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Química Básica Experimental
Professora: Renata Soraia Guimarães
Ementa:
Química Geral Experimental - Ementa: Normas de segurança no laboratório de química. Equipamentos básicos de laboratório: finalidade e técnicas de utilização. Comprovação experimental de conceitos básicos de química. Experimentos em Ligação química, íons e moléculas. Soluções. Cinética química e equilíbrio, Equilíbrio iônico, Eletroquímica, Funções, equações químicas, cálculos estequiométricos, ácidos, bases e Corrosão.
01. Átomos
1.1. Estrutura atômica básica: O modelo atômico considera o átomo dividi do em duas regiões distintas denominadas núcleo e eletrosfera.
Nesse modelo, o núcleo, que é a região central do átomo, contém dois tipos de partículas, os prótons e os nêutrons; e a eletrosfera, que é a região periférica ao redor do núcleo, contém apenas os elétrons. 
Ilustração da estrutura atômica básica
O núcleo localiza-se no centro do átomo e é uma região compacta,
maciça e muito densa, embora não seja indivisível.
A eletrosfera é uma região imensa em relação ao núcleo e de densidade muito baixa (rarefeita); isso significa que a maior parte do átomo é um grande vazio.
1.2. Características das Partículas:
Prótons: tem carga elétrica positiva e uma massa unitária.
Nêutrons: não tem carga elétrica, mas tem massa unitária.
Elétrons: tem carga elétrica negativa e quase não possuem massa.
 O próton e o elétron possuem cargas elétricas de mesma intensidade e sinais opostos, por isso elas se anulam mutuamente.
IMPORTANTE: Todo átomo possui o mesmo número de prótons e de elétrons, portanto todo átomo é eletricamente neutro.
01. Átomos
1.3. Número Atômico (Z): O número atômico é o numero de cargas positivas (prótons) existentes no núcleo dos átomos e isso é o que diferencia um elemento químico de outro.
1.4. Elemento químico: É um conjunto de átomos com o mesmo número atômico.
1.5. Isótopos: Átomos isótopos possuem o mesmo número de prótons e diferente número de nêutrons.
Resumindo:
Resumindo: Os prótons e os nêutrons são as partículas encontradas no núcleo dos átomos, cada um com uma massa atômica unitária. 
Prótons: possuem carga elétrica positiva e uma massa unitária. 
Nêutrons: não tem carga elétrica, mas tem massa unitária. 
Elétrons: tem carga elétrica negativa e quase não possuem massa (massa desprezível).
O Número de prótons no núcleo estabelece o número atômico do elemento químico e, o número de prótons somado ao número de nêutrons é o número de massa atômica. Os elétrons ficam fora do núcleo e tem pequena massa.
Vamos construir alguns átomos:
https://phet.colorado.edu/sims/html/build-an-atom/latest/build-an-atom_pt_BR.html
	Elemento Químico	Prótons 	Nêutron	Elétrons
	Hidrogênio (H)	1	1	1
	Lítio (Li)	3	4	3
	Berílio (Be)	4	5	4
	Carbono (Ca)	6	6	6
	Flúor (F)	9	10	9
	Neônio (Ne)	10	10	10
1.7. Número de Massa (A): Como praticamente toda a massa do átomo está no núcleo, o número de partículas nucleares (soma dos prótons e dos nêutrons) é denominado número de massa.
Obs.: O número de massa (A) não é uma massa, é apenas um número que indica a quantidade de partículas do átomo cuja massa é relevante.
Por convenção, indicamos o número atômico (Z) do elemento subscrito à esquerda do símbolo e o número de massa (A), sobrescrito à esquerda (ou eventualmente à direita) do símbolo. Dado um elemento genérico de símbolo X:
 ou eventualmente 
1.6. Características das partículas 
1.8. Massa Atômica: A massa atômica oficial de cada elemento químico (descritos na tabela periódica) é obtida pela média ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais do elemento.
O cálculo da média ponderada é feito pela soma das multiplicações da massa atômica pela abundância isotópica dividido por 100%.
Por exemplo: o elemento químico magnésio, Mg, cujo número atômico Z é igual a 12, possui três isótopos naturais, relacionados a seguir:
Obs.: A massa atômica calculada (matemática) e diferente da experimental (empírica). Isso se explica pela perda de energia para a formação do núcleo coeso entre os prótons e nêutrons.
Exercícios:
01. Analise a tabela e verifique somente a espécie neutra
Resposta: X e W
Exercícios:
01. Forneça o nome e os valores que substituem corretamente as letras a até o no quadro a seguir:
Resposta: 
Linha 1: 40, 18, 18 Linha 2: K,19, 19,19 
Linha 3: Cálcio, 40,20,20 Linha 4:21, 22,21
1.9. Formação de íons: O íon é formado quando um átomo, ou um grupo de átomos, ganha ou perde elétrons.
Os íons são classificados quanto ao número de átomos de que são formados e quanto à carga elétrica, como veremos a seguir.
1.9.1. Íons simples :Os íons simples são formados por átomos de um único elemento químico. A representação dos íons é feita pelo símbolo do elemento químico que o originou e pelo valor de sua carga.
a) Ânions simples: Quando um átomo ganha elétrons e fica com excesso de carga negativa, ele se torna um íon negativo, ou seja, um ânion simples.
Por exemplo: Um átomo de oxigênio possui 8 prótons (8 cargas positivas) e 8 elétrons (8 cargas negativas), portanto é neutro:
Se o átomo de oxigênio ganhar 2 elétrons, ficará com excesso de 2 cargas negativas e se tornará um ânion bivalente.
Por convenção, a carga elétrica é sobrescrita à direita do símbolo, e o número que indica a quantidade de carga é escrito antes do sinal.
b) Cátion simples: Quando um átomo perde elétrons e fica com falta de carga negativa, ele se torna um íon simples positivo, ou seja, um cátion simples.
Por exemplo, um átomo de magnésio possui 12 prótons (12 cargas positivas) e 12 elétrons (12 cargas negativas), portanto é neutro:
Se o átomo de magnésio perder 2 elétrons, ficará com falta de 2 cargas negativas e se tornará um cátion bivalente.
1.10. Valência: Podemos dizer, de um modo geral, que valência é o número de elétrons que os átomos de um elemento ganham ou perdem para formar uma substância estável.
A explicação para o fato de determinados elementos químicos ganharem elétrons (como o oxigênio) e outros perderem elétrons (como o magnésio) se deve a certas propriedades características de cada elemento, que serão estudadas detalhadamente mais adiante.
1.11. Íons Compostos: Os íons são formados por um grupo de átomo que, juntos, ganharam ou perderam um ou mais elétrons.
a) Ânions compostos: Quando um grupo de átomos adquire um ou mais elétrons, forma-se um íon composto negativo, ou um ânion composto.
Exemplos: Quando um grupo formado por um átomo de enxofre e quatro átomos de oxigênio apresenta dois elétrons em excesso, temos o ânion sulfato, (ânion composto bivalente) (ganhou).
b) Cátions compostos: Quando um grupo de átomos perde um ou mais elétrons, forma-se um íon composto positivo, ou um cátion composto.
Exemplos: Quando um grupo formado por um átomo de nitrogênio e quatro átomos de hidrogênio apresenta deficiência de um elétron, temos o cátion amônio, (cátion composto monovalente) (perdeu).
Exercícios:
01. Indique os valores que substituem as letras no quadro a seguir:
Respostas:
Linha 1: 108, 47, 47 Linha 2: 33, 33,33, 42 Linha 3: 30,35,28
Linha 4:32, 16,16 Linha 5: 24,28,24 Linha 6: 13,13,14
1.12. Distribuição Eletrônica
Um átomo no estado fundamental possui todos os seus elétrons num estado de mínima energia possível (mais estável), e a energia total de cada elétron está relacionada a suas energias potencial (relacionada a distância do núcleo) e cinética (movimento-velocidade, relacionados aos subníveis de energia).
Os níveis de energia são representados pela letra n e são designados por números inteiros que variam de 1 até infinito.
Os subníveis de energia são representados pela letra l, e são designados por números que variam em função de n, indo de (n-1) até infinito.
O modelo atômico de Rutherford-Böhr mostra que o átomo possui um núcleo, além de uma eletrosfera formada por várias camadas eletrônicas, com valores de energia específicos para cadatipo de átomo. 
Para os elementos conhecidos atualmente, existem, no máximo, sete camadas que são representadas, respectivamente (de dentro para fora), pelas letras 
K, L, M, N, O, P e Q.
A distribuição eletrônica refere-se ao modo em que os elétrons estão distribuídos nas camadas ou níveis de energia que ficam ao redor do núcleo do átomo. 
Por exemplo: abaixo temos os elétrons do berílio. Ele possui 4 elétrons no total, distribuídos em duas camadas eletrônicas. Assim, a sua distribuição eletrônica é dada por: 2 – 2.
No entanto, os elétrons não se distribuem de qualquer forma nessas camadas, havendo, portanto, algumas regras a serem seguidas para essa distribuição. 
Por exemplo, a primeira camada (K) suporta no máximo 2 elétrons, e a camada de valência (a última camada a ser preenchida) pode possuir no máximo 8 elétrons.
Esses e outros fatores ocorrem porque os elétrons distribuem-se nas camadas eletrônicas de acordo com subníveis de energia, que são identificados pelas letras s, p, d, f, que aumentam de energia nessa ordem respectiva. Cada nível comporta uma quantidade máxima de elétrons distribuídos nos subníveis de energia.
Níveis e subníveis
Cálculo da energia no subnível: Com base em um estudo mais detalhado da energia dos elétrons de um átomo, apoiado nos seguintes critérios:
O aumento de energia é indicado no diagrama pelas setas paralelas a partir da primeira diagonal. Para os elétrons dos elementos químicos conhecidos.
Possui maior energia o elétron que apresentar a maior soma n + l. Por
exemplo: entre dois elétrons que apresentam um estado energético definido respectivamente pelos conjuntos de nível e subnível, 3d e 4s, qual apresenta a maior energia? Vejamos:
Entre dois elétrons que possuem igual soma (n + l), terá maior energia o elétron que apresentar maior valor de n.
O diagrama de energia terá o seguinte aspecto:
Diagrama de Pauling, sendo também conhecida como Diagrama de distribuição eletrônica ou, ainda, Diagrama dos níveis energéticos, e está exposta abaixo:
	Camadas	Níveis e Subníveis	energias
	K	1s2	1+0=1
	L	2s2 e 2p6	2+0=2 e 2+1=3
	M	3s2, 3p6 e 3d10	3+0=3, 3+1=4 e 3+2=5
	N	4s2, 4p6 ,4d10 e 4f14	4+0=4, 4+1=5, 4+2=6 e 4+3=7
	O	5s2, 5p6 ,5d10 e 5f14	5+0=5, 5+1=6, 5+2=7 e 5+3=8
	P	6s2, 6p6 e 6d10	6+0=6, 6+1=7 e 6+2=8
	Q	7s2 e 7p6	7+0=7 e 7+1=8
Além disso, lembre-se de que os elétrons vão preenchendo esses subníveis de acordo com a ordem crescente de energia (estão organizados em cada cama: do subnível de menor energia para o de maior energia), que, no Diagrama de Pauling, é dada pelo sentido das setas.
Exemplos:
01. Vamos realizar a distribuição eletrônica do magnésio (Mg), cujo número atômico (Z - número de prótons) é igual a 12.
Resolvendo:
Visto que está no estado fundamental, a quantidade de elétrons e de prótons é igual, ou seja, temos que distribuir 12 elétrons.
Começaremos pelo subnível 1s, onde só cabem 2 elétrons, e continuaremos preenchendo e seguindo as setas até completar 12 elétrons:
Observe que a distribuição eletrônica do magnésio em subníveis de energia é dada por: 1s2 2s2 2p6 3s2. Já a distribuição eletrônica por camadas foi: 2 – 8 – 2, ou seja, o átomo desse elemento possui 2 elétrons na camada K, 8 elétrons na camada L e 2 dois elétrons na camada M.
1.13. Elétrons mais energéticos e elétrons de valência
A “distribuição de elétrons” no átomo deve ser feita necessariamente em ordem de energia, que é indicada pelas setas no diagrama. 
A distribuição eletrônica em ordem energética termina com os elétrons mais energéticos do átomo no estado fundamental, ou seja, aqueles que possuem a maior energia potencial e cinética (que não são necessariamente os mais externos do átomo).
ordem geométrica, que é indicada apenas pela ordem de energia potencial, ou seja, pelo valor de n, e termina com os elétrons mais externos do átomo.
O nível de energia mais externo de um átomo no estado fundamental é denominado camada de valência. A camada de valência é ocupada pelos elétrons de valência.
Exemplo 2: Distribuição elétrica do Vanádio (Z = 23)
Ordem energética: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
Ordem geométrica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2
Número total de elétrons por nível ou camada: 
K = 2, L = 8, M = 11, N = 2
Número de elétrons no subnível mais energético: o subnível mais energético é o último a ser preenchido, isto é, o 3d. Assim, o número de elétrons nele é 3.
Número de elétrons no subnível mais externo: o subnível mais externo é o que fica mais afastado do núcleo, isto é, o 4S. Assim, o número de elétrons nele é 2.
Exemplo 3: Distribuição elétrica do  Bário (Z = 56)
Ordem energética: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Ordem geométrica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2
Número total de elétrons por nível ou camada: 
K = 2, L = 8, M = 18, N = 18, O = 8, P = 2.
Número de elétrons no subnível mais energético: o subnível mais energético é o 6s. Assim, o número de elétrons nele é 2.
Número de elétrons no subnível mais externo: o subnível mais externo também é o 6s. Assim, o número de elétrons nele é 2.
1.14. Distribuição eletrônica de íons
Quando for necessária fazer a distribuição eletrônica para um íon no estado fundamental, devemos sempre partir do átomo neutro para depois retirar ou acrescentar os elétrons que foram perdidos ou ganhos.
1.14.1. Distribuição eletrônica de um cátion: Para obter a distribuição eletrônica de um cátion, devem-se retirar os elétrons que foram perdidos a partir do nível e do subnível mais externo do átomo no estado fundamental. 
Exemplo:
Por exemplo, para fazer a distribuição eletrônica dos cátions ferro III, , partimos do átomo de ferro no estado fundamental: 
1.14.2. Distribuição eletrônica de um ânion: Para obter a distribuição eletrônica de um ânion, devem-se adicionar os elétrons que foram ganhos no nível e no subnível mais externos, que estiverem incompletos, do átomo no estado fundamental.
Por exemplo, para fazer a distribuição eletrônica do ânion brometo,, partimos do átomo de bromo no estado fundamental: .
Exercícios:
Faça a distribuição eletrônica dos seguintes elementos:
Bário (Z=56)
Titânio (Z=22)
Ferro (Z=26)
Cátion Cálcio (Z=20) e 2+
Cátion Cobre II (Z=29) e 2+
Ânion Cloreto: (Z=17) e 1-
Ânion Fosfato: (Z=15) e 3-
Ânion Iodeto: (Z=53) e 1-
1.15. A tabela periódica atual
Muitas propriedades químicas e físicas dos elementos e das substâncias simples que eles formam variam periodicamente em função de seus números atômicos. Na tabela periódica atual os elementos estão dispostos em crescente de número atômico (Z). 
A tabela e organizada e linhas e colunas:
As linhas variam do primeiro ao sétimo período (representando o numero de camadas atômicas na eletrosfera)
As colunas variam de 1 a 18 em grupos ou famílias.
Classificações de grupos:
a) Grupo dos elementos representativos 
b)Grupo dos elementos de transição. 
a.1) Os elementos representativos: Chamados de elementos típicos ou característicos, são os mais estudados. Esses elementos compõem as famílias ou grupos 1, 2 e 13 a 18. (organizados em colunas)
a.2) Os elementos representativos possuem o elétron mais energético no subnível s ou p, dependendo da família a que pertence. Veja cada uma:
Família 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): Na família dos metais alcalinos, todos esses elementos possuem no subnível mais energético apenas 1 elétron (ns1). O hidrogênio encontra-se nessa família porque ele possui um elétron na sua camada de valência, porém, suas características não se enquadram nesse e em nenhum outro grupo da Tabela Periódica.
Exemplo:
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1;
19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1;
37Rb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1.
Família 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): Metais alcalinos terrosos, sendo Todos eles possuem dois elétrons no último nível e a configuração eletrônica termina em ns2.
Exemplo:
12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2;
20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2;
38Sr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2.
Família 13 (B, Al, Ga, In, Tl): Todos possuem três elétronsno último nível e a configuração eletrônica termina em ns2 np1. 
Família 14 (C, Si, Ge, Sn, Pb): Todos possuem quatro elétrons no último nível e a configuração eletrônica termina em ns2 np2. 
Família 15 (N, P, As, Sb, Bi): Todos possuem cinco elétrons no último nível e a configuração eletrônica termina em ns2 np3. 
Família 16 (O, S, Se, Te, Po): Família dos calcogênios. Todos eles possuem 6 elétrons no último nível e a configuração eletrônica termina em ns2 np4
Família 17 (F, Cl, Br, I, At): Família dos halogênios, palavra que significa “formadores de sais”. Todos possuem sete elétrons no último nível e a configuração eletrônica termina em ns2 np5.
Família 18 (He, Me, Ar, Kr, Xe, Rn): Família dos gases nobres. Todos possuem oito elétrons no último nível e a configuração eletrônica termina em ns2 np6. Eles são os únicos elementos encontrados, em sua forma isolada, estáveis na natureza.
Resumo
b.1) Elementos de transição: Elementos de transição ou Metais de transição são aqueles localizados entre os Metais e os não metais
Obs.: Para os elementos representativos o elétron mais energético do átomo ocupam um subnível s ou p, já para os elementos em transição o elétron mais energético está no subnível d ou f.
b.2) Os metais de transição se referem aos elementos pertencentes aos grupos de 3 a 12, sendo que a série dos Lantanídeos e Actinídeos se localizam no período 6 e 7.
b.3) Os Elementos de Transição se subdividem em dois grupos: Transição Externa e Interna, vejamos alguns:
Elementos de transição externa:
Período 4: titânio, vanádio, cromo, manganês, ferro, cobalto, níquel e cobre.
Período 5: zircônio, nióbio, molibdênio, tecnécio, rutênio, ródio, paládio e prata.
Período 6: háfnio, tantálio, tungstênio, rênio, ósmio, irídio, platina e ouro.
Elementos de transição interna: Observe na tabela que os elementos pertencentes a esta classe são mostrados à parte, na parte inferior da Tabela. 
Lantanídeos: elementos que possuem número atômico 57 até o 71.
 
 Actinídeos: elementos que possuem número atômico 89 até o 103.
1.17. Elementos de transição ou de transição externa: São aqueles que possuem o elétron mais energético do átomo no estado fundamental em um subnível d incompleto, ou seja, que apresentam configuração eletrônica terminando em: ns2 (n -1)d1 até 8.
1.18. Elementos de transição interna: São aqueles que possuem o elétron mais energética do átomo no estado fundamental em um subnível f incompleto, ou seja, que possuem a configuração eletrônica terminando em: ns2 (n - 2)f 1 até 13. 
Exemplo: urânio, 
Obs.: Nem todos os elementos seguem a distribuição eletrônica prevista pelo diagrama de energia. Apesar disso, a posição que todos ocupam na tabela periódica é a fornecida pelo diagrama, independente mente da sua distribuição eletrônica real.
1.19. Classificação dos elementos
O conhecimento atual das propriedades dos elementos químicos nos permite reuni-los em cinco grupos diferentes: metais, ametais, semimetais, gases nobres e hidrogênio. 
a) Metais: A principal característica química dos metais é a sua tendência a formar cátions (íons positivos) ao constituir substâncias simples ou compostas.
Fisicamente, os metais apresentam as seguintes características:
• são bons condutores de calor e de eletricidade;
• são maleáveis, ou seja, podem ser transformados em lâminas;
• são dúcteis, isto é, podem ser transformados em fios;
• possuem brilho metálico característico;
• possuem cor entre acinzentado e prateado, com exceção do ouro, que é dourado, e do cobre, que é avermelhado;
• são sólidos a 25 °C e 1 atm (com exceção do mercúrio, que é líquido nessas condições).
b) Não metais ou ametais: Os ametais formam um grupo de quinze elementos: boro, carbono, nitrogênio, silício, fósforo, oxigênio, enxofre, selênio, flúor, cloro, arsénio, bromo, telúrio, iodo e astato, que apresentam como principal característica química a tendência a formar ânions (íons negativos) ao constituir substâncias compostas.
Fisicamente, os ametais apresentam-se de maneira inversa aos metais, salvo algumas exceções. De modo geral temos o seguinte:
• não são bons condutores de calor (são isolantes térmicos);
• não são bons condutores de eletricidade (a maioria dos ametais atua como isolantes elétricos);
• não possuem brilho característico como os metais.
c) Gases Nobres: Os gases nobres são um conjunto de seis elementos: hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio. Apresentam como principal característica a inércia química. São relativamente raros e os únicos encontrados na natureza na forma de átomos isolados.
d) Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento atípico, não se enquadra em nenhum grupo da tabela periódica. É o mais simples dos átomos e, no estado fundamental, possui apenas um nível de energia com um único elétron.
1.20. Propriedades periódicas
a) Raio atômico: A metade dessa distância, isto é, d/2, é por definição a medida do raio atômico do elemento.
Em um período, o raio atômico aumenta da direita para a esquerda conforme diminui o número atômico, e diminui a atração do núcleo pelos elétrons do último nível de energia.
b) Energia de ionização: Energia ou potencial de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo (ou íon) isolado, portanto, no estado gasoso.
Quando retiramos um elétron de um átomo isolado, ele absorve energia e passa para um estado de maior instabilidade. Situação idêntica ocorre com os íons isolados de qualquer elemento químico.
Essa energia necessária para retirar um elétron de um átomo isolado é denominada primeira energia de ionização ou primeiro potencial de ionização e, de acordo com o SI, deve ser expressa em k J ∙ mol–1.
No caso de um íon teríamos uma segunda, terceira, quarta, etc. energias de ionização.
Para elementos que ocupam uma mesma família ou período da tabela periódica, quanto menor o raio atômico, maior a energia de ionização e vice-versa.
c) Afinidade eletrônica: Afinidade eletrônica é a quantidade de energia liberada quando 1 átomo isolado no seu estado fundamental (na fase gasosa) recebe 1 elétron.
Um átomo isolado de determinado elemento químico no estado fundamental pode eventualmente receber um elétron, transformando-se em um ânion.
Isso, algumas vezes, leva o átomo desse elemento a um estado de maior estabilidade e, portanto, ocorre uma liberação de energia.
Nesse caso, para um átomo genérico X, teremos:
A energia liberada indica quão fortemente o elétron se liga ao átomo. 
A afinidade eletrônica aumenta conforme o raio atômico diminui.
d) Eletronegatividade: Eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si, quando se encontra “ligado” a outro átomo de elemento químico diferente, numa substância composta.
A eletronegatividade do átomo de um elemento químico aumenta conforme o raio atômico diminui.
2. Ligações químicas
De acordo com a Regra do Octeto, a camada de valência precisa de oito elétrons para se estabilizar, assim, os átomos adquirem estabilidade quando têm 8 elétrons na camada de valência. Isso acontece com os gases nobres, eles apresentam a camada de valência completa, a única exceção é o elemento Hélio que possui 2 elétrons. Os demais elementos precisam fazer ligações químicas (doar, receber ou compartilhar os elétrons faltantes e alcançar os oito elétrons na camada de valência). Os elétrons da camada de valência são os que participam das ligações.
Lembrando que: A camada de valência pode ser determinada de duas formas: Distribuição Eletrônica e Tabela Periódica.
Para determinar a camada de valência através da tabela periódica é preciso identificar o período (identifica a camada) e a família do elemento (o número de eletros na camada de valência para os grupos 1,2,13,14,15,16,17 que possuem os seguintes números de elétrons na camada de valência 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7 respectivamente.).
2.1. Compartilhamento de elétrons: Dois átomos com alta eletronegatividade estabelecem uma ligação química compartilhandoseus elétrons mais externos (de valência).
2.2. Ligação covalente e energia: 
Considere, por exemplo, a configuração eletrônica do átomo de hidrogênio, 1H: 1s1. Para ficar com a configuração eletrônica do gás nobre hélio (1s2) o átomo de hidrogênio precisa de mais um elétron.
Assim, se um átomo de hidrogênio compartilhar seu (único) elétron de valência com outro átomo de hidrogênio, cada átomo, que possuía apenas 1 elétron, passa a possuir um par, completando sua camada de valência e adquirindo, assim, a estabilidade.
2.5. Tipos de fórmulas: O compartilhamento de elétrons que configura a ligação covalente pode ser representado pelas seguintes fórmulas:
Fórmula molecular: Mostra apenas o número de átomos de cada elemento que forma uma molécula da substância. Para a molécula de gás hidrogênio a fórmula molecular é H2
b) Fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis: Mostra os elétrons da camada de valência de cada átomo, colocando lado a lado os que estão sendo compartilhados. Para a molécula de gás hidrogênio, temos:
c) Fórmula estrutural: Representa cada par de elétrons da camada de valência dos átomos por um traço entre os átomos ligados. 
Para a molécula de gás hidrogênio, temos: H — H (ligação covalente simples)
d) Casos especiais: Algumas vezes, o par de elétrons compartilhado na ligação covalente estabelecida entre dois átomos é proveniente de um único átomo, em vez de ser formado por um elétron de cada átomo. Na prática, porém, não há nenhuma diferença nas ligações covalentes por causa desse fato.
Exemplo: A molécula de gás monóxido de carbono, cuja fórmula molecular é CO, é formada pela união de um átomo de carbono (Z=6) com um átomo de oxigênio (Z=8).
Configuração eletrônica dos átomos:
C: 1s2 2s2 2p2 – precisa de mais 4 elétrons para ficar com a configuração eletrônica do gás nobre neônio (1s2 2s2 2p6).
O: 1s2 2s2 2p4 – precisa de mais 2 elétrons para ficar com a configuração eletrônica do gás nobre neônio (1s2 2s2 2p6).
O átomo de carbono compartilha dois de seus elétrons de valência com o átomo de oxigênio
Com essa ligação o carbono fica com 6 elétrons na camada de valência. Para completar o octeto do carbono, admite-se que o oxigênio compartilhe um de seus pares de elétrons com o carbono, de modo que entre os dois átomos se estabelece uma ligação tripla.
e) Ressonância: Algumas moléculas ou íons podem ser representados por duas ou mais fórmulas eletrônica (estrutura de Lewis) e estrutural diferentes. A molécula de ozônio, por exemplo, pode ser representada por uma das seguintes fórmulas estruturais abaixo:
f) Expansão e contração do octeto: Grande parte dos elementos químicos que conhecemos respeitam a regra do octeto na formação de moléculas, mas existe muitas exceções a essa regra:
elementos cujos átomos adquirem estabilidade com um número maior do que oito elétrons na camada de valência (expansão do octeto).
Ocorrem exclusivamente com elementos do terceiro período em diante da tabela periódica, como o fósforo e o enxofre, por exemplo. 
P(Z=15)1s22s22p63s23p3
O(Z=8)1s22s22p4
S(Z=16)1s22s22p63s23p4
O(Z=8)1s22s22p4
S(Z=16)1s22s22p63s23p4
O(Z=8)1s22s22p4
S(Z=16)1s22s22p63s23p4
O(Z=8)1s22s22p4
elementos cujos átomos adquirem estabilidade com um número menor do que oito elétrons na camada de valência (contração do octeto). 
Comumente ocorre com elementos do segundo período da tabela periódica, especialmente em moléculas que apresentam os elementos berílio e boro, em alguns óxidos de nitrogênio e o alumínio do terceiro período quando está em composição com um halogênio.
Exemplos:
Be(Z=4)1s22s2
Cl(Z=17)1s22s22p63s23p5
B(Z=5)1s22s22p1
F(Z=9)1s22s22p5
N(Z=7)1s22s22p3
0(Z=8)1s22s22p4
Al(Z=13) 1s22s22p63s23p1
Cl(Z=17)1s22s22p63s23p5
2.6. Polaridade da ligação covalente: Quando dois átomos compartilham elétrons em uma ligação covalente, essa ligação pode ser apolar ou polar, de acordo com a a diferença de eletronegatividade entre os átomos, como mostra o quadro a seguir:
Relembrando o comportamento da eletronegatividade
Obs.: também é possível que uma molécula apresente ligações polares e ligações apolares. É o que ocorre, por exemplo, no peróxido de hidrogênio, H2O2.
Aumentando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos, o caráter da ligação passa progressivamente de 100% covalente para covalente polar, até chegar a acentuadamente iônico, ou seja, em que o composto é formado por íons.
Se a diferença de eletronegatividade entre dois átomos for menor ou igual a 1,6, a ligação entre eles será predominantemente covalente.
Exemplos:
CO2 (eletronegatividades: O=3,5 e C=2,5)
3,5 - 2,5= 1,0 (%Ci 5 22%; predominantemente covalente)
H2O (eletronegatividades: O= 3,5 e H=2,1)
3,5 - 2,1= 1,4 (%Ci 5 39%; predominantemente covalente)
NH3 (eletronegatividades: N = 3,0 e H = 2,1)
3,0 - 2,1= 0,9 (%Ci 5 19%; predominantemente covalente)
Se for maior que 1,6, a ligação será acentuadamente iônica.
Exemplos:
NaCl (eletronegatividades: Cl=3,0 e Na=1,0)
3,0 - 1,0 =2,0 (%Ci 5 63%; predominantemente iônico)
LiF (eletronegatividades: F= 4,0 e Li= 1,0)
4,0 - 1,0= 3,0 (%Ci 5 89%; predominantemente iônico)
PbO2: (eletronegatividades: O= 3,5 e Pb= 1,7)
3,5 – 1,7=1,8 (%Ci 5 55%; predominantemente iônico)
2.8. Forças intermoleculares: são as formas como as moléculas dos compostos (polares ou apolares) formados por ligações covalentes interagem ente si. 
a) Dipolo induzido: As forças de dipolo induzido são de fraca intensidade e ocorrem entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres quando estes se aproximam, o que causa repulsão entre suas eletrosferas. 
Essa repulsão provoca um movimento dos elétrons, que vão se acumular numa única região da molécula ou do átomo, deixando a região oposta com deficiência de carga negativa. Cria-se assim um dipolo.
b) Dipolo permanente: As forças de dipolo permanente são forças de intensidade média e ocorrem entre moléculas polares. Estabelecem-se de tal forma que o átomo com caráter parcial negativo de uma molécula é atraído pelo átomo com caráter parcial positivo da outra molécula.
As forças de dipolo permanente são bem mais fortes que as de dipolo induzido. Por isso, a energia necessária para separar as moléculas ligadas por dipolo permanente é maior.
c) Ligações de hidrogênio: As ligações de hidrogênio são o tipo de força intermolecular mais intenso, que ocorre entre dipolos permanentes das moléculas, em que o polo positivo é sempre o hidrogênio, e o polo negativo pode ser o flúor, o oxigênio ou o nitrogênio, pois esses elementos são bastante eletronegativos, ou seja, atraem mais fortemente os elétrons da ligação dupla e ficam com carga parcial negativa.
A ligação de hidrogênio se estabelece pela atração entre o átomo de hidrogênio (polo 1) de uma molécula e o átomo de flúor, oxigênio ou nitrogênio (polo 2) de outra molécula. Esse tipo de ligação forma cristais dipolares.
Por exemplo, consideremos as moléculas do fluoreto de hidrogênio (HF), uma molécula polar. No estado sólido, as suas moléculas atraem-se, de modo que o polo positivo (hidrogênio) de uma molécula atrai o polo negativo (flúor) de outra:
4. Ligação iônica e compostos inorgânicos
4.1. Ligação Iônica: Quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos de elementos químicos distintos é maior do que 1,6, a ligação entre eles é predominantemente iônica, ou seja, obtida pela formação de íons positivos e negativos que permanecem juntos por atração eletrostática. 
A ligação iônica é sempre uma ligação polar, e a intensidade do dipolo formado entre os átomos aumenta com o aumento da diferença de eletronegatividade entre eles.
Esquema de ligações iônicas
Os metais são elementos que possuem baixa eletronegatividade (tendem a formar cátions). Para retirarmos 1 elétron de seu nível mais externo, precisamos fornecer uma energia denominada primeira energia de ionização.
Exemplo:
Se um átomo isolado de sódio absorve 8,233∙10–22 kJ de energia para se transformar no cátion sódio, Na1+(g).
A tendência deos metais formarem cátions só se manifesta na presença de átomos que tenham tendência a formar ânions, isto é, de receber elétrons.
Os ametais, ao contrário dos metais, são elementos que possuem como característica principal a alta eletronegatividade e a consequente tendência a formar ânions. 
Exemplo:
Se um átomo isolado de cloro, Cl(g), libera 5,797 ∙ 10–22 kJ de energia (ou 349 kJ/mol de átomos) para se transformar no ânion cloreto, Cl1-(g), isso significa que ele passa para um estado de maior estabilidade.
As substâncias constituídas por átomos de metais e ametais, como o cloreto de sódio, NaCl(s), por exemplo, são denominadas substâncias iônicas ou compostos iônicos porque, quando a substância simples sódio metálico, Na(s), entra em contato com moléculas de gás cloro, Cl2(g), ocorre uma violenta reação química que provoca a formação de cátions Na1+ e ânions Cl1–, que permanecem fortemente ligados uns aos outros por força de atração elétrica entre cargas opostas, formando o composto representado pela fórmula unitária NaCl(s).
O fato de a reação de formação do cloreto de sódio, NaCl(s), ocorrer com grande liberação de energia indica que esse composto é muito mais estável do que eram as substâncias simples sódio metálico, Na(s), e gás cloro, Cl2(g), isoladamente.
E por que alguns elementos têm tendência a formar cátions monovalentes enquanto outros formam cátions bivalentes, trivalentes ou tetravalentes?
Uma explicação experimental para esse fenômeno está na energia de ionização necessária para retirar um, dois, três ou quatro elétrons do átomo neutro e isolado.
O sódio forma cátion monovalente porque sua segunda energia de ionização é muito maior do que a primeira. Já o magnésio forma cátion bivalente porque sua terceira energia de ionização é muito maior do que as duas primeiras, e assim por diante. 
O quadro a seguir traz um resumo sobre como ocorrem as ligações iônicas entre os elementos representativos mais comuns (E), que geralmente (mas nem sempre) seguem a regra do octeto.
Acompanhe o raciocínio seguindo o modelo da regra do octeto para a formação do cloreto de sódio, NaCl. Dadas as configurações eletrônicas do 11Na e do 17Cl:
O átomo de sódio, 11Na, possui 1 elétron no último nível de energia (3º nível). Formando o cátion Na1+, seu último nível passa a ser o anterior (2º nível), que já está completo. O átomo de cloro, 17Cl, possui 7 elétrons no último nível de energia (3º nível), formando o ânion Cl1–, seu último nível fica completo. 
A fórmula do composto formado pela atração eletrostática (ligação iônica) entre os íons Cl1– e Na1+ será NaCl.
4.2. Fórmula unitária: É aquela que representa a proporção expressa pelos menores números possíveis de cátions e ânions que compõem o retículo cristalino, de modo que a carga total do composto seja neutralizada. 
Aspectos importantes da fórmula unitária:
1. O símbolo do cátion vem antes do símbolo do ânion.
2. A fórmula unitária deve mostrar a menor proporção em números inteiros de cátions e ânions, de modo que a carga total dos cátions seja neutralizada pela carga total dos ânions (toda substância é eletricamente neutra).
3. Como a substância possui carga elétrica total igual a zero, as cargas elétricas individuais de cada íon não aparecem escritas na fórmula unitária.
4. O número de cátions e de ânions da fórmula é chamado de índice e deve vir escrito à direita e abaixo do símbolo. O índice 1 não precisa ser escrito.
Exemplo: Cl1– e Na1+ será NaCl.
Ca2+ e F1- será CaF2
também podemos representar a fórmula de uma substância iônica por meio da fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica. No caso do cloreto de sódio, teremos:
Outro exemplo, utilizando como modelo a regra do octeto, de como se estabelece a ligação iônica entre os elementos químicos cálcio, 20Ca, e flúor, 9F.
Um composto iônico é formado por um número muito grande e indeterminado de cátions e ânions agrupados alternadamente segundo uma forma geométrica definida como arranjo, característica de cada substância iônica. No caso do cloreto de sódio, NaCl(s), os íons Na1+ e Cl1– agrupam-se num arranjo denominado cúbico de três eixos.
No cristal de cloreto de sódio cada íon Na1+ é cercado por seis íons Cl1–, e vice-versa. Esse número é denominado número de coordenação. Número de coordenação é o número de íons imediatamente ligados a determinado íon em um arranjo cristalino. No cloreto de sódio, NaCl(s), especificamente, o número de coordenação dos íons Na1+ e Cl1– é o mesmo: 6.
Numero de coordenadas:
4.3. Propriedades dos compostos iônicos: A ligação iônica é de natureza elétrica. Os íons positivos e negativos se atraem fortemente, dando origem a compostos com as propriedades características descritas no quadro a seguir:
Exemplo
Escreva a forma unitária dos seguintes compostas:
Na e O
Al e S
Mg e S
Ca e O
Al e O 
Nomenclatura
Na nomenclatura dos compostos iônicos o nome elemento que forma o ânion aparece primeiro adicionado ao sufixo eto.
 Nome do ânioneto +de+ nome do cátion
 
Se o ânion for o oxigênio fica:
 Oxido + de + nome o cátion
Exemplo: 
NaCl= cloreto de sódio
MgCl2 = cloreto de magnésio 
CaO= oxido de cálcio 
Exemplo:
01. Um elemento X possui configuração eletrônica igual a 1s2 2s2 2p6 3s2 e um elemento Y possui configuração eletrônica igual a 1s2 2s2 2p4. Da ligação iônica entre esses dois elementos resulta o composto de fórmula molecular:
a) XY
b) YX
c) X2Y
d) XY2
e) X2Y2
Exercícios
02. Marque a alternativa em que todos os compostos possuem somente ligações iônicas:
a) CaO, MgCl2, HCl
b) NaCl, CaCl2, CaO
c) PF3­, NaCl, NH3
d) Na2O, SrCl2, H2O
e) O2, NH3, MgCl2
Exercícios:
03. Considere as seguintes espécies químicas:
Na+, Ca2+, Al3+, O2-, Br1-, Cl1-
Qual das fórmulas a seguir está correta?. Para as fórmulas erradas escreva como deveria ser.
NaCl2
Al3Br
AlO2
H2Br
CaCl2
Exercício
04. UFV-MG) Os compostos formados pelos pares Mg e Cl; Ca e O; Li e O; K e Br possuem fórmulas cujas proporções entre os cátions e os ânions são, respectivamente:
Dados: 3Li; 8O; 12Mg; 17Cl; 19K; 20Ca; 35B.
a) 1:1    2:2    1:1    1:2
b) 1:2    1:2    1:1    1:1
c) 1:1    1:2    2:1    2:1
d) 1:2    1:1    2:1    1:1
e) 2:2    1:1    2:1    1:1
Exercícios:
05. Mack-SP) Se o caráter iônico entre dois ou mais átomos de elementos químicos diferentes é tanto maior quanto for a diferença de eletronegatividade entre eles, a alternativa que apresenta a substância que possui caráter iônico mais acentuado é:
(Dados: 1H, 9F, 11Na, 19K, 53I)
NaI
F2
HI
KI
KF
Exercícios:
06. Escreva o dos seguintes compostas iônicos:
Na e O
Al e S
Mg e S
Ca e O
Al e O 
4.4. Compostos inorgânicos: Uma característica dos compostos inorgânicos é que eles são iônicos ou covalentes capazes de formar íons.
As propriedades e o comportamento químico dos compostos inorgânicos variam conforme o solvente com a qual estiverem interagindo. Assim, para efeito de estudo dividimos os compostos inorgânicos em grupos, de acordo com a sua constituição, sempre levando em consideração sua interação com a água. Os principais grupos de compostos inorgânicos são: os ácidos, as bases, os sais e os óxidos.
Soluções
3.1. Conceito: Soluções são misturas homogêneos de substâncias puras (átomos, moléculas ou íons) na qual não há precipitação.
As soluções são constituídas de dois componentes: 
Soluto: É o que se dissolve e se encontra em menor quantidade 
Solvente: É o componente em maior quantidade e que atua dissolvendo o soluto. 
Por exemplo, quando misturamos o sal na água, produzimos uma solução em que o sal é o soluto e a água é o solvente.
Devido à sua capacidade de dissolver uma grande quantidade de substâncias, a água é denominada de solvente universal.
Duvidas quanto a classificação de quem é soluto e solvente em uma mistura de partes iguais: 
Se não há uma dissolução aparente de um dos componentes da mistura, consideramos que as duas substancias dissolvem-seme si infimamente.
Ex.: álcool etílico + água
Quem escolhe a classificação é o operador do experimento;
A principal característica das soluções é serem homogêneas, pois isso significa que o soluto está dissolvido de modo uniforme por toda a sua extensão. Isso é importante porque mostra que as soluções possuem propriedades iguais em todos os seus pontos. Mas existem outras características importantes que distinguem as soluções verdadeiras, que são:
As partículas do soluto são menores que 1 nm: Isso significa que nem mesmo com um ultramicroscópio a mistura deixa de ser homogênea. Isso é importante porque existem casos de misturas que parecem ser soluções a olho nu, mas que na verdade são misturas heterogêneas quando olhamos no microscópio.
Exemplo: sangue (possui: glóbulos vermelhos, glóbulos brancos, plaquetas e plasma)
3.2. Tipos de soluções: As soluções podem ser classificadas de acordo com três critérios principais:
Estado físico da solução;
Estados físicos do soluto e do solvente;
Natureza do soluto.
Solução
Sólido
Líquida
Gasosa
Estados físico do soluto e do solvente
Sólido-Líquido
Líquido-Líquido
Gás-Líquido
Natureza do Soluto
Molecular
Iônica
Classificação das soluções quanto à natureza do soluto dissolvido:
Iônica ou Eletrolíticas: é a solução que apresenta um soluto de natureza iônica, ou seja, é capaz de sofrer o fenômeno da dissociação ou ionização. Exemplo: cloreto de sódio, ácido clorídrico, hidróxido de sódio.
Exemplo: 
Molecular ou não eletrolítica: é a solução que apresenta um soluto de natureza molecular, ou seja, não é capaz de sofrer o fenômeno da dissociação ou ionização. Exemplo: sacarose e os álcoois.
Exemplo: (sacarose)
3.3. Concentração:
Denominam-se de aspectos quantitativos das soluções as proporções estabelecidas entre a quantidade de substância dissolvida (soluto) e a quantidade da substância que faz a dissolução (solvente). 
O trabalho com os aspectos quantitativos, isto é, com as concentrações das soluções, envolve o conhecimento de diversos aspectos:
Para fazer referência a qualquer aspecto do soluto de uma solução, sempre vamos utilizar o índice “1”. Já para o solvente, sempre vamos utilizar o índice “2”. Para a solução, não será utilizado nenhum índice.
Os aspectos quantitativos das soluções são muito trabalhados por meio da utilização de algumas fórmulas, a saber:
3.3.1. Concentração comum (C): Envolve a relação entre a massa do soluto (em gramas) e o volume da solução (em litros). Ela é enunciada pela seguinte fórmula:
	m1= massa do soluto (g)
	V= volume da solução (L)
Exemplo:
01) Calcule a concentração comum (em g/L) de uma solução que possui 30g do soluto em 100mL da solução.
02) Tenho uma solução com concentração de 50g/L. Calcule a massa do soluto presente em 200mL da solução.
3.3.2. Densidade (d): Envolve a relação entre a massa da solução (em gramas) e o volume da solução (em litros para gases e ml para sólidos e líquidos). Ela é enunciada pela seguinte fórmula:
Observação: m = m1 (massa do soluto) + m2 (massa do solvente) e V = V1 (volume do soluto) + V2 (volume do solvente)
	m= massa da solução (g)
	V= volume da solução (L ou ml)
Exemplo:
01. Uma quantidade igual a 40 g de KNO3 foi dissolvida em 190 cm3 de água, resultando em 200 cm3 de solução. Calcule a densidade em g/L dessa solução. Considere: dágua=1g/mL.
02. Considere que, em um hospital, um auxiliar prepara uma solução adicionando 1,50 g de glicose em 64,0 gramas de água. Sabendo que a densidade da água é de 1 g/mL, qual será a densidade da solução?
3.3.3. Concentração Molar ou Molaridade (M): Envolve a relação entre o número de mols do soluto (mol) e o volume da solução (em litros). Ela é enunciada pela seguinte fórmula:
 
Observação: Vale ressaltar que o número de mols do soluto pode ser calculado pela seguinte relação:
Dessa forma, a fórmula da molaridade pode ser escrita ainda da seguinte forma:
	n1= número de mols do soluto (mol)
	V= volume da solução (L)
	m1= massa do soluto (g)
	M1= massa molar do soluto (g/mol)
Exemplo:
01. Tenho 4g de NaOH em 250 ml de solução. Calcule a concentração em mol/L. (Na=23, O=16, H=1).
02. Tenho 100mL de Ca(OH)2(aq) a 0,1mol/L. Calcule a massa do soluto nessa solução. (Ca=40g; O=16g, H=1g). 
03. Calcule o volume de NaCl(aq), a 0,2 mol/L para obter 5,85g do soluto (Na=23g; Cl=35,5g)
3.3.4. Título em massa (T): Envolve a relação entre a massa do soluto (em gramas) e a massa da solução (em gramas). Ele é enunciado pela seguinte fórmula:
3.3.5. Molalidade (W): Envolve a relação entre o número de mols do soluto (em mol) e a massa do solvente (em quilograma). Ela é enunciada pela fórmula:
	m1= massa do soluto (g)
	m= massa da solução (g)
	n1= número de mols do soluto (mol)	mol/Kg=molal
	m2= massa do solvente (Kg)	
Vale ressaltar que o número de mols do soluto pode ser calculado pela seguinte relação:
Dessa forma, a fórmula da molalidade pode ser escrita ainda da seguinte forma:
	m1= massa do soluto (mol)
	M1= massa molar do soluto (g/mol)
Exemplo
01. Quantos gramas de água são necessários para preparar uma solução a 20%, em peso, usando 80 g de soluto?
02. A glicose, com fórmula estrutural C6H12O6, é um açúcar simples e é também a principal fonte de energia para os seres humanos e outros vertebrados. Açúcares mais complexos podem ser convertidos em glicose. Numa série de reações, a glicose combina-se com o oxigênio que respiramos e produz, após muitos compostos intermediários, dióxido de carbono e água com liberação de energia. A alimentação intravenosa hospitalar consiste usualmente em uma solução de glicose em água com adição de sais minerais. Considerando que 1,50 g de glicose sejam dissolvidos em 64,0 g de água, qual será a molalidade da solução resultante?
3.3.6. Fração Molar (X): Envolve a relação entre o número de mols do soluto ou solvente (em mol) e a o número de mols da solução (em mols). Ela é enunciada pelas seguintes fórmulas:
Em relação ao soluto:
Caso seja necessário calcular o valor do n1, basta utilizar a relação:
	n1= número de mols do soluto (mol)
	n= número de mols da solução. (mol)
Caso seja necessário calcular o valor do n2, basta utilizar a relação:
Para calcular o n, basta utilizar a fórmula:
Em relação ao solvente:
	n2= número de mols do solvente (mol)
	n= número de mols da solução (mol)
Exemplo:
01. Sabendo que uma mistura gasosa foi formada a partir de 0,6 mol de CO2 com 1,2 mol de N2, determine as frações molares do gás carbônico e do nitrogênio presentes nessa mistura.
Exercícios:
01.  Soro fisiológico contém 0,900 gramas de NaCℓ, massa molar=58,5g/mol, em 100 mL de solução aquosa. A concentração do soro fisiológico, expressa em mol/L, é igual a:
02. Sabendo-se que a massa molar do lítio é 7,0g/mol, a massa de lítio contida em 250mL de uma solução aquosa de concentração 0,160mol/L de carbonato de lítio (Li2CO3) é:
03. Uma pessoa usou 34,2g de sacarose (C12H22O11) para adoçar seu cafezinho. O volume de cafezinho adoçado na xícara foi de 50 mL. A concentração molar da sacarose no cafezinho foi de:
Exercícios:
04. Solução salina normal é uma solução aquosa de cloreto de sódio, usada em medicina porque a sua composição coincide com aquela dos fluídos do organismo. Sabendo-se que foi preparada pela dissolução de 0,9g do sal (NaCl) em 100 mL de solução, podemos afirmar que a molaridade da solução é, aproximadamente:
05. Uma solução de ácido clorídrico (HCl(aq)) foi preparada dissolvendo-se 120 g do cloreto de hidrogênio (HCl(s)) em 1000 g de água. Considerando que a densidade da água é igual a 1,044 g/cm3, determine o valor aproximado da concentração em mol/L da solução preparada. (Dados: massas molares: H = 1,0 g/mol; Cl= 35,5 g/mol).
Tópico 04. Estequiometria
4.1 Conceitos preliminares 
4.1.1 Fórmulas químicas: São usadas para representar compostos ou agregados de átomos, utilizando apenas os símbolos dos elementos que os compõe. Vários tipos de fórmulas químicas são úteis, pois indicamo número de cada átomo, o tipo de ligação entre os átomos (simples, dupla etc), a ordem em que se ligam os átomos, que são informações importantes sobre os compostos.
4.2 Constante de Avogadro: 
Obs.: Medido experimentalmente
O número de Avogadro representa o número de entidades (átomos) presentes na massa, em grama, que é numericamente igual à massa atômica ou molecular de uma espécie ou substância.
Para o carbono (C): M.A= 12u, pegando 12g de eu teria 6,02x1023átomos
Para o ferro (Fe): M.A=56u, pegando 56g de Fe eu teria 6,02x1023átomos
Para a água (H2O): M.A=18u, pegando 18g de água eu teria 6,02x1023moléculas.
4.2.1 Mol: É a quantidade de matéria que contém tantas entidades presentes quantos átomos contidos em 12g de C12, ou seja o termo mol indica o número de entidades presentes na constante de Avogadro. 
 1mol=6,02. 1023
4.2.2 Massa Molar (M): É a massa de 1 mol de substância e é dada em g/mol
Exemplo: Para o carbono (C)
Exemplo:
Sabendo que para 12u de carbono, temos 12g/mol, quantos mols teremos para 36g de C?
Para uma molécula ou substancia a massa molar é calculada pelo somatório das massas molares dos seus componentes.
Veja as massas molares aproximadas de alguns compostos
Água (H2O): 18 g/mol
Gás Oxigênio (O2): 32g/mol
Cloreto de Sódio (NaCl):58,5g/mol
Como calcular a massa molar?
Passo a Passo: Usaremos o Etanol (CH4CH2OH) como exemplo.
Passo 1: Conte o número de átomos de cada elemento químico na fórmula da substância
1 átomo de oxigênio (O)
2 átomos de Carbono (C)
6 átomos de Hidrogênio (H) 
Passo 2: Consultar a tabela periódica para a massa atômica de cada elemento da substância.
H: 1u
O: 16u
C: 12u
Passo 3: Multiplique as massas dos elementos pelos respectivos números de átomos na substância.
O:1x16u=16u
C:2x12u=24u
H:6x1u=6u
Passo 4: Soma as massas para encontrar a massa molecular.
M=16u+24u+6u=46u ou 46g/mol
4.3. Definindo a Estequiometria: A estequiometria é a forma de calcular as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química.
Os princípios da estequiometria se baseiam nas leis Ponderais relacionadas com as massas dos elementos químicos dentro das reações químicas. Elas incluem:
A) Lei de Lavoisier: Também chamada de “lei de conservação das massas”. Baseia-se no seguinte principio “A soma das massas das substâncias reagentes em um recipiente fechado é igual á soma das massas dos produtos da reação.
B) Lei de Proust: Também chamada de “Lei das proporções constantes”. Ela baseia-se em “Uma determinada substância composta é formada por substâncias simples, unidas sempre na mesma proporção em massa”
Existem várias formas de se resolver problemas com cálculos estequiométricos. Vamos seguir alguns passos para a sua resolução:
01. Escreva a equação química com as substâncias envolvidas; 
02. Faça o balanceamento da equação química. Para isso, é preciso ajustar os coeficientes para que reagentes e produtos contenham a mesma quantidade de átomos, segundo as Leis de Ponderais (Lei de Proust e Lei de Lavoisier);
03.Escreva os valores das substâncias, seguindo os dados do problema e identifique o que se pede;
04. Estabeleça a relação existente entre os números de mols, massa, volume. De acordo com os valores a seguir:
Quando consideramos as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), em que a pressão é igual a 1 atm e a temperatura é de 273 K (0ºC), temos que o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás sempre será de 22,4 L. Esse valor corresponde ao volume molar dos gases.
Equação de Clapeyron (lei dos gases ideais): É derivada de três leis empíricas. Tais leis explicam o comportamento dos gases em transformações gasosas  isovolumétricas (lei de Gay-Lussac), isobáricas (lei de Charles) e isotérmicas (lei de Boyle). De acordo com essas leis:
Nas transformações isovolumétricas, a razão entre pressão e temperatura termodinâmica de um gás ideal permanece constante;
Nas transformações isobáricas, a razão entre o volume e a temperatura termodinâmica de um gás ideal é constante;
Nas transformações isotérmicas, o produto da pressão pelo volume de um gás ideal permanece constante.
A partir das três leis acima, a equação de Clapeyron determina qual é o valor dessa constante (K). Segundo a equação de Clapeyron, essa constante é igual ao número de mols multiplicada por uma constante R, conhecida como constante universal dos gases ideais, e igual à constante de Boltzmann multiplicada pelo número de Avogadro.
Diversos resultados importantes puderam ser obtidos a partir da equação de Clapeyron. Um deles, por exemplo, prevê que 1 mol de qualquer gás ideal ocupa um volume de 22,4 l quando sujeito à pressão de 1 atm (1,01.105 Pa) e à temperatura de 273 K (0º C).
Exemplos:
01. Quantas moléculas do gás hidrogênio são necessários para a formação de amônia (NH3) sabendo que a quantidade do gás nitrogênio é de 4 mols?
1N2 + 3H2 --> 2NH3
02. Quantas gramas de hidrogênio reagem com 5 moles de oxigênio para formar água? 2 H₂+ O₂ = 2 H₂O
03. Qual o volume de oxigênio, em litros, que se faz necessários para formar 1 mol de água de líquidos (segundo a CNTP).
4.5. Ácidos de Arrhenius: Os ácidos são eletrólitos e, portanto, formam íons em solução aquosa. A definição para ácidos atualmente, de acordo com o conceito de eletrólitos de Arrhenius, é:
 Ácidos são compostos covalentes que reagem com a água (sofrem ionização) formando soluções que apresentam como único cátion o hidrônio, H3O1+.
A ionização é uma reação química que ocorre entre moléculas produzindo íons que não existiam anteriormente. Considere, por exemplo, a seguinte reação de ionização:
A reação de ionização pode ser representada por:
É importante observar que a ionização de um ácido com mais de um hidrogênio
ionizável ocorre em etapas (é parcial) e, assim, é possível encontrar mais
de um tipo de ânion na solução ácida. Considere, por exemplo, a ionização do
ácido fosfórico:
Logo, numa solução de ácido fosfórico, conforme as condições do meio (temperatura, pressão, concentração), podemos encontrar não apenas ânions fosfato,PO43–(aq), mas também ânions fosfato diácido, H2PO41–(aq), e fosfato monoácido,HPO42–(aq).O nome dos ácidos inorgânicos é fornecido pelo esquema:
 ácido + nome do ânion com terminação trocada
4.5. Foças dos ácidos: Para compreender os critérios que devem ser levados em conta para avaliar a força de um ácido, considere, por exemplo, as informações a seguir sobre os ácidos clorídrico e bórico:
Ácido clorídrico, HC,(aq): possui 1 hidrogênio ionizável.
Propriedades: gás incolor ou levemente amarelado, tóxico, obtido como subproduto da cloração do benzeno ou de outros hidrocarbonetos. Forma com a água um ácido forte e corrosivo.
Propriedades: sólido encontrado na forma de cristais incolores ou sob a forma de pó branco. É venenoso se ingerido ou inalado em grande quantidade, embora não seja considerado muito mais perigoso que o cloreto de sódio (sal de cozinha). Forma com a água um ácido fraco, de ação antisséptica, que compõe vários colírios comerciais.
Pelas informações acima, podemos concluir facilmente que a força de um ácido não é medida pelo número de hidrogênios potencialmente ionizáveis (o HC, é forte e possui um hidrogênio ionizável, e o H3BO3 é fraco e possui três hidrogênios ionizáveis). O que, então, podemos utilizar como parâmetro para medir a força de um ácido? A resposta é a porcentagem de hidrogênios que efetivamente sofrem ionização. Essa ionização efetiva é fornecida pelo grau de ionização α, calculado pela relação:
O grau de ionização α é sempre um número compreendido entre zero e 1 ou, se for expresso em porcentagem, entre 0% e 100%.
Os valores de α (grau de ionização) são obtidos experimentalmente e tabelados (não precisamos memorizá-los).
4.6. Ácidos fixos e ácidos voláteis: Um acido e definido como fixo ou volátil de acordo com o valor de sua temperatura de ebulição. Essa informação e importanteate por questões de segurança, uma vez que líquidos voláteis liberam vapores que podem ser tóxicos. Por isso devem ser manipulados na capela.
Não devemos confundir ácido volátil (de baixo ponto de ebulição) com ácido fumegante (de alto ponto de ebulição), que libera vapores tóxicos de uma substancia que se encontra dissolvida em excesso em seu interior, como H2SO4(aq) + SO3(aq).
4.5. Estabilidade dos ácidos: 
Em relação a estabilidade, os ácidos podem ser:
Ácidos estáveis
São aqueles que não sofrem decomposição numa faixa de temperatura e pressão próxima a ambiente. A maioria dos ácidos e estável.
• Ácidos instáveis
São os que se decompõem parcial ou totalmente a temperatura e pressão ambientes. Os casos mais importantes são os seguintes:
Observações:
1) O símbolo < > indica instabilidade.
2) As setas colocadas ao lado da formula das substancias são outra forma comum de indicar o estado de agregação do produto formado.
Seta para cima (↑): o produto formado encontra-se no estado gasoso (em condições ambientes). Seta para baixo (↓): o produto formado encontra-se no estado solido ou coloidal e é denominado precipitado.
4.6. Bases de Arrhenius: As bases são eletrólitos e, portanto, liberam íons ao entrar em contato com a água. Assim, a partir da teoria de Arrhenius, podemos definir as bases atualmente da seguinte maneira:
Como o ânion hidróxido liberado pelas bases já fazia parte de sua estrutura, dizemos que as bases sofrem dissociação em meio aquoso. A dissociação é a liberação de íons já existentes, ou seja, na dissociação de uma base não há reação química com a água. As moléculas de água apenas cercam os íons presentes na solução.
Exemplos de dissociação total:
É importante observar que a dissociação de uma base que apresenta mais de um grupo OH12 ocorre em etapas e, por isso, é comum haver mais de um tipo de cátion diferente na solução básica.
Considere, por exemplo, a dissociação do hidróxido de alumínio:
Numa solução aquosa de hidróxido de alumínio, conforme as condições do meio (temperatura, pressão, concentração), podemos encontrar não só cátions alumínio, Al3+(aq), mas também cátions di-hidroxialumínio, Al(OH)21+(aq), e mono-hidroxialumínio, AlOH2+(aq).
O nome da base depende de o cátion possuir apenas uma valência, como Na1+, Mg2+ ou Al3+, ou duas valências diferentes, como Cu1+ e Cu2+ ou Fe2+ e Fe3+. O nome das bases cujo cátion possui apenas uma valência é dado por:
O nome das bases cujo cátion possui duas valências é dado por:
Pode-se também indicar a valência por números romanos.
Algumas bases importantes também são conhecidas por seus nomes usuais ou comerciais.
Note que o número de grupos hidróxidos, OH12, da fórmula da base é igual (em módulo) à carga do cátion, por exemplo:
4.6. Força de uma base: O grau de dissociação α de uma base mede a sua força. O conceito é análogo ao de ionização dos ácidos e é calculado pela relação:
Bases fortes: são as bases de metais alcalinos como hidróxido de sódio, NaOH, e hidróxido de potássio, kOH, e as de alguns metais alcalino terrosos, como hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, hidróxido de estrôncio, Sr(OH)2, e hidróxido de bário, Ba(OH)2. O a de muitas dessas bases em geral é maior do que 50%, podendo chegar (de acordo com a temperatura e a diluição) a aproximadamente 100%. 
Exemplo a 18 °C: hidróxido de sódio, NaOH, a% 5 95% 
Mesmo as bases de metais alcalino terrosos consideradas fortes, como o hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, são pouco solúveis em água. Por isso, as condições de temperatura e diluição são tão importantes para definir a força de uma base.
Bases fracas: são as bases dos metais de transição, dos metais das famílias 13, 14 e 15 da tabela periódica e de alguns metais alcalinoterrosos, o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, e o hidróxido de amônio, NH4OH. O a dessas bases é, em geral, igual ou inferior a 5%. 
Exemplo a 18 °C: hidróxido de amônio, NH4OH, a% 5 1,5%
Outros exemplos são as bases dos metais de transição, dos metais das famílias 13, 14 e 15 da tabela periódica e de alguns metais alcalinoterrosos, como o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2. O hidróxido de amônio é uma base instável que em condições ambientes sofre decomposição formando água e gás amônia. 
Alguns autores questionam a existência do hidróxido de amônio considerando que o que existe de fato é uma solução de gás amônia dissolvido em água. Entretanto, ainda é muito comum que instituições educacionais de renome no país mencionem a existência dessa substância. 
4.7. Sais: A definição para sais, de acordo com o conceito de Arrhenius, é:
Os íons liberados pelos sais já faziam parte de sua estrutura. Assim, dizemos que os sais sofrem dissociação em meio aquoso. 
Exemplos:
O nome dos sais segue basicamente o esquema abaixo:
Exemplos: kNO3 — nitrato de potássio, Ca3(PO4)2 — fosfato de cálcio
Para cátions com mais de uma valência, o nome segue o esquema:
Pode-se também indicar a valência por números romanos.
Exemplos: FeSO4: sulfato ferroso; sulfato de ferro II; 
 Fe2(SO4)3 — sulfato férrico; sulfato de ferro III.
Acidez e basicidade dos sais: Podemos considerar genericamente que, quando reagimos uma solução aquosa de um ácido e uma solução aquosa de uma base, obtemos uma solução aquosa de um sal.
A solução aquosa de sal obtida poderá ter um caráter neutro, ácido ou básico, conforme a força do ácido e da base que reagiram entre si.
isso significa que o cátion do sal vem de uma base, e o ânion do sal vem de um ácido, e a solução aquosa obtida poderá ter um caráter neutro, ácido ou básico, que depende diretamente da força da base e da força do ácido que deram origem a esse sal. Nesse caso, os sais podem ser classificados como neutros, básicos ou ácidos.
4.8. Sal Neutro: 
Possui cátion proveniente de base forte e ânion proveniente de ácido forte ou, então, possui cátion proveniente de base fraca e ânion proveniente de ácido fraco.
Exemplo: o cloreto de sódio forma solução de caráter neutro.
Na1+, cátion sódio, vem de hidróxido de sódio, NaOH, base forte;
Cl1-, ânion cloreto, vem de ácido clorídrico, HCl, ácido forte.
4.8. Sal Básico: Possui cátion proveniente de base forte e ânion proveniente de ácido fraco.
Exemplo: o bicarbonato de sódio forma solução de caráter básico.
Na1+, cátion sódio, vem de hidróxido de sódio, NaOH, base forte; HCO31-, ânion bicarbonato, vem da ionização parcial do ácido carbônico, H2CO3, ácido fraco.
O bicarbonato de sódio, NaHCO3(s), chamado inadequadamente de carbonato ácido de sódio, é um sal básico e atóxico que reage com a água liberando gás carbônico, CO2(g), e formando o hidróxido de sódio, NaOH(aq).
Esse sal e o principio ativo da maioria dos efervescentes utiliza dos para combater a hiperacidez estomacal. também e usado como fermento em bolos, pães e em extinto res de incêndio a base de pó seco ou úmido.
4.9. Sal ácido: Possui cátion proveniente de base fraca e aníon proveniente de acido forte.
Exemplo: o nitrato de prata possui caráter acido.
Ag1+, cátion prata, vem de hidróxido de prata, AgOH, base fraca;
• NO31-, aníon nitrato, vem de acido nítrico, HNO3, acido forte.
Assim, concluímos: sais que possuem cátion e aníon provenientes de base e acido fortes ou fracos apresentam caráter neutro. Nos demais casos, prevalece o caráter do mais forte: básico ou acido.
4.10. Reações de dupla troca: As reações de dupla-troca seguem o esquema geral descrito abaixo — semelhante ao das reações de neutralização —, em que A e C são cátions genéricos e distintos e B e D são aníons genéricos e distintos.
O meio aquoso e fundamental para esse tipo de reação, pois ao entrar em contato com a agua as substancias liberam íons (por ionização ou dissociação). Os íons livres provenientes de substancias diferentes poderão então estabelecer ligações entre si formando substancias novas.
As reações de dupla-troca podem ocorrer entre:
• um acido e um sal;
• uma base e um sal;
• entre dois sais.
Porem, as reações de dupla-troca só ocorremquando pelo menos uma das
seguintes condições for respeitada:
• formação de um produto praticamente insolúvel;
• formação de um produto mais volátil que os reagentes;
• formação de um produto mais fraco (de menor forca acida ou básica) ou instável.
Exemplos: