Propriedades da Matéria

Prévia do material em texto

L
iv
ro
 1
 
Assunto Apostila Exercícios Revisão Rendimento % 
Introdução e Sistemas 
Materiais 
 
 
 
Modelos Atômicos 
Atomística 
Tabela Periódica 
Ligações Químicas 
Geometria e Polaridade 
Interações 
Intermoleculares 
 
 
 
Funções Inorgânicas 
 
 
 
Química 
PLANEJAMENTO 
Livro 1 
#EsseAnoVai! 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
 Índice 
Introdução e 
Sistemas Materiais 
4 
Modelos 
Atômicos 
14
X
Atomística 19
X
Tabela Periódica 
22 
Ligações 
Químicas 
27 
Geometria e 
Polaridade 
31 
Interações 
Intermoleculares 
33 
Funções 
Inorgânicas 
35 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
 MATÉRIA é tudo o que ocupa lugar no 
espaço e possui massa. Ex: madeira, 
plástico, ar, vidro... 
 CORPO: porção limitada da matéria. Ex: 
tronco de árvore 
 OBJETO: a porção da matéria é moldada 
e passa a ser útil ao homem. Ex: banco de 
madeira, copo de vidro... 
 PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO: 
Característico de cada substância, é a 
passagem do sólido para o líquido e do 
líquido para o gasoso, respectivamente. 
 
 DENSIDADE: Relação entre Massa e 
Volume de uma substância. Esta 
propriedade mostra a compactação de 
um material em relação ao outro, ou seja, 
em um determinado espaço (volume), 
quantas partículas estão agrupadas 
(massa). A relação é dada através da 
equação: 
 
 
 
 
 
 
 
Densidade e volume são inversamente 
proporcionais, ou seja, quanto maior o volume, 
menor a densidade e vice-versa. 
Densidade e volume são diretamente 
proporcionais, ou seja, quanto maior a massa, 
maior também a densidade. 
A matéria possui diversos tipos de propriedades, 
entre elas: 
 ORGANOLÉPTICAS: são aquelas que 
impressionam nossos sentidos (odor, 
sabor, cor, tato) 
 FÍSICAS: características de cada 
substância. (Ponto de Fusão e Ebulição, 
densidade) 
 
QUÍMICAS: estão relacionadas às reações 
químicas que as substâncias podem fazer: 
reatividade, toxicidade, oxidação 
 
 
4 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Introdução e 
Sistemas Materiais 
! Química é a parte da ciência que 
estuda a matéria e suas 
transformações, bem como a 
energia envolvida em cada 
transformação. 
A Matéria 
Propriedades Físicas 
𝑑 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
 
𝑑 =
𝑚
𝑣
 
unidades: g/cm³, mg/L 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Com o aumento da temperatura, as 
moléculas que compõem o material aumentam 
sua energia cinética, ou seja, ficam mais agitadas 
e o material acaba sofrendo dilatação. A dilatação 
sofrida faz com que o volume aumente e este, 
sendo inversamente proporcional à densidade 
acaba diminuindo a densidade do material. 
Para sólidos com formatos irregulares: O 
volume do sólido é determinado pelo volume do 
líquido deslocado. 
 
 
 
 
5 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
? 
Quem “pesa” mais: 1kg de chumbo 
ou 1 kg de algodão? 
 
 
 
 
 
 
Com estas relações podemos ver que 
a massa é a mesma (lembre-se da 
Física: peso é o produto da massa e 
aceleração da gravidade, 10 m/s²) e 
que o volume de algodão é muito 
maior em relação ao volume do 
chumbo. 
Observe os valores de densidade 
dalgodão= 170 kg/m3 
dchumbo = 11340 kg/m3 
A influência da temperatura 
Os balões de ar quente 
utilizam a diminuição da 
densidade através do 
aumento da temperatura do 
gás. 
O aumento da energia cinética 
das moléculas permite que elas 
ocupem um espaço maior e o 
ar dentro do balão fica menos 
denso que o ar atmosférico, 
fazendo com que o mesmo 
suba. 
Sólidos com formatos 
irregulares 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Sólido: Partículas com baixo grau de 
agitação, baixa energia cinética, baixa entropia, 
forma e volume constantes 
Líquido: Partículas com grau de agitação 
intermediário, energia cinética e entropia 
intermediárias. Forma variável e volume 
constante. 
Gasoso: Partículas com alto grau de 
agitação, grandes valores de energia cinética e 
entropia. Forma e volume variáveis. 
Evaporação: Fenômeno natural, que 
ocorre à temperatura ambiente. As 
partículas da superfície escapam na 
forma gasosa para a atmosfera. Ex: 
roupas secando no varal, rios e lagos. 
Ebulição: A substância atinge o ponto 
de ebulição (100°C no caso da água) e a 
mudança de estado ocorre. É um 
fenômeno que ocorre por correntes de 
convecção. As partículas do fundo se 
aquecem e diminuem sua densidade, 
chegando até a superfície. Quando a 
temperatura de ebulição é atingida, as 
moléculas passam para o estado gasoso. 
Calefação: Tipo de vaporização 
praticamente instantânea. Ocorre 
quando a substância encontra uma 
superfície com uma temperatura muito 
além do seu ponto de ebulição. Ex: água 
na chapa de um fogão. 
 
 
 
 
6 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Mudanças de Estado Físico 
Tipos de Vaporização 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Transformações Físicas e Químicas 
Transformações físicas: Não ocorre alteração na composição 
química da matéria, apenas na forma e aparência. É uma transformação 
reversível. 
 Toda mudança de estado físico é um fenômeno físico. 
 
Transformações químicas: Ocorre alteração na composição 
química da matéria ou mais substâncias são transformadas, dando origem 
a outras. 
 Toda reação química é um fenômeno químico, pois envolve a 
transformação de reagentes em produtos. Ex: fermentação, 
combustão (queima), oxidação. 
Reações Nucleares NÃO são transformações químicas, pois 
envolve a mudança na identidade do átomo. 
Ex: Fissão do urânio. 
0
1n + 92
235U → 139
56Ba + 36
95Kr + 2 0
1n + energia 
 
 
 
 
10 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
É a capacidade que um elemento químico 
possui de formar SUBSTÂNCIA SIMPLES 
DIFERENTES. Apresentam, portanto, 
propriedades químicas iguais (pois se trata do 
mesmo elemento químico) e físicas diferentes 
(PF, PE, densidade...). 
Cn – Grafite 
Sólido, macio, cinza 
Bom condutor de calor e 
eletricidade 
Uso: Escrita 
Densidade: 2,25 g/cm3 
Cn – Diamante 
Transparente, duro 
Bom isolante térmico e 
elétrico 
Uso: Jóias 
Densidade: 3,51 g/cm3 
 
A partir daqui, iremos começar a 
caracterizar de forma mais aprofundada a 
matéria. Começaremos pelo estudo do átomo 
(nos próximos capítulos ele será o objeto do 
nosso estudo) como partícula formadora de toda 
a matéria. A partir do estudo do átomo surgem 
outros conceitos a saber. 
S8 – Enxofre Rômbico 
Mais estável 
Ponto de Fusão: 112,8ºC 
Ponto de Ebulição: 444,6 ºC 
Densidade: 2,07 g/cm3 
 
S8 – Enxofre Monoclínico 
Menos estável 
Ponto de Fusão: 119,0ºC 
Ponto de Ebulição: 444,6ºC 
Densidade: 1,96 g/cm3 
 
É a capacidade que um elemento químico 
possui de formar SUBSTÂNCIA SIMPLES 
DIFERENTES. Apresentam, portanto, 
propriedades químicas iguais (pois se trata do 
mesmo elemento químico) e físicas diferentes 
(PF, PE, densidade...). 
Alotropia do Oxigênio 
 
 
 
 
 
7 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Alotropia Sistemas Materiais 
Alotropia 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
As substâncias puras são formadas através 
da união de elementos químicos iguais ou 
diferentes. Classificamosas substâncias puras em 
SIMPLES, quando as moléculas são formadas por 
um único elemento químico (Fe, O2, O3, S8...) e 
COMPOSTAS, quando as moléculas formadoras 
apresentam elementos químicos diferentes (H2O, 
C12H22O11, CO2...). 
As substâncias puras apresentam as 
seguintes características: 
 Composição e propriedades constantes; 
 Apresentam fórmula. 
 Propriedades físicas (PF, PE, densidade) 
constante. 
 Na mudança de estado físico 
(aquecimento ou resfriamento) a 
temperatura de fusão/ebulição ou 
condensação/solidificação permanece 
CONSTANTE 
 
As misturas são compostas pela união de 
substâncias puras diferentes. Apresentam as 
seguintes propriedades: 
 Composição e propriedades variáveis 
 Não apresentam fórmula 
 Não apresentam propriedades físicas (PF, 
PE, densidade...) constantes. 
 Na mudança de estado físico 
(aquecimento ou resfriamento) a 
temperatura de fusão/ebulição ou 
condensação/solidificação são 
VARIÁVEIS. 
Misturas Eutéticas 
Apresentam fusão constante. 
Exemplo: Soda, sal, gelo 
 
 
 
8 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Substância Pura Mistura 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
 Fase é o que se vê, enquanto 
componente é o que se tem. Por exemplo, na 
mistura água, óleo, gelo e sal, temos 3 fases e 3 
componentes. Já na mistura água e álcool temos 
1 fase e 2 componentes. 
Nesse sentido, os sistemas homogêneos (uma só 
fase), podem ser: 
 Substância pura: Um só componente 
 Mistura homogênea ou solução: 
Apresenta apenas uma fase ao longo de 
toda a mistura. Exemplo: álcool de 
supermercado, água e sal, água mineral 
sem gás, latão, ar 
 
Além disso, temos o sistema heterogêneo 
(mais de uma fase), que pode ser: 
 Substância pura: Um componente em 
formas sólida, líquida ou gasosa, 
diferentes 
 Mistura heterogênea: Apresenta mais 
de uma fase ao longo de toda a mistura. 
Exemplo: água e areia, granito, serragem 
e areia, água e óleo 
Misturas Azeotrópicas 
Apresentam ebulição constante. 
Exemplo: Álcool 95,5% 
Agora vamos abordar o processo 
de separação das misturas. Para 
isso, é importante seguir dois 
passos: 
1. Verificar se a mistura é 
homogênea ou heterogênea 
2. Verificar o estado físico dos 
componentes da mistura 
 
 
 
 
9 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Misturas e seus Aspectos 
Atenção! 
SANGUE LEITE E MAIONESE 
ENGANAM!!! São 
consideradas misturas 
heterogêneas. O sangue 
possui partículas sólidas 
(plaquetas) que pode ser 
separado através da 
centrifugação. Leite e 
maionese contém uma 
mistura de água e gordura, 
porém suas partículas estão 
muito pequenas que não 
conseguimos enxergar a olho 
nu. 
Em um sistema fechado, 
devemos contar como fase o 
ar que está dentro do 
recipiente 
Toda mistura de gases é 
homogênea, mesmo que 
sejam de cores diferentes, já 
que todo o componente 
gasoso se espalha 
uniformemente pelo 
recipiente 
Toda mistura entre sólidos é 
heterogênea, exceto as ligas 
metálicas como Bronze, Ouro 
18K e Latão 
! 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
CATAÇÃO: separação de sólidos com 
características bem distintas. É utilizado 
geralmente mãos e pinças. 
 
 
 
 
 
 
 
 
VENTILAÇÃO: separação de sólidos com 
diferentes massas através de uma corrente de ar. 
O componente mais leve é arrastado, separado 
do componente mais pesado. 
 
 
 
 
 
 
 
PENEIRAÇÃO ou TAMIZAÇÃO: a 
separação ocorre pelos diferentes tamanhos dos 
sólidos. É utilizado uma peneira para a separação. 
 
 
FLOTAÇÃO: um líquido de densidade 
intermediária é utilizado para separar a mistura 
de dois sólidos. O sólido mais denso se deposita 
no fundo do recipiente e o menos denso fica na 
superfície do líquido. Importante: o líquido não 
pode dissolver nenhum dos componentes da 
mistura. (lembre-se: flotação = “flotoar”) 
 
 
 
 
 
 
 
 
LEVIGAÇÃO: uma corrente de água é 
utilizada para separar sólidos com diferentes 
densidades. A corrente de água arrasta o 
componente menos denso. Esta técnica é 
utilizada nos garimpos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
SEPARAÇÃO MAGNÉTICA: aplicável 
quando um dos componentes da mistura é 
magnético, como é o caso das partículas de ferro. 
Pode-se então retirar essas partículas com o 
auxílio de um ímã ou eletroímã. 
 
 
 
 
10 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Misturas Heterogêneas 
Sólido-Sólido 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
FUSÃO FRACIONADA: a mistura de 
sólidos possui diferenças em seus pontos de 
fusão, de tal forma que ao aquecer, apenas um 
dos componentes da mistura sofre fusão e 
derreta, sendo facilmente retirado. (lembre-se: 
fração: uma parte de) 
 
 
 
 
 
 
 
 
DISSOLUÇÃO FRACIONADA: apenas um 
dos componentes da mistura é solúvel em um 
determinado solvente (geralmente água). 
SIFONAÇÃO: com o auxílio de um sifão, 
um dos líquidos é removido para outro 
recipiente. 
 
 
 
 
 
 
 
CENTRIFUGAÇÃO: através de uma força 
centrífuga, as partículas sólidas são depositadas 
no fundo do recipiente. O sangue é separado por 
este método. 
 
 
 
 
 
 
 
 
DECANTAÇÃO: a mistura é heterogênea 
(os líquidos são imiscíveis) e se separam por 
diferentes densidades. 
 
 
 
 
 
11 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Líquido-Líquido 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
FUNIL DE BROMO OU FUNIL DE 
SEPARAÇÃO: líquidos imiscíveis são colocados 
em um recipiente com duas aberturas, de forma 
a retirar o líquido mais denso. Ex: água e gasolina. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FILTRAÇÃO: retirada de poeira do ar. Ex: 
aspirador de pó 
Câmara de gás: FILTRAÇÃO E 
DECANTAÇÃO 
Usada em indústrias que injetam ar dentro 
de um tubo com vários obstáculos em seu 
interior, com velocidade baixa, provocando a 
decantação das partículas sólidas em seu interior. 
FUSÃO FRACIONADA: aquece-se a 
mistura até que o componente de menor ponto 
de fusão derreta. 
ATENÇÃO: não é utilizada a fusão 
fracionada para separar misturas eutéticas (pois a 
fusão é constante). 
DESTILAÇÃO SIMPLES: é utilizado um 
destilador. A mistura é aquecida até o líquido 
entrar em ebulição. Este líquido é condensado e 
retirado em um outro recipiente. Lembre-se: na 
destilação simples, tanto o sólido quanto o 
líquido são recuperados ao final. Se o líquido não 
for recuperado podemos chamar de 
EVAPORAÇÃO (ocorre, por exemplo, nas salinas, 
onde é retirada a água do mar para a obtenção 
do sal) 
 
 
 
 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
12 
Gás - Sólido 
Misturas Homogêneas 
Sólido-Sólido 
Sólido-Líquido 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
DESTILAÇÃO FRACIONADA: separação 
de líquidos com diferentes pontos de ebulição. O 
líquido é aquecido até que os componentes de 
menores pontos de ebulição vaporizem, sendo 
condensados nas torres de destilação. Esta 
técnica é utilizada para separar as frações do 
PETRÓLEO. ATENÇÃO: não é utilizada esta 
técnica para separar misturas azeotrópicas (pois a 
ebulição é constante). 
LIQUEFAÇÃO FRACIONADA: separação 
dos componentes do ar. O ar é resfriado e 
comprimido até tornar-se líquido. Após, faz-se a 
destilação dos líquidos para separá-los. 
Liquefação fracionada é um método de 
separação de misturas utilizado exclusivamente 
para misturas homogêneas que apresentem 
todos os seuscomponentes no estado gasoso 
 
 
 
 
13 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
R
O
D
U
Ç
Ã
O
 E
 S
IS
T
E
M
A
S
 M
A
T
E
R
IA
IS
 
Líquido-Líquido Gás-Gás 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
A primeira ideia de átomo foi dos filósofos 
gregos Demócrito e Leucipo (por volta de 450 
a.C) que sugeriram que se a matéria fosse 
dividida inúmeras vezes, chegariam a uma porção 
indivisível chamada ÁTOMO (A = não, tomo = 
partes). 
A partir dessa ideia, cientistas se 
interessaram pelo assunto e passaram a estudar 
esta partícula tão pequena 
 Modelo conhecido 
como BOLA DE BILHAR 
 
 O átomo era uma 
esfera dura maciça, 
indivisível e eletricamente 
neutra 
 
 Átomos de um 
mesmo elemento são iguais 
e átomos de elementos 
diferentes são diferentes. 
 
 Os compostos eram 
formados por átomos iguais 
ou diferentes combinados 
em proporções fixas. 
 
 
 
 
Modelos Atômicos 
14 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 M
O
D
E
LO
S
 A
T
Ô
M
IC
O
S
 
Modelos Atômicos 
Modelo Atômico de Dalton 
1808 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
 Os elétrons descrevem movimentos 
circulares ao redor do núcleo. 
 O átomo é um grande vazio. 
 Chadwick – descobriu o nêutron (partícula 
com massa e sem carga) presentes no 
núcleo. 
 Seu modelo ficou 
conhecido como PUDIM DE 
PASSAS. 
 
 Descobriu as cargas 
negativas da matéria, as 
quais chamou de ELÉTRON 
 
 Derrubou a teoria de 
que o átomo era indivisível, 
pois o átomo seria uma 
massa positiva, onde 
flutuavam partículas 
negativas (elétrons). 
Começava-se, então, a admitir oficialmente a 
divisibilidade do átomo e a reconhecer a natureza 
elétrica da matéria. o modelo atômico de Thomson 
explicava satisfatoriamente os seguintes 
fenômenos: 
 eletrização por atrito, entendendo-se que o 
atrito separava cargas elétricas (parte das 
positivas em um corpo e igual parte das 
negativas em outro, como no caso do 
bastão atritado com tecido); 
 corrente elétrica, vista como um fluxo de 
elétrons; 
 formação de íons negativos ou positivos, 
conforme tivessem, respectivamente, 
excesso ou falta de elétrons; 
 descargas elétricas em gases, quando os 
elétrons são arrancados de seus átomos 
 Seu modelo ficou 
conhecido como MODELO 
PLANETÁRIO. 
 
 Os resultados de 
seus experimentos indicam 
que a massa positiva do 
átomo se encontra em um 
núcleo pequeno e denso 
com os elétrons (carga 
negativa) girando ao redor, 
na eletrosfera. 
 
Falha no modelo de Rutherford 
Rutherford admitiu que os elétrons 
giravam ao redor do núcleo, mas seus 
estudos não comprovaram isso. O 
elétron (negativo), se não girasse, 
perderia energia gradativamente até 
ser atraído pelo núcleo (positivo), 
colidindo com esse núcleo e voltando 
ao modelo de Thomson (elétrons 
incrustados em uma massa positiva). 
Para isso, contou com a ajuda de um 
outro cientista, Niels Bohr. 
! 
 
 
 
 
15 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 M
O
D
E
LO
S
 A
T
Ô
M
IC
O
S
 
Modelo Atômico de Thomson 
1897 
Modelo Atômico de 
Rutherford 1911 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
 Os elétrons giram ao redor do núcleo, 
porém descrevem órbitas circulares 
específicas e bem definidas. São as 
chamadas CAMADAS ou NÍVEIS DE 
ENERGIA. 
 As 7 camadas de energia foram 
denominadas K, L, M, N, O, P e Q. 
 A energia dos elétrons em cada camada 
é constante. 
 A energia aumenta conforme as camadas 
vão se afastando do núcleo. 
 Se um elétron absorver energia, pode 
saltar para uma camada mais externa 
Em 1911, Rutherford elaborou uma 
experiência em que bombardeou partículas alfa 
em uma fina placa de ouro provenientes de uma 
amostra do elemento polônio, que é radioativo. 
O que ocorreu no experimento foi o 
seguinte: 
A maior parte dessas partículas 
atravessa a lâmina 
Pouquíssimas eram repelidas ou desviadas. 
As partículas repelidas bateram de frente com o 
núcleo atômico do ouro. Já as que sofreram 
desvio, passaram muito perto do núcleo, pois a 
partícula alfa é de carga positiva, e o núcleo do 
ouro também. 
Concluiu-se, portanto, que o átomo é um 
grande vazio. E as partículas positivas do núcleo 
foram chamadas de prótons. 
 
 
 
 
 16 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 M
O
D
E
LO
S
 A
T
Ô
M
IC
O
S
 
Modelo atômico de 
Rutherford - Bohr 1913 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Se o átomo for excitado com algum tipo de 
energia externa (luz, calor, etc.) os elétrons 
absorvem uma quantidade de energia fixa, 
denominado quantum e saltam para camadas 
mais externas. o átomo adquire o estado 
excitado. Ao retornar para sua camada de 
origem, quando cessa o recebimento de energia 
externa, o elétron libera exatamente a mesma 
quantidade de energia que absorveu na forma de 
fóton (luz e calor) Estudos posteriores mostraram que as 
órbitas eletrônicas de todos os átomos 
conhecidos se agrupam em sete camadas 
eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em 
cada camada, os elétrons possuem uma 
quantidade fixa de energia; por esse motivo, as 
camadas são também denominadas estados 
estacionários ou níveis de energia. Além disso, 
cada camada comporta um número máximo de 
elétrons, conforme é mostrado no esquema a 
seguir: 
As energias liberadas nas transições 
eletrônicas estão na forma de ONDAS 
ELETROMAGNÉTICAS, com diferentes 
comprimentos. Estas ondas chegam até nossos 
olhos e estes as interpretam como cores, dentro 
do espectro visível. É por isso que o céu é azul, 
por exemplo (os gases nitrogênio e oxigênio, 
quando absorvem energia do sol, sofrem o 
processo de transição eletrônica de seus elétrons 
e liberam comprimentos de onda dentro da faixa 
de 400 – 470 nm, que nosso olho interpreta como 
a cor azul), as folhas das árvores são verdes pois 
os comprimentos de onda que são emitidos estão 
dentro da faixa de 500 – 530 nm. 
 
 
 
 
17 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 M
O
D
E
LO
S
 A
T
Ô
M
IC
O
S
 
Transição Eletrônica 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
SOMMERFIELD: As órbitas dos elétrons 
são, na verdade, em sua maioria ELÍPTICAS e não 
circulares. As órbitas elípticas são inclusive mais 
estáveis que as circulares, pois há um equilíbrio 
entre as energias dos elétrons. 
SCHRÖDINGER: Seu modelo está 
baseado na constatação da dupla natureza do 
elétron. Como o elétron é uma partícula de massa 
desprezível e velocidade altíssima, adquire 
também movimento ondulatório. Neste caso o 
elétron é chamado de PARTÍCULA e ONDA ao 
mesmo tempo. 
HEISEMBERG: Seu modelo está baseado 
no Princípio da Incerteza: “É impossível se 
determinar exatamente a posição e a velocidade 
de um elétron girando na eletrosfera” 
 
 
 
 
18 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 M
O
D
E
LO
S
 A
T
Ô
M
IC
O
S
 
Outros Modelos Atômicos 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Sabemos que o átomo é divisível e 
constituído por partes menores ainda: prótons, 
nêutrons e elétrons. 
Número atômico (Z): é o número de 
prótons presentes no núcleo do átomo. 
ATENÇÃO: o número atômico é a IDENTIDADE 
do átomo. O número atômico NÃO varia 
Ex: Todos os átomos que possuem 8 
prótons no núcleo são chamados de OXIGÊNIO. 
Todos os átomos que possuem 9 prótons 
no núcleo são chamados de FLÚOR. 
Número de massa (A): é a soma do 
número de prótons e nêutrons do núcleo. 
 A = Z + n 
O átomo é eletricamente neutro, ou seja, 
o número de prótons (+) do núcleo é igual ao 
número de elétrons (-) da eletrosfera. 
 
 
 
 
 Partícula 
Massa 
relativa 
Carga 
elétrica 
relativaNúcleo 
Próton 1 1 
Nêutron 1 0 
Eletrosfera Elétron 1/1836 -1 
Atomística 
19 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 A
T
O
M
ÍS
T
IC
A
 
Atomística 
? Por que o número de elétrons não 
contribui para a massa total do 
átomo? A massa do elétron é 1836 
vezes menor que a do próton. Não 
significa que o elétron não tenha 
massa, mas ela é tão pequena que 
pode ser considerada desprezível. 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Um átomo, em seu estado normal, é 
eletricamente neutro, ou seja, o número de 
elétrons na eletrosfera é igual ao número de 
prótons do núcleo, e em consequência suas 
cargas se anulam. Um átomo pode, porém, 
ganhar ou perder elétrons da eletrosfera, sem 
sofrer alterações em seu núcleo, resultando daí 
partículas denominadas íons. 
 Quando um átomo perde elétrons, ele se 
torna um íon positivo, também chamado 
cátion. Por exemplo: o átomo de sódio 
(Na) tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 
elétrons. Ele pode perder 1 elétron, 
tornando-se um cátion sódio (Na+ ) com 
11 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons; 
 
 Quando um átomo ganha elétrons, ele se 
torna um íon negativo, também chamado 
ânion. Por exemplo: o átomo normal de 
flúor tem 9 prótons, 10 nêutrons e 9 
elétrons. Ele pode ganhar 1 elétron e 
transformar-se em ânion cloreto (F-), que 
terá 9 prótons, 10 nêutrons e 10 elétrons. 
 
 
 
 
20 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 A
T
O
M
ÍS
T
IC
A
 
Íons 
Semelhanças Atômicas 
Isoeletrônicos 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
A distribuição eletrônica é feita baseada no 
diagrama de energia dos elétrons e seus 
respectivos subníveis. 
Subníveis Energéticos 
São “níveis dentro dos níveis” 
Camada de Valência: É a camada mais 
afastada do núcleo do átomo. Maior número na 
frente do subnível. 
Subnível mais energético: É o subnível 
com maior energia, chamado também de 
subnível de diferenciação. Como a distribuição 
segue uma ordem de energia, é o último a ser 
escrito. 
Exceções 
Quando a distribuição terminar 
em: 
s² d 4 → s¹ d 5 
s² d 9 → s² d 10 
! 
ÂNION 
 Some os elétrons no número atômico do 
elemento 
 Faça a distribuição com o total de 
elétrons 
CÁTION 
 Faça a distribuição eletrônica para o 
átomo neutro 
 Localize a camada de valência, os 
elétrons são retirados de lá 
 
 
 
 
Subnível S P D F 
Máximo 
número de 
elétrons 
2 6 10 14 
Camada 
Quantidade 
de elétrons 
Nível Subnível 
Preenchimento 
eletrônico 
K 2 1 s 1s2
 
L 8 2 s, p 2s2 , 2p6
 
M 18 3 s, p, d 3s2 , 3p6, 3d10
 
N 32 4 s, p, d, f 4s2 , 4p6, 4d10, 4f14
 
O 32 5 s, p, d, f 5s2 , 5p6, 5d10, 5f14
 
P 18 6 s, p, d 6s2 , 6p6, 6d10
 
Q 8 7 s, p 7s2 , 7p6
 
21 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 A
T
O
M
ÍS
T
IC
A
 
Distribuição Eletrônica 
Diagrama de Linus Pauling 
Distribuição Eletrônica de 
Íons 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
TRÍADES DE DOBEREINER (1829): 
Elementos em grupos de três, sendo a massa do 
segundo a média das outras massas. 
PARAFUSO TELÚRICO DE 
CHANCOURTOIS (1862): Elementos 
organizados em ordem crescente de massa 
atômica ao longo de um cilindro. 
LEI DAS OITAVAS DE NEWLANDS 
(1865): Colunas verticais com os elementos 
dispostos em ordem crescente de massa atômica, 
respeitando as notas musicais. 
MENDELEEV (1869): Elementos dispostos 
em ordem crescente de massa atômica em 
colunas. 
MOSELEY (1913): Elementos em ordem 
crescente de número atômico. 
A TABELA PERIÓDICA ESTÁ 
ORGANIZADA EM ORDEM CRESCENTE DE 
NÚMERO ATÔMICO (Z), que caracteriza 
melhor um elemento químico. 
 São as linhas horizontais 
 Indica o número de camadas eletrônicas 
 
É importante notar também que: 
 No 6º período, a terceira ”casa” contém 
15 elementos (do lantânio ao lutécio), 
que por comodidade estão indicados 
numa linha fora e abaixo da tabela; 
começando com o lantânio, esses 
elementos formam a chamada série dos 
lantanídios. 
 Analogamente, no 7º período, a terceira 
“casa” também contém 15 elementos 
químicos (do actínio até o laurêncio), que 
estão indicados na segunda linha fora e 
abaixo da tabela; começando com o 
actínio, eles formam a série dos 
actinídios. 
 
 
 
A Origem da Tabela 
22 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 T
A
B
E
LA
 P
E
R
IÓ
D
IC
A
 
Tabela 
Periódica 
Períodos 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Outra separação importante, existente na 
Classificação Periódica, é a que divide os 
elementos em metais, não-metais (ou ametais) e 
gases nobres, como podemos ver a seguir 
 Os metais são elementos sólidos (exceto 
o mercúrio), em geral duros, com brilho 
característico — denominado brilho 
metálico —, densos, de pontos de fusão e 
de ebulição altos, bons condutores de 
calor e de eletricidade, maleáveis 
(podem ser transformados em lâminas 
finas), dúcteis (podem ser transformados 
em fios finos) e que formam íons positivos 
(cátions). 
 Os não-metais (ametais) têm 
propriedades completamente opostas. 
 Os gases nobres, ou gases raros, têm 
comportamento químico específico. 
Como o próprio nome diz, são gasosos à 
temperatura ambiente e sua principal 
característica é a grande estabilidade, ou 
seja, pequena capacidade de reagir com 
outros elementos. 
 Os semimetais estão em desuso, pois a 
IUPAC (União Internacional de Química 
Pura e Aplicada) não reconhece mais essa 
classificação desde 1986. Entretanto, em 
muitas Tabelas sete elementos ainda são 
classificados dessa forma, pois possuem 
características intermediárias às dos 
metais e às dos ametais. Nas Tabelas 
Periódicas em que essa classificação não 
é mais usada, os elementos Germânio 
(Ge), Antimônio (Sb) e o Polônio (Po) são 
considerados metais. E os elementos 
Boro (B), Silício (Si), Arsênio (As) e o 
Telúrio (Te) são não metais. 
 São as linhas verticais 
 Indicam as propriedades semelhantes 
dos elementos 
 Os grupos da tabela são numerados de 1 
a 18. 
 Alguns grupos ou famílias possuem 
nomes especiais. 
 
É ainda importante considerar os seguintes 
aspectos: 
 O hidrogênio (H-1), embora apareça na 
coluna 1A, não é um metal alcalino. Aliás, 
o hidrogênio é tão diferente de todos os 
demais elementos químicos que, em 
algumas classificações, prefere-se 
colocá-lo fora da Tabela Periódica. 
 As colunas A são as mais importantes da 
tabela. Seus elementos são denominados 
elementos típicos, ou característicos, ou 
representativos da Classificação 
Periódica. Em cada coluna A, a 
semelhança de propriedades químicas 
entre os elementos é máxima. 
 Os elementos das colunas 3 a 12 
constituem os chamados elementos de 
transição. 
 
 
 
 
23 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 T
A
B
E
LA
 P
E
R
IÓ
D
IC
A
 
Grupos ou Famílias 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Os elementos químicos estão dispostos na 
tabela periódica de acordo com a configuração 
eletrônica da camada de valência, conforme o 
esquema abaixo: 
 Os elementos mais eletronegativos da 
Tabela Periódica são, Flúor, Oxigênio e 
Nitrogênio. FON. 
 Os gases nobres não possuem valores de 
eletronegatividade pois já estão estáveis, 
não necessitam atrair elétrons para suas 
eletrosferas (são inertes e dificilmente 
reagem). 
 Esta propriedade é sem dúvidas a mais 
importante, visto que podemos 
relacionar as demais propriedades com a 
eletronegatividade. 
 
ELETROPOSITIVIDADE 
É a capacidade que um elemento possui 
de repelir elétrons. Tendência de perder elétrons 
transformando-se em um cátion. 
 
 
 
 
 
 
 
 O elemento mais eletropositivo é o 
Frâncio (Fr). 
 Podemos observar que as maiores 
eletropositividades pertencem aos 
metais, ou seja, os metaispossuem a 
maior capacidade de perder elétrons. 
Esta propriedade periódica explica a boa 
condutibilidade elétrica dos metais. 
 Os gases nobres também não possuem 
valores de eletropositividade por serem 
estáveis e inertes. 
São as propriedades que variam 
periodicamente em relação ao número atômico 
ELETRONEGATIVIDADE 
É a capacidade que um elemento tem de 
atrair elétrons para perto de si. Tendência de 
ganhar elétrons transformando-se em um ânion. 
 
 
 
 
 
24 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 T
A
B
E
LA
 P
E
R
IÓ
D
IC
A
 
Propriedades Periódicas 
Configuração Eletrônica 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
RAIO ATÔMICO 
É o tamanho do átomo. Distância que vai 
do centro até a última camada. 
 
 
 
 
 
 
 
 Nos GRUPOS o raio atômico aumenta de 
cima para baixo na Tabela Periódica pois 
aumenta o número de camadas. 
 Nos PERÍODOS, devemos analisar a 
CARGA NUCLEAR e sua capacidade de 
atração sobre os elétrons da eletrosfera. 
Quanto maior o número atômico (maior o 
número de prótons no núcleo), menor o 
raio atômico, visto que maior será a 
atração do núcleo sobre os elétrons da 
eletrosfera. 
 Por isso, nos períodos, o raio atômico 
aumenta da direita para a esquerda na 
tabela periódica 
 
RAIO IÔNICO 
O raio do cátion é sempre menor que o 
raio do átomo que lhe deu origem. 
O raio do ânion é sempre maior que o 
raio do átomo que lhe deu origem 
Para íons isoeletrônicos, quanto maior o 
Z, menor será o raio. 
ENERGIA DE IONIZAÇÃO OU 
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO 
É a energia necessária para remover um 
elétron de um átomo neutro e no estado gasoso, 
originando assim um cátion. 
 
 
 
 
 
 
 
 Quanto mais difícil for remover um 
elétron de um átomo neutro, maior será a 
Energia de Ionização. 
 Relacionando com a Eletronegatividade: 
elementos bastante eletronegativos têm 
a tendência de atração de elétrons, logo, 
para remover um será necessário grande 
quantidade de energia, elevando seu 
Potencial de Ionização. 
 Os gases nobres devido à sua alta 
estabilidade têm as maiores energias de 
ionização (NÃO TENTE REMOVER UM 
ELÉTRON DE UM GÁS NOBRE, NÃO 
TERÁS FORÇA PARA ISSO!!) 
 Quanto maior o raio atômico, mais 
afastado o elétron na última camada, 
portanto, menor a atração deste com o 
núcleo. Logo, menos energia é 
necessária para removê-lo. 
 A 1ª energia de ionização é menor que a 
2ª , que é menor que a 3ª e assim por 
diante, pois para cada elétron removido, 
o raio atômico acaba diminuindo, 
aumentando a força de atração núcleo-
eletrosfera, exigindo maiores energias 
para removê-los. 
 
 
 
 
25 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 T
A
B
E
LA
 P
E
R
IÓ
D
IC
A
 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
AFINIDADE ELETRÔNICA OU 
ELETROAFINIDADE 
É a energia liberada por um átomo no 
estado gasoso ao receber um elétron, originando 
assim um ânion. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Podemos associar a Eletroafinidade por 
“gostar de elétrons” e “alegria ao receber 
um elétron”. 
 Relacionando com Eletronegatividade: 
Elementos bastante eletronegativos 
“gostam” de elétrons e por isso liberam 
bastante energia ao receberem um. 
 Observe que os gases nobres não se 
incluem nesta propriedade visto que já 
são estáveis e com a camada de valência 
completa, não necessitam de mais 
elétrons. 
DENSIDADE 
É a relação entre a massa e o volume 
ocupado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 O elemento mais denso da Tabela 
Periódica é o ósmio (d = 22,4 g/cm³) 
 São considerados metais pesados os 
elementos da Tabela Periódica que 
possuam densidade maior ou igual a 5 
g/cm³. Por exemplo: Hg (d = 13,6 g/cm³, 
Ir (d = 22,3 g/cm³) 
 
VOLUME ATÔMICO 
É o volume ocupado pelo valor de massa 
atômica do elemento expressa em gramas no 
estado sólido. Os maiores volumes estão situados 
nas laterais da Tabela. 
 
 
 
 
26 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 T
A
B
E
LA
 P
E
R
IÓ
D
IC
A
 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Indica quantas ligações um átomo precisa 
fazer para alcançar a estabilidade (configuração 
eletrônica de gás nobre). 
Vamos realizar a distribuição eletrônica de 
um elemento de cada família dos elementos 
representativos, a fim de determinarmos a 
valência de cada um. 
 
 
 
 
27 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 L
IG
A
Ç
Õ
E
S
 Q
U
ÍM
IC
A
S
 
Ligações 
Químicas 
Valência 
? Por que os elementos químicos se 
ligam? Para adquirir a estabilidade e 
formar as moléculas que formarão 
toda a matéria. Esta estabilidade é 
adquirida quando o átomo adquire 
configuração eletrônica de gás nobre, 
ou seja, 8 elétrons na última camada 
(Teoria do Octeto). 
? Onde as ligações químicas 
ocorrem? Na camada mais externa 
do átomo, também chamada de 
camada de valência. Os elétrons 
desta camada são doados, recebidos 
ou compartilhados, com o objetivo de 
adquirir a configuração eletrônica de 
um gás nobre. 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
 Não formam moléculas, mas sim 
RETÍCULOS CRISTALINOS 
 Altos pontos de fusão e ebulição, devido à 
força de atração entre os íons. Ex: PF NaCl: 
801ºC. Por isso são sólidos à temperatura 
ambiente 
 Bons condutores de corrente elétrica 
quando fundidos ou dissolvidos em água, 
pois os íons são separados pelo processo de 
solvatação. 
 São solúveis em água, visto que são 
compostos bem polarizados (cargas + ou - ). 
 Ocorre entre: METAL + AMETAL ou 
METAL + HIDROGÊNIO 
 Elementos com diferença de 
eletronegatividade. 
 TRANSFERÊNCIA DEFINITIVA de elétrons 
 Força eletrostática (atração de cargas 
opostas) 
É só determinar a família em que o 
elemento se encontra e sua valência. 
 
 
 
 
28 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 L
IG
A
Ç
Õ
E
S
 Q
U
ÍM
IC
A
S
 
Características Ligação Iônica 
Determinação da Fórmula 
de um Composto Iônico 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
 Ocorre entre AMETAL + AMETAL, 
AMETAL + HIDROGÊNIO ou 
HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO 
 Elementos com baixa diferença de 
eletronegatividade. 
 COMPARTILHAMENTO de elétrons. 
 Força ELETROMAGNÉTICA que mantém 
os átomos unidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR 
Ocorre entre átomos iguais, sem diferença 
de eletronegatividade. O par de elétrons é 
atraído igualmente, pois os átomos possuem a 
mesma eletronegatividade, não formando pólos 
(positivo e negativo). 
LIGAÇÃO COVALENTE POLAR 
Ocorre entre átomos diferentes. Neste 
caso, há diferença de eletronegatividade entre os 
átomos, sendo o par de elétrons não 
compartilhado igualmente. Neste caso, há a 
formação de pólos (positivo e negativo), por isso 
a ligação é dita POLAR. 
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU 
COORDENADA 
“Empréstimo” de par de elétrons, do 
elemento central QUE JÁ SE ENCONTRA COM O 
OCTETO COMPLETO, para o átomo da periferia. 
Nunca vem sozinho em uma molécula (são feitas 
antes ligações covalentes normais) 
 
Ocorrem nos elementos do segundo 
período em diante, principalmente nas moléculas 
que apresentam o berílio e o boro, além também 
de alguns óxidos de nitrogênio. 
Esse caso ocorre em elementos do 
terceiro período em diante, pois, visto que são 
mais de oito elétrons que terão que se comportar 
na camada de valência, o átomo precisa ser 
relativamente grande. É por isso que os 
elementos do segundo período nunca se 
expandem. Os elementos principais nos quais 
essa expansão do octeto ocorre são o fósforo (P) 
e o enxofre (S): 
 
 
 
29 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 L
IG
A
Ç
Õ
E
S
 Q
U
ÍM
IC
A
S
 
Ligação Covalente Exceções à Regra do Octeto 
Expansão da Camada de 
Valência 
Licenciado para - M
ariaM
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
No primeiro caso, o fósforo ficou estável 
com 10 elétrons em sua camada de valência; já no 
segundo exemplo, o enxofre ficou com 12 
elétrons. Isso pode ocorrer também em 
compostos de gases nobres formados em 
laboratório, como o XeF2, o XeF4 e o XeF6. 
 
Concluindo, podemos dizer que, segundo 
essa teoria, o metal seria um aglomerado de 
átomos neutros e cátions, mergulhados em uma 
nuvem (ou “mar”) de elétrons livres (costuma-se 
também dizer que esses elétrons estão 
deslocalizados). Assim, a “nuvem” de elétrons 
funcionaria como uma ligação metálica, 
mantendo os átomos unidos. 
Os metais são bons condutores térmicos e 
elétricos devido aos elétrons livres, que permitem 
o trânsito rápido de calor e eletricidade. 
Seus elevados pontos de fusão e ebulição, 
bem como sua resistência à tração são 
consequências da grande força da ligação 
metálica, porque os átomos ficam unidos com 
muita intensidade. Assim, para desfazer esse tipo 
de ligação é necessário fornecer muita energia ao 
sistema. 
A densidade elevada e o fato da maioria 
dos metais serem sólidos em temperatura e 
pressões ambientes é consequência das 
estruturas compactas e cristalinas. 
E a maleabilidade (lâminas) e a 
ductibilidade (fios) vêm do fato de que os átomos 
dos metais podem “escorregar” uns sobre os 
outros. 
LIGAS METÁLICAS: Os metais puros 
geralmente não apresentam todas as 
características necessárias para serem aplicados 
na fabricação de produtos utilizados na 
sociedade. Por isso, surgiram as ligas metálicas, 
que são misturas de dois ou mais metais ou de um 
metal com outra substância simples por meio de 
aquecimento. 
Esses componentes se fundem em 
temperatura elevada e depois esfriam, 
solidificando-se. 
Exemplos: Aço (Fe + C), Bronze (Cu + Sn), 
Latão (Cu + Zn), Amálgama Dental (Hg + Ag). 
Uma das principais características dos 
metais é a condução fácil da eletricidade. A 
consideração de que a corrente elétrica é um 
fluxo de elétrons levou à criação da chamada 
teoria da nuvem eletrônica (ou teoria do mar de 
elétrons), que passamos a explicar. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em geral, os átomos dos metais têm 
apenas 1, 2 ou 3 elétrons na última camada 
eletrônica; essa camada está normalmente 
afastada do núcleo, que, consequentemente, 
atrai pouco aqueles elétrons. Como resultado, os 
elétrons escapam facilmente do átomo e 
transitam livremente pelo reticulado. Desse 
modo, os átomos que perdem elétrons 
transformam-se em cátions, os quais podem, logo 
depois, receber elétrons e voltar à forma de 
átomo neutro, e assim sucessivamente. 
 
 
 
 
30 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 L
IG
A
Ç
Õ
E
S
 Q
U
ÍM
IC
A
S
 
Ligação Metálica 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
5 átomos 
 Tetraédrica: sem pares de elétrons 
sobrando no átomo central 
 Quadrado Planar: com 2 pares de 
elétrons sobrando no átomo central 
 CH4, SF4, XeF4 
 
6 átomos 
 Bipirâmide Trigonal 
 PCl5 
 
7 átomos 
 Octaédrica 
 XeF6 
 
Determinamos a Geometria Molecular a 
partir do número de átomos na molécula: 
2 átomos 
 Linear 
 HBr, O2 
 
3 átomos 
 Linear: sem pares de elétrons sobrando 
no átomo central 
 Angular: 1 ou 2 pares de elétrons 
sobrando no átomo central 
 CO2, H2O 
 
4 átomos 
 Trigonal Plana: sem pares de elétrons 
sobrando no átomo central 
 Piramidal: 1 par de elétron sobrando no 
átomo central 
 SO3, NH3 
 
 
 
 
 
31 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 G
E
O
M
E
T
R
IA
 E
 P
O
LA
R
ID
A
D
E
 
Geometria e 
Polaridade 
Geometria Molecular 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Verificamos se um composto se 
solubiliza/dissolve em outro observando a sua 
polaridade. 
Lembrando que “Semelhante dissolve 
semelhante”. Portanto, polar dissolve polar e 
apolar dissolve apolar! 
Determinamos a polaridade de uma 
molécula analisando o número de nuvens 
eletrônicas e a quantidade de átomos iguais 
presentes na molécula. 
Consideramos nuvens eletrônicas: 
 1 ligação simples 
 
 1 ligação dupla 
 
 1 ligação tripla 
 
 1 ligação dativa 
 
 1 par de elétrons disponível NO ÁTOMO 
CENTRAL 
 
 
 
 
32 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 G
E
O
M
E
T
R
IA
 E
 P
O
LA
R
ID
A
D
E
 
Polaridade vs Solubilidade Polaridade Molecular 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
É a interação mais forte, visto que a 
interação ocorre com cargas reais. Está presente 
nos compostos iônicos. 
 Os pontos de fusão e ebulição são altos, 
pois para separar estes compostos é 
necessária muita energia. 
 Por este mesmo motivo, os compostos 
são sólidos à temperatura ambiente. 
 
Esta interação surge da atração entre um 
íon (positivo ou negativo) com uma molécula 
polar. 
Lembre-se: As moléculas polares 
possuem carga parcial, pois os elétrons da 
ligação estão sendo compartilhados e não 
doados ou recebidos. 
 
 
 
 
33 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
E
R
A
Ç
Õ
E
S
 I
N
T
E
R
M
O
L.
 
Interações 
intermoleculares 
Íon-Íon (carga real-carga real) Íon-Dipolo (carga real-carga parcial) 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Também chamada de Dipolo Permanente. 
Esta interação ocorre com moléculas polares, mas 
que não fazem ligação de hidrogênio. Por este 
motivo, se torna menos intensa que as interações 
anteriores, pois a carga parcial presente nas 
moléculas não é tão intensa. 
Esta interação ocorre com moléculas 
fortemente polarizadas, que possuem o átomo de 
hidrogênio ligado diretamente a um dos três 
elementos mais eletronegativos da Tabela 
Periódica: F, O, N. É chamada também Ponte de 
Hidrogênio. 
Lembre-se: Eletronegatividade é a 
tendência que o átomo possui em atrair elétrons 
para perto de si. 
Esquematizamos moléculas de água no 
estado líquido, na qual as ligações de hidrogênio 
estão indicadas por linhas pontilhadas. 
Esta interação, por ser bastante forte, faz com 
que os compostos tenham pontos de fusão e 
ebulição geralmente altos devido à coesão entre as 
moléculas. Por exemplo, PF da H2O = 100°C 
 
Enquanto a água líquida tem suas moléculas 
dispostas tridimensionalmente, mas de uma forma 
mais ou menos desorganizada, o gelo tem as suas 
moléculas arrumadas numa grade cristalina 
espacial, organizada e mais espaçada do que a água 
líquida. Disso resulta o fato de o gelo ser menos 
denso do que a água líquida (de fato, o gelo flutua 
na água, como podemos ver num copo com água e 
pedras de gelo). 
 
Também chamada de Forças de Van Der 
Walls ou Dispersões de London. Esta é a interação 
intermolecular mais fraca, pois ocorre entre 
moléculas APOLARES. 
É importante perceber que as moléculas 
apolares não possuem pólos, logo, a força de 
atração entre elas é mínima ou inexistente. Por esse 
motivo, apresentam baixos pontos de fusão e 
ebulição e geralmente são gases à temperatura 
ambiente. 
Exemplo: Gelo seco 
Ordem de Intensidade das 
Interações Intermoleculares 
Íon-Íon > Íon-Dipolo > Ligação de 
Hidrogênio > Dipolo Permanente > 
Dipolo Induzido 
! 
 
 
 
 
34 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 I
N
T
E
R
A
Ç
Õ
E
S
 I
N
T
E
R
M
O
L.
 
Ligação de Hidrogênio 
(carga parcial-carga parcial) 
Dipolo-Dipolo 
(carga parcial-carga parcial) 
Dipolo Induzido 
(carga parcial-carga parcial) 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Quanto à presença de oxigênio 
 HIDRÁCIDO: sem oxigênio na fórmula. 
Ex: HBr, H2S, HI. 
 OXIÁCIDO: com oxigênio na fórmula. Ex: 
H2SO4, HClO4, H3PO3. 
 
Quanto ao número de hidrogênios 
ionizáveis. (ATENÇÃO: H ionizável são todosao 
H ligados diretamente ao oxigênio nas ligações 
dos ácidos). 
 MONOÁCIDO: 1 H ionizável. Ex: HBr, 
HClO. 
 DIÁCIDO: 2 H ionizáveis. Ex: H2S, H2SO4. 
 TRIÁCIDO: 3 H ionizáveis. Ex: H3PO4. 
 
EXCEÇÃO: H3PO3 é diácido e H3PO2 é 
monoácido. Observe as ligações destes ácidos. 
 
 São substâncias que apresentam ‘H’ na 
frente da fórmula. Exceção: H2O 
 Na prática, pelo sabor azedo. Ex: suco de 
limão, vinagre... 
 Formam soluções aquosas condutoras de 
eletricidade (sofrem ionização) 
 Mudam a cor de certas substâncias. 
 
 
 
 
 
 
Exemplos 
 HCl → H+ + Cl- 
 H2SO4 → 2H+ + SO4 
-2 
 H3PO4 → 3H+ + PO4 
-3 
 
 
 
 
 
35 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 F
U
N
Ç
Õ
E
S
 I
N
O
R
G
Â
N
IC
A
S
 
Funções 
Inorgânicas 
Ácidos 
Segundo Arrhenius, ácidos são 
compostos que em solução aquosa se 
ionizam, produzindo como íon 
positivo apenas cátion hidrogênio 
(H+). 
Classificação dos Ácidos 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
 São substâncias que apresentam OH- no 
final da fórmula; 
 Na prática, apresentam sabor adstringente; 
 Formam soluções aquosas condutoras de 
eletricidade; 
 Fazem voltar a cor primitiva dos indicadores, 
caso essa cor tenha sido alterada por um 
ácido (essa característica das bases dá 
sentido ao nome indicadores ácido-base). 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplos 
 NaOH → Na+ + OH- 
 Ca(OH)2 → Ca+2 + 2 OH- 
 Al(OH)3 → Al+3 + 3 OH- 
 
De modo geral, as bases são formadas por um 
metal, que constitui o radical positivo, ligado 
invariavelmente ao OH- . A única base não-metálica 
importante é o hidróxido de amônio (NH4OH). 
 
 Quanto à força 
 Hidrácidos 
 Fortes: HCl, HBr e HI 
 Moderado: HF 
 Fracos: Todos os demais (H2S, HCN...) 
 
Oxiácidos: Subtraia o número de 
oxigênios (y) pelo número de hidrogênios (x) 
 Fortes (y-x = 2 ou 3): H2SO4, HClO4 
 Moderado (y-x = 1): H3PO4 
 Fracos (y-x =0): HClO, H3PO3 
 
Exceção! 
H2CO3 (ácido carbônico), é um ácido 
fraco e instável, que se decompõe em 
H2O e CO2. 
 
! 
Hidrácidos: Ácido + nome do ânion + ídrico 
 HCl - ácido clorídrico 
 H2S – ácido sulfídrico 
 HF – ácido fluorídrico 
 HCN – ácido cianídrico 
 HBr – ácido bromídrico 
 HI – ácido iodídrico 
 
Oxiácidos 
 +1 “O”: Per_____Ico 
 -1 “O”: _____Oso 
 -2 “O”: Hipo_____Oso 
 
Exemplos 
 H2SO4 – ácido sulfúrico 
 HClO – ácido hipocloroso 
 HNO2 – ácido nitroso 
 H3PO4 – ácido fosfórico 
 H2SO3 – ácido sulfuroso 
 HClO3 – ácido clórico 
 HClO4 – ácido perclórico 
 H3PO3 – ácido fosforoso 
 HNO3 – ácido nítrico. 
 
 
Exceção! 
H2CO3 – Ácido Carbônico 
H3BO3 – Ácido Bórico 
 
! 
 
 
 
 
36 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 F
U
N
Ç
Õ
E
S
 I
N
O
R
G
Â
N
IC
A
S
 
Bases 
Nomenclatura de Ácidos 
Segundo Arrhenius, bases ou 
hidróxidos são compostos que, por 
dissociação iônica, liberam, como 
íon negativo, apenas o ânion 
hidróxido (OH- ), também chamado 
de oxidrila ou hidroxila. 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Sais são compostos formados juntamente 
com a água na reação de um ácido com uma base 
de Arrhenius. 
A reação entre um ácido e uma base de 
Arrhenius — chamada de reação de neutralização ou 
de salificação — forma um sal, além da água: 
Quanto à presença de hidroxila 
 MONOBASE: apresenta 1 OH. Ex: NaOH, 
KOH. 
 DIBASE: apresenta 2 OH. Ex: Ca(OH)2, 
Mg(OH)2. 
 TRIBASE: apresenta 3 OH. Ex: Al(OH)3 
 
Quanto à força e solubilidade 
 FORTES E SOLÚVEIS: Bases cujo metal é 
da família 1A ou 2A. Ex: KOH, Ca(OH)2. 
 FRACAS E INSOLÚVEIS: todas as demais. 
Ex: Fe(OH)2, Zn(OH)2, NH4OH 
 
 
Hidróxido de + nome do elemento 
+ NOX do elemento 
Exemplos 
 NaOH: Hidróxido de sódio 
 Ca(OH)2: Hidróxido de cálcio 
 Al(OH)3: Hidróxico de alumínio 
 Fe(OH)2: Hidróxico de Ferro (II) 
 CuOH: Hidróxico de Cobre (I) 
 NH4OH: Hidróxico de Amônio 
Atenção! 
O Mg(OH)2 é uma exceção. É UMA 
BASE FRACA E INSOLÚVEL!! 
! TOTAL: nº H+ = nº OH- 
 H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O 
 
 2 HBr + Ca(OH)2 → CaBr2 + 2 H2O 
 
PARCIAL: nº H+ ≠ nº OH- (proporção 1:1 
ácido/base) 
 1 H2SO4 + 1 NaOH → NaHSO4 + H2O 
 
 1 HBr + 1 Ca(OH)2 → CaOHBr + H2O 
 
 
 
 
 
37 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 F
U
N
Ç
Õ
E
S
 I
N
O
R
G
Â
N
IC
A
S
 
Sais 
Nomenclatura de Bases 
Classificações 
Reações de Neutralização 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
Sal de Reação Neutra 
 Ácido FORTE + Base FORTE 
 H2SO4 + Ca(OH)2 → 
 
 Ácido FRACO + Base FRACA 
 H2CO3 + Mg(OH)2 → 
 
Sal de Reação Ácida 
 Ácido FORTE + Base FRACA 
 H2SO4 + Mg(OH)2 → 
 
Sal de Reação Básica 
 Ácido FRACO + Base FORTE 
 H2CO3 + Ca(OH)2 → 
 
Sais Haloides: Sem a presença de 
oxigênio na molécula. 
Nome do Ânion + ETO + Nome do Metal 
 NaCl: cloreto de sódio 
 KBr: brometo de potássio 
 AgI: iodeto de potássio 
 CaS: sulfeto de cálcio 
 
Oxissais: Com a presença de oxig~enio 
na fórmula 
 +1 “O”: Per_____Ato 
 -1 “O”: _____Ito 
 -2 “O”: Hipo_____Ito 
 
 
 
Exemplos 
 Na2SO4: Sulfato de sódio 
 K3PO3: Fosfito de potássio 
 CuSO4: Sulfato de cobre 
 BaSO3: Sulfato de bário 
Quando o sal se hidrolisa, ele regenera o 
ácido e a base que o formou. É a reação inversa à 
Neutralização. Dependendo dos íons formados, 
pode originar soluções ácidas, básicas ou alcalinas 
e neutras. 
SAL + ÁGUA → regenera a BASE e O ÁCIDO 
O CÁTION (espécie positiva) sempre 
pertencerá a base. Ex: NaOH, o cátion é o Na+ 
O ÂNION (espécie negativa) sempre 
pertencerá ao ácido. Ex: HBr, o ânion é o Br- 
 
 
 
 
 
38 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 F
U
N
Ç
Õ
E
S
 I
N
O
R
G
Â
N
IC
A
S
 
Classificação dos Sais Nomenclatura de Sais 
Ácido 
Ídrico 
Oso 
Ico 
! Sal 
Eto 
Ito 
Ato 
Hidrólise do Sal 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
CaCO3 
O Carbonato de cálcio origina do ácido 
carbônico H2CO3 (ácido fraco) e da base 
hidróxido de cálcio Ca(OH)2 (base forte), 
fazendo com que sua solução em água seja 
básica ou alcalina. 
 
MgSO4 
O Sulfato de magnésio se origina do ácido 
sulfúrico H2SO4 (ácido forte) e da base hidróxido 
de magnésio Mg(OH)2 (base fraca), fazendo com 
que sua solução em água seja ácida. 
 
NaNO3 
O Nitrato de sódio se origina do ácido 
nítrico HNO3 (ácido forte) e da base hidróxido de 
sódio NaOH (base fraca), fazendo com que sua 
solução em água seja neutra (pH=7) 
 
NH4CN 
O cianeto de amônia se origina do ácido 
cianídrico HCN (ácido fraco) e da base hidróxido 
de amônio NH4OH (base fraca), fazendo com 
que sua solução em água seja neutra (pH=7) 
 
São compostos binários (formados apenas 
por dois elementos) em que o elemento mais 
eletronegativo é o oxigênio. 
Exemplo: H2O, Na2O, Al2O3, CO2, SO2 
 
É feita de acordo com o tipo de ligação 
química que ocorre entre o oxigênio e o outro 
elemento que compõe o óxido. 
 
ÓXIDOS IÔNICOS 
Possuem ligação iônica pois o oxigênio 
está ligado a metal. 
 
ÓXIDO + NOME DO METAL 
 
 K2O: óxido de potássio 
 CaO: óxido de cálcio 
 FeO: óxido de ferro II / óxido ferroso 
 Fe2O3: óxido de ferro III / óxido férrico 
 Na2O: óxido de sódio 
 Al2O3: óxido de alumínio. 
 
Cuidado! 
OF2 e O2F2 apesar de serem 
compostos binários e possuírem 
oxigênio não são óxidos, pois o 
elemento mais eletronegativo neste 
caso é o Flúor. Estes compostos são 
chamados de fluoretos. 
! 
Observação! 
Usa-se a terminação OSO para a 
menor valência do ferro (+ 2) e a 
terminação ICO para sua maior 
valência (+ 3) 
! 
 
 
 
 
39 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 F
U
N
Ç
Õ
E
S
 I
N
O
R
G
Â
N
IC
A
S
 
Exemplos 
Nomenclatura dos Óxidos 
Óxidos 
Licenciadopara - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
ÓXIDOS MOLECULARES ou 
COVALENTES 
Possuem ligação covalente pois o oxigênio 
está ligado a um ametal 
ÓXIDO + NOME DO METAL 
Utiliza-se os prefixos mono, di, tri... antes da 
palavra óxido + prefixo do n° de átomos do 
ametal + nome do elemento ligado ao oxigênio. 
CO: monóxido de carbono 
 CO2: dióxido de carbono 
 N2O3: trióxido de dinitrogênio 
 SO3: trióxido de enxofre 
 H2O: monóxido de hidrogênio. 
 
São óxidos ácidos os compostos que 
possuem o oxigênio ligados aos ametais da 
Tabela Periódica. Exemplos: 
 CO2 
 SO2 
 SO3 
 N2O3 
 P2O5 
Em reação com água geram ácidos 
 CO2 + H2O → H2CO3 
 SO3 + H2O → H2SO4 
Em reação com bases, geram SAL e ÁGUA. 
 SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O 
 CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O 
ÓXIDOS BÁSICOS 
São óxidos básicos os compostos que 
possuem o oxigênio ligados a metais alcalinos 
(Grupo 1), alcalinos terrosos (Grupo 2). Exemplos: 
 
 Na2O 
 CaO 
 MgO 
 K2O 
 
Em reação com água geram bases: 
 Na2O + H2O → 2 NaOH 
 CaO + H2O → Ca(OH)2 
 
Em reação com ácidos, geram SAL e ÁGUA 
 
 MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O 
 CaO + H2CO3 → CaCO3 + H2O 
 
 
 
 
 
40 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 F
U
N
Ç
Õ
E
S
 I
N
O
R
G
Â
N
IC
A
S
 
Classificação dos Óxidos 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
É por meio desse tipo de reação que ocorre o fenômeno da chuva ácida, 
responsável pelo desaparecimento da cobertura vegetal, pela corrosão de 
metais e outros materiais, como os que são usados em monumentos e obras 
de arte. 
 
 
 
 
41 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 F
U
N
Ç
Õ
E
S
 I
N
O
R
G
Â
N
IC
A
S
 
Chuva Ácida 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com
 
 
ÓXIDOS ANFÓTEROS 
São óxidos ácidos que apresentam 
comportamento químico intermediário entre 
óxido ácido e óxido básico. (Estão localizados 
mais ao centro da Tabela) 
 ZnO 
 Al2O3 
 MnO2 
 PbO 
 
ÓXIDOS NEUTROS 
São óxidos que possuem baixa reatividade: 
CO, NO, N2O, H2O 
 CO e NO são poluentes do ar 
atmosférico; 
 N2O é conhecido como gás hilariante. 
Após o estado de euforia, a inalação do 
gás provoca náuseas, falta de 
coordenação motora e desorientação; 
 H2O: lembre-se de uma situação 
cotidiana importante: a maioria dos 
remédios tem indicação de serem 
tomados com água, pois ela não interfere 
no princípio ativo do medicamento. 
 
ÓXIDOS DUPLOS, MISTOS OU 
SALINOS 
 São óxidos constituídos pela união de 
dois outros óxidos formados pelo mesmo 
elemento com diferentes NOX (cargas). Podemos 
identificar os óxidos duplos pois eles possuem 
atomicidades altas: Fe3O4, Pb3O4 
 FeO + Fe2O3 → Fe3O4 (magnetita) 
 PbO + Pb2O3 → Pb2O4 (zarcão, usado 
em pinturas metálicas) 
 
 
PERÓXIDOS 
 São óxidos que apresentam o ânion 𝑂2
−2 
ligado a metal alcalino (grupo 1), alcalino terroso 
(grupo 2) e ao hidrogênio. 
 O número de Oxidação nesses 
compostos é -1. 
 O peróxido de hidrogênio (água 
oxigenada) é o único peróxido 
covalente/molecular. Os demais são iônicos. 
 H2O2 
 CaO2 
 Na2O2 
 MgO2 
 
 
 
 
 
42 
Q
U
ÍM
IC
A
 |
 L
IV
R
O
 1
 |
 F
U
N
Ç
Õ
E
S
 I
N
O
R
G
Â
N
IC
A
S
 
Licenciado para - M
aria M
usquine F
erreira - 19498970793 - P
rotegido por E
duzz.com