Manual de quínica 2ª parte

Ensino Médio
2ª Série
Apostila 2

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Química Apostila I - CEESVO
Caro Aluno:
Seja bem-vindo ao curso de Química.
A Química é a ciência que estuda os materiais que constituem a natureza, sua
composição e preparação, as transformações que sofrem, as energias envolvidas nesses
processos e a produção de novos materiais. A Química está presente em todas as atividades
da humanidade. Muitas vezes informações imprecisas, como “este alimento não contém
química”, ou alarmistas como “a energia nuclear mata”, levam o homem a “ter uma
visão distorcida” da Química. É necessário, portanto, fazer uma análise dos benefícios e
malefícios que essa ciência traz.
É impossível imaginarmos um mundo privado de combustíveis, medicamentos,
fertilizantes, pigmentos, alimentos, plásticos etc., produtos fabricados em indústria
química.
Os problemas que podem surgir dependem da forma de produção e aplicação desses
produtos, e o homem, como usuário, deve estar consciente de seus atos. Vamos então
buscar conhecimentos na Química e exercitar o pensar para o melhor aproveitamento
dessas informações.
Instruções para as Atividades:
1 - Trace uma meta, seja disciplinado e determine seu objetivo de conclusão do curso;
2 - Com muita paciência e amor leia atentamente os capítulos das apostilas;
3 - Anote no caderno as dúvidas e sempre que for necessário consulte o dicionário e o
glossário no final da apostila;
4 - Caso tenha dúvidas com o conteúdo da matéria que estiver estudando, consulte
um dos professores de Química;
5 - Você poderá acessar as apostilas pelo site www.ceesvo.com.br;
6 - É obrigatório o cuidado com a apostila, mantendo-a limpa (sem rabiscos a lápis ou
caneta) e em perfeitas condições de uso.
Deus o abençoe e bons estudos!!!
Equipe de Química e Ciências.

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Capítulo 1
Tabela Periódica: O Estudo da Tabela Periódica.
Química Apostila II - CEESVO

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1 – Histórico
O ponto de partida para criação da tabela periódica foi a descoberta individual dos
elementos químicos. Embora os elementos tais como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn),
cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade,
a primeira descoberta científica de um elemento ocorreu somente em 1669, quando o
alquimista Henning Brand descobriu o fósforo (P). Durante os 200 anos seguintes,
um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus
compostos foi sendo adquirido pelos químicos e, com o aumento do número de elementos
descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de como reconhecer as propriedades e
desenvolver esquemas de classificação.
A primeira classificação foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso
possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando, assim, se
seriam ou não metálicos, o que não representava grande coisa na realidade. A lista de
elementos químicos que tinham suas massas atômicas conhecidas foi preparada por John
Dalton no início do século XIX, mas muitas das massas atômicas adotadas por Dalton
estavam longe dos valores atuais devido à ocorrência de erros. Os erros foram corrigidos
por cientistas que, então, possuíam melhores e mais precisos métodos para análises – e o
desenvolvimento de tabelas dos elementos e suas massas atômicas centralizaram o estudo
sistemático da química.
Os elementos não estavam listados em qualquer arranjo ou modelo periódico,
mas simplesmente ordenados em ordem crescente de massa atômica cada um com suas
propriedades e seus compostos. Os químicos, ao estudarem essa lista, concluíram que ela
não estava muito clara: por exemplo, os elementos cloro (Cl), bromo (Br) e iodo (I) que
possuem propriedades químicas semelhantes diferiam muito quanto às suas massas
atômicas, respectivamente 17, 35 e 53, e assim ficavam muito separados. Em 1829, Johann
W. Doerbereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos de
três em três formando as “tríades”; as quais também estavam separadas pelas massas
atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atômica do
elemento central da tríade era, supostamente, a média das massas atômicas do primeiro e
terceiros membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em
tríades.
Um segundo modelo foi sugerido em 1864 por John A. R. Newlands, um professor de
química no City College em Londres. Sugeria-o que os elementos fossem arranjados
num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito na ordem crescente de suas massas
atômicas. Este modelo, embora agrupasse elementos como o lítio, sódio e potássio não
atendiam ao grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, ou dos metais comuns como o ferro
e o cobre. A idéia de Newlands foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos
da escala musical e ele teve recusada a publicação do seu trabalho periódico sobre a perio-
dicidade de metais. Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se pudesse
relacionar, de uma forma consistente, elementos químicos, suas propriedades químicas
e suas massas atômicas. A base teórica segundo a qual os elementos químicos estão,

6
arranjados atualmente – número atômico e teoria quântica – era completamente desconhe-
cida naquela época.
A organização da tabela periódica foi desenvolvida não teoricamente, mas com base
na observação química de seus compostos, por Dimitri Ivanovich Mendeleyev.
Por volta de 1860 ainda se conheciam apenas pouco mais de 50 elementos químicos.
O russo Dimitri Ivanovich Mendeleyev e o alemão Lothar Meyer, trabalhando independen-
temente, descobriram que alguns tinham propriedades químicas e físicas semelhantes.
Esses elementos de propriedades semelhantes foram colocados no mesmo grupo conforme
sua massa atômica. Assim, fizeram a primeira tabela periódica. Observe os seguintes
elementos (hoje agrupados segundo seu número atômico, e não segundo sua massa):
Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, Medeleyev
organizou os elementos na forma da tabela periódica atual e criou uma carta
para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento,
a massa atômica de todas as suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em
uma mesa, fez um verdadeiro quebra-cabeça organizando e agrupando os elementos de
propriedades semelhantes. Formou-se, então, a tabela periódica. A vantagem da tabela
periódica de Mendeleyev sobre as outras é que esta exibia semelhanças como um todo e
não apenas em pequenos conjuntos como as tríades. Mostraram-se semelhança numa rede
de relações vertical, horizontal e diagonal. Analisando estas diversas redes, Mendeleyev
chegou a prever as propriedades de elementos químicos que nem mesmo tinham sido
descobertos ainda. Para que não houvesse intromissão sua nos trabalhos alheios, os
supostos Mendeleyev elementos que deveriam existir com determinadas propriedades
não recebiam nenhum nome; ao invés disso, ele dava os prefixos sânscritos – eka (um),
dwi (dois), tri (três) e assim por diante – aos nomes dos elementos análogos inferiores.
Para se ter uma idéia das previsões de Mendeleyev, a tabela abaixo relaciona
algumas das propriedades previstas para o Eka - silício(Es), prognosticado em 1871, e as
propriedades previstas observadas no Germânio (Ge), descoberto em 1836.
Elementos e Massa Atômica Propriedades
Li (Lítio) - 3 São metais moles
Na (Sódio) - 11 Reagem violentamente com água
K (Potássio) - 19
Eka - silício ( Es) Germânio (Ge)
Peso atômico: 73
Peso específico: 5,5
Volume atômico: 13
Peso atômico: 72,6
Peso específico: 5,47
Volume atômico: 13,2

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Mendeleyev não acertou só na previsão do germânio, mas também de outros
elementos ainda desconhecidos até então. Em 1906, Mendeleyev recebeu o Prêmio Nobel
por este laborioso trabalho.
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley enunciou a “Lei periódica” que diz:
“As propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números
atômicos”. Descobriu que o número de prótons no núcleo de um determinado átomo era
sempre o mesmo e criou, então, o conceito de “número atômico”, como identidade de
determinado átomo. Considerando que não existem dois elementos com o mesmo número
atômico, Moseley rearranjou a tabela de acordo com o número atômico; ordenando-os em
ordem crescente de número atômico. Com isto, os problemas que ainda existiam na tabela
de Mendeleyev desapareceram. Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna
está baseada no número atômico dos elementos, sem, contudo, abandonar conceitos
originais. O modelo hoje adaptado inclui as novas descobertas e os novos resultados que
foram sendo obtidos.
A última maior alteração sofrida pela tabela periódica resultou do trabalho de
Glenn Seaborg, na década de 50. A partir da descoberta do plutônio, em 1940, Seaborg
descobriu todos os elementos transurânicos (elementos de número atômico 94 a 102);
reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actinídeos abaixo dos lantanídeos.
Em 1951, Seaborg recebeu o Prêmio Nobel em química pelo seu trabalho e, em sua
homenagem, o elemento 106 da tabela periódica recebeu o nome de seaborgium.
2 – Tabela Periódica:
2.1 - Classificação Periódica dos Elementos Químicos
A tabela periódica organiza os elementos em grupos, que são as colunas e
períodos, que são as linhas horizontais. O sistema de numeração usada atualmente é
recomendado pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC).
Cada uma das linhas (horizontais) recebe o nome de “Período”. Todos os elementos
classificados num mesmo período têm o mesmo número de níveis ou camadas eletrônicas
(K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O = 32, P = 18 e Q = 2).
Observe a tabela na página seguinte.
Fonte: Estrutura da Matéria / Vera Lúcia D. Novais - Ed. Atual.

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Os períodos são numerados de acordo com o número de níveis eletrônicos de 1 a 7,
de cima para baixo. Assim, o hidrogênio (H) e o hélio (He) estão situados no primeiro
período, enquanto que o frâncio (Fr) está localizado no sétimo período. À exceção
do primeiro, os períodos começam com um metal e terminam com os gases nobres. Os
períodos diferem em comprimento, variando de 2 elementos, no primeiro período, o mais
curto, a 32 elementos no sexto período, o mais longo.
1º período Até o nível K
2º período Até o nível L
3º período Até o nível M
4º período Até o nível N
5º período Até o nível P
6º período Até o nível O
7º período Até o nível Q
Cada coluna (na vertical) recebe o nome de “Grupo” ou “Família“, e os elementos
de uma mesma família apresentam a mesma distribuição eletrônica na camada de valência
e propriedades químicas semelhantes.
A numeração dos grupos ou famílias é feita em algarismos arábicos de 1 a 18,
crescendo da esquerda para a direita. Apesar disso, ainda é comum usar o sistema de
numeração antigo, onde existiam as famílias A e as famílias B.
1 Período - K
2 Período - L
3 Período - M
4 Período - N
5 Período - O
6 Período - P
7 Período - Q
Lantanídeos
Actinídeos

9
1 18
K H 2 13 14 15 16 17 He
L Be B C N O F
M 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
N Se Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
O
P
Q
Lantanídeos
Actinídeos
Numeração atual das
famílias ou grupos
Numeração antiga das
famílias ou grupos
Nomes das famílias
1 1 A ou I A Metais alcalinos
2 2 A ou II A Metais alcalinos terrosos
3 3 B ou III B Grupo do Escândio
4 4 B ou IV B Grupo do Titânio
5 5B ou V B Grupo do Vanádio
6 6 B ou VI B Grupo do Cromo
7 7 B ou VII B Grupo do Manganês
8 8B ou VIIIB (1ª coluna) Grupo do Ferro
9 8B ou VIIIB (2ª coluna) Grupo do Cobalto
10 8B ou VIIIB (3ª coluna) Grupo do Níquel
11 1 B ou I B Grupo do Cobre
12 2 B ou II B Grupo do Zinco
13 3 A ou III A Grupo do Boro
14 4 A ou IV A Grupo do Carbono
15 5 A ou V A Grupo do Nitrogênio
16 6 A ou VI A Calcogênios
17 7 A ou VII A Halogênios
18 Zero, 8 A ou VII A Gases Nobres (raros/inertes)

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Alguns autores consideram a posição do hidrogênio como pertencendo ao grupo 1,
por apresentar algumas semelhanças com os metais alcalinos, como ter um único elétron
no nível de valência. Outros o colocaram como se pertencesse ao grupo 17, devido à
formação de íon H+
(hidretos) e pelo fato de que o hidrogênio não é um metal. O elemento
encontra-se isolado em algumas tabelas periódicas, não estando situado em nenhum grupo.
De qualquer forma, na maioria das tabelas, ele está localizado no grupo 1, mas em uma cor
diferente dos demais desta família.
Os elementos podem ser: Metais (possuem todas as propriedades metálicas, como o
brilho característico, tipo de ligação, etc.), Não-metais ou Ametais (elementos que não
possuem nenhuma semelhança com os metais e, geral, são gasosos), Semi-metais ou
Metalóides (elementos que possuem propriedades de metais e de não-metais) e Gases
nobres (gases que, por possuírem o último nível de valência completo, não são capazes de
estabelecerem ligações químicas com outros elementos, exceto em casos especiais).
Na tabela periódica há subdivisões, ou subgrupos. Podem-se subdividir os
elementos de acordo com as famílias ou grupos. Normalmente, cada família recebe um
nome (de acordo com as propriedades gerais dos elementos que a compõe); quando não
tem, o grupo em questão é referido de acordo com o primeiro elemento da coluna.
2.2 – Características dos Grupos ou Famílias
A classificação em grupos ou família pode ser assim resumida:
• Grupo 1 - Grupo dos Metais Alcalinos: todos eles, à exceção do hidrogênio,
reagem com a água formando o hidróxido correspondente. Todos os elementos
deste grupo tendem a perder o único elétron de seu último nível, tornando-se,
assim um cátion de carga +1; assim, a configuração eletrônica na camada de
valência é de 1 elétron. Esse grupo está composto por: Hidrogênio (H), Lítio
(Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr).
• Grupo 2 - Grupo dos Metais Alcalino-Terrosos. O nome do grupo data da época
dos alquimistas medievais, que denominam as substâncias que não se fundiam e
não sofriam transformações com o calor, com os meios de aquecimento da
época, de “terrosos”. Todos os elementos deste grupo tendem a perder os dois
elétrons de seu último nível, tornando-se assim, um cátions de carga +2. A
configuração eletrônica na camada de valência é de 2 elétrons. Compõe o grupo:
Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba) e Rádio
(Ra).
• Grupos 3 a 12 - Grupos dos Metais de Transição: assim denominados devido ao
fato de terem o último nível completo, enquanto que o penúltimo fica incomple-
to.

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• Grupo 13 - Também chamado “subgrupo do boro”, já que este é o primeiro
elemento do grupo. O boro é o único metalóide existente neste grupo, todos os
demais são metais. Seus elementos possuem a configuração da camada de valência
com 3 elétrons. Esse grupo é composto por: Boro (Br), Alumínio (Al), Gálio (Ga),
Índio (In) e Tálio (Tl).
• Grupo 14 - Também chamado “subgrupo do carbono”. O carbono é um dos
principais elementos. Devido ao fato dele poder estabelecer um infinito número de
ligações, ele pode formar milhares (senão milhões) de compostos. Neste grupo, o
carbono é o único ametal. O silício e o germânio são metalóides, e os demais são
metais. Os elementos deste grupo possuem a configuração eletrônica com 4
elétrons na última camada, o que lhes confere a possibilidade de estabelecerem
quatro ligações ao mesmo tempo. É composto por: Carbono (C), Silício (Si),
Germânio (Ge), Estanho (Sn) e Chumbo (Pb).
• Grupo 15 - Também chamado “subgrupo do nitrogênio”. Neste grupo, o nitrogênio
e o fósforo são os únicos ametais, o arsênio é semi - metal e os demais são metais.
A configuração eletrônica da camada de valência com 5 elétrons. É composto por:
Nitrogênio (N), Fósforo (P), Arsênico (As), Antimônio (Sb) e Bismuto (Bi).
• Grupo 16 - Grupo dos calcogênios: O nome calcogênio significa “gerador de cal”,
isso porque se tinha como norma de que, quando se queimava uma substância em
presença de um calcogênio (que, geralmente, era o oxigênio do ar), gerava-se cal.
Na verdade, o que acontecia era uma oxidação de substância, se o fizermos em
presença de enxofre, é muito provável que se forme o sulfeto correspondente.
Todos os elementos deste grupo são não-metais, e o polônio é o único deles que é
radioativo. São caracterizados pela configuração eletrônica na camada de valência
com 6 elétrons. Este grupo é formado por: Oxigênio (O), Enxofre (S), Selênio
(Se), Telúrio (Te) e Polônio (Po).
• Grupo 17 - Grupo dos Halogênios:. O nome halogênios significa “gerador de sal”,
posto que os constituintes deste grupo sejam abundantes em sais marinhos. Eles são
caracterizados pela configuração eletrônica na sua última camada de valência com
7 elétrons. Este grupo é formado por: Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) e
Astato (At).
• Grupo 18 - Grupo dos Gases Nobres. Eles são caracterizados pela configuração
eletrônica na camada de valência com 8 elétrons com exceção do hélio que tem 2
elétrons. Como possuem a última camada totalmente preenchida de elétrons, estes
elementos são quimicamente inertes. Estes elementos são encontrados na natureza
como gases monoatômicos, não reativos. O grupo dos gases nobres ou raros, ou
ainda, inertes, é formado pelos elementos: Hélio (He), Neônio (Ne), Argônio (Ar),
Criptônio (Kr), Xenônio (Xe) e Radônio (Rn).

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• Série dos Lantanídeos e Série dos Actinídeos: Estes grupos de elementos estão
localizados no grupo 3; os nomes desses dois grupos derivam dos primeiros
elementos de cada um (lantânio e actínio). Devido às suas características, eles são
dispostos à parte na tabela.
O elemento de número atômico 92 (urânio) é o elemento de maior número
atômico encontrado na natureza; com o auxílio de reações nucleares, podem ser obtidos,
artificialmente, elementos de números atômicos superiores a 92. Estes elementos, que
são artificiais, ao contrário dos demais são chamados elementos transurânicos e os
elementos artificiais com número atômico (Z) menor que o do elemento urânio (Z = 92)
são chamados de elementos cisurânicos.
Resumindo, a classificação periódica estabelece, então, a classificação dos elementos
em:
• Metais: bons condutores de calor e eletricidade, sólidos em temperatura ambiente,
com exceção do mercúrio, que é líquido.
• Não-metais ou Ametais: maus condutores de calor e eletricidade, exceto o carbono
na forma de grafite. Sólidos, líquidos ou gasosos na temperatura ambiente.
• Semi-metais: apresentam propriedades de metais e ametais.
• Gases nobres: apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados inertes
até pouco tempo atrás.
1 18
K 2 13 14 15 16 17
L
M 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
N
O
P
Q
Lantanídeos
Actinídeos
Metais Ametais Semi metais Gases nobres

13
Capítulo 2
Ligações Químicas: Ligação iônica, ligação covalente e ligação
metálica.

14
1 - Introdução
Você já sabe que as substâncias são formadas por átomos de elementos químicos,
eles se unem por ligações químicas. Na realidade, as ligações químicas são associações
existentes entre átomos iguais ou diferentes. Os átomos ligam-se uns aos outros para
aumentar a estabilidade química.
Vamos analisar a composição da substância água: é formada pela ligação entre dois
átomos do elemento químico hidrogênio (H) e um átomo do elemento químico oxigênio
(O). A união dos dois átomos de hidrogênio (H) com um átomo de oxigênio (O) forma a
molécula da água (H2O),que aumenta a estabilidade do sistema. Muitas moléculas de água
(H2O) juntas denominamos substância água.
As únicas substâncias formadas por átomos isolados são os gases nobres. Já que
eles não necessitam de ligações químicas entre seus átomos, pois são consideradas
quimicamente estáveis por natureza. Então, enquanto um conjunto formado por átomo
de qualquer gás nobre é estável, um conjunto formado por átomos de quaisquer outros
elementos químicos é instável e adquire estabilidade através de ligações químicas, cuja
natureza vai depender da sua configuração eletrônica (distribuição eletrônica).
Vamos observar na tabela abaixo, a configuração eletrônica dos gases
nobres.
Lembrem-se que são as únicas substâncias formadas por átomos isolados!
ELEMENTO NÚMERO CAMADAS ELETRÔNICAS
QUÍMICO ATÔMICO K L M N O P
Hélio (He) 2 2
Neônio (Ne) 10 2 8
Argônio (Ar) 18 2 8 8
Criptônio (Kr) 36 2 8 18 8
Xenônio (Xe) 54 2 8 18 18 8
Radônio (Rn) 86 2 8 18 32 18 8
O HH

15
Buscando a razão da estabilidade dos gases nobres, observou-se que somente eles
apresentavam oito elétrons na camada de valência (camada mais externa da distribuição
eletrônica). Assim, a estabilidade química desses elementos químicos estão relacionados
com a quantidade de elétrons que eles possuem na camada de valência.
O elemento químico Hélio (He) é o único gás nobre que apresenta apenas dois elétrons
na sua camada de valência.
Já os demais elementos químicos da família dos gases nobres tem oito elétrons
na camada de valência (como mostra a tabela da página 13). Logo, a camada mais externa
da distribuição eletrônica está relacionada à estabilidade química.
Todos os demais elementos químicos têm menos de oito elétrons na camada de
valência (como mostram as tabelas na página 15 e 16), o que deve estar relacionado ao fato
de adquirirem a sua estabilidade garantida, apenas após efetuarem ligações químicas.
Portanto, para terem uma configuração eletrônica estável, isto é, com oito elétrons na
última camada poderá ser através do compartilhamento de elétrons entre átomos ou da
transferência de elétrons de um átomo para outro, isso estabelece a ligações entre os
átomos.
Esta constatação foi proposta em 1916 pelos cientistas Kossel, Lewis e Langmer
dando origem a Teoria do Octeto.
Teoria do Octeto:
Todos os elementos buscam formas de adquirir configurações
eletrônicas (distribuição eletrônica) iguais às dos gases nobres para conseguir
estabilidade química.
He
K
K
L
Ne

16
Observe a tabela com as configurações eletrônicas dos elementos químicos que
pertencem as famílias ou grupos 1, 2, 3, 13, 14, 15, 16, 17 e 18.

17
2 - Ligação Covalente e Ligação Iônica
2.1 - Ligação Covalente
Vamos analisar o elemento químico oxigênio (O).
Este elemento possui Z = 8 (número atômico igual a 8, ou seja possui 8 prótons e
como todo elemento químico da Tabela Periódica está eletricamente neutro, portanto a
quantidade de prótons é igual a de elétrons) assim sabemos que há 8 elétrons no oxigênio.
Logo, sua configuração eletrônica é K = 2 e L = 6, então, na sua camada de valência ele
possui 6 elétrons ou 3 pares de elétrons. Observe a ilustração abaixo.
Para ficar com estabilidade
química terá que se ligar a outro
elemento oxigênio. Observe a
ilustração ao lado.
De maneira que ambos
estão compartilhando 1 par de
elétrons. Observe a ilustração ao
lado.
1 par de elétrons1 par de elétrons1 par de elétrons1 par de elétrons
OOOO
OOOO OOOO

18
Assim, ambos os átomos de oxigênio (O), se ligam compartilhando elétrons da
camada de valência formando a substância gás oxigênio, onde sua representação química
(fórmula) é O2. É um gás incolor, inodoro e insípido. Não é tóxico. É também levemente
magnético. Pode ser condensado em um líquido azul-pálido e comprimido a um sólido
azul-pálido. Nas formas líquida e sólida, ele é fortemente magnético. Prontamente forma
compostos com quase todos os elementos e possui ponto de fusão (P.F.) a -218,79 0
C e
ponto de ebulição (P.E.) -182,97 0
C. É um gás comburente, ou seja, é ele que alimenta a
combustão (queima) da matéria, sem ele não há queima.
O oxigênio (O) é o elemento mais abundante na Terra formando 47,4% da crosta
terrestre e 21% do volume da atmosfera. Praticamente todas as formas de vida requerem
oxigênio, que forma a maior porcentagem dos tecidos de organismos vivos.
Observem outros exemplos!
Procure na tabela da página 15 e 16 onde estão os elementos químicos hidrogênio
(H), cloro (Cl), flúor (F) e o nitrogênio (N) e observe as camadas eletrônicas destes
elementos.
Gás hidrogênio – H2 (Z=1)
K = 1
HH
Gás nitrogênio – N2 (Z = 7)
K = 2
L = 5
N N
Cl
Gás cloro – Cl2 (Z = 17)
K = 2
L = 8
M = 7
Cl
Gás flúor – F2 (Z = 9)
K = 2
L = 7
FF

19
As ligações que ocorrem entre os átomos de hidrogênio, cloro, nitrogênio e flúor são
ligações covalentes, isto é, compartilham elétrons.
2.2 - Ligação Iônica
Para adquirir estabilidade química um átomo perde elétron e o outro recebe, denomi-
namos de ligação iônica.
Numa ligação iônica o número total de elétrons cedidos (doados) é sempre igual
ao número total de elétrons recebidos, isto ocorre na camada de valência que é a última
camada da distribuição eletrônica.
Vamos juntos analisar a substância cloreto de sódio com sua fórmula NaCl, o famoso
componente do sal de cozinha.
• Primeiramente, o cloreto de sódio é constituído por dois elementos químicos o
cloro (Cl) e o sódio (Na).
• O cloro é uma elemento químico que se localiza na família (17) dos halogênios
sendo um ametal (não-metal) que possui 17 elétrons. Já o sódio (Na) se encontra
na família (1) dos metais alcalinos que possui 11 elétrons.
• A configuração eletrônica por camada do cloro (Cl) é K = 2, L = 8 e M = 7, e sua
camada de valência (a última camada da configuração) é a M = 7 elétrons. Porém
a configuração eletrônica do elemento sódio (Na) é K = 2, L = 8 e M = 1, onde sua
camada de valência é a M = 1 elétron.
Sempre que houver necessidade consulte as tabelas da página 15 ou 16
onde estão a distribuição eletrônica de alguns elementos e suas camadas de
valência.
Podemos considerar de uma forma bem simples que os elementos
químicos ametais (não-metais) quando se ligam com ametais (não-metais),
formam ligações químicas covalentes.

20
Quando esses átomos se unem formando a molécula - NaCl - muitas moléculas juntas
originam a substância cloreto de sódio.
• Quando o átomo é neutro eletricamente Z = p = e,
logo o cloro (Cl) possui:
• Número atômico (Z): 17
• Prótons (p):17
• Elétrons (e): 17
K = 2
L = 8
M = 7
Cl K
L
M
• Quando o átomo é neutro eletricamente Z = p = e,
logo o sódio (Na) possui:
• Número atômico (Z): 11
• Prótons (p):11
• Elétrons (e): 11
K = 2
L = 8
M = 1
K
L
M
Na
Cl
K
L
M
O sódio cede um elétron
para o cloro, assim perden-
do a camada de valência
(M = 1) e ficando eletro
positivo (p > e).
O cloro recebe um elétron
na sua camada de valência,
assim completando oito
elétrons (M = 7 + 1 = 8)
e ficando eletronegativo
(p < e).
Na
K
L
M

21
Antes Depois
( Eletricamente neutro p = e) (Adquirindo estabilidade p≠ e)
Elemento
p e p e
Representação
Químico Química
Sódio 11 11 11 10 Na+
Cloro 17 17 17 18 Cl -
Resumindo:
• Os elementos químicos metais que possuem 1, 2 e 3 elétrons na
camada de valência perderão esses elétrons tornando-se íons cátion,
ou seja, um átomo eletropositivo.
• Os elementos químicos ametais que possuem 5, 6 e 7 elétrons na
camada de valência receberão o suficiente para completar 8 elé-
trons, tornando-se íons ânion, ou seja, uma átomo eletronegativo.
Regra geral de formulação dos compostos iônicos:
A
y + x -
yx
B
Sabendo que:
A - íons cátion;
B - íons ânion;
y+
- quantidade de elétrons que perdeu;
x-
- quantidade de elétrons que o átomo
necessita para adquirir estabilidade química
Veja alguns exemplos abaixo:
N
1+ 1 -
11
Cl → Na Cl

22
A
3+ 2 -
32
o2 → Al2O3
óxido de alumínio
H
1+ 1 -
11
Cl → HCl
ácido clorídrico
Um átomo é considerado:
• Monovalente quando o átomo necessita doar ou receber um elétron na camada de
valência;
• Bivalente quando o átomo necessita doar ou receber dois elétrons na camada de
valência;
• Trivalente quando o átomo necessita doar ou receber três elétrons na camada de
valência.
O fato de um átomo perder ou receber elétrons na camada de valência é denominada
íons, por isso, ligação iônica.
O elemento químico que perde elétrons, podendo ser monovalente, bivalente e
trivalente será chamado de íons cátions, pois ficará eletricamente mais positivo
(quantidade de prótons será maior que a de elétrons). Já os elementos que recebem
elétrons podendo ser monovalente, bivalente e trivalente serão chamados de íons ânions,
pois ficarão eletricamente mais negativo (quantidade de prótons será menor que a de
elétrons).
Observe a tabela abaixo onde estão a representação química dos íons cátions e ânions.
Monovalente Bivalente Trivalente
Íons cátion Na+
, K+
, Li+
Mg 2+
,Ca 2+
,Sr 2+
B3+
,Al3+
,Ga3+
Íons ânion F -
, Cl-
,Br-
O 2-
, S 2-
, Se 2-
N 3-
, P 3-
,As 3-

23
Resumindo:
Na ligação iônica ocorre a transferência de elétrons de um átomo
para outro, geralmente entre elementos metais e não-metais (ametais).
Os elementos metais perdem elétrons para os elementos ametais
devido ao grau de diferença da eletronegatividade. Esta ligação
caracteriza-se pela formação de íons positivos (cátions) e íons negativo
(ânions), que se atraem mutuamente, formando compostos de alta
estabilidade química.
3 - Ligação Metálica
Os metais constituem o grupo mais numeroso de elementos químicos, que podem ser
observados na Tabela Periódica.
Como já foi enfatizado na Apostila I, os elementos metais tiveram grande importância
na evolução da humanidade, marcando período, como idade do cobre, idade do bronze,
idade do ferro.
Alguns metais, como sódio (Na) e potássio (K), estão dissolvidos na água do mar. Os
demais precisam ser extraídos de jazidas que se encontram acima ou abaixo da superfície
terrestre, em depósitos. Alguns são tão pouco reativos que é possível encontrá-los em
estado puro, como a prata (Ag), o ouro (Au) e a platina (Pt).
Já em 3000 a.C., os Sumérios sabiam obter cobre e ligá-lo ao estanho, produzindo o
bronze. Assim, substituíram armas e utensílios de pedra por metal. Posteriormente, o
bronze, foi sendo substituído pelo ferro. As flechas de ferro deram muito eficiência a caça,
o uso do ferro no arado, em 1000 a.C., mudou de forma espetacular a agricultura, enquanto
que ferradura e aros de metais em rodas melhoraram os primeiros meios de transportes
terrestres.
Ferramentas de ferro, tais como martelos, serrotes, plainas e pregos implementaram a
construção civil. Isso sem falar dos utensílios domésticos, das armas, etc.
A descoberta de que a adição do carbono ao ferro seria capaz de melhorar ainda mais
suas propriedades, levou o aço a representar um novo salto na utilização dos metais.
Outra propriedade dos metais é sua capacidade de conduzir a corrente elétrica de um
ponto a outro, foi amplamente usada em cabos de cobre, sem os quais não teria sido
possível eletrificar cidades e povoados.
Outros metais importantes são os chamados metais preciosos, como o ouro e a prata,
usados desde a antiguidade na fabricação de jóias e moedas. Há uma variedade de outros
metais, cada um com propriedades específicas, usados para fins especiais:
• Alumínio: usado em veículos e esquadrias (janelas) devido à sua baixa resistência
à corrosão;

24
• Sódio e o mercúrio: usados em lâmpadas incandescentes a vapor;
• Zinco, o cádmio e o mercúrio: usados nas pilhas elétricas;
• Chumbo: usado em placas e paredes graças à sua propriedade de bloquear
radiações;
• Cálcio: muito usado na neutralização da acidez do solo, além de ser um constituin-
te de ossos e dentes.
Agora sob o ponto de vista da configuração eletrônica, todos os metais têm poucos
elétrons na camada de valência, o que determina uma grande facilidade desses elétrons se
moverem na camada quase vazia. Isto provoca em cada átomo um certo afastamento dos
elétrons na camada de valência.
Uma das principais características da ligação metálica é o deslocamento dos elétrons
na camada de valência que enfatiza os metais serem bons condutores de eletricidade, como
também sua maleabilidade, isto é, deformação sem ruptura.
Na substância metálica a atração entre os átomos é muito forte, o que dificulta sua
dissociação (separação dos átomos), por isso chamados de metais pesados. É por esse
motivo que os metais se acumulam nos diferentes níveis tróficos (cadeia alimentar –
vegetais, herbívoros e carnívoros) do ecossistema, justamente pela facilidade que
estes átomos ligados têm de deslocar-se sem romper o cristal (sua estrutura molecular),
tornando-se tóxico e cumulativo no organismo.
Os metais pesados, como qualquer outro elemento, não podem ser destruídos e são
altamente reativos do ponto de vista químico, o que explica a dificuldade de encontrá-los
em seu estado puro na natureza. Normalmente apresentam-se em concentrações muito
pequenas, associados a outros elementos químicos formando minerais em rochas.
Fonte: Série Atlas Visuais - A Terra; Ed. Ática

25
Agora, quando lançados na água como resíduos industriais, podem ser absorvidos
pelos tecidos animais e vegetais. Já que deságuam no mar,estes poluentes podem alcançar
as águas salgadas e, em parte, depositar-se no leito oceânico. Além disso, os contidos nos
tecidos dos organismos vivos que habitam os mares acabam também se depositando, cedo
ou tarde, nos sedimentos, representando um estoque permanente de contaminação para a
fauna e flora aquáticas. Os metais pesados podem se acumular em todos os organismos que
constituem a cadeia alimentar do homem. As pessoas que residem próximo a locais de
indústrias ou incineradores correm maiores riscos de contaminação.
Apesar de não ser um elemento comum nas águas naturais, o chumbo (Pb) tem sido
responsável por sérios problemas de intoxicação, devido ao fato de que é introduzido
facilmente no meio ambiente a partir de uma série de processos e produtos humanos, tais
como: encanamentos e soldas, plásticos, tintas, pigmentos e metalurgia. Há países que o
chumbo tetraetila é adicionado à gasolina, esta é uma das principais fontes de poluição
por este elemento. É um metal que tem efeito cumulativo no organismo, provocando uma
doença crônica chamada saturnismo, hoje mais comum em trabalhadores que estão
expostos à contaminação.
No passado, a taxa de intoxicação era muito elevada devido ao uso de canecas e
vasilhames de chumbo. Os sintomas da intoxicação por chumbo são: tontura, irritabilidade,
dor de cabeça e perda de memória.
A intoxicação aguda caracteriza-se pela sede intensa, sabor metálico na boca,
inflamação gastrointestinal, vômitos e diarréias.
Em crianças o chumbo provoca retardamento físico e mental, perda da concentração
e diminuição da capacidade cognitiva. Em adultos, são comuns problemas nos rins e
aumento de pressão arterial.
Análises realizadas em amostras de cabelo de Beethoven, o grande compositor
alemão, detectaram chumbo em níveis 60 vezes superiores ao comum. Alguns pesquisado-
res acreditam que uma intoxicação aguda por chumbo pode explicar muitas das dores que
Beethoven sentia e do seu comportamento irritadiço e solitário.
Leitura complementar
Desde a antiguidade, o envenenamento por chumbo, denominado saturnismo ou
plumbismo, tem afligido milhões de pessoas em nações ricas e pobres, especialmente
trabalhadores expostos ocupacionalmente a este metal e crianças residentes em comunida-
des carentes. Além de ser encontrado no ar, poeira, água, solo e alimentos, o chumbo pode
estar presente em materiais aparentemente "inocentes", como utensílios de cerâmica
pintada, selos metálicos de garrafas de vinho, extratos fitoterápicos, maquiagem facial,
brinquedos antigos, mamadeiras de vidro, alimentos enlatados e suplementos de cálcio.
Mas as fontes principais de contaminação por chumbo, estudadas por vários autores, são
mais óbvias: tintas, baterias de automóveis, soldas, gasolina aditivada com tetraetilchumbo

26
(banida desde 1982) e emissão industriais.
Sabe-se hoje que o chumbo afeta múltiplos órgãos e tecidos, principalmente cérebro,
sangue, fígado, rins, testículos, esperma, sistema imunológico e pulmões. Em crianças,
à medida que aumenta o grau de contaminação (acima de 10 g/dL), agravam-se os
sintomas: dificuldades de aprendizagem e atenção, apatia, dores de cabeça e convulsões,
diminuição de QI, perda de audição, comportamento agressivo, retardamento mental, dores
abdominais e nas juntas, nefropatia, anemia e, eventualmente, morte. Em adultos, são
relatados na literatura médica, progressivamente: hipertensão, desordens do sistema
nervoso, perda de memória, irritabilidade, dores de cabeça, encefalopatia, esterilidade e
impotência, nefropatia, anemia e diminuição da longevidade.
O termo "saturnismo" é uma referência ao deus Saturno, idolatrado na Roma
antiga. Os romanos acreditavam que o chumbo, "o metal mais antigo", foi um presente
que Saturno lhes deu e com ele construíam aquedutos e produziam acetato de chumbo,
utilizado pelos aristocratas da época para adocicar o vinho. Acredita-se que essa mistura
bombástica e a conseqüente intoxicação por ela provocada seria a causa da imbecilidade,
perversidade e esterilidade reconhecidas de imperadores como Nero, Calígula, Caracala e
Domiciano, este último construtor de fontes que jorravam vinho "chumbado" nos jardins
de seus palácios. O mundo das artes também inclui vítimas famosas do chumbo, entre eles
os pintores Van Gogh e Portinari (fonte: tintas), o vitralista Dirk Vellert (fonte: vidros
coloridos) e o compositor Beethoven (fonte provável: tipografia das partituras).
Fonte: http://www.crq4.org.br/informativo/fevereiro_2004/pagina06.php.
4 - Importância biológica dos metais
Pequena quantidade de metais das famílias 1 e 2 são necessárias, nos organismos
vivos, principalmente para equilibrar as cargas elétricas associadas com macromoléculas
orgânicas de carga negativa existentes na célula - e também para conservar a pressão
osmótica dentro da célula, mantê-la dilatada e impedindo o seu colapso. Dentro da célula
ocorre o transporte de íons, chamado de “bomba de sódio”, que envolve tanto a expulsão
do Na+
como a entrada do K+
. Em células animais, a concentração de K+
é de cerca de
0,15M, e a concentração de Na+
é de cerca de 0,01M. Nos fluídos corpóreos (sangue e
linfa), a concentração de K+
e Na+
é de cerca de 0,003M e 0,15M, respectivamente.
O transporte de íons requer energia, sendo obtida da hidrólise do ATP. A hidrólise de uma
molécula de ATP e ADP fornece energia suficiente para remover três íons de sódio (Na+
)
para fora da célula e dois íons de potássio (K+
) e um íon de hidrogênio (H+
) para dentro da
célula. O mecanismo para o transporte de íons envolve poliésteres naturais dos organismos.
A diferença de íons sódio e íons potássio dentro e fora da célula produz um potencial
elétrico através da membrana celular, essencial para o funcionamento de células nervosas e
musculares.

27
A entrada de glicose na célula está associada ao íon sódio, eles penetram juntos
na célula. Isso é favorecido por uma grande variação de concentração. Os íons sódio
que penetram na célula desse modo serão expulsos. O movimento de aminoácidos é
semelhante. Íons de potássio (K+
)do interior da célula são essenciais para o metabolismo da
glicose, a síntese de proteínas e a ativação de algumas enzimas.
Observação:
• ATP (Trifosfato de adenosina) é um composto de alta importância para
a célula como reservatório de energia.
• ADP (Difosfato de adenosina) é uma reserva de energia encontrado no
citoplasma. O ADP quando reage com o ácido fosfórico se transforma
em APT.

28
Capítulo 3
Funções Inorgânicas: Ácido, base.

29
Apesar da diferença entre os dois grupos orgânicos e inorgânicos há
compostos inorgânicos que possuem carbono, como é o caso do: CO2, CO,
HCN e Na2CO3. Toda regra tem exceção!
QUÍMICAQUÍMICAQUÍMICAQUÍMICA
ORGÂNICA
Compostos que
possuem átomos de
carbono.
INORGÂNICA
Compostos que não
possuem átomos de
carbono.
1 - Introdução:
Para racionalizar o estudo de milhões de substâncias, a Química foi dividida em dois
grandes grupos: Química Orgânica e a Química Inorgânica.
O critério central para essa divisão, foi a composição do composto a partir do
elemento carbono, observe o esquema:
Na química, de modo geral, todas as substâncias são classificadas em funções
químicas. A função química é um grupo de substâncias com propriedades químicas
semelhantes chamadas de propriedades funcionais.
Assim vamos dar início aos estudos das funções inorgânicas, observe o esquema:
Química Função inorgânica
Ácidos
Bases
Sais
Óxidos

30
Em nosso dia-a-dia usamos substâncias que apresentam sabor azedo, como limão e o
vinagre. O sabor azedo é uma característica de substâncias dos grupo dos ácidos.
No entanto, ficar provando substâncias para identificar se é azeda ou não é um
procedimento muito perigoso, que jamais deve ser feito, pois há muitas substâncias azedas
que não são comestíveis. Os químicos do passado perceberam que substância de sabor
azedo, os ácidos, quando misturadas ao suco de uva ou de amora, deixam esses materiais
avermelhados.
Há substâncias que apresentam sabor adstringente, ou seja, que “amarram” a boca. É
o caso da banana, do caju e do caqui quando não estão amadurecidos, e também do leite de
magnésia. Essas substâncias são características do grupo das bases.
Nas substâncias de sabor adstringente, as bases deixam o suco de uva e o de amora
azulados. Além disso as bases deixam a pele escorregadia, como se estivesse com sabão.
Isso acontece porque elas reagem com substâncias presentes na pele, destruindo-as e
provocando lesões. Assim podemos concluir que:
Ambas as definições foram fundamentadas apenas em observações experimentais,
sem envolver uma teoria microscópica. Assim, os sucos de uva e amora como a fenolftaleí-
na e o repolho roxo são indicadores de substâncias ácido-base.
2 - Indicadores ácido-base
A fenolftaleína é um composto (substância) indicador de ácido-base mais utilizado
em laboratório. Também é muito empregado o tornassol, material extraído de certos
líquens (são associações de algas e fungos).
O tornassol é conhecido pelos cientistas há bastante tempo. Como mostra a tabela, ele
adquire cor vermelha em meio ácido e cor azul em meio básico. Pode-se adquiri-lo (nas
lojas de produtos químicos) em duas versões: o papel de tornassol azul e o papel de
tornassol vermelho. Ambos consistem em tirinhas de papel contendo tornassol. Esse
material é muito utilizado em laboratório para indicar se uma substância é ácido ou base.
Como já foi dito nem tudo é comestível, logo essa técnica é segura e precisa.
Os ácidos avermelham o suco de uva ou de amora.
As bases azulam o suco de uva ou de amora.
Indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma determinada
coloração em meio ácido e outra em meio básico.

31
Material Fenolftaleína
Extrato de
repolho roxo
Vinho tinto ou
suco de uva
Suco de amora
Vinagre Incolor Avermelhado Avermelhado Avermelhado
Suco de limão Incolor Avermelhado Avermelhado Avermelhado
Coca-cola Incolor Avermelhado Avermelhado Avermelhado
Líquido de
bateria
Incolor Avermelhado Avermelhado Avermelhado
Ácido
muriático
Incolor Avermelhado Avermelhado Avermelhado
Limpador
com amoníaco
Rósea Verde Azulado Azulado
Leite de
magnésia
Rósea Verde Azulado Azulado
Sabonete Rósea Verde Azulado Azulado
Limpa - forno Rósea Verde Azulado Azulado
ATENÇÃO: Ao fazer a experiência pode se constatar a cor amarelada
em vez do verde, dependendo da quantidade de material usado.
Vamos observar várias substâncias presentes no nosso cotidiano, e que ao ser
misturadas com fenolftaleína, extrato de repolho roxo, vinho ou suco de amora, apresentam
tais características:
Observando os dados da tabela, podemos separar em dois grupos de acordo com seu
efeito sobre as cores:
• O vinagre, o suco de limão, a coca-cola, o líquido de bateria e o ácido muriático
formam o primeiro grupo, que são substâncias ácidas.
• O limpador com amoníaco, o leite de magnésia, o sabonete e o limpa-forno
constituem o segundo grupo, que são substâncias de bases ou alcalinas.

32
3 - Os ácidos no nosso dia-a-dia
Como os ácidos atuam na nossa vida?
Alguns ácidos são extremamente perigosos por serem corrosivos, como o ácido
sulfúrico e vários outros. Muitos deles são largamente utilizados na composição de
produtos de limpeza.
Os ácidos podem causar queimaduras externas, por contato, e internas, por ingestão.
Em caso de acidente com substâncias ácidas deve-se buscar auxílio médico imediatamente.
Entretanto, algumas medidas emergenciais devem ser tomadas de imediato:
• Queimaduras externas devem ser lavadas com bastante água e sabão ou água
bicarbonatada;
• Caso o ácido atinja os olhos, estes devem ser lavados demoradamente em água
corrente;
• Ingestão acidental, recomenda-se ingerir bebidas alcalinas (básicas), como leite de
magnésia ou qualquer antiácido comum, como sal de frutas ou bicarbonato de
sódio dissolvido em água.
Produtos com “caráter” ácido.
Fonte: http://www.google.com.br

33
4 - As bases no nosso dia-a-dia
Como as bases atuam na nossa vida?
Os hidróxidos, como a soda cáustica, tal como os ácidos podem ser corrosivos,
provocando queimaduras externas e internas. No caso de queimaduras, enquanto aguarda
auxílio médico, deve-se tomar algumas medidas de emergência:
• No caso de queimaduras externas, lavar demoradamente a pele em água corrente;
• Em ingestão acidental, deve-se ingerir ácidos diluídos, tais como suco de limão ou
vinagre diluído, na proporção de uma parte do ácido para três partes de água
(1:3). É conveniente tomar leite mas não se deve provocar vômito. Lavar a boca e
fazer gargarejos com ácido diluído, como esta relatado acima.
Produtos com caráter alcalino
(hidróxido - base).
Fonte: http://www.google.com.br

34
Saiba mais:
Para facilitar a identificação das substâncias quanto a ser ácida ou básica, criou-se a
escala de pH, que varia de zero (soluções muito ácidas) até 14 (soluções muito básicas),
passando pH 7 que caracteriza uma solução neutra (nem ácida e nem básica).
ESCALA DE ACIDEZ - BASICIDADE
AUMENTO DA ACIDEZ AUMENTO DA BASICIDADE
pHpHpHpH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
ÁCIDO BÁSICO
NEUTRO

35
Capítulo 4
Funções Inorgânicas: Sais e óxidos.

36
1 - Sais
O mar é uma solução aquosa de vários sais. Os principais são:
• Cloreto de sódio - NaCl;
• Cloreto de magnésio - MgCl2;
• Sulfato de magnésio - MgSO4;
• Sulfato de cálcio - CaSO4;
• Cloreto de potássio - KCl
• Carbonato de cálcio - CaCO3;
• Brometo de potássio - KBr.
Vamos considerar dois copos com água. Num deles iremos dissolver HCl (ácido
clorídrico) e no outro, igual quantidade de NaOH (hidróxido de sódio).
HCl(aq)
NaOH(aq)
Agora vamos misturar ambas as soluções e observar a reação química!
Ao misturarmos as duas soluções, ocorre uma reação entre os íons H +
e OH -
,
formando água. Essa reação é chamada de neutralização.
H+
+ OH-
→ H2O
HCl(aq) + NaOH(aq) Na+
(aq) + Cl-
(aq) + H2O(l)
H+
(aq) + Cl-
(aq) + Na+
(aq) + OH-
(aq) Na+
(aq) + Cl-
(aq) + H2O(l)
Solução aquosa
(aq), ou seja, em
água.

37
A neutralização faz com que os íons H+
e OH -
presentes em uma solução se transfor-
mem em água e, dessa forma, permanecem na solução apenas os íons Na+
e Cl -
.
A reação em estudo pode ser representada por meio da seguinte equação química:
Depois de misturar as soluções e provocarmos a evaporação completa da água,
restará no fundo do recipiente um pó branco, que é o cloreto de sódio - NaCl(S). Esse
composto pertence ao grupo de substâncias químicas chamadas sais.
Ao nosso redor existem vários sais que fazem parte da constituição de diversos
materiais, tais como:
• Carbonato de cálcio - CaCO3, que é encontrado nas cascas de ovos, na pérola e
nos recifes de coral, também é um dos sais mais espalhados na crosta terrestre. O
solo calcário é rico em carbonato de cálcio (CaCO3) o mármore é uma variedade
natural desse mineral, onde é utilizado em monumentos, pias, escadas, etc. Temos
que lembrar que é uma substância muito importante na fabricação da cal virgem
(CaO2), da qual se obtém a cal hidratada - Ca(OH)2 , para esse fim se utiliza o
calcário.
Observe a reação química:
CaCO3(s) → CaO2(s) + CO2(g)
aquecimento
Percebam que na reação química, onde o reagente carbonato de cálcio - CaCO3
através do aquecimento é transformado nos produtos cal virgem ou óxido de cálcio - CaO2
e dióxido de carbono ou gás carbônico - CO2. Agora quando a cal virgem - CaO2 reage
com a água - H2O se transforma na cal hidratada ou hidróxido de cálcio - Ca(OH)2.
Observe a reação química da para a obtenção da cal hidratada.
CaO2(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
Sal é um composto iônico que contêm um cátion (Na+
) que proveniente
da base (hidróxido de sódio - NaOH) e um ânion proveniente de um ácido
(ácido clorídrico - HCl)
Atenção: Cal é uma
palavra feminina.

38
Na nossa região, temos duas indústrias que fazem a extração calcária para a produção
de cal e cimento, que são a Votoran e a Minercal.
• Cloreto de sódio (NaCl) ou o sal, além de ser usado para dar sabor à comida, tem
a importância na conservação de alimentos (carne-seca, bacalhau, etc.), na compo-
sição do soro fisiológico medicamento que é usado para combater a desidratação.
• Carbonato de sódio (Na2CO3), também conhecido como barrilha ou soda, é
empregado no tratamento de água para o consumo da população, no tratamento da
água da piscina (para evitar que a água fique muito ácida) e na fabricação de vidro
comum.
barrilha + calcário + areia → vidro comum
• Sulfato de cálcio (CaSO4) está presente no gesso e no giz, por exemplo.
Alguns sais possuem aplicações relevantes em medicina (veja exemplos na tabela).
O ser humano precisa ingerir diariamente pequena quantidade de sais adequados, que
estão presentes em muitos alimentos, pois fornecem íons necessários ao bom funciona-
mento de nosso organismo. Alguns exemplos desses íons e de suas funções biológicas no
corpo humano são mostrados no esquema a seguir.
Fonte: PERRUZZO, Tito Miragaia e CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem do Cotidiano.1a.
Edição, Edito-
ra Moderna, São Paulo, 1999.

39
Aplicação médica de alguns sais
Nome Fórmula Aplicação
Bicarbonato de sódio NaHCO3 Antiácido
Carbonato de amônio (NH4)2CO3 Expectorante
Carbonato de lítio Li2CO3 Antidepressivo
Cloreto de Amônio NH4Cl Acidificante do tubo digestivo
Cloreto de sódio NaCl Soro fisiológico
Fluoreto de estanho II SnF2 Fortalecimento do esmalte dental
Iodeto de sódio ou potás-
sio
NaI ou KI Fonte de iodo para tireóide
Nitrato de potássio KNO3 Diurético
Nitrato de prata AgNO3
Germicida usado nos olhos de re-
cém-nascidos
Permanganato de potássio K2MnO4 Antimicótico
Sulfato de bário BaSO4 Contraste em radiografia intestinal
Sulfato de cálcio CaSO4 Gesso para fraturas
Sulfato de ferro II FeSO4 Fonte de ferro para anêmicos
Sulfato de Magnésio MgSO4 Laxante

40
2 - Óxido
Assim teremos:
O dióxido de carbono (CO2) é um gás extremamente tóxico e pode causar desde
ligeira dor de cabeça até a morte, dependendo da quantidade inalada. Ele não tem cheiro
nem cor.
Uma das principais impurezas que existem nos derivados de petróleo (gasolina, óleo
diesel, etc.) e no carvão mineral quando sofrem a combustão é o enxofre (S2). Quando
esses combustíveis são utilizados, a queima produz o dióxido de enxofre (SO2), um óxido
ácido de cheiro irritante.
Na atmosfera, o dióxido de enxofre (SO2) reage com o oxigênio (O2)e se transforma
lentamente em trióxido de enxofre (SO3), outro óxido ácido. O trióxido de enxofre (SO3)
formado reage com a água da chuva, produzindo ácido sulfúrico (H2SO4).
Dentro do motor dos automóveis ocorre a entrada de ar (O2 - gás oxigênio) para que
ocorra a combustão (gás comburente - O2). Só que junto com ele entram outros gases que
compõem o ar atmosférico, que não deveriam tomar parte da combustão, mas não temos
como evitar. Devido à alta temperatura do motor internamente acaba ocorrendo a reação
entre o dois componentes mais abundantes do ar, o gás nitrogênio (N2) e o gás oxigênio
Metal + oxigênio = óxido molecular
Numa visão simples, óxido é todo composto químico formado pelo
elemento químico oxigênio ligado a um elemento metal ou ametal.
Uma vez que o oxigênio é um
ametal se combinando a outro
elemento ametal, forma-se um óxido
molecular (lembre-se de que os
compostos moleculares são formados
por átomos de ametais unidos por
ligações covalentes, ou seja comparti-
lhamento de elétrons).
S(g) + O2(g) → SO2(g)
2SO2 (g) + ½ O2 (g) → 2SO3 (g)
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(l))))

41
Uma vez na atmosfera, o nitrogênio (N2) reage com o oxigênio (O2) do ar e se
transforma em dióxido de nitrogênio (NO2).
Este que ao reagir com a água da chuva (H2O) produz o ácido nítrico (HNO3) e
ácido nitroso (HNO2). O ácido nítrico é um ácido forte.
O ácido nítrico é um ácido forte como o ácido sulfúrico, assim ambos são responsá-
veis pelo fenômeno da chuva ácida. Ela é responsável por inúmeros problemas, dentre os
quais destacamos:
• Causa prejuízo para a agricultura, pois torna o solo ácido e o dióxido de enxofre
(SO2) destrói as folhas dos vegetais;
• Torna ácida as águas dos rios e lagos e, conseqüentemente, imprópria à vida dos
peixes;
• Provoca corrosão do mármore, do ferro e de outros materiais usados em monumen-
tos e construções.
2NO2(g) + H2O(l) → HNO3(l) + HNO2(l)
N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g)

42
O gráfico mostra em porcentagem a eliminação de óxidos na atmosfera.

43
Glossário
• Alotropia - fenômeno pelo qual um mesmo tipo de elemento químico pode ocorrer
sob formas diferentes, denominadas variedades alotrópicas ou, simplesmente,
estados alotrópicos, que diferem entre si na estrutura cristalina e na atomicidade.
Os casos mais comuns são os do carbono - sob a forma de carvão, diamante e
grafite, como também o oxigênio (gás oxigênio e o ozônio) e o fósforo branco e o
fósforo vermelho.
• Amido - polímero natural. É um polissacarídeo de reserva vegetal abundante em
sementes, como cereais e raízes tuberosas, como a mandioca, produzido pela
condensação de n moléculas de glicose.
• Análise - ver reação de análise ou decomposição.
• Ânion - é um íon negativo, formado quando o átomo, ou grupos de átomos ganha
um ou mais elétrons.
• Atomicidade - denomina-se atomicidade o número de átomos de cada unidade
elementar, ou molécula, de uma substância.
• Átomo - é a menor partícula que representa um elemento químico.
• Balanceamento de equação química - acertar os coeficientes dos reagentes e dos
produtos. Baseia-se no princípio de que o número total de átomos dos reagentes é
igual ao número total de átomos dos produtos.
• Camada de valência - camada ou órbita onde se movem os elétrons de nível
energético mais alto. Camada eletrônica mais externa do átomo.
• Cátion - é um íon positivo, formado quando o átomo ou o grupo de átomos
perdem um ou mais elétrons.
• Chuva ácida - o termo refere-se às águas da chuva, assim como a geada, neve e
neblina, carregadas de ácido sulfúrico ou ácido nítrico. A queima de carvão e de
combustíveis fósseis e os poluentes industriais lançam dióxido de enxofre e de
nitrogênio na atmosfera, que se combinam com o hidrogênio presente na atmosfe-
ra.

44
• CNTP - Condições normais de temperatura e pressão, onde T = 273K e P = 1 atm
ou 760mmHg.
• Combustíveis fósseis - combustíveis que demoram milhões de anos para se
formar, ou seja, combustíveis que são extraídos por meio de extrativismo mineral.
Exemplos: petróleo e carvão mineral.
• Compostos iônicos - formam-se pela atração eletrostática entre seus íons constitu-
intes. São frágeis, cristalinos, conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em
solução aquosa.
• Compostos moleculares - formam-se pelo compartilhamento de elétrons entre
seus átomos. Encontram-se nas condições normais de temperatura e pressão em
forma de gases, líquidos e sólidos. São insolúveis em água, solúveis em benzeno
e outros solventes apolares. Mesmo no estado se solução não conduzem corrente
elétrica. Suas moléculas resistem a temperaturas elevadas sem sofrerem decompo-
sição.
• Concentração de uma solução - massa do solvente dissolvida em determinado
volume do soluto.
• Configuração eletrônica - é a quantidade de elétrons na camada de valência.
• Corpo - uma porção limitada da matéria.
• Densidade - relação entre uma determinada massa e o volume ocupado por ela
(expressa matematicamente, d = m/V).
• Destilação - processo físico de separação de um líquido de uma substância não
volátil, por exemplo um sólido ou outro líquido, baseado na diferença de seus
pontos de ebulição.
• Efeito estufa - é um aumento de temperatura da atmosfera em conseqüência do
aumento da quantidade de dióxido de carbono (CO2) na atmosfera, o que leva
maior quantidade de radiações infravermelhas absorvida, reduzindo o escape do
calor para o espaço.
• Elemento químico - é o conjunto de átomos quimicamente semelhantes.

45
• Eletrólise - reação de decomposição de uma substância em outras pela passagem
decorrente elétrica; processo de decomposição de uma substância composta através
da passagem da corrente elétrica.
• Elétron - partícula subatômica de carga elétrica negativa, representada por e.
• Eletrosfera - região menos densa do átomo e praticamente vazia, que envolve
o núcleo, onde os elétrons se movimentam rapidamente em orbitais formando
nuvens eletrônicas.
• Emulsão - é um sistema heterogêneo constituído de uma mistura de dois líquidos
não miscíveis, como, por exemplo, o óleo e a água.
• Enzimas - são proteínas complexas, que atuam como catalisadores biológicos
presentes nas células. As enzimas também atuam in vitro, em condições adequadas
de pH, temperatura e concentração e dos substratos.
• Equação química - representação gráfica da reação química por meio de fórmu-
las dos reagentes e produtos.
• Fissão nuclear - é o nome que se dá ao processo pelo qual, bombardeando-se um
núcleo grande com uma partícula acelerada, ocorre divisão desse núcleo em outros
menores, estáveis, com liberação de uma quantidade muito grande de energia,
chamada energia nuclear.
• Fusão nuclear - consiste na junção de núcleos pequenos, originando núcleos
maiores e mais estáveis, acompanhada de emissão de uma quantidade muito
grande de energia.
• Hidrólise - reação de decomposição de uma substância em duas outras pela
incorporação de uma molécula de água.
• Indicadores - é uma substância que reage com o meio ácido ou básico, indicando
uma coloração específica para a substância em análise.
• Íon - é um átomo ou grupo de átomos eletrizados ou ionizados, isto é, que apresen-
tam um desequilíbrio de cargas elétricas.
• Macromoléculas - são moléculas constituídas por milhares de átomos, resultantes
da condensação de unidades menores que se repetem. Podemos citar as proteínas,
formadas a partir de aminoácidos, os polissacarídeos, polímeros da glicose, etc.

46
• Matéria - tudo que existe, tem massa e volume, isto é, ocupa lugar no espaço e
pode ser medido.
• Mineral - qualquer substância simples ou composta, formada por processos
inorgânicos, com composição química definida, estrutura cristalina e ocorrência
natural.
• Minério - o mineral do qual se extraem substâncias de forma economicamente
viável.
• Mistura - é um material constituído por duas ou mais substâncias puras, apresen-
tando propriedades físicas e químicas variáveis. Como exemplo, pode-se citar o
ar atmosférico, uma mistura de nitrogênio, oxigênio, vapor d’água, gases raros,
ozônio, dióxido de carbono, poeira, óxidos de nitrogênios e outros.
• Mistura heterogênea - apresenta vários aspectos (polifásica - várias fases num
mesmo sistema), sendo possível distinguir os seus componentes, às vezes apenas
com o uso do microscópio.
• Mistura homogênea ou solução - é uma mistura que apresenta sempre as
mesmas características em toda sua extensão; apresenta um único aspecto
(monofásico - única fase), não sendo possível distinguir os seus componentes nem
por meio do mais potente microscópio.
• Molécula - agregado de dois ou mais átomos ligados entre si, que constituem a
unidade da substância. Exemplo: H2O, molécula de água.
• Nêutron - partícula subatômica encontrada no núcleo representado pela letra n,
sua massa é igual a 1,0u, e carga elétrica nula.
• Núcleo - região mais densa do átomo, onde se agrupam prótons e nêutrons.
• Número atômico (Z) - número de prótons existentes no núcleo do átomo.
• Número de massa (A) - corresponde à soma entre o número de prótons (Z) e o
número de nêutrons (n). O número de massa é representado por A = Z + n.
• Números quânticos - são números que indicam a posição energética do elétron
em relação ao núcleo.

47
• Propriedade periódica - aquela cujos valores para diversos elementos crescem e
decrescem sucessivamente, em função do número atômico crescente, de tal manei-
ra que, na seqüência dos elementos em ordem crescente de seus números atômicos,
repetem-se valores baixos, médios e elevados para a referida propriedade.
• Próton - partícula subatômica integrante do núcleo, de massa igual a 1,0u e carga
elétrica positiva, representado por p.
• Química - ramo da Ciência que estuda os materiais, sua composição e as transfor-
mações que se processam com esses materiais.
• Radiação - forma de emissão não particulada, constituída de ondas eletromagnéti-
cas provenientes de núcleos radioativos, com comprimento de onda, com efeito
fotoelétrico, altíssimo poder de penetração, chegando a atravessar placas de chum-
bo de 60mm de espessura.
• Radioatividade - é a emissão espontânea, invisível, de energia ou de partículas
por núcleos de certos átomos instáveis denominados radioisótopos, independente
de fatores externos, como pressão e temperatura. Alguns elementos químicos,
como o urânio, são naturalmente radioativo.
• Reação endotérmica - aquela que, para ocorrer, retira calor do meio ambiente.
• Reação exotérmica - aquela que libera calor para o meio.
• Reação química - processo no qual ocorre transformação de substâncias em
outras substâncias, com propriedades completamente diferentes, acompanhado de
transformação de energia. As substâncias originais são denominadas reagentes, e
as que são originadas na reação de produtos.
• Substância puras - são substâncias que possuem pontos de fusão e ebulição
constante.
• Substância composta - quando submetida a um agente físico, sua molécula se
decompõe em dois ou mais tipos de átomos.
• Substância simples - que apresenta o conjunto de unidades elementares
(moléculas) quimicamente iguais, isto é, mesmo elemento químico, ou que subme-
tida a agentes físicos, não se decompõe.

48
• Tabela periódica - a tabela de classificação periódica organiza os elementos na
ordem crescente do seu número de prótons, em grupos ou famílias, que são linhas
verticais, de acordo com suas semelhanças químicas, que são linhas verticais, de
acordo com suas semelhanças químicas, e em períodos horizontais, de acordo com
o número de camadas ou níveis de energia de seus elétrons. O número do grupo ou
família refere-se ao número de elétrons na camada de valência dos átomos dos
elementos a ele pertencentes. As linhas horizontais ou períodos abrangem os
elementos cujos átomos têm o mesmo número de órbitas eletrônicas, dado pelo
número de cada período.
• Teoria do octeto - determinação segundo a qual todos os átomos buscam adquirir
uma configuração eletrônica estável ou a configuração dos gases nobres, 8 elétrons
na última camada, seja através de compartilhamento de elétrons entre átomos ou da
sua transferência de um átomo para outro.
• Valência - é a camada mais externa da distribuição eletrônica de qualquer átomo,
ou seja, onde os átomos compartilham ou doam e recebem elétrons para adquiri-
rem estabilidade química.

49
Bibliografia
Livros:
AMARAL, Luciano. A Química - 50 palavras. Editora Loyola, São Paulo, 1995.
CHIACHIA, Maria Aparecida e CHIARADIA, Adelheide. Minimanual de Pesquisa -
Química. 2a.
Edição, Claranto Editora, Uberaba - 2004 .
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química. 3a.
Edição, Editora Modera, São Paulo,
2003.
MARCONDES, Ayrton César e SARIEGO, José Carlos. Ciências - Química e
Física. 2a.
Edição, Editora Scipione, São Paulo, 2001.
NOBREGA, Oliveira Salgado, SILVA, Eduardo Roberto e SILVA, Ruth Hashimoto.
Química, 1a.
Edição, Editora Ática, São Paulo,2007.
NOVAIS,Vera Lúcia Duarte de. Estrutura da Matéria, 2a.
Edição, Editora Atual, São
Paulo,1981.
PERRUZZO, Francisco Miragaia, CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem
do Cotidiano. Volume 1, 2 e 3, 3a.
Edição, Editora Moderna, São Paulo, 2003.
PERRUZZO, Tito Miragaia e CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem do
Cotidiano.1a.
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SANTOS FILHO, P.F. Estrutura Atômica & Ligação Química. 1a.
Edição, Campinas,
publicação do autor, 1999.
SARDELLA, Antônio. Química, 5a.
Edição, Editora Ática, São Paulo,2000.
VANIN, José Atílio. Alquimistas e Químicos: O passado, o presente e o futuro, 16a.
Edição, Editora Moderna, São Paulo , 2001.
Sites:
http://www.google.com
http://www.institutodopvc.org
http://www.klickeducacao.com.br
http://www.plastivida.org.br

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ESTA APOSTILA FOI ELABORADA PELA
EQUIPE DE QUÍMICA DO CEESVO
CENTRO ESTADUAL DE EDUCAÇÃO SUPLETIVA
DE VOTORANTIM
PROFESSORES: ALEXANDRE JOSÉ FLAUZINO
MARIA GIOCONDA PERUGINI
COORDENAÇÃO: NEIVA APARECIDA FERRAZ NUNES
DIREÇÃO:
ELISABETE MARINONI GOMES
MARIA ISABEL R. DE C. KUPPER
VOTORANTIM, 2007.
OBSERVAÇÃO
MATERIAL ELABORADO PARA USO
EXCLUSIVO DO CEESVO,
SENDO PROIBIDA A SUA COMERCIALIZAÇÃO.
APOIO
PREFEITURA MUNICIPAL DE VOTORANTIM
JORNAL FOLHA DE VOTORANTIM

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