Slides de Aula - Unidade I

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Prof. Dr. Luiz Carlos
UNIDADE I
Química
 Eletrosfera  elétrons (é) (carga (-)), distribuídos em 7 camadas ou níveis energéticos. Cada
camada pode conter um número definido de elétrons distribuídos em diferentes orbitais.
 Orbitais: s, p, d ou f
 Núcleo
 prótons (p) (carga (+))
 nêutrons (n) (carga neutra)
Estrutura Atômica
Fonte: https://www.dreamstime.com/illustration/atom-diagram.html
 Número Atômico (Z): quantidade de prótons. 
Z = p = e
 Número de Massa (A): a soma das partículas que constituem o átomo.
A = Z + n
Representação de um átomo:
Notação Química
Fonte: https://www.dreamstime.com/illustration/atom-diagram.html
 Íons são estruturas atômicas que perderam ou receberam elétrons a partir de interações com 
o meio em que se encontram. 
Classificação: 
 Cátion (+): átomo que perdeu elétrons. 
Ex.: cátion Ca+2
 Ânion (-): átomo que ganhou elétrons.
 Ex.: ânion Cl -1
 Valência: indica o total de elétrons perdidos ou recebidos 
diante da interação.
 Monovalente: 1 elétron
 Bivalente: 2 elétrons
Íon
 O atual modelo de distribuição eletrônica leva em conta 7 níveis energéticos (camadas).
Níveis ou Camadas Eletrônicas
CAMADA
Nº DA 
CAMADA
Total
Elétrons
K 1 2
L 2 8
M 3 18
N 4 32
O 5 32
P 6 18
Q 7 8
Fonte: https://www.infoescola.com/quimica/atomo/
Elétron
Camada
no átomo
Núcleo
 Orbital é a região do espaço em que é máxima a probabilidade de encontrar um elétron. 
 Segundo o princípio de exclusão de Pauling, em cada orbital cabem no máximo dois 
elétrons. Para os orbitais que não possuem os dois elétrons, dizemos que estão incompletos 
e que são elétrons isolados ou desemparelhados.
Orbitais
Fonte: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/modelo-orbitais-distribuicao-
eletronica.htm
Subnível
Quantidade 
de orbitais
Representação espacial Representação gráfica
s 1
3p
y
x
z
ZY
X
 Existe uma ordem crescente de energia nos subníveis.
 Os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia.
 Os elétrons se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de menor energia disponível. 
 Correspondem ao tipo de orbital em que se encontram os elétrons distribuídos. 
Subníveis de Energia
4 subníveis s p d f
Orbitais 1 3 5 7
Máximo de 
elétrons
2 6 10 14
O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons em subníveis obedece à ordem crescente de 
energia definida pelo diagrama de Pauling:
Distribuição Eletrônica de Linus Pauling
1H : 1s
1 Quantidade de
elétrons
Subnível
Nível ou Camada (K)
Fonte: https://www.infoescola.com/quimica/excecoes-a-regra-de-distribuicao-de-linus-pauling/
 Ferro 26
56Fe 
ordem
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 energética
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 geométrica 
K L M N nível
2 8 14 2
Exemplo de Distribuição Eletrônica
Minério de Ferro
Fonte: 
http://www.vale.com/brasil/PT/business/minin
g/iron-ore-pellets/Paginas/default.aspx
 Organização dos elementos químicos de acordo com seu número atômico (Z).
 Período: corresponde ao nível de valência do elemento químico.
 Grupo ou Família: corresponde ao total de elétrons de valência do elemento químico.
 Exemplo: Arsênio (As): Z = 33.
Tabela Periódica
Nível de 
valência
 ordem energética (ordem de preenchimento): 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3.
 ordem geométrica (ordem de camada): 
1s2 /2s2 2p6/ 3s2 3p6 3d10/ 4s2 4p3
 Família A (7)
 Família B (10)
 Família 0 (Gases Nobres)
Representação de Tabela Periódica
Fonte: https://www.todamateria.com.br/tabela-periodica/
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 
2 
3 
4 
5 
6 
7 
número atômico
símbolo químico
Nome
Peso atômico
(ou número de massa do isótopo mais estável)
LI
3
[6,938 - 6,997]
lítio
 Elementos Representativos: todo elemento que possui seu elétron mais energético num 
subnível s ou p.
 São considerados elementos representativos os elementos presentes nas seguintes colunas 
ou famílias: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18.
 Elementos de Transição: todo elemento que possui seu elétron mais energético num 
subnível d ou f.
 São considerados elementos de transição os presentes nas colunas de números 3, 4, 5, 6, 7, 
8, 9, 10, 11 e 12. 
 Poderão ser de transição interna (subnível f) ou externa (subnível d).
Classificação Periódica 
Localização do Período e Grupo (ou Família)
Fonte: https://www.sobiologia.com.br/conteudos/Oitava_quimica/atomo11.php
Peso Atômico
Símbolo Químico
Nome do elemento
Número
Atômico
Hidrogênio Metais Semimetais Não metais Gases nobres
 Cloro (Z = 17)
Distribuição: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (Elemento Representativo)
Nível de Valência: 3 (terceiro período)
Elétrons de Valência: 5 + 2 = 7 (Família 7A)
 Cobalto (Z = 27)
Distribuição: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 (Elemento de Transição)
Nível de Valência: 4 (quarto período)
Elétrons de Valência: 7 + 2 = 9 (Grupo 9, Família 8B)
Obs.: 8, 9 e 10 elétrons de valência = Família 8B
Localização do Período e Família
 É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais).
 Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo excluindo-se os gases nobres.
Eletropositividade (Metais)
Fonte: Autoria própria.
 É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons (ametais).
 Varia da esquerda para a direita e de baixo para cima, excluindo-se os gases nobres.
 Ordem de Eletronegatividade: F O N Cl Br I S C P H
Eletronegatividade (Ametais e Semimetais)
Fonte: Autoria própria.
Um dos íons metálicos presentes no corpo humano é o ferro . Sua presença na dieta é 
importante, entre outras coisas, para perfeita saúde circulatória, pois ele atua no transporte de 
oxigênio para as células do organismo. Considerando a informação fornecida, assinale a 
alternativa correta:
a) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 26 prótons e 26 elétrons.
b) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 26 prótons e 24 elétrons.
c) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 26 prótons e 28 elétrons.
d) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 28 prótons e 28 elétrons.
e) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 30 prótons e 30 elétrons.
Interatividade
Um dos íons metálicos presentes no corpo humano é o ferro . Sua presença na dieta é 
importante, entre outras coisas, para perfeita saúde circulatória, pois ele atua no transporte de 
oxigênio para as células do organismo. Considerando a informação fornecida, assinale a 
alternativa correta:
a) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 26 prótons e 26 elétrons.
b) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 26 prótons e 24 elétrons.
c) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 26 prótons e 28 elétrons.
d) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 28 prótons e 28 elétrons.
e) Esse íon apresenta um total de 30 nêutrons, 30 prótons e 30 elétrons.
Resposta
 Para encontrar a estabilidade energética, um átomo deverá trocar, receber ou compartilhar 
elétrons com outros átomos.
 Considera-se estável o átomo representativo que em sua camada de valência esteja com 
todos os orbitais completos (contendo dois elétrons).
 Para elementos que apresentam subnível de valência “s” (Ex.: Hidrogênio e Lítio), a 
estabilidade será alcançada quando esse átomo apresentar 2 e- na última camada.
 Para os demais elementos, a estabilidade será alcançada quando for atingido um 
total de 8 e-.
 Lítio (Z = 3) 
Distribuição: 1s2 2s1
 Cloro (Z = 17)
Distribuição: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Regra do Octeto
 Surge da interação entre átomo eletropositivo (tendência a perder e-) e átomo eletronegativo 
(tendência a receber e-).
 Corresponde à troca definitiva de elétrons entre átomos para que se atinja a 
estabilidade energética. 
 Envolverá metal e ametal na construção da ligação química.Dará origem a íons:
 Cátion (+): metal que irá perder o elétron.
 Ânion (-): ametal que irá receber o elétron.
Ligação Iônica
Distribuição eletrônica:
 Potássio (K): Z = 19
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
 Cloro (C𝑙): Z = 17
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Exemplo de Ligação Iônica entre Cloro (C𝑙) e Potássio (K)
Fonte: https://blogdoenem.com.br/ligacoes-quimicas-encceja/
Na CI Na+ CI
-
Naº perde 1 e Na-
CIº ganha 1 elétron CI-
Na+ + CI- → NaCI
K+1 Cl-1 KCl
Na+1 O-2 Na2O
Fórmula do Composto Iônico
1 1
2 1
 A ligação metálica ocorre entre átomos de um mesmo metal ou entre átomos de metais 
diferentes (ligas). Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre liberação parcial 
dos elétrons mais externos, com a consequente formação de íons positivos. Esses íons 
positivos se agrupam numa estrutura cristalina chamada célula unitária.
Algumas das propriedades dos metais:
 condutibilidade elétrica e de calor;
 maleabilidade e ductibilidade.
Ligação Metálica
Fonte: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/como-se-forma-ligacao-metalica.htm 
Elétrons livres
+ + + + + +
+ + + + +
+ + + + +
+ + + + +
+
+
+
- --
- --
- --
--
-
-
-
-
-
-
-
----
- - - -
 Surge da interação entre dois ou mais átomos eletronegativos (tendência a receber e-).
 Corresponde ao compartilhamento de elétrons entre dois átomos para que se atinja a 
estabilidade energética. 
 Envolverá ametais ou Hidrogênio na construção da ligação química.
Ligação Covalente
Fonte: https://blog.maxieduca.com.br/ligacoes-quimicas-interatomicas/
Par de elétrons compartilhado do
enxofre para o oxigênio
 Exemplo: SO3
 Enxofre (S): Z = 16
Distribuição: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
 Oxigênio (O): Z = 8
Distribuição: 1s2 2s2 2p4
Construção das Ligações Covalentes: Estrutura de Lewis
Fonte: https://brainly.com.br/tarefa/371577
 É aquela em que não há diferença de eletronegatividade entre átomos.
 O par eletrônico não tem tendência a se deslocar para um lado ou outro, pois a atração que 
os núcleos exercem sobre os elétrons tem a mesma intensidade (ou seja, os átomos 
apresentam a mesma eletronegatividade). 
Ligação Covalente Apolar
H▪+ ▪H H▪▪H
átomos isolados átomos combinados
Fonte: www.canstockphoto.com
 É aquela em que há diferença de eletronegatividade entre átomos.
 O par eletrônico tem tendência a se deslocar para um lado ou outro, pois a atração que os 
núcleos exercem sobre os elétrons não terá a mesma intensidade (ou seja, os átomos 
apresentam eletronegatividades diferentes). 
 Em torno do átomo mais eletronegativo se formará uma carga parcial (momento dipolar) 
negativa (δ-) e no átomo menos eletronegativo se formará uma carga parcial (momento 
dipolar) positiva (δ+).
 Ex.: HCl (ácido clorídrico).
Ligação Covalente Polar
Fonte: https://www.toppr.com/ask/en-in/question/which-of-the-
following-chemical-bond-is-present-between-h-and-cl-in-hcl-2/
Para que uma molécula seja considerada polar ou apolar, será necessário analisar:
 Geometria (arranjo espacial dos átomos)
 Polaridade das Ligações Covalentes (existentes na estrutura da molécula)
TEORIA DE REPULSÃO ELETRÔNICA (VSEPR):
 Os elétrons da camada de valência dos átomos periféricos na molécula estão distribuídos em 
pares como se estivessem afastados em uma esfera em torno do átomo central. 
 O afastamento deve ser sempre o máximo possível como forma de minimizar a repulsão e 
dará origem a diversas orientações espaciais dos átomos (geometria molecular).
Polaridade e Apolaridade em Moléculas
Geometria Molecular
Fonte: Livro-texto.
2
3
4
4
4
3
2
2
0
1
0
0
Linear
Trigonal 
plana
Tetraédrica
Pirâmide 
trigonal
ou piramidal
Angular
Número total
de pares
Pares Solitários Geometria Figura Geométrica
180º
120º
109´5º
107´3º
104º 34´
Água (H2O):
Dióxido de Carbono (CO2):
Exemplo 
 Através da análise da diferença de eletronegatividade entre átomos em uma ligação 
covalente polar será possível observar para qual região a nuvem eletrônica tenderá a se 
deslocar em maior proporção. 
Deslocamento da Nuvem Eletrônica
Fonte: https://www.pngegg.com/pt/png-hyigs
A amônia (NH3) é um exemplo de molécula polar:
Molécula Polar
Fonte: 
https://blog.biologiatotal.com.br/geom
etria-molecular-definicao-e-exemplos/
. .
N
H H H
O gás metano (CH4) é um exemplo de molécula apolar?
Molécula Apolar
Fonte: 
https://blog.biologiatotal.com.br/geome
tria-molecular-definicao-e-exemplos/
H
H H H
C
A substância formada apenas por átomos de carbono 6C e oxigênio 8O é um gás incolor 
eliminado pelos animais durante a respiração. Em relação a essa substância é correto dizer:
a) A fórmula molecular é CO2, a molécula é angular e polar.
b) A fórmula molecular é CO4, a molécula é piramidal e apolar.
c) A fórmula molecular é CO2, a molécula é linear e apolar.
d) A fórmula molecular é CO4, a molécula é tetraédrica e apolar.
e) A fórmula molecular é CO2, a molécula é linear e polar.
Interatividade
A substância formada apenas por átomos de carbono 6C e oxigênio 8O é um gás incolor 
eliminado pelos animais durante a respiração. Em relação a essa substância é correto dizer:
a) A fórmula molecular é CO2, a molécula é angular e polar.
b) A fórmula molecular é CO4, a molécula é piramidal e apolar.
c) A fórmula molecular é CO2, a molécula é linear e apolar.
d) A fórmula molecular é CO4, a molécula é tetraédrica e apolar.
e) A fórmula molecular é CO2, a molécula é linear e polar.
Resposta
 É um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas 
propriedades funcionais;
Seguindo o critério baseado na dissociação/ionização, Arrhenius propôs a Teoria da 
Dissociação Eletrolítica, em que divide as substâncias em grupos com características distintas:
 Ácidos
 Bases
 Sais 
 Óxidos
Funções Inorgânicas
Solução Molecular ou Não Eletrolítica
Solução 
de
Glicose
relê
Relê
ligado
Solução 
de
Glicose
Fonte: Autoria própria.
 Eletrólitos: são substâncias que, quando dissolvidas em água, conduzem a corrente elétrica.
Solução Eletrolítica
Água
destilada
e cloreto de
sódio
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-Cl-
Relê ligado
circuito
fechado
Fonte: Autoria própria.
 Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, dissociam-se, 
originando exclusivamente H+ como íons positivos. 
 Na realidade, o H+ se associa a uma molécula de água, formando o H3O
+.
Ionização de um ácido:
HCl + H2O  Cl
1- + H3O
1+
H2SO4 + 2 H2O  SO4
2- + 2H3O
1+
Ácidos
 Os hidrogênios que fornecem H3O
+ são chamados de hidrogênios ionizáveis. 
 São aqueles que se ligam ao elemento mais eletronegativo na molécula do ácido.
H3PO4 + H2O 2H3O
+ + HPO3
2-
 apenas 2H+
H3PO2 + H2O  H3O
+ + H2PO2
1-
 apenas 1H+
 Características dos Ácidos: sabor azedo, condução de 
eletricidade (formação de eletrólitos), reagem com as bases 
por meio de uma neutralização.
 Alteram a cor de algumas substâncias (indicadores).
Hidrogênios Ionizáveis
1) Presença ou não de oxigênio:
 Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula. 
Exemplos: H2SO4, HNO3
 Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula.
Exemplos: HCl, HCN
2) Número de hidrogênios ionizáveis:
 Monoácidos: presença de 1 H ionizável.
HCl  H+ + Cl-
 Diácidos: presença de 2 H ionizáveis.
H2SO4  2 H
+ + SO4
2-
Classificação dos Ácidos
α (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100
 ácidos fortes (α maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.
 ácidos médios ou moderados (α entre 5 e 50%): H3PO4, HF.
 ácidos fracos (α menor que 5%): H2S, H, HCN, ácidos orgânicos.
 Parâmetro importante para indicar a força iônica de um ácido. 
 Os ácidos são compostos moleculares que sofrem ionização, 
ou seja, uma reação química que formará íons.
 O cátion formado será sempre o H+.
 O H+ se ligará à água formando o cátion H3O
+.
Grau de Ionização
 Juntam-se tantos H+ quanto forem necessáriospara neutralizar a carga do ânion. Para um 
ânion com carga x-, utilizam-se x hidrogênios para formular o ácido.
Hx A
x-
Exemplos: NO3
1-  HNO3
SO4
2-  H2SO4
PO4
3-  H3PO4
Formulação
 Hidrácidos
Ácidos ____________________ + ídrico
Radical do Elemento
 Oxiácidos
ico (+ oxigênio)
Ácido _______________ + 
Radical do Elemento oso (- oxigênio)
 Exemplos: HF
HNO3
HNO2
Nomenclatura Oficial
Ácido per ..... ico 
Ácido ..... ico
Ácido ..... oso
Ácido hipo .... oso
Exemplo:
HClO4 perclórico
HClO3 clórico 
HClO2 cloroso
HClO hipocloroso 
Nomenclatura de Oxiácidos
Menos
Oxigênio
 A nomenclatura também pode se basear na tabela de ânions. Esse tipo de abordagem serve 
para hidrácidos e oxiácidos. Ao se dar nome a um ácido, deve-se levar em consideração a 
terminação do nome do ânion que origina o ácido.
Nomenclatura pela Tabela de ânions
Terminação do ânion 
Terminação do nome 
do ácido 
ETO ÍDRICO
ATO ITO 
ITO OSO
 Alguns ânions para treinar nomenclatura e formulação de ácidos:
Tabela de ânions
Fonte: http://www.abq.org.br/simpequi/2015/trabalhos/90/6949-20693.html
 Sulfato: SO4
-2
 Formulação:
Nomenclatura:
Sulfato
 Sulfito: SO3
-2
 Formulação:
Nomenclatura:
Sulfito
 Sulfato: CN-
 Formulação:
Nomenclatura:
Cianeto
Todas as substâncias azedas estimulam a secreção salivar, mesmo sem serem ingeridas. 
Esse é o principal motivo de se utilizar vinagre ou limão na preparação de saladas, pois o 
aumento da secreção salivar facilita a ingestão. No vinagre e no limão aparecem substâncias 
pertencentes à função:
a) Base ou hidróxido.
b) Sal.
c) Óxido.
d) Aldeído.
e) Ácido.
Interatividade
Todas as substâncias azedas estimulam a secreção salivar, mesmo sem serem ingeridas. 
Esse é o principal motivo de se utilizar vinagre ou limão na preparação de saladas, pois o 
aumento da secreção salivar facilita a ingestão. No vinagre e no limão aparecem substâncias 
pertencentes à função:
a) Base ou hidróxido.
b) Sal.
c) Óxido.
d) Aldeído.
e) Ácido.
Resposta
 De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, 
dissocia-se fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila).
NaOH  Na+ + OH-
Ca(OH)2  Ca2+ + 2OH-
Al(OH)3  Al3+ + 3OH-
Características:
 Apresentam sabor adstringente;
 Deixam vermelha a solução de fenolftaleína, e azul o papel de 
tornassol;
 Neutralizam ácidos formando sal e água.
Bases
1) Número de OH1- presente na fórmula:
 monobase: 1 OH1- Ex.: NaOH, KOH
 dibase: 2 OH1- Ex.: Ba(OH)2, Fe(OH)2
 tribase: 3 OH1- Ex.: Cr(OH)3, Al(OH)3
 tetrabase: 4 OH1- Ex.: Pb(OH)4, Sn(OH)4
2) Quanto ao Grau de Dissociação:
 Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos(1A) e alguns metais 
alcalinos terrosos (2A).
Ex.: NaOH, KOH, Ba(OH)2
 Fracas: Nesse grupo incluem-se o hidróxido de amônio 
(NH4OH) e as demais bases.
Ex.: CuOH, AgOH, Mg(OH)2
Classificação das Bases
 Apenas as bases que sejam formadas por cátions de metais alcalinos (Família 1A) e o 
NH4OH são considerados solúveis em água.
Exemplos:
 Lembrando: Família 1 A é formada por Li, Na, K, Rb, Cs e Fr.
 Alguns autores consideram os metais alcalino-terrosos como 
formadores de bases “pouco solúveis”.
Solubilidade das Bases
KOH
Monobase
Forte
Solúvel
Al(OH)3
Tribase
Fraca
Insolúvel
 As bases são compostos iônicos capazes de dissociar em água liberando o cátion e o 
ânion (OH-).
 O grau de dissociação de uma base dependerá, quase sempre, de sua solubilidade em água 
e terá relação direta com a força iônica da base.
 As bases são classificadas como fortes ou fracas de acordo com o grau de dissociação (β).
 β (%) = (nº bases dissociadas/nº bases dissolvidas) x 100
 Fortes: Os hidróxidos de metais alcalinos (1A) e alguns metais alcalinos terrosos (2A).
Ex.: NaOH, KOH, Ba(OH)2
 Fracas: Neste grupo incluem-se o hidróxido de amônio (NH4OH) e as demais bases.
Grau de Dissociação
 Adicionam-se tantos OH1- quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion.
Bx+ (OH)x
K1+  KOH hidróxido de potássio
Ba2+  Ba(OH)2 hidróxido de bário
Al3+  Al(OH)3 hidróxido de alumínio
Formulação
Hidróxido de _________________ 
Nome do Elemento
Exemplo:
NaOH  hidróxido de sódio
KOH  hidróxido de potássio
 Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis, utiliza-se a terminação 
ico para a maior e oso para a menor valência.
CuOH  hidróxido cuproso ou hidróxido de cobre
Cu(OH)2  hidróxido cúprico ou hidróxido de cobre II
Fe(OH)2  hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Fe(OH)3  hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III
Nomenclatura
 Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam, pelo 
menos, um íon positivo diferente do H+1 e, pelo menos, um íon negativo diferente do OH-1:
CaCl2  Ca
+2 + 2 Cl-1
Na2SO4  2 Na
+1 + SO4
-2
 Como os sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se 
origina do ácido e o cátion da base. 
ÁCIDO + BASE  SAL + ÁGUA
HCl + NaOH  NaCl + H2O
Sais
1) Total: Nesse tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H+1 e OH-1 se 
neutralizam mutuamente.
1 H2SO4 + 2 NaOH  1 NaSO4 + 2 H2O
 Sais desse tipo são classificados como normais.
2) Parcial do Ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 
H1+ em sua molécula, o sal produto será ácido.
1 H2SO4 + 1NaOH  NaHSO4 + H2O
3) Parcial da Base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de 
HCl. Como o Ba(OH)2 possui 2 OH
1- em seu íon-fórmula, o 
sal produto será básico.
1 Ba(OH)2 + 1 HCl  1Ba(OH)Cl + 1 H2O
Tipos de Neutralização
1) Quanto à presença de oxigênio:
 Oxissais
CaSO4, CaCO3, KNO3
 Haloides
NaCl, CaCl2, KCl
2) Quanto ao número de elementos
 Binários
NaCl; KBr; CaCl2
 Ternários
CaSO4; Al2(SO4)3
 Quaternários
Na4Fe(CN)6
Classificação
Fonte: https://dir.indiamart.com/impcat/potassium-ferrocyanide.html
Fonte: 
https://www.institutocircular.com.b
r/post/inchaco-nas-pernas-o-que-
pode-ser
3) Quanto à presença de água:
 Hidratados
CuSO4.5H2O; CaSO4.2H2O
 Anidros
KCl; NaCl; CaSO4
4) Quanto à natureza da neutralização:
 Neutros ou normais
NaBr; CaCO3
 Hidrogenossais e Hidroxissais
NaHCO3; CaHPO4; Ca(OH)Br
 Duplos ou mistos
NaKSO4; CaClBr
Classificação
Fonte: 
https://compassminerals.com.br/agro/ind
ustrial/sulfato-de-ferro-monohidratado/
______________de _______________
nome do ânion nome do cátion
Nomenclatura
KCl  cloreto de potássio
Fonte: http://www.abq.org.br/simpequi/2015/trabalhos/90/6949-20693.html
 No caso de sais que na sua constituição possuam cátion que possam ter nox diferentes, 
deve-se utilizar algarismos romanos para identificação.
Fe(NO3)2  nitrato de ferro II
Fe(NO3)3  nitrato de ferro III
 No caso de o cátion possuir somente dois nox possíveis, pode-se também optar por utilizar 
os sulfixos oso e ico, respectivamente, para o menor e maior nox.
Fe(NO3)2  nitrato ferroso
Fe(NO3)3  nitrato férrico
Nomenclatura
Fonte: 
https://www.indiamart.com/proddetail/ferric-
nitrate-11569000555.html
Identifique a alternativa que apresenta dois produtos caseiros com propriedades alcalinas 
(básicas):
a) Detergente e vinagre.
b) Sal e coalhada.
c) Leite de magnésia e sabão.
d) Bicarbonato e açúcar.
e) Coca-Cola e água de cal.
Interatividade
Identifique a alternativa que apresenta dois produtos caseiros com propriedades alcalinas 
(básicas):
a) Detergente e vinagre.
b) Sal e coalhada.
c) Leite de magnésia e sabão.
d) Bicarbonato e açúcar.
e) Coca-Cola e água de cal.
Resposta
ATÉ A PRÓXIMA!