Apostila de Química Geral - euquimica

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Apostila 
de 
Química 
Geral 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
@euquimica 
APOSTILA DE QUÍMICA GERAL 
1) Introdução ao Estudo da Química: 
A Química é uma ciência que surgiu da 
curiosidade humana em torno da composição 
de todas as coisas e do funcionamento do 
mundo que nos cerca. Atualmente, a Química 
é definida basicamente como a ciência que 
estuda a matéria, suas transformações e 
as energias envolvidas nesses processos. 
Ela trabalha em três níveis principais: 
Microscópico: Quando a Química interpreta 
fenômenos em que há o reordenamento dos 
átomos, que são os constituintes básicos de 
toda a matéria e que são invisíveis aos nossos 
olhos; 
Macroscópico: Objetos ou fenômenos 
grandes e visíveis; 
Simbólico: É a expressão dos fenômenos 
químicos através de símbolos, fórmulas e 
equações matemáticas. 
 
1.1) Principais conceitos: 
Matéria: corresponde a tudo que ocupa um 
lugar no espaço e tem massa; 
Massa: É uma propriedade geral da matéria 
que indica a quantidade de matéria que existe 
em um corpo; 
Volume: É uma propriedade geral da matéria 
que indica a extensão de espaço ocupado por 
um corpo; 
Corpo: amostra ou porção limitada da 
matéria. Por exemplo, a árvore é matéria. 
Então, se cortarmos o caule da árvore, uma 
tora de madeira obtida será um corpo; 
Objeto: corpo que sofreu alterações e foi 
produzido para a utilização do ser humano; 
Substância pura ou simplesmente 
substância: As substâncias são os materiais 
que possuem todas as propriedades físicas 
bem definidas, determinadas e praticamente 
constantes, ou seja, são formadas por um 
único tipo de componente (átomos, moléculas 
ou aglomerados iônicos); 
Substância simples: Formada por um único 
tipo de elemento químico. Exemplos: gás 
oxigênio (O2), gás hidrogênio (H2), ferro (Fe), 
gás hélio (He), alumínio (Aℓ) etc; 
Substância composta ou composto: 
Formada por mais de um elemento químico. 
Exemplos: água (H2O), álcool etílico ou etanol 
(C2H5OH), amônia (NH3) etc; 
Sistema: corpo submetido a uma 
observação; 
Sistema homogêneo: Apresenta uma única 
fase. Pode ser composto por uma substância 
pura ou por uma mistura homogênea; 
Sistema heterogêneo: Apresenta mais de 
uma fase. Pode ser composto de uma 
substância pura em diferentes estados físicos, 
como um copo com água e gelo, ou por uma 
mistura heterogênea; 
Energia: É a medida da capacidade de 
realizar um trabalho. A energia química é 
baseada na força de atração e repulsão nas 
ligações químicas, presente na formação da 
matéria. As trocas de calor são energias 
térmicas; 
Mistura: Quando temos em um mesmo 
sistema mais de uma substância. As misturas 
não apresentam as propriedades, como os 
pontos de fusão e ebulição, bem como a 
densidade, constantes como ocorre com as 
substâncias; 
Mistura homogênea: Apresenta uma única 
fase, ou seja, aspecto totalmente uniforme. 
Exemplo: Mistura de água e álcool; 
Mistura heterogênea: Apresenta mais de 
uma fase. Exemplo: Água e óleo; 
Fenômeno: Qualquer transformação sofrida 
pela matéria; 
Fenômeno físico: são aqueles em que a 
constituição do material não muda. Exemplo: 
Amassar um papel; 
Fenômenos químicos: são aqueles em que 
a constituição do material muda. Exemplo: 
Queimar um papel; 
Alotropia é a propriedade que alguns 
elementos químicos têm de formar uma ou 
mais substâncias simples diferentes. O 
carbono possui dois alótropos: o diamante e o 
grafite; 
Ponto de Fusão (PF): é a temperatura em 
que a substância sofre fusão (durante o 
aquecimento) ou solidificação (durante o 
resfriamento); 
Ponto de Ebulição (PE): é a temperatura em 
que a substância sofre ebulição (durante o 
aquecimento) ou condensação (durante o 
resfriamento). 
1.2) Mudança de Estado Físico: 
As fases ou estados físicos da matéria são 
três: sólido, líquido e gasoso. 
A figura mostra o nome que se dá às 
transições de fase: 
 
Fusão: passagem da fase sólida para a 
líquida. Exemplo: o gelo derretendo e se 
transformando em água líquida. 
Vaporização: passagem da fase líquida para 
a gasosa. Exemplo: a água fervendo e se 
transformando em vapor de água, como a 
vaporização dos rios, lagos e mares. 
Solidificação: passagem da fase líquida para 
a sólida. Exemplo: água líquida colocada no 
congelador para formar gelo. 
Condensação: passagem da fase gasosa 
para a líquida. Exemplo: o vapor da água se 
transformando em gotículas de água quando 
sua temperatura fica abaixo de 100ºC. 
Sublimação: passagem que se dá de forma 
direta, da fase sólida para a gasosa ou da fase 
gasosa para a sólida; como acontece com a 
naftalina, por exemplo. 
1.3) Densidade x Massa Específica 
Vamos considerar um corpo de massa m e 
volume V. Podemos, matematicamente, 
definir a densidade desse corpo através da 
seguinte relação: 
 
Na equação acima, observe que V é o volume 
total do corpo, seja ele maciço ou oco. Caso o 
corpo analisado seja maciço e homogêneo, 
como, por exemplo, um cubo de metal, ou um 
tijolo, a densidade pode ser chamada de 
massa específica – sendo representada pela 
letra grega mi (µ) – do material do qual é feito 
o corpo. 
 
No Sistema Internacional de Unidades, a 
unidade de massa específica ou densidade é 
o kg/m3, mas freqüentemente são usadas as 
unidades g/cm3 e kg/L. Portanto, podemos 
escrever: 
 
 
1.4) Separação de Misturas: 
Conheça agora os principais processos de 
separação de misturas homogêneas e 
heterogêneas: 
Catação: Método manual de separação, 
como quando escolhemos os feijões para 
cozinhar; 
Ventilação: Arraste por corrente de ar de um 
dos componentes da mistura que seja bem 
leve. Exemplos: separação das cascas de 
grãos de café, cereais e amendoim torrado; 
Levigação: Arraste de sólidos de baixa 
densidade por meio de correntes de água, 
permanecendo no recipiente os sólidos de 
densidade maior. Isso é feito pelos 
garimpeiros para separar a areia (menos 
densa) do ouro (mais denso); 
Peneiração ou tamisação: É usada para 
separar sólidos de diferentes tamanhos, 
geralmente passando por uma peneira, sendo 
que os sólidos menores passam por sua 
malha, sendo separados dos maiores. É muito 
usada em construções para separar a areia 
do cascalho e na cozinha quando se quer 
separar impurezas na farinha de trigo; 
Extração por solventes: Usa-se algum 
líquido para extrair um ou mais componentes 
da mistura. Por exemplo, se adicionarmos 
uma solução aquosa de cloreto de sódio em 
uma mistura de gasolina e álcool, agitarmos e 
depois colocarmos em repouso, veremos que 
a água separará o etanol da gasolina. Isso se 
baseia na diferença de polaridade e no tipo de 
forças intermoleculares. 
Flotação: A flotação consiste em adicionar 
bolhas de ar em uma suspensão coloidal, 
que, por sua vez, é classificada como uma 
mistura formada por partículas suspensas em 
um líquido, sendo que essas partículas 
possuem tamanho entre 1 e 1000 nm. Por 
exemplo, na mineração e extração do cobre a 
partir da calcopirita (CuFeS2), esta é 
pulverizada e combinada com óleo, água e 
detergente. Depois de injetar ar através da 
mistura, o sulfeto mineral revestido de óleo é 
atraído pelas bolhas de ar e é arrastado para 
a superfície com a espuma. O resíduo não 
desejado, que é denominado de ganga, 
deposita-se na parte inferior. 
Filtração: É um método de separação de 
misturas heterogêneas sólido-líquido ou 
gases-sólidos que se baseia na passagem da 
mistura por um filtro. Existem dois tipos de 
filtração: a comum e a vácuo. A filtração 
comum é a simples passagem da mistura por 
um funil com papel de filtro a vácuo onde os 
sólidos ficam retidos. Já a filtração a vácuoé 
feita usando-se um funil de Buchner acoplado 
a um kitassato, que, por sua vez, está 
acoplado a uma trompa de água que arrasta o 
ar de dentro do kitassato, causando uma 
região de pressão baixa. Essa diferença de 
pressão leva à sucção do líquido da mistura e 
acelera o processo de filtração. 
Decantação, sedimentação, sifonação e 
centrifugação: Esses processos baseiam-se 
em um único princípio: a diferença de 
densidade entre os componentes da mistura. 
Eles costumam ser usados em conjunto para 
separar misturas heterogêneas de dois tipos: 
líquido + sólido e líquidos imiscíveis. 
Esse tipo de separação inicia-se na 
sedimentação. A mistura é deixada em 
repouso para que, depois de um tempo, as 
partículas do sólido em suspensão no líquido 
ou o líquido mais denso, por ação da 
gravidade, depositem-se no fundo do 
recipiente. Esse processo de sedimentação 
pode ser acelerado pela realização de uma 
centrifugação, no caso de misturas do tipo 
líquido + sólido. A mistura é colocada em um 
tubo de ensaio dentro de uma centrífuga, que 
rotaciona em alta velocidade e, por inércia, faz 
com que as partículas de maior densidade 
depositem-se no fundo do tubo. 
A decantação ocorre quando se inclina o 
recipiente que contém a mistura, derramando 
em outro recipiente o líquido menos denso, 
que ficou na parte de cima. Isso pode ser feito 
também por sifonação, que é a transferência 
do líquido por meio de um sifão ou uma 
mangueira plástica, iniciando-se o fluxo por 
sucção. 
 
Separação magnética: É a aproximação de 
um ímã magnético de uma mistura que 
contém alguma substância que é atraída pelo 
ímã, como limalhas de ferro, para separá-la 
dos outros componentes. 
Evaporação: Essa técnica é baseada na 
diferença de pontos de ebulição entre os 
componentes da mistura. As misturas 
homogêneas sólido-líquido, isto é, as 
soluções químicas verdadeiras, são deixadas 
em repouso ou aquecidas para que o líquido 
evapore, permanecendo o sólido que possui o 
ponto de ebulição muito maior. Essa técnica é 
usada na obtenção de sal de cozinha a partir 
da água do mar. 
Destilação: É usada para separar cada um 
dos componentes de misturas sólido-líquido 
ou líquido-líquido miscíveis. Existem dois 
tipos: a destilação simples e a destilação 
fracionada. A destilação simples é usada 
principalmente para misturas sólido-líquido e 
consiste em aquecer a mistura em um balão 
de fundo redondo acoplado a um 
condensador. O líquido de menor ponto de 
ebulição evapora e chega ao condensador, 
onde retorna ao estado líquido e é coletado 
em outro recipiente. 
Já a destilação fracionada é usada para 
misturas líquido-líquido miscíveis. A única 
diferença é que, antes do condensador, há 
uma coluna de fracionamento, em que há uma 
barreira, pois esse condensador possui 
bolinhas ou cacos de vidro ou de porcelana. 
Cristalização fracionada: É usada quando 
há vários sólidos dissolvidos em um solvente, 
sendo que se evapora o solvente ou a 
temperatura é diminuída. Um dos 
componentes começa a cristalizar, enquanto 
os outros estão dissolvidos. Ele é retirado, e o 
próximo componente cristaliza-se e assim por 
diante. 
Liquefação fracionada: É usada para 
separar componentes gasosos através da 
diminuição da temperatura ou elevação da 
pressão. Um dos gases torna-se líquido 
primeiro, passando por posterior destilação 
fracionada. É uma técnica empregada para 
separar os componentes do ar. 
Adsorção: São usadas substâncias que 
retêm em suas superfícies determinadas 
substâncias gasosas. Por exemplo, as 
máscaras contra gases venenosos possuem 
carvão ativo que adsorve os gases poluentes. 
Dissolução fracionada: Usada para separar 
misturas do tipo sólido-sólido em que um dos 
sólidos mistura-se em determinado solvente e 
o outro não. Por exemplo, se tivermos uma 
mistura de sal e areia, podemos adicionar 
água para que o sal misture-se nela e 
separe-se da areia. Podem ser usados outros 
processos depois, como a filtração para 
separar a areia, a destilação para separar a 
água e o sal, ou a evaporação para obter 
somente o sal. 
Fusão fracionada: Método aplicado para 
separar misturas do tipo sólido-sólido que 
possuam pontos de fusão diferentes. A 
mistura é aquecida e um dos sólidos funde-se 
primeiro. 
 
2) Reação Química 
Uma reação química ocorre quando certas 
substâncias sofrem transformações em 
relação ao seu estado inicial (reagentes). 
Para que isso possa acontecer, as ligações 
entre átomos e moléculas devem ser 
rompidas e devem ser restabelecidas de outra 
maneira. A ocorrência de uma reação química 
é indicada pelo aparecimento de novas 
substâncias (produtos), diferentes das 
originais (reagentes). 
2.1) Leis ponderais: 
LEI DE LAVOISIER 
“Numa reação química, a soma das massas 
dos reagentes é igual à soma das massas dos 
produtos.” 
Segundo esta lei, num sistema químico 
fechado, qualquer que seja a transformação 
ocorrida, a massa segue constante. 
Uma reação entre as substâncias A e B 
transformam-se em C. 
A massa da substância A é 20g e de B é 5g. 
Qual a massa de C? 
A + B → C 
20g 5g x 
Então: 20 + 5 = 25g de C 
A + B → C 
20g 5g 25g 
Esta reação obedece a Lei de Lavoisier, onde 
a soma das massas dos reagentes é igual a 
soma da massa dos produtos. 
 
 
LEI DE PROUST 
"Uma determinada substância composta é 
formada por substâncias mais simples, unidas 
sempre na mesma proporção em massa". 
O químico francês Joseph Louis Proust 
observou que em uma reação química a 
relação entre as massas das substâncias 
participantes é sempre constante. A Lei de 
Proust ou a Lei das proporções definidas diz 
que dois ou mais elementos ao se 
combinarem para formar substâncias, 
conservam entre si proporções definidas. 
Observe: A massa de uma molécula de água 
é 18g e é resultado da soma das massas 
atômicas do hidrogênio e do oxigênio. 
H2 – massa atômica = 1 → 2 x 1 = 2g 
O – massa atômica = 16 → 1 x 16 = 16g 
Então 18g de água tem sempre 16g de 
oxigênio e 2g de hidrogênio. 
 
3) Modelos Atômicos e Conceitos 
Fundamentais 
Ao desenrolar da história, diversos cientistas 
e estudiosos tentaram definir o átomo quanto 
a sua forma, dando origem a diversas teorias 
sobre sua constituição física. Surgiram, então, 
os modelos atômicos. 
Modelo Atômico de Dalton (“Bola de 
Bilhar”) 
Dalton (1808) - Estudo 
baseado nas leis ponderais (Lavoisier e 
Proust) - Toda matéria é formada por átomos - 
Átomos são maciços, indivisíveis e 
indestrutíveis. - Átomos iguais apresentam 
propriedades iguais e átomos diferentes 
apresentam propriedades diferentes (Átomos 
identificados pela massa atômica). - Átomos 
podem se combinar em proporções bem 
definidas para formar compostos estáveis 
(moléculas). 
 
 
 
Modelo Atômico de Thomson (“Pudim de 
Passas”) 
Thomson (1898) - 
Conclusões baseadas em experimentos 
realizados com a ampola de Crookes (tubo de 
raios catódicos). - demonstrou que os 
mesmos podiam ser interpretados como 
sendo um feixe de partículas carregadas de 
energia elétrica negativa, as quais foram 
chamadas de elétrons (partícula básica 
comum a todos os átomos). Pasta positiva 
com elétrons (partículas subatômicas de 
carga negativa) incrustados. 
Modelo Atômico de Rutherford (“Modelo 
Planetário”) 
 
Rutherford (1911) - Experimentos de 
espalhamento de partículas alfa; 
- O átomo seria formado por um núcleo 
positivo, que seria muito pequeno em relação 
ao todo, mas teria praticamente toda massa 
do átomo; 
 -Ao redor do núcleo, os elétrons 
descreveriam órbitas circulares em altas 
velocidades, para não serem atraídos e 
caírem sobre o núcleo. 
- A eletrosfera — local onde se situam os 
elétrons — seria cerca de dez mil vezes maior 
do que o núcleo atômico, e entre eles haveria 
um espaço vazio. 
 
 
 
Modelo Bohr (1913) ou (Rutherford - Bohr) 
 Estudo baseado 
nos espectros de emissão e absorção dos 
elementos e na Teoria Quântica de Max 
Planck (1900) 
Postulados: “Os elétrons movem-se em 
órbitas circulares em torno do núcleoatômico 
central.” “Quando os elétrons passam de 
uma órbita para outra, um quantum de energia 
é absorvido ou emitido.” 
 “Somente certas órbitas eletrônicas são 
permitidas e os elétrons não irradiam energia 
quando as percorrem.” (órbitas estacionárias). 
Modelo Atômico Clássico 
 
Particulas Fundamentais: 
 
Conceitos Fundamentais: 
Número Atômico (Z): É o número de prótons 
do núcleo de um átomo. 
Número de Massa (A): É a soma do número 
de prótons com o número de nêutrons (N) do 
núcleo de um átomo. 
 A = Z + N 
 
Elemento Químico: É o conjunto de átomos 
que apresentam o mesmo número atômico. 
Isóbaros: São elementos químicos diferentes 
que apresentam mesmo número de massa. 
Isótonos: São elementos químicos diferentes 
que apresentam mesmo número de nêutrons. 
Isótopos: São átomos de um mesmo 
elemento químico que apresentam diferentes 
números de nêutrons e, conseqüentemente, 
diferentes números de massa. 
Isoeletrônicos: São elementos diferentes 
que apresentam mesmo número de elétrons. 
Massa Atômica de um Elemento 
É a média ponderada das massas atômicas 
dos isótopos naturais desse elemento. 
 
4) Distribuição Eletrônica e Tabela 
Periódica dos Elementos 
Podemos distribuir os elétrons, ou fazer a 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA, em camadas 
(níveis de energia) ou em subníveis. 
Cada camada possui uma quantidade 
máxima de elétrons que podem ser 
distribuídos, bem como os subníveis 
pertencentes a cada camada. 
 Observe que a primeira camada (K), 
comporta no máximo dois elétrons. Esses 
elétrons são “colocados” no subnível dessa 
camada (s). 
Os elétrons devem ser distribuídos nos 
subníveis seguindo uma sequência (observe 
as setas): 
 
Após fazer a distribuição eletrônica, 
conseguimos descobrir qual é o PERÍODO 
(linha) e a COLUNA (família) da tabela 
periódica em que o elemento se encontra. 
Para saber qual é o período, basta olhar o 
maior número que aparece na frente das 
letras na distribuição. Para saber em qual 
família o elemento se encontra, veja quantos 
eletros estão distribuídos junto com o número 
X. Essa observação e localização do 
elemento na tabela periódica, só é possível 
para elementos neutros. Se forem íons, não 
conseguimos fazer a localização correta. 
5) Quantidades e medidas 
5.1) Leis Volumétricas de Gay-Lussac 
 
A lei volumétrica de Gay-Lussac diz que, nas 
mesmas condições de temperatura e pressão, 
os volumes dos gases de uma reação formam 
uma proporção constante. 
Mas essa lei foi de encontro com a teoria 
atômica de Dalton. Segundo essa teoria, o 
volume dos produtos na reação deveria ser 
igual à soma dos volumes dos reagentes. 
Assim, deveria ocorrer o seguinte: 
Hidrogênio + Oxigênio → Água 
2 volumes + 1 volume → 3 volumes 
 
Mas Gay-Lussac mostrou que não era assim 
que ocorria na prática, o resultado era igual a 
dois volumes de vapor de água. 
A resposta para essa aparente contradição 
veio por meio da hipótese ou lei de 
Avogadro: 
Avogadro mostrou que, na realidade, os 
gases não eram átomos isolados, mas sim 
moléculas. Sua lei dizia o seguinte: 
 
Avogadro mostrou que 1 mol de qualquer 
gás possui 6,02 . 1023 moléculas. Esse valor 
é conhecido como número ou constante de 
Avogadro. Ficou comprovado que, nas 
Condições Normais de Temperatura e 
Pressão (CNTP), em que a pressão é igual a 1 
atm e a temperatura é de 273 K (0ºC), o 
volume ocupado por 1 mol de qualquer 
gás sempre será 22,4 L. Esse valor 
corresponde ao volume molar dos gases. 
Essas relações são muito importantes para a 
resolução de exercícios de estequiometria. 
A lei volumétrica de Avogadro explicou a lei 
volumétrica de Gay-Lussac. Observe a seguir 
que duas moléculas de hidrogênio (dois 
volumes) reagem com uma molécula de 
oxigênio (um volume) para a formação de 
duas moléculas de água (dois volumes). A 
água e o hidrogênio possuem o mesmo 
volume porque possuem a mesma quantidade 
de moléculas, conforme dito pela lei de 
Avogadro. 
 
 
 
5.2) Massa Atômica, Massa do elemento 
químico e Massa Molecular: 
Unidade de massa atômica (u) 
Esta unidade equivale a 1/12 da massa de um 
átomo de 12C. É representada pela letra 
minúscula u. 
Massa Atômica 
A massa atômica (MA) representa o quanto 
mais pesado que 1/12 de um átomo de 
carbono-12 um átomo de elemento químico 
qualquer é. 
Por exemplo, o Oxigênio tem massa atômica 
de 16u, pois é mais pesado 16 vezes em 
relação a 1 parte de 12 de um átomo de 
carbono-12. 
O átomo de Helio possui 4u , ou seja, sua 
massa é o equivalente à 1/3 da massa de um 
átomo de 12C. 
Obs: muitas vezes o u da unidade é omitido 
em tabelas periódicas ou provas de 
vestibulares. 
Massa atômica de um elemento químico 
Os elementos químicos podem possuir vários 
isótopos (mesmo número atômico porém 
massa diferente), mas não seria viável 
representá-los todos na tabela periódica. Por 
isso, as massas atômicas que vemos nessas 
tabelas, são médias ponderadas das massas 
dos diversos isótopos estáveis existentes no 
universo que esse elemento químico possui. 
Massa Molecular 
A massa molecular (MM) é a soma das 
massas atômicas dos átomos que compõem 
uma molécula. Por exemplo, numa molécula 
de água (H2O), teremos: 
- H = 1u, como são dois hidrogênios = 2u 
- O = 16u 
- H2O = 2u + 16u = 18u 
Massa Molar: 
Mol 
O mol indica quantidade. Um mol de qualquer 
coisa possui 6,02.1023 unidades. É utilizado 
em química para referir-se à matéria 
microscópica, já que este número é muito 
grande. Pode ser usado para quantificar 
átomos, moléculas, íons, número de elétrons, 
etc. 
O número 6,02.1023 é a constante de 
Avogadro. 
O mol indica massa. Um mol de um elemento 
é igual a sua massa molecular em gramas (g). 
O mol indica volume. Na realidade, indica o 
volume ocupado por um gás nas CNTP 
(condições normais de temperatura e 
pressão). Para gases que estão nestas 
condições, o valor de um mol é 22,4L (litros). 
Massa Molar 
A massa molar expressa a massa de um mol 
em gramas. Se a massa molecular de uma 
substância numa u.m.a. for p, a massa molar 
dessa substância também será p, mas em 
gramas. 
 
6) Ligações Químicas 
Basicamente, duas forças de naturezas 
distintas atuam no interior da matéria: são 
as forças intermoleculares, isto é, 
entre moléculas, e as forças intramoleculares, 
que agem no interior dessas moléculas, entre 
dois ou mais átomos. As forças 
intermoleculares podem ser descritas, 
sucintamente, como Pontes de 
Hidrogênio ou Forças de Van der Waals. As 
forças intramoleculares são as famosas 
ligações químicas, que podem ser do tipo 
iônico, covalente ou metálico. 
De modo geral, pode ocorrer a doação e o 
recebimento de elétrons entre dois átomos, 
caracterizando uma ligação denominada 
de Ligação Iônica. Nessa ligação, 
predominam as forças eletrostáticas que 
atraem os íons de cargas opostas. A ligação 
iônica é a responsável pela formação 
de compostos iônicos, e ocorre entre um 
átomo metálico e um átomo não metálico, 
com doação de elétrons por parte do primeiro 
e recebimento de elétrons por parte do 
segundo. 
Quando se combinam dois átomos que 
possuem uma mesma tendência de ganhar e 
perder elétrons, ocorre então a formação de 
uma Ligação Covalente. Sob essas 
condições, não ocorre uma transferência total 
de elétrons. Nesse processo, ocorre um 
compartilhamento de elétrons, aos pares. A 
ligação covalente, sempre entre dois átomos 
não metálicos, forma os compostos de 
natureza molecular, de modo a constituir uma 
molécula de natureza polar (ligação entre dois 
átomos diferentes) ou apolar (entre dois 
átomos iguais). 
 
 
Já a Ligação Metálica traz um processo 
distinto. Os elétrons distribuem-se sobre 
núcleos positivos de átomos metálicos, 
formando uma nuvem eletrônica sobre toda 
estrutura da matéria formada, sendo esta a 
responsável pelas propriedades metálicas da 
matéria constituída. 
6.1) Geometria Molecular: 
 
 
6.2) Polaridade das ligações e das 
moléculas: 
Chamamos de polaridade a capacidadeque 
as ligações possuem de atrair cargas 
elétricas, e o local onde ocorre este acúmulo 
denominamos de pólos, estes se classificam 
em pólos negativos ou positivos. 
 
Vejamos agora a polaridade presente nas 
ligações iônicas e covalentes: 
 
Ligação iônica: neste tipo de ligação a 
transferência de elétrons é definitiva e por 
isso os compostos iônicos, como o próprio 
nome já diz, são carregados de cargas 
positivas e negativas e, portanto, apresentam 
pólos. A esta definição se aplica a regra: toda 
ligação iônica é uma ligação polar. 
 
Ligação covalente: os pólos neste caso 
estão associados à eletronegatividade. 
Se a ligação covalente for entre átomos de 
http://www.infoescola.com/quimica/forcas-intramoleculares-e-forcas-intermoleculares/
http://www.infoescola.com/quimica/molecula/
http://www.infoescola.com/quimica/forcas-intramoleculares-e-forcas-intermoleculares/
http://www.infoescola.com/quimica/pontes-de-hidrogenio/
http://www.infoescola.com/quimica/pontes-de-hidrogenio/
http://www.infoescola.com/quimica/forcas-de-van-der-waals/
http://www.infoescola.com/quimica/ligacao-ionica-eletrovalente/
http://www.infoescola.com/quimica/ion/
http://www.infoescola.com/quimica/composto-ionico/
http://www.infoescola.com/quimica/ligacao-covalente/
http://www.infoescola.com/quimica/ligacao-metalica/
http://www.infoescola.com/quimica/nuvem-eletronica/
mesma eletronegatividade, a ligação será 
apolar, porque não ocorre formação de pólos. 
Exemplo: Br ─ Br 
 
Agora, se a ligação covalente for entre átomos 
com eletronegatividades diferentes, a ligação 
será polar. Esta diferença induz o acúmulo de 
carga negativa ao redor do elemento mais 
eletronegativo, gerando assim, pólos na 
molécula. 
 
A escala de eletronegatividade de Pauling 
facilita nosso estudo: 
 
 
A eletronegatividade é crescente no sentido 
da seta. 
 
Se fôssemos fazer uma comparação: qual 
ligação, a covalente ou iônica, possui maior 
polaridade? A ligação iônica apresenta 
polarização máxima, ou seja, nenhum outro 
composto é mais polarizado que o composto 
iônico. 
 
6.3) NOX – Número de Oxidação 
O Número de Oxidação (NOX) de um 
elemento químico é a carga que ele recebe 
em uma reação química. Por exemplo, no 
H2SO4: o H ficará com carga +1 
(cada átomo de hidrogênio), o S (enxofre) 
com +6, e o O com uma carga de -2 (cada 
átomo de oxigênio). Para saber qual é 
o NOX de um átomo dentro de uma molécula, 
devemos seguir algumas regras: 
1.Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) 
e prata (Ag) terão nox +1 
2. Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn) -> nox 
+2 
3. Alumínio (Al) -> nox +3 
4. Oxigênio (em qualquer parte da molécula) 
-> nox -2 
5. Calcogênios (somente se aparecerem na 
extremidade direita da fórmula!) -> nox -2 
6. Halogênios (somente se aparecerem na 
extremidade direita da fórmula!) -> nox -1 
7. Íons compostos -> nox igual a carga do íon 
(por exemplo, PO4-3 terá NOX -3) 
8. Soma de todos os NOX de uma molécula 
sempre será ZERO. 
9. Soma do NOX em íon sempre será a 
própria carga do íon. 
10. Elementos isolados e substâncias 
simples -> nox ZERO. 
Exemplos: 
HCl 
Hidrogênio se enquadra na regra 1 -> nox +1 
O cloro se enquadra na regra 6 -> nox -1 
1 - 1 = 0 (regra 8) 
HClO 
Hidrogênio -> nox +1 
Cl -> não há regra que se aplica 
Oxigênio -> nox -2 
Nox H + nox Cl + nox O = 0, logo 1 + x + (-2) = 
0, logo o NOX do Cloro será +1 
 
6.4) Balanceamento: 
A quantidade de átomos de cada elemento 
em uma equação química que representa 
uma reação deve ser a mesma nos reagentes 
(1º membro) e nos produtos (2º membro). 
Essa igualdade é obtida por meio do 
balanceamento dos coeficientes da equação. 
Balanceamento por tentativa: 
Em uma reação química os números 
colocados antes da fórmula de cada 
substância, seja reagente ou produto, são 
chamados de coeficientes estequiométricos 
ou simplesmente, coeficientes. Estes 
informam a proporção entre as quantidades 
em mols dos participantes de uma dada 
reação química. 
Exemplo, para se formar uma molécula de 
água: 
 
Os números em vermelho são os coeficientes, 
e indicam que para se formar uma molécula 
de água é necessário ter 1 molécula de 
Hidrogênio e meia molécula de Oxigênio. 
http://www.infoescola.com/quimica/atomo/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/hidrogenio/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/enxofre/
http://www.infoescola.com/quimica/molecula/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalinos/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/prata/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalino-terrosos/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/zinco/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/aluminio/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/oxigenio/
http://www.infoescola.com/quimica/calcogenios/
http://www.infoescola.com/quimica/halogenios/
http://www.infoescola.com/quimica/ion/
http://www.infoescola.com/quimica/substancias-simples-e-compostas/
http://www.infoescola.com/quimica/substancias-simples-e-compostas/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/cloro/
Quando escrevemos uma equação química, 
ela deve estar corretamente balanceada, ou 
seja, os coeficientes devem estar 
corretamente indicados. Caso contrário, não 
estará observando o fato de os átomos se 
conservarem e com a proporção errada a 
reação não ocorrerá. Uma forma de se 
balancear uma reação química é pelo método 
de tentativas, que constitui dar valores 
arbitrários aos coeficientes estequiométricos 
de modo a tentar igualar os números de 
átomos dos reagentes e dos produtos. 
Exemplo: 
 
A combustão do etanol (C2H6O), álcool 
combustível, produz gás carbônico e água. A 
reação está representada a seguir: 
 
 
Vamos analisar o número de átomos nos 
reagente e nos produtos: 
 
Nota-se que os números dos átomos 
carbonos dos reagentes (CR) e dos carbonos 
dos produtos (CP) são diferentes, e o mesmo 
se nota nos hidrogênios dos produtos (HP) e 
dos reagentes (HR). Para que a reação ocorra 
é necessário fazer o balanceamento (obs: 
sempre deixe o Oxigênio para ser balanceado 
no final ). 
Vamos fazer por etapas; 
1°) Balancear o Carbono: 
Observe que nos reagentes temos 2 
Carbonos e nos produtos temos 1 Carbono, 
como podemos igualar: 2 C = x 1C. Qual valor 
multiplicado por 1 dará 2? (sempre o 
coeficiente menor é multiplicado) x = 2. O 
valor de “X” será o coeficiente do carbono do 
produto. 
 
2°) Balancear o Hidrogênio 
 
Observe que temos 6 Hidrogênios no 
reagentes e 2 Hidrogênios nos produtos. Qual 
valor multiplicado por 2 dará 6 ? (sempre o 
coeficiente menor é multiplicado). 
6H = y2H 
6H=3.2H -> 6H=6H 
O valor de “y” será o coeficiente do hidrogênio 
do produto. 
 
 
ATENÇÃO: Note que a quantidade de 
oxigênio foi alterada devido ao 
balanceamento dos produtos, agora temos: 
 
Se colocarmos um coeficiente no C2H6O vai 
ser alterado toda a reação então o coeficiente 
é colocado no O2 
 
3°) Então qual valor multiplicado por 2 dará 6 
? ( lembrando que já se tem um Oxigênio no 
C2H6O) 
2z = 6 
2.3=6 
Z = 3 coeficiente do O2 
 
 
 
 
 
 
 
Agora vamos ver se o balanceamento está 
correto: 
 
Os números dos átomos dos produtos e dos 
reagentes estão iguais, com isso a reação 
está balanceada. 
Balanceamento resumido: 
 
 
 
 
 
 
 
Balanceamento por Oxirredução: 
O balanceamento de uma equação por 
oxirredução se baseia na igualdade do 
número de elétrons cedidos com o número de 
elétrons recebidos. Um método simples de se 
realizar esse balanceamento é dado pelos 
passos a seguir: 
 
 
 
Agora, vejamos um exemplo para visualizar 
como fazer isso. Abaixo temos a reação de 
oxirredução entre o cobre metálico e o nitrato 
de hidrogênio, com produção de nitrato de 
cobre II, monóxido de nitrogênio e água: 
Cu(s) + HNO3(aq) → Cu (NO3)2(aq) + NO(g) + 
H2O(l) 
 
1º passo – Determinar o Nox: 
 
Observe que o Cu teve seu Nox aumentado 
de zero para +2, o que significa que ele é a 
espécie que sofreu oxidação. Já o N é o que 
sofreu redução, pois o seu Nox diminuiu de +5para +2. 
Agente oxidante: HNO3; 
Agente redutor: Cu(s). 
 
 
2º passo - Determinar a variação do Nox 
(ΔNox) para verificar o número de elétrons 
transferidos: 
 
Cu = ΔNox = 2 – 0 = 2 
N = ΔNox = 5 – 2 = 3 
Observação importante: Os valores 
encontrados para os ΔNox permanecem 
estes porque nas substâncias existem apenas 
um átomo de nitrogênio e de cobre. Mas, se 
fosse mais de dois átomos teríamos que levar 
isso em consideração. 
 
3º Passo – Inverter os valores de ΔNox 
pelos coeficientes das substâncias: 
Visto que o ΔNox do Cu deu 2, então esse 
será o coeficiente da substância que contém o 
N, que no primeiro membro é o HNO3 e no 
segundo membro da equação é o NO. E visto 
que ΔNox do N deu 3, então esse será o 
coeficiente da substância que contém o Cu, 
que no primeiro membro é o Cu e no segundo 
membro da equação é o Cu(NO3)2. 
Observe que, assim, o número total de 
elétrons perdidos é igual ao número total de 
elétrons recebidos: 
 
Observação importante: Nesse caso, todas 
as substâncias envolvidas contêm a mesma 
quantidade de átomos de Cu e de N. Porém, 
se acontecer de essa quantidade for diferente, 
nós devemos escolher o membro que tiver a 
maior quantidade de átomos que sofrem 
redução e oxidação. 
Aqui nós vamos escolher trabalhar com as 
substâncias do segundo membro, porque é o 
que tem maior número de substâncias. 
Fica assim, então: 
Cu(s) + HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 
H2O(l) 
 
 
4º passo: Continuar balanceando pelo 
método de tentativas: 
 
Se no segundo membro temos 3 Cu, esse 
será seu coeficiente no primeiro membro. E 
no segundo membro temos 8 N (lembre-se de 
multiplicar o índice pelo coeficiente em cada 
substância e depois somar com o que tiver 
nas outras substâncias), então esse será o 
coeficiente de HNO3 no primeiro membro. 
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu (NO3)2(aq) + 
2NO(g) + H2O(l) 
 
 
 
Agora sabemos que a quantidade de átomos 
de H no primeiro membro é de 8, então o 
coeficiente de H2O no segundo membro será 
4 (porque tem que multiplicar pelo índice “2”): 
 
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu (NO3)2(aq) + 
2 NO(g) + 4 H2O(l) 
 
Por fim, vamos verificar se o balanceamento 
está correto vendo se a quantidade de átomos 
de oxigênios é igual nos dois membros: 
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu (NO3)2(aq) + 2 
NO(g) + 4 H2O(l) 
 
O = 8 . 3 = 24 → O = (2 . 3 . 3) + 2 + 4 = 24 
 
Portanto, o balanceamento está correto. 
 
 
 
 
 
 
7) Funções Inorgânicas: 
Para facilitar o estudo dos compostos 
inorgânicos, criou-se as funções inorgânicas, 
ou seja, grupos de famílias de compostos com 
características e propriedades semelhantes. 
Na Química Inorgânica as funções são quatro: 
ácidos, bases, sais e óxidos. Com o passar do 
tempo e com a descoberta de milhares de 
substâncias inorgânicas, os cientistas 
começaram a observar que alguns desses 
compostos podiam ser agrupados em famílias 
com propriedades semelhantes. Esses 
grupos são chamados de funções. 
Ácidos: 
 
São compostos covalentes que reagem com 
água (sofrem ionização), formando soluções 
que apresentam como único cátion o hidrônio, 
H3O1+ (ou, conforme o conceito original e que 
permanece até hoje para fins didáticos, o 
cátion H1+). Exemplo: 
H2SO4 → H3O1+ + HSO4- ou 
H2SO4 → H1+ + HSO4- 
Estas substâncias possuem as 
características abaixo: 
 Formam soluções condutoras de 
eletricidade, pois ao se ionizarem 
liberam íons responsáveis por esse 
processo; 
 Mudam a coloração de certas 
substâncias, no caso os indicadores; 
 Possuem sabor azedo, como é o caso 
do vinagre devido ao ácido acético 
presente. 
Para definir a concentração de íons H+ em 
solução foi criada a escala de pH - sigla usada 
para o termo potencial hidrogeniônico. Esta 
escala varia de 0 a 14 sendo que as 
substâncias que possuem pH < 7 são 
consideradas ácidas, pH = 7 são 
consideradas neutras e pH > 7 são básicas. 
Esses valores são encontrados através de 
cálculos matemáticos a partir da fórmula pH= 
-log [H+]. 
Os ácidos podem ser classificados de acordo 
com o número de hidrogênios ionizáveis 
(monoácidos, diácidos, triácidos), a presença 
ou não do elemento oxigênio (hidrácidos ou 
oxiácidos) e por fim de acordo com sua força. 
A sua fórmula é formada por uma parte 
positiva que é sempre o H+ seguida de um 
grupamento ou átomo de carga negativa. 
Sendo então a fórmula geral HxA onde o 
número de hidrogênios varia de tal modo que 
a soma das cargas da molécula seja igual a 
zero, pois a mesma deve ser eletricamente 
neutra. 
Principais Ácidos: Ácido Sulfúrico (H2SO4), 
Ácido Fluorídrico (HF), Ácido Clorídrico (HCl), 
Ácido Cianídrico (HCN), Ácido Carbônico 
(H2CO3), Ácido fosfórico (H3PO4), Ácido 
Acético (H3CCOOH) e Ácido Nítrico (HNO3). 
Bases: 
 
São compostos capazes de se dissociar na 
água liberando íons, mesmo em pequena 
porcentagem, dos quais o único ânion é o 
hidróxido, OH1-. Exemplos: 
 
NaOH(s) → Na1+ + OH1- 
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH1- 
 
Podem ser classificadas de acordo com o 
número de hidroxilas (OH) presentes, 
podendo ser: 
Monobase: contém um OH. Exemplo: NaOH 
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/hidrogenio/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/oxigenio/
Dibase: contém dois grupamentos OH. 
Exemplo: Ca(OH)2 
Tribase: com três grupos OH. Exemplo: 
Al(OH)3 
Tetrabase: possui quatro grupamentos OH. 
Exemplo: Sn(OH)4 
São classificadas também quanto à 
sua solubilidade. As bases solúveis são 
aquelas onde o cátion, ou seja, a parte 
positiva é um metal alcalino, por exemplo, 
o sódio. As bases pouco solúveis são as que 
contêm metais alcalinos terrosos em sua 
parte positiva e por fim as pouco solúveis ou 
praticamente insolúveis são todas as demais 
bases. 
As bases são substâncias iônicas. 
São fortes as bases que se dissociam quase 
totalmente em soluções diluídas. 
São fracas as que se dissociam parcialmente 
em soluções diluídas. 
Nomenclatura: 
A nomenclatura dessa classe ocorre sempre 
com a utilização da 
palavra hidróxido inicialmente para 
representar o grupo OH e que é 
imprescindível na caracterização de uma 
base. A seguir coloca-se o nome do elemento 
que está ligado ao ânion. Veja o exemplo 
abaixo: 
LiOH: Hidróxido de Lítio 
Os elementos que podem formar mais de uma 
base têm suas nomenclaturas definidas 
conforme o número de oxidação. Como por 
exemplo: 
Fe(OH)3: hidróxido férrico 
Fe(OH)2: hidróxido ferroso 
São utilizadas as terminações “ico” e “oso” 
para a variedade que possuir o maior e menor 
número de oxidação, respectivamente. 
 
 
Principais Bases: Hidróxido de sódio 
(NaOH), Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), 
Hidróxido de magnésio(Mg(OH)2) 
e Hidróxido de amônio (NH4OH). 
 
Sais: 
 
 
São compostos capazes de se dissociar na 
água liberando íons, mesmo em pequena 
porcentagem, dos quais pelo menos um 
cátion é diferente de H3O1+e pelo menos um 
ânion é diferente de OH1-. Exemplos: 
 
NaCl → Na1+ + Cl1- 
Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO31- 
(NH4)3PO4→ 3 NH4+1 + PO43- 
 
Os sais provenientes de neutralização total 
são chamados de sais neutros (normais); os 
que apresentam grupos básicos (OH-) são 
chamados de sais básicos (hidroxissais), e 
os que apresentam hidrogênios ácidos são 
chamados de sais ácidos (hidrogenossais). 
Dissociação de sais: 
Apesar de ser teoricamente impossível prever 
a solubilidade em água de sais, a prática 
exige esse conhecimento. Portanto, é bom 
saber que: 
a) Todos os sais de metais alcalinos e de 
amônio (NH4+) são solúveis. 
b) Todos os sais que contêm ânions NO3-, 
ClO3-, ClO4- e H3CCOO- são solúveis. São 
praticamente solúveis o AgC2H3O2, o KClO4 e 
o NH4ClO4. 
c) Todos os sais que contêm ânions Cl-, Br- e 
o I- são solúveis, exceto os de Ag+, Pb2+ e 
Hg22+. 
d) Todos os sais de SO42- são solúveis, exceto 
os de Pb2+, Sr2+ e Ba2+. Os sulfatos de Ca2+ e 
Ag+são poucos solúveis. 
e) Todos os sais que contêm ânions CO32-, 
PO43-, S2- e SO32- são insolúveis, exceto os de 
amônio (NH4+) e os de metais alcalinos. 
http://www.infoescola.com/fisico-quimica/coeficiente-de-solubilidade/http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalinos/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/sodio/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalino-terrosos/
http://www.infoescola.com/quimica/ligacao-ionica-eletrovalente/
http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-nox/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalinos/
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/sulfatos/
Nomenclatura dos sais: 
Nome do ânion de nome do cátion. 
Vejamos como isso se aplica aos diferentes 
tipos de sais. 
Nomeando sais normais: 
NaCl → cloreto de sódio 
 
Nomeando hidrogenossais e hidroxissais 
O nome desses sais é formado pelo 
acréscimo dos prefixos numéricos 
gregos mono, di, tri, tetra, etc., de acordo 
com o número de hidrogênios ou 
de hidroxilas da fórmula. 
Exemplo: 
NaH2PO4 → diidrogenofosfato de sódio 
Na2HPO4 → monoidrogenofosfato de sódio 
Nomeando sais hidratados 
Indicamos o número de moléculas de água de 
hidratação com os prefixos numéricos gregos. 
Exemplos: 
CaCl2 . 2H2O → cloreto de cálcio diidratado 
Na2SO4 . 10H2O → sulfato de sódio 
decaidratado 
Nomeando sais mistos 
Indicamos os nomes de todos os cátions e 
ânions da fórmula. 
Exemplos: 
NaCa(PO)4 → fosfato de sódio e cálcio 
KAl(SO4)2 → sulfato de potássio e alumínio 
Principais Sais: Cloreto de Sódio (NaCl), 
Fluoreto de sódio (NaF), Nitro de sódio 
(NaNo3), Nitrato de amônio (NH4NO3), 
carbonato de sódio (Na2CO3), Bicarbonato de 
sódio (NaHCO3), Carbonato de cálcio 
(CaCO3), sulfato de cálcio (CaSO4), Sulfato de 
magnésio (MgSO4), Fosfato de cálcio 
(Ca3(PO4)2) e Hipoclorito de sódio (NaClO). 
 
Óxidos: 
 
 
São compostos binários (formados por 
apenas dois elementos químicos), dos quais o 
oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
Exemplos: 
CO2, SO2, SO3, P2O5, Cl2O6, NO2, N2O4, 
Na2O, etc. 
 
Podemos ter óxidos iônicos e óxidos 
moleculares e isso dependerá do tipo de 
ligação existente entre o oxigênio e o outro 
elemento da molécula (que pode variar). 
Quando há alta diferença de 
eletronegatividade entre os elementos, como 
é o caso do oxigênio fazendo ligação com 
elementos do grupo dos metais 
alcalinos e metais alcalinos terrosos temos 
um óxido do tipo iônico. Isto ocorre devido a 
presença de uma ligação iônica (entre um 
metal e um ametal). Exemplos para este caso 
é o óxido de sódio, Na2O. Esta substância é 
muito utilizada na produção de vidros e 
cerâmicas, podendo também ser precursora 
do hidróxido de sódio (soda cáustica, NaOH) 
através de uma reação de hidratação. 
 
Já os óxidos moleculares são aqueles os 
quais possuem ligações covalentes em sua 
estrutura e a diferença de eletronegatividade 
entre os átomos envolvidos já não é tão 
grande. Podemos inferir que a ligação será 
covalente polar pois sempre haverá uma 
maior eletronegatividade do oxigênio em 
relação a qualquer elemento envolvido. É 
exemplo de óxido molecular o óxido de 
nitrogênio, NO. Esta substância é um 
considerável poluente para a atmosfera, 
sendo liberada principalmente pela indústria 
química e de cereais sendo o último devido a 
decomposição de nitratos e nitritos presentes 
nos silos onde encontram-se os grãos. 
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/cloreto-de-sodio/
http://www.infoescola.com/quimica/fosfatos/
http://www.infoescola.com/quimica/molecula/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalinos/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalinos/
http://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalino-terrosos/
http://www.infoescola.com/quimica/ligacao-ionica-eletrovalente/
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/soda-caustica/
http://www.infoescola.com/quimica/ligacao-covalente/
http://www.infoescola.com/geografia/atmosfera/
http://www.infoescola.com/quimica/nitratos/
Nomenclatura dos óxidos 
A nomenclatura dos óxidos é feita através da 
palavra óxido seguida do nome do elemento 
mais eletropositivo presente. Lembrando que 
quando necessário (geralmente nos óxidos 
moleculares) a valência do elemento é 
indicada por prefixo (mono, di, tri) ou 
de números romanos. Por exemplo: 
SO3: trióxido de enxofre 
Neste caso utilizamos o prefixo “tri” para 
indicar que são necessários três átomos de 
oxigênio para formar um óxido com 
o enxofre (S). 
Classificação dos óxidos 
Os óxidos podem ser classificados em: 
 Óxidos ácidos: São também 
conhecidos por anidridos, e reagem 
com água produzindo um ácido e com 
base formando sal e água. Exemplo: 
SO3. 
 Óxidos básicos: Estes compostos 
tendem a reagir com água formando 
uma base e com ácido produzindo sal 
e água. Exemplo: Na2O. 
 Óxidos neutros: Estas substâncias 
não reagem com água, ácido ou 
base. Exemplo: CO e NO. 
 Óxidos anfóteros: Possuem esse 
nome por possuírem caráter dual, ou 
seja, reagem tanto com ácido quanto 
com base originando como produto 
sal e água. Exemplo: ZnO. 
 Peróxidos: Nesta classe os 
compostos reagem com água 
produzindo água oxigenada ou 
peróxido de hidrogênio. Sendo a água 
oxigenada muito presente em nosso 
cotidiano, tanto para limpeza de 
ferimentos quanto em produtos 
descolorantes. Exemplo: Na2O2.. 
Principais óxidos: 
Óxidos básicos: Óxido de cálcio (CaO) e 
Óxido de magnésio (MgO). 
Óxidos ácidos: Dióxido de carbono (CO2); 
Peróxido: Peróxido de Hidrogênio (H2O2). 
 
 
8) Reações Inorgânicas: 
As reações inorgânicas são transformações 
da matéria onde ocorrem mudanças na 
composição química, resultando em um ou 
mais produtos. Veja os tipos de reações que 
podem ocorrer: 
 
Metais com a água: 
 
Metais alcalino e alcalino-terrosos (Ca, Ba, Sr, 
Ra) fazem reação branda com a água à 
temperatura ambiente. 
 
2 Na (s) + 2 HOH (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g) 
 
Os produtos da reação do metal alcalino 
Sódio (Na) com água são: hidróxido de sódio 
(NaOH) e gás hidrogênio (H2). 
 
Análise ou decomposição: 
 
Reação onde uma única substância composta 
origina dois ou mais produtos. 
 
2 H2O → 2 H2 + O2 
 
É possível obter hidrogênio e oxigênio através 
da decomposição da água. 
 
Síntese ou adição: 
 
Reação onde duas substâncias originam um 
único composto. 
 
2 Mg +O → 2 MgO 
 
Repare que a junção dos dois elementos, 
magnésio (Mg) e oxigênio (O), deu origem a 
apenas um produto: MgO (óxido de 
magnésio). 
 
http://www.infoescola.com/matematica/numeros-romanos/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/enxofre/
http://www.infoescola.com/quimica/peroxidos/
Deslocamento: 
 
Também chamada de reação de simples troca 
ou substituição, onde uma substância simples 
reage com uma substância composta 
originando uma substância simples e uma 
substância composta. 
 
Cl2 + 2 NaBr →2 NaCl + Br2 
 
Cloro (Cl) - substância simples - se une ao 
Brometo de sódio (NaBr) – substância 
composta. 
 
Reação de Dupla Troca: 
 
Também conhecida como reação de 
metátese, é a reação onde duas substâncias 
compostas se misturam formando duas novas 
substâncias. 
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2HCl 
 
Ácido sulfúrico (H2SO4) e Cloreto de bário 
(BaCl2): substâncias compostas que se unem 
para formar o precipitado sulfato de bário 
(BaSO4↓) e ácido clorídrico (HCl). 
 
9) Gases: 
Os gases são moléculas ou átomos que se 
movimentam constantemente. Dentre as suas 
características, podemos destacar volume 
variável, difusibilidade e compressibilidade. 
Os gases são compostos de moléculas ou de 
átomos, e alguns exemplos de gases 
moleculares são: 
- O ar que respiramos é constituído em sua 
maioria de gás nitrogênio (N2) e de gás 
oxigênio (O2); 
 
- O dióxido de carbono (CO2), mais conhecido 
como gás carbônico, é o maior responsável 
pelo efeito estufa. Ele também é absorvido 
pelas plantas no processo da fotossíntese, é 
emitido na nossa respiração, é usado como 
gás de refrigerantes e águas gaseificadas, 
entre outras aplicações; 
 
- O gás natural usado como fonte de geração 
de energia mais “limpa” que o carvão e que os 
derivados do petróleo. Ele é constituído 
basicamente de gás metano (CH4); 
 
- O gás ozônio (O3) encontrado na 
estratosfera, que é o responsável pela 
absorçãoda maior parte da radiação 
ultravioleta do sol que poderia nos prejudicar. 
 
 
 
 
Agora falando de gases formados 
por átomos, isso ocorre somente no caso dos 
gases nobres (pertencentes à família 18 da 
tabela periódica). Entre eles, temos o gás 
hélio (He), que é usado para encher balões e 
no tratamento de asma junto ao oxigênio, pois 
assim se reduz o esforço muscular da 
respiração; e o gás neônio (Ne), que é muito 
usado em letreiros luminosos, pois, quando se 
passa uma descarga elétrica nesse gás em 
um tubo a baixa pressão, ele emite uma 
coloração laranja-avermelhada (daí a origem 
do termo “neon”). Vale destacar que os que 
são de outras cores não contêm o neônio, 
mas sim outros gases. 
Visto que não podemos ver as moléculas e os 
átomos que formam os gases, os cientistas 
criaram um modelo conhecido como teoria 
cinética dos gases ou teoria do gás ideal, 
que é usado para explicar o comportamento 
deles. 
Segundo essa teoria, os gases são formados 
por partículas que ficam bem afastadas umas 
das outras e que estão em movimento 
constante, de forma veloz, livre e 
desordenada. O aumento da temperatura faz 
com que essas partículas movimentem-se 
com maior velocidade, pois há aumento de 
sua energia cinética média, que é diretamente 
proporcional à temperatura termodinâmica 
(na escala kelvin), conforme mostra a 
equação a seguir: 
EC = k . T 
 
k = constante de proporcionalidade. 
 
Além disso, a teoria cinética dos gases 
considera que os gases ideais possuem as 
seguintes características principais: 
 
Massa: todos os gases possuem massa; 
 
Volume: o volume dos gases não é fixo 
porque é sempre igual ao volume do 
recipiente que os contém; 
O volume dos gases é variável, adaptando-se 
ao volume do recipiente 
 
Título: Volume dos gases 
 
Dilatação e compressão: Com o aumento da 
temperatura e/ou diminuição da pressão, o 
gás dilata-se (expande-se). Por outro lado, 
com um abaixamento da temperatura e/ou 
aumento da pressão, ele sofre contração (é 
comprimido); 
 
Forças sobre as paredes do recipiente: As 
partículas dos gases que estão se 
movimentando chocam-se com as paredes do 
recipiente que os contém, exercendo uma 
pressão. Esses choques ocorrem de forma 
perfeitamente elástica, o que significa que não 
há variação da energia mecânica total desde 
que o gás esteja em equilíbrio com o meio 
externo, ou seja, a temperatura do gás e a do 
meio externo não podem ser diferentes. 
Conforme já dito, um aumento na temperatura 
faz com que as partículas movimentem-se 
com maior velocidade, o que resulta também 
em um aumento da pressão exercida pelo 
gás. Quando as partículas chocam-se, isso 
também ocorre elasticamente, sem perda de 
energia cinética entre elas. 
 
Difusão: As partículas dos gases 
difundem-se em outros gases, ou seja, 
espalham-se, movimentando-se 
espontaneamente em outros meios gasosos. 
 
 
Densidade: Os gases apresentam baixa 
densidade porque, em comparação com os 
líquidos e sólidos, a mesma massa ocupa um 
volume muito maior. 
↓ Densidade = massa 
 volume ↑ 
 
Forças de atração intermolecular: O gás 
ideal não interage com outros gases. 
É importante lembrar que esse é o 
comportamento dos gases ideais, e não dos 
gases reais. Por exemplo, os gases reais 
interagem sim uns com os outros. Apesar 
disso, gases reais em determinadas 
condições (baixas pressões e altas 
temperaturas) possuem um comportamento 
bem próximo do ideal. 
O estudo do comportamento dos gases deve 
ser feito sempre a partir de suas três variáveis 
de estado: pressão, temperatura e volume. 
 
Transformações Gasosas: 
O estado gasoso é o estado fluido da matéria, 
para estudar esse estado físico precisamos 
levar em consideração as seguintes 
grandezas: temperatura (T), pressão (P), 
volume (V). 
 
Um gás pode passar por três transformações 
distintas: isobárica, isovolumétrica ou 
isotérmica. Vejamos por que: 
 
1 – Lei de Boyle: 
A lei de Boyle basicamente descreve o 
comportamento de um gás ideal apenas 
quando sua temperatura é mantida 
constante (muitas vezes quando a 
temperatura se mantém constante a 
transformação é chamada de isotérmica). 
Para entender o processo dessa lei imagine 
um gás contido em um recipiente fechado. 
Agora imagine que você pressione a tampa 
desse recipiente. 
Você então perceberá que quanto mais você 
aumenta a pressão no gás, o 
seu volume também diminuirá. Logo 
perceberá que as 
grandezas volume e pressão são 
diretamente proporcionais. 
Então a lei de Boyle diz matematicamente 
que: 
pV = k 
Onde k é uma constante que depende 
da massa, temperatura e da natureza desse 
gás. 
2 – Lei de Gay Lussac: 
A lei de Gay Lussac basicamente descreve o 
comportamento de um gás ideal apenas 
quando sua pressão é mantida constante 
(muitas vezes quando a pressão se mantém 
constante a transformação é chamada 
de isobárica). 
Para entender o processo dessa lei imagine 
novamente um gás contido em um recipiente 
fechado. 
Agora imagine que você esquente o 
recipiente. 
Você então perceberá que quanto mais você 
o esquenta, a tampa do recipiente irá subir 
logo a pressão no gás irá diminuir então 
seu volume irá aumentar. Logo se percebe 
que as grandezas 
volume e temperatura são diretamente 
proporcionais. 
Então a lei de Gay Lussac diz 
matematicamente que: 
v = k . T 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pressao-dos-gases.htm
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/volume-dos-gases.htm
 
3 – Lei de Charles: 
A lei de Charles basicamente descreve o 
comportamento de um gás ideal apenas 
quando seu volume é mantido constante 
(muitas vezes quando o volume se mantém 
constante a transformação é chamada 
de isocórica ou isovolumétrica). 
Para entender o processo dessa lei imagine 
novamente um gás contido em um recipiente 
fechado. 
Observe que agora você deve manter a tampa 
do recipiente travada, pois o volume do gás 
deve sempre permanecer constante. 
 
Agora imagine que você esquente o 
recipiente. Você então perceberá que o gás 
tenderá a aumentar seu volume e como 
resultado perceberá que a pressão do gás 
nas paredes do recipiente irá aumentar 
conseqüentemente você percebe que 
a temperatura do sistema irá também 
aumentar. Como conclusão as 
grandezas temperatura e pressão são 
diretamente proporcionais. 
 
Então a lei de Charles diz matematicamente 
que: 
p = k . T 
Conhecida essas três leis o cientista chamado 
Clapeyron conseguiu sintetizar todas elas em 
apenas uma equação. 
A denominada equação de Clapeyron que 
diz: 
 
 
 
 
Com as três leis e a equação de Clapeyron, 
pode-se chegar na equação geral dos gases 
perfeitos: 
 
 
Essa equação quer dizer que os relações dos 
estados 1,2,3 serão sempre iguais. 
Volume Molar dos Gases: 
O volume ocupado por um gás é diretamente 
proporcional à sua quantidade de moléculas 
(número de mol), considerando as mesmas 
condições de temperatura e pressão. 
 
Volume molar = 22,4 L/mol 
 
Esse valor é resultado de experimentos feitos 
em Condições Normais de Temperatura e 
Pressão (CNTP) – 1 atm e 273 K. 
 
O volume molar segue a Hipótese de 
Avogadro, onde volumes iguais de diferentes 
gases, a uma mesma temperatura e pressão, 
possuem mesmo número de mols. 
Misturas Gasosas: 
As misturas gasosas são muito comuns no 
cotidiano. É possível descobrir sua pressão e 
volume total através das pressões e volumes 
parciais dos gases componentes da mistura. 
Visto que são tão presentes em nosso 
cotidiano, é necessário analisar duas 
grandezas importantes quando se trata de 
misturas gasosas, que são: pressão 
parcial e volume parcial. A seguir, ambos 
serão explicados: 
1. Pressão parcial dos gases: 
A pressão parcial de um gás é a pressão que 
ele exerceria se estivesse sozinho, nas 
mesmas condições de temperatura e volume 
da mistura. 
Segundo Dalton, a somadas pressões 
parciais dos gases que formam a mistura 
resulta na pressão total (p) da mistura. Por 
exemplo, se a pressão do ar for de 1,0 atm, a 
pressão parcial do N2 será de 0,8 (80% da 
pressão total) e a pressão parcial de O2 será 
igual a 0,2 % (20% da pressão total da 
mistura). 
Essa Lei de Dalton é mostrada também pela 
fração em quantidade de matéria (X). Essa 
fração no caso do nitrogênio é dada por 0,8 
mol/1,0 mol 
 
pN2= p . XN2 
pN2= 1,0 atm . 0,8 = 0,8 atm. 
Pode-se também calcular cada pressão 
parcial por meio da equação de estado dos 
gases: 
 Equação de estado dos gases: PV = nRT 
Determinação da pressão parcial do 
N2:PN2. V = nN2 . RT 
 
2. Volume parcial dos gases: 
Similarmente à pressão parcial, o volume 
parcial corresponde ao volume que um gás 
ocupa nas condições de temperatura e 
pressão da mistura. 
A Lei de Amagat diz que a soma dos volumes 
parciais é igual ao volume total, assim como o 
caso da pressão visto anteriormente. Por isso, 
usamos a equação de estado dos gases, com 
a única diferença que agora se coloca o 
volume parcial do gás e não a pressão: 
P. VN2= nN2 . RT 
Também é possível calcular o volume parcial 
de cada gás componente da mistura por meio 
da fração em quantidade de matéria. 
 
 
 
 
 
 
 
10) Determinação de Fórmulas 
Quando um químico se depara com um 
material desconhecido, por exemplo, uma 
amostra de uma pedra lunar ou de um 
meteorito, ou ainda de uma matéria 
encontrada em uma caverna que está sendo 
explorada, ele procura, através de diversas 
técnicas físicas e químicas, encontrar a 
composição desse material. 
A primeira providência é fazer a análise 
imediata do material, isto é, separar através 
de processos puramente físicos as diversas 
substâncias presentes na amostra. Esses 
processos baseiam-se no fato de que o 
conjunto de características, como ponto de 
fusão, ponto de ebulição, densidade, 
solubilidade, é diferente para cada substância 
e, manejando criteriosamente essas 
diferenças, consegue-se separá-las uma a 
uma. 
Uma vez separadas as diversas substâncias 
da amostra, a próxima providência é fazer 
uma análise elementar de cada uma delas. 
A análise elementar divide-se em qualitativa, 
cuja finalidade é descobrir os tipos de 
elementos que formam a substância; e 
quantitativa, que tem por finalidade descobrir 
a proporção em que estes elementos 
aparecem, ou seja, descobrir a fórmula da 
substância. 
Com base nesses dados, o químico já pode 
determinar com certeza 3 tipos de fórmula 
para essa substância: fórmula percentual, 
fórmula mínima e fórmula molecular. 
Fórmula Percentual ou Composição 
Centesimal: 
Para obter a fórmula percentual, basta 
calcular a composição centesimal dos 
elementos formadores, ou seja, descobrir as 
percentagens em massa de cada elemento. 
 
 
 
 
Outra maneira de encontrar a fórmula 
percentual é através da fórmula molecular da 
substância. 
Por exemplo, partindo-se da fórmula 
molecular do ácido acético (C2H4O2) é 
possível determinar sua composição 
centesimal. Deve-se conhecer também as 
massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16. 
 
Portanto, uma molécula de ácido acético, de 
massa 60 u, é formada por 24 u de carbono, 4 
u de hidrogênio e 32 u de oxigênio. O cálculo 
da composição centesimal fica: 
 
 
 
 
Concluindo, podemos dizer que em cada 100 
g de ácido acético encontramos 40 g de 
carbono, 6,67 g de hidrogênio e 53,33 g de 
oxigênio. 
Fórmula Mínima, Empírica ou 
Estequiométrica: 
Indica os elementos que formam a substância 
e a proporção em número de átomos ou em 
mols de átomos desses elementos expressa 
em números inteiros e menores possíveis. 
A determinação da fórmula mínima de uma 
substância pode ser feita de duas maneiras: 
I. A partir das massas dos elementos que se 
combinam para formar a substância. 
Como foi visto no módulo anterior: 
 
Sabendo-se que , poderemos fazer 
diretamente o cálculo usando as massas 
obtidas na análise elementar: 
 
Após o cálculo da quantidade em mols, como 
não conseguimos os menores números 
inteiros possíveis, dividimos todos os 
números pelo menor deles. 
Observação – Caso ainda não seja 
conseguida a seqüência de números inteiros, 
devemos multiplicar todos os números por um 
mesmo valor. 
II. A partir da composição centesimal. 
 
Concluímos que em 100 g da substância x 
encontramos: 40 g de carbono, 6,7 g de 
hidrogênio e 53,3 g de oxigênio. O cálculo da 
fórmula mínima deve ser feito da seguinte 
maneira. 
 
 
Fórmula Molecular 
Indica os elementos e o número de átomos de 
cada elemento em 1 molécula ou em 1 mol de 
moléculas de substância. Para o cálculo da 
fórmula molecular é necessário que se 
conheça inicialmente a massa molecular, que 
no caso é 180, e seguir um dos dois 
caminhos: 
I. Partindo da fórmula mínima 
 
 
 
II. Partindo da composição centesimal 
 
Concluindo, podemos dizer que 1 molécula da 
substância x é formada por 6 átomos de 
carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos 
de oxigênio ou 1 mol de moléculas de x é 
formada por 6 mols de átomos de carbono, 12 
mols de átomos de hidrogênio e 6 mols de 
átomos de oxigênio. 
11) Cálculo Estequiométrico: 
O cálculo estequiométrico, ou cálculo das 
medidas apropriadas, é um dos maiores 
passos dados pela humanidade no campo 
científico e é o cerne da química quantitativa. 
Lavoisier (1743-1794), o pai da química 
moderna, foi capaz de associar todos os 
conhecimentos qualitativos da sua época à 
exatidão da matemática. 
Para tanto, desenvolveu vários equipamentos 
de medição, entre eles a balança analítica de 
laboratório, permitindo ao químico medir ou 
calcular as massas dos reagentes e produtos 
envolvidos em uma reação química. 
Atualmente, o cálculo estequiométrico é 
utilizado em várias atividades, tais como: pela 
indústria que deseja saber quanto de 
matéria-prima (reagentes) deve utilizar para 
obter uma determinada quantidade de 
produtos, pelo médico que quer calcular 
quanto de determinada substância deve 
ministrar para cada paciente, entre inúmeras 
outras. 
 
Apesar de temido por muitos vestibulandos, o 
cálculo estequiométrico deixa de ser um 
problema se os seguintes passos forem 
seguidos: 
1o passo - Montar e balancear a equação 
química; 
2o passo - Escrever a proporção em mols 
(coeficientes da equação balanceada); 
3o passo - Adaptar a proporção em mols às 
unidades usadas no enunciado do exercício; 
4o passo - Efetuar a regra de três com os 
dados do exercício. 
Verifique o exemplo abaixo. Depois confira 
estas outras dicas importantes: se a reação 
for representada em várias etapas (reações 
sucessivas), some todas para obter uma só e 
faça o cálculo com esta; se for apresentado 
rendimento no exercício, efetue o cálculo 
normalmente. A quantidade calculada supõe 
rendimento de 100% e com uma simples 
regra de 3 você adapta o resultado ao 
rendimento dado. 
O cálculo estequiométrico é um assunto muito 
abordado nos vestibulares. Vamos tentar 
entender: 
Para fazermos um bolo simples é necessário 
respeitar uma receita padrão: 
3 xícaras de farinha de trigo 
4 ovos 
1 copo de leite 
É evidente que aqui não levaremos em conta 
o recheio. Este fica a critério do freguês. 
Podemos identificar que a receita nos traz os 
ingredientes e suas quantidades. 
No Cálculo Estequiométrico, temos a mesma 
situação. Para resolvê-lo precisamos de uma 
receita (reação) que traga os ingredientes 
(reagentes e/ou produtos) e suas quantidades 
(coeficientes estequiométricos da reação). 
 
 
Casos Gerais: 
1)Massa: quando os dados e a pergunta 
estão expressos em massa 
Exemplo: Calcular a massa de Óxido cúprico 
obtido a partir de 2,54g de Cobre metálico. 
Dados: O=16u; Cu=63,5u 
1o passo: Montar e balancear a equação 
química; 
Cu + O2 → 2CuO 
2 Cu+ 1 O2 → 2CuO 
2o passo - Escrever a proporção em mols 
(coeficientes da equação balanceada); 
2 mol de Cobre + 1 mol de Oxigênio → 2 molsde Óxido Cúprico 
3o passo - Adaptar a proporção em mols às 
unidades usadas no enunciado do exercício 
CuO: 63,5 + 16 = 79,5x2 = 159g 
2x63,5g + 1x32g → 159g 
4o passo - Efetuar a regra de três com os 
dados do exercício. 
2x63,5 ---- 2x79,5 
2,54 ---- X 
63,5x=201,93 
X=201,93/63,5 X= 3,18g de CuO 
 
 
 
 
2) Massa e Volume: quando os dados estão 
em massa e a pergunta em volume. 
Exemplo: Calcule o volume de gás carbônico 
obtido, na CNTP, pela calcinação de 200g de 
Carbonato de Cálcio. 
Dados: C=12; O=16; Ca=40 
Resolução: 
1CaCO32- → 1CaO + 1CO2 
1 mol → 1 mol + 1 mol 
100g de CaCO32-→ 1 mol + 1 mol 
OBS: qualquer gás na CNTP terá 1 mol igual a 
22,4L 
Logo, temos: 
100g de CaCO32- -------- 22,4L 
200g de CaCO32- ------------- X 
100x=4,480 
X=4,480/100=44,8L 
 
3) Volume: quando os dados e a pergunta 
são expressos em volume. 
Exemplo: Um volume de Hidrogênio, medido 
a 15ºC e 720 mm de Mercúrio reage 
completamente com o Cloro. Qual é o volume 
de HCl produzido na mesma temperatura e 
pressão. 
Resolução: 
1 H2 + 1 Cl2 → 2HCl 
1 mol + 1 mol → 2 mols ou 1V + 1V → 2V ou 
1L + 1L → 2L 
1L de H2 ----------- 2L 
15 L de H2 --------- X 
X=30L 
4) Massa e Mol: quando os dados estão em 
massa e a pergunta em mol. 
Exemplo: Quantos mols de HCl são 
necessários para produzir 23,4g de Cloreto de 
Sódio? 
Dados: Na=23; Cl=35,5 
1 HCL + 1 NaOH→ 1 NaCl + 1 H2O 
1mol de HCl --------- 1 mol de NaCl 
X --------- 23,4g de NaCl 
Na=23 + Cl=35,5 = NaCl = 58,5g 
Logo, 
1mol de HCL ------- 58,5g de NaCl 
X -------- 23,4g de NaCl 
X= 0,4 mol de HCl 
5) Massa e Quantidade: Quando os dados 
são em massa e a pergunta em 
número.Exemplo: Quantas moléculas de CO2 
são obtidas pela queima de 4,8g de carbono 
puro? Dados: C=12 
1C + 1O2 → 1CO2 
1 mol de C ---------1 mol de CO2 ou 
12g de C --------- 6.1023 de CO2 
4,8g -------- X 
12X=28,8.1023 
X=28,8.1023/12 = 2,4.1023 
Casos Específicos: 
Reações Sucessivas: com várias etapas 
Exemplo: Qual a massa de H2SO4 produzida a 
partir de 8 toneladas de Enxofre? 
Dados: H=1; S=32; O=16 
1 S + 1 O2 → 1 SO2 
1 SO2 + ½ O2 → 1 SO3 
1 SO3 + 1 H2O → 1 H2SO4 
Cortar compostos iguais e somar os que 
sobrarem: 
1S + ¾O2 + H2O→ H2SO4 
1mol de S ---------- 1 mol de H2SO4 
32g de S ---------- 1x2+32+4x16=98g/mol 
8 toneladas equivale a 8.106 
Logo, 
32g de S ---------- 98g/mol 
8.106 --------------- X 
X=24,5.106 ou 24,5 toneladas 
Excesso: Quando são dados as quantidades 
de dois reagentes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÕES DE INTRODUÇÃO: 
1 (Fuvest-SP) Para a separação das 
misturas: gasolina-água e 
nitrogênio-oxigênio, os processos mais 
adequados são respectivamente: 
a) decantação e liquefação. 
b) sedimentação e destilação. 
c) filtração e sublimação. 
d) destilação e condensação. 
e) flotação e decantação. 
 
2 (Cefet-PR) Para um químico, ao 
desenvolver uma análise, é importante 
verificar se o sistema com o qual está 
trabalhando é uma substância pura ou uma 
mistura. Dependendo do tipo de mistura, 
podemos separar seus componentes por 
diferentes processos. Assinale a alternativa 
que apresenta o método correto de separação 
de uma mistura. 
a) Uma mistura homogênea pode ser 
separada através de decantação. 
b) A mistura álcool e água pode ser separada 
por filtração simples. 
c) A mistura heterogênea entre gases pode 
ser separada por decantação. 
d) Podemos afirmar que, ao separarmos as 
fases sólidas e líquida de uma mistura 
heterogênea, elas serão formadas por 
substâncias puras. 
e) O método mais empregado para a 
separação de misturas homogêneas 
sólido-líquido é a destilação. 
 
3. Faça a associação correta entre as 
colunas, relacionando a(s) técnica(s) que 
deve(m) ser empregada(s) para separar os 
componentes de cada mistura a fim de obter 
todos os componentes: 
Coluna I: 
(1) Óleo + água 
(2) Álcool + éter 
(3) Sal + água 
(4) Limalhas de ferro + areia 
(5) Areia + cascalho 
(6) Ar atmosférico 
(7) Sal de cozinha + iodeto de chumbo 
(insolúvel em água) + água 
(8) Óleo + água + sal 
(9) Tinta preta 
Coluna II: 
a) Evaporação 
b) Filtração 
c) Destilação simples 
d) Decantação 
e) Destilação fracionada 
f) Levigação 
g) Decantação e destilação 
h) Liquefação 
i) Separação magnética 
j) Análise cromatográfica ou cromatografia 
k) Peneiração ou tamisação 
l) Adsorção 
 
4. Uma das etapas do funcionamento do 
aspirador de pó, utilizado na limpeza 
doméstica, é a: 
a) filtração. 
b) decantação. 
c) sedimentação. 
d) centrifugação. 
e) sifonação. 
 
5. A tabela a seguir traz os pontos de fusão e 
ebulição, em ºC, sob pressão de 1 atm, de 
alguns materiais. Com base nas informações 
da tabela, assinale a alternativa que indica 
quais materiais estão no estado de agregação 
líquido à temperatura ambiente (cerca de 
25ºC): 
 
Tabela com pontos de fusão e ebulição de 
várias substâncias 
a) Oxigênio e Metanol 
b) Metanol, acetona e mercúrio 
c) Metanol e mercúrio 
d) Amônia, acetona, mercúrio e alumínio 
e) Nenhuma das alternativas. 
 
6. (Vunesp) O naftaleno, comercialmente 
conhecido como naftalina, empregado para 
evitar baratas em roupas, funde em 
temperaturas superiores a 80°C. Sabe-se que 
bolinhas de naftalina, à temperatura 
ambiente, têm suas massas constantemente 
diminuídas, terminando por desaparecer sem 
deixar resíduo. Essa observação pode ser 
explicada pelo fenômeno da: 
a) fusão. 
b) sublimação. 
c) solidificação. 
d) liquefação. 
e) ebulição. 
 
7. (Mackenzie-SP) As fases de agregação 
para as substâncias abaixo, quando expostas 
a uma temperatura de 30 ºC , são, 
respectivamente: 
 
Tabela com pontos de fusão e ebulição de 
alguns materiais 
a) sólido, líquido, gasoso e líquido. 
b) líquido, sólido, líquido e gasoso. 
c) líquido, gasoso, líquido e sólido. 
d) gasoso, líquido, gasoso e sólido. 
e) sólido, gasoso, líquido e gasoso. 
 
8. O ponto de fusão do cobre é igual a 1083 ºC 
e o ponto de ebulição é de 2 310 ºC. Assinale 
a alternativa que indica corretamente o estado 
físico do cobre em 20ºC, 100ºC, 1000ºC e 
2500ºC, respectivamente: 
a) sólido, sólido, líquido, gasoso. 
b) Sólido, sólido, sólido, sólido. 
c) Sólido, sólido, sólido, gasoso. 
d) Sólido, sólido, sólido, líquido. 
e) Sólido, líquido, líquido, gasoso. 
 
9. (UFBA) Sobre soluções, pode-se afirmar: 
(01) O latão, mistura de cobre e zinco, é uma 
solução sólida. 
(02) Soluções saturadas apresentam soluto 
em quantidade menor do que o limite 
estabelecido pelo 
coeficiente de solubilidade. 
(04) A variação da pressão altera a 
solubilidade dos gases nos líquidos. 
(08) O etanol é separado do álcool hidratado 
por destilação simples. 
(16) Dissolvendo-se 30 g de NaCl em água, 
de tal forma que o volume total seja 500 mL, a 
concentração da solução obtida é igual a 
0,513 mol/L. 
(32) Adicionando-se 0,30 L de água a 0,70 L 
de uma solução 2 mol/L de HCl, a 
concentração da solução resultante é igual a 
1,4 mol/L. 
(64) A solubilidade de qualquer substância 
química, em água, aumenta com o aumento 
da temperatura. 
 
10. A principal característica de uma solução 
é: 
a) ser sempre uma mistura homogênea. 
b) possuir sempre um líquido com outra 
substância dissolvida. 
c) ser um sistema com mais de uma fase. 
d) ser homogênea ou heterogênea, 
dependendo das condições de pressão e 
temperatura. 
e) ser uma substância pura em um único 
estado físico. 
 
11. Assinale a alternativa que contém 
exemplos de soluções: 
a) água de torneira, mar, granito. 
b) granito, mistura de água e óleo, ar. 
c) petróleo no mar, granito, água destilada. 
d) água pura, gás nitrogênio, ouro puro. 
e) ar, água de torneira, ouro 18 quilates. 
 
12. (UFPR) Uma solução é uma mistura 
homogênea de duas ou mais substâncias, 
não importando seu estado físico. Quando 
algum dos componentes da solução 
encontra-se dissolvido alémde seu limite de 
dissolução, diz-se que a solução está 
supersaturada em relação àquele 
componente. Uma garrafa de um refrigerante 
contém uma solução que geralmente é 
constituída por: água, sacarose, acidulante (o 
mais utilizado é o ácido fosfórico), um corante, 
um aromatizante (que pode funcionar também 
como corante) e dióxido de carbono dissolvido 
sob pressão. 
Considerando as informações acima e o seu 
conhecimento sobre o assunto, é correto 
afirmar: 
(01) No refrigerante, o componente mais 
abundante é o solvente, ou seja, a água. 
(02) O refrigerante apresenta pH menor que 7. 
(04) A agitação do refrigerante provoca a 
saída do componente que se encontra 
dissolvido além do seu limite de dissolução. 
(08) Ao final do processo de evaporação do 
refrigerante não há resíduos sólidos. 
(16) A elevação da temperatura geralmente 
provoca a diminuição da solubilidade dos 
solutos gasosos. 
13. (UFES) Observe a representação dos 
sistemas I, II e III e seus componentes. O 
número de fases em cada um é, 
respectivamente: 
 
Exercício sobre misturas 
I- óleo, água e gelo. 
II- água gaseificada e gelo. 
III- água salgada, gelo, óleo e granito. 
a) 3,2,6. 
b) 3,3,4. 
c) 2,2,4. 
d) 3,2,5. 
e) 3,3,6. 
14. (UFES) Considere os seguintes sistemas: 
I - nitrogênio e oxigênio; 
II - etanol hidratado; 
III - água e mercúrio. 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Os três sistemas são homogêneos. 
b) O sistema I é homogêneo e formado por 
substâncias simples. 
c) O sistema II é homogêneo e formado por 
substâncias simples e composta. 
d) O sistema III é heterogêneo e formado por 
substâncias compostas. 
e) O sistema III é uma solução formada por 
água e mercúrio. 
15. Assinale as alternativas que apresentam 
misturas homogêneas: 
a) Água mineral 
b) Ferro 
c) Aço 
d) Salmoura 
e) Refrigerante 
f) Gasolina 
g) Ouro 18 quilates 
h) Leite 
 
16. Relacione corretamente as colunas a 
seguir: 
Coluna I: 
a) Mistura líquida homogênea constituída por 
duas substâncias. 
b) Mistura bifásica formada por três 
substâncias. 
c) Mistura trifásica formada por duas 
substâncias. 
d) Solução líquida. 
e) Mistura homogênea constituída por três 
substâncias. 
Coluna I: 
I. água + álcool + areia 
II. vapor de água + gás carbônico + gás 
oxigênio 
III. sal + água 
IV. água + areia + gelo 
V. álcool hidratado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GABARITO: 
1) Alternativa A 
2) Alternativa E 
3) 1-e; 2-e; 3-c; 4-i; 5-k; 6-h; 7-g; 8-g; 9-j. 
4) Alternativa A 
5) Alternativa B 
6) Alternativa B 
7) Alternativa C 
8) Alternativa C 
9) 01+04+32=37 
10) Alternativa A 
11) Alternativa E 
12) 01+02+04+16=23 
13) Alternativa E 
14) Alternativa B 
15) Alternativas A,C,D,E,F,G 
16) Alternativa A 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUESTÕES DE MODELOS ATÔMICOS E 
DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA: 
1. (UFJF-MG) Associe as afirmações a seus 
respectivos responsáveis: 
I- O átomo não é indivisível e a matéria possui 
propriedades elétricas (1897). 
II- O átomo é uma esfera maciça (1808). 
III- O átomo é formado por duas regiões 
denominadas núcleo e eletrosfera (1911). 
 
a) I - Dalton, II - Rutherford, III - Thomson. 
b) I - Thomson, II - Dalton, III - Rutherford. 
c) I - Dalton, II - Thomson, III - Rutherford. 
d) I - Rutherford, II - Thomson, III - Dalton. 
e) I - Thomson, II - Rutherford, III - Dalton. 
 
2. (UFMG) Ao resumir as características de 
cada um dos sucessivos modelos do átomo 
de hidrogênio, um estudante elaborou o 
seguinte resumo: 
Modelo Atômico: Dalton 
Características: Átomos maciços e 
indivisíveis. 
Modelo Atômico: Thomson 
Características: elétron, de carga negativa, 
incrustado em uma esfera de carga positiva. A 
carga positiva está distribuída, 
homogeneamente, por toda a esfera. 
Modelo Atômico: Rutherford 
Características: elétron, de carga negativa, 
em órbita em torno de um núcleo central, de 
carga positiva. Não há restrição quanto aos 
valores dos raios das órbitas e das energias 
do elétron. 
Modelo Atômico: Bohr 
Características: elétron, de carga negativa, 
em órbita em torno de um núcleo central, de 
carga positiva. Apenas certos valores dos 
raios das órbitas e das energias do elétron 
são possíveis. 
O número de erros cometidos pelo estudante 
é: 
a) 0 
b) 1 
c) 2 
d) 3 
 
3. Assinale a alternativa que completa melhor 
os espaços apresentados na frase abaixo: 
“O modelo de Rutherford propõe que o átomo 
seria composto por um núcleo muito pequeno 
e de carga elétrica ..., que seria equilibrado 
por …, de carga elétrica …, que ficavam 
girando ao redor do núcleo, numa região 
periférica denominada ...” 
a) neutra, prótons, positiva e núcleo. 
b) positiva, elétrons, positiva, eletrosfera. 
c) negativa, prótons, negativa, eletrosfera. 
d) positiva, elétrons, negativa, eletrosfera. 
e) negativa, prótons, negativa, núcleo. 
 
4. Em relação ao modelo atômico de 
Rutherford, julgue os itens a seguir como 
verdadeiros ou falsos: 
a) Esse modelo baseia-se em experimentos 
com eletrólise de soluções de sais de ouro. 
b) Ele apresenta a matéria constituída por 
elétrons em contato direto com os prótons. 
c) O modelo foi elaborado a partir de 
experimentos em que uma fina lâmina de ouro 
era bombardeada com partículas α. 
d) Segundo esse modelo, só é permitido ao 
elétron ocupar níveis energéticos nos quais 
ele se apresenta com valores de energia 
múltiplos inteiros de um fóton. 
e) Esse modelo é semelhante a um sistema 
planetário, em que os elétrons distribuem-se 
ao redor do núcleo, assim como os planetas 
em torno do Sol. 
 
5. A distribuição eletrônica do bário (Z=56) na 
ordem crescente de energia é: 
a) 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6
s2 
b) 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6
s2 
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f12 
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f10 
 
6. Ao se realizar a distribuição eletrônica do 
titânio, que possui número atômico igual a 22, 
descobre-se que o seu subnível mais 
energético e os elétrons distribuídos nele são 
dados por: 
a) 3p3 
b) 3p5 
c) 4s2 
d) 3d2 
e) 4p6 
 
7. Qual a distribuição eletrônica em camadas 
do átomo 2656Fe? 
a) 2 – 8 – 10 – 2. 
b) 2 – 8 – 12. 
c) 2 – 8 – 8 – 4. 
d) 2 – 8 – 18 – 18 – 8 – 2. 
e) 2 – 8 – 14 – 2. 
 
8. (Unifor-CE) O átomo de um elemento 
químico tem 14 elétrons no 3º nível energético 
(n = 3). O número atômico desse elemento é: 
a) 14 
b) 16 
c) 24 
d) 26 
e) 36 
 
9. (FEI-SP) A configuração eletrônica de um 
átomo neutro no estado fundamental é 
1s2 2s2 2p6 3s23p5. O número de orbitais 
vazios remanescentes no nível principal M é: 
a) 0 
b) 1 
c) 5 
d) 6 
e) 10 
 
10. (Unaerp) O fenômeno da supercondução 
de eletricidade, descoberto em 1911, voltou a 
ser objeto da atenção do mundo científico 
com a constatação de Bednorz e Müller de 
que materiais cerâmicos podem exibir esse 
tipo de comportamento, valendo um prêmio 
Nobel a esses dois físicos em 1987. Um dos 
elementos químicos mais importantes na 
formulação da cerâmica supercondutora é o 
ítrio: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1. O 
número de camadas e o número de elétrons 
mais energéticos para o ítrio, serão, 
respectivamente: 
 
a) 4 e 1. 
b) 5 e 1. 
c) 4 e 2. 
d) 5 e 3. 
e) 4 e 3. 
 
 
11. (UFRGS) Uma moda atual entre as 
crianças é colecionar figurinhas que brilham 
no escuro. Essas figuras apresentam em sua 
constituição a substância sulfeto de zinco. O 
fenômeno ocorre porque alguns elétrons que 
compõem os átomos dessa substância 
absorvem energia luminosa e saltam para 
níveis de energia mais externos. No escuro, 
esses elétrons retornam aos seus níveis 
originais, liberando energia luminosa e 
fazendo a figurinha brilhar. Essa característica 
pode ser explicada considerando-se o modelo 
atômico proposto por: 
a) Dalton. 
b) Thomson. 
c) Lavoisier. 
d) Rutherford. 
e) Bohr. 
12. (Cefet-PR) Um dos grandes mistérios que 
a natureza propiciava à espécie humana era a 
luz. Durante dezenas de milhares de anos a 
nossa espécie só pôde contar com este ente 
misterioso