separado. Em alguns casos pode ser empregado uma 
substância denominada floculante para forçar a floculação e melhorar a 
decantação.Não é uma separação muito eficiente, mas é empregada em muitos 
processos da indústria e do tratamento de água. Podemos ver a decantação na 
Figura 9. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
Figura 9: Esquema de decantação 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 33) 
 
 
 
2.2.2 Filtração 
A Filtração é um método de separação de sistemas heterogêneos, a filtração 
se baseia na produção de um filtro que pode ser uma matriz ou uma película 
perfurada no qual consegue passar apenas o fluido e a partícula do tamanho a ser 
separada, a partícula a ser separada é maior que o furo da matriz ou meio filtrante, 
assim a partícula fica retida não passando e o fluido passa para outro meio realizando 
a separação. Como exemplo de filtração temos a filtração da água nas residências, 
a filtração do ar em chaminés de indústrias evitando a emissão de partículas ao 
ambiente. Podemos ver a filtração na Figura 10. 
 
 
 
 
 
 
Para saber mais sobre o uso da decantação no tratamento da água veja vídeo da SABESP 
sobre o tratamento de água. Disponível em: Link: https://bit.ly/2VbWcyA. Acesso em: 06 
fev. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
Figura 10: Esquema de filtração 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 32) 
 
2.2.3 Sifonação 
A sifonação é o método que se baseia em remover dois fluidos de diferentes 
polaridades no qual a densidade é diferente e assim um fica por cima do outro. No 
entanto o método é de separação de misturas heterogêneas no qual é produzido 
um sifão, esse sifão é adicionado bem próximo a zona de interface entre os dois 
fluidos (a região que divide um do outro) e pelo princípio o empuxo é succionado o 
fluido que está por cima até que ele se acabe, realizando a separação, já que cada 
um estará em recipientes diferentes. Podemos ver a sifonação na Figura 11. 
 
Figura 11: Esquema de sifonação 
 
Fonte: Só Biologia (2008-2020, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
2.2.4 Flotação 
A flotação consiste em ter dois sólidos de diferentes densidades misturados de 
forma não ser possível realizar a separação por meio da catação. Assim é 
selecionado um líquido de densidade intermediária entre os dois sólidos e adicionado 
ao sistema, o sólido de densidade menor que o líquido selecionado irá boiar, já o de 
densidade maior que o líquido selecionado ficará no fundo, realizando a separação 
dos dois sólidos. Para finalizar é só empregar um equipamento remover o sólido de 
cima e secar, e depois retirar o sólido de baixo e secar, se o debaixo for muito 
cominuído (em pó) poderá empegar a filtração. A flotação é um método de 
separação de sistemas heterogêneos. Podemos ver a flotação na Figura 12. 
 
Figura 12: Esquema de flotação 
 
Fonte: Dias (2018, online) 
 
2.2.5 Separação Magnética 
 A separação magnética é o método que se baseia em separar metais em pó 
ou pedaços, no qual um dos metais tem propriedade magnética e o outro não. A 
mistura também pode ser composta por apenas um metal e a outra fração não ser 
metal, mas é necessário que exista um metal que tenha propriedade magnética já 
que a separação é realizada por meio de ímã no qual é passado sobre a mistura e 
então vai removendo a parte que tem propriedade magnética que é o metal. 
Podemos ver na Figura 13 a separação magnética. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
Figura 13: Esquema de separação magnética 
 
Fonte: Bunde (2019, online) 
 
2.2.6 Centrifugação 
A centrifugação é um método de separação de misturas heterogêneos. 
Muitas pessoas não concordam quando em algumas atividades que a resposta 
correta é que o leite é heterogêneo. Muitos dizem, mas o leite novo ou de caixinha 
só apresenta uma fase. O motivo pelo qual classificamos o leite como heterogêneo 
é que ao ser centrifugado (método de separação de misturas heterogênea) é 
separado na fração sólida do seu soro, fração líquida. Assim ele é mesmo 
heterogêneo, A mesma coisa serve para o sangue que é heterogêneo e também 
sofre separação por centrifugação. A centrifugação se baseia em colocar a 
substância em recipiente próprios, como tubos de ensaio, em uma centrífuga. A 
centrifuga é um equipamento de alta rotação no qual os tubos são levantados e a 
força centrífuga atua levando a fração sólida para o fundo do tudo e a fração 
líquida fica sobrenadante. Só tem que tomar cuidado para deixar a centrífuga 
balanceada, colocar tubos em lados opostos para ela não começar a pular devido 
ao não balanceamento. Como podemos ver na Figura 14 ocorre uma centrifugação. 
 
Figura 14: Esquema de centrifugação 
 
Fonte: Mancio et. al., (2010, p. 05) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
2.2.7 Evaporação 
A evaporação consiste na separação geralmente de sistemas homogêneos, 
no qual existe uma substância dissolvida em um líquido, a substância dissolvida vamos 
chamar de soluto já que ela está em menor fração. Assim é empregado a luz solar 
como calor ou outra fonte de aquecimento não muito forte, espera-se o tempo e o 
líquido vai evaporando. A evaporação é diferente da ebulição, pois a ebulição 
como vimos no primeiro capítulo é uma mudança de estado físico forçada no qual 
se tem que atingir o ponto de ebulição. Já a evaporação apenas o calor do 
ambiente que no caso acima na luz solar ou da fonte fraca de aquecimento fornece 
energia e as moléculas da superfície de pouco a pouco adquirem energia cinética 
suficiente para romper a interação e mudar de estado físico. Então a evaporação é 
lenta e de pouco a pouco. Assim todo o líquido vai se evaporar e a substância 
dissolvida que é o soluto vai ficar no recipiente devido ao fato de ter maio ponto de 
fusão e ebulição. 
Um exemplo muito comum de emprego desse método é na produção de sal 
nas salmouras, no qual a água do mar é retida, e o sol evapora a água e o sal fica, 
é recolhido, tratado e iodado para ser vendido, assim podemos ver na Figura 15. 
 
Figura 15: Imagem de Evaporação 
 
Fonte: Magalhães (2019, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
 
2.2.8 Destilação 
A destilação é um método de separação de sistemas homogêneos. No 
primeiro caso abordaremos a destilação simples, no qual um soluto não volátil como 
o sal de cozinha está dissolvido em água. O sal de cozinha por ser um composto 
iônico ele possui ponto de fusão e ebulição muito maior que o da água. Então é feito 
um sistema de destilação, no qual a mistura é adicionada em um recipiente fechado 
hermeticamente e ligado por meio de uma mangueira. O recipiente é aquecido e a 
água chega ao ponto de ebulição. Assim a água passa por um recipiente no qual 
existe troca de calor com água fria. Esse sistema não deixa as águas se misturarem, 
apenas tem contato por meio de um vidro ou outro material permitindo a troca de 
calor, assim a água que está na fase gasosa se condensa e volta para o estado 
líquido e é recolhida em outro recipiente. 
Já o sal que tem ponto de ebulição elevado fica no recipiente inicial e é 
recolhido após toda a água ter passado para o estado gasoso e ser condensada e 
recolhida no outro recipiente. Essa destilação é classificada como destilação simples 
por envolver um sólido e líquido. 
Já quando envolver no mínimo dois líquidos a destilação e classificada como 
destilação fracionada. Como podemos ver na Figura 16. 
 
Figura 16: Esquema de destilação simples (esquerda) e fracionada (direita) 
 
Fonte: Fogaça (2015a, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. (UNISC) Dependendo do método de separação apresentado abaixo, é possível 
separar: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
a) A - água e sal; B- óleo e água; C- solventes orgânicos com ponto de ebulição 
próximos. 
b) A - óleo e água; B- solventes orgânicos com ponto de ebulição próximos; C- 
líquidos imiscíveis. 
c) A - água e sal; B- solventes orgânicos com ponto de ebulição próximos; C- 
líquidos de densidades diferentes. 
d) A - solventes orgânicos com ponto de ebulição próximos; B- líquidos e sólidos; C- 
líquidos de densidadesdiferentes. 
e) A - água e sal; B- solventes orgânicos com ponto de ebulição próximos; C - 
líquidos imiscíveis. 
 
2. (UFES) Na perfuração de uma jazida petrolífera, a pressão dos gases faz com que 
o petróleo jorre para fora. Ao reduzir-se a pressão, o petróleo bruto para de jorrar 
e tem de ser bombeado. Devido às impurezas que o petróleo bruto contém, ele é 
submetido a dois processos mecânicos de purificação, antes do refino: separá-lo 
da água salgada e separá-lo de impurezas sólidas como areia e argila. 
 
Esses processos mecânicos de purificação são, respectivamente: 
 
a) decantação e filtração. 
b) decantação e destilação fracionada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
c) filtração e destilação fracionada. 
d) filtração e decantação. 
e) destilação fracionada e decantação 
 
3. (IME – RJ) Considere as afirmativas. 
 
I. Água e mercúrio, em condições ambiente, compõem um sistema bifásico. 
II. Água e óleo podem ser separados por decantação. 
III. Nitrogênio e oxigênio, em condições ambiente, formam sempre uma mistura 
homogênea. 
IV. Mistura de cloreto de sódio e areia pode ser separada por dissolução do 
primeiro em água seguida de filtração. 
V. Os constituintes de uma mistura homogênea líquida podem ser separados 
apenas por decantação seguida de centrifugação. 
 
São corretas: 
 
a) apenas I e II. 
b) apenas I, II e IV. 
c) apenas III e V. 
d) apenas II, III e V. 
e) apenas I, II, III e IV. 
 
4. (Mack) Para se separarem os componentes de uma mistura heterogênea formada 
por um líquido e um sólido deve-se fazer uma: 
 
a) destilação simples. 
b) titulação. 
c) condensação. 
d) destilação fracionada. 
e) filtração simples. 
 
5. (UFJF) Em geral, as águas dos rios que cortam as regiões metropolitanas são 
poluídas. Esse fato ocorre principalmente devido ao lançamento de esgoto 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
doméstico e rejeitos industriais diretamente nos rios. Considere as afirmativas 
abaixo: 
 
I. A água potável consiste em uma substância pura. 
II. Na água potável, pode haver muitas substâncias dissolvidas, dentre elas, os sais 
minerais. 
III. O ato de filtrar a água consiste em uma operação para eliminar os sais minerais 
dissolvidos na água. 
IV. Algumas bactérias prejudiciais à saúde podem estar presentes no ambiente 
aquático e podem ser eliminadas pelo processo de desinfecção, através da 
adição de “cloro” na água. 
 
Assinale a alternativa que contém somente afirmativas corretas: 
 
a) I e II. 
b) II e III. 
c) III e IV. 
d) II e IV. 
e) I e III. 
 
6. (Fuvest) Descargas industriais de água pura aquecida podem provocar a morte 
de peixes em rios e lagos porque causam: 
 
a) aumento do nitrogênio dissolvido. 
b) aumento do gás carbônico dissolvido. 
c) diminuição do hidrogênio dissolvido. 
d) diminuição do oxigênio dissolvido. 
e) alteração do pH do meio aquático. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
 
7. (UEBA) A obtenção industrial do oxigênio (PE = –183ºC) e do nitrogênio (PE = – 
196ºC) é feita por destilação fracionada do ar. Comprimindo-se o ar fortemente e 
resfriando-o até aproximadamente 200ºC abaixo de zero ele se liquefaz. Então se 
destila o ar líquido. 
 
Com base nos dados acima, podemos afirmar que: 
 
a) o gás que primeiro é obtido é o oxigênio, cujo ponto de ebulição é – 196ºC, e a 
seguir vem o nitrogênio, cujo ponto de ebulição é – 196ºC. 
b) o gás que primeiro é obtido é o nitrogênio, cujo ponto de ebulição é –196ºC, e a 
seguir vem o oxigênio, cujo ponto de ebulição é – 183ºC. 
c) o gás que primeiro é obtido é o nitrogênio, cujo ponto de ebulição é 196ºC, e a 
seguir vem o oxigênio, cujo ponto de ebulição é 183ºC. 
d) o gás que primeiro é obtido é o oxigênio, cujo ponto de ebulição é 183ºC, e a 
seguir vem o oxigênio, cujo ponto de ebulição é 196ºC. 
e) os dois gases são obtidos juntos na temperatura de 190ºC, aproximadamente. 
 
8. Industrialmente, a extração do cloreto de sódio a partir da água do mar é feita 
por: 
 
a) evaporação. 
b) destilação. 
c) filtração. 
d) centrifugação. 
e) sedimentação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
ESTRUTURA DA MATÉRIA 
 
 
 
3.1 A IDEIA DE ÁTOMO 
A ideia de átomo surgiu na Grécia antiga por um filósofo chamado Demócrito. 
Demócrito disse que ao se dividir um material chegaria a ponto em que ele se tornaria 
indivisível. Assim em grego tomo é divisível e o A vem da negação, chamando então 
de Átomo, o indivisível. Demócrito não propôs um modelo atômico, ele apenas 
propôs uma ideia, até porque para ser um modelo, precisa de ser baseado no 
método científico. Também não se conhecia muitas particularidades da menor 
partícula da matéria. 
 
3.2 MODELO DE DALTON 
Por Volta de 1808, John Dalton um hábil químico e estudioso das diversas áreas 
das ciências se propôs explicar algumas leis que já estavam enunciadas e não 
podiam ser explicadas a nível molecular. Uma das leis é a lei da conservação da 
massa de Lavoisier que já tinha sido enunciada e comprovada a nível macroscópico 
em 1785, assim era necessário já que o enfoque da química é o nível molecular, de 
uma explicação microscópica. Assim Dalton baseou na lei de Lavoisier e nas 
proporções constante de Proust para enunciar o primeiro modelo atômico. 
 
1. Os átomos são esferas maciças. 
2. Os elementos são constituídos por partículas muito pequenas chamadas 
átomos. Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, tendo em 
particular o mesmo tamanho, massa e propriedades químicas. Os átomos de 
diferentes elementos diferem entre si em, pelo menos, uma propriedade. 
3. Os compostos são constituídos por átomos de mais de um elemento. Em 
qualquer composto, a razão entre o número de átomos dos dois elementos 
constituintes é um número inteiro, ou então uma fração simples. 
4. Todas as reações químicas consistem na separação, combinação ou rearranjo 
de átomos, mas nunca na criação ou destruição destes. 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
 
 
5. Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis. 
6. Os átomos são neutros. 
 
Podemos ver a representação do modelo na Figura 17. 
 
Figura 17: Figura modelo de Dalton 
 
Fonte: Fogaça (2015e, online) 
 
O modelo de Dalton foi importantíssimo pois validou a nível molecular a lei de 
Lavoisier, com a lei de Dalton foi possível realizar a simulação com modelos 
moleculares. Vejamos a Figura 18 como é possível demonstrar modelos moleculares. 
 
Figura 18: Demonstração da utilização da teoria de Dalton para confecção de modelos 
moleculares. 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
Figura 19: Reação Química com modelo molecular de Dalton 
 
Fonte: Dias (2016, online) 
 
Vejamos que a Figura 20 que demonstra a reação química. Isso demonstra 
que Dalton conseguiu provar a nível molecular a lei de Lavoisier. Observe que todos 
os átomos envolvidos nos reagentes estão presentes no produto. Assim a somatória 
das massas do reagente é igual a somatória das massas no produto. 
 
3.3 MODELO ATÔMICO DE THOMSON 
O cientista Joseph John Thomson realizou estudos com tubos de raios 
catódicos para elucidar um novo modelo atômico e observar se o átomo possui 
comportamento elétrico já que o modelo de Thomson não previa o comportamento 
elétrico da matéria. 
 
 
 
Assim, após Thomson estudar o comportamento dos raios catódicos, ele 
percebeu que o raio catódico é composto por uma diminuta partícula menor do 
átomo que ele denominou de elétron. Pela primeira vez foi percebido uma 
subpartícula atômica. Thomson também percebeu que o elétron possui como 
comportamento elétrico o caráter negativo. Assim ele propôs um modelo que ficou 
conhecido como pudim de passas, no qual uma massa positiva era incrustada de 
Leia sobre a definição de tubos de raios catódicos e faça um resumo do mecanismo de 
funcionamento de um tubo de raio catódico para sua melhor compressão do modelode 
Thomson. Disponível em: https://bit.ly/2BbdqpH. Acesso em: 07 fev. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
elétrons negativos, os elétrons eram as passas nesse modelo conforme podemos ver 
na Figura 20. 
 
Figura 20: Modelo de Thomson 
 
Fonte: Magalhães (2020, online) 
 
3.4 MODELO RUTHERFORD 
Ernest Rutherford realizou estudos com emissão de partículas alfa. 
 
 
 
No entanto Rutherford contou com a ajuda de dois de seus alunos Geiger e 
Marsden para realizar um experimento no qual o ajudou a elucidar um novo modelo 
atômico. Rutherford orientou para a montagem de um aparto no qual uma pequena 
caixa de chumbo contendo uma pequena amostra de polônio foi colocada com 
No final do século XIX, Rutherford descobriu que as partícula alfa são apenas os núcleos 
do hélio, (segundo elemento da tabela periódica). Portanto, seu núcleo contém dois 
prótons. Para manter o equilíbrio do núcleo, dois nêutrons devem ser colocados juntos. 
Portanto, partículas alfa ou núcleos de hélio contêm dois prótons e dois nêutrons e têm as 
seguintes características: 
Massa de repouso: 6,64 ∙ 10 kg 
Massa de repouso em unidades de massa atômica: 4,0026 u (u = 1,66 ∙ 10 kg) 
Carga elétrica: +3,20 ∙ 10 kg 
Razão carga/massa: +4,82 ∙ 10 C/kg 
Disponível em: https://bit.ly/3o8Z5Nf. Acesso em: 07 fev. 2020 (Adaptado). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
um pequeno ofício orientado a incidir em uma finíssima placa de ouro. Após a placa 
de ouro, foi colocado um material fotográfico de sulfeto de zinco (ZnS) para registrar 
caso a radiação incidente na placa de ouro atravessasse. Já que a radiação alfa 
possui massa conforme podemos ver no Box Fique atento acima e também é positiva 
Rutherford realizou o experimento com o objetivo de entender a estrutura interna dos 
átomos. 
 
Figura 21: Experimento de Rutherford e seu modelo atômico 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 78) 
 
 
 
Assim Rutherford chegou à definição de um novo modelo atômico. Ele 
percebeu que a radiação alfa passou sem dificuldades pela lâmina de Ouro devido 
ao número de registros no material fotográfico. Ele também verificou que algumas 
radiações se desviaram da trajetória original. Assim Rutherford percebeu que o 
átomo era na sua maior parte um espaço vazio no qual denominou de eletrosfera. 
Já que o elétron é pequeno e de massa desprezível, no seu modelo ele ficou na 
eletrosfera que é a maior parte do átomo. No centro do átomo ficou o núcleo 
contendo toda a massa e sua carga é positiva. O raio do núcleo na visão de 
Rutherford era de 10.000 (dez mil) a 100.000 (cem mil) vezes menor do o raio do 
átomo. Ou seja, a eletrosfera que é o espaço vazio possui elétrons em trajetória 
Por que Rutherford usou o ouro e não outro metal? Faça uma pesquisa e em seguida 
discuta com seu tutor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
 
circular em torno do núcleo sendo muito maior que o núcleo, o átomo era vazio e 
não preenchido como na visão de Thomson. Assim o modelo ficou conhecido como 
planetário por se associar ao sistema solar como também podemos observar na 
Figura 21 acima. 
 
3.5 MODELO DE BOHR 
Niels Bohr resolveu estudar os fenômenos de emissão para entender um 
modelo atômico que fosse capaz de explicar os fenômenos de emissão que vinha 
sendo observado e que não era explicado pelo modelo de Rutherford. Também no 
modelo de Rutherford não explicava como que os elétrons ao girarem em torno do 
núcleo positivo não iam perdendo energia e não colidia com o núcleo não gerando 
o colapso da matéria. 
 
 
 
Bohr submeteu uma ampola de vidro contendo gás hidrogênio a uma grande 
descarga elétrica e assim foi emitido uma luz. A luz emitida foi colimada por uma 
lente e incidida em um prisma. Bohr então registrou um chapa os comprimentos de 
onda emitidos e assim pela primeira vez registrou o espectro de linha de um elemento 
químico. Podemos ver na Figura 22 um experimento semelhante. 
 
Figura 22: Experimento de emissão 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
 
 
 
Antes do experimento de Bohr, físico renomado chamado Max Planck propôs 
a quantização da energia para explicar os fenômenos de emissão, foi muito 
criticado, Albert Einstein explicou o efeito fotoelétrico e com isso ganhou o prêmio 
Nobel de física. Assim Bohr para explicar seu modelo fez os seguintes postulados: 
 
 Os elétrons, move-se em órbitas circulares em torno no núcleo do átomo. 
 A energia total de um elétron (potencial + cinética) não pode apresentar 
nenhum valor, mas, sim, valores múltiplos de um quantum. 
 Apenas algumas órbitas eletrônicas são permitidas para o elétron, e ele não 
emite energia ao percorrê-las. 
 Quando o elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve uma 
quantidade de energia, definida como quantum de energia. 
 
O modelo de Bohr descreve que o átomo possui órbitas específicas com 
energias quantizadas. Assim o elétron só pode assumir determinado valor de energia 
e não qualquer valor mais. Essa órbita muitas vezes é denominada de camada 
eletrônica ou nível de energia. 
 
Tabela 1: Níveis eletrônicos 
NÍVEL CAMADA QUANTIDADE E ELÉTRONS 
1 K 2 
2 L 8 
3 M 18 
4 N 32 
5 O 32 
6 P 18 
7 Q 8 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
3.6 O ÁTOMO MODERNO 
Com o passar do tempo foram surgindo vária contribuições acerca do estudo 
O que é um espectro de linha? 
Faça uma pesquisa e discuta o resultado com seu tutor. Vamos lá construir a 
aprendizagem, não fique parado! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
 
do átomo. Uma grande contribuição entro da mecânica quântica além da 
proposição de Max Planck e da explicação do efeito fotoelétrico por Albert Einstein 
já citado anteriormente, foi o princípio da incerteza de Heisenberg. O princípio da 
Incerteza trata do nível de precisão para se medir um sistema quântico. Para 
entendermos o princípio da incerteza vamos analisar dois sistemas não quânticos, 
mas apenas por semelhança didática. Sistema I: um copo com água e Sistema II: 
uma gota de orvalho em uma planta pela manhã de um dia frio. Agora vamos medir 
a temperatura dos dois sistemas empregando um termômetro tradicional. Imagine o 
termômetro no copo, obviamente o termômetro vai passar um pouco de calor ou 
retirar um pouco de calor da água ao entrar em contato e estabelecer equilíbrio 
térmico, mas devido ao tamanho do sistema essa alteração não trará um desvio 
muito grande na temperatura da água ao fazer a leitura final da temperatura da 
água no copo. Agora, imagine à medida da gota de orvalho, a ponta do 
termômetro toca a gota de orvalho que é quase do mesmo tamanho ou menor que 
a ponta do termômetro, assim a temperatura final da leitura será bem diferente da 
real da gota de orvalho antes do termômetro tocar. Ou seja, um sistema menor sofre 
interferência devido a medida, quanto menor, ao medir a medida interfere no 
resultado. 
 
 
 
Depois de 1913, diversos cientistas estudaram o átomo e realizaram posições 
que permitiu chegar a um modelo que hoje chamamos de modelo orbital ou modelo 
atômico da mecânica quântica. O modelo exibe uma grande complexidade, no 
entanto devido a sua abstração e seus aspectos quantitativos ele não é trabalhado 
no Ensino Médio, já no curso de química (superior) ele será trabalhado mais 
detalhado em química inorgânica e físico-química, aqui nessa disciplina discutiremos 
apenas alguns conceitos qualitativos para compreender o átomo e realizar as 
operações necessárias. 
Em um átomo, é mais importante conhecer sobre a energia do elétron do que sobre sua 
posição ou velocidade. Assim o princípio da incerteza nos induz a pensar que ao medir 
sua posição altera-se sua velocidade e ao medir sua velocidade altera-se sua posição 
devido o sistema ser microscópico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
 Henry G. I. Moseley, em 1914, determina os números atômicos para os 
elementos. Número atômico é a carga nuclear ou número de prótons 
existentes no núcleo de um átomo. 
 Louis deBroglie, em 1924, propõe a natureza dual do elétron, ou seja, o 
elétron apresentando comportamento de partícula e de onda. 
 Erwin Schrödinger, em 1926, propõe uma equação de onda para o elétron. 
 Werner Karl Heisenberg, em 1927, propõe o princípio da incerteza que 
abordamos logo acima: Não é possível determinar, simultaneamente, a 
posição ou velocidade do elétron. 
 James Chadwick, em 1932, descobre mais uma partícula nuclear: O nêutron 
– partícula sem carga e com massa próxima à do próton. 
 
Assim podemos dizer que o átomo que conhecemos hoje possua duas regiões 
distintas, a primeira é o núcleo onde ficam concentrados todo a massa do átomo 
com os prótons e os nêutrons, e a segunda é a eletrosfera onde contêm os elétrons. 
Assim um átomo vai ser neutro quando o número de partículas positivas for igual ao 
de partículas negativas, ou seja, o número de prótons (prótons são positivos) que 
ficam no núcleo forem iguais ao de elétrons (elétrons são negativos) que ficam na 
eletrosfera. O número de prótons, ou seja, a carga do núcleo, é denominado número 
atômico e representado pela letra Z. 
 
 
 
Portanto, se um átomo possui 11 prótons em seu núcleo, representamos que 
esse átomo tem um Z = 11, assim como vimos na afirmação de Moseley através do 
número atômico podemos distinguir um elemento de outro, já que na natureza não 
existe outro elemento com o número atômico Z = 11, assim outro elemento vai ter 
número atômico Z =10 ou Z=12, e somente terá Z = 11 quando for o mesmo elemento 
químico. 
Prótons equivale aos elétrons apenas em carga, a carga do próton é 1+ e do elétron -1 se 
neutralizando quando a razão é 1 para 1. Mas não em massa, próton tem massa já o 
elétron a massa dele é desprezível de tão pequena mesmo para um sistema quântico, 
então dizemos que elétron não tem massa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
 
 
 
Assim podemos representar: 
A → Número de Massa 
Z → Número atômico ou número de prótons 
N → Número de nêutrons 
 
Onde podemos concluir já que no núcleo ficam as partículas com massa 
(prótons e nêutrons) e na eletrosfera as partículas “sem massa” que são os elétrons, 
temos a equação (2): 
 
 𝐀 = 𝐙 + 𝐍 (2) 
 
Assim já que os elétrons não possuem massa eles não entram na equação (2). 
Na representação de um elemento, usamos a seguinte forma: 
Sendo X o símbolo do elemento então AZX assim A é representado em a cima 
sobrescrito e z embaixo sobrescrito. 
É importante destacarmos que o número de massa não é a massa do átomo. 
Isso apenas representa a soma dos números de prótons e nêutrons que se encontram 
no núcleo. 
 
Tabela 2: Partículas que compõe alguns átomos 
 Partículas presentes no 
núcleo 
Soma de prótons e 
nêutrons 
Partículas presentes na 
eletrosfera 
Elementos 
N°de 
prótons 
N° de 
nêutrons 
N° de massa N° de elétrons 
24He 2 2 4 2 
714N 7 7 14 7 
614C 6 8 14 6 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
3.6.1 Orbital 
No modelo de Bohr o mesmo afirmou que o giro do elétron ao redor do núcleo 
se dava na forma de órbita circular, ou seja, em uma região onde se tem raio definido 
“Trocando em miúdos” podemos dizer que o número atômico caracteriza um átomo de 
um elemento e o diferencia de outro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
 
e também energia definida. 
No modelo quântico, o giro do elétron ao redor do núcleo não ocorre na forma 
de órbita, seja ele qual for (circular ou elíptica), o giro ocorre em uma região que 
denominamos de orbital. 
 
 
 
3.6.2 Configuração Eletrônica 
A forma de como os orbitais de um átomo são preenchidos por elétrons é 
denominada de configuração eletrônica. Podemos realizar a distribuição eletrônica 
de muitos elementos, empregando o seguinte diagrama de Pauling: 
 
 
 
Neste diagrama, possuem sete níveis de energia como podemos ver, variando 
assim de 1 a 7. Os níveis são divididos em subníveis. Os subníveis são representados 
pelas letras, e os quatro principais são s, p, d e f que vem do inglês Sharp, Principal, 
difuse e fundamental. Como o subnível é preenchido por elétrons, dentro de cada 
um existe um número máximo de elétrons permitido que são conforme a tabela: 
 
 
 
 
 
O orbital é, portanto, a região ao redor do núcleo onde existe maior probabilidade de se 
encontrar o elétron. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
 
Tabela 3: Subníveis 
Subnível Número máximo de elétrons Representação 
S 2 s2 
P 6 p6 
D 10 d10 
F 14 f14 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
Observe que varia de uma P.A (progressão aritmética) 2, o próximo 2 + 4 que 
é 6, o próximo 6 + 4 que é 10 e o próximo 10 + 4 que é 14. O subnível são formados 
por orbitais. 
 
 
 
Assim para realizar a distribuição seguimos o final da seta do diagrama de 
Pauling até sua ponta e retornamos ao final até novamente sua ponta usando a 
seguinte ordem de preenchimento: 
 
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, .... 
 
Vejamos alguns exemplos de distribuições eletrônicas de elementos neutros: 
 
a) 1H 
Possui 1 próton e 1 elétron 
configuração: 1s2 
 
b) 7N 
Possui 7 prótons e 7 elétrons 
configuração: 1s2, 2s2, 2p3 
 
c) 9F 
Possui 9 prótons e 9 elétrons 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
configuração: 1s2, 2s2, 2p5 
 
d) 17Cl 
Possui 17 prótons e 17 elétrons 
configuração: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 
 
e) 28Ni 
Possui 28 prótons e 28 elétrons 
configuração: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8 
 
Agora vamos analisar se a distribuição eletrônica for a de um íon. Vimos 
anteriormente que o átomo estava no estado neutro, ou seja, seu número de próton 
é igual ao de elétrons. Mas e se ele ganhar ou perder elétrons? Assim quando ganhar 
ele se transforma em um íon negativo denominado de ânion e quando perde ele se 
transforma em um íon positivo denominado de cátion. Para entender melhor porque 
quando ganha finca negativo e quando perde fica positivo veja o exemplo: 
 
Cátion: 
 
11Na então ele tem 11 prótons e 11 elétrons 
11+ = 11- 
 
Retira um elétron: fica então 11 prótons e 10 elétrons 
 
Repare que ao perder um elétron ficou no total um próton a mais sobrando, 
ou seja, 10 prótons neutralizam 10 elétrons, e o que sobrou é positivo assim se forma 
um cátion de sódio Na+. 
 
Ânion: 
 
17Cl então ele tem 17 prótons e 17 elétrons 
17+ = 17- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
46 
 
 
Ao adicionar um elétron: fica então 17 prótons e 18 elétrons. 
 
Repare que ao ganhar um elétron ficou no total um elétron a mais sobrando, 
ou seja, 17 prótons neutralizam 17 elétrons, e o que sobrou é negativo assim se forma 
um ânion de cloro Cl-. 
 
Vejamos alguns exemplos da distribuição eletrônica: 
 
a) 11Na+ 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 
Íon: Retira-se um elétron de 3s1 
Assim a configuração de Na+ é: 1s2, 2s2, 2p6 
 
b) 17Cl- 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 
Íon: Adiciona-se um elétron em 3p5 ficando 3p6 
Assim a configuração de Cl- é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 
 
c) 26Fe2+ 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 
Íon: Retira-se dois elétrons de 4s2 (por que 4s2 e não 3d6? Retira-se do último nível, 
então do nível 4 e não do nível 3.) 
Assim a configuração de Na+ é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6 
 
d) 26Fe3+ 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 
Íon: Retira-se dois elétrons de 4s2 (por que 4s2 e não 3d6? Retira-se do último nível, 
então do nível 4 e não do nível 3.) e como são três tira mais 1 de 3d6 
Assim a configuração de Na+ é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d5 
 
e) 16S-2 
Átomo neutro: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4 
Íon: Adiciona-se dois elétrons em 3p4 ficando 3p6 
Assim a configuração de S-2 é: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
 
Ao comparáramos os elementos químicos temos quatro situações que são: 
Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Isoeletrônicos, vejamos os conceitos de cada um. 
 
 Isótopos: Átomos que apresentam mesmo número atômico e diferente 
número de massa, exemplo 11H e 12H. 
 Isóbaros:Átomos que apresentam o mesmo número de massa e número 
atômico diferente. Exemplo 2040Ca e 1940K. 
 Isótonos: Átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons e diferentes 
número de massa e atômico. Exemplo 2040Ca e 1939K, sendo A = Z + N, então 
N = A-Z, assim no Ca N = 40-20 = 20 e no K N= 39-19 = 20, observe que o N = 
20 nos dois casos, assim se possui mesmo número de neutros e satisfaz as 
condições apresentados são considerados isótonos. 
 Isoeletrônicos: São elementos ou íons diferentes que possuem a mesma 
configuração eletrônica. Exemplo 16S-2 possui a configuração 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 
3p6 e 17Cl- que também possui a configuração 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6. 
 
3.7 LEI PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
Ao longo de vários anos foi se estudando o comportamento dos elementos 
químicos e percebeu-se que alguns elementos possuem característica próximas e 
muitas das vezes pode ser explicado por sua configuração eletrônica. Antes de 
conhecer sobre a configuração eletrônica dos elementos químicos Dalton estudou 
os gases ideais e fez experimentos com seu peso empregando balões e chegou à 
conclusão que sua densidade estava relacionada com a massa do elemento. 
Newlands estudou os elementos e relacionou com notas musicais que se repetem em 
um piano e ficou conhecido como as oitavas de Newlands. No entanto vários 
pesquisadores tentaram explicar e propor uma organização dos elementos químicos. 
Após essas várias tentativas um químico chamado Dimitri Mendeleev após tentar por 
vários anos e chegou à uma classificação que até hoje adotamos, criando assim a 
Tabela Periódica dos Elementos Químicos. Mendeleev deixou alguns buracos na 
tabela periódica, eram elementos que ele sabia que existiam na natureza, mas ainda 
não eram conhecidos pela comunidade científica, mas sabia que como por 
exemplo o Gálio era um elemento que possuía baixo ponto de fusão, que ao ser 
colocado na mão de uma pessoa a temperatura corporal e calor fornecido pelo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
 
corpo era capaz de levar a fusão do pedaço de gálio que estivesse na mão. Mais 
para frente a tabela foi aperfeiçoada já que inicialmente ela foi proposta em ordem 
crescente de massa atômica, Henry Mosley um químico novo e fantástico que morreu 
em combate de guerra, realizou estudos como raio X e percebeu que ao interagir o 
raio X com os elementos cada elemento emitia uma frequência diferente e isso 
estava associado ao núcleo do elemento. Assim ficou consolidado que o número 
atômico é que define o elemento químico, ou seja, o número de prótons no núcleo 
do átomo é que define o elemento, assim um núcleo, com um próton é o Hidrogênio, 
com dois prótons ai já é o Hélio e se quebrarmos o núcleo do hélio em dois núcleos 
cada um com um próton ai se formam dois átomos de hidrogênio. Podemos ver a 
representação atualizada da tabela periódica na Figura 23. 
 
 
 
 
O tipo de elemento químico é definido pelo seu número de prótons, e não sua massa, 
como exemplo temos o carbono que possui Z = 6 ou seja 6 prótons, mas podemos ter o 
carbono de massa 12 e massa 14. O que difere sua massa é o número de nêutrons que 
não interfere na definição do elemento químico. Quando dois elementos possuem mesmo 
número de prótons e diferente número de nêutron denominamos que são isótopos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
 
Figura 23: Tabela Periódica atualizada IUPAC 
 
Fonte: Batista (2020, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
 
3.7.1 Famílias ou Grupos 
Uma família ou Grupo é caracterizado pela vertical na tabela. O que 
caracteriza os elementos estarem na mesma família é que eles possuem as mesmas 
propriedades químicas e assim possuem o mesmo número de elétrons no último nível 
energético. 
 
 
 
Algumas famílias possuem nomes que estão relacionadas a sua origem e que 
por alguma situação cultural ficou assim conhecidas: 
 
 Família 1A: Família dos metais alcalinos; 
 Família 2A: Família dos metais alcalinos terrosos; 
 Família 3A: Família do Boro; 
 Família 4A: Família do Carbono; 
 Família 5A: Família do Nitrogênio; 
 Família 6A: Família dos Calcogênios; 
 Família 7A: Família dos Halogênios; 
 Família 0 ou grupo 18: Família dos Gases Nobres. 
 
Já os elementos dos grupos ou famílias B’s são classificadas de forma diferente 
e varia de 1B a 8B. Podemos ver melhor as classificações na Figura 24. Também ao 
analisar uma família é possível concluir sobre a valência (número de elétrons que falta 
para ganhar ou perder e adquirir estabilidade). 
 
Assim podemos concluir que um elemento que está no estado fundamental e possui o 
mesmo número de elétrons que outro na última camada ele possui as mesmas 
propriedades e por isso estão na mesma família. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
Figura 24: Classificação de famílias e elementos 
Fonte: Batista (2019, online) 
 
3.7.2 Períodos 
Os períodos são as linhas horizontais e estão relacionados ao número de níveis 
energéticos que um elemento possui. 
 
Exemplo: 
7N: então se é igual a 7, sua distribuição eletrônica considerando que está 
neutro (número de prótons igual ao número de elétrons) é 1S22S22P3. 
 
Assim o nitrogênio possui o nível 1S2 preenchido e nível 2S22P3 não totalmente 
preenchido. Como possui dois níveis então se encontra no segundo período da 
tabela periódica, ou seja, na segunda linha horizontal de cima para baixo. Já um 
elemento que está no quarto período possui quatro níveis energéticos. 
 
3.7.3 Classificação dos Elementos 
Os elementos químicos são classificados como metais ou ametais, ametais 
também podem ser chamado como um não metal. Essa classificação se dá quanto 
a sua propriedade. Um metal possui poucos elétrons no seu último nível energético, 
assim o elemento para adquirir estabilidade química (algo que iremos abordar em 
ligações químicas) é necessário perder elétrons e assim os elementos tem um caráter 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 
 
 
eletropositivo. Os metais são a maioria dos elementos da tabela periódica. Os 
Ametais ou não metais possuem muitos elétrons no último nível energético, assim 
precisam ganhar poucos elétrons para adquirir estabilidade e ao ganhar se tornam 
negativos, assim ou elementos que possuem elevada eletronegatividade (iremos 
abordar ainda nesse capítulo) são ametais, são a minoria na tabela periódica e 
iniciam na família 3A apenas o Boro, pegam alguns da família 4A , 5A , 6A e a toda a 
família 7A. 
Os elementos também são classificados em elementos representativos e 
elementos de transição. Os elementos representativos terminam sua configuração 
eletrônica em s e p e estão presentes nas famílias de 1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A e 0, já 
os elementos de transição terminam sua configuração eletrônica em d e f e estão 
presentes na família B’s. Os elementos de transição de dividem em elementos de 
transição interna por que possuem a série de transição de s a d, e os elementos de 
transição externa que possuem a série de transição de s a f. Podemos observar os 
aspectos discutidos na Figura 25 e 26 abaixo. 
 
Figura 25: Classificação quanto a natureza dos elementos na tabela periódica 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
 
Figura 26: Organização dos elementos químicos 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004) 
 
3.8 PROPRIEDADES PERIÓDICAS 
3.8.1 Raio Atômico 
O raio atômico é uma forma de comparar o tamanho de um elemento 
químico com o outro, e a partir disso entender e aferir outras propriedades já que o 
tamanho e carga efetiva nuclear é o que determina as propriedades de um 
elemento. 
 
 
 
Quando vamos avaliar os elementos químicos no mesmo período, é comum 
para quem ainda não conhece sobre essa análise, pensar que no mesmo período 
um elemento de maior número atômico por possuir mais prótons e elétrons ser maior 
do que outro de menor número atômico. Mas para fazer essa análise é importante 
primeiro lembrar que os elementos estãono mesmo período, ou seja, possuem o 
mesmo número de níveis energéticos (a grosso modo, mesmo número de camadas). 
Assim os elétrons estão distribuídos em uma mesma lógica, o elemento que possui 
maior no número de prótons (Z) possui então maior carga efetiva nuclear que é 
positiva, assim essa carga efetiva nuclear atrai os elétrons com maior intensidade, 
ocasionando assim uma redução do raio atômico. Portanto no mesmo período um 
Carga efetiva nuclear é a carga do núcleo de um átomo que é definida pela 
proporcionalidade do número de prótons no núcleo, assim quanto mais prótons no núcleo 
maior será a carga efetiva nuclear do elemento químico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
54 
 
 
elemento de maior número atômico é menor seu raio atômico do que um elemento 
de menor número atômico. 
Já quando vamos avaliar um elemento na mesma família, não podemos usar 
a mesma lógica anterior. Uma família se encontra na vertical e assim cada elemento 
da família está em um período diferente. Um elemento da família 1A no segundo 
período tem dois níveis energéticos (a grosso modo duas camadas) e outro elemento 
na mesma família no terceiro período tem três níveis energéticos (a grosso modo três 
camadas). O efeito do aumento de camadas sobrepõe ao efeito do aumento da 
carga efetiva nuclear. O elemento que está então no terceiro período é maior do 
que o elemento que está no segundo período, lembrando que estamos comparando 
ambos os elementos na forma neutra e não na forma iônica. Podemos ver a 
tendência do raio atômico na Figura 27. 
 
Figura 27: Tendência do raio atômico 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 126) 
 
3.8.2 Energia De Ionização 
A definição de energia de ionização é o calor necessário para um mol de 
átomos gasosos receber e remover seu último elétron para o infinito. 
Muitos vão se perguntar, por que átomos gasosos? A resposta é que se a 
amostra de átomos estiver no estado sólido, ao receber o calor, ele será usando para 
a função cinética de aquecimento, posteriormente para função trabalho de 
separação dos átomos para a fusão, e assim vai até chegar ao estado gasoso, a 
energia aferida estará relacionada com a mudança de estado físico, quando 
aferimos apenas a partir do estado gasoso a energia está relaciona apenas com o 
rompimento da interação núcleo elétron e sua ejeção para o infinito, realmente o 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
 
que foi usado para ionizar a amostra de átomos em questão. 
A energia de Ionização se divide em 1ª energia de ionização, 2ª energia de 
ionização até a última energia de ionização de um mesmo elemento. Primeiramente 
vamos avaliar a 1ª energia de ionização de mais de um elemento ao longo da tabela 
para entendermos a variação global da energia de ionização e usaremos como 
abreviação a sigla 1ª E.I. 
1ª E.I ao longo de um mesmo período: Quando vamos da esquerda para 
direita em um determinado período como exemplo vamos pegar o terceiro período, 
o elemento reduz de tamanho como estudamos acima com o raio atômico que é 
devido ao aumento da carga efetiva nuclear. No mesmo período os átomos 
possuem mesmo número de níveis energéticos (a grosso modo de camadas) e assim 
se pegarmos o Na e o Mg, o sódio é maior que o magnésio. O elemento que é maior 
o sódio, o seu último elétron que será retirado para ionizar está mais longe do núcleo, 
e pela força de atração eletrostática elétron núcleo ela é menor do que no elemento 
que é menor no caso o Magnésio. 
 
 
 
No entanto a 1ª E.I no sódio será menor, já que o elétron está mais longe do 
núcleo e mais fracamente atraído do que no magnésio onde o elétron está mais 
perto e mais fortemente atraído do que no sódio. Mas fique atento, por que existe 
algumas descontinuidades que chamamos de blindagem, por exemplo o alumínio 
que vem depois do magnésio no mesmo período é menor e espera-se que aumente 
ainda mais a 1ª E.I, isso não acontece no Alumínio que a 1ª E.I reduz e não aumenta 
e depois no silício que vem depois continua aumentando. Isso é devido a um efeito 
que chamamos de blindagem eletrônica, como o alumínio é o primeiro elemento a 
completar um subnível anterior o 3s2 o próximo 3p1 tem apenas um elétron e essa 
blindagem sobre o 3p1 reduz a atração núcleo elétron funcionando como uma 
proteção da atração do núcleo elétron e causando essa descontinuidade. Podemos 
ver esses valores na Figura 28 e no gráfico da Figura 29. 
Pela lei de Coulomb ou força eletrostática uma carga positiva atrai outra negativa 
inversamente proporcional ao quadrado da distância, ou seja, se afasta reduz muito a 
atração e se aproxima aumenta muito a atração entre as cargas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
56 
 
 
Figura 28: Valores de Energia de Ionização (E.I) em Kj.mol-1 para o segundo período da 
tabela periódica. 
 
Fonte: Adaptado de Fogaça (2014) 
 
Figura 29: Gráfico dos valores da energias de ionização para o segundo período da tabela 
periódica 
 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
Também quando analisamos um mesmo elemento temos o número E.I igual 
ao número de elétrons que o elemento possui, assim se ele tiver 4 elétrons teremos a 
1ª E.I, a 2ª E.I, a 3ª E.I e a 4ª E.I. 
 
O sódio neutro possui 11 elétrons, quando ocorre a 1ª ionização ele fica assim: 
Na(g ) + Calor → Na+ + é0 
Assim o calor é o 1ª ∆H de ionização 
O sódio possui a seguinte distribuição em níveis energéticos 
2 ) 8) 1 
Ao perder um elétron no último nível ele não tem mais para perder e esse nível 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
57 
 
 
acaba nesse momento 
2 ) 8 
Agora para perder o segundo elétron deverá perder o mais energético dos 
oito elétrons que possui no segundo nível que é o 2p6, assim ao acabar com o terceiro 
nível e só ficar dois níveis ocorre uma redução drástica no raio atômico e assim os 
elétrons ficam muito mais próximos do núcleo atômico potencializando a ação da 
carga efetiva nuclear conforme vimos na Lei de Coulumb. 
Assim: 
 
Na+(g ) + Calor → Na2+ + é0 
Onde o calor que é a 2ª ∆H de ionização é muito maior que a 1ª ∆H de 
ionização, esse muito maior se deve ao término do terceiro nível energético. Toda vez 
que existir o término de um nível energético a próxima energia de ionização será 
muito maior que a anterior. 
 
Vamos analisar o magnésio. 
Mg 
2) 8) 2 
Ao perder o primeiro elétron ficará com a seguinte distribuição 
2) 8) 1 
 
Observe que ainda tem um elétron no último nível, assim ao retirar um elétron 
também ocorreu uma redução do raio atômico, mas esse efeito se dá somente 
porque no núcleo fica 12 prótons e na eletrosfera 11 elétrons, assim corre apenas 
porque a carga efetiva nuclear é maior que o número de elétrons, então essa 
redução é menor que no primeiro caso que discutimos do sódio, não acabou nível 
eletrônico. Assim a 2ª E.I será maior que a 1ª E.I devido os elétrons estarem mais 
próximos ao núcleo sofrendo uma maior influência da carga efetiva nuclear, mas não 
será muito maior porque não acabou com nível energético (a grosso modo 
camada). Ao retirar o segundo elétron acabou com o terceiro nível energético, assim 
para retirar agora o terceiro elétron do magnésio tendo a 3ª E.I o elétron será retirado 
do segundo nível energético e a 3ª E.I sofrerá o mesmo efeito que discutimos no sódio, 
sendo a 3ª E.I do magnésio muito maior que a 2ª E.I e 1ª E.I. Podemos ver a tendência 
geral da energia de ionização na Figura 29 abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
58 
 
 
 
 
Figura 30: Tendência da energia de ionização 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 127) 
 
3.8.3 Afinidade Eletrônica 
A afinidade eletrônica por definição é a quantidade de calor absorvida ou 
liberada que um mol de um determinado elemento no estado gasoso absorve para 
recebe um elétron. Do ponto de vista termodinâmico quando libera calor 
(exotérmico) é que o processo é espontâneo (a grosso modo o elemento gosta de 
receber o elétron). A termodinâmica não avalia apenas a entalpia paradefinir 
espontaneidade. Quando o elemento absorve calor para receber o elétron quer 
dizer que é não espontâneo ou não é favorecido. Agora falado de forma mais 
compreensível quer dizer que quanto mais calor o elemento libera ao receber o 
elétron, maior será sua afinidade eletrônica. Assim a afinidade eletrônica tem uma 
relação com o tamanho do átomo, já que átomos menores possuem geralmente 
carga efetiva nuclear maior e assim atraem mais fortemente elétron para receber, 
ao receber estabiliza a carga efetiva nuclear e como toda estabilização 
termodinamicamente liberam calor tendo assim alta afinidade eletrônica, já átomos 
maiores sofrem menor influência da carga efetiva nuclear e não atraem fortemente 
o elétron, ao receber ocorre um aumento do raio atômico e para estabilizar esse 
aumento necessita absorver calor tendo assim baixa afinidade eletrônica. 
Geralmente íons bivalentes como é o caso do S-2, possui uma liberação de 
calor para receber o primeiro elétron e uma absorção de calor para receber o 
segundo elétron já que o segundo é mais difícil receber devido ao excesso de 
Em qualquer elemento podemos concluir que devido a redução do raio atômico a: 
1ª∆H E.I < 2ª ∆H E.I < 3ª ∆H E.I< nª ∆H E.I 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
59 
 
 
elétrons sobre a carga efetiva nuclear. Mas a soma da absorção com a liberação no 
final é exotérmica o que explica a tendência espontânea de formar o íon. Podemos 
ver a tendência geral da afinidade eletrônica na Figura 30 abaixo. 
 
 
 
O( ) + 1é → O( ) ∆H 1° . = − 57 kj ∙ mol 
 O( ) + 1é → O( ) ∆H 2° . = + 702 kj ∙ mol
 
 
Figura 31: Tendência da afinidade eletrônica 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 127) 
 
3.8.4 Eletronegatividade 
A eletronegatividade é um conceito muito próximo a afinidade eletrônica, ou 
seja, os elementos que “gostam” de receber elétrons. Já o conceito de 
eletronegativa de Pauling está ligado ao elemento que participa de uma ligação 
química covalente e nessa ligação ao disputar o elétron devido a carga efetiva o 
que atrai o elétron mais próximo a ele, e no caso de uma quebra da ligação 
(heterólise) o elétron acaba ficando com o elemento mais eletronegativo, deixando 
assim o elemento menos eletronegativo deficiente de elétron. 
Exemplo: 
 
𝐇𝐂𝐥 → 𝐇 + 𝐂𝐥 
Assim podemos concluir que quanto menor um átomo e maior a sua carga efetiva nuclear 
maior será sua afinidade eletrônica. No entanto a tendência do aumento da afinidade 
eletrônica é o contrário do raio atômico, ou seja, o aumento da afinidade eletrônica se 
dá no período da esquerda para a direita e nas famílias de baixo para cima. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
60 
 
 
No exemplo temos o cloro muito mais eletronegativo que o hidrogênio, assim 
na ligação H − Cl os elétrons na prática ficam mais próximos ao cloro que possui uma 
maior carga efetiva nuclear e atrai com mais forças os elétrons dele e do hidrogênio, 
ao quebrar a ligação o cloro leva o elétron do hidrogênio ionizando o hidrogênio e 
o cloro se transforma em um ânion. 
 
 
 
Muitos estão se perguntando, e os gases nobres? Não seria o Hélio o mais 
eletronegativo? 
A resposta é não, os gases nobres como não participam espontaneamente de 
ligações químicas por estarem estáveis energeticamente e eletronicamente eles não 
possuem eletronegatividade já que o conceito de Pauling envolve elementos em 
uma ligação química. Podemos ver a tendência geral da eletronegatividade na 
Figura 31 abaixo. 
 
 
 
Figura 32: Tendência da variação da eletronegatividade 
 
Fonte: Feltre (2004, p. 165) 
A eletronegatividade varia na diagonal da tabela sendo menor na família 1A no sétimo 
período no Frâncio e aumentando sendo maior no Flúor, ou seja, o Flúor é o elemento mais 
eletronegativo da tabela periódica. 
Falamos que os gases nobres não possuem eletronegatividade, mas possuem afinidade 
eletrônica que é baixa pois por estarem estáveis absorvem muito calor ao receber um 
elétron. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
 
 
3.8.5 Demais Propriedades Periódicas 
Nos tópicos acima abordamos as propriedades periódicas mais usuais e que a 
partir delas é possível compreender uma lógica de análise das propriedades e então 
entender qualquer outra. No entanto existe outras propriedades periódicas que são 
derivadas das que abordamos, observe abaixo na Figura 33 os diagramas de 
tendência dentro da tabela periódica das demais propriedades periódicas: 
 
Figura 33: Tendências das demais propriedades periódicas 
 
Fonte: Adaptado de Química sem Mistério (2015) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
62 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. A construção de um modelo atômico tem como finalidade dar suporte ao 
entendimento de certos fenômenos e experimentos, por esta razão, cada modelo 
atômico existente, surgiu para explicar um fato novo, por este motivo não 
podemos dizer que um modelo é certo ou errado, podemos apenas dizer que 
determinado modelo é capaz ou não de explicar certo fenômeno. 
 
As alternativas indicam um determinado fenômeno que pode ser satisfatoriamente 
explicado por um certo modelo, EXCETO: 
 
a) A emissão de raios catódicos em uma ampola - Modelo de Thompson. 
b) A formação de espectros descontínuos pelos átomos – Modelo de Bohr. 
c) A atração de corpos atritados – Modelo de Dalton. 
d) O funcionamento de um televisor convencional – Modelo de tomos. 
e) Diferença de densidade dos elementos-Modelo de Rutherford. 
 
2. Observando a montagem, todas afirmativas estão corretas, EXCETO: 
 
a) O bastão possui carga negativa. 
b) Esse fenômeno pode ser explicado usando o modelo de Thomson. 
c) O atrito foi responsável pela eletrização do Bastão. 
d) De acordo com Dalton, o bastão ficou eletrizado com a perda de carga 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
63 
 
 
negativa. 
e) O fenômeno se deve a existência de elétrons no átomo. 
 
3. Com relação à estrutura do átomo, podemos afirmar, EXCETO: 
 
a) A massa do átomo está concentrada no seu núcleo. 
b) O número de massa de um elemento é igual ao número de prótons + número de 
nêutrons. 
c) Não existe elementos diferentes com o mesmo número de prótons. 
d) Toda espécie neutra apresenta o número de nêutrons igual ao de elétrons. 
e) Os elétrons possuem carga negativa 
 
4. O entendimento dos fenômenos que nos cercam continuam sendo uma das 
grandes preocupações dos seres humanos, para tal, frequentemente surgem 
modelos com o objetivo de compreender o universo em toda sua dimensão. Um 
dos pensamentos mais antigos que se tem registro em relação à matéria, é dado 
por Demócrito e Leucipo. Em relação às ideias de ambos podemos AFIRMAR QUE: 
 
a) A matéria possui carga positiva e negativa. 
b) Uma barra de ferro pode ser dividida de forma infinita. 
c) A matéria é formada por pequenas partes indivisíveis. 
d) Um átomo de um determinado elemento, pode se transformar em outro elemento. 
e) O átomo possui espaço vazio. 
 
5. O modelo atômico proposto por Thompson, auxiliou a ciência no entendimento 
de alguns acontecimentos naturais e outros criados pelo homem. Usando o 
modelo de tomos, podemos entender os seguintes acontecimentos, EXCETO: 
 
a) O funcionamento de um ebulidor elétrico (corrente elétrica). 
b) A formação de raios catódicos no tubo de televisão. 
c) A atração entre pedaços de papéis após serem atritados. 
d) A emissão de luz de uma lâmpada fluorescente. 
e) A atração do cabelo pelo pente após pentear os cabelos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
64 
 
 
6. Durante o réveillon, é comum as pessoas ficarem maravilhadas com os efeitos 
pirotécnicos realizados em várias cidades, principalmente quanto à coloração dos 
fogos que encantam pela sua diversidade de cores. 
 
Em relação à explicação da técnica pirotécnica usada para colorir os fogos de 
artifício, é CORRETO afirmar que: 
 
a) A coloração vem de pigmentos colocados no interior da pólvora e durante a 
explosão eles são pulverizados no ar dando o aspecto colorido. 
b) Durante aexplosão alguns elementos presentes nos sais colocados na pólvora 
absorvem energia e emitem luz visível em determinados comprimentos de onda. 
c) A coloração depende do tipo de pólvora usada na confecção dos fogos, já que 
a sua composição corresponde a enxofre, salitre do Chile e carvão. 
d) Durante a explosão o processo libera energia que queima os pigmentos presentes 
na pólvora e devido a sua queima há liberação de determinadas cores. 
e) A coloração se deve a tinta adicionada no momento de fabricação da pólvora. 
 
7. Algumas marcas de sabão prometem o “branco mais branco” durante a lavagem 
das roupas, na verdade o segredo desse efeito não está no poder de limpeza do 
sabão, e sim no uso de branqueador óptico na sua composição. Os 
branqueadores ópticos são compostos geralmente por orgânicos que absorvem 
a luz U.V e transformam essa radiação em luz visível, aumentando assim a emissão 
da radiação pela roupa e dando a sensação de um “branco mais branco”. 
 
Em relação ao enunciado e ao conceito de energia quantizada é correto afirmar, 
EXCETO: 
 
a) Os branqueadores ópticos exibem um comportamento quântico, ou seja, só 
absorvem e liberam certas quantidades de energia. 
b) Um sabão que não contêm branqueador óptico retira a sujeira com a mesma 
intensidade. 
c) A radiação U.V excita os elétrons do branqueador óptico que realiza transições 
eletrônicas emitindo a energia na região do visível. 
d) A presença do branqueador óptico auxilia o sabão em pó a retirar a sujeira, dando 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
65 
 
 
uma sensação de maior limpeza devido à absorção de U.V. 
e) Os branqueadores ópticos são compostos geralmente por orgânicos que 
absorvem a luz U.V e transformam essa radiação em luz visível. 
 
8. Observe a representação da estrutura eletrônica do Hidrogênio de acordo com 
Bohr. 
 
Em relação a essa estrutura é correto afirmar, EXCETO: 
 
a) A energia nesse modelo é quantizada, sendo possível encontrar o elétron somente 
nos níveis de energia. 
b) São possíveis 6 tipos de emissões diferentes pelo elétron. 
c) Ao receber energia o elétron passa para um nível mais distante do núcleo. 
d) Ao girar em torno do núcleo, em um dado nível, o elétron vai gastando energia. 
e) Ao perder energia o elétron retorno para o nível de origem. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
66 
 
 
LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
 
 
4.1 INTRODUÇÃO 
Por que um elemento busca fazer ligação Química? Na vida, na natureza, na 
economia e em qualquer situação os processos tendem a buscar uma situação de 
estabilidade, assim não é diferente com os elementos químicos. Ao longo do tempo 
a pergunta acima foi realizada por vários químicos pesquisadores, no entanto existe 
um conjunto de elementos na tabela periódica que não buscam realizar ligações 
químicas e, no entanto, se apresentam na forma monoatômica na natureza, que são 
os gases nobres: Hélio, Neônio, Criptônio, Xenônio e Radônio. Assim os pesquisadores 
se perguntaram ao longo do tempo o motivo disso. Foi observado que os gases 
nobres possuem baixa energia, e a baixa energia potencial do sistema é o motivo do 
elemento ganhar estabilidade, no entanto se os outros elementos conseguirem 
adquirir essa baixa energia os mesmos também se tornam estáveis. 
Mas qual o mecanismo que os elementos buscam a realizar para baixar a 
energia? Ficou evidenciado que a energia de um átomo está relacionada com a 
interação elétron núcleo, se o elemento minimizar a energia potencial do sistema o 
mesmo abaixará sua energia e ganhará estabilidade. Observou-se que os gases 
nobres com exceção do Hélio todos possuem oito elétrons em seu último nível 
energético (a grosso modo camada), assim foi instituído a regra do octeto. 
 
 
 
A regra do octeto ficou sendo o mecanismo no qual é possível confeccionar 
a união de dois ou mais elementos modificando a configuração eletrônica da sua 
camada de valência. 
 
 
Regra do Octeto: Todo elemento químico busca ficar com 8 (oito) elétrons em seu último 
nível energético para copiar a configuração de um gás nobre, ganhar estabilidade 
abaixando sua energia. 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
67 
 
 
 
 
O Hidrogênio por exemplo só tem uma camada com um elétron, no entanto 
o gás nobre mais próximo é o Hélio que tem uma camada com 2 elétrons e já é 
estável, assim o hidrogênio copia o gás nobre mais próximo, embora não fica com 8 
elétrons e sim 2 elétrons na última camada não é considerado uma exceção da regra 
do octeto por que copia também um gás nobre. Embora vamos basear na regra do 
octeto no nosso curso para explicar as ligações químicas, existem as exceções da 
regra do octeto como é no caso o BF3, mas as teorias que explicam mais a fundo a 
estabilidade e essas exceções como a TOM (Teoria dos Orbitais Moleculares) e a 
CLOA (Combinação Linear de Orbitais Atômicos). 
Assim, ao unir dois elementos ocorre um outro fenômeno termodinâmico que 
não ocorre nos gases nobres. Os gases nobres são monoatômicos, e, no entanto, não 
existe uma repulsão internuclear, assim quando juntamos por exemplo um átomo de 
oxigênio com outro de oxigênio, agora ao aproximar esses dois para realizar uma 
ligação química existe uma repulsão entre os núcleos dos dois átomos que iremos 
chamar de repulsão internuclear. Para que essa repulsão seja minimizada já que é 
positivo com positivo é necessário aumentar a densidade de elétrons entre os dois 
núcleos pois assim abaixará a energia potencial do sistema e o sistema será estável 
possibilitando uma aproximação limite dos elementos (a aproximação limite será a 
distância ou tamanho da ligação química) estabelecendo assim a ligação química. 
Veremos nas Figuras 34 e 35 o primeiro momento e segundo momento 
respectivamente. 
 
 
 
 
 
 
 
Camada de Valência: É a última camada, ou seja, último nível energético que vai ganhar, 
perder ou compartilhar elétrons para copiar um gás nobre e ganhar estabilidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
68 
 
 
Figura 34: Digrama de repulsão dos núcleos atômicos em uma aproximação (Primeiro 
momento) 
 
Fonte: Elaborado pelo autor (2020) 
 
 
Figura 35: Diagrama de estabilização da ligação química e abaixamento da energia 
potencial pelo aumento da densidade eletrônica na região internuclear (Segundo 
momento) 
 
Fonte: Elaborado pelo autor (2020) 
 
4.2 LIGAÇÃO IÔNICA 
A ligação iônica é caracterizada pela união de dois ou mais elementos que 
possuem propriedades opostas. Nesse caso será realizada pela união de um metal 
mais um ametal. Como a ligação depende da formação de íons é necessário que 
ocorre perda e ganho de elétrons, assim o metal que é eletropositivo possui pouco 
elétrons na camada de valência vai perder os elétrons da camada de valência 
(última camada) e se transformar em um cátion que é uma espécie carregada 
positivamente, já o ametal que possui um número de elétrons que fica mais próximo 
de 8 ( oito é a quantidade para atender a regra do octeto) vai ganhar elétrons e se 
transformar em um ânion que é uma espécie carregada negativamente. 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
69 
 
 
 Na 1s22s22p63s1 F 1s22s22p5 
Assim o sódio fica Assim o Flúor fica 
Na 2 ) 8 ) 1 7 ( 2 F 
 
Observe que na última camada (camada de valência) do sódio só possui um 
1 elétron, assim na natureza é sempre buscado o processo que possui menor gasto 
energético, no entanto vamos pensar se para o sódio atingir o octeto é mais fácil ele 
perder 1 elétron que ele tem e assim essa camada vai acabar ficando a anterior com 
8 ou se ele ganha 7 elétrons completando a última com 8 elétrons? Obviamente que 
do ponto de vista energético é mais fácil ele perder 1 elétrons e atingir o octeto 
ganhando estabilidade. Assim o sódio ao perder esse elétron se transforma em um 
cátion: 
 
Na( ) + calor →Na( ) + 1é ( equação derivada do ciclo de Born Habber) 
 
Formando o Na( ) que é um cátion, no entanto possui carga positiva capaz de 
exercer atração eletrostática por outra carga oposta que é a negativa. Já o Flúor 
possui como vimos acima 7 elétrons na última camada, no entanto para ele é mais 
fácil ganhar elétron do posto de vista energético do que perde os 7 e copiar o Hélio 
como faz o hidrogênio. Então o Flúor ganha 1 elétron ficando com 8 elétrons na última 
camada e atingindo o octeto, assim ganha estabilidade formando um ânion: 
 
F( ) + 1é → F( ) + Calor (equação derivada do ciclo de Born Habber) 
 
Formando o F( ) que é um ânion, no entanto o cátion formando pelo sódio 
pode atrair o ânion formado pelo flúor ou vice versa, no balanço de elétron o sódio 
precisou perder um elétron e o flúor ganhar um, no entanto é necessário apenas um 
sódio para um flúor na proporção formando assim a estrutura do 𝐍𝐚𝐅 que é o fluoreto 
de sódio e a soma das cargas totais dos íons tem que ser igual a zero (neutra). A 
ligação iônica é uma ligação forte pois a força que uni os elementos é de natureza 
eletrostática, ou seja, atração de carga positiva com negativa, por isso muito forte e 
vai influenciar em tudo nas propriedades físicas dos compostos iônicos. As 
representações oficiais da estrutura após a formação são: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
70 
 
 
I – Íon-Fórmula ou fórmula dos compostos: NaF (nunca pode ser chamada de 
molécula porque compostos iônicos não são moleculares) 
II – Fórmula de Lewis ou Fórmula eletrônica: 
Observe que na fórmula de Lewis o cátion é representado sem os elétrons da 
camada de valência já que perdeu com a carga positiva e sempre entre colchete, 
já o ânion é representado com os elétrons completos na camada da valência com 
a carga negativa também entre colchete, entre os dois colchetes não se coloca 
nada apenas aproxima os dois colchetes. Essa fórmula também é denominada 
eletrônica porque demonstra como ficam os elétrons após a ligação ocorrer. 
 
 ·· - 
Na+ : F : 
 
 
Existe uma forma mais fácil de formular os compostos iônicos. Primeiro é então 
selecionado o cátion e o ânion. Exemplo: 
 
Mg e Cl 
 
Olha-se a valência de cada um, o magnésio é da família 2A então ele tem 
dois elétrons na última camada, é mais fácil perder os 2 elétrons do que ganhar 6 
elétrons. Formando então o Mg após perder os elétrons. Já o cloro é da família 7ª, 
no entanto ele tem 7 elétrons na última camada e é mais fácil ganhar 1 elétron 
formando o Cl – após ganhar o elétron. Mas observe que um precisa perder dois 
elétrons e o outro só ganhar 1 elétron, o balanço não fecha, assim serão necessários 
1 magnésio e 2 cloros, mas para fechar esse balaço fica mais fácil cruzar as cargas 
(sem levar o caráter positivo ou negativo), assim pega-se o 2+ do magnésio e leva só 
o 2 para o índice de quantidade do cloro e pega-se o 1- leva-se apenas o 1 para o 
índice de quantidade do magnésio, então fica: 
Mg + Cl → Mg Cl como o 1 não precisa de aparecer que já indica 1 fica 
então MgCl . 
Pronto a fórmula do composto é o MgCl e observa-se que as cargas ficam 
igual a zero, 2+ do magnésio mais 2X (1-) dos dois cloros sendo tudo igual a zero. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
71 
 
 
4.2.1 Propriedades Físicas dos Compostos Iônicos 
Como abordamos anteriormente a ligação iônica por ser entre íons e a 
atração de natureza eletrostática é uma ligação muito forte. No entanto a formação 
dos compostos iônicos libera uma grande quantidade de calor na formação da rede, 
assim esse calor é conhecido com energia de rede. Os compostos iônicos formam 
estruturas cristalinas, no entanto é possível calcular o calor exato da energia de rede. 
Devido a ligação ser forte os compostos iônicos apresentam elevado ponto de 
fusão e ebulição. Como o ponto de fusão de todos os compostos iônicos são bem 
maiores que a temperatura ambiente, os compostos iônicos se apresentam no 
estado físico sólido na natureza, contundo é muito comum denominarmos os 
compostos iônicos ou amostras que contem grande porcentagem de compostos 
iônicos de sólidos iônicos. 
Os compostos iônicos formam uma rede cristalina no qual sempre vai alternar 
um cátion, um ânion e um cátion, e assim sucessivamente até o final do material, essa 
estrutura é repetitiva por que é cristalina, ou seja, possui a mesma regularidade ao 
longo de todo o material. Como é positivo negativo positivo negativo positivo, por 
cisalhamento uma carga se desloca de lugar e então fica positivo próximo de 
positivo ou vice e versa, assim ocorre repulsão e faz com que os sólidos cristalinos 
sejam quebradiços, já observou que o sal de cozinha (NaCl), a cal virgem (CaO) todos 
compostos iônicos se apresentam na forma quebradiça, em pedaços ou em pó, 
nunca em barra, isso é devido ao que discutimos aqui. 
Para finalizarmos, um composto iônico quando sólido não permite mobilidade 
de seus íons, assim não conduz corrente elétrica, já quando dissolvido em água 
ocorre a dissociação ficando: 
 
NaCl( ) + H O( ) → Na( ) + Cl( ) 
 
Os íons em meio aquoso, permite a mobilidade e a consequente condução 
de corrente elétrica. Também quando ocorre a fusão do sólido iônico e ele se 
encontra no estado líquido os íons também ficam livres como ocorre no meio da 
água, assim um composto iônico puro fundido conduz também corrente elétrica. 
Podemos observar o discutido na Figura 36. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
72 
 
 
Figura 36: Condução elétrica de uma substância iônica 
 
Fonte: Adaptado de Quinelato (2019) 
 
4.3 LIGAÇÃO COVALENTE 
A ligação covalente ocorre entre elementos que querem precisam de poucos 
elétrons para atingir o octeto e assim ganhar estabilidade. Uma ligação covalente 
diferente do que vimos anteriormente ocorre entre dois ametais, ou entre o 
hidrogênio e um ametal. Vamos demonstrar como o mesmo exemplo que 
começamos para explicar a formação da ligação química no início desse capítulo. 
Vamos pegar dois átomos de oxigênio. 
 
O: 1s22s22p4 O: 1s22s22p4 
 
Podemos observar que na camada de valência no subnível energético 2s22p4 
possui apenas 6 elétrons, por isso o oxigênio se encontra na família 6A da tabela 
periódica. Então para completar o octeto o oxigênio precisa ganhar dois elétrons. 
Mas os dois precisam de ganhar, então não se pode usar o mesmo mecanismo da 
ligação iônica onde um doa o outro recebe, pois aqui ambos precisam ganhar. Assim 
surge um outro mecanismo para solucionar a questão, os elementos irão compartilhar 
seus elétrons. Mas a frente em outras disciplinas como na química inorgânica e na 
orgânica será explicado em termos de sobreposição de orbitais e somatório de 
funções de ondas, mas por enquanto aqui na química geral falaremos em 
compartilhamento de elétrons. 
Fórmula de Lewis: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
73 
 
 
 
 
 
Fórmula estrutural: 
 
𝐎 = 𝐎 
 
Fórmula Molecular: 
 
O 
 
Uma ligação covalente pode ser classificada como: 
 
Simples: Quando ocorre o compartilhamento de um par de elétrons. Apenas um 
traço (), ou pode ser chamada de sigma (𝜎) 
Dupla: Quando ocorre o compartilhamento de dois pares de elétrons. dois traços 
(=) onde a de cima é uma ligação pi (𝜋) e a de baixo é uma ligação sigma (𝜎) 
Tripla: Quando ocorre o compartilhamento de três pares de elétrons. Três traços (≡) 
onde a de cima e debaixo são ligações pi (𝜋) e a do meio é uma ligação sigma (𝜎). 
 
4.3.1 Propriedades dos Compostos Moleculares ou Covalentes 
Os compostos moleculares apresentam: 
 
 Baixo ponto de fusão e ebulição quando comparados aos compostos 
iônicos, 
 Apresentam baixa dureza; 
 Apresentam alta tenacidade quando comparados a um composto iônico; 
 Apresentam baixa capacidade de condução de corrente elétrica e de 
calor. 
 
Em temperaturaambiente, os compostos covalentes podem ser encontrados 
nos estados físicos sólido, líquido e gasoso dependendo de sua massa molecular e 
Na fórmula de Lewis de um composto covalente ou molecular nunca use colchete. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
74 
 
 
interação intermolecular. 
 
4.3.2 Ligação Covalente Coordenativa 
Também é formado um tipo de ligação covalente nos quais o par de elétrons 
provém de apenas um dos átomos, assim o outro elemento que está ligando não 
contribui como nenhum elétron. Essas ligações são então denominadas ligação 
covalente coordenativa e antigamente era denominada ligação dativa e podemos 
observar alguns exemplos na Figura 37. 
 
 
 
Figura 37: Exemplos de Ligação covalente coordenativa 
 
Fonte: Fogaça (2015c, online) 
 
4.4 LIGAÇÃO METÁLICA 
A ligação metálica é caracterizada pelo modelo do “mar de elétrons” e 
ocorre entre os átomos dos metais formando assim as substâncias metálicas que são 
os metais usados no cotidiano e as inúmeras ligas metálicas presente também no 
nosso cotidiano. 
Assim o modelo da ligação metálica descreve que os metais são formados por 
íons positivos (do metal em questão) empacotados geralmente segundo um dos três 
Uma ligação covalente coordenativa só é diferente na forma de se realizar, mas do ponto 
de vista das propriedades são exatamente iguais a de uma covalente comum, tal como 
sua energia de ligação, por isso é representada apenas por um traço (-). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
75 
 
 
arranjos cristalinos: 
I – Cúbico de face centrada (CFC). 
II – Hexagonal compacto (HC). 
III – Cúbico de corpo centrado (CCC). 
 
Os elétrons negativos que foram liberados pelos íons positivos têm a função de 
manter os próprios íons positivos unidos. Assim o número total de cargas positivas e 
negativas são exatamente iguais gerando assim um balanço de carga e deixando a 
estrutura neutra como podemos observar na Figura 38. 
 
Figura 38: Modelo do mar de elétrons 
 
Fonte: Maria (2019, online) 
 
4.4.1 Propriedades das Substâncias Formadas por Ligação Metálica 
As propriedades mais importantes dos metais são a condutividade elétrica e 
térmica muito alta. Assim essas propriedades mais importantes são em função da 
mobilidade dos elétrons através do empacotamento cristalino. Além disso podemos 
dizer que os metais são maleáveis, possuem normalmente elevado ponto de fusão e 
ebulição e por final são dúcteis (capacidade transformar em fios). 
 
Faça uma pesquisa para saber o que é um supercondutor, em seguida faça um paralelo 
como um metal bom condutor como é o caso do cobre. Escreva um texto destacando a 
diferença entre um material bom condutor e um material supercondutor. Vamos lá, não 
vamos ficar parado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
76 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Considere as seguintes informações sobre os elementos X e O. 
 
Elemento N° de elétrons na última camada Período 
0 6 2 
x 4 2 
 
Marque a opção correspondente em que a combinação de X e O pode formar 
substâncias não iônicas e gasosas a temperatura e pressão ambientes. 
Dados: números atômicos: C= 6; N=7; O=8; S=16 
 
a) NO e CO. 
b) CO e CO2. 
c) CO e SO2. 
d) SO3 e SO2. 
e) NO2 e SO2. 
 
2. Dados os compostos: 
 
I. NaCl. 
II. HBr. 
III. CO2. 
IV. CH3OH. 
V. Fe2O3. 
 
Apresentam ligações covalentes os compostos: 
 
a) I e V. 
b) III e V. 
c) II, IV e V. 
d) II, III e IV. 
e) II, III, IV e V. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
77 
 
 
3. Na ligação entre átomos dos elementos químicos 15P 31 e Ca, que tem 20 prótons, 
forma-se o composto de fórmula: 
 
a) CaP. 
b) Ca3P. 
c) CaP3. 
d) Ca2P3. 
e) Ca3P2. 
 
4. As propriedades exibidas por um certo material podem ser explicadas pelo tipo de 
ligação química presente entre suas unidades formadoras. Em uma análise 
laboratorial, um químico identificou para um certo material as seguintes 
propriedades: 
• Alta temperatura de fusão e ebulição; 
• Boa condutividade elétrica em solução aquosa; 
• Mau condutor de eletricidade no estado sólido; 
 
A partir das propriedades exibidas por esse material, assinale a alternativa que 
indica o tipo de ligação predominante no mesmo: 
 
a) metálica. 
b) covalente. 
c) dipolo induzido. 
d) iônica. 
e) Covalente coordenativa. 
 
5. O sal de cozinha (NaCl), o ácido clorídrico (HCl) e a glicose (C6H12O6) apresentam 
em suas estruturas, respectivamente, ligações do tipo: 
 
a) iônica, iônica e iônica. 
b) covalente, covalente e covalente. 
c) metálica, covalente e covalente. 
d) iônica, covalente e covalente. 
e) iônica, metálica e covalente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
78 
 
 
6. O gosto amargo da cerveja é devido à seguinte substância de fórmulas estrutural 
plana: Essa substância, denominada mirceno, provém das folhas de lúpulo 
adicionadas durante a fabricação da bebida. 
 
 
 
O número de ligações pi presentes na estrutura do mirceno é igual a: 
a) 3. 
b) 5. 
c) 8. 
d) 15. 
e) 9. 
 
7. Em 1916, G. N. Lewis publicou o primeiro artigo propondo que átomos podem se 
ligar compartilhando elétrons. Esse compartilhamento de elétrons é chamado, 
hoje, de ligação covalente. De modo geral, podemos classificar as ligações entre 
átomos em três tipos genéricos: ligação iônica, ligação metálica e ligação 
covalente. 
Assinale a alternativa que apresenta substâncias que contêm apenas ligações 
covalentes. 
a) H2O, C(diamante), Ag e LiH. 
b) O2, NaCl, NH3 e H2O. 
c) CO2, SO2, H2O e Na2O. 
d) C(diamante), Cl2, NH3 e CO2. 
e) C(diamante), O2, Ag e KCl. 
 
8. Qual a fórmula do composto formado entre os elementos 20Ca40 e 17Cl 35 e qual a 
ligação envolvida? 
a) CaCl, iônica. 
b) CaCl, covalente. 
c) CaCl2, iônica. 
d) CaCl2, covalente. 
e) Ca2Cl, iônica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
79 
 
 
 
INTERAÇÃO INTERMOLECULARES 
 
 
 
 
 
Também existe cristais covalentes. O que deixa um cristal covalente coeso são 
as interações intermoleculares que são forças de atração de uma molécula com a 
outra. A natureza da força de interação molecular depende do grau de polaridade 
das moléculas envolvidas. 
Deu uma forma geral podemos dizer que quanto maior for a polaridade das 
moléculas envolvidas maior será força de atração e quanto menor for a polaridade 
das moléculas envolvidas menor será a força de interação. 
Quem iniciou o estudo e elucidou as primeiras considerações sobre as 
interações intermoleculares foi o físico holandês Johannes Diderik van der Waals (1837 
– 1923) mais conhecido como Van Der Waals e o mesmo teve suas primeiras 
publicações acerca das interações intermoleculares em 1873. 
 
5.1 FORÇAS DE VAN DER WAALS OU DIPOLO INSTANTÂNEO – DIPOLO 
INDUZIDO 
As forças de Van Der Waals são de natureza fraca, as mesmas são 
encontradas em moléculas apolares. Então é de se pensar, como que moléculas que 
não apresentam uma região positiva e nem uma região negativa, pode gerar uma 
força de atração entre elas? 
Então vamos lá. Imaginemos uma molécula e como vimos anteriormente no 
tópico ligações químicas, uma molécula possui ligações covalentes, e uma molécula 
apolar é aquela cuja a distribuição de elétrons ao longo da ligação é simétrica, não 
ficando mais próximo de um determinado elemento, assim quer dizer que, as 
eletronegatividades dos átomos envolvidos são iguais, ou a geometria da molécula 
contribui para que essa distribuição seja simétrica. Como vimos no capítulo estrutura 
da matéria, elétrons não ficam parados e nem quando estão se ligando, assim em 
um determinado momento os elétrons da molécula apolar podem se acumular em 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
80 
 
 
uma região da molécula e assim a região que fica deficiente de elétrons que é a 
contrária à da acumulação vai ficar com uma carga parcial positiva devido a ação 
da carga efetiva do núcleo, pronto, assim foi gerado um dipolo instantâneo. A região 
parcialmente positiva de um dipolo instantâneo ao seaproximar de outra molécula 
vai fazer com que a nuvem eletrônica da outra molécula mude para próximo dele 
(positivo atrai negativo) assim como esse dipolo na outra molécula foi induzido pelo 
dipolo instantâneo ele é denominado Dipolo Induzido. Por isso uma a interação de 
Van Der Waals também é conhecida como dipolo instantâneo – dipolo induzido ou 
força de dispersão de London. Podemos ver o discutido na Figura 39 abaixo. 
 
Figura 39: Forças de dispersão 
 
Fonte: Fogaça (2015b, online) 
 
Como falamos inicialmente, as forças são fracas devido os dipolos serem bem 
fracos e não permanentes na molécula, mas não se engane, uma interação mesmo 
fraca quando bem orientada pode se tornar muito intensa. 
 
 
 
 
Conheça mais sobre o potencial das forças de Van der Waals em: https://bit.ly/31o6hNo. 
Acesso em: 18 fev. 2020. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
81 
 
 
5.2 DIPOLO – DIPOLO 
As forças de interação dipolo – dipolo já é uma interação forte. Ela é 
denominada dipolo-dipolo porque ela ocorre entre um dipolo permanente e 
interage com outro dipolo permanente. Assim um dipolo permanente como o próprio 
nome diz, permanente, é um dipolo formado em uma molécula polar. Uma molécula 
polar é aquela que apresenta permanentemente uma região com carga positiva e 
outra com carga negativa, isso se deve também aos átomos envolvidos que 
geralmente possuem grande diferença de eletronegatividade gerando uma 
assimetria na distribuição dos elétrons ao longo da ligação e também pela geometria 
da molécula gerando um momento dipolo diferente de zero (tendência vetorial não 
nula). Podemos ver o discutido na Figura 40 abaixo. 
 
Figura 40: Força dipolo – dipolo 
 
Fonte: Nahra (2018, online) 
 
A interação dipolo – dipolo é de natureza forte devido os dipolos serem 
permanentes e a diferença de eletronegatividade dos elementos gerarem uma forte 
atração. 
 
5.3 LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 
A interação ligação de hidrogênio por muito tempo foi conhecida como 
ponte de hidrogênio. Embora hoje chamamos de ligação de hidrogênio ainda se 
encontra na literatura sobre tudo nas das áreas biológicas a denominação ponte de 
hidrogênio. 
A ligação de hidrogênio ocorre pelo mesmo mecanismo do dipolo-dipolo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
82 
 
 
explicado no tópico anterior. Mas então qual a diferença? A diferença é que na 
ligação de hidrogênio como ela é muito mais forte que a dipolo-dipolo ela precisa 
de ter uma força de atração maior entre as moléculas e uma atração maior se dá 
em uma polaridade mais acentuada, para a polaridade ser muito acentuada na 
molécula é necessária uma grande diferença de eletronegatividade entre os 
elementos envolvidos. Assim para formar ligação de hidrogênio pega-se um 
elemento da outra ponta da tabela que é o Hidrogênio, nome bem sugestiva ligação 
de hidrogênio e ele então se liga aos elementos bastante eletronegativos da tabela 
periódica que são oxigênio, nitrogênio e flúor, assim chamamos de Hidrogênio ligados 
ao FON (flúor, nitrogênio ou Oxigênio). Vejamos como exemplo da ligação de 
hidrogênio que ocorre entre as moléculas de água e que são responsáveis pelo 
elevado ponto de ebulição da água se comparado a um líquido molecular. 
Podemos observar na Figura 41 abaixo. 
Figura 41: Ligação de hidrogênio na água (átomos de hidrogênio em cinza e átomos de 
oxigênio em vermelho) 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004) 
 
Para verificarmos como uma ligação de hidrogênio é mais forte que uma 
dipolo-dipolo vejamos a Figura do gráfico 42 que descreve essa diferença 
 
Figura 42: Gráfico dos pontos de ebulição de alguns compostos 
 
Fonte: Blog Ciências Gerais (2017, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
83 
 
 
Observe que no gráfico o HCl, HBr e HI devido ao hidrogênio não realizar 
ligação com FON então não ocorre ligação de hidrogênio, embora as moléculas 
sejam muito mais pesadas devido a massa molecular (mais pesada maior ponto de 
ebulição) elas possuem ponto de ebulição muito menor que o HF que é leve, isso é 
devido a interação intermolecular que é a força que liga as moléculas de HF serem 
muito mais forte que nas outras moléculas, no caso HF o hidrogênio se liga ao flúor 
que faz parte do FON assim faz ligação de hidrogênio que é mais forte. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As duas cadeias de nucleotídeos do DNA são unidas uma à outra por ligações chamadas 
de pontes de hidrogênio, que se formam entre as bases nitrogenadas de cada fita. 
Faça uma leitura do artigo “Uma Abordagem Problematizadora para o Ensino de 
Interações Intermoleculares e Conceitos Afins” de Francisco Jr. (2008) para entender um 
pouco mais sobre o assunto. Disponível em: https://bit.ly/3fOVfWB. Acesso em: 20 fev. 2020. 
Após a leitura proponha uma forma de abordar o conteúdo em sala de aula escrevendo 
uma lauda no formato de resenha crítica. Vamos lá pessoal, nada de ficar parado! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
84 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. O CO2 é de importância crucial em vários processos que se desenvolvem na Terra, 
participando, por exemplo, da fotossíntese, fonte de carbono para formação da 
matéria que compõe as plantas terrestres e marinhas. Sabendo que a molécula 
de CO2 é apolar, podemos afirmar que as forças intermoleculares que unem as 
moléculas de CO2 são do tipo: 
 
a) iônico. 
b) ponte de hidrogênio. 
c) forças dipolo-dipolo. 
d) forças de London. 
e) forças dipolo-permanente. 
 
2. A compreensão das interações intermoleculares é importante para a 
racionalização das propriedades físico-químicas macroscópicas, bem como para 
o entendimento dos processos de reconhecimento molecular que ocorrem nos 
sistemas biológicos. A tabela abaixo apresenta as temperaturas de ebulição (TE), 
para três líquidos à pressão atmosférica. 
 
 
 
Com relação aos dados apresentados na tabela acima, podemos afirmar que: 
 as interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas 
presentes na água. 
a) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas 
presentes na acetona. 
b) dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de hidrogênio mais fortes. 
c) a magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos. 
d) as interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas 
presentes na água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
85 
 
 
3. A comunicação implica transmissão de informação. É o que acontece no 
processo de hereditariedade através do DNA, em que são passadas informações 
de geração em geração. A descoberta da estrutura do DNA, na metade do 
século XX, representou um grande avanço para a humanidade. Wilkins, Watson e 
Crick ganharam o Prêmio Nobel em 1962 por essa descoberta. 
 
 
Para que seja mantida a estrutura da dupla hélice do DNA, segundo as regras de 
Chargaff, existem ligações químicas entre pares das bases abaixo mostradas, 
observando-se, também, que os pares são sempre os mesmos. A representação 
simplificada da estrutura do DNA, vista ao lado, pode ser comparada a uma 
―escada espiralada‖ (α-hélice), onde o tamanho dos degraus é sempre o mesmo 
e a largura da escada é perfeitamente constante. As bases estão ligadas ao 
corrimão da escada pelo nitrogênio assinalado com asterisco nas fórmulas abaixo. 
 
 
 
Considerando apenas as informações dadas em negrito, quais seriam as possíveis 
combinações entre as bases 1, 2, 3 e 4? 
a) base 1 com base 3, base 1 com base 4, base 2 com base 3 e base 2 com base 4 
b) base 1 com base 2, base 1 com base 4, base 2 com base 3 e base 2 com base 4 
c) base 1 com base 3, base 1 com base 4, base 3 com base 4 e base 2 com base 4 
d) base 1 com base 1, base 2 com base 2, base 3 com base 3 e base 4 com base 4. 
e) devido as interações intermoleculares não existe possibilidade de combinações 
entre as bases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
86 
 
 
4. Um dos testes realizados para a determinação da quantidadede álcool na 
gasolina é aquele em que se adiciona água à mesma, ocasionando a extração 
do álcool pela água. Isso pode ser explicado pelo fato de álcool e água possuírem: 
 
a) ligações covalentes simples e dativas. 
b) forças de atração por pontes de hidrogênio. 
c) forças de atração por forças de Van der Waals. 
d) o grupo OH- carboxila. 
e) moléculas apolares. 
 
5. O gráfico a seguir foi construído com dados dos hidretos dos elementos do grupo 
16. Com base neste gráfico, são feitas as afirmações seguintes. 
 
 
 
I. Os pontos P, Q, R e S no gráfico correspondem aos compostos H2Te, H2S, H2Se e 
H2O, respectivamente. 
II. Todos estes hidretos são gases a temperatura ambiente, exceto a água, que é 
líquida. 
III. Quando a água ferve, as ligações covalentes se rompem antes das 
intermoleculares. 
Das três afirmações apresentadas 
a) apenas I é verdadeira. 
b) apenas I e II são verdadeiras. 
c) apenas II é verdadeira. 
d) apenas I e III são verdadeiras. 
e) apenas III é verdadeiro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
87 
 
 
6. O conhecimento das estruturas das moléculas é um assunto bastante relevante, já 
que as formas das moléculas determinam propriedades das substâncias como 
odor, sabor, coloração e solubilidade. As Figuras apresentam as estruturas das 
moléculas CO2, H2O, NH3, CH4, H2S e PH3. 
 
Quanto às forças intermoleculares, a molécula que forma ligações de hidrogênio 
(pontes de hidrogênio) com a água é: 
a) H2S 
b) CH4 
c) NH3. 
d) PH3. 
e) CO2. 
 
7. Água e etanol são dois líquidos miscíveis em quaisquer proporções devido a 
ligações intermoleculares, denominadas: 
a) iônicas. 
b) pontes de hidrogênio. 
c) covalentes coordenadas. 
d) dipolo induzido - dipolo induzido. 
e) dipolo permanente. 
 
8. Relativamente às substâncias HF e NaF, fazem-se as seguintes afirmações. 
[Dados: H (Z = 1); Na (1A) e F (7A)] 
I - Pertencem à mesma função inorgânica. 
II - Somente o HF forma pontes de hidrogênio. 
III - O HF é molecular enquanto o NaF é uma substância iônica. 
IV - Apresentam o mesmo tipo de ligação em sua estrutura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
88 
 
 
São corretas apenas: 
a) I e IV. 
b) II e III. 
c) II e IV. 
d) I e II. 
e) I e III. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
89 
 
 
INTRODUÇÃO ÀS FUNÇÕES 
INORGÂNICAS 
 
 
6.1 ÓXIDOS 
 
 
Exemplo: MgO onde o Mg tem NOX (número de oxidação) igual a +2 e o 
Oxigênio tem NOX igual a -2. Lembrando como vimos no item ligações químicas a 
soma das cargas (NOX) tem que ser igual a zero para um composto. 
Assim Mg O sendo um composto binário porque possui dois elementos Mg e 
O e também o oxigênio pela carga é o mais eletronegativo, assim atende a definição 
acima. Em outras palavras sempre que tiver um composto no qual direita tem o 
oxigênio e a esquerda tenha qualquer outro elemento desde que seja um elemento 
(não em número de átomos) acompanhando. 
Temos vários exemplos de óxidos, assim podemos citar alguns: 
 
 Na O 
 BaO 
 CaO 
 CO 
 CO 
 Fe O 
 
Em um óxido a ligação pode ser iônica ou covalente já que o oxigênio é um 
ametal. Quando o oxigênio se ligar a um ametal a ligação é covalente e quando o 
oxigênio se ligar a um metal a ligação é iônica. 
Os óxidos se dividem basicamente em óxidos neutros, óxidos básicos e óxidos 
ácidos ou anidridos. Também temos outros óxidos tais como os óxidos duplos e óxidos 
anfóteros. Vamos agora então conhecer um pouco mais do universo químico que 
envolve os óxidos. 
Óxidos são compostos binários contendo o oxigênio como elemento mais eletronegativo. 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
90 
 
 
6.1.1 Óxidos Neutros 
Os óxidos neutros são aqueles que não apresentam um caráter determinado 
quando estão na sua forma, mas quando reage com o oxigênio formando outro tipo 
de óxido pode perder sim seu caráter de neutralidade. A substância base que reage 
com um óxido e produz o que de acordo é seu caráter é a água (H2O). Assim um 
óxido neutro não reage com a água. 
 
 
 
Como exemplos dos principais óxidos neutros temos: CO, N O e o NO. 
 
6.1.2 Óxidos Básicos 
Os óxidos básicos são aqueles no qual o oxigênio combina com um metal para 
ser formado, e que ao reagir com a água (H O) forma uma base ou hidróxido como 
produto da uma reação. 
Exemplo: 
 
MgO, assim como vimos no item classificação periódica o Mg é um metal alcalino 
terroso. Então se é oxigênio com metal vai formar um óxido básico. Agora vamos ver 
sua reação com a água. 
 
𝐌𝐠𝐎(𝐬)(𝐬) + 𝐇𝟐𝐎(𝐥) → 𝐌𝐠(𝐎𝐇)𝟐(𝐚𝐪) 
 
Observe que formou a substância 𝐌𝐠(𝐎𝐇)𝟐 que é uma base ou hidróxido. 
Embora veremos ainda nesse capítulo sobre as bases, vimos que atende ao critério, 
no entanto MgO é um óxido básico. 
Vejamos alguns exemplos de óxidos básicos: 
 Na O 
 BaO 
 CaO 
 Fe O 
Óxido neutro + H2O → não ocorre 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
91 
 
 
6.1.3 Óxidos Ácidos ou Anidridos 
Os óxidos ácidos ou anidridos já são aqueles que o oxigênio combina com um 
ametal e quando reage com água forma um ácido. Como exemplos vamos citar o 
SO3, assim repare que o S é um ametal e combina como o oxigênio. 
Assim: 
 
SO ( ) + H O( ) → H SO ( ) 
 
Observe que o SO3 ao reagir com água formou o H2SO4(aq) que é um ácido 
muito conhecido, o ácido sulfúrico. Por isso classificamos como óxido ácido ou 
anidrido. 
Vejamos alguns exemplos de óxidos ácidos: 
 
 CO 
 Cl O 
 SO 
 
6.1.4 Óxidos Duplos ou Mistos 
Os óxidos duplos são aqueles que possui mais de um tipo de elemento 
diferente ou com o mesmo elemento, mas com o nox diferente. Como exemplo 
temos o Fe O que é formado pelo FeO e pelo Fe O , ou seja, em sua composição tem 
o Fe e o Fe , assim se somar o FeO com Fe O forma o Fe O . 
 
6.1.5 Óxidos Anfóteros 
Não existem muitos metais anfóteros na tabela periódica, assim são poucos os 
óxidos anfóteros. No caso são óxidos que por ser formado com metais eram para 
reagir com água e formar bases, mas isso não ocorre e acabam formando ácidos. 
Como exemplo temo o Mn O , onde o Manganês é um metal e que ao reagir com 
água forma o ácido permangânico. 
Mn O ( ) + H O( ) → HMnO ( ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
92 
 
 
No entanto observamos nesse caso que um é um óxido que era para ser 
básico e acaba apresentando caráter ácido. Mas fique tranquilo, são poucos casos. 
 
6.1.6 Reação de Formação de um Óxido 
Para formar um óxido é necessário pegar a forma mais estável do elemento 
que quer formar o óxido na condição de substância simples e reagir com o gás 
oxigênio (O ). 
 
 
 
Vamos dar o exemplo da formação do CO2. No caso escolhemos um óxido 
que é formado com o carbono, então vamos pegar a forma simples mais estável que 
é o C( ). 
 
C( ) + O ( ) → CO ( ) 
 
Vamos para outro exemplo. Vamos formar um óxido agora sabendo apenas 
qual elemento vai reagir que no caso será o Cálcio, não sabemos a fórmula do 
composto. 
Assim a forma mais estável simples do Ca é o Ca( ) metálico. 
 
 
 
Então vamos pegar o Ca e reagir como oxigênio: 
 
Ca( ) + O ( ) → 
 
Substância simples é quando uma substância é formada por apenas um elemento tal 
como o O2, C(grafite) ou H2. 
Claro que a forma mais estável do cálcio não é o Ca metálico, mas fique atento que 
estamos falando da forma mais estável simples do elemento em questão. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
93 
 
 
Para saber qual o composto que forma vamos pegar o primeiro nox do 
elemento, no caso do cálcio ele só exibe quando é oxidado o +2 devido ele ser da 
família 2A. Então formule o óxido formado: 
 
Ca + 2O 
 
Como no caso as cargas são iguais, ao somar o resultado é zero. Assim quando 
o resultado é zero não é necessário cruzar as cargas como vimos em ligações 
químicas. No entanto o óxido formado é o CaO. 
Assim o resultado final da reação: 
 
Ca( ) + 1/2O ( ) →CaO( ) 
 
6.1.7 Nomenclatura de Óxidos 
As nomenclaturas são distribuídas em oficial da IUPAC (União Internacional da 
Química Pura e Aplicada) e nomenclatura antiga. 
Vamos ver primeiro a oficial IUPAC. 
 
I – Elemento apresenta apenas um nox: 
 
ÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO 
 
Exemplo: MgO – Óxido de Magnésio 
 
II – Elemento apresenta dois ou mais nox: 
 
ÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO + NOX DO ELEMENTO EM ALGARISMO ROMANO 
ENTRE PARÊNTESE 
 
Exemplo: Fe O 
Sabendo que O é da família 6A então seu nox é -2, assim monta-se a equação 
2 ferros, então ferro igual a X, 3 oxigênios então 3 multiplicado por – 2 e iguala a zero 
já que vimos que as cargas de um composto se anulam. 
2X + 3(-2) = 0 
Assim X = +3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
94 
 
 
No entanto a nomenclatura de Fe O é Óxido de Ferro (III). 
 
Agora vamos para a nomenclatura antiga. Para dar o nome aos óxidos 
segundo a nomenclatura antiga, devemos adotar o seguinte procedimento: 
 
I – Elemento possui 1 nox: Igual ao procedimento da nomenclatura oficial 
 
ÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO 
 
Exemplo: Al O – Óxido de alumínio. 
 
II – Elemento possui 2 nox. 
 
ÓXIDO + NOME DO ELEMENTO + TERMINAÇÃO ICO PARA MAIOR NOX 
ÓXIDO + NOME DO ELEMENTO + TERMINAÇÃO OSO PARA MENOR NOX 
 
Exemplo: 
Fe O vimos que o Fe é +3. Nesse caso é o Óxido Férrico. 
FeO vimos que o Fe é +2. Nesse caso é o Óxido Ferroso. 
 
III – Quando o elemento apresenta 4 nox 
 
Se apresenta nox +1 então é: 
 
ÓXIDO + PREFIXO HIPO + NOME DO ELEMENTO + TERMINAÇÃO OSO 
 
Se o elemento apresenta nox +3: 
 
ÓXIDO + NOME DO ELEMENTO + TERMINAÇÃO OSO PARA MENOR NOX 
 
Se o elemento apresenta nox +5: 
 
ÓXIDO + NOME DO ELEMENTO + TERMINAÇÃO ICO PARA MAIOR NOX 
 
 
 
Se o elemento apresenta nox +7: 
 
ÓXIDO + PREFIXO PER + NOME DO ELEMENTO + TERMINAÇÃO ICO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
95 
 
 
Como exemplo temos os óxidos do cloro, que são o Cl O, Cl O , Cl O e 
Cl O que assumem os seguintes nox respectivamente +1, +3, +5 e +7. Então as 
nomenclaturas ficam: 
 
Cl O – Óxido hipocloroso. 
Cl O – Óxido Cloroso. 
Cl O – Óxido Clórico. 
Cl O – Óxido perclórico. 
 
Observe que em alguns casos usamos o acento agudo apenas por uma 
questão fonética. 
 
 
 
6.2 BASES OU HIDRÓXIDOS 
As bases ou hidróxidos são compostos que em meio aquoso (meio de água) 
liberam a presença de OH( ). OH é o ânion hidroxila que tem presença obrigatória 
em uma base inorgânica. 
Exemplo: 
 
NaOH( ) → Na( ) + OH( ) 
 
Observe que o NaOH sólido ao ser adicionado em meio aquoso liberou o íon 
OH( ) hidroxila que é um ânion. 
Uma base formada dos metais da família 1A e 2A são fortes e as demais bases 
são consideradas bases fracas. Sua força está associada ao seu grau de dissociação, 
ou seja, qual o percentual de hidroxila libera em meio de água. 
 
Na nomenclatura de um óxido ácido a palavra óxido pode ser substituída por anidrido, 
assim o óxido perclórico por exemplo pode ser denominado anidrido perclórico. Mas 
atenção, apenas para os óxidos ácidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
96 
 
 
6.2.1 Reação de Obtenção de uma Base 
Para obter uma base é necessário reagir um óxido básico com água, vejamos 
o exemplo: 
 
Na O( ) + H O( ) → NaOH( ) 
 
Assim qualquer óxido básico que reagir com uma água vai formar um hidróxido 
em reação similar. Lembrando que no final é necessário fazer o balanço do nox do 
elemento que está combinando com a hidroxila. O nox da hidroxila sempre -1 então 
quando cátion não é +1 zerando é necessário cruzar a cargas para fazer o balaço. 
 
6.2.2 Nomenclatura de Hidróxidos 
Para dar nome aos hidróxidos, usamos as mesmas regras de óxidos, ou seja, 
tem a nomenclatura oficial e a nomenclatura antiga. No caso, em vez de usar a 
palavra óxido iremos usar a palavra hidróxido. 
No entanto o Na O( ) que é o óxido de sódio pois só assume um nox, ao reagir 
com água forma NaOH que é o hidróxido de sódio, observe que só trocou a palavra 
óxido por hidróxido. Assim se o Fe O que é o óxido de ferro (III) na nomenclatura 
oficial e o óxido férrico na nomenclatura antiga, ao reagir com água forma o Fe (OH) 
que é o hidróxido de ferro (III) na nomenclatura oficial e hidróxido férrico na 
nomenclatura antiga. 
 
6.3 ÁCIDOS 
Os ácidos inorgânicos são substâncias largamente empregadas no nosso 
cotidiano. Os ácidos também são muito importantes para a compreensão das 
demais funções inorgânicas. Vejamos a definição. 
 
 
Quando em meio de água: HCl( ) → H( ) + Cl( ) , Esse processo é denominado 
de ionização, todo ácido se ioniza devido ao fato do composto ser molecular a 
Segundo Arrhenius ácidos são substâncias que em meio aquoso liberam o íon H+. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
97 
 
 
ligação química é quebrada e o elemento mais eletronegativo fica com o elétron do 
hidrogênio assim o ionizando. É comum errar dizendo que foi uma dissociação, mas 
é só lembrar que dissociar é separar aquilo que já existe, no entanto em um composto 
iônico se dissocia, já nos ácidos que são moleculares ioniza-se. 
Entre os ácidos existem dois tipos que são os Hidrácidos e os Oxiácidos. 
 
6.3.1 Hidrácidos 
São ácidos que não contêm oxigênio. Como exemplo podemos citar o HCl, HF, 
HCN e outros. Uma reação de formação de um hidrácido se dá por meio da reação 
da substância simples com o gás hidrogênio. 
 
H ( ) + Cl ( ) → 2HCl 
 
Para avaliar a força de um hidrácido é necessário saber que: 
Forte: HCl, HBr ou HI; 
Moderado: HF 
Fraco: Todos os outros Hidrácidos. 
 
A nomenclatura dos Hidrácidos segue a seguinte regra: 
 
ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + TERMINAÇÃO ÍDRICO 
 
Então, HCl, como não tem oxigênio é um hidrácido. Aplica-se a regra de 
nomenclatura para hidrácidos. Como ele é um ácido com o elemento cloro o nome 
será Ácido Clorídrico. 
H S – Ácido Sulfídrico. Lembrando que alguns elementos como no caso o 
enxofre utiliza-se se nome em latim que é súlfur (sulphur). 
 
6.3.2 Oxiácidos 
Os Oxiácidos são ácidos que contêm oxigênio, no entanto já são derivados 
dos óxidos ácidos ou anidridos que aprendemos no tópico óxidos. Como exemplo de 
ácidos Oxiácidos temos o H SO , HNO , H PO dentre vários outros. 
Como reação de obtenção de um ácido oxiácido é necessário saber qual 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
98 
 
 
ácido precisa formular. Assim se quer formular o ácido sulfúrico então é só selecionar 
o óxido correspondente que é o óxido sulfúrico e reagir com H O. 
 
SO ( ) + H O( ) → H SO ( ) 
 
Para avaliar a força de um ácido oxiácido é necessário saber o Ka do ácido, 
mas como equilíbrio iônico só será ensinado mais à frente, então existe uma regra 
que funciona bem. Faça o cálculo do número de oxigênio – o número de hidrogênios 
presentes no ácido oxiácido: n°O – n°H = 
 
Se o resultado for zero, o ácido é fraco. 
Se o resultado for 1 ele é moderado. 
Se o resultado for ≥ 2 o ácido é forte. 
 
Exemplo: 
 
𝐇𝟐𝐒𝐎𝟒 então, 4-2= 2, como o resultado foi 2 o ácido é forte. 
 
A nomenclatura dos ácidos Oxiácidos seguem a mesma regra dos óxidos 
ácidos que aprendemos, até mesmo porque os ácidos Oxiácidos são derivados dos 
óxidos ácidos. Lembre-se, em vez de utilizar a palavra óxido irá usar ácido já que 
mudou a função. 
 
Exemplo: 
SO3, óxido sulfúrico, se transforma em H2SO4, então é o ácido sulfúrico. O 
enxofre vale +6 nos dois casos, por isso a terminação ico nos dois casos. 
SO2, óxido sulfuroso, se transforma em H2SO3, então é o ácido sulfuroso. O 
enxofre vale +4 nos dois casos, por isso a terminação oso nos dois casos. 
N2O5, Óxido nítrico, se transforma em HNO3, então é o ácido nítrico. O 
nitrogênio vale +5 nos dois casos, por isso a terminação ico nos dois casos. 
Cl2O7, Óxido perclórico, se transforma em HClO4, então ácido perclórico. O 
cloro vale +7 nos dois casos, por isso o prefixo per e a terminação ico nos dois casos. 
Então: 
ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO + TERMINAÇÃO ICO PARA MAIOR NOX 
ÁCIDO + NOME DO ELEMENTO+ TERMINAÇÃO OSO PARA MENOR NOX 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
99 
 
 
6.4 SAIS 
Um sal é o produto da neutralização entre um ácido e uma base. Em uma 
reação entre um sal e uma base, sempre terá como produto sal e água. 
 
HCl + NaOH → NaCl + H O 
H SO + KOH → K SO + H O 
HNO + Mg(OH) → Mg(NO ) + H O 
Assim NaCl, K SO e Mg(NO ) são sais. 
 
Um sal ao colocar em meio aquoso é dissociado em íons, aqui ocorre a 
dissociação e não ionização porque o sal é um composto iônico e não molecular. 
Veja abaixo. 
Em meio aquoso: NaCl( ) → Na( ) + Cl( ). 
Observe que os íons foram separados em Na e Cl 
 
6.3.3 Nomenclatura de Sais 
Para dar nome a um sal é necessário saber de qual ácido ele é proveniente, 
assim de o ácido terminar em ídrico, transforma-se a nomenclatura do ânion 
proveniente em eto, se o ácido terminar em oso, transforma-se a nomenclatura do 
ânion proveniente em ito, e caso o ácido termine em ico, transforma-se a 
nomenclatura do ânion proveniente em ato. 
Mas para dar nome não basta apenas o ânion. Também é necessário nomear 
o cátion. Para nomear o cátion podemos usar a regra oficial que empregamos nos 
óxidos, quando só tem um nox apenas empregue o nome, se tiver mais de um nox 
empregue o nox entre parêntese em algarismos romanos, ou podemos usar a 
nomenclatura antiga empregando o oso e ico. 
Exemplo: NaCl: Cl é um ânion proveniente do HCl, então se é o ácido clorídrico, 
ídrico conforme vimos vira eto, já o cátion é o Na que só tem um nox, usa-se apenas 
o nome do elemento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
100 
 
 
 
 
Então NaCl é o Cloreto de sódio. 
CaSO : SO é um ânion proveniente do H SO , então se é o ácido sulfúrico, ico 
conforme vimos vira ato, já o cátion é o Ca+2 que só tem um nox, usa-se apenas o 
nome do elemento. 
Então CaSO é o Sulfato de cálcio. 
Fe(NO ) : NO é um ânion proveniente do HNO , então se é o ácido nitroso, oso 
conforme vimos vira ito, já o cátion é o Fe e o ferro pode assumir o nox +2 ou +3, 
assim emprega-se a oficial com algarismo romano ou a antiga com oso e ico. 
Então Fe(NO ) é o Nitrito de Ferro (II) ou Nitrito Ferroso 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IDRICO → ETO 
OSO → ITO 
ICO → ATO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
101 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. O estômago produz o suco gástrico de caráter ácido para digerir os alimentos 
ingeridos pelo indivíduo, porém em alguns casos, tais como doença ou stress, há 
uma produção excessiva de suco podendo causar a gastrite ou úlcera. Em casos 
de produção excessiva, além de uma mudança na dieta alimentar o médico 
poderá indicar uma medicação de caráter básico, tendo como PRODUTO da 
ingestão do medicamento um: 
 
a) Ácido e base. 
b) Óxido neutro e água. 
c) Sal e óxido neutro. 
d) Sal e água. 
e) Anidrido e água. 
 
2. O Bicarbonato é tradicionalmente usado por algumas pessoas para combater a 
azia estomacal. Sabendo que o suco gástrico é composto principalmente pelo 
HCl, podemos dizer que o Bicarbonato de sódio CORRESPONDE a um: 
 
a) Óxido básico. 
b) Sal neutro. 
c) Sal ácido. 
d) Sal básico. 
e) Hidróxido 
 
3. Durante as férias na fazenda do seu avô, Gabriel, por ser um menino muito levado 
acabou brincando com uma casa de abelhas e foi picado. Sabendo que a dor é 
causada pela presença de ácidos orgânicos, dentre eles o ácido fórmico, 
imediatamente o seu pai pegou uma solução de bicarbonato de sódio e passou 
no local da picada, aliviando a dor. Com base no enunciado é CORRETO afirmar 
que o bicarbonato de sódio é: 
 
a) Um sal de comportamento básico. 
b) Um ácido muito fraco. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
102 
 
 
c) Um base ou hidróxido forte. 
d) Um sal de comportamento ácido. 
e) Um hidróxido fraco. 
 
4. Observe a tabela 
 
Ácido Grau de ionização (α) 
HF 8% 
HCN 0,008% 
H2SO4 61% 
H3PO4 27% 
 
Em relação a esses dados podemos afirmar, EXCETO: 
a) O ácido HF é monoprótico e o mais forte em relação aos outros. 
b) O ácido Sulfúrico é diprótico é muito forte e mais reativo que o Fluorídrico. 
c) O ácido Fosfórico é triprótico e menos reativo que o Sulfúrico. 
d) O ácido Cianídrico é monoprótico e pouco reativo. 
e) O HF é monoprótico e mais fraco que o sulfúrico. 
 
5. Todos os compostos abaixo têm caráter ácido, EXCETO: 
 
a) CO2, HNO3, SO2. 
b) CO2, CaO, SO2. 
c) CO2, HNO2, SO2. 
d) H2S, H2SO4, SO2. 
e) HNO3, SO2, H2S 
 
6. Além do efeito estufa, a chuva ácida vem sendo um dos maiores problemas 
ambientais da atualidade, e seu agravamento teve início a partir da Revolução 
Industrial, com a queima acentuada de combustíveis fósseis, dentre eles o carvão 
e o petróleo. O PRINCIPAL componente dos combustíveis que aumentam a acidez 
da chuva é o: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
103 
 
 
a) carbono. 
b) enxofre. 
c) oxigênio. 
d) nitrogênio. 
e) Fósforo. 
 
7. A reação da hematita (fórmula química Fe2O3) com monóxido de carbono (CO) 
em alto-forno representa o processo industrial para a obtenção do ferro metálico 
(Fe), que, após resfriamento, solidifica-se. 
 
Fe2O3 (s) + CO (g)  Fe (s) + CO2 (g) 
 
 Em relação a esse processo podemos afirmar, EXCETO: 
a) A hematita é um óxido de caráter básico. 
b) O dióxido de carbono é um óxido de caráter ácido. 
c) O monóxido de carbono é um óxido neutro. 
d) O monóxido de carbono forma um ácido em meio aquoso. 
e) O ferro produzido é caracterizado por conter ligações metálicas 
 
8. A opção que CORRESPONDE ao ácido perclórico é: 
 
a) HClO. 
b) HCl2O. 
c) HClO4. 
d) HClO3. 
e) HCl. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
104 
 
 
 
 
RESPOSTAS DO FIXANDO O CONTEÚDO 
UNIDADE 01 
 
UNIDADE 02 
 
QUESTÃO 1 E QUESTÃO 1 E 
QUESTÃO 2 C QUESTÃO 2 A 
QUESTÃO 3 B QUESTÃO 3 E 
QUESTÃO 4 C QUESTÃO 4 E 
QUESTÃO 5 B QUESTÃO 5 D 
QUESTÃO 6 A QUESTÃO 6 D 
QUESTÃO 7 C QUESTÃO 7 B 
QUESTÃO 8 A QUESTÃO 8 A 
 
UNIDADE 03 
 
UNIDADE 04 
 
QUESTÃO 1 C QUESTÃO 1 B 
QUESTÃO 2 D QUESTÃO 2 D 
QUESTÃO 3 D QUESTÃO 3 E 
QUESTÃO 4 C QUESTÃO 4 D 
QUESTÃO 5 D QUESTÃO 5 D 
QUESTÃO 6 B QUESTÃO 6 A 
QUESTÃO 7 D QUESTÃO 7 D 
QUESTÃO 8 D QUESTÃO 8 C 
 
UNIDADE 05 
 
UNIDADE 06 
 
QUESTÃO 1 D QUESTÃO 1 D 
QUESTÃO 2 E QUESTÃO 2 D 
QUESTÃO 3 A QUESTÃO 3 A 
QUESTÃO 4 B QUESTÃO 4 A 
QUESTÃO 5 C QUESTÃO 5 B 
QUESTÃO 6 C QUESTÃO 6 B 
QUESTÃO 7 B QUESTÃO 7 D 
QUESTÃO 8 B QUESTÃO 8 C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
105 
 
 
 
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