Elementos Químicos, Átomos e Tabela Periódica

UNIDADE 2: ELEMENTOS, COMPOSTOS
E REAÇÕES QUÍMICAS

ELEMENTOS E ÁTOMOS SÃO DESCRITOS PELA
TEORIA ATÔMICA DE DALTON
 O conceito de átomo começou há aproximadamente
2.500 anos quando determinados filósofos gregos
expressaram a hipótese de que a matéria era composta
de pequenas partículas indivisíveis (átomo = em grego,
indivisível);
 O conceito de átomo permaneceu uma especulação
filosófica, com pouca utilidade científica, até a descoberta
de duas leis químicas quantitativas:
 Lei da conservação da massa
 Lei das proporções definidas
o A evidência que conduziu à descoberta destas leis teve
origem em observações experimentais de muitos
cientistas no século XVIII e início do século XIX.
2
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 A Lei da Conservação da Massa: nenhum ganho ou
perda de massa detectável ocorre nas reações
químicas. A massa é conservada.
 Lei das Proporções Definidas: em um dado
composto químico, os elementos estão sempre
combinados na mesma proporção de massa.
 Exemplo:
Amostra de água decomposta:
Moxigênio / Mhidrogênio = 8 / 1
Assim, em 18 g de H2O tenho 2 g de H e 16 g de O 3
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 A Teoria Atômica de Dalton (John Danton, 1766-1844):
 A matéria consiste em pequenas partícvlas denominadas
átomos;
 Os átomos são indestrutíveis. Nas reações químicas, os
átomos mudam suas posições relativas mas permanecem
intactos;
 Em qualquer amostra de um elemento puro, as massas e
as outras propriedades de todos os átomos são idênticas;
 Os átomos de elementos diferentes têm massas e outras
propriedades diferentes;
 Quando átomos de elementos diferentes se combinam
para formar compostos, formam-se novas partículas mais
complexas. Entretanto, os átomos que constituem um
determinado composto estão sempre presentes na mesma
proporção numérica. 4
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 A teoria atômica de Dalton conduziu à descoberta da
Lei das Proporções Múltiplas:
 Sempre que dois elementos formam mais de um
composto, a razão entre as massas diferentes de um
elemento que se combinam com a mesma massa do
outro elemento é dada por números inteiros e
pequenos.
Composto Tamanho da
amostra
Massa de
enxofre
Massa de
oxigênio
Razão entre
as massas do
oxigênio
Dióxido de
enxofre
2,00 g 1,00 g 1,00 g 1,50 g / 1,00 g
= 3 / 2Trióxido de
enxofre
2,50 g 1,00 g 1,50 g 5
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 Os átomos são tão inacreditavelmente minúsculos que até mesmo os
microscópios ópticos mais poderosos não podem detectá-los.
 Entretanto, nos últimos anos os cientistas desenvolveram instrumentos
muito sensíveis que são capazes de mapear as superfícies de sólidos
com uma resolução notável. Um desses instrumentos é chamado
microscópio de varredura por tunelamento (STM, sigla em inglês),
inventado no início dos anos 1980.
6
Um microscópio de varredura por tunelamento
pelo lado de fora.
O microscópio é capaz de obter imagens numa
escala atômica de 2×10-10 ou 0,0000000002
metros, sendo usado na manipulação individual
de átomos, acompanhamento de reações
químicas, reversão de íons produzida pela
remoção ou adição individual de elétrons e
moléculas.
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OS ÁTOMOS SÃO CONSTITUÍDOS DE PARTÍCULAS
SUBATÔMICAS
 As primeiras teorias atômicas consideraram que os
átomos eram indestrutíveis e que era impossível que
fossem transformados em fragmentos menores.
 Durante o final do século XIX e início do século XX, foram
realizadas experiências que demonstraram que os
átomos são constituídos de partículas subatômicas.
 Resumo das experiências:
 1834: Michael Faraday – a passagem de uma corrente
elétrica através de soluções aquosas podia provocar
transformações químicas;
 Século XIX: experiências com tubos de descarga de gás
(corrente elétrica provocada por uma voltagem elevada
passava através de um gás encerrado sob baixa pressão
dentro de um tubo de vidro); 7
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SUBATÔMICAS
 1897: J. J. Thomson, estudo dos raios catódicos (elétrons) e determinação da relação
carga/massa;
 1909: Robert Millikan, experiência que possibilitou a medição da carga do elétron;
 Modificação do tubo de raios catódicos e a descoberta do próton;
 Início do século XX: Experiência de Rutherford com partículas alfa – modelo atômico;
 1932: James Chadwick, descoberta do nêutron;
 Os físicos descobriram um grande número de partículas subatômicas. 8
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SUBATÔMICAS
 Experiências mostraram que os átomos são
constituídos de três tipos principais de partículas
subatômicas: prótons, nêutrons e elétrons.
 Propriedades:
Partícula Massa (g) Carga elétrica
Elétron 9,109383 x 10-28 1-
Próton 1,6726217 x 10-24 1+
Nêutron 1,6749273 x 10-24 0
9
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SUBATÔMICAS
 A estrutura interna de um átomo:
 Um átomo é constituído de um pequeno núcleo, onde
se localizam todos os prótons e nêutrons; os elétrons
preenchem o espaço externo ao núcleo.
 Se o núcleo tivesse 30 cm de diâmetro, estaria no
centro de um átomo com um diâmetro de
aproximadamente 30 km.
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NÚMEROS ATÔMICOS DEFINEM OS ELEMENTOS E
NÚMEROS DE MASSA DESCREVEM ISÓTOPOS
 O que distingue um elemento do outro é o número de prótons
contidos nos núcleos de seus átomos, porque todos os átomos de
um determinado elemento têm um mesmo número idêntico de
prótons.
 Elemento = é uma substância em que todos os átomos contêm o
mesmo número de prótons.
 Número atômico (Z) = número de prótons.
 A maioria dos elementos existe na natureza como misturas de
átomos semelhantes denominados isótopos, que só diferem
quanto à massa. O que faz os isótopos do mesmo elementos
serem diferentes é o número de nêutrons dos seus núcleos.
 Os isótopos de um determinado elemento têm átomos com o
mesmo número de prótons mas números diferentes de nêutrons.
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 A soma numérica dos prótons e nêutrons nos átomos
de um determinado isótopo é denominada número de
massa (A) do isótopo.
 Número de massa (A) = número de prótons +
número de nêutrons.
 Representação:
 Quando se escreve o símbolo do isótopo, muitas
vezes se omite o número atômico, porque fica
redundante. Por exemplo: urânio – 235 ou U-235. 12
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 Individualmente, os átomos são muito pequenos para que
possam ser pesados da maneira tradicional. Porém, as
massas relativas dos átomos dos elementos podem ser
determinadas, contanto que a proporção em que os
átomos aparecem em um composto seja conhecida.
 Para estabelecer uma escala de massa uniforme para os
átomos é necessário selecionar um padrão com o qual as
massas relativas possam ser comparadas.
 Atualmente, a referência utilizada é o isótopo mais
abundante de carbono, denominado carbono – 12 e
representado como 12C.
 A um átomo desse isótopo associam-se exatamente 12
unidades de massa, que são denominadas unidades de
massa atômica (u). 13
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 1 átomo de 12C tem uma massa de 12 u (exatamente).
 1 u é igual a 1/12 da massa de 1 átomo de 12C
(exatamente).
 Em termos modernos, a massa atômica de um
elemento é a massa média dos átomos do elemento
(tal como ocorrem na natureza) em relação a um
átomo de carbono-12, ao qual associamos uma massa
de 12 unidades.
 Exemplo: se um átomo médio de um elemento tiver
uma massa duas vezes maior que a de um átomo de
12C, sua massa atômica será 24 u.
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 As massas atômicas médias podem ser calculadas a
partir das abundâncias isotópicas:
 Massa atômica média do H:
(1,007825 x 0,99985) + (2,0140 x 0,00015) = 1,0076738
+ 0,0003021 = 1,0079759 u = 1,008 u
Isótopo do
hidrogênio
Massa Abundância
percentual
1H 1,007825 u 99,985
2H 2,0140 u 0,015
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A TABELA PERIÓDICA
 A necessidade de organização foi reconhecida por
muitos pesquisadores nos primórdios da química e
foram feitas diversas tentativas para descobrir
relações entre as propriedades químicas e físicas dos
elementos.
 Na busca por alguma espécie de padrão ordenado,
foram experimentadas diferentes sequências de
elementos. Alguns desses arranjos chegaram muito
próximo, pelo menos em alguns aspectos, da tabela
periódica atual. Mas, ou tinham algum defeito ou foram
apresentados à comunidade científica de uma maneira
que impossibilitou a sua aceitação. 16
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A TABELA PERIÓDICA
 A tabela periódica que usamos hoje é baseada
principalmente nos trabalhos de um químico russo, Dmitri
Ivanovich Mendeleev (1834-1907), e de um físico alemão,
Julius Lothar Meyer (1830-1895).
 A tabela que Mendeleev construiu é, de muitas maneiras,
semelhante àquela que usamos hoje.
 Quando os números atômicos foram descobertos,
rapidamente se percebeu que os elementos deveriam ser
distribuídos em ordem crescente de número atômico.
 O fato de que seja o número atômico – número de prótons
no núcleo de um átomo – que determina a ordem dos
elementos na tabela é muito significativo e tem implicações
importantes. 17
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A TABELA PERIÓDICA
 Na Tabela Periódica atual:
 Os elementos químicos estão distribuídos em ordem crescente de
número atômico em linhas, que denominamos períodos.
 Para propósitos de identificação os períodos são numerados.
 Abaixo do corpo principal da Tabela Periódica existem duas linhas
longas com 14 elementos cada. Quase sempre elas são
colocadas abaixo da tabelas, simplesmente para economizar
espaço.
 As colunas são denominadas grupos. Entretanto, não há
consenso entre os químicos acerca de como elas devem ser
numeradas. Em uma tentativa de unificar a tabela, a União
Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) adotou
oficialmente um sistema no qual os grupos simplesmente são
numerados em ordem consecutiva, de 1 a 18, da esquerda para a
direita e com algarismos arábicos. 18
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A TABELA PERIÓDICA
 Em outro sistema, ainda muito usado e preferido pelos
químicos nos Estados Unidos, os grupos mais longos
são classificados de IA até VIIIA, e os grupos mais
curtos são classificados de IB até VIIIB. Os químicos
europeus preferem um terceiro sistema de numeração
em algarismos romanos e a representação dos grupos
por A e B.
 Os elementos de um determinado grupo apresentam
propriedades semelhantes. Devido a essas
semelhanças, os grupos às vezes são chamados
famílias de elementos.
 Os elementos das colunas mais longas (os grupos A)
são conhecidos como elementos representativos ou
elementos de grupos principais.
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A TABELA PERIÓDICA
 Os elementos que pertencem aos grupos B, no centro
da Tabela Periódica, são denominados de elementos
de transição.
 Os elementos das duas linhas abaixo do corpo
principal da tabela são os elementos de transição
interna, e cada linha tem um nome que está associado
ao elemento que a precede no corpo principal da
tabela. Assim, os elementos de 58 a 71 são
denominados lantanídeos (terras raras), porque
aparecem após o lantânio (Z = 57), e os elementos 90
a 103 são chamados actinídeos, porque aparecem
após o actínio (Z = 89). 20
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A TABELA PERIÓDICA
 Alguns grupos acabaram adquirindo nomes ligados às
propriedades que eles têm em comum.
 Com exceção do hidrogênio, os elementos do Grupo IA
são metais. Eles formam com o oxigênio compostos que se
dissolvem em água dando soluções que são fortemente
alcalinas, ou cáusticas. Em virtude disso, são chamados
metais alcalinos ou simplesmente álcalis.
 Os elementos do grupo IIA também são metais, e também
formam com o oxigênio compostos alcalinos. No entanto,
grande parte dos compostos formados por elementos do
grupo IIA não se dissolve em água e é encontrada em
depósitos localizados na crosta terrestre. Devido às suas
propriedades e ao fato de ocorrerem na Natureza, os
elementos do Grupo IIA tornaram-se conhecidos como
metais alcalino-terrosos.
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A TABELA PERIÓDICA
 No lado direito da tabela, no Grupo VIIIA, estão os
gases nobres. Esses gases eram chamados gases
inertes até que se descobriu que os membros mais
pesados do grupo mostravam um pequeno grau de
reatividade química.
 Os elementos do grupo VIIA são chamados
halogênios , nome derivado da palavra grega que
significa “mar” ou “sal”.
 Os grupos de elementos representativos com nomes
menos usados frequentemente são denominados com
base no primeiro elemento da família. Por exemplo:
grupo VA ou família do nitrogênio; grupo VIA ou
família do oxigênio. 22
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A TABELA PERIÓDICA
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ELEMENTOS PODEM SER METAIS, NÃO-METAIS OU
METALÓIDES
 A tabela periódica reúne todas os tipos de informação
química e física sobre os elementos e seus compostos.
 A tabela possibilita o estudo sistemático do modo como as
propriedades variam com a posição de um elemento na
tabela.
 Metais
 Os metais tendem a ter um brilho tão característico, que é
chamado brilho metálico.
 Bons condutores de calor e eletricidade.
 Em graus variados: maleabilidade (a capacidade de ser
transformado em lâminas finas) e ductilidade (a
possibilidade de ser transformado em fio).
 Dureza – alguns muito duros (Fe e Cr); outros, porém
bastante macios (Cu e Pb).
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METALÓIDES
 Todos os elementos metálicos, menos o mercúrio (Hg) são
sólidos à temperatura ambiente.
 As propriedades químicas variam enormemente. Alguns como o
ouro (Au) e a platina (Pt) não reagem com quase todas as
substâncias químicas. Outros metais, no entanto, são tão
reativos poucas pessoas, exceto químicos e estudantes de
química, chegam a vê-los em seu estado “livre”.
o Não-metais
 São substâncias que não têm as propriedades dos metais.
 Com muita frequência são encontrados na forma de compostos
ou misturas de compostos.
 Muitos dos não-metais são sólidos nas condições ambientes de
temperatura e pressão, enquanto muitos outros, nessas
condições, são gases.
 Com exceção do carbono em forma de grafita, não são bons
condutores de calor e eletricidade.
25
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METALÓIDES
 Não tem maleabilidade e ductilidade.
 Exibem uma larga faixa de reatividade química.
 Elementos não-metálicos: C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I, He,
Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
o Metalóides
 As propriedades dos metalóides são intermediárias entre a
dos metais e a dos não-metais.
 Na maioria dos aspectos, os metalóides se comportam
como não-metais, tanto quimicamente como fisicamente.
Porém, quanto à sua propriedade física mais importante, a
condutividade elétrica, eles se assemelham um pouco aos
metais.
 Os metalóides tendem a ser semicondutores.
 Elementos metalóides: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At.
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METALÓIDES
 Atualmente esta classificação vem progressivamente
caindo em desuso, tendo em vista que os elementos
pertencentes aos metalóides nunca foram claramente
definidos ou indicados oficialmente, tanto pela União
Internacional da Química Pura e Aplicada (IUPAC) ou,
em domínio brasileiro, pela Sociedade Brasileira de
Química (SBQ).
 Com efeito, desde o ano de 2001, a SBQ abandonou a
classificação dos metalóides em suas tabelas
periódicas, deixando os elementos germânio, antimônio
e polônio como metais e os elementos boro, silício,
arsênio e telúrio como não-metais. 27
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FÓRMULAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS
 Uma propriedade que quase todos os elementos apresentam é a
capacidade de se combinarem com outros elementos para
formar compostos, embora nem todas as combinações sejam
possíveis.
 Para descrever as substâncias químicas, tanto os elementos
como os compostos, em geral usamos fórmulas químicas, nas
quais são usados símbolos químicos para representar os átomos
dos elementos que estão presentes.
 Para um elemento livre (um elemento que não está combinado
com outro elemento em um composto), às vezes usamos
simplesmente o símbolo químico.
 Da mesma maneira que os símbolos químicos podem ser usados
como notações dos nomes de elementos, uma fórmula química é
um modo abreviado de se escrever o nome de um composto.
Entretanto, a característica mais importante da fórmula de um
composto é que ela especifica a composição da substância.
28
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 Exemplos:
 NaCl, cloreto de sódio (sal de cozinha) – a fórmula química indica que ele
é constituído dos elementos sódio (Na) e cloro (Cl).
 Fe2O3, óxido de ferro(III) – a fórmula química indica que nesse composto
há dois átomos de ferro (Fe) para cada três átomos de oxigênio (O).
 Compostos cujos cristais contêm moléculas de água em razões
constantes são muito comuns e chamados de hidratos. Exemplo:
CaSO4.2H2O; o ponto na fórmula é usado para indicar que as moléculas
de água estão muito fortemente ligadas ao cristal, mas podem ser
removidas – desidratação.
29
Cloreto de cobalto(II) anidro, CoCl2
Cloreto de cobalto(II)
hexaidratado, CoCl2.6H2O
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 Uma equação química descreve o que acontece
quando ocorre uma reação química. Nessa equação
utilizam-se fórmulas químicas para fornecer um quadro
antes e depois das substâncias químicas envolvidas.
Exemplo:
2 H2 + O2 → 2 H2O
Reagentes: substâncias presentes
antes de a reação começar
Produtos: substâncias formadas e
que existem depois que a reação
terminou
Significa “reage para produzir”
30
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 Os números em frente as fórmulas são chamados de coeficientes, e
indicam o número de moléculas de cada espécie presentes entre os
reagentes e os produtos.
 Os coeficientes são necessários para que a equação obedeça à lei
da conservação da massa. Como os átomos não podem ser criados
e nem destruídos em uma reação química, temos que ter o mesmo
número de átomos de cada espécie antes e depois da reação (ou
seja, em ambos os lados da seta).
 Quando esta condição é satisfeita, dizemos que a equação está
equilibrada (balanceada).
 Em uma equação química, às vezes é útil especificar os estados
físicos dos reagentes e dos produtos, ou seja, se eles são sólidos,
líquidos ou gases. Para fazer isto, escreve-se entre parênteses s
para sólido, l para líquido e g para gás depois das fórmulas químicas.
 Às vezes também é útil indicar que uma determinada substância está
dissolvida em água. Fazemos isto escrevendo aq, que significa
“solução aquosa”, entre parênteses depois da fórmula.
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 A reação entre o ácido existente no estômago (uma
solução aquosa de HCl) e o agente ativo nos
antiácidos, CaCO3 é:
2 HCl (aq) + CaCO3 (s) → CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
32
Fumaça branca de cloreto de amônio resultante da
reação química entre amônia e ácido clorídrico
NH3 (l) + HCl (aq)  NH4Cl (g)
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COMPOSTOS MOLECULARES SÃO CONSTITUÍDOS DE
PARTÍCULAS NEUTRAS DENOMINADAS MOLÉCULAS
 O conceito de molécula vem da época da teoria atômica de
Dalton, durante a qual uma parte dessa teoria afirmava que
os átomos dos elementos se combinavam em razões
numéricas constantes para formar “moléculas” de um
composto.
 Pela definição moderna, uma molécula é uma partícula
neutra que consiste em dois ou mais átomos.
 Nas moléculas os átomos se mantêm unidos entre si por
atrações denominadas ligações químicas, que são de
natureza elétrica. Nos compostos moleculares as ligações
químicas surgem do compartilhamento de elétrons entre os
átomos.
 As fórmulas químicas que usamos para descrever a
composição das moléculas são denominadas fórmulas
moleculares, e especificam o número de átomos de cada
espécie que compõem uma única molécula. 33
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 Como regra geral, compostos moleculares são
formados quando elementos não-metálicos se
combinam.
 Embora existam relativamente poucos não-metais, o
número de substâncias moleculares formadas por eles
é enorme. Isto se deve à variedade de maneiras como
eles se combinam, bem como ao grau variável de
complexidade das suas moléculas.
 A variedade e a complexidade alcançam um máximo
em compostos nos quais o carbono está combinado
com alguns outros elementos, tais como hidrogênio,
oxigênio e nitrogênio (estudo de especialidades da
química orgânica e bioquímica). 34
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 Exemplos da variedade de moléculas:
35
Molécula diatômica, H2
Molécula de água Frutose (“açúcar das frutas”)
Molécula de aspirina
(ácido acetilsalicílico)
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COMPOSTOS IÔNICOS SÃO CONSTITUÍDOS DE
PARTÍCULAS CARREGADAS DENOMINADAS ÍONS
 Em condições apropriadas, os átomos podem
transferir elétrons entre si quando eles reagem. Isto é
o que ocorre, por exemplo, quando o sódio metálico se
combina com cloro, um não-metal.
 Como regra geral, compostos iônicos são formados
quando metais reagem com não-metais.
36
No cloreto de sódio, os íons estão agrupados de
maneira eficiente. Cada Na+ está envolvido por seis
Cl- e cada Cl- está envolvido por seis Na+. Como não
existem moléculas individuais, especificamos somente
a razão entre os íons como NaCl.
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 Um íon carregado positivamente = cátion; íon
carregado negativamente = ânion.
 Alguns íons formados pelos elementos
representativos:
37
Número do grupo Íons
IA Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+
IIA Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+
IIIA Al3+
IVA C4-, Si4-
VA N3-, P3-
VIA O2-, S2-, Se2-, Te2-
VIIA F-, Cl-, Br-, I-
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 Para escrever as fórmulas de compostos iônicos
seguimos certas regras:
1. Na fórmula, escreve-se primeiro o íon positivo.
2. Os subscritos na fórmula têm que fornecer uma
fórmula unitária eletricamente neutra.
3. Os subscritos deve ser o menor conjunto possível de
números inteiros.
4. As cargas nos íons não estão presentes na fórmula
final. Quando um subscrito é 1, ele não é escrito.
Exemplo:
(a) Al e O: Al2O3
(b) Ba e S: BaS 38
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 Metais de transição e de pós-transição formam mais de um tipo de
cátion:
 Os elementos de transição estão localizados no centro da tabela
periódica, desde o Grupo IIIB (Grupo 3), à esquerda, até o Grupo IIB
(Grupo 12), à direita. Os metais de pós-transição são aqueles que
aparecem na tabela periódica imediatamente após a linha dos metais de
transição.
39
Metais de
transição
Íons Metais de
transição
Íons
Cromo Cr2+, Cr3+ Prata Ag+
Manganês Mn2+, Mn3+ Cádmio Cd2+
Ferro Fe2+, Fe3+ Ouro Au+, Au3+
Cobalto Co2+, Co3+ Mercúrio Hg2
2+, Hg2+
Níquel Ni2+ Metais de pós-
transição
Íons
Cobre Cu+, Cu2+ Estanho Sn2+, Sn4+
Zinco Zn2+ Chumbo Pb2+, Pb4+
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 Existem substâncias que contêm íons poliatômicos, que são os próprios
íons constituídos de dois ou mais átomos unidos pelas mesmas espécies
de ligações que mantêm as moléculas juntas. Entretanto, os íons
poliatômicos diferem das moléculas, pois contêm ou excesso de elétrons
ou deficiência de elétrons, de modo que não são eletricamente neutros.
40
Íon Nome Íon Nome
NH4
+ Amônio ClO2
- Clorito
H3O+ Hidrônio ClO3
- Clorato
OH- Hidróxido ClO4
- Perclorato
CN- Cianeto MnO4
- Permangana
to
NO2
- Nitrito C2H3O2
- Acetato
NO3
- Nitrato C2O4
- Oxalato
ClO- Hipoclorito CO3
2- Carbonato
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Íon Nome Íon Nome
HCO3
- Carbonato
hidrogenado
(bicarbonato)
Cr2O7
2- Dicromato
SO3
2- Sulfito PO4
3- Fosfato
SO4
2- Sulfato HPO4
2- Fosfato
monoidrogenado
HSO4
- Sulfato hidrogenado
(bissulfato)
H2PO4
- Fosfato diidrogenado
SCN- Tiocianato HSO3
- Sulfito hidrogenado
(bissulfito
S2O3
2- Tiossulfato
CrO4
2- Cromato
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OS NOMES DE COMPOSTOS MOLECULARES E
IÔNICOS OBEDECEM A DETERMINADAS REGRAS
 Antigamente, não existia um procedimento sistemático
para dar nome aos compostos químicos e quem
descobrisse compostos novos usava qualquer método que
desejasse.
 Hoje, conhecemos mais de 15 milhões de compostos
químicos diferentes e é necessário que os nomes desses
compostos obedeçam a um sistema lógico.
 As regras da IUPAC (União Internacional de Química Pura
e Aplicada) definem o nome de um composto sabendo sua
fórmula ou permitem escrever sua fórmula a partir de seu
nome.
42
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 Os nomes dos compostos binários constituídos de dois
não-metais são formados com a utilização de prefixos
gregos.
Exemplos:
(a) PCl5 = pentacloreto de fósforo
(b) CO = monóxido de carbono
(c) N2O4 = tetraóxido de dinitrogênio
(d) Cl2O7 = heptaóxido de dicloro
(e) SCl6 = hexacloreto de enxofre
(f) S2Cl2 = dicloreto de dienxofre
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 Nos compostos iônicos, o nome do ânion precede o do
cátion.
Exemplos:
(a) SrBr2 = brometo de estrôncio
(b) Al2Se3 = seleneto de alumínio
(c) FeCl2 = cloreto de ferro(II) (cloreto ferroso)
(d) FeCl3 = cloreto de ferro(III) (cloreto férrico)
(e) CoF3 = fluoreto de cobalto(III) (fluoreto cobáltico)
(f) CoF2 = fluoreto de cobalto(II) (fluoreto cobaltoso)
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 Os hidratos são compostos iônicos cujos cristais contêm
moléculas de água em proporções constantes
relativamente à substância iônica.
Exemplos:
(a) CuSO4.5H2O = sulfato de cobre pentaidratado
(b) FeCl3.6H2O = cloreto de ferro(III) hexaidratado
(c) Cr2(SO4)3.6H2O = sulfato de cromo(III) hexaidratado
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