1. Pré-Universit
iversitário Popular da UFF
UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE b) Químicos: as propriedades físicas e químicas das
DISCIPLINA: QUIMICA I substâncias não são conservadas. São processos,
PROFESSORA: ALINE FARIAS geralmente, irreversíveis. Ex: reações químicas
espontâneas (oxidação do ferro ao ar).
oxidação
I- Conceitos Fundamentais:
c) Físico-Químicos: as propriedades físicas e químicas das
Químicos:
1) Elemento químico: é constituído de átomos de mesmo
) substâncias não são conservadas. São processos,
16
nº atômico e representado por um símbolo. Ex: O8 geralmente, irreversíveis. Ex: reações químicas não
Elemento químico → átomos → símbolo espontâneas (eletrólise do KCl).
2) Substância química: é constituída de moléculas e d) Biológicos: são os fenômenos físi
físicos, químicos e físico-
representada por uma fórmula. Ex: H2SO4 – fórmula químicos que ocorrem nos seres vivos. Ex: visão, digestão,
molecular da substância ácido sulfúrico, constituída de 2 respiração.
átomos do elemento Hidrogênio, 1 átomo do elemento O processo da visão é físico-
-químico.
Enxofre e 4 átomos do elemento Oxigênio.
5) Mudanças de estado físico:
a) Substância pura: possui uma espécie de molécula. Ex:
Substância pura água – formada apenas por moléculas de
água.
Critérios de pureza: composição química fixa (fórmula
ritérios
molecular), PF e PE constantes a uma dada pressão e
densidade característica em determinada temperatura e
pressão.
Gráfico:
Observações:
1ª) Vaporização: evaporação, ebulição e calefação.
2ª) Temp. de fusão = temp. de solidificação / Temp. de
p.
ebulição = temp. de liquefação ou condensação
3ª) Quando à temperatura ambiente a substância é sólida
ou líquida, falamos em estado de vapor; e quando gasosa,
b) Substância simples pura: formada por apenas um usamos o termo estado gasoso. Vapor → líquido:
elemento químico. Ex: Fe, H2. condensação / Gasoso → líquido: liquefação
liquefaç
4ª) Substâncias importantes que sublimam: I2, cânfora,
Obs: ATOMICIDADE é o nº de átomos existentes na naftalina, gelo-seco.
molécula de uma substância simples. As substâncias
podem ser monoatômicas, diatômicas, triatômicas, 6) Misturas: é a união de duas ou mais substâncias, que
tetratômicas, octatômicas e de atomicidade infinita. não reagem entre si. Exemplos:
c) Substância composta pura: formada por mais de um Mistura Princ. componentes
elemento químico. Ex: H3PO4. Ar N2 + O 2
As substâncias compostas podem ser classificadas quanto Vinagre Água + Ácido acético
ao número de elementos químicos em: binárias, ternárias, Aço Ferro + Carbono
quaternárias.
a) Mistura comum: não há patamares durante a fusão e a
3) Alotropia: é o fenômeno em que um elemento químico ebulição.
forma duas ou mais substâncias simples deferentes, os
alótropos, que diferem entre si pela atomicidade O2 e O3
ou pela estrutura cristalina (carbono diamante e carbono
grafite).
4) Fenômenos:
a) Físicos: as propriedades físicas e químicas das
substâncias são conservadas. São processos revers
reversíveis.
Ex: mudanças de estado físico, misturas, ductibilidade
(fios), maleabilidade (lâminas).
Quimica I 1

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- Classificação:
a) Sistema sólido-sólido:
Misturas homogêneas ou soluções: não conseguimos
: Método Exemplos
enxergar as partículas do soluto (diâmetro menor que 10 Catação Arroz e feijão
Å), são monofásicas. Ex: água + álcool (álcool é miscível Peneiração (tamisação) Areia + pedregulhos
em água) Separação magnética Ferro + enxofre
Obs: Misturas gasosas são sempre homogêneas. Ventilação Casca do grão de arroz
Levigação Areias auríferas
Misturas heterogêneas ou dispersão: apresentam duas ou
: Flotação Areia + serragem (diferença de
mais fases. Há dois tipos de misturas heterogêneas: densidade)
Dissolução fracionada Sal + areia (extração por
1º)Colóides- as partículas do soluto (disperso, com solvente)
diâmetro entre 10Å e 1000Å) são observadas em um Sublimação Gelo seco (CO2 sólido + água)
ultramicroscópio. Ex:
b) Sistema sólido-líquido:
Sólido + Gás Fumaça Cinzas em ar Método Exemplos
Líquido + Gás Neblina Água + Ar
Filtração comum Enxofre + água
Sólido + Líquido Gelatina Proteína + Água
Decantação Areia + água
Líquido + Líquido Maionese Azeite + Vinagre +
Centrifugação Sangue
(emulsão) Ovos
Sifonação Ferro + água
Líquido + Gás Chantilly Ar em creme
c) Sistema sólido-gás:
2º) Suspensões- as partículas do soluto (disperso, com
Método Exemplos
diâmetro maior que 1000Å) são observadas a olho nu ou
Decantação Pó + ar
através de um microscópio comum. Exemplo: água + areia
Câmara de poeira SO2 + As
b) Misturas eutéticas: apresentam temperatura constante
: Filtração Pó + ar (aspirador de pó)
durante a fusão ou a solidificação, comportando
comportando-se como
substância pura durante essas mudanças. Ex: Cd (40%) + d) Sistema líquido-líquido:
Bi (60%) – PF da mistura = 140° / Cd puro – PF = 320°C
C Método Exemplos
e Bi puro – PF = 270°C Funil de decantação Água + óleo
Sifonação Gasolina + água
Gráfico:
e) Sistema líquido-gás: para a separação de um líquido de
gás:
um gás basta diminuir a pressão sobre o sistema, agitar o
sistema ou então aquecê-lo. Com isso expulsamos o gás.
lo.
Ex: refrigerante
7.2) Misturas homogêneas:
a) Sistema sólido-sólido: fusão fracionada.
sólido:
Ex: moedas → Cu (75%, PF = 1083,4 °C) + Ni (25%, PF =
1453 °C)
c) Misturas azeotrópicas: apresentam temperatura
picas:
constante durante a ebulição ou liquefação (ou b) Sistema sólido-líquido:
condensação), comportando-se como substância pura
se Método Exemplos
durante essas mudanças. Ex: etanol (96%) + H2O (4%) – Evaporação Água + sais (salinas)
PE da mistura = 78,2°C / etanol puro – PE = 78,3° e H 2O
C Destilação simples Água (PE = 100 ° e NaCl (PE
C)
pura – PE = 100°C = 1490 °
C)
Gráfico: c) Sistema líquido-líquido:
Método Exemplos
Destilação fracionada Água (PE = 100 ° e Éter (PE =
C)
34 °
C)
d) Sistema líquido-gás: aquecimento simples. Ex: O2 + H2O
gás:
e) Sistema gás-gás: liquefação fracionada. Ex: Separação
gás:
do O2 (PE = -183 ° C) e N2 (PE = -195 ° C) do ar
atmosférico. Lembrete: PE = ponto de liquefação
7) Métodos de separação de misturas: EXERCÍCIOS DE SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
7.1) Misturas heterogêneas: 1) Bronze, “gelo seco” e diamante são, respectivamente,
exemplos de:
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A) mistura, substância simples e substância composta. Decantação Cristalização Filtração Liquefação
B) mistura, substância composta e substância simples. fracionada
C) substância composta, mistura e substância simples. Filtração Destilação Cristalização Decantação
D) substância composta, substância simples e mistura. simples
E) substância simples, mistura e substância composta Filtração Destilação Decantação Destilação
fracionada simples
2) Uma das controvérsias relativas ao uso de aviões
supersônicos do tipo concorde era a possibilidade de 6) Considere o quadro abaixo:
destruição da camada de ozônio da atmosfera, mediante a Composto químico Fórmula
reação do ozônio com o óxido nítrico produzido pelos Gás carbônico CO2
motores de aviões. Essas reações podem ser Água H2O
representadas por: Ozônio O3
Ácido sulfúrico H2SO4
I - N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) Ferrocianeto ferroso Fe2[Fe(CN)6]
II - NO (g) + O3(g) → NO2 (g) + O2 (g)
A respeito desses compostos, está correto afirmar que a
Com relação às reações anteriores e às espécies nelas (o):
presentes, estão corretas as afirmativas, exceto: A) água tem na sua molécula 1 átomo de hidrogênio ligado
A) Tanto a reação I como a reação II envolvem os mesmos a 2 átomos de oxigênio.
elementos químicos. B) gás carbônico resulta da união de 2 moléculas de
B) Há uma substância simples comum às reações I e II.
um oxigênio a 1 molécula de carbono.
C) Na reação II há duas formas alotrópicas de um C) ozônio é constituído de 3 elementos oxigênio.
elemento químico. D) ferrocianeto ferroso é constituído de 3 elementos
D) As espécies presentes na reação I constituem uma químicos distintos.
mistura homogênea. E) ácido sulfúrico resulta d união de 2 elementos H
da
E) As espécies presentes na reação II são substâncias ligados a 1 elemento S e a 4 elementos O.
compostas.
7) Assinalar a alternativa falsa:
3) A relação abaixo contém uma série de substâncias A) O sangue é uma mistura heterogênea.
numeradas: B) As misturas são formadas por dois ou mais
(1) água pura (2) água pura + gelo puro componentes.
(3) sal de cozinha (NaCl) (4) açúcar C) As misturas eutéticas se comportam como substâncias
(5) ar atmosférico (6) cloro gasoso (Cl2) puras durante a fusão.
D) as misturas azeotrópicas se comportam como
Assinale a única afirmação falsa: substâncias puras durante a fusão.
A) A presença de 3 ou 4 em 1 formará soluções de PF e E) A mistura de gases constitui sempre uma única fase.
PE diferentes dos da água.
B) São substâncias compostas: 1, 2, 3, 4 8) Certas propagandas recomendam determinados
C) São misturas homogêneas: 1+3, 1+4, 5+6 produtos, destacando que são saudáveis por serem
D) Contém duas fases: 2+3+4 naturais, isentos de QUÍMICA.
urais,
E) São substâncias simples: 5 e 6 Um aluno atento percebe que essa informação é:
A) verdadeira, pois o produto é dito natural porque não á
4) Indicar qual das alternativas abaixo corresponde a um formado por substâncias químicas.
processo químico: B) falsas, pois as substâncias químicas são sempre
A) volatilização da água benéficas.
B) fusão de uma lâmina de prata C) verdadeira, pois a Químic só estuda materiais
Química
C) atração de uma agulha por um ímã artificiais.
D) dissolução de um cubo de gelo em água D) enganosa, pois confunde o leitor, levando a crer que
levando-o
E) escurecimento de uma colher de prata “química” significa não saudável, artificial.
E) verdadeira, somente se o produto oferecido não contiver
5) Assinale a opção que indica corretamente os processos água.
utilizados para separar os componentes das misturas
abaixo: 9) Considere o seguinte grupo de substâncias: H2S +
I- solução aquosa de cloreto de potássio C6H12O6 + CO2
II- petróleo O número de substâncias, o número de elementos
III- enxofre + água químicos e o número total de átomos é, respectivamente:
IV- óleo + água A) 3, 4, 30B) 3, 7, 30C) 5, 4, 27D) 7, 3, 27E) 4, 3, 30
Mistura I Mistura II Mistura III Mistura IV 10) O sistema constituído por água líquida, ferro sólido,
gelo e vapor d’água apresenta:
resenta:
Destilação Destilação Filtração Decantação
A) 3 fasesB) 5 fasesC) 4 fasesD) 2 fasesE) 1 fase
simples fracionada
Destilação Cristalização Decantação Liquefação
simples fracionada
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- Quando um elétron recebe energia, ele se afasta para
uma órbita mais externa. Essa órbita é uma posição
II- Estrutura Atômica: instável e voltando a sua órbita original, o elétron emite
energia na forma de onda eletromagnética (luz,
1) Evolução histórica: ultravioleta, raios-X,...);
- Um elétron é mais facilmente ativado quanto mais
1.1- Primeiras noções de átomo: PARTÍCULA externo ele for ao núcleo.
INDIVISÍVEL 1.6- Descoberta do nêutron por Chadwick:
- Partícula sem carga elétrica, localizada no núcleo do
1.2- Modelo atômico de Dalton (“Bola de Bilhar”): átomo, “isolando” os prótons, evitando repulsões elétricas.
- A matéria é constituída por pequenas partículas
chamadas átomos, considerados como esferas maciças, 1.7- Modelo atômico atual:
homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis;
- Átomos que possuem as mesmas propriedades NÚCLEO → Prótons e nêutrons
representam um mesmo elemento químico; ÁTOMO →
- Diversos átomos podem combinar combinar-se, originando ELETROSFERA → Elétrons
espécies químicas distintas, como numa reação, formando
novas substâncias. 2) Características atômicas:
1.3- Modelo atômico de Thomson (“Pudim de Passas”): Consideramos a massa do próton = massa do nêutron.
- O átomo é uma esfera de cargas positivas, na qual os Como a massa do elétron é desprezível, podemos afirmar
elétrons estão espalhados como se fossem passas num que a massa do átomo está praticamente toda
pudim; concentrada no núcleo.
- A densidade do átomo é uniforme;
- O átomo é neutro, com nº de carga positiva igual ao nº de 3) Conceitos importantes:
carga negativa;
- Admitiu-se a divisibilidade da matéria e a natureza
se 3.1- Número atômico (Z): é o nº de prótons (p) de um
elétrica da mesma. núcleo atômico. → Z = p
O número de prótons identifica um átomo.
1.4- Modelo atômico de Rutherford (Modelo “Planetário”):
3.2- Número de massa (A): é a soma do nº de prótons (p)
e nêutrons (n) de um núcleo atômico. → A = p+n
3.3- Neutralidade elétrica: em um átomo neutro, o nº de
prótons (p) é igual ao nº de elétrons (e). → p = e
3.4- Número de nêutrons (n): sabemos que A = p+n e Z =
p, logo A = Z+n → n = A-Z
- A matéria é quase que inteiramente constit
constituída por 3.5- Elemento químico: é o conjunto de átomo de mesmo
átomos
espaços vazios; nº atômico (Z)
- A matéria apresenta pequenos núcleos, onde se 12 12
Ex: C e C
concentra a massa do átomo; 6 6
- Os núcleos apresentam carga elétrica positiva, os Cada elemento químico recebe um nome e uma
prótons; abreviação chamada símbolo, que é universal.
- Os elétrons estão ao redor do núcleo, na eletrosfera, em
órbitas circulares. Notação geral de um elemento químico:
→ Modelo carente em bases teóricas que justificassem A
X ou X A ou XA
sua estabilidade. z zz
1.5- Modelo atômico de Rutherfor-Bohr:
Exemplo: - representa um átomo de sódio que possui
11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons.
3.6- Íons: são espécies eletricamente carregadas, onde o
nº de prótons difere do nº de elétrons. p ≠ e
Temos dois tipos de íons:
- cátions: íons positivos formados pela perda de elétrons
(p>e);
- ânions: íons negativos formados pelo ganho de elétron
(p<e).
- Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas
permitidas (estados estacionários), sem ganho ou perda de Notação: Z
A carga
energia; Z
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A carga indica a valência do íon (monovalente, bivalente,
trivalente,...). 1) Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras
40 2+
Ex: Ca hipóteses, que: “Os átomos de um determinado elemento
20
são idênticos em massa”. À luz dos conhecimentos atuais
podemos afirmar que:
3.7- Cálculo de partículas em moléculas e íons A) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela
moleculares: descoberta dos isótopos
Exemplos Fórmulas Nº de Nº de Nº de B) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela
prótons nêutrons elétrons descoberta dos isótonos
Molécula H2O 10 8 10 C) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isótopos,
de água verificou-se que átomos do mesmo elemento químico
se
+
Cátion NH4 11 7 10 podem ter massas diferentes
amônio D) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isóbaros,
1 14 verificou-se que átomos do mesmo elemento químico
se
Considere: H, N
17 podem ter massas diferentes
4) Relações entre átomos: 12 14
2) C e C representam os fenômenos denominados:
4.1- Isótopos: são átomos de mesmo nº de prótons A) isomeria e isomorfismoB) alotropia e isobaria
(mesmo Z) e diferentes números de massa. C) isomorfismo e isobariaD) isomeria e alotropia
Os isótopos pertencem ao mesmo elemento químico, que E) alotropia e isotopia
possuem números de nêutrons diferentes, o que resulta
em números de massa diferentes, e possuem as mesmas 3) As alternativas referem
referem-se ao nº de partículas
propriedades químicas. constituintes de espécies atômicas. A afirmativa FALSA é:
A) dois átomos neutros com o mesmo nº atômico têm o
- Isótopos do hidrogênio (os únicos que possuem nomes mesmo número de elétrons
particulares): B) um ânion com 52 elétrons e nº de massa 116 tem 64
- chamado de prótio ou hidrogênio leve. Possui 1 próton nêutrons
e 1 elétron. Ocorrência na natureza=99,98% C) um átomo neutro com 31 elétrons tem nº atômico ig igual
a 31
- chamado de deutério ou hidrogênio pesado. Possui 1 D) um átomo neutro, ao perder 3 elétrons, mantém
próton, 1 elétron e 1 nêutron. Ocorrência na inalterado seu nº atômico
natureza=0,02% E) um cátion com carga 3+, 47 elétrons e 62 nêutrons tem
- chamado de trítio ou tritério ou hidrhidrogênio muito nº de massa igual a 112
pesado. Possui 1 próton, 1 elétron e 2 nêutrons.
Ocorrência na natureza=10 %
-7 4) Um sistema é formado por partículas que apresentam a
composição atômica 10 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons.
4.2- Isóbaros: são átomos de diferentes números de Ao sistema foram adicionadas novas partículas. O sistema
prótons (elementos diferentes), mas que possuem o resultante será quimicamente puro se as partículas
mesmo número de massa (A). adicionadas apresentarem a seguinte composição atômica:
A) 21 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons
Exemplo:
40
Ca e
40
K → A=40 B) 10 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons
20 19 C) 11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutrons
D) 20 prótons, 20 elétrons e 22 nêutrons
4.3- Isótonos: são átomos de diferentes números de E) 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons
prótons (elementos diferentes), diferentes números de 2+ -
massa, porém com mesmo número de nêutrons (n). 5) O íon 56Ba é isoeletrônico do íon I . Qual é o nº
atômico do I?
37 40
Exemplo: Cl e Ca 2+
17 20 6) Se o número total de elétrons no íon [M(H2O)4] é igual
Características: a 50, então o nº atômico de M é:
→ Os isóbaros diferem entre si nas propriedades físicas e
priedades A) 10B) 12C) 8D) 42E) 40
químicas.
→ Os isótonos diferem entre si nas propriedades físicas e 7) Quais dos átomos genéricos (A, B, C e D) pertencem ao
químicas. mesmo elemento químico?
→ Os isótopos diferem nas propriedades físicas (PF, PE, Dados: I- nº de massa de A é 4x+2 e de nêutrons é 2x 2x-1.
densidade,...), mas apresentam as mesmas propriedades II- nº de massa de B é 5x e de próto é x.
prótons
químicas (reatividade, ligações interatômicas). III- nº de nêutrons de C é 3x e de elétrons é 3x.
IV- nº de nêutrons de D é 2x+5 e de prótons é 2x+3
4.4- Espécies isoeletrônicas: possuem o mesmo nº de A) A e DB) A e CC) A e BD) B e CE) C e D
elétrons.
Exemplo:
23 + 27 3+ 20
Na , Al , Ne → nº de elétrons
11 13 10
EXERCÍCIOS DE ESTRUTURA ATÔMICA
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III- Massa Atômica: K 1 2
L 2 8
1) Unidade de Massa Atômica (u.m.a ou u): M 3 18
N 4 32
A unidade de massa foi criada para medir a massa de O 5 32
átomos, moléculas ou íons. P 6 18
. Átomo-padrão: isótopo 12 do carbono Q 7 2
12
. 1 u.m.a ou u corresponde a 1/12 do C 2
Obs: 1) A fórmula 2n pode ser aplicada nos 4 primeiros
-24
. 1 u = 1,66x10 g níveis.
2) Colocando os níveis em ordem crescente de
2) Massa Atômica (M.A): energia, temos: K<L<M<N<O<P<Q.
a) de um átomo (isótopo): é a massa apresentada por um 2º: Número quântico secundário ou azimutal (l): indica o
determinado isótopo de um elemento químico. Indica subnível (ou subcamada) de energia onde se encontra o
quantas vezes a massa de um átomo é mais pesada que 1 elétron. Cada nível de energia é constituído por um ou
on.
u.m.a. mais subníveis.
19
Exemplo: F = 19u
Subnível l (nº quântico Nº máximo de
b) de um elemento: é a média aritmética ponderada das sec.) (0...n-
-1) elétrons (4l+2)
massas dos seus isótopos, usando como “pesos” a s 0 2
proporção natural destes isótopos
p 1 6
MA = M.A(X1) x a% + M.A (X2) x b%
d 2 10
100
f 3 14
Obs: Número de massa (inteiro) é diferente de massa
atômica (fracionário). Obs:
Níveis n l (0...n
(0...n-1) Subníveis
EXERCÍCIOS DE MASSA ATÔMICA K 1 0 s
L 2 01 sp
1) Indique, entre as porcentagens abaixo, qual a massa M 3 012 spd
atômica de um elemento hipotético X, que possui três N 4 0123 spdf
isótopos listados abaixo (I, II e III), com as respectivas O 5 0123 spdf
abundâncias isotópicas: P 6 012 spd
10 11 12
I) X (85%) II) X (10%) III) X (5%) Q 7 0 s
5 5 5
3º: Número quântico magnético orbital (m ou ml): indica a
2) O elemento cobre, que é utilizado em cabos elétricos, posição do orbital no espaço.
circuito impresso e hélices para navios, entre outras Um nível é constituído de subníveis e cada subnível é um
aplicações, tem massa atômica 63,5 e apresenta os conjunto de orbitais.
63 65
isótopos Cu e Cu. Determine a abundância do isótopo
65 no elemento cobre.
3) É dada abaixo a composição isotópica de um elemento
químico, cuja massa atômica é 92,5.
1º isótopo: 45 prótons e 46 nêutrons
2º isótopo: 47 nêutrons
3º isótopo: 48 nêutrons
Qual deve ser a ocorrência do isótopo mais pesado para
que a abundância do segundo isótopo seja o triplo da
ncia
abundância do isótopo mais leve?
Para um mesmo subnível, os valores de m (nº quântico
IV- Eletrosfera magnético) variam de –l a +l, que representam os orbitais.
l
Subnível l m (-l a +l) Orbitais
1) Números quânticos: s 0 0
Cada elétron possui uma órbita definida e sua localização p 1 -1, 0, +1
e movimento podem ser identificados por quatro estados
d 2 -2, -1, 0, +1, +2
1,
quânticos (números quânticos).
f 3 -3, -2, -1, 0 +1,
1,
1º: Número quântico principal (n): indica o nível (ou +2, +3
camada) de energia onde se encontra o elétron.
4º: Número quântico magnético spin (s ou ms): indica o
sentido de rotação do elétron em torno de seu próprio eixo.
Dois elétrons que tenham spins diferentes (que giram em
sentidos opostos) irão criar campos magnéticos opostos.
Nível ou n (nº quântico
2
2n (nº máximo Neste caso, a repulsão elétrica natural será compensada
Camada principal) de elétrons) por uma atração magnética e esses elétrons irão se
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2 6 10
“suportar”, podendo compartilhar uma mesma região O 5 32 5s 5p 5d
14
restrita. 5f
2 6 10
P 6 18 6s 6p 6d
2
Por convenção : Q 7 2 7s
Observe:
Princípio da exclusão de Pauli:
“ No mesmo orbital pode haver no máximo 2 elétrons de
spins contrários.”
“ Dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter o
o
mesmo conjunto do números quânticos.”
→Regra de Hund- distribuição dos elétrons nos orbitais:
“ Um orbital só se completa quando todos os demais
orbitais do mesmo subnível tiverem, pelo menos, um
elétron.” 2 2 6 2
Por convenção, o primeiro elétron distribuído tem spin -1/2. Ordem crescente de subníveis de energia: 1s 2s 2p 3s
6 2 10 6 2 6 2 14 10 6 2 14 10
3p 4s 3d 4p 5s 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
Obs: elétron desemparelhado: sozinho dentro de um orbital
elétrons paralelos: quando apresentam os mesmos Obs3: O subnível 3d é mais energético que o 3s. Assim,
spins um elétron para saltar do subnível 3s para o 3d deve
elétrons antiparalelos: quando apresentam spins absorver energia. Ao retornar do estado excitado (3d) para
contrários sua órbita primitiva (3s) emitirá energia sob a forma de
onda eletromagnética.
Resumo:
Símbolo Nº Quântico Significado Valores Exemplo: Distribuição eletrônica para o átomo de 35Br
2 2 6 2 6 2 10 5
n Principal Nível de energia 1,2,3,4,5,6,7 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p → distribuição em
l Secundário Subnível de 0,1,2,3 subníveis de energia
energia K=2, L=8, M=18, N=7→ distribuição em níveis de energia
distribuiç
2 2 6 2 6 2 10 2 2 1
m Magnético Orientação -l a +l 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4px 4py 4pz → distribuição
orbital espacial do orbital por orbitais (Regra de Hund)
s Spin Rotação do -1/2 e +1/2
→ Nível ou camada de valência: é a camada ou nível mais
ência:
elétron
externo de um átomo no estado fundamental.
2 5
Ex: 35Br → 4s 4p → n=7
2) Distribuição eletrônica:
Os elétrons de um átomo distribuem-se em níveis e
se
→ Elétrons de valência: ficam representados na camada
ência:
subníveis em ordem crescente de energia, obedecendo o
de valência.
número máximo de elétrons permitidos. 2 5
Ex: 35Br → 4s 4p
Obs1: Cálculo de energia: E= n+L, onde n e L são,
→ Subnível mais energético: é o último na distribuição
distribuiç
respectivamente, os números quânticos principal e
eletrônica em ordem crescente de energia por subnível,
secundário.
que não se encontra necessariamente no nível mais
externo.
Ex: 1s: E= 1+0=1 2s: E= 2+0=2 3s: E= 3+0=3 2 2 6 2 6 2 10 5
Ex: 35Br →1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
4s: E= 4+0=4
→ Elétron diferenciador: é o último elétron do subnível
2p: E= 2+1=3 3p: E= 3+1=4
mais energético.
4p: E= 4+1= 2 2 6 2 6 2 10 5
Ex: 35Br →1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p → elétron
diferenciador = 5º elétron do subnível p
3d: E= 3+2=5
Obs4: Algumas exceções:
Obs2: No caso da energia ser igual para dois ou mais
Elemento Configuração Configuração
subníveis, o mais energético será o de maior nº quântico
químico teórica verdadeira
principal. 2 9 1 10
Cu (Z=29) ...4s 3d ...4s 3d
2 9 1 10
Camadas Nº quântico Nº total de DIAGRAMA DE Ag (Z=47) ...5s 4d ...5s 4d
2 14 9 1 14 10
principal (n) elétrons PAULING Au (Z=79) ...6s 4f 5d ...6s 4f 5d
2 4 1 5
K 1 2 1s
2 Cr (Z=24) ...4s 3d ...4s 3d
L 2 8
2
2s 2p
6 Para as exceções acima, uma explicação é que um orbital
M 3 18
2 6
3s 3p 3d
10 fica mais estável quando preenchido totalmente ou
2 6 10 semipreenchido (pela metade). Assim, as configurações
N 4 32 4s 4p 4d 5 10 7 14
14 d , d , f e f são muito estáveis.
4f
Quimica I 7

8. Pré-Universit
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Dentre as designações para estados quânticos, as que
→ Representação simplificada da distribuição eletrônica
ão NÃO descrevem um estado característico (permitido) para
utilizando o gás nobre que antecede o elemento, em
tilizando um elétron num átomo são:
relação ao número atômico. A) 1 e 4B) 1 e 5C) 2 e 3D) 3 e 4E) 3 e 5
1
Ex: K19 – [Ar] 4s
V- Classificação Periódica
→ Distribuição eletrônica de íons:
1) Considerações gerais:
- Cátions: fazer a distribuição eletrônica do átomo no
estado fundamental e depois retirar os elétrons para formar a) Organização dos elementos:
o cátion, sendo que os primeiros elétrons a saírem são os
, A tabela periódica atual apresenta os elementos em ordem
da camada de valência. crescente de seus números atômicos.
2 2 6 2 6 2 5 2+ 2 2
Ex: 25Mn → 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d , 25Mn → 1s 2s
6 2 6 5
2p 3s 3p 3d b) Períodos (linhas horizontais) correspondem aos níveis
horizontais)-
ou camadas eletrônicas (São 7: K, L, M, N, O, P, Q)
-Ânions:
Ânions: os elétrons ganhos são adicionados Ex: Potássio está localizado na 4ª linh e possui 4
linha
primeiramente na camada de valência. camadas eletrônicas ocupadas.
2- 2 2 6 2 6
Ex: 16S → 1s 2s 2p 3s 3p
c) Grupos A e B- linhas verticais
18 22 26 30
→ Subníveis teóricos: g , h , i , j Cada grupo está dividido em subgrupos. Os subgrupos
relacionam-se com os níveis de maior energia dos
se
EXERCÍCIOS DE Nº QUÂNTICOS E DISTRIBUIÇÃO elementos.
ELETRÔNICA
→ Subgrupo A - Elementos representativos - subníveis de
1) Determine os valores dos números quânticos principal, maior energia: s ou p. Esse subgrupo recebe nomes
secundário, magnético e spin para: especiais, chamados de famílias.
a) o elétron de maior energia do átomo de Zinco (Z=30):
Subgrupo A Nomes das famílias Subníveis de
b) os elétrons de valência do átomo de Zinco (Z=30):
maior energia
(n=nº do
2) O átomo de um elemento químico tem 14 elétrons no 3º
período)
nível energético. Determine para esse elemento químico: 1
a) Sua distribuição eletrônica em subníveis de energia: 1A ou 1 Metal alcalino ns
2
b) Sua distribuição eletrônica em níveis de energia: 2A ou 2 Metal alcalino terroso ns
2 1
c) O número de elétrons no subnível de maior energia: 3A ou 13 Família do boro ns np
2 2
4A ou 14 Família do carbono ns np
2 3
3) Utilizando o respectivo gás nobre, escreva as 5A ou 15 Família do nitrogênio ns np
2 4
distribuições eletrônicas dos seguintes átomos: 6A ou 16 Calcogênios ns np
3+ 2 5
a)38Srb)24Crc)26Fe 7A ou 17 Halogênios ns np
2 6
8A ou Zero Gases nobres ns np (Exceto
2
4) Um dos elétrons do elemento alumínio apresenta como ou 18 He→ns )
números quânticos: n=2, l=1, m=0. Trata-se, portanto, do:
se,
A) 6º elétronB) 5º elétronC) 7º electron Obs: Subnível de maior energia é o último da distribuição
D) 4º elétronE) 8º elétron eletrônica de subníveis em ordem crescente de energia de
Pauling.
5) Considere as afirmações abaixo: O subgrupo A indica o número de elétrons no último nível.
2 2
I- O elemento químico de Z=30 tem 3 elétrons de valência. Ex: ns np - 4 elétrons - 4A
II- Na configuração eletrônica do elemento químico com Z=
26 há 6 elétrons no subnível d. → Subgrupo B - Elementos de transição
2 3
III- 3s 3p corresponde à configuração dos elétrons de
valência do elemento químico de Z= 35 • Elementos de transição externa - subnível de maior
sição
IV- Na configuração eletrônica do elemento químico de Z= energia: d. Corresponde aos elementos que possuem o
21 há 4 níveis energéticos. subnível de maior energia na penúltima camada (n
(n-1).
Estão corretas somente as afirmações: Subgrupo B Subníveis de maior energia
1
A) I e IIB) I e IIIC) II e IIID) II e IVE) III e IV 3B ou 3 (n-1) d
1)
2
4B ou 4 (n-1) d
1)
3
6) Considere os casos: 5B ou 5 (n-1) d
1)
4
6B ou 6 (n-1) d
1)
n l m 5
7B ou 7 (n-1) d
1)
1 3 2 -2 6
8B ou 8 (n-1) d
1)
2 3 1 0 7
8B ou 9 (n-1) d
1)
3 3 0 -1 8
8B ou 10 (n-1) d
1)
4 3 2 0 9
1B ou 11 (n-1) d
1)
5 3 3 -2 10
2B ou 12 (n-1) d
1)
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2
Obs: distribuição genérica em subníveis de energia - ns •Elementos artificiais: Cisurânicos → Tc, Pm, At e Fr
1 a 10
(n-1) d Transurânicos → todos depois do Urânio
• Elementos de transição interna - subnível de maior •Elementos radioativos: todos a part do Polônio (Z>84),
partir
energia: f. Correspondem aos elementos que possuem o Tc e Pm
subnível de maior energia na antepenúltima camada (n
(n-2). • Um metalóide (ou semimetal) tem aparência física de um
metal, mas tem comportamento químico semelhante ao de
Séries Subníveis de maior um ametal.
energia •Metais: são dons condutores de calor, eletricidade,
1 14
Lantanídeos (todos no 6º (n-2) f ao (n
(n-2) f maleáveis, dúcteis, sólidos, possuem brilho metálic e
metálico
período) - subgrupo 3B elevadas temperaturas de fusão e ebulição.
1 14
Actinídeos (todos no 7º (n-2) f ao (n
(n-2) f •Ametais: são usados como isolantes.
período) - subgrupo 3B •Exceções: Bi- metal mau condutor de corrente elétrica
C grafite- ametal bom condutor de corrente elétrica
2 Iodo sólido e Carbono diamante possuem brilho
Obs1: distribuição genérica em subníveis de energia - ns
1 a 14
(n-2) f
Obs2: Exceções: Lu e Lr não possuem o elétron 5) Propriedades periódicas dos elementos químicos:
diferenciador no subnível f e sim, no subnível d.
Obs3: Os elementos de transição possuem a camada de 5.1) Raio atômico (↓←):
2 Em uma família, o raio atômico aumenta de cima para
valência ns .
baixo, conforme aumenta o número atômico e o número de
2) Relações entre as configurações eletrônicas e as camadas eletrônicas.
posições na Tabela Periódica: Em um período, o raio aumenta da direita para a esquerda,
conforme diminui o número atômico e, com isso, diminui a
atração núcleo-eletrosfera.
a) Raio do átomo x raio do cátion:
O raio do átomo sempre é maior que o seu respectivo
3+
cátion. Ex: 13Al>13Al
b) Raio do átomo x raio do ânion:
O raio do átomo sempre é menor que o seu respectivo
2-
ânion. Ex: 16S<16S
c) Série de íons isoeletrônicos:
Numa série de íons isoeletrônicos, terá o maior raio o íon
que tiver o menor número atômico.
+ 3+
Ex: 11Na >13Al
5.2) Eletropositividade ou Caráter metálico (
2) (↓←):
É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em
3) Estados físicos dos elementos: comparação a outro átomo.
Temperatura: 25ºC e Pressão: 1atm Quanto maior for o raio atômico, maior será a
Líquidos: Hg e Br eletropositividade.
Gasosos: H, F, O, N, Cl e gases nobres
Sólidos: os demais 5.3) Eletronegatividade ou Caráter não metálico (
(↑→):
É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons,
apacidade
4) Classificação dos elementos em: Metais, Semimetais,
) em comparação a outro átomo.
Ametais, Hidrogênio e Gases Nobres: Será mais eletronegativo o elemento que tiver o menor raio
atômico (maior atração núcleo
núcleo-eletrosfera).
O responsável pela capacidade do átomo atrair elétrons é
o núcleo.
O núcleo irá atrair os elétrons para a camada de valência
o
do átomo, uma vez que as camadas internas já estão
ocupadas.
5.4) Energia ou Potencial de Ionização (
(↑→):
É a energia necessária para retirar um elétron de um
átomo (ou íon) isolado, na fase gasosa.
+
X(g) + energia → X (g) + e
A energia de ionização aumenta conforme o raio diminui.
Os gases nobres são os elementos de maiores valores de
Características dos elementos: energia de ionização e os metais alcalinos os de menores
potenciais.
A energia necessária para retirar dois ou mais elétrons de
um mesmo átomo é chamada de 2º potencial de ionização
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(2ºPI), 3º potencial de ionização (3ºPI), e assim E) O subnível mais energético não está situado no nível de
sucessivamente. Os valores são crescentes em valência.
decorrência da diminuição do raio e do aumento d
da
atração núcleo-eletrosfera. Assim podemos resumir:
eletrosfera. 4) O terceiro período da Classificação Periódica dos
1ºPI<2ºPI<3ºPI<4ºPI<... elementos contém 8 elementos que, representados pe pelos
seus símbolos e números atômicos, são os seguintes:
5.5) Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade (
(↑→): 11Na; 12Mg; 13Al; 14Si; 15P; 16Si; 17Cl; 18Ar
É a energia liberada quando um átomo neutro e isolado Todos apresentam elétrons distribuídos em três níveis de
(na fase gasosa) captura um elétron. energia. Com base nessas informações, é correto afirmar
-
X(g) + e → X (g) + energia que, em relação a tais elementos:
A afinidade eletrônica aumenta conforme diminui o raio
de A) A eletronegatividade diminui com a diminuição de seus
etronegatividade
atômico. raios atômicos.
B) A eletronegatividade aumenta com o aumento de seus
5.6) Reatividade ou Atividade Química (↓← e ↑→):
↓← raios atômicos.
Vários fatores influem nas reações químicas, entretanto, C) O potencial de ionização diminui com o aumento de
para reações comuns, podemos observar o seus raios atômicos.
comportamento das substâncias simples através da D) O potencial de ionização aumenta com o aumeaumento de
classificação periódica: seus raios atômicos.
E) Nem a eletronegatividade nem o potencial de ionização
- Quanto maior a eletropositividade, maior a reatividade dependem da variação de seus raios atômicos.
(↓←)
- Quanto maior a eletronegatividade, maior a reatividade 5) Na classificação periódica, considerando
considerando-se uma
(↑→) sequência de elementos de transição, dispostos em ordem
crescente de números atômicos, pode
pode-se concluir que os
Escala de reatividade dos metais: elétrons vão sendo acrescentados sucessivamente na:
Alc- AlcTerr- Al- Zn- Fe- Ni- Sn- Pb- h- bi- cu- Ag- Hg- Au-
- A) última camada eletrônica
Pt B) penúltima camada eletrônica
C) antepenúltima camada eletrônica
eletropositividade crescente D) última ou penúltima camada eletrônica
E) penúltima ou antepenúltima camada eletrônica
Escala de reatividade dos ametais:
F- O- Cl- Br- I- S 6) Considere as seguintes configurações fundamentais do
último nível de energia (nível de valência) dos átomos
eletronegatividade crescente neutros X e Y:
1 2 5
Átomo X – 2s Átomo Y – 2s 2p
Exemplo: Mg + HgSO4 → MgSO4 + Hg Com base nessas configurações, é possível afirmar que:
e
A) o átomo X é maior que Y.
EXERCÍCIOS DE CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA B) o átomo ganha elétron mais facilmente.
C) o átomo Y perde elétron mais facilmente.
1) Qual é o número atômico do elemento químico do quinto D) ambos são gases nobres.
período da classificação periódica e que apresenta 10 E) X e Y pertencem a períodos diferentes na classificação
elétrons no quarto nível energético? periódica.
A) 22B) 40 C) 38 D) 46 E) 48
7) Um ânion monovalente tem configuração eletrônica
2 2 6
2) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações 1s 2s 2p . O átomo neutro correspondente a este íon
eletrônicas em suas camadas de valência: pertence a um elemento:
2 3 2 5 2
I- 3s 3p II- 4s 4p III- 3s A) alcalino, do 3º período.
Com base nestas informações, assinale a afirmativa B) gás nobre, do 2º período.
errada: C) de transição, do 5º período.
A) O elemento I é um não metal. D) halogênio, do 2º período.
B) O elemento II é um halogênio. E) alcalino terroso, do 3º período.
lino
C) O elemento III é um alcalino terroso.
D) Os elementos I e II pertencem ao terceiro período da 8) Assinale as afirmativas corretas com base na tabela
tabela periódica. periódica, nos elementos químicos e suas propriedades.
E) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da I- O elemento químico cujo elétron diferenciador apresenta
tabela periódica. números quânticos: 3, 2, -1, -1/2, está localizado no 4º
1,
período e no subgrupo 4B.
3) Com relação a um átomo que tem o subnível mais II- Sendo X e Y elementos químicos situados no 3º
5 3+ 1-
energético representado pela notação 3p podemos período, X tem raio iônico menor que Y .
afirmar corretamente: III- A diferença entre as primeiras energias de ionização do
A) Possui 4 níveis de energia ocupados com elétrons. Lítio e do Césio é menor que zero.
B) Possui 5 elétrons de valência. IV- Quando há liberação de energia na adição de um
C) Recebendo 1 elétron completa o subnível de valência.
) elétron a um átomo neutro, o íon resultante é mais estável
D) Seu número atômico é 15. que o átomo original.
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V- O Hidrogênio pertence ao grupo 1ª devido às B) Apenas as afirmativas II e IV são corretas.
semelhanças químicas com os demais membros do grupo. C) Apenas as afirmativas I, III e V são corretas.
D) Apenas as afirmativas I, II e IV são corretas.
s
Marque como resposta uma das opções a seguir: E) Apenas as afirmativas II, III e IV são corretas.
A) Apenas as afirmativas I e II são corretas.
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
(Adaptado da Sociedade Brasileira de Química - 1999)
VI- Funções Inorgânicas: P.E. baixo → volátil → Ex: Ex: H2SO4 – P.E.= 340°
C
1ª Função: Ácidos c) Classificação quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis:
a) Definição: Segundo Arrhenius, ácido é toda espécie que
+
em solução aquosa libera íons H , com formação do cátion Classificação Exemplos
+
H3O (hidrônio ou hidroxônio). Esse processo é chamado Monoácido ou HCl, HNO3
de reação de ionização. monoprótico
+ -
Diácido ou diprótico H2CO3, H2S
Exemplos: HCl + H2O → H3O + Cl
+
H2SO4 + 2H2O → 2H3O + SO4
2- Triácido ou triprótico H3PO4, H3BO3
Tetraácido ou tetraprótico H4P2O7, H4SiO4
Existem ainda as teorias de Lewis e de Bronsted
Bronsted-Lowry:
Lewis: ácido aceita par de elétrons. d) Classificação quanto à presença de oxigênios /
Bronsted-Lowry: ácido doa próton. Nomenclaturas
b) Volatilidade dos ácidos: • Hidrácidos- ácidos não oxigenados → H + ametal
Nomenclatura: nome do ametal + terminação ÍDRICO. Ex:
P.E. alto → fixo → Ex: HCl – P.E.= -85°
C HCl – ácido clorídrico
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Formulação: Fortes (α praticamente 100%): Hidróxidos formados por
+1 -2
Ex: Ácido sulfídrico → H 2S 1 → H2S matais alcalinos e alcalinos terrosos.
Exemplo: a 18° o NaOH possui α = 95%
C,
• Oxiácidos- ácidos oxigenados → H + ametal + O ou H +
metal (Cr ou Mn) + O ou H + semimetal + O Fracas (α inferior a 5%): Todos os outros hidr
hidróxidos.
Nomenclatura: Ex: HClO2 – ácido cloroso (nox do cloro +3) Exemplo: NH4OH possui α = 1,5%
Nox Prefixo Sufixo
• De acordo com a solubilidade em água:
+1/+2 HIPO OSO
+3/+4 OSO Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e NH4OH.
tais
+5/+6 ICO Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalinos terrosos.
+7 PER ICO Praticamente insolúveis: todos os demais hidróxidos.
Ânion Ácido Ânion Nome Ácido Nome c) Nomenclaturas:
-
ato ico NO3 nitrato HNO3 ácido
• Quando o cátion possui Nox fixo: hidróxido de + nome do
nítrico
- cátion
eto ídrico Cl cloreto HCl ácido
Exemplos:
clorídrico
- NH4OH – hidróxido de amônio
ito oso ClO2 clorito HClO2 ácido
NaOH – hidróxido de sódio
cloroso Zn(OH)2 – hidróxido de zinco
• Quando o cátion possui Nox variável: hidróxido de (nome
e) Classificação quanto à força (grau de ionização): do cátion) + Nox em algarismo romano do cátion ou
hidróxido + nome do metal + os sufixos oso (Nox menor)
HIDRÁCIDOS FORÇA ou ico (Nox maior).
HCl, HBr, HI Forte Exemplos:
HF Semiforte ou moderado Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Outros Fraco Pb(OH)4 – hidróxido plúmbico ou hodróxido de chumbo IV
CuOH – hidróxido cuproso ou hidróxido de cobre I
OXIÁCIDOS FORÇA
3ª Função: Sais
Nº O – Nº Hi
3 Forte
a) Definição: Sais são compostos iônicos que possuem,
2 Forte +
pelo menos, um cátion diferente de H e um ânion
1 Semiforte ou moderado -
diferente de OH .
0 Fraco Metal + radical do ácido → Sal
2ª Função: Bases b) Principal processo de obtenção: São obtidos através
das reações de neutralização ou salificação. O cátion da
a) Definição: São compostos que apresentam o ânion base e o ânion do ácido formam o sal.
- +
hidroxila (OH ) ligado a cátion metálico ou amônio (NH4 ). ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Exemplos: NaOH, NH4OH
Segundo Lewis: doam par de elétrons. c) Classificação e Nomenclaturas:
ação
Segundo Bronsted-Lowry: aceitam próton.
Lowry:
• Sal normal ou neutro – Reação de neutralização total:
Obs1: Os hidróxidos são compostos iônicos e, por isso, Dizemos que uma reação é de neutralização total quando
quando dissolvidos em água, ocorre dissociação iônica + -
todos os H do ácido reagem com todos os OH da base.
(Teoria de Arrhenius). Exemplos: NaOH + H2O → NaCl + H2O
+ -
Ex: NaOH(s) → Na (aq) + OH (aq) Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O
Obs2: Apenas uma base resulta de uma reação de Nomenclatura de sais neutros:
ionização e não de uma dissociação iônica. É o hidróxido A nomenclatura dos ânions é feita trocando
trocando-se a
de amônio ou amoníaco. terminação do nome do ácido:
+ -
NH3(g) + H2O(l) ↔ NH4 (aq) + OH (aq)
Por uma questão de simplicidade, a representação é como ÀCIDO ÂNION
NH4OH, embora seja uma solução aquosa de NH3(g). ÍDRICO ETO
OSO ITO
b) Classificação dos hidróxidos: ICO ATO
• De acordo com o nº de hidroxilas: Exemplos:
Monobase → Ex: NaOH, Dibase →Ex: Ca (OH)2, Tribase
Ex:
→Al(OH)3, Tetrabase →Ex: Pb(OH)4 2KOH + H2S → K2S + H2O
H2S – ácido sulfídrico
α):
• De acordo com o grau de dissociação (α): K2S – sulfeto de potássio
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Al(OH)3 + 3HBrO3 → Al(BrO3)3 + 3H2O São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um
HBrO3 – ácido brômico metal com baixo número de oxidação (+1 e +2). Os óxidos
Al(BrO3)3 – bromato de alumínio básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de
eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio
• Sal ácido ou hidrogenossal – Reação de neutralização (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam
parcial do ácido: estado físico sólido.
Quando um di, tri ou tetrácido reage com uma base e nem Exemplos:
todos os hidrogênios ionizáveis são neutralizados. Na2O - óxido de sódio
Exemplos: CaO - óxido de cálcio
NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
H2CO3 – ácido carbônico Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)
NaHCO3 – hidrogenocarbonato de sódio ou carbonato FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)
ácido de sódio ou bicarbonato de sódio
Reações:
LiOH + H3PO4 → LiH2PO4 + H2O
H3PO4 – ácido fosfórico Reagem com a água formando uma base e com ácidos
LiH2PO4 – dihidrogenofosfato de lítio ou fosfato diácido de formando sal e água (neutralizando o ácido).
lítio Exemplos:
Na2O + H2O 2NaOH
• Sal básico ou hidroxissal – Reação de neutralização CaO + H2O Ca(OH)2
parcial da base Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O
Quando uma di, tri ou tetrabase reage com um ácido e 3FeO + 2H3PO4 Fe3(PO4)2 + 3H2O
nem todas as hidroxilas são neutralizadas.
Exemplos: • Óxidos Ácidos ou Anidridos
Ca(OH)2 + HClO2 → Ca(OH)ClO2
HClO2 – ácido cloroso São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um
Ca(OH)ClO2 – hidroxiclorito de cálcio ou clorito básico de ametal ou metal com alto número de oxidação (nox +5 +6
cálcio +7) . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de
eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não
Fe(OH)3 + HMnO4 → Fe(OH)2MnO4 + H2O é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por
HMnO4 – ácido permangânico isso, são chamados anidridos de ácidos.
Fe(OH)2MnO4 – dihidroxipermanganato de ferro III ou Exemplos:
permanganato dibásico de ferro III CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou
anidrido carbônico
d) Teoria de Arrhenius: Os sais são compostos iônicos e SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou
quando dissolvidos em água, ocorre dissociação iônica. anidrido sulfuroso.
Exemplos: SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou
LiF(s) → Li(aq) + F(aq) anidrido sulfúrico.
+ -
NaCl(s) → Na (aq) + Cl (aq) Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido
+ -
KNO3(s) → K (aq) + NO3 (aq) hipocloroso.
Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido
e) Características ácido-base das soluções salinas:
base perclórico.
Observar a força do ácido e da base que deram origem ao Reações:
sal.
•Ácido forte + Base fraca → solução ácida (pH<7)
ão → Reagem com água formando um ácido oxigenado e com
Exemplo: NH4NO3 bases formando sal e água (neutralizando a base).
•Ácido fraco + Base forte → solução básica (pH>7)
ão → Exemplos:
Exemplo: KCN SO2 + H2O H2SO3
•Ácido forte + base forte → solução neutra (pH=7)
ão → P2O5 + 3H2O 2H3PO4
Exemplo: NaCl SO2 + 2KOH K2SO3 + H2O
•Ácido fraco+ Base fraca → deve-se avaliar os valores
se de N2O3 + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 + H2O
Ka e Kb através de dados experimentais.
• Óxidos Anfóteros
4ª Função: Óxidos
São óxidos de metais de transição e semisemi-metais, que
a) Definição: São compostos binários em que o oxigênio é apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes
o elemento mais eletronegativo. de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo
Exceções: OF2 ou O2F2 sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias
entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se
b) Classificação e Nomenclaturas: comportar como óxidos ácidos e como básicos. A estrutura
dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular.
• Óxidos Básicos
Exemplos:
SnO óxido de estanho II
Quimica I 13

14. Pré-Universit
iversitário Popular da UFF
SnO2 óxido de estanho IV São associações de uma molécula de O2 (oxigênio
-2
Fe2O3 óxido de ferro III atômico) com uma de O2 (peróxido), assim, o oxigênio
ZnO óxido de zinco tem nox igual a -1/2.
Al2O3 óxido de alumínio Exemplos:
Na2O4 ou NaO2 superóxido de sódio
Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn,
independente de seus números de oxidação, são EXERCÍCIOS DE FUNÇÕES INORGÂNICAS
classificados como óxidos anfóteros.
1- Indicadores são substâncias que apresentam a
Reações: propriedade de mudar de cor em função da acidez ou
basicidade do meio em que se encontram. Em três
Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do experimentos diferentes, misturou
misturou-se uma solução aquosa
óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal
se de HCl com uma solução aquosa de NaOH. As soluções
e água também (neste caso o metal formador do óxido de ambos os reagentes apresentavam a mesma
bos
torna-se o ânion do sal). Exemplos: concentração em mol/L. Após a mistura acrescentou
acrescentou-se
ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O um determinado indicador, obtendo
obtendo-se os seguintes
ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O resultados:
Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O Experi- Experi- Experi-
Alguns dos ânions formados são: mento 1 mento2 mento 3
-2
ZnO2 zincato
-
AlO2 aluminato Reagentes 2mL de 2mL de 2mL de
-2
SnO2 estanito HCl + HCl + HCl +
-2
SnO3 estanato 1mL de 2mL de 3mL de
-2
PbO2 plumbito NaOH NaOH NaOH
-2
PbO3 plumbato
-3
AsO3 arsenito
-3
AsO4 arseniato Cor do amarelo verde azul
indicador
• Óxidos Neutros
a) Considerando esses três experimentos, que cor esse
São óxidos que não apresentam características ácidas indicador apresentará em contato com o suco de limão,
nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, que possui uma apreciável concentração de substâncias
nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ácidas? Justifique.
ou básico não significa que sejam inertes. São formados
m b) Que cor apresentará o indicador se misturarmos os
por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente
metais reagentes do experimento 1 com os reagentes do
apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:
se experimento 3? Justifique
CO óxido de carbono II
NO óxido de nitrogênio II ou óxido nítrico
N2O óxido de nitrogênio I ou óxido nitroso
• Óxidos Duplos ou Mistos
São aqueles que originam dois óxidos ao serem
aquecidos.
Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto
formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas
com nox diferentes, e mais água.
Exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4
Exemplo de reação: Fe3O4 +8 HCl → 2FeCl3 + FeCl2 +
4H2O
Peróxidos
São os óxidos formados por cátions das famílias dos
metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e
pelo oxigênio com nox igual a -1.
Exemplos:
H2O2 peróxido de hidrogênio
Na2O2 peróxido de sódio
BaO2 peróxido de bário
Superóxidos
Quimica I 14