Quimica Basica

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Modulo de 
 
 
Química Básica 
 
 
 
Curso de Licenciatura em Ensino de Química 
 
 
 
 
Universidade Pedagógica 
Departamento de Química 
 
 
Direitos do autor (copyright) 
Este módulo não pode ser reproduzido para fins comerciais. Caso haja necessidade de reprodução, 
deverá ser mantida a referência à Universidade Pedagógica e aos seus Autores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Universidade Pedagógica 
Rua Comandante Augusto Cardoso, nº 135 
Telefone: 21-320860/2 
Telefone: 21 – 306720 
Fax: +258 21-322113 
 
Agradecimentos 
À COMMONWEALTH of LEARNING (COL) pela disponibilização do Template usado na 
produção 
dos Módulos. 
Ao Instituto Nacional de Educação a Distância (INED) pela orientação e apoio prestados. 
Ao Magnífico Reitor, Directores de Faculdade e Chefes de Departamento pelo apoio prestado 
em todo o processo. 
 
 
Ficha Técnica 
Autor: Filomeno Inroga e Malaquias Tsambe 
Desenho instrucional: Nilsa Pondja Cherinda 
Revisão Linguística: Orlanda Gomane 
Maquetização : Aurélio Armando Pires Ribeiro 
Ilustração: Valdinácio Florêncio Paulo 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química i 
 
Índice 
Modulo de 1 
Visão geral 1 
Bem-vindo ao módulo de Química Básica ....................................................................... 1 
Objectivos do módulo ....................................................................................................... 2 
Quem deve estudar este módulo ....................................................................................... 2 
Como está estruturado este módulo .................................................................................. 3 
Ícones de actividade .......................................................................................................... 4 
Acerca dos ícones .......................................................................................... 4 
Habilidades de estudo ....................................................................................................... 5 
Precisa de apoio? .............................................................................................................. 5 
Auto-avaliação .................................................................................................................. 5 
Avaliação .......................................................................................................................... 6 
Tempo de estudo e outras actividades .............................................................................. 6 
Unidade n° 01 7 
Conceitos fundamentais .................................................................................................... 7 
Introdução ................................................................................................................ 7 
Lição no 01 8 
Classificação e importância da Química ........................................................................... 8 
Introdução ................................................................................................................ 8 
O conceito de Química................................................................................... 8 
O método científico........................................................................................ 9 
Estudo da Química ......................................................................................... 9 
Classificação da Química ............................................................................. 10 
Química 10 
Química e outras ciências ............................................................................ 11 
Importância e áreas de investigação ............................................................ 11 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 12 
Actividades ..................................................................................................................... 12 
Lição no 02 13 
Classificação da matéria ................................................................................................. 13 
Introdução .............................................................................................................. 13 
Matéria ......................................................................................................... 13 
Classificação da matéria .............................................................................. 13 
Propriedades da matéria ............................................................................... 15 
Estados físicos da matéria ............................................................................ 17 
ii Índice 
 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 18 
Lição no 03 19 
Classificação e métodos de separação de misturas ......................................................... 19 
Introdução .............................................................................................................. 19 
Mistura ......................................................................................................... 19 
Classificação das misturas ........................................................................... 20 
Métodos de separação de misturas ............................................................... 20 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 23 
Lição no 04 24 
Linguagem química ........................................................................................................ 24 
Introdução .............................................................................................................. 24 
Métodos de ajustamento de equações .......................................................... 27 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 28 
Respostas aos exercícios ................................................................................................. 28 
Unidade n° 02 30 
Estrutura da matéria e Classificação Periódica ............................................................... 30 
Introdução .............................................................................................................. 30 
Lição no 01 31 
História da teoria atómica ............................................................................................... 31 
Introdução .............................................................................................................. 31 
Teoria atómica clássica ................................................................................ 31 
Teoria atómica moderna .............................................................................. 32 
Números Quânticos ...................................................................................... 35 
Regras de Hund ou princípio de máxima multiplicidade............................. 35 
Princípio de exclusão de Pauli ..................................................................... 35 
Regra de energia mínima ............................................................................. 36 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 37 
Lição no 02 38 
Classificação Periódica ................................................................................................... 38 
Introdução .............................................................................................................. 38 
História da Tabela Periódica ........................................................................ 38 
Variação das propriedades periódicas ..........................................................44 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 46 
Lição no 03 47 
Ligação química .............................................................................................................. 47 
Introdução .............................................................................................................. 47 
Ligação química ........................................................................................... 47 
Electrões de valência.................................................................................... 48 
Regra de Octeto............................................................................................ 48 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química iii 
 
Tipos de ligação química ............................................................................. 48 
Ligação iónica .............................................................................................. 48 
Ligação covalente ........................................................................................ 49 
 
Forças intermoleculares (Van Der Waals e Pontes de hidrogénio) ............. 51 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 52 
Respostas dos exercícios ................................................................................................. 52 
Unidade n° 03 54 
Reacções químicas e relações quantitativas .................................................................... 54 
Introdução .............................................................................................................. 54 
Lição no 1 55 
Reacções químicas. Caracterização e Classificação ....................................................... 55 
Introdução .............................................................................................................. 55 
Reacção química .......................................................................................... 55 
Caracterização .............................................................................................. 56 
Critérios de classificação ............................................................................. 56 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 59 
Lição no 2 60 
Relações Quantitativas .................................................................................................... 60 
Introdução .............................................................................................................. 60 
Relações quantitativas ou lei das combinações químicas ............................ 60 
Leis ponderais .............................................................................................. 61 
Leis volumétricas ......................................................................................... 61 
Lição no 03 66 
Bases da Estequiometria ................................................................................................. 66 
Introdução .............................................................................................................. 66 
Al2(SO4)3 71 
Preparação de soluções ................................................................................ 73 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 75 
Respostas dos exercícios ................................................................................................. 75 
Unidade n° 04 77 
Bases da Química Orgânica ............................................................................................ 77 
Introdução .............................................................................................................. 77 
Lição no 01 78 
Breve Historial da Química Orgânica. ............................................................................ 78 
Introdução .............................................................................................................. 78 
iv Índice 
 
Introdução à Química Orgânica ................................................................... 78 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 80 
L Erro! Indicador não definido. 
Compostos de Carbono. Estrutura e propriedades .......................................................... 81 
Introdução .............................................................................................................. 81 
Compostos de Carbono ................................................................................ 81 
Diferenças entre Compostos orgânicos e inorgânicos ................................. 82 
Propriedades particulares dos compostos orgânicos .................................... 83 
Estrutura das Substâncias Orgânicas ........................................................... 83 
Possibilidades de formação de ligações do átomo de carbono .................... 83 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 85 
Lição no 03 86 
Cadeias Carbónicas ......................................................................................................... 86 
Introdução .............................................................................................................. 86 
Cadeias carbónicas ....................................................................................... 86 
Tipos de Carbono numa cadeia Carbónica .................................................. 88 
Fórmulas Químicas dos Compostos Orgânicos ........................................... 88 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 90 
Lição no 04 91 
Isomeria dos Compostos Orgânicos ............................................................................. 91 
Introdução .............................................................................................................. 91 
Isomeria........................................................................................................ 91 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 94 
Principais Reacções Químicas dos Compostos Orgânicas ............................................. 95 
Introdução .............................................................................................................. 95 
Auto-avaliação ................................................................................................................ 97 
Lição no 06 98 
Nomenclatura dos Compostos Orgânicos ....................................................................... 98 
Introdução .............................................................................................................. 98 
Nomenclatura dos compostos orgânicos ...................................................... 98 
Estes prefixos indicam a quantidade de átomos de carbono existentes numa 
molécula. A tabela que se segue mostra a designação, em grego, dos 
números correspondentes. ............................................................................ 98 
Radicais ........................................................................................................ 99 
Nomenclatura Substitutiva ........................................................................... 99 
Nomenclatura Radicofuncional ................................................................. 100 
Nomenclatura Trivial ................................................................................. 101 
Auto-avaliação ..............................................................................................................101 
Lição no 07 102 
Principais Funções dos Compostos Orgânicas ............................................................. 102 
Introdução ............................................................................................................ 102 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química v 
 
Auto-avaliação .............................................................................................................. 103 
Respostas aos exercícios ............................................................................................... 104 
Bibliografia ................................................................................................................... 106 
 
 
 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 1 
 
Visão geral 
Bem-vindo ao módulo de Química 
Básica 
Neste módulo você fará uma revisão geral dos princípios fundamentais da 
Química do Ensino Secundário Geral, dando particular ênfase ao 
tratamento de temas ligados às relações estruturais na ligação dos átomos 
e iões, em diferentes classes das substâncias químicas, bem como em 
relação às suas reacções. É importante estudar este módulo para criar as 
bases fundamentais para a compressão dos conteúdos dos próximos 
módulos, bem como, para a compreensão do conteúdo prático 
experimental. Assim, o módulo é constituído por 4 unidades: 
A primeira unidade, com 4 lições, em que você fará a classificação da 
Química e da matéria de forma mais abrangente, fará também a 
classificação dos métodos físicos de separação da matéria, incluindo a sua 
caracterização. A unidade termina com os aspectos mais gerais 
relacionados com a linguagem química. 
A segunda unidade, comporta 3 lições. Nesta está incluído o conteúdo 
sobre a estrutura da matéria, a classificação periódica e a ligação química. 
A terceira unidade, que também comporta 3 lições, traz-lhe a 
classificação das reacções químicas e as condições para a sua ocorrência, 
as leis fundamentais que constituem as relações entre as quantidades das 
substâncias e por fim os cálculos estequiométricos. 
A quarta e última unidade, comporta 7 lições. Nesta unidade você terá a 
oportunidade de recapitular todos os aspectos básicos e fundamentais da 
Química Orgânica: A história do seu surgimento, a classificação dos 
compostos orgânicos, as regras para a nomenclatura do compostos, os 
tipos de reacção característicos para cada função, etc. 
 
 
 
 
Objectivos do módulo 
Os objectivos gerais do curso de Licenciatura em Ensino de Química são 
a formação de quadros de nível superior com conhecimentos científicos 
adequados e domínio das técnicas especiais de pensamento e trabalhos 
nas áreas de Química e Ciências Pedagógicas. 
 
Objectivos 
Assim, com este manual pretende-se que você seja capaz de: 
Interpretar os conceitos básicos da Química; 
Aplicar os conceitos e relações fundamentais da Química em factos 
concretos; 
Efectuar cálculos estequiométricos; 
Descrever a relação entre estrutura e as propriedades das substâncias; 
Explicar a relação entre estrutura e propriedades das substâncias. 
 
Quem deve estudar este módulo 
Este Módulo foi concebido para todos aqueles que tenham concluído a 
12a classe de ESG, grupo de ciências ou equivalente e estejam inscritos 
no Curso de Química à distância, fornecida pela Universidade 
Pedagógica. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 3 
 
Como está estruturado este 
módulo 
Todos os módulos dos cursos produzidos pela Universidade Pedagógia-
CEAD encontram-se estruturados da seguinte maneira: 
Páginas introdutórias 
Um índice completo. 
Uma visão geral detalhada do curso / módulo, resumindo os aspectos-
chave que você precisa conhecer para completar o estudo. 
Recomendamos que leia esta secção com atenção antes de começar 
o seu estudo. 
Conteúdo do curso / módulo 
O curso está estruturado em unidades. Cada unidade incluirá uma 
introdução, objectivos, conteúdos e actividades de aprendizagem, um 
summario da unidade e uma ou mais actividades para auto-avaliação. 
Outros recursos 
Se você estiver interessado em aprender mais, propomos-lhe uma lista de 
recursos adicionais para explorar. Estes recursos podem incluir livros, 
artigos ou sites na internet. 
Tarefas de avaliação e/ou Auto-avaliação 
As tarefas de avaliação para este módulo encontram-se no final de cada 
unidade. Sempre que necessário, dão-se folhas individuais para 
desenvolver as tarefas, assim como instruções para as completar. Estes 
elementos encontram-se no final do módulo. 
Comentários e sugestões 
Esta é a sua oportunidade para nos dar sugestões e fazer comentários 
sobre a estrutura e o conteúdo do curso / módulo. Os seus comentários 
serão úteis para nos ajudar a avaliar e melhorar o curso / módulo. 
 
 
Ícones de actividade 
Ao longo deste módulo irá encontrar uma série de ícones nas margens das 
páginas. Estes ícones servem para identificar diferentes partes do 
processo de aprendizagem. Podem indicar uma parcela específica de 
texto, uma nova actividade ou tarefa, uma mudança de actividade, etc. 
Acerca dos ícones 
Neste módulo encontrará ícones que identificam as actividades, dicas, 
sumários e actividades de auto-avaliação. 
Pode ver o conjunto completo de ícones deste módulo já a seguir, cada 
um com uma descrição do seu significado e da forma como nós 
interpretámos esse significado para representar as várias actividades ao 
longo deste módulo. 
 
 
Comprometimento/ 
perseverança 
Actividade 
 
Resistência, 
perseverança 
Auto-avaliação 
 
“Qualidade do 
trabalho” 
 
(excelência/ 
autenticidade) 
Avaliação / 
Teste 
 
“Aprender através 
da experiência” 
Exemplo / 
Estudo de caso 
 
Confirmação / 
Correcção 
Resultados 
 
Horas / 
programação 
Tempo 
 
Vigilância / 
preocupação 
Tome Nota! 
 
“Eu mudo ou 
transformo a minha 
vida” 
Objectivos 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 5 
 
 
 “[Ajuda-me] deixa-
me ajudar-te” 
Leitura 
 
“Pronto a enfrentar 
as vicissitudes da 
vida” 
 
(força / preparação) 
Resumo 
 
“Nó da sabedoria” 
Terminologia 
 
Apoio / 
encorajamento 
Dica 
 
Habilidades de estudo 
Este módulo foi concebido tendo-se em consideração que você vai 
estudar sozinho. É por isso que, no fim de cada unidade/lição há 
actividades que o ajudam a rever tudo o que nela aprendeu. 
Fazem parte deste conjunto de actividades: as experiências 
recomendadas, consulta e interpretação de tabelas, desenho e 
interpretação de gráficos e diagramas, etc., pois eles são preciosos para 
que possa conhecer o nível da sua aprendizagem. 
Precisa de apoio? 
Se você tiver dificuldades, existe o Centro de Recursos à sua espera, 
perto do local da sua residência. Não hesite em recorrer a esse centro, 
pois ele foi criado para si. Lá encontrará literatura e outros materiais de 
consulta. 
Auto-avaliação 
 
Ao longo de cada unidade deve resolver os exercícios, pois estes ajudar-
lo-ão a consolidar a matéria. 
 
Recomendamos que resolva todos os exercícios indicados sem recorrer de 
imediato à chave de correcção que se encontra no fim de cada unidade. 
 
 
 
 
Avaliação 
Neste módulo você vai realizar 2 testes: O primeiro teste terá lugar depois 
de completar a unidade 2. e o segundo no fim o módulo. 
 
Cada teste tem a duração de 90 minutos e o exame durará 120 minutos. O 
seu tutor marcará a data do teste, bem como a do exame 15 a 20 dias 
antes. 
 
Tempo de estudo e outras actividades 
 
 Quanto tempo? 
Este módulo compreende um semestre. 
Você deverá despender 80 horas de estudo para este módulo. 
Assim, deve estudar, em média, uma hora por dia consoante a sua 
disponibilidade, para completar as 5 horas semanais recomendadas pelo 
plano de estudos. 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 7 
 
Unidade n° 01 
Conceitos fundamentaisIntrodução 
Bem-vindo a esta unidade didáctica. Nela você terá as noções básicas 
sobre a classificação da Química e da matéria, misturas e seus métodos de 
separação. 
Ao lhe propor esta unidade, pretendemos que você se envolva 
academicamente, de maneira mais activa em todas as actividades 
indicadas ao longo das lições. Neste sentido, achamos que devíamos 
proporcionar-lhe algumas informações básicas sobre a Química. 
 
Ao completar esta unidade, você será capaz de: 
 
Objectivos da 
unidade 
 
Explicar as subdivisões da Química como ciência da natureza e do 
quotidiano; 
Caracterizar a importância social das várias áreas que se relacionam com 
a Química; 
Classificar a matéria, tendo em consideração a definição dos conceitos 
com ela relacionados; 
Caracterizar os tipos de misturas; 
Caracterizar os métodos de separação de misturas; 
 
 
 
 
Lição no 01 
Classificação e importância da 
Química 
Introdução 
O ser humano, movido pela sua curiosidade natural, tentou sempre 
conhecer cada vez mais e melhor o mundo em que vive e ao mesmo 
verificou também que podia aproveitar os mais diversos materiais para 
aumentar o seu bem-estar. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Definir o conceito de Química; 
Caracterizar o estudo da Química como ciência experimental; 
Classificar a Química e explicar a sua importância; 
Interpretar a relação entre a Química e as outras ciências, bem como a sua 
importância para o desenvolvimento económico e sustentável do país. 
 
O conceito de Química 
A Química é uma ciência que estuda os materiais, suas transformações e 
as variações de energia que acompanham essas transformações. 
Também se pode definir a Química como sendo uma ciência da natureza, 
que estuda o mundo que nos rodeia, riquezas naturais, suas formas e 
variedades de fenómenos que nela ocorrem. 
A Química estuda a composição e estrutura das substâncias, as suas 
propriedades, em função da sua composição e estrutura, das condições e 
dos meios de transformação de uma substância noutra. 
As definições do conceito de Química, anteriormente apresentadas, levá-
lo-ão a compreender que a Química é uma ciência activa e em evolução 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 9 
 
constante, sendo também de importância vital no nosso mundo, tanto no 
domínio natural como no social. Apesar de ter raízes muito antigas é uma 
ciência experimental e moderna em todos os seus aspectos. 
 
O método científico 
A Química como ciência da natureza é uma ciência experimental, 
portanto tem como método científico - a experimentação. 
 
Estudo da Química 
Ao estudar a Química como ciência experimental poderá perceber que ela 
ocorre como um processo subdividido em três fases sucessivas: 
observação, representação e interpretação. 
a) Observação. Nesta fase, o químico observa o que se passa 
durante a experiência: uma subida de temperatura, uma mudança 
de cor, a libertação de um gás, etc. 
b) Representação. Aqui, a experiência é descrita e representada em 
linguagem científica, recorrendo-se a símbolos e equações. Esta 
notação simbólica contribui para simplificar a descrição e 
proporciona uma base de comunicação comum a todos os 
químicos. 
c) Interpretação. Fase em que o químico procura explicar o 
fenómeno observado. 
Em cada uma destas fases, ocorre simultaneamente, uma abordagem a 
nível macro e microscópico: 
� Na abordagem da Química a nível macroscópico, são observadas 
directamente as coisas, tocando-as, pesando-as, etc., ou seja, os 
dados experimentais das observações provêm, sobretudo, dos 
fenómenos físicos; 
� Ao nível microscópico, faz-se uma abordagem sobre o 
comportamento dos átomos e moléculas constituintes das 
 
 
Descritiva 
Química 
Geral 
Química 
Especial 
 
Química 
 Pura Química Orgânica 
Analítica 
Qualitativa 
Quantitativa 
Química mineral/ 
Inorgânica 
substâncias intervenientes; ou seja, as teorias explicativas 
baseiam-se normalmente no mundo dos átomos e moléculas. 
No estudo da Química também são considerados: 
� O método científico - como base da investigação em Química e 
qualquer outra ciência; 
� Os processos de medição usados no laboratório; 
� O tratamento dos dados numéricos resultantes de medições 
químicas e; 
� A resolução de problemas estequiométricos. 
 
Classificação da Química 
O esquema que se segue, ajudá-lo-á a conhecer as vá- 
rias ramificações da Ciência Química, bem como o posicionamento 
daquilo que esta a estudar, dentro da classificação da Química. 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
 
 
 
 
Em seguida, tem a caracterização para cada uma das ramificações da 
Química: 
Química Pura. Subdivide-se em Química Geral e Química Especial. 
Química Geral. Estuda propriedades e leis aplicadas a todas as 
substâncias. 
Química aplicada 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 11 
 
Química Especial. Estuda propriedades de uma determinada substância 
ou grupo de substâncias. 
Química Descritiva. Descreva as propriedades das substâncias ou grupo 
de substâncias. 
Química mineral ou Inorgânica. Estuda todos os demais elementos. 
Química Orgânica. Estuda compostos orgânicos ou compostos de 
carbono. 
Química Analítica. Estuda a caracterização da natureza da substância. 
Química Analítica Qualitativa. Determina a natureza dos elementos na 
substância. 
Química Analítica Quantitativa. Determina em que proporções estão 
presentes os elementos constituintes de uma determinada substância. 
Química aplicada. Está relacionada com a aplicação prática da Química 
na Agricultura, na Indústria, na Biologia, na Medicina, na Bioquímica, na 
Petroquímica, na Bromatologia (estudo dos alimentos), na Química 
Industrial (estudo dos processos de elaboração de substâncias necessárias 
à indústria e ao consumo), na Radioquímica (estudo e aplicação de 
substâncias radioactivas). 
 
Química e outras ciências 
Diz-se com frequência que a Química é a “ciência central”, pois são 
essenciais os conhecimentos básicos da mesma para o estudo da Biologia, 
Física, Geologia, Ecologia, e de muitas outras áreas científicas. 
Importância e áreas de investigação 
Embora a Química seja em grande medida uma ciência experimental, os 
químicos: 
� Estudam propriedades e estruturas das moléculas; 
� Analisam poluentes em emissão de escapes ou substâncias 
tóxicas em solos e água. 
A Química tem aplicação em inúmeras outras áreas de investigação como 
por exemplo: 
� Parte da investigação médica e biológica faz-se a nível atómico e 
molecular; 
� Desenvolvimento de novos medicamentos; 
 
 
� Investigação agrícola; 
� Procura de solução para a poluição ambiental; 
� Procura de fontes de energia alternativas; 
� A maioria das indústrias, independentemente do seu produto 
final, depende do trabalho químico (sintetização de polímeros) 
que são utilizados em vestuário, utensílios de cozinha, 
brinquedos, etc. 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Qual é o objecto de estuda da Química? 
2. Qual é a base do método científico da Química? 
3. Mencione duas áreas de investigação em que a Química é aplicada. 
4. Como se caracteriza a abordagem Química a nível microscópico? 
 
Actividades 
 
 
1. Faça um levantamento de todas as indústrias químicas que existem 
na sua Província. 
2. Para as indústrias químicas mencionadas em 1), discuta a sua 
contribuição para o desenvolvimento da Província e do País em 
geral. 
 
 
Leitura 
 
Lei mais sobre a relação entre a Química e outras Ciências em: AICHINGER-
MANGE. Química Básica-1 ”Orgânica”. E.P.U. São Paulo, 1992 e CHANG, 
Raymond, Química Geral - Conceitos essenciais. 4ª Edição. São Paulo, Editora 
Mc Graw-Hill, 2007. 
 
 
 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciaturaem Ensino de Química 13 
 
Lição no 02 
Classificação da matéria 
Introdução 
Todos os materiais que existem na natureza como os que são produzidos 
artificialmente têm os mais variados aspectos: podem ser sólidos, mais ou 
menos resistentes; podem ser líquidos, mais ou menos fluídos; e podem 
ser gasosos, com ou sem cor, com cheiro ou sem cheiro, etc. 
A classificação da matéria é o ponto de partida para a compreensão da 
constituição da matéria e sua transformação como objecto de estudo da 
Química. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Definir e classificar a matéria; 
Caracterizar os conceitos fundamentais da matéria; 
Indicar as propriedades gerais e específicas da matéria; 
Caracterizar as propriedades gerais e específicas da matéria; 
Caracterizar os estados de agregação das substâncias e suas variações. 
 
Matéria 
De forma simplificada pode-se definir a matéria como sendo tudo aquilo 
que tem massa, volume e ocupa espaço. 
Classificação da matéria 
A matéria classifica-se em: substâncias puras e misturas. 
As misturas subdividem-se em misturas homogéneas e heterogéneas. 
As substâncias puras subdividem-se em substância elementar simples e 
substância elementar composta; 
 
 
Os compostos subdividem-se em compostos inorgânicos e orgânicos. 
Substância é a forma isolada da matéria com composição definida e 
propriedades próprias. Ex.: água, amoníaco, açúcar (sacarose), oxigénio, 
etc. 
Corpo é a porção limitada da matéria que tem massa, ocupa lugar no 
espaço e tem uma certa forma. 
Matéria Corpo Objecto 
Madeira Tábua de madeira Massa de madeira 
Ferro (minério) Barra de ferro (depois 
da fundição) 
Grade de ferro 
Tabela 1: Exemplos de matéria, corpo e objecto 
Substância pura é qualquer substância simples ou composta, formada por 
átomos, moléculas ou aglomerados iónicos todos iguais entre si, com 
propriedades características bem definidas e composição química 
constante; é sempre homogénea. 
Substância composta é qualquer substância pura, cujos componentes 
(diferentes átomos) combinam-se em proporções fixas e não se mantêm 
as propriedades individuais das substâncias que a originaram. 
Molécula é um agregado de pelo menos dois átomos num dado arranjo, 
ligados uns aos outros por forças especiais. 
Substância elementar é uma substância pura, constituída pelo mesmo 
elemento químico, caracterizado por ser indecomponível noutras 
substâncias. Exemplo: Fe; N2; O3; S8; etc. 
Substância elementar composta é uma substância elementar constituída 
por pelo menos dois átomos do mesmo elemento químico. Exemplo: Cl2; 
N2; O2, etc. 
Substância elementar simples é uma substância constituída por um tipo 
de átomo do mesmo elemento químico. Exemplo: Cu; S; Si. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 15 
 
Composto químico é uma substância constituída por átomos de dois ou 
mais elementos, unidos quimicamente em proporções bem definidas e 
constantes. 
Elemento químico é a substância que, por meios químicos, não pode ser 
decomposta em substâncias mais simples. É caracterizado 
exclusivamente pelo seu número de carga nuclear ou número atómico 
(Z). 
Elemento é um conceito sub microscópico. Na caracterização do 
elemento químico, na sua existência material, trata-se duma “ substância 
elementar simples”. 
Átomo é a partícula mais pequena da substância que mantêm as 
propriedades desta. É constituído por um núcleo (com p+ e no) e uma 
electrosfera com (electrões). 
Alotropia é o fenómeno a partir do qual um dado elemento químico existe 
sob a forma de diversas substâncias simples. 
 Exemplo: Fósforo (P) P P4 
O fenómeno da alotropia é condicionado pela existência de moléculas de 
diferentes formas alotrópicas e pela diferença a nível da estrutura dos 
seus cristais. 
As formas alotrópicas ou alótropos do elemento, geralmente diferem 
entre si na estrutura e nas propriedades físícas e químicas. 
Exemplo: Carbono, carbine, grafite. Ou Oxigénio e ozono. 
 
Propriedades da matéria 
a) Propriedades gerais 
Massa - grandeza dimensional, medida em grama (g). 
Volume - Grandeza dimensional, medida em litros (l) ou dm3. 
 
 
Impenetrabilidade - dois corpos não podem ocupar simultaneamente o 
mesmo lugar. 
Divisibilidade - pode-se dividir a matéria até ao átomo (partícula que 
conserva as propriedades da substância). 
Elasticidade - sob acção de forças externas ocorre a variação de volume. 
 
b) Propriedades específicas 
Propriedades físicas - quando não ocorre a alteração da estrutura interna 
da matéria, pois estão relacionadas aos fenómenos físicos: 
I. Ponto de fusão – é a temperatura a partir da qual uma determinada 
substância passa do estado sólido ao líquido; 
II. Ponto de ebulição - é a temperatura a partir da qual uma 
determinada substância passa do estado líquido ao gasoso; 
III. Densidade absoluta ou massa específica ρ = Ar/v 
IV. Densidade relativa ρ = Mr/v 
V. Densidade - densidade de uma substância é a relação entre a massa 
e a unidade de volume dessa substância; ρ = m/v; SI [g/cm3] 
VI. Calor específico (c) - quantidade de energia calorífica necessária 
para elevar de um grau Celsius a temperatura de um grama de 
substância; c = C/m SI [J/g · 0C]. 
VII. Coeficiente de solubilidade - é a quantidade de uma substância (em 
geral em gramas), necessária para saturar uma quantidade padrão 
de solvente em determinadas condições físicas de temperatura e 
pressão. Cada substância pura tem um coeficiente de solubilidade 
específico. 
VIII. Capacidade calorífica (C) - quantidade de energia calorífica 
necessária para elevar de um grau Celsius a temperatura de uma 
dada quantidade de substância; C = m · c; 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 17 
 
Solidificação Sublimação Fusão 
Propriedades químicas - quando há alteração interna da matéria. São as 
que se relacionam com o comportamento das substâncias em reacções 
químicas. 
Propriedades organolépticas - são aquelas que influenciam os órgãos de 
sentido em função dos estados de agregação da mesma. Ex: cor, textura, 
estado de agregação, etc. 
 
c) Propriedades funcionais 
São aquelas que caracterizam um grupo de substâncias. Ex, todos os 
ácidos envermelhecem o papel azul de tornassol. 
Estados físicos da matéria 
A mudança de estado das substâncias depende de dois factores principais: 
temperatura e pressão. 
 
 
 
 
 
 Vaporização (evaporação/ebulição) 
 Condensação / liquefacção 
Figura 1: Mudanças de estado da matéria. 
 
Estado sólido - Neste, as forças de atracção entre as partículas são 
maiores que as forças de repulsão; o corpo apresenta forma e volume 
constante 
Estado líquido - Neste, as forças de atracção e de repulsão são 
equivalentes; o corpo apresenta forma variável e volume constante; 
Estado gasoso - Neste, as forças de repulsão entre as moléculas são 
maiores que as de atracão; o corpo apresenta forma e volume variável. 
LÍQUIDO GASOSO 
SÓLIDO 
 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Defina os seguintes conceitos: matéria e substância. 
2. Dê dois exemplos de mistura homogénea e dois de mistura 
heterogénea. 
3. Quais são as propriedades comuns para qualquer substância? 
4. Considere o esquema dos estados físicos da matéria. Defina, a partir 
dele os seguintes conceitos: fusão e solidificação. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 19 
 
Lição no 03 
Classificação e métodos de 
separação de misturas 
Introdução 
A maior parte dos materiais comuns são misturas de substâncias que 
podem ser separadas por processos físicos baseando-se nos 
conhecimentos das propriedades características das substâncias. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
Caracterizar os diferentes tipos de misturas; 
Descrever os diferentes métodos de separação de misturas homogéneas e 
heterogéneas;Relacionar os métodos de separação de misturas com as praticas do 
quotidiano; 
 
Mistura 
Mistura é uma combinação de duas ou mais substâncias, em que elas 
mantêm a sua identidade própria. Os componentes da mistura podem 
intervir em proporções variáveis. Exemplo: Ar, refrigerante, cimento, etc. 
Misturas homogéneas são aquelas que apresentam um aspecto uniforme 
e nelas não se podem distinguir as partículas das substâncias que se 
encontram misturadas. Exemplo: água do mar, areia, etc. 
Misturas heterogénias são aquelas que não apresentam um aspecto 
uniforme, sendo possível distinguir as partículas dos diferentes materiais 
que a constituem. Exemplo: Granito (quartzo, feldspato e mica); água e 
areia, etc. 
Mistura coloidal é constituída por partículas menores que as das 
misturas heterogéneas e homogéneas e só são observadas ao microscópio. 
 
 
Exemplo: tintas, colas, gelatinas, queijo, manteiga, maionese, pasta 
dentífrica, etc. 
 
Classificação das misturas 
a) Misturas homogéneas 
As misturas homogéneas podem ser do tipo: 
 
Exemplo 
Gasoso - liquido. Água (aquecimento e agitação). 
Liquido - liquido. Líquidos miscíveis (destilação fraccionada). 
Sólido - liquido. Solução (evaporação, secagem, destilação). 
Gasoso - gasoso. Ar atmosférico (liquefacção fraccionada e 
absorção). 
 
b) Misturas heterogéneas 
As misturas heterogéneas podem ser do tipo: 
 
Exemplo 
Sólido - sólido. Limalha de ferro e areia (catação, ventilação, 
atracção magnética, flotação, peneiração, 
dissolução fraccionada, sublimação). 
Sólido - liquido. Areia e água (filtração). 
Sólido - gás. Poeira no ar (decantação, câmara de poeira, 
filtração). 
Liquido - gás. Gás carbónico em bebidas gaseificadas 
(aquecimento e agitação). 
Líquido - liquido. Vinagre com azeite (funil de separação). 
 
 
Métodos de separação de misturas 
Quando um Químico se depara com um material desconhecido, por 
exemplo, uma amostra de pedra lunar ou um meteórito ou ainda de um 
material encontrado numa caverna que está sendo explorada, ele procura, 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 21 
 
através de diversas técnicas físicas e químicas, encontrar a composição 
desse material, ou seja, saber de que substâncias e elementos ele é 
formado. 
A primeira providência é fazer a análise imediata do material, isto é, 
separar através dos processos puramente físicos as diversas substâncias 
presentes na amostra. 
Esses processos baseiam-se no facto de que o conjunto de características 
físicas, como ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, solubilidade, 
é diferente para cada uma das substâncias e, manejando criteriosamente 
essas diferenças, consegue-se separá-las uma a uma. 
A separação dos compostos de uma mistura é realizada por meio de 
diversos processos e técnicas, que dependem de uma série de factores 
como estado físico e propriedades da mistura. Tais processos podem ser: 
1. Catação. Consiste na escolha com base no tamanho das partículas. 
Este processo é manual (com ajuda de uma pinça). Exemplo: 
eliminação de corpos estranho n o arroz antes de cozinhar. 
2. Peneiração. Tem como base o tamanho de granulação das partículas. 
Exemplo: Peneirar arroz ou milho. 
3. Separação magnética. Tem como base as propriedades magnéticas. 
Este processo é aplicável a mistura de sólidos, quando um dos 
componentes é atraído pelo Íman. Exemplo: separação de limalhas de 
ferro na mistura de areia e ferro. 
4. Ventilação. Tem como base a densidade dos componentes da 
mistura. Consiste na passagem da corrente de ar sobre a mistura. Esta 
arrasta os componentes menos densos. Exemplo: Processo que ocorre 
na máquina de descasque de arroz; Lavrador no cafezal (separação do 
grão da palha com ajuda do vento). 
5. Flotação. Processo de separação de dois sólidos de densidades 
diferentes com o emprego de um líquido de densidade intermediária e 
que não dissolve nenhum dos sólidos. Exemplo: uso do mercúrio para 
retirada de Ouro do seu minério. 
 
 
6. Dissolução fraccionada. Tem como base as diferentes solubilidades 
dos compostos, ou seja, visa separar solúveis de insolúveis, 
colocando a mistura em solvente apropriado. Exemplo: separação da 
mistura de sal e areia usando a água como solvente. 
7. Fusão fraccionada. Consiste na separação de uma mistura de sólidos 
sub aquecimento, onde um deles passa para estado líquido antes do 
outro. Exemplo: separação dos componentes do bronze (mistura 
homogénea de metais). 
8. Sublimação. Consiste na passagem directa de um dos componentes 
do estado sólido para gasoso ou vice-versa. Exemplo: Sublimação da 
cânfora. 
9. Filtração. Consiste na separação de partículas sólidas em suspensão 
num líquido, fazendo este atravessar um material poroso (papel de 
filtro, cerâmica, etc.). Exemplo: filtração da água para beber. 
10. Decantação. Consiste na separação de misturas com base na força 
gravitacional na qual uma das substâncias tem peso específico maior 
que a outra; ou seja, é a separação de um líquido sobre natante de 
outro líquido ou sólido. Exemplo: Separação de água e arroz; 
separação de água e azeite. 
11. Centrifugação. Consiste na separação de materiais de uma mistura, 
pela aplicação de um movimento de rotação. 
Para fazer uma centrifugação é preciso uma centrifugadora. Esta máquina 
faz rodar a mistura (uma das partes tem que ser líquida) a alta velocidade, 
provocando a separação pela acção da força centrifuga, que é aplicada 
(do centro para fora). A separação dá-se devido às diferenças de 
densidades dos materiais. Normalmente uma centrifugação é seguida de 
uma decantação. 
Exemplo: Este processo é utilizado, no fabrico da manteiga (para separar 
a nata do leite), nos laboratórios de análise bioquímica (para separar os 
glóbulos vermelhos do plasma sanguíneo ou para conseguir um 
sedimento de urina). 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 23 
 
12. Cristalização. Consiste na obtenção de cristais a partir de uma 
solução, por evaporação do solvente. Exemplo: obtenção do sal a 
partir da água do mar. 
13. Destilação. Consiste em separar, por acção do calor, os componentes 
de uma mistura. Ela pode ser: 
a) Destilação simples. Quando os componentes da mistura 
apresentam pontos de ebulição afastados. Exemplo: separação do 
álcool e água no processo de produção de aguardente. 
b) Destilação fraccionada. Quando os componentes da mistura 
apresentam pontos de ebulição muito próximos. Exemplo: 
Separação dos componentes do petróleo. 
14. Cromatografia. Processo de separação dos componentes de uma 
mistura corada através de um material poroso e de um solvente 
apropriado. A cromatografia é geralmente utilizada para pequenas 
quantidades de amostra. Exemplo: separação dos componentes da 
tinta de caneta pela cromatografia de papel. 
15. Extracção por solvente. Consiste em separar um ou mais 
componentes de uma mistura usando um solvente apropriado que 
apenas dissolve parte da mistura. Exemplo: Extracção de substâncias 
vegetais usando água ou álcool; extracção da substância corante do 
chá, usando vapor de água. 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Como é que classificas as seguintes misturas: Coca-Cola, Água e 
óleo, Iogurte, água do mar e Ar atmosférico. 
2. Por acidente o Alberto despejou na areia 10 gramas de sal que 
tinha em sua casa. Como é que você procederia para ajudá-lo a 
recuperar o sal? 
 
 
 
 
Lição no 04 
Linguagem química 
Introdução 
Desde o tempo dos alquimistas os elementos químicos conhecidos já 
eram representados por símbolos. Por exemplo, o Ouro era identificado 
pelo símbolo do sol e a Prata pelo símbolo da lua. 
Como toda a língua a sua aprendizagem inicia pelo alfabeto. No caso da 
química, o alfabeto é composto pelos símbolos dos elementos químicos 
que compõem a tabela periódica, permitindo uma descrição da 
composição e das reacções químicas. 
Ao completar estalição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
Escrever correctamente os símbolos, fórmulas e equações químicas; 
Interpretar quantitativamente e qualitativamente a equação química; 
Descrever os métodos de ajustamento de equação química; 
Ajustar a equação química pelo método de conservação de massa. 
 
Símbolo Químico 
O símbolo químico representa uma linguagem própria que permite a 
descrição da composição das substâncias e das reacções químicas. 
Actualmente utiliza-se o método sugerido por J. J. Berzelius em 1811. 
Assim, um símbolo é formado por uma ou duas letras e representa um 
átomo do elemento, como pode ver alguns exemplos na tabela que se 
segue: 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 25 
 
Nome do elemento 
em português 
Nome do elemento 
em Latim 
Símbolo 
químico 
Nitrogénio Nytrogenum N 
Carbono Carbo C 
Cobre Cuprum Cu 
Enxofre Sulphur S 
Estanho Stanum Sn 
Fósforo Phosfores P 
Chumbo Plumbum Pb 
Tabela 2: Nomes e símbolos químicos de alguns elementos 
 
Fórmula química 
A fórmula química de uma substância é a expressão da sua composição 
através de símbolos químicos. Ela dá-nos a distinção entre substâncias 
simples e compostas, que constituem e determinam a quantidade de 
átomos de um elemento que se relaciona com a quantidade de outro. 
Para substâncias elementares compostas, escreve-se o símbolo químico 
do elemento e acrescenta-se um índice (número que indica a quantidade 
de átomos). O índice é escrito à direita e em baixo do símbolo do 
elemento. Exemplo: O2; H2; N2. 
Para substâncias compostas, escreve-se os símbolos químicos dos 
elementos que constituem o composto e acrescenta-se os índices (que 
correspondem à troca de valências dos átomos). Exemplo: H2O; CaO; 
CO2. 
Fórmula molecular é aquela que indica o significado qualitativo (indica 
os elementos constituintes da substância) e quantitativo (indica o número 
de átimos de cada elemento existente na molécula). 
Exemplo: H2SO4 - a molécula apresenta dois (2) átomos de Hidrogénio, 
um (1) átomo de Enxofre e quatro (4) átomos de Oxigénio. 
 
Fórmula racional - expressa o tipo de ligação e os grupos de átomos 
participantes, indica também a composição qualitativa e quantitativa da 
substância. 
 
 
Exemplo: CH3 – CH2 – CH3 
 
Fórmula estrutural - indica a quantidade e qualidade dos átomos. 
Também põe em evidência o tipo de ligação entre os átomos, bem como a 
sua disposição na molécula. 
 
Exemplo: H H H 
 ׀ ׀ ׀ 
 H – C – C – C – H 
 ׀ ׀ ׀ 
 H H H 
 
Fórmula iónica – é aquela que indica a carga dos iões, o significado 
qualitativo e quantitativo da substância. 
Exemplo: SO42- - a molécula tem carga negativa (2-), apresenta um (1) 
átomo de Enxofre e quatro (4) átomos de Oxigénio. 
 
Equação química 
A equação química é a representação gráfica da reacção química. 
Representa, simbolicamente, as substâncias que intervêm numa reacção 
química e as respectivas proporções. 
Para escrever correctamente a equação química você deve seguir os 
seguintes passos: 
1˚ - Escrever as fórmulas químicas que traduzem correctamente as 
substâncias envolvidas (reagentes e produtos), indicando os estados 
físicos de cada uma delas. 
 Exemplo: H2 (g) + O2 (g) H2O (l) 
2˚ - Acertar a equação (tendo como base o número de átomos em cada 
um dos membros). Para tal utilizam-se os coeficientes estequiométricos. 
 Exemplo: 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) 
Uma equação fica acertada quando o número de átomos de cada espécie é 
igual em cada um dos membros da equação. 
 
N.B: A fórmula estrutural pode ser 
simplificada, considerando cada traço livre 
correspondente a um átomo de hidrogénio. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 27 
 
Aspectos qualitativos e quantitativos 
Uma vez separadas as diversas substâncias da amostra, a seguinte 
providencia é fazer uma análise elementar de cada uma delas. 
A análise elementar subdivide-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 esses elementos 
aparecem, ou seja, descobrir a fórmula da substância. 
As equações químicas apresentam significados qualitativos e 
quantitativos (a nível micro e macroscópico): 
Significado qualitativo – representa os reagentes e os produtos; 
Significado quantitativo a nível microscópico - indica o número relativo 
de átomos, iões e moléculas envolvidas na reacção; 
 Exemplo: 2Na(s) + 2H2O(l) 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) 
 
Significado quantitativo a nível macroscópico - indica a quantidade de 
substância. 
Exemplo: 2 mol. de Sódio (Na) reagem com 2 mol de Água (H2O) para 
formar 2 mol. de ião sódio (Na+), 2 mol de ião hidroxilo e 1 mol. de 
Hidrogénio. 
 
Métodos de ajustamento de equações 
a) Método das tentativas - que consiste, basicamente, em contar os 
átomos nos reagentes e nos produtos, tornando-os iguais. 
Lei de Lavoisier (também conhecida como lei de conservação de massas), 
diz que: 
“Numa reacção química, a massa total dos reagentes que se transformam 
é igual à massa total dos produtos da reacção que se formam”. 
Lei de Proust (também conhecida como lei das proporções constantes), 
diz que: 
 
 
“São constantes as proporções ponderais em que se combinam entre si os 
elementos que formam um composto”. 
b) Método redox - que pode ser pela variação do nox ou pelas semi-
equações (método do ião electrão). 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Quem foi o cientista que estabeleceu a regra para a escrita dos 
símbolos químicos? 
2. Mencione as regras básicas para a determinação de nox dos 
elementos químicos? 
 
 
Leitura 
 
Leia mais sobre as reacções redox em: GLINKA, N. Química Geral 1, 
Editora Mir Moscovo. 1988 e CHANG, Raymond, Química Geral – 
Conceitos essenciais. 4ª Edição. São Paulo, Editora Mc Graw-Hill, 2007. 
 
 
Respostas aos exercícios 
 
 
 
Resultados 
 
 
Lição 1 
1. R: O objecto de estudo da Química é a matéria e suas transformações. 
2. R: A base do método científico é a experimentação. 
3. R: Confira com o texto da página 10. 
4. R: Ao nível microscópico faz-se abordagem sobre o comportamento 
dos átomos e moléculas que constituem as substâncias que se 
pretende analisar. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 29 
 
Lição 2 
1. R: matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa volume. E substância 
é a forma isolada da matéria com composição definida e propriedades 
próprias. 
2. R: Misturas homogéneas devem possuir uma única fase. E misturas 
heterogéneas devem possuir mais de uma fase. 
3. R: As propriedades comuns de qualquer substância são: massa, 
volume, impenetrabilidade, divisibilidade e elasticidade. 
4. R: Fusão - passagem da substância do estado sólido para líquido e 
solidificação - passagem da substância do estado líquido para sólido. 
Lição 3 
1. R: Misturas homogéneas: Coca-Cola, iogurte, e ar atmosférico. 
Misturas heterogéneas: água e óleo, e água do mar. 
2. O sal pode ser recuperado seguindo os seguintes métodos de 
separação de misturas: adicionando água a mistura de sal e areia, 
seguido de decantação, filtração e evaporação. 
Lição 4 
1. R: O cientista que estabeleceu a regra para escrita de símbolos 
químicos foi Berzelius. 
2. R: Deve-se conhecer a valência do elemento, escrever em numeração 
árabe a quantidade de electrões cedidos ou ganhos. 
 
 
 
Unidade n° 02 
Estrutura da matéria e 
Classificação Periódica 
Introdução 
Bem-vindo a esta unidade didáctica. Nela você terá as noções básicas 
sobre a teoria atómica, a estrutura da matéria, a classificação periódica e 
ligação química. 
Nesta unidade você deve desenvolver o sentido de imaginação na análise 
da estruturaatómica, uma vez que irá tratar de partículas sub-
microscópicas. Neste sentido, propomos-lhe que comece com algumas 
informações sobre o historial da teoria atómica e tabela periódica, bem 
como sobre as ligações químicas. 
 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da unidade 
 
 
 
Mencionar os antecedentes históricos da interpretação da estrutura 
atómica; 
Interpretar a estrutura atómica segundo a teoria de Bohr e a Mecânica 
Quântica; 
Representar geometricamente a ordem energética das orbitais atómicas; 
Explicar a variação das propriedades periódicas ao longo dos grupos e 
períodos; 
Identificar e caracterizar os diferentes tipos de ligações químicas; 
Prever a natureza duma ligação química e representar as estruturas 
cristalinas. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 31 
 
Lição no 01 
História da teoria atómica 
Introdução 
Desde os tempos mais remotos os Homens tem-se dedicado ao estudo de 
fenómenos naturais e procurando explicar a sua essência e constituição da 
matéria envolvida. Na antiguidade uma questão, que preocupou a 
humanidade era se a matéria seria divisível ou não. 
O conceito actual de elemento químico foi estabelecido a partir do 
conhecimento da constituição e estrutura dos átomos. Aqui vais 
caracterizar os elementos químicos sob o ponto de vista atómico. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Descrever a História da teoria atómica; 
Explicar as limitações de cada modelo atómico; 
Representar os diferentes modelos atómicos; 
Identificar os números quânticos; 
Determinar os números quânticos para cada electrão do átomo. 
 
Teoria atómica clássica 
Os filósofos gregos Demócrito e Lucrécio, por volta do sec. V a. c. 
suscitaram que toda a matéria era composta por partículas muito 
pequenas e indivisíveis a que chamaram de ÁTOMO (palavra grega que 
significa Indivisível; A = não; TOMOS = divisão). 
Embora a teoria de Demócrito e Leucipo não tenha sido aceite por outros 
filósofos da antiguidade como Platão e Aristóteles, nem por isso deixou 
de ser referida ao longo dos séculos. 
 
 
 
Modelo atómico de Dalton 
No início do sec. XIX, para explicar racionalmente as leis da combinação 
química (leis deduzidas através de resultados experimentais), Dalton 
criou a sua famosa teoria atómica, na qual foi dado o conceito químico de 
átomo, como partícula maciça e indivisível constituinte da matéria. 
Deste modo o primeiro modelo atómico foi criado pelo cientista inglês 
John Dalton em 1806, que segundo ele os átomos eram partículas muito 
pequenas, indestrutíveis, de forma esférica com dimensões e peso 
característicos de cada elemento. 
Dalton define átomo como a menor porção de um elemento que pode 
participar numa combinação química. Portanto, Dalton imaginava o 
átomo como muito pequeno e indivisível, veja a figura 2. 
 
Figura 2: Modelo atómico de Dalton 
 
Teoria atómica moderna 
Modelo atómico de Thomson 
Com a invenção do tubo de raios catódicos em 1890 (um precursor do 
tubo usado nos televisores), foi descoberto o electrão e as suas 
propriedades pelo cientista Inglês J. Thomson em 1897. 
Para explicar a existência de partículas com carga negativa (electrões) no 
átomo, Thomson propôs em 1904 um novo modelo para o átomo - 
modelo de bolo de passas. 
Segundo este modelo, Thomson visualizava o átomo como uma esfera 
como carga eléctrica positiva no interior da qual encontravam-se 
distribuídos os electrões, tal como passas de uva incrustadas num bolo, 
como pode ver na figura 3. 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 33 
 
Assim começava a admitir-se a divisibilidade do átomo e a reconhecer-se 
a natureza eléctrica da matéria. Portanto os átomos contem partículas 
negativas que (electrões) que provocam a neutralidade dos mesmos. 
As limitações deste modelo estão relacionadas com o facto de não fazer 
corresponder os átomos aos elementos, por não se saber o número de 
electrões em cada átomo. 
 
Figura 3: Modelo atómico de Thomson 
 
Modelo atómico de Rutherford 
O cientista New Zelandez Ernest Rutherfor, procurando descobrir, 
experimentalmente, as particularidades do átomo, realizou uma série de 
experiências com substâncias radioactivas e não só, tendo chegado, em 
1911, a conclusão de que o átomo era formado por um núcleo pequeno, 
denso e electricamente positivo, com espaços vazios à sua volta onde se 
encontram girando os electrões (carga negativa) que contrabalançam a 
carga positiva do núcleo e garantem a neutralidade do átomo. 
Em resumo, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo 
representando o Sol e os electrões seriam os planetas, girando em orbitas 
circulares e formando a chamada electrosfera, veja a figura 4. 
 
 
Figura 4: Modelo atómico de Rutherford 
 
Este modelo apresenta limitações pelo facto de admitir que os electrões 
giravam a volta do núcleo, mas de acordo com a mecânica clássica (teoria 
electromagnética de Maxwell) segundo a qual toda a partícula eléctrica 
em movimento emite energia na forma de ondas electromagnéticas, 
consequentemente o electrão em movimento perderia a sua energia e 
entraria em colisão com o núcleo - o que na prática não acontece. 
Esta contradição levou ao desenvolvimento de novos modelos atómicos. 
 
 
 
 
Modelo atómico de Bohr 
Niels Bohr, tentando explicar o modelo de Rutherford, inspirou-se na 
teoria quântica de radiação de Max Plank e propôs o seguinte: 
� Aos electrões são permitidos certos estágios de energia fixos e 
determinados - orbitas; 
� Nenhum electrão será encontrado entre dois estágios de energia; 
� Se um electrão recebe energia “alta” para o estagio superior, 
estágio de maior energia e se ele deixa de receber energia, 
devolve energia recebida e “salta” para o seu estágio de origem 
(estado fundamental). 
Assim ao “átomo de Rutherford”, corrigido pelas ponderações de Bohr 
foi dado o nome de Modelo atómico de Rutherford - Bohr. 
Bohr caracterizou cada nível energético (ou camada electrónica) por um 
número natural n que toma valores que vão de 1 a 7, aos quais atribuiu 
designações correspondentes às letras do alfabeto: 
 Nível 1 2 3 4 5 6 7 
 Camada K L M N O P Q 
Stoner propôs que o número máximo de electrões para cada nível 
energético (ou camada electrónica) pode ser determinado pela relação 
2n2, onde n é o nível de energia. 
 
Modelo atómico mecânico-ondulatório 
Neste modelo considera-se que o electrão apresenta um comportamento 
de partícula-onda. 
Em 1905 Einstein propôs que a luz seria formada por partículas-onda, 
isto é, algo “misto” que às vezes se comporta como partícula e outras 
vezes como onda. 
Novas observações e experiências levaram os cientistas a supor que 
também o electrão, ora comportava-se como partícula, ora como onda ou 
vibração. 
Em 1923 De Broglie passou a visualizar o electrão não mais como uma 
bolinha em movimento rápido, mas sim como tendo um comportamento 
duplo de partícula-onda. 
A partir de então o comportamento do electrão passou a ser estudado pela 
mecânica ondulatória. 
 
Principio de Heisemberg 
Não é possível calcular a posição e a velocidade de um electrão, num 
mesmo instante. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 35 
 
Orbital atómica 
Devido a dificuldade de calcular a posição exacta de um electrão na 
electrosfera, o cientista Schrodinger em 1926 calculou a região onde 
haveria maior probabilidade de encontrar o electrão. Esta região do 
espaço foi denominada de orbital. 
 
Números Quânticos 
Numero quântico principal (n), indica o nível de energia ou camadas 
electrónicas. O n varia de 1 a 7. 
Numero quântico secundário ou azimutal (ℓ), indica o subnível ou 
subcamada onde se encontra o electrão. Estes são designados pelas letras: 
s (sharp); p (principal) d (difiuse) f (fundamental) 
 Subnível : s,p, d, f 
 Valor de ℓ: 0 1 2 3 
Numero quântico magnético (m), está relacionado com a orientação 
espacial dos orbitais e indica o número dos mesmos em cada subnível 
energético. 
 m: - ℓ.... o .... + ℓ 
Exemplo: seja, n = 2; ℓ = 1; m = -1; 0; +1 
Numero quântico spin (s), indica o sentido de rotação do electrão em 
torno do seu eixo (spin) que pode tomar os valores: - 1/2 (↑) e +1/2 (↓) 
Obs. Para determinar podem ser utilizadas as fórmulas seguintes: 
� Número de orbitais por nível de energia: n2 
� Número máximo de electrões por nível de energia (até ao 4˚ 
nível): 2n2 
� Número de orbitais por subnível de energia: 2 ℓ + 1 
� Número máximo de electrões por subnível de energia: 2(2 ℓ +1) 
 
Regras de Hund ou princípio de máxima multiplicidade 
Nenhuma orbital poderá receber o segundo electrão antes que todas as 
orbitais do mesmo subnível estejam preenchidas com 1 electrão. 
Princípio de exclusão de Pauli 
Um orbital comporta no máximo dois electrões, com spins contrários. 
Não existem dois electrões com os quatro números quânticos. 
 
ℓ = n - 1 
 
 
Regra de energia mínima 
Os electrões vão se “encaixando” na electrosfera, partindo dos níveis e 
subníveis de menor energia para os de maior energia (isto é, “de baixo 
para cima”). 
Os subníveis do mesmo nível possuem energias diferentes. Para a sua 
determinação existem dois métodos: 
 
Processo analítico (regra de Klechkovsky e Slater). Ao aumentar a carga 
nuclear do átomo, o preenchimento sucessivo das orbitais electrónicas 
ocorre a partir das orbitais com o menor valor da soma dos números 
quânticos principais e secundários (ℓ + n), preenchendo-se seguidamente 
os orbitais para os quais o valor desta soma seja maior. 
 
Exemplo: Que subnível se preenche num átomo após o subnível 4s? 
O subnível que se segue ao 4s cuja soma n + 1 4 + 0 = 4. Deve 
ser um subnível em que a soma seja igual a 5; dentre eles 4p, 3d e 5s. 
Se os valores da soma (ℓ + n) forem iguais, o preenchimento das orbitais 
ocorre de modo sucessivo, no sentido do aumento do valor de número 
quântico principal n. 
O subnível 4p equivale a uma soma n + l igual a 5 (4+1=5). Os subníveis 
3d (3+2=5) e 5s (5+0=5) têm o mesmo valor da soma. No entanto, o 
estado 3d corresponde a um valor inferior do número quântico principal 
(n=3) em relação ao estado 4p. Por essa razão o nível 3d deve ser 
preenchido antes do nível 4p; depois do preenchimento do nível 4p os 
electrões são distribuídos pelo subnível 5s. 
 5s: n = 5; ℓ = 0 (ℓ + n) = 5 
 4p: n = 4; ℓ = 1 (ℓ + n) = 5 A sequência é 3d; 4p; 5s 
 3d: n = 3; ℓ = 2 (ℓ + n) = 5 
 
Processo gráfico (diagrama energético de Linus Pauling). Determina 
uma sequência de subníveis pelo seu conteúdo energético, veja tabela 3. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 37 
 
 
 
Tabela 3: Diagrama de Linus Pauling 
 
Deste diagrama resulta a seguinte sequência: 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 
 
 
 Indica a quantidade de electrões 
 Indica o número quântico secundário 
 
 Indica o número quântico Principal 
 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Quais foram as limitações do modelo atómico de Rutherfor? 
2. O que entende por orbital atómica? 
3. Com base na regra de Klechkovsky e Slater qual é o subnível que se 
preenche depois de 5p? 
 
 
3 p 1 
 
 
Lição no 02 
Classificação Periódica 
Introdução 
Desde os tempos mais remotos que o homem procurou organizar tudo 
quanto havia ao seu redor, animais substâncias, etc. 
O resumo histórico torna-se fundamental para a compreensão de como se 
chegou ao actual quadro periódico, o qual resume as principais 
propriedades dos elementos químicos até então descobertos. 
 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Identificar as primeiras classificações dos elementos e a tabela periódica 
de Mendelev; 
Caracterizar as propriedades dos elementos na tabela periódica; 
Interpretar a organização da tabela periódica actual (grupos e os 
períodos). 
 
História da Tabela Periódica 
A medida que a quantidade e a diversidade dos conhecimentos sobre os 
elementos químicos foram aumentando, sentiu-se a necessidade de 
sistematizar esses conhecimentos. 
A existência de analogias no comportamento de alguns elementos foi 
aproveitada para essa sistematização, permitindo fazer uma classificação 
onde coubessem os elementos conhecidos em determinada altura e os que 
viessem a ser descobertos. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 39 
 
Os grupos de Lavoisier 
Em 1789 A. L. Lavoisier (1743-1794), francês, publicou um dos seus 
livros “Trité Élémentaire de Chimie”, onde apresentava uma lista de 
substâncias simples e não decomponíveis por nenhum processo de análise 
conhecido. Estas substâncias estavam organizadas em vários grupos; 
1° Grupo: incluiu o oxigénio, Nitrogénio, Hidrogénio, a luz e o calor, 
como sendo substâncias simples que pertencem aos três reinos. 
2° Colocou o S, P, C, Cl e o F. e chamou-lhes de substâncias simples não 
metálicas, oxidáveis e acidificáveis. 
3° Incluiu a Prata, Arsénio, Bismuto, Cobalto, Cobre, Estanho, Chumbo, 
Tungsténio e Zinco. Chamou-lhes de substâncias simples metálicas, 
oxidáveis e acidificáveis. 
4° Incluiu o Cal (Óxido de cálcio), Barite (Óxido de bário), Magnésia 
(Óxido de magnésio), Alumina (Óxido de alumínio), Sílica (Óxido de 
cilício). Chamou-lhes de substâncias terrosas e salificáveis. 
 
As tríadas de Dobereiner 
Em 1817, J. W. Dobereiner (1780-1849), alemão, nos seus estudos, 
verificou que o peso atómico do Estrôncio (Sr) - 88 era praticamente a 
média dos pesos atómicos do Cálcio (Ca) - 40 e do Bário (Ba) - 137. 
Chamou a este grupo de três (3) elementos de uma tríade. 
Posteriormente verificou que outras tríadas de elementos repetiam o 
mesmo modelo. Assim acontecia com o Cloro, Bromo e Iodo, e com o 
Lítio, Sódio e Potássio. Em qualquer das tríadas, não só as propriedades 
eram idênticas, como também o “peso atómico” do elemento do meio era 
próximo da média dos pesos atómicos dos outros dois. 
Lei das tríadas: “Organizando os elementos em grupos de três, na ordem 
crescente de seus pesos atómicos, o peso atómico do elemento central é a 
média dos pesos atómicos dos outros dois”. 
 
 
 
 
Tome Nota! 
Nesta época, os químicos referiam e determinavam “pesos atómicos” para os 
elementos. 
Só muito mais tarde vieram a adoptar a grandeza massa atómica para 
caracterizar o átomo. 
 
 
As oitavas de Newlands 
Seis anos depois, em 1863, J.A.R. Newlands (1837-1898) inglês, 
verificou que quando os elementos conhecidos eram dispostos segundo o 
seu peso atómico crescente, cada oitavo elemento tinha propriedades 
semelhantes ao primeiro. 
Lei das oitavas: “O oitavo elemento, contando a partir de qualquer um 
deles, é uma espécie de repetição do primeiro, tal como acontece com as 
notas musicais numa escala de música”. 
Esta espécie de repetição, com propriedades ocorrendo periodicamente, 
deu origem ao termo “classificação periódica”. Infelizmente, esta relação 
periódica mostrava-se boa nos primeiros 16 elementos, mas não 
funcionava para os seguintes. 
 
As curvas de Mayer 
Em 1864, J. Lother Meyer (1830-1895) alemão, determinou o volume 
ocupado por uma mole de átomos das várias substâncias elementares 
conhecidas no estado sólido e chamou-lhes “volume atómico”. Quando 
marcou, num gráfico, esse volume em função do peso atómico do 
elemento, verificou que havia alguma prioridade na forma da curva 
obtida. Portanto, os elementos que ocupavam pontos correspondentes na 
curva pertenciam a mesma família, isto é, apresentavam propriedades 
semelhantes. Por exemplo: o Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, e o Césio 
tinham propriedades idênticas e situavam-se, nacurva, nos pontos de 
maior variação do “volume atómico”. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 41 
 
A tabela periódica de Mendeleev 
Em 1869, o químico russo Dimitri I. Mendeleev (1834-1907) publicou o 
seu trabalho sobre a classificação dos elementos numa tabela extensiva, 
baseada na repetição regular e periódica dos mesmos. Ele ordenou os 
elementos segundo os seus “pesos atómicos”, tal como fizera Newlands, 
mas com duas diferenças muito importantes: 
1° Agrupou os elementos de uma forma mais exacta, de acordo com as 
suas propriedades. Portanto, separou alguns elementos pouco vulgares 
como por exemplo, o Cobalto e o Níquel, que apresentavam propriedades 
pouco diferentes da dos elementos dos grupos principais. 
2° Previu propriedades de muitos elementos que ainda não tinham sido 
descobertos, por exemplo: EKA-Aluínio, que mais tarde veio a ser 
descoberto em seu lugar o Gálio. 
Este reagrupamento ajudou a remover o obstáculo apresentado pelo 
arranjo de Newlands. Apesar de Mendeleev ordenar apenas 63 elementos, 
a sua classificação periódica é idêntica a utilizada nos dias de hoje. 
Lei periódica de Mendeleev. “As propriedades periódicas dos elementos 
são uma função periódica de seus pesos atómicos”. 
 
Tabela Periódica actual 
A 1900, a organização dos elementos era feita tendo em conta o 
respectivo “peso atómico”. 
Após os trabalhos de Rutherford, comprovando a existência de uma parte 
central no átomo com carga eléctrica positiva, as ideias começaram a 
mudar. 
Assim, Henry Moseley (1887-1915), discípulo de Rutherford, verificou, 
por via experimental, que o valor da carga eléctrica do núcleo era bem 
definida, tal como acontecia com o “peso atómico”, e era diferente de 
elemento para elemento. A esta carga eléctrica positiva ele chamou de 
“número atómico”. 
 
 
Moseley verificou que, ordenando os elementos por ordem crescente do 
seu número atómico, a disposição era idêntica a obtida com a ordem 
crescente dos “pesos atómicos”. Esta ordenação era semelhante, mas não 
igual. 
Lei periódica moderna. “As propriedades periódicas dos elementos são 
uma função periódica dos seus números atómicos”. 
Os grupos e os períodos 
De acordo com a Lei da Classificação Periódica, a organização dos 
elementos na Tabela Periódica é feita, segundo a horizontal, por ordem 
crescente do seu número atómico. Assim, o número de ordem de cada 
elemento coincide com o respectivo número atómico. 
Os elementos na Tabela Periódica estão relacionados uns com os outros, 
de duas maneiras: 
- Horizontalmente, em filas - os períodos; 
- Verticalmente, em colunas - os grupos. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 43 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estabilidade electrónica a luz da teoria dos gases nobres 
 
Os químicos verificaram que os gases nobres (He, Ne, Ar, K, Xe e Rn) 
apresentam uma elevada estabilidade electrónica, isto é, os átomos desses 
elementos dificilmente se combinam com outros átomos para formar 
compostos químicos. 
Os gases nobres possuem 8 electrões na última camada com a excepção 
do Hélio que só tem 2 electrões. Esta característica electrónica leva a 
concluir que a estabilidade dos átomos destes elementos está relacionada 
com o número de electrões da última camada. Assim, todos os átomos de 
outros elementos para se tornarem estáveis tendem a perder ou ganhar 
electrões de modo a adquirirem a configuração electrónica do gás nobre 
mais próximo - quando isto acontece o átomo transforma-se num ião. 
 
Variação das propriedades periódicas 
De modo geral, muitas propriedades dos elementos químicos variam 
periodicamente com o aumento dos seus números atómicos, atingindo 
valores máximos e mínimos em colunas e períodos de classificação 
periódica, como por exemplo: raio atómico, volume atómico, etc. Esta 
periodicidade decorre da estrutura electrónica dos elementos, conferindo 
uma importância enorme a servir-nos na previsão das propriedades e no 
comportamento dos elementos. 
Carácter metálico. Um elemento será tanto mais metálico quanto maior 
for a sua capacidade de perder electrões. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta da direita para a esquerda.” 
Raio atómico. É a metade da distância internuclear mínima que dois 
átomos desse elemento podem apresentar, sem estarem ligados 
quimicamente. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta da direita para a esquerda”. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 45 
 
Raio iónico. É a metade da distância internuclear mínima que dois 
átomos desse elemento podem apresentar estando ligados quimicamente. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta da esquerda para a direita”. 
Volume atómico. É o volume ocupado por 1 átomo grama (6,02 x 1023 
átomos) do elemento no estado sólido. O volume atómico não é o volume 
de um átomo, mas sim, o volume de um conjunto de átomos (influenciam 
não só o volume individual de cada átomo como também o espaçamento 
existente entre os átomos). 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta do centro da TP para as extremidades”. 
Densidade absoluta (ρ) ou massa específica. É o quociente entre a massa 
(m) e o seu volume (v). Portanto: 
 
Pela fórmula, quanto menor o volume, maior deverá ser a densidade. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta das extremidades para o centro da TP”. 
Consequentemente, os elementos mais densos encontram-se no centro e 
na parte inferior da tabela. Por exemplo, destacam-se os elementos Ósmio 
(ρ = 22,5 g/ml) e o Irídio (ρ = 22,4 g/ml). 
Electronegatividade. É a tendência que o átomo possui para atrair 
electrões. 
“Ao longo do grupo aumenta de baixo para cima e ao longo do período 
aumenta da esquerda para a direita”. 
Electropositividade. É a tendência que o átomo possui para perder 
electrões. 
“Ao longo do grupo aumenta de cima para baixo e ao longo do período 
aumenta da direita para a esquerda”. 
ρ = m/v 
 
 
Energia ou potencial de ionização. É a energia necessária para retirar um 
electrão de um átomo isolado no estado gasoso, formando um ião.Essa 
energia é, em geral, expressa em electrão-volt (eV) e corresponde a 
23kcal/mol (ou 96,4kj/mol), sendo 1 mol de electrões = 6,02 x 1023 
electrões. 
“Ao longo do grupo aumenta de baixo para cima e ao longo do período 
aumenta da esquerda para a direita”. 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Represente a estrutura electrónica do Enxofre e indique a posição na 
Tabela Periódica? 
2. Um átomo de elemento X apresenta o electrão mais energético no 
subnível 4p5. 
a) Indique o período e a família a que pertence na Tabela Periódica. 
b) Indique os números atómicos dos elementos que antecedem e 
sucedem o elemento X na mesma família da Tabela Periódica. 
3. O catião do átomo de certo elemento bivalente tem 18 electrões. 
a) Represente a estrutura electrónica do seu átomo. 
b) A que grupo ou família e a que período da Tabela periódica 
pertence esse elemento? 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 47 
 
Lição no 03 
Ligação química 
Introdução 
Na natureza, raramente ocorrem átomos isolados. As menores unidades 
de uma substância são constituídas pela união de dois ou mais átomos, 
formando moléculas. 
Hoje sabemos que em condições ambientais, só os gases nobres são 
formados por átomos isolados uns dos outros, ou seja, átomos que têm 
pouca “vontade” de se unir com outros átomos; estes são muito estáveis e 
pouco reactivos. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Definir a ligação química; 
Escrever as fórmulas de Lewis para átomos, substâncias simples e 
moléculas binárias; 
Identificar os diferentes tipos de ligações químicas; 
Caracterizar as redes e as propriedades das substâncias;Caracterizar as forças intermoleculares: Van Der Waals e Pontes de 
hidrogénio. 
 
Ligação química 
Os átomos dos demais elementos não só se atraem mutuamente, como 
também atraem átomos de outros elementos, formando agregados 
suficientemente estáveis que constituem as substâncias compostas. 
Assim, Ligação química é a união entre dois ou mais átomos, ou seja, é a 
força que mantém os átomos unidos. 
 
 
 
× 
× 
 
Electrões de valência 
• Os electrões da última camada, (electrões de valência) é que 
estão envolvidos nas reacções químicas, nas quais formam-se 
novas ligações químicas. 
• Os átomos ligam-se para adquirir a estrutura electrónica 
semelhante a de um gás nobre (2 ou 8 electrões de valência). 
 
Regra de Octeto 
“Um átomo adquire a estabilidade quando possui 8 electrões na camada 
electrónica mais externa, ou 2 electrões quando possui apenas a camada 
K “. 
Tipos de ligação química 
Ligação iónica 
É o tipo de ligação química que ocorre entre um metal e um ametal. Neste 
tipo de ligação o metal perde os electrões da sua última camada que são 
captados pelo ametal. Os compostos assim formados chamam-se 
compostos iónicos. 
Exemplos de substâncias que apresentam ligação iónica são: NaCl; MgO; 
CaF2; Na2SO4; etc. 
Estrutura de Lewis - representação dos electrões da camada mais 
externa. 
 ×× 
 Na — Cl Na · × Cl 
 x x 
 
 
 
 
Rede iónica é a disposição regular das partículas no estado sólido 
Estrutura das substâncias com ligação iónica 
Os elementos metálicos cujos átomos possuem poucos electrões (1,2 e 3) 
de valência têm tendência a perdê-los, formando iões positivos. Enquanto 
os elementos ametálicos, cujos átomos possuem muitos electrões de 
Estrutura de Lewis 
(partilha de electrões) 
Fórmula estrutural da 
molécula de Cloreto de 
hidrogénio 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 49 
 
valência (5, 6 e 7), têm tendência a captar electrões formando iões 
negativos. 
Os iões interagem formando um cristal cúbico. No exemplo ao lado pode- 
se observar o cristal de Cloreto de Sódio. 
 
 
 
 
 
 
Figura 5: Modelo da rede iónica de Cloreto de Sódio (a organização cristalina 
do Cloreto de Sódio é cúbica). 
Propriedades das substâncias que apresentam ligação iónica: 
- Os compostos formados por ligação iónica são sólidos a temperatura 
ambiente, são duros e quebradiços, apresentando elevados pontos de 
fusão e de ebulição e não conduzem a corrente eléctrica. 
- Quando dissolvidos em água ou quando fundidos, tornam-se bons 
condutores da corrente eléctrica porque os seus iões adquirem liberdade 
de movimento. 
 
Ligação covalente 
É a união entre Átomos que é estabelecida por meio de pares de electrões, 
de tal modo que cada par será formado por um electrão de cada Átomo. 
Chama-se Covalência, ao número de pares de electrões compartilhados. 
 
Tipos de ligação covalente: 
1. Quanto ao modo de compartilhamento de electrões 
a) Ligação covalente Apolar - é aquela em que a ligação ocorre 
entre Átomos do mesmo ametal. Os electrões compartilhados são 
igualmente atraídos pelos núcleos dos dois Átomos. 
 
 
× 
× 
Fórmula estrutural da 
molécula de Cloreto de 
hidrogénio 
Fórmula estrutural (note a presença 
de setas que indicam a ccedência de 
electrões pelo átomo de átomo) 
·
·
·
· ·
·
·
·
·
·
·
· ·
·
Exemplo: H2 
H · × H H — H 
 
 
 
b) Ligação covalente Polar - é aquela em que a ligação ocorre entre 
Átomos de ametais diferentes. Os electrões compartilhados são 
mais atraídos pelo núcleo de um dos Átomos. 
Exemplo: HCl 
 ×× 
 H · × Cl H — Cl 
 x x 
 
 
 
 
c) Ligação covalente dativa - é aquela em que um par electrónico de 
um Átomo é fornecido a outro Átomo. 
Exemplo: H2SO4 
 : O : : O : 
 ×× 
 H × · O · × S × · O · × H H – O – S – O – H 
 x x 
 : O : : O : 
 
 
 
2. Quanto ao número de pares de electrões compartilhados 
d) Ligação covalente simples - é aquela em que os Átomos 
compartilham um par de electrões. 
Ex: CH3 – CH3 
e) Ligação covalente dupla - é aquela em que os Átomos 
compartilham dois pares de electrões. 
Ex: CH2 = CH2 
f) Ligação covalente tripla - é aquela em que os Átomos 
compartilham três pares de electrões. 
Ex: CH ≡ CH 
 
Propriedades das substâncias que apresentam ligação covalente 
Os compostos formados por ligação covalente são líquidos ou gases a 
temperatura ambiente. Apresentam baixos pontos de fusão e de ebulição. 
No estado sólido formam molécula. 
Estrutura de Lewis 
Fórmula estrutural da 
molécula de Hidrogénio 
Estrutura de Lewis 
(partilha de electrões) 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 51 
 
Ligação metálica 
É o tipo de ligação química caracterizada por forças de atracção entre 
catiões de metais e electrões livres 
Estrutura da rede metálica 
Como os átomos do metal são iguais e estão próximos uns dos outros, os 
electrões livres (electrões da última camada) são atraídos 
simultaneamente pelos núcleos dos átomos vizinhos, podendo assim 
deslocar-se de uns para outros. Os electrões de valência constituem uma 
nuvem electrónica que se estende a toda estrutura. 
Rede metálica é uma rede cristalina constituída pelos átomos neutros 
formando catiões, átomos e electrões móveis que passa de um catião para 
outro. 
 
 
 
 
 
 
 
Figure 6: Estrutura de rede metálica 
 
Propriedades das substâncias que apresentam ligação metálica 
As substâncias são constituídas por átomos e catiões (ligados electrões de 
condução). Apresentam condutibilidade eléctrica nos estados sólidos e 
líquidos. Têm ponto de fusão e ponto de ebulição relativamente altos. No 
estado sólido apresentam rede metálica. 
 
Forças intermoleculares (Van Der Waals e Pontes de hidrogénio) 
São de natureza eléctrica e variam consideravelmente conforme a própria 
natureza das partículas. Para substâncias moleculares ocorre uma 
interacção intermolecular (forças de Van der Waals). Tais forças são 
muito mais fracas que as que conduzem à formação de ligações 
covalentes. São típicas nas moléculas apolares. 
 
 
 
Pontes de hidrogénio 
As pontes de hidrogénio são interacções que ocorrem entre átomos de 
hidrogénio e outros átomos de elementos muito electronegativos 
(F,O,N). Entretanto, esta ligação é do tipo electrostático, não é 
muito firme. São as interacções intermoleculares mais intensas, medidas 
tanto sob o ponto de vista energético quanto sob o ponto de vista de 
distâncias interatómicas. 
Existem dois tipos de pontes de hidrogénio: a intramolecular (que ocorre 
na mesma molécula) e a intermolecular (que ocorre entre duas 
moléculas). 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. Mencione duas características fundamentais da ligação iónica. 
2. Indique quatro propriedades fundamentais para compostos que 
apresentam ligação covalente. 
3. Caracterize as pontes de hidrogénio e dê dois exemplos. 
 
 
Leitura 
 
Lei mais sobre teoria atómica e ligação química em: MAHAN, B.H. Química 
um curso universitário, 4a edição, Editora Edgard Büchler Ltda., SP - 
Brasil, 1998; GLINKA, N. Química Geral 1, Editora Mir Moscovo. 1988 
e CHANG, Raymond, Química Geral - Conceitos essenciais. 4ª Edição. São 
Paulo, Editora Mc Graw-Hill, 2007. 
 
Respostas dos exercícios 
 
 
 
Resultados 
Lição 1 
1. R: O modelo não explicava porque razão os electrões girando à volta 
do núcleo não perdem a sua energia e entram em colisão com o 
núcleo. 
2. R: A orbital atómica é a região onde é mais provável encontrar o 
electrão. 
3. R: Segundo a regra de Klechkovsky e Slatero subnível que se 
preenche depois do subnível 5p é 4d . 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 53 
 
 6s: n = 6; ℓ = 0 (ℓ + n) = 6 
 5p: n = 5; ℓ = 1 (ℓ + n) = 6 
 4d: n = 4; ℓ = 2 (ℓ + n) = 6 
 
Lição 2 
1. R: 16Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Grupo: VI e Período: 3º 
2. R: a) Grupo: VII e Período: 4º 
 b) Z(antecede) = 17 e Z(sucede) = 53 
3. R: a) Y2+ ; 20Y: 1s22s22p63s23p64s2 
 b) Grupo: II e Período: 4º 
 
Lição 3 
1. R: Características (duas) fundamentais da ligação iónica: (1) ocorre 
entre um metal e um ametal e (2) o metal perde electrões da sua última 
camada e o ametal capta electrões. 
 
2. R: Propriedades (quatro) dos compostos com ligações covalentes: são 
constituídos por átomos e/ou moléculas; apresentam pontos de fusão e de 
ebulição relativamente baixos; não conduzem a corrente eléctrica porque 
não possuem electrões livres; são na sua maioria solúveis em água; 
3. R: As Pontes de Hidrogénio são caracterizadas por serem interacções 
entre átomos mais electronegativos de uma molécula, com o átomo de 
hidrogénio de outra molécula. 
Exemplo: H2O e C2H5OH 
 
 
 
Unidade n° 03 
Reacções químicas e relações 
quantitativas 
Introdução 
Bem-vindo a esta unidade didáctica. Nela você terá as noções básicas 
sobre as reacções químicas. 
Lembre-se que você aprendeu durante o Ensino Secundário que as 
transformações químicas também são designadas reacções químicas. 
Nesta unidade você vai tratar das reacções químicas, começando por 
fazer uma revisão sobre estes conteúdos. 
O estudo das reacções químicas e suas relações quantitativas é sustentado 
por uma lei fundamental que as regula; a lei de conservação de massa, 
descoberta por Lavoisier. 
 
 
Ao completar esta unidade, você será capaz de: 
 
Objectivos da unidade 
 
Caracterizar as reacções químicas; 
Classificar as reacções químicas mais comuns de acordo com os vários 
critérios aprendidos; 
Escrever as equações das reacções químicas que traduzem os vários 
processos; 
Interpretar as leis de Charles, Boyle e de Dalton das pressões parciais; 
Interpretar a equação de estado de um gás ideal e os desvios dos gases 
reais do comportamento ideal. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 55 
 
Lição no 1 
Reacções químicas. 
Caracterização e Classificação 
Introdução 
As reacções químicas que se descrevem por equações químicas 
interpretam-se tendo em conta que há colisões entre as partículas, 
originando novas partículas, diferentes das anteriores. A velocidade 
com que ocorre uma certa reacção depende dos reagentes, da sua 
concentração, da temperatura e da acção dos catalisadores. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
Caracterizar as reacções químicas; 
Identificar os diferentes tipos de reacções químicas; 
Classificar as reacções químicas mais comuns, de acordo com vários 
critérios. 
 
Reacção química 
Uma reacção química envolve mudanças relacionadas com os arranjos 
nas ligações entre os átomos ou iões, na geometria das moléculas das 
espécies reagentes ou ainda na interconversão entre dois tipos de 
isómeros. Outro aspecto importante sobre uma reacção química é a 
conservação da massa e o número de espécies químicas microscópicas 
(átomos e iões) presentes antes e depois da ocorrência da reacção. Essas 
leis de conservação manifestam-se macroscopicamente sob a forma das 
leis de Lvoisier, Proust e de Dalton. 
Os átomos apresentam valências bem definidas, assim como um conjunto 
de características e relações quantitativas do número de espécies químicas 
presentes numa reacção que pode ser vista mais adiante na 
estequiometria. 
Reacção química é o fenómeno no qual as moléculas reagem entre si 
para formar novas substâncias, diferentes daquelas que reagem. 
 
 
Também pode-se afirmar que uma reacção química é uma transformação 
da matéria em que pelo menos uma ligação química é criada, ou desfeita. 
Caracterização 
Numa reacção química ocorre: 
� Transformação das substâncias noutras com novas propriedades; 
� Alteração da constituição química da matéria; 
� Mudança do conteúdo energético. 
 
Critérios de classificação 
As reacções químicas podem ser classificadas segundo vários critérios, 
por exemplo, natureza da reacção, sentido em que se realiza, 
desenvolvimento de calor, presença de agentes estranhos, tempo de 
produção: 
I . Natureza da reacção 
a) Reacção de combinação (síntese, adição ou associação) - ocorre 
com a junção de duas substâncias simples para formar uma única: 
Exemplo: C(S) + O2 (g) CO2 (g) 
b) Reacção de decomposição (análise ou dissociação) - ocorre com 
a decomposição ou dissociação da substância inicial: 
� Decomposição térmica (ou pirólise) 
 Exemplo: CaCO3 (s) tª CaO(s) + CO2↑ 
� Decomposição catalítica. 
Exemplo: H2O2 (l) MnO2 H2O(l) + O2 (g) 
� Decomposição electrolítica (ou electrolise) 
 Exemplo: H2O2 (l) H2 (g) + O2 (g) 
� Decomposição termo/catalítica (Cracking). 
 Exemplo: C10H22 tª/cat C4H10 + 2C2H4 + CH4 + C 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 57 
 
O
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ac
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da
de
 
 
 
 
c) Reacção de deslocamento (ou simples troca) - ocorre com a 
substituição de um elemento num composto, libertando-o: 
� Deslocamento de Hidrogénio. 
 Exemplo: Na(s) + 2H2O (l) NaOH (aq) + H2 ↑ 
 Exemplo: Zn(s) + 2HCl2 (aq) ZnCl2 (aq) + H2 ↑ 
� Deslocamento de Metal. 
 Exemplo: Zn(s) + CuSO4 (aq) ZnSO4 (aq) + Cu(s) 
� Deslocamento de halogéneos. 
 Exemplo: Cl2 (g) + 2KBr (aq) 2HCl (aq) + Br2 (l) 
Um elemento precisa de ser mais reactivo que o outro, para deslocá-lo, 
isto é, o elemento pode deslocar de um composto qualquer elemento 
subsequente a ele dentro da fila. Assim, foram organizados os elementos 
na chamada “ordem de reactividade” na qual os elementos estão escritos 
em ordem decrescente de reactividade (de cima para baixo); veja as 
tabelas ao lado, a primeira para radicais positivos e a segunda para 
radicais negativas. 
 
d) Reacção de dupla troca - ocorre com a troca de elementos nos 
dois compostos, formando um precipitado ou uma molécula não 
dissociada. 
Estas reacções ocorrem geralmente em solução aquosa, isto é, com os 
reagentes dissolvidos em água. 
� Reacção de precipitação. Ocorre com a formação de um 
composto insolúvel em água. 
 Exemplo: 
AgNO3 (aq) + HCl AgCl ↓ + H+(aq) + NO3-(aq) 
� Reacção de transferência de protões. 
 Exemplo: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) 
Cs 
K 
Ba 
Ca 
Na 
Mg 
Al 
Mn 
Zn 
Cr 
Fe 
Ni 
Sn 
Pb 
H 
As 
Cu 
Hg 
Ag 
Pt 
Au 
 
F 
O 
N 
Cl 
Br 
I 
S 
C 
P 
 
 
� Reacção de hidrolise. 
 Exemplo: SiCl4 + 4H2O (l) Si(OH)4 (aq) + 4HCl(aq) 
 
e) Reacção de oxidação redução (ou de transferência de electrões 
ou redox). Ocorrem com a transferência de electrões entre os 
átomos: 
 +2 -2 0 0 +1 -2 
 Exemplo: CuO (s) + H2(g) Cu (s) + H2O (l) 
 
II . Sentido em que se realizam 
a) Reacção reversível. Nestas reacções químicas, os reagentes 
combinam-se para formar produtos e estes reagem entre si para 
reporem as substâncias iniciais. Este tipo de reacções é 
representado por duas setas paralelas, sobrepostas e com sentido 
contrário, mostrando os dois sentidos: 
 A + B C + D 
b) Reacção irreversível. Neste tipo de reacção química, os reagentes 
combinam-se para formar produtos e só termina quando um dos 
reagentes se esgota. Representa-se por uma única seta, numúnico 
sentido. 
A + B C + D 
 
III . A presença de agentes estranhos 
a) Reacções espontâneas - começa a ocorrer logo após a união dos 
reagentes. 
 Exemplo: Cu (s) + 4NH3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + 2NO2 (g) + H2O(l) 
 
b) Reacções provocadas (não espontâneas) - para a sua ocorrência 
precisam de um agente exterior como: calor, luz, electricidade, 
etc. Estas reacções podem ser de síntese ou de decomposição: 
Exemplo: H2O2 (l) MnO2 H2O(l) + O2 (g) 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 59 
 
 Exemplo: 2 Mg (s) + O2 (g) 2MgO (g) 
 
IV . Desenvolvimento de calor 
a) Reacção exotérmica - ocorre com a libertação de calor. Portanto 
C (grafite) + O2 g) CO2 (g) + 394,5 Kj/mol 
b) Reacção endotérmica - ocorre com a absorção de calor 
CaCO3 + ∆H Kj/mol CaO + CO2 
 
V . Tempo para se produzir 
a) Reacção instantânea - ocorre num período curto. Logo que os 
reagentes entram em contacto. Exemplo: Decomposição de sais 
de prata numa chapa fotográfica exposta a luz. 
b) Reacção lenta - ocorre num período muito longo. Exemplo: 
oxidação do ferro. 
c) Reacção moderada - ocorre entre a reacção lenta e a instantânea 
e é incensurável. 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. Classifique as seguintes equações de reacções químicas quanto à sua 
natureza. 
a) H2O2 (l) MnO2 H2O(l) + O2 (g) 
 b) 2 Mg (s) + O2 (g) 2MgO (g) 
 
2. De entre os seguintes fenómenos, quais são os químicos? Escreva as 
equações que traduzem esses fenómenos químicos. 
a) Fervura da água b) Enferrujamento da palha-de-aço 
 c) Derreter da vela d) Queima de gás de cozinha 
 
 
 
Lição no 2 
Relações Quantitativas 
Introdução 
Na era da informação profissionais qualquer área necessita de analisar 
dados e resolver problemas, diariamente. Nos jornais, revistas e na nossa 
vida diária aparecem situações e notícias que dão origem a diversos 
problemas que envolvem, necessariamente, a análise de relações 
quantitativas, isto é, relações entre quantidades que podem ser contadas 
ou medidas. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Interpretar as relações quantitativas nas combinações químicas; 
Aplicar as leis ponderais na resolução de exercícios de relações 
quantitativas; 
Aplicar as leis volumétricas dos gases ideias para a resolução de 
exercícios de relações quantitativas; 
Escrever as expressões matemáticas para a determinação das relações 
quantitativas. 
 
Relações quantitativas ou lei das combinações químicas 
Na tentativa de explicar os fenómenos que ocorrem na natureza e estudar 
a matéria de que ela é composta, os cientistas formularam leis que 
permitem interpretar tais fenómenos. 
Chamam-se Relações Quantitativas às relações entre grandezas de 
medição no processo quantitativo de reacções químicas, seja pela 
medição de reagentes necessários para completar a reacção, seja pela 
determinação da quantidade de produto obtido da reacção. 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 61 
 
Leis ponderais 
São todas as leis que se relacionam com a massa. 
Lei da conservação da massa (Lavoisier). Numa reacção química, a soma 
das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos. 
Lei das proporções fixas (Joseph L. Proust). Numa reacção química, a 
proporção entre as massas das substâncias que reagem e as que são 
produzidas é fixa, constante e invariável. 
Lei das proporções múltiplas (J. Dalton). Quando duas substânciais 
simples reagem entre si para formar compostos diferentes, se a massa de 
uma delas permanecer fixa, a da outra irá variar numa relação de números 
inteiros e pequenos. 
Lei dos equivalentes químicos (J. B. Richter, K.Wenzel e J.J. Berzelius). 
Quando uma massa fixa de uma substância reage totalmente com 
determinadas massas de substâncias diferentes, se estas reagirem entre si, 
fá-lo-ão na mesma relação de massa com que reagem com a primeira ou, 
então, com valores múltiplos ou submúltiplos destes. 
Equivalente-grama. Equivalente-grama de uma substância é a massa da 
substância que se combina com 8 gramas de Oxigénio para formar um 
composto químico. 
 
Leis volumétricas 
Todas as leis que se relacionam com o volume. 
Lei das proporções volumétricas constantes. Os volumes das substâncias 
gasosas que reagem e que são produzidas nas mesmas condições de 
temperatura e pressão guardam entre si uma relação de números inteiros e 
simples. 
Leis das combinações volumétricas múltiplas. Quando duas substâncias 
gasosas reagem entre si para formar compostos diferentes, gasosos ou 
não, se o volume de uma delas permanecer fixo, o da outra irá variar 
numa relação de números inteiros e simples, quando medidos nas mesmas 
condições de temperatura e pressão. 
 
 
P1·V1 P2·V2 
= 
T1 T2 
Transformação Isotérmica (lei Boyl-Mariotte). A temperatura 
constante, uma determinada massa de gás ocupa o volume inversamente 
proporcional à sua pressão. 
T = constante; V ~ 1/P; PV = K1 
 
Transformação isobárica (lei de Gay-Lussac). À pressão constante o 
volume ocupado por uma determinada massa de gás é directamente 
proporcional à sua temperatura absoluta “ 
P = constante; V ~ T; V ~ T · K2 V/T = K2 
Transformação Isovolumétrica (lei de Charles). 
Para um volume constante, a pressão exercida por 
uma determinada massa de gás é directamente 
proporcional à sua temperatura absoluta “ 
V = constante; P ~ T; P ~ T · K3 P/T = K3 
 
A partir destas leis: V ~ 1/P · K1 ; V ~ T · K2 e P ~ T · K3 ; então 
V ~ 1/P · T · K4 isto é, V = T /P · K4. então: V · P / T = K4. 
Considerando duas fases do gás, teremos: 
 
 
 
P1 · V1 = P2 · V2 
V1/T1 = V2/T2 
P1/T1 = P2/T2 
Equação Específica para 
gás Ideal (lei dos gases) 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 63 
 
n·T 
V ~ ·K 
P 
n·T 
V = ·K 
P 
Resolução 
 
P1·V1 P2·V2 
 = 
 T1 T2 
 
Exemplo 
Faz-se subir um balão que tem volume de 0,55 litros, partindo nível das 
águas do mar (a 1,0 atm) ate uma altitude de 6,5 km, onde a pressão é 
cerca de 0,40 atm. Admitindo que a temperatura permanece constante, 
qual é o volume final do gás? 
 
 
 
 
 
 
 
Lei de Avogadro. Volumes iguais de gases diferentes nas mesmas 
condições de temperatura e pressão contem o mesmo número de 
moléculas. 
 P, T = constante; V ~ n · K5 
Considerando todas as relações até então apresentadas pode-se chegar à 
chamada equação geral para o gás ideal. Ora vejamos: 
 
T = constante; V ~ 1/P · K 
P = constante; V ~ T · K 
P, T = constante; V ~ n · K 
 
 
 
Considerando que numa reacção química ocorre a variação da quantidade 
de substância e da temperatura, teremos: 
 
P ·V = n · K· T 
P ·V = ∆n · R· ∆T Equação Geral para o Gás Ideal 
Dados 
 
P1 = 1,0 atm 
V1 = 0,55 l 
P2 = 0,40 atm 
V2 – ? 
Porque a temperatura da 
equação apresentada é 
constante, retira-se a 
temperatura, ficando apenas a 
relação seguinte: 
P1 · V1 = P2 · V2 
0,55 l · 1,0 atm = 0,40 atm · V2 
 1,4 l = V2 
 
 
Onde: 
P - Pressão atmosférica [ Pa ] ~ [ N/m2 ] 
V - Volume molar (volume ocupado por uma mol de moléculas de 
qualquer gás), [ l·mol-1 ] 
∆n - Variação da quantidade de substância [ mol ] 
R - Constante universal dos gases. Esta apresenta dois valores 
 R = 8,31 J · K-1 · mol-1 ou 0,083·105 N · m2 · l · mol-1 · K-1 
 R = 
∆T - Variação da temperatura absoluta [° K] 
 ∆T = Σtª (produtos) - Σtª(reagentes) 
 T = tª + 273,15 °K 
m - Massa da substância [ g ] 
M - Massamolar [ g · mol-1 ] 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 65 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. Faz-se subir um balão que tem volume de 0,25 litros, partindo do nível 
das águas do mar (a 1,0 atm) até uma altitude de 8,5 km, onde a pressão é 
de cerca de 0,60 atm. Admitindo que a temperatura permanece constante, 
qual é o volume final do gás? 
2. Se 100 cm3 de um gás, inicialmente a 100kPa, são comprimidos a uma 
pressão de 125 kPa, a uma temperatura constante, qual é o seu volume 
final? 
3. Uma amostra de um gás ocupa 250 cm3 a 27ºC. Que volume ocupará a 
35ºC, se não existir variação da pressão? 
4. Qual seria a pressão de um gás, inicialmente a 115kPa, se a 
temperatura fosse reduzida de 35ºC para 25ºC, a um volume constante? 
 
 
 
Lição no 03 
Bases da Estequiometria 
Introdução 
A aplicação de cálculos é de extrema importância prática pois permite, 
por exemplo, que se preveja na teoria a quantidade de reagentes a ser 
usada para se obter determinada quantidade de produtos numa reacção 
química em condições pré-fixadas. 
Nesta lição faremos a interpretação e análise das várias formas de 
deduzir, através de cálculos estequiométricos, a quantidade de 
substâncias que se pretende produzir, ou consumir num processo 
químico. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Interpretar os conceitos relacionados com a estequiometria nas relações 
quantitativas; 
Aplicar as leis ponderais das relações quantitativas na resolução de 
problemas estequimétricos; 
Escrever as expressões matemáticas para a determinação das relações 
quantitativas; 
Realizar cálculos relacionados com os conceitos da estequiometria. 
 
Do grego Stoicheion (elemento) e métron (medida). Aplica-se aos 
cálculos matemáticos que evolvem os elementos químicos. 
Os cálculos estequiométricos baseiam-se nas análises quantitativa e 
qualitativa contidas nos símbolos, fórmulas e equações químicas. 
Evolvem as quantidades de massa, volume, números de átomos e 
moléculas ou iões das substâncias em geral. 
A aplicação desses cálculos é de extrema importância prática, pois 
permite por exemplo, que se preveja na teoria a quantidade de reagentes a 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 67 
 
ser usada para se obter determinada quantidade dos produtos numa 
reacção química em condições prefixadas. 
A estequiometria não é somente usada para balancear equações 
químicas, mas também para conversões de unidades - por exemplo, 
de gramas a mols, ou gramas a mililitros. Por exemplo, se temos 
2,00 g de NaCl, para achar o número de moles, pode-se fazer o 
seguinte: 
 
 
 
No exemplo acima, quando escrito em forma de fracção, a unidade 
grama cancela-se, deixando o valor convertido a mols (a unidade 
desejada) 
 
 
O estudo da estequiometria tem como ponto de partida os conceitos 
seguintes: 
Massa Atómica (MA). É o número que indica quantas vezes a massa de 
um átomo de determinado elemento é maior que a massa 1u (massa de 
1/12 do carbono isótopo 12) igual a 1,660570 · 10 -24g. 
Ex: Massa do átomo de oxigénio = 2,67·10 -23g 
Massa atómica relativa (Ar). É a relação entre a massa do átomo do 
elemento em questão e 1/12 (1,66·10-24g) da massa do átomo de carbono 
12. Esta unidade não tem dimensões. 
Se expressarmos as massas dos átomos através de unidades habituais 
(quilograma, grama, etc.) o seu valor será um número demasiado 
pequeno, como por exemplo: a massa do átomo de carbono é igual a: 
 m (C) = 0,000 000 000 000 000 000 000 000 02g ou m (C) = 0,2 · 10-26g. 
Compreende-se pois que utilizar estes valores numéricos de massas 
atómicas e trabalhar com eles, reveste-se de dificuldades, por isso, para 
expressar a massa atómica foi adoptada uma unidade a unidade de massa 
atómica. 
 
 
Uma unidade de massa atómica (1 u.m.a) corresponde a 1/12 da massa 
do átomo de carbono, ou seja, 1,66·10-24g. Comparando as massas 
atómicas dos elementos com 1 u.m.a, encontra-se um valor numérico 
inteiro - massa atómica relativa. 
Ex: para o átomo de oxigénio (O): 
 
Massa molecular relativa (Mr). É a relação entre a massa da molécula da 
substância em questão e 1/12 (1,66·10-24g) da massa do átomo de carbono 
12. Para determinar a massa molecular relativa deve-se adicionar as 
massas atómicas relativas. 
 
 
Exemplo 
Determinar a massa molecular das seguintes substâncias: 
 
 
 
 
 
 
 
Número de partículas (N). Grandeza que caracteriza quantas partículas 
(átomos, moléculas e iões) estão numa amostra de 1 mol de substância. 
Mol é a unidade da quantidade da substância. É o número largamente 
usado na Química para expressar quantidades: 
1 mol 6,023.1023 unidades 
Número de Avogadro (NA). A massa atómica de qualquer elemento 
químico expressa em gramas é a massa de uma mol de átomos de 
elemento, ou seja, 6,023.1023 átomos, que é a quantidade de átomos 
2,66·10-23g 
 = 16 u.m.a 
0,166·10-23g 
a) H2O; Mr (H2O) = 1 u.m.a x 2 + 16 u.m.a 
 Mr (H2O) = 18 u.m.a 
 
b) Al(OH)3; Mr Al(OH)3 = (27 + 16 x 3 + 1 x 3)u.m.a 
 Mr Al(OH)3 = (27 + 48 + 3) u.m.a 
 Mr Al(OH)3 = 78 u.m.a 
 
c) MgCl2 · 6H2O; 
Mr (MgCl2 · 6H2O) = (24uma + 35,5uma x 2 + 1uma x 12 + 6 x 16uma) u.m.a 
Mr (MgCl2 · 6H2O) = (24 + 71 + 12 + 96) u.m.a 
Mr (MgCl2 · 6H2O) = 203 u.m.a 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 69 
 
existentes num átomo-grama do elemento. Portando, relaciona o nº de 
partículas e a quantidade de substância: 
 
 
 
 
 
 
Átomo-grama (A1). Átomo-grama de um elemento é a quantidade de 
átomos desse elemento cuja massa, em gramas, é numericamente igual a 
sua massa atómica (A). Num átomo-grama de qualquer elemento químico 
temos sempre a quantidade de uma mol de átomos. 
Mólecula-grama. É a quantidade de moléculas de uma substância cuja 
massa, em gramas, é numericamente igual a sua massa molecular (Mr). 
Numa molécula-grama de qualquer substância existe um mol de 
moléculas. 
 
Equivalente-grama (E1). 
a) De um elemento - é o quociente do átomo-grama (A1) pela valência 
do elemento; 
 
 
Exemplo 
Determine o equivalente-grama para o átomo da sódio (Na) e para a 
molécula de cloro (Cl2). 
Resolução: 
O átomo de Na tem A = 23 g; assim, E1 = A/1; E1 = 23g/1; E1 = 23g/1. 
A molécula de Cl2 tem dois (2) átomos de cloro e cada um tem A = 35,5 
g; assim, 
E1 = A x 2/2; E1 = 35,5 x 2g/2; E1 = 71g/2; E1 = 35,5 g 
 
 N (nº de partículas) 
NA = 
 n (quantidade da substância) 
 6,023.1023 
NA = 
 1 mol 
NA = 6,023.1023 mol-1 
 
 
b) De um ácido - é o quociente da molécula-grama do ácido pelo 
número total dos hidrogénios ionizáveis; 
 
Exemplo 
Determine o equivalente-grama para a molécula de Ácido sulfúrico 
(H2SO4). 
Resolução:A molécula de H2SO4 tem dois (2) átomos de hidrogénio 
ionizáveis e a massa molar é iguais a 98g; portanto: E1 = Mr/2; E1 = 
98g/2; E1 = 49 g. 
 
c) De uma base - é o quociente da molécula-grama da base pelo número 
total de iões hidroxilos (OH-) ionizáveis; 
 
Exemplo 
Determine o equivalente-grama para a molécula de Hidróxido de cálcio, 
Ca(HO)2. 
Resolução:A molécula de Ca(HO)2 tem dois (2) iões hidroxilo ionizáveis 
e a massa molar do Hidróxido de cálcio é iguais a 74g; portanto: E1 = 
Mr/2; E1 = 74g/2; E1 = 37 g. 
 
 
d) De um sal - é o quociente da molécula-grama do sal pelo número total 
das cargas ou do anião, ou do catião; 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 71 
 
 
Exemplo 
1. Determine o equivalente-grama para a molécula de Cloreto de cálcio, 
CaCl2. 
Resolução:A molécula de CaCl2 tem dois (2) iões (o catião Ca2+, que tem 
duas cargas positiva e o anião Cl- que são dois, com uma carga negativa 
cada um) e a massa molar do Cloreto de cálcioé igual a 91g. Para 
determinar o equivalente-grama utiliza-se ou o catião ou o anião: 
Para o catião Ca2+, trata-se de um (1) catião com carga igual a dois (2); 
E1 = Mr/2; E1 = 91g/2; E1 = 45 g. 
Para o anião Cl-, trata-se de dois (2) aniões com carga igual a um (1); 
E1 = Mr/1x2; E1 = 91g/2; E1 = 45 g. 
2. Determine o equivalente-grama para a molécula de Sulfato de 
Alumínio Al2(SO4)3 
Resolução:A molécula de Al2(SO4)3 (Mr = 346g), tem dois (2) iões Al3+ e 
três iões SO42-. 
Al3+ (nº de cargas = 3; nº de catiões = 2; nº total de 
cargas = 6) 
E1 = Mr/2x3; E1 = 346g/6; E1 = 57 g. 
Al2(SO4)3 
SO42- (nº de cargas = 2; nº de catiões = 3; nº total de 
cargas = 6) 
E1 = Mr/3x2; E1 = 346g/6; E1 = 57 g. 
 
e) De um oxidante - é o quociente da molécula-grama do oxidante pela 
variação total seu nox; 
 
Massa Molar (M). Corresponde a massa de um mol de agregados iónicos 
na proporção mínima entre os iões, indicada por uma fórmula de 
substância. È expressa em [g/mol-1] 
 
 m (massa do elemento) 
M = 
 n (quantidade da substância) 
 
 
 
 
Volume molar (V). É o volume ocupado por uma mol de substância 
gasosa em CNTP (25º C e 1 atm). O valor ocupado pelo volume de um 
gás nessas condições é 22,4 ℓ. 
Densidade (ρ): a densidade de um matéria pode determinar-se pelo 
quociente entre a massa de um dado volume de material e o volume do 
objecto constituído por esse material. É a quantidade de soluto dissolvido 
num volume fixo de solução. 
 
 
 
 
 
Concentração de uma solução 
A relação entre as proporções de um soluto e de um solvente pode 
exprimir-se através de diferentes formas: 
 
Concentração molar (C/M): é a quantidade de substância do soluto que 
se dissolve num determinado volume do solvente. C = [mol.ℓ-1] 
 
 
 
Concentração equivalente ou Normalidade (Ceq ou N): é o quociente do 
nº de equivalente-grama (E1) do soluto pelo volume (v) da solução. 
 
 
Concentração percentual (C% ou %): indica a massa de uma 
determinada substância existente em 100 gramas de produto. Por serem 
100 gramas é que chamamos de percentagem. 
 
É comum encontrar a concentração expressa em percentagem nas 
embalagens de produtos de limpeza, cosméticos, alimentos, 
medicamentos e outros; conforme o exemplo seguinte: 
 
 
Exemplo 
O vinagre contém 4% de acidez. Isto significa que a solução possui 4 
gramas de Ácido acético em 100 gramas de vinagre. 
 
A fórmula para determinar a concentração percentual é: 
 m (massa do soluto) 
ρ = 
 V (volume da solução) 
 n (quantidade de substância do soluto) 
C = C = [mol.ℓ-1] 
 v (volume da solução) 
 neq (nº de equivalente-grama do soluto) 
Ceq ou N = N = [N] 
 v (volume da solução) 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 73 
 
 
 
 
Onde: m (solução) = m (soluto) + m (solvente) 
 C% - é a concentração percentual; 
 m - é a massa do soluto. 
Preparação de soluções 
A água é conhecida como solvente universal por ser capaz de dissolver 
uma grande diversidade de substâncias ou materiais e é o solvente mais 
abundante no nosso planeta. 
Os mares e oceanos são bons exemplos do grande poder de dissolução da 
água, eles formam soluções com cerca de 35 gramas de sólidos 
dissolvidos por litro de água. 
A facilidade com que a água dissolve diferentes tipos de substâncias 
deve-se à sua estrutura e à distribuição das cargas das suas moléculas. A 
dissolução de um soluto em líquido depende das possíveis interacções 
entre os constituintes das duas substâncias. 
Solução é a mistura homogénea de duas ou mais substâncias (solvente e 
soluto que constituem uma só fase). 
 
Solubilidade é a quantidade máxima de uma substância que se dissolve 
em 100 gramas de um solvente específico a uma determinada 
temperatura. 
A solubilidade de um material em determinado solvente depende da 
temperatura em que o sistema se encontra. De um modo geral a 
solubilidade das substâncias aumenta com o aumento da temperatura 
A solubilidade é muito utilizada pelos químicos na separação das 
substâncias que constituem os materiais. 
Por exemplo: na extracção de substâncias contidas em plantas; 
preparação de soluções, etc. 
 
A solubilidade das substâncias num mesmo solvente varia com a 
temperatura do sistema. 
 m (soluto) 
C% = x 100% 
 m (solução) 
 
 
Exemplo: Podemos facilmente perceber que o açúcar dissolve-se melhor 
em água quente do que em água fria. 
 
Solvente é a substância que dissolve o soluto e se encontra em maior 
quantidade. 
Exemplo: Água, Álcool, Acetona, etc. 
 
Soluto é a substância que se dissolve no solvente e se encontra em menor 
quantidade. 
Exemplo: Sal de cozinha, Açúcar, Javel, etc. 
Existem soluções nos três estados físicos, isto é, sólidas, líquidas e 
gasosas. 
Neste contexto abordaremos apenas as soluções líquidas (soluções 
aquosas) em que o solvente é a Água. 
 
Tome Nota! 
 
O soluto encontra-se, em geral, no estado sólido, mas pode igualmente 
apresentar-se no estado líquido ou no estado gasoso 
Diluição: 
Muitos produtos domésticos devem ser diluídos antes de serem usados. A 
forma de diluição vem expressa nos rótulos. É comum, por exemplo, ver 
nos sumos concentrados, produtos de limpeza, medicamentos, tintas, etc. 
a indicação da necessidade de diluir. 
O processo de diluição consiste no acréscimo do solvente à solução. Ao 
fazermos isso, a quantidade do soluto permanece constante, mas a 
concentração altera-se. 
 
No quadro que se segue estão representados alguns exemplos de soluções 
conhecidas que preparamos diariamente. 
Tabela 4: Exemplos de soluções preparadas diariamente. 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 75 
 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. Quantas moles de carbono são necessárias para se combinar com 4,87 
moles de cloro para formar a substância C2Cl6. 
2. Uma amostra de 2,0g de cristais de hidróxido de sódio, encontrado 
num recipiente de vidro foi dissolvida em água para produzir um 
volume total de 200cm3 de solução. Qual a concentração molar desta 
solução? 
3. Quantos gramas de nitrato de prata são necessários para preparar 
500cm3 de uma solução deste sal a 0,30M? 
 
Respostas dos exercícios 
 
 
 
Resultados 
Lição 1: 
1. R: a) Reacção de decomposição (catalítica), 
 b) Reacção de combinação e reacção de oxidação redução. 
2. R: Os fenómenos químicos são os representados nas alternativas a) e 
b). 
a) Fe + O2 FeO 
b) C3H8 + O2 ∆ CO2 + H2O 
 
Lição 2: 
Soluto Solvente Estado físico da mistura Exemplo 
Líquido Líquido Líquido Álcool + Água 
Sólido Líquido Líquido NaCl + Água 
Sólido Líquido Líquido Açúcar + Água 
Gás Líquido Líquido CO2 em refrigerantes 
Gás Gás Gás Ar atmosférico 
Sólido Sólido Sólido Ligas metálicas Ex: 
bronze 
 
 
1. R: Vf será de 0,41 litros 
2. R: Vf será de 80,0 cm3 
3. R: Vf será de 257 cm3 
4. R: a pressão seria de 111kPa. 
 
Lição 3: 
1. R: 1,62 mol de C 
2. R: 0,250M de NaOH 
3. R: 25,5g de AgNO3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 77 
 
Unidade n° 04 
Bases da Química Orgânica 
Introdução 
Bem-vindo a esta unidade didáctica. Nela você terá as noções básicas 
sobre a Química Orgânica, relacionando basicamente a estrutura, as 
propriedades, as reacções e as consequentesaplicações dos compostos 
orgânicos. 
Nesta unidade você deverá incrementar o seu conhecimento sobre as 
noções básicas da Química Orgânica. Neste sentido, propomos-lhe que 
comece por se apropriar de algumas informações sobre o historial da 
Química Orgânica. 
 
Ao completar esta unidade, você será capaz de: 
 
Objectivos da unidade 
 
Identificar os factores que estão por detrás do surgimento da Química 
Orgânica como ciência; 
Interpretar as diferentes fases históricas ligadas ao desenvolvimento da 
Química Orgânica; 
Aplicar os conhecimentos básicos da Química Orgânica na identificação 
dos compostos orgânicos; 
Explicar a relação entre a estrutura e propriedades das substâncias 
orgânicas; 
Caracterizar os métodos adequados no processo de análise dos compostos 
orgânicos; 
Aplicar os conhecimentos adquiridos sobre os tipos de compostos 
naturais e sintéticos no seu dia a dia; 
Interpretar as conexões existentes entre os compostos orgânicos e o 
desenvolvimento social das comunidades. 
 
 
Lição no 01 
Breve Historial da Química 
Orgânica. 
Introdução 
Nesta lição, irá recapitular os conhecimentos sobre o estudo do historial 
da Química Orgânica, as fases que caracterizaram a evolução desta parte 
da Química como ciência. 
Esta lição permitirá desenvolver bases sobre os conteúdos que marcaram 
o desenvolvimento da Química Orgânica, considerando a síntese de 
Fredric Wöhler como um marco importante para a síntese de vários 
compostos orgânicos sintéticos e consequentemente um dos marcos 
históricos do desenvolvimento deste ramo da Química. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Identificar as diferentes fases da história da Química Orgânica; 
Identificar os principais intervenientes no desenvolvimento da Química 
Orgânica; 
Interpretar a importância da teoria da força vital no desenvolvimento da 
Química orgânica 
Interpretar os fundamentos que a síntese de Fredric Wöhler deu a 
Química orgânica; 
Caracterizar o objecto de estudado da Química Orgânica. 
 
Introdução à Química Orgânica 
Breve Historial 
A química, como todas outras ciências teve um contínuo 
desenvolvimento nas várias fases da história. A química orgânica, 
particularmente, existe desde os tempos pré-históricos, este facto é 
 
 Química Básica Curso de Licenciatura em Ensino de Química 79 
 
justificado pelos inúmeros processos relacionados com este ramo da 
química, pois os compostos orgânicos são conhecidos há já muito tempo, 
em virtude da sua vasta aplicação, muitos anos A.C.. Os povos da 
antiguidade fermentavam o suco da uva produzindo vinho, extraíam 
gorduras e azeite dos animais e plantas, corantes de plantas, entre outros. 
Estes não tinham a menor noção da natureza química desses processos. 
No sec. XVIII notou-se um desenvolvimento acentuado da ciência 
química, com as contribuições de Scheele (químico Sueco, 1769), sobre 
os métodos apropriados para a obtenção de compostos orgânicos em 
animais e vegetais (Ácido cítrico do limão, Ácido acético do leite, 
glicerol da gordura, etc.) e à medida que se aumentava o número de 
compostos produzidos, os químicos notavam diferenças acentuadas entre 
as propriedades destes e dos compostos minerais (por exemplo; P.F., P.E. 
etc.). 
Em 1776 Bergmann (químico Sueco), fez a primeira classificação dos 
compostos químicos, tendo-os dividido em: 
• Química Orgânica - ramo da química que estuda os compostos 
orgânicos, obtidos dos organismos vivos. 
• Química Inorgânica - ramo da química que estuda os 
compostos inorgânicos, obtidos do reino mineral. 
Em 1802 Jacob Berzelius (Químico Sueco) fundamentou a classificação 
de Bergmann, através da Teoria da força vital ou Vitalismo, segundo a 
qual “Os compostos orgânicos só poderiam ser obtidos dos seres vivos e 
sob influência duma força divina”. 
 
Esta teoria teve aceitação por parte dos químicos da época, até que 
Fredric Wöhler, discípulo de Berzelius, conseguiu obter um composto 
orgânico (a Ureia) a partir de um composto inorgânico (o Cianato de 
amónio), no laboratório. 
Esta síntese pode ser traduzida pela seguinte equação: 
NH4OCN ∆ NH2 – CO – NH2 
Cianato de amónio Ureia 
 
 
 
A síntese aqui apresentada marcou o fim da teoria Vitalista, visto que 
após esta, um grande número de compostos orgânicos foi produzido a 
partir de matéria não viva. 
Assim, a Química Orgânica passou a ser definida como parte da 
química que estuda os compostos de Carbono, detalhando a estrutura, as 
reacções químicas e aplicações dos compostos de carbono. 
 
 
Tome Nota! 
Compostos como Carbono, Dióxido de carbono (CO2), Monóxido de carbono 
(CO), Ácido cianídrico (HCN), Ácido carbónico (H2CO3), Carbonatos (CO3
2-), 
Bicarbonatos (HCO3
-), etc., que são formados pelo elemento Carbono mas com 
propriedades mais semelhantes às dos compostos inorgânicos, não são 
considerados orgânicos, eles são inorgânicos e servem de intermediários ou 
compostos de transição entre a química inorgânica e orgânica. 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. O que entende por Química Orgânica? E por compostos orgânicos? 
2. No início do sec. XIX, Berzelius lançou uma teoria que mais tarde 
caiu em desuso. 
a) Como se chama essa teoria? Explique argumentando o 
pensamento desta teoria. 
b) O que é que esteve por detrás do desuso da teoria de Berzelius. 
Escreva a respectiva equação química da síntese que pôs em 
causa essa teoria. 
 
 Lição no 02 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 81 
 
Lição no 02 
Compostos de Carbono. Estrutura 
e propriedades 
Introdução 
Nesta lição, fará a identificação dos compostos de carbono (compostos 
orgânicos) dos compostos minerais (compostos inorgânicos). Nesta lição 
desenvolverá capacidades para a identificação da tetravalência do 
carbono nos compostos orgânicos. 
Com base nesta lição conhecerá as propriedades particulares dos 
compostos orgânicos bem como as principais características desses 
compostos. Representará, com base nos conhecimentos adquiridos, as 
formas e possibilidades de formação das diferentes ligações dos átomos 
de carbono nos compostos orgânicos. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Identificar as principais características dos compostos orgânicos; 
Diferenciar os compostos orgânicos dos inorgânicos; 
Identificar as propriedades particulares dos compostos orgânicos; 
Representar e caracterizar a estrutura básica dos compostos orgânicos; 
Interpretar as diferentes possibilidades de formação das ligações entre 
átomos de carbono. 
 
Compostos de Carbono 
Os compostos de carbono são também designados compostos orgânicos, 
definidos como grupos de compostos que apresentam o átomo de carbono 
ligado covalentemente entre si originando uma vasta gama de compostos 
de uma mesma família e estudados dentro da Química Orgânica. 
 
 
 
Diferenças entre Compostos orgânicos e inorgânicos 
Os compostos orgânicos são estruturalmente muito diferentes dos 
inorgânicos e isso faz com que estes apresentem consequentemente uma 
série de diferenças nas propriedades e consequentemente na aplicação. A 
tabela a seguir, mostra as diferenças entre as propriedades dos compostos 
orgânicos e inorgânicos. 
 
 Compostos ORGÂNICOS Compostos INORGÂNICOS 
Ligações covalentes Ligações iónicas ou com carácter iónico 
Raramente solúveis em água e raramente 
formam electrólitos em solução. 
São muitas vezes electrólitos em 
solução: ácidos, bases e sais. 
Têm pontos de fusão e ebulição 
relativamente baixos, menor que 400oC. 
Muitos são líquidos a temperatura 
ambiente - carácter covalente. 
Pontos de fusão e ebulição elevados; 
muitos são sólidos cristalinos - carácter 
iónico. 
Baixa densidade, muitas vezes 
aproximadamente igual a 1 g/dm3. 
Densidades variáveis, em alguns casos 
(metais), muito elevadas. 
Facilmente decompõe-se pela acção do 
calor, são pouco resistentes a temperaturasmaiores que 500oC. 
Grande estabilidade térmica. 
A maior parte deles são bons 
combustíveis. 
Raramente são combustíveis. 
Têm fraco efeito térmico. A diferença 
entre a energia final e inicial é pequena. 
As reacções são raramente unívocas. 
Têm acentuado efeito térmico (exo ou 
endotérmicas). 
Tabela 5: Diferenças entre compostos orgânicos e inorgânicos 
Os compostos orgânicos são constituídos basicamente por Carbono, 
Hidrogénio, Oxigénio, Enxofre, Fósforo, Halogéneos (F, Cl, Br e I) e 
metais. 
Estes ocorrem na natureza tanto em organismos vegetais como animais, 
no petróleo bruto, gás natural, etc. 
 
 
 Lição no 02 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 83 
 
Propriedades particulares dos compostos orgânicos 
• Quase todos formam-se por ligações covalentes (apolar e polar); 
• São menos densos que a água e na sua maioria insolúveis nela, 
mas solúveis em solventes orgânicos; 
• São inflamáveis. Ao aquecimento carbonizam-se - decompõe-se 
facilmente, libertando Dióxido de carbono (combustão 
completa), Monóxido de carbono ou carbono (combustão 
incompleta) e água; 
• Apresentam o fenómeno de isomeria. 
 
Estrutura das Substâncias Orgânicas 
As fórmulas moleculares planas dos compostos orgânicos foram 
estabelecidas por Butlerov, constituindo a chamada teoria estrutural dos 
compostos orgânicos: 
• O Carbono é tetravalente, isto é, tem valência IV. E todas as 
propriedades específicas dos compostos orgânicos são 
determinadas pela tetravalência do elemento Carbono - que 
provem do facto deste possuir 4 electrões de valência. 
* 
 * C * 
 * 
• Nas moléculas, os átomos de Carbono tem a propriedade de se 
ligarem (ligação atómica) entre si, formando cadeias carbónicas. 
 
• As ligações covalentes entre os átomos de carbono podem ser: 
simples, duplas ou triplas. 
 
As ligações no átomo de carbono são distribuídas no sentido de formar 
uma estrutura espacial “tetraédrica”. As quatro ligações estão 
distribuídas pelos vértices dum tetraedro imaginário. 
 
 
 C C 
 Com ângulos de 109o 
Figura 7: Estrutura tridimensional dos compostos de carbono 
 
Possibilidades de formação de ligações do átomo de carbono 
Como foi mencionado acima o átomo de carbono pode formar três tipos 
diferentes de ligações covalentes, a saber: Ligação simples, dupla e tripla. 
 
 
 6C : 1s2 2s2 2p2 
 sp3 sp3 sp3 sp3 
 
 * 
 sp2 sp2 sp2 
 
 sp sp 
 
 
 
Estado fundamental Estado excitado Ligações triplas 
 
Exemplo: CH4 (Metano) C2H4 (Eteno) 
 
 
 C2H2 (Etino) 
 
Estrutura tridimensional das moléculas - as várias formas como as 
moléculas se apresentam dispostas espacialmente. 
Hibridização - formação de orbitais relativamente mais estáveis em 
relação as orbitais não hibridizadas. 
 
 
Leitura 
 
Lei mais sobre a estrutura tridimensional das moléculas e Hibridização em: 
AICHINGER-MANGE. Química Básica-3 ”Orgânica”. E.P.U. São 
Paulo, 1992 e FELTRE, Ricardo. Química Orgânica. Vol. 3. S. Paulo, 
Editora Moderna, 1991. 
 
 
 
 
 Lição no 02 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 85 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. Qual é a valência do carbono nos compostos orgânicos? 
2. Que tipo de ligações os átomos de Carbono apresentam nos compostos 
orgânicos? 
3. Compare os compostos Orgânicos dos compostos e os Inorgânicos 
quanto à estrutura e a condutibilidade eléctrica. 
4. Quais os principais tipos de Hibridização que os átomos de Carbono 
nos compostos Orgânicos apresentam? 
 
 
 
Lição no 03 
Cadeias Carbónicas 
Introdução 
Nesta lição, fará a identificação das várias sequências que os átomos de 
carbono podem formar entre si (cadeias carbónicas), originando os 
diferentes tipos de cadeias. 
Nesta lição desenvolverá capacidades para classificar as cadeias 
carbónicas e os tipos de átomos de carbono numa determinada cadeia 
carbónica. Também aprenderá a escrever as diferentes fórmulas químicas 
dos compostos orgânicos. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Identificar os diferentes tipos de cadeias carbónicas; 
Classificar as cadeias carbónicas tendo em conta os diferentes âmbitos; 
Identificar os tipos de átomos de carbono numa cadeia carbónica; 
Escrever as diferentes fórmulas químicas dos compostos orgânicos; 
Definir o conceito de série homóloga. 
 
Cadeias carbónicas 
Define-se uma cadeia carbónica como uma sequência de átomos de 
carbono ligados entre si por ligações covalentes. 
Classificação: 
 
 Lição no 02 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 87 
 
As cadeias carbónicas podem ser: 
 - Homogéneas 
 * Quanto a natureza 
 - Heterogéneas 
 
 - Saturada 
 1. Cadeias abertas * Quanto ao tipo de ligação 
 (alifáticas ou - Insaturada 
 acíclicas) 
 * Quanto à disposição - Normal 
 dos átomos de Carbono 
 - Ramificada 
 
 - Homociclica 
 - Quanto à natureza 
 - Heterociclica 
 * Alicíclicas ou 
 não Aromático - Saturada 
 2. Cadeias fechadas - Quanto à ligação 
 (ou Cíclicos) - Insaturada 
 
 - Mononuclear 
 * Aromáticos - Condensados 
 - Polinuclear 
 - Isolados 
 
� As cadeias Homogéneas e Homocíclicas são caracterizadas por 
apresentarem apenas átomos de carbono e hidrogénio na sua 
constituição; 
� As cadeias Heterogéneas e Heterocíclica são caracterizadas por 
apresentarem um heteroátomo para além dos átomos de carbono 
e hidrogénio; 
� As cadeias Saturadas são aquelas que apresentam somente 
ligações simples entre os átomos de carbono, enquanto as cadeias 
Insaturadas apresentam uma ou mais ligações dupla ou tripla 
(insaturações) entre átomos de carbono. 
� As cadeias mononucleares são todas as cadeias (cíclicas 
aromáticas) que apresentam um só anel aromático. As 
polinucleares são todas as cadeias cíclicas aromáticas que 
apresentam mais do que um anel aromático. 
� As cadeias polinucleares condensadas são todas as cadeias que 
apresentam dois ou mais anéis aromáticos compartilhando um ou 
mais átomos de carbono. 
� As cadeias polinucleares isoladas são todas as cadeias que 
apresentam dois ou mais anéis aromáticos, em que estes se 
 
 
encontram ligados através de um átomo, isto é, eles não 
compartilham o mesmo átomo de carbono. 
 
Tipos de Carbono numa cadeia Carbónica 
Carbono primário - é aquele que encontra-se ligado a apenas 1 outro 
átomo de Carbono. 
Carbono secundário - é aquele que se encontra ligado a dois outros 
átomos de Carbono. 
Carbono terciário - é aquele que se encontra ligado a três outros átomos 
de Carbono. 
Carbono quaternário - é aquele que se encontra ligado a quatro outros 
átomos de Carbono. 
 
 
Exemplo 
 
 quaternário Terciário 
 │ │ 
 ─ C ─ ─ C ─ 
 │ │ ││ │ 
 – C – C – C – C – C – 
 │ │ │ │ │ 
 ─ C─ 
 │ Secundário Primário 
 
Fórmulas Químicas dos Compostos Orgânicos 
É uma representação gráfica através de símbolos de moléculas de uma 
determinada substância. 
a) Fórmula empírica (fórmula mínima) - indica a proporção mais 
simples de combinação de todos os elementos duma dada 
molécula. 
Exemplo: C6H12O6 → CH2O 
 
b) Fórmula molecular - indica a quantidade e qualidade de átomos 
de cada elemento que constitui a molécula. 
Exemplo: C3H8. 
 
 
 Lição no 02 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 89 
 
c) Fórmula racional - expressa o tipo de ligação e os grupos de 
átomos participantes, indica também a composição qualitativa e 
quantitativa da substância. 
Exemplo: CH3 – CH2 – CH3 
 
d) Fórmula estrutural - indica a quantidade e qualidade dos 
átomos. Também põe em evidência o tipo de ligação entre os 
átomos, bem como a sua disposição na molécula. 
 
 H H H 
Exemplo: ׀ ׀ ׀ 
 H – C – C – C – H 
 ׀ ׀ ׀ 
 H H H 
 
 
 
Tome Nota! 
A fórmula estrutural pode ser simplificada, considerando cada traço livre 
correspondente a um átomo de hidrogénio. 
Série homóloga - é o conjunto de compostos cujas moléculas diferem 
entre si por um número inteiro de grupos metiléno (–CH2–). 
Ex: CH4; CH3–CH3; CH3–CH2–CH3; CH3–CH2– CH2–CH3 
 
Leitura 
 
Lei mais sobre a Série homóloga duma determinada família de compostos de 
carbono em: AICHINGER-MANGE. Química Básica-3 ”Orgânica”. 
E.P.U. São Paulo, 1992 e FELTRE, Ricardo. Química Orgânica. Vol. 3. 
S. Paulo, Editora Moderna, 1991. 
 
 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. Classifique as cadeias carbónicas quanto a: 
 A natureza, ao tipo de ligações e a disposição dos átomos de carbono. 
a) O 
 ║ 
 CH3 – C – CH2 – CH3 b) CH2 ─ CH2 
 │ │ 
 CH2 ─ O 
2. Dados os seguintes compostos: 
a) CH3 b) CH2 ─ CH2 
 │ │ │ 
CH3─ CH─CH3 CH2 ─ CH2 
I- Identifique a cadeia carbónica que apresenta um átomo de carbono 
terciário. 
II- Classifique a cadeia carbónica b). 
 
3. Escreva as fórmulas moleculares dos compostos das alíneas a), b) dos 
números 1 e 2. 
 
 
 
 Lição no 02 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 91 
 
Lição no 04 
 Isomeria dos Compostos 
Orgânicos 
Introdução 
Nesta lição tratará da isomeria nos compostos orgânicos como o 
fenómeno de ocorrência de dois ou mais compostos de carbono com uma 
mesma fórmula molecular. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
Identificar as fórmulas isoméricas nos compostos de orgânicos; 
Diferenciar as várias fórmulas isoméricas nos compostos orgânicos; 
Classificar os isómeros nos compostos orgânicos; 
Escrever as fórmulas dos isómeros através da sua fórmula molecular; 
 
Isomeria 
É o fenómeno em que dois ou mais compostos apresentam a mesma 
fórmula molecular mas com diferentes fórmulas estruturais. 
Isómero - São compostos com a mesma fórmula molecular mas com 
diferentes distribuição espacial dos seus átomos. 
Vários são os tipos de isomeria encontrada nos compostos orgânicos: 
1. Isomeria Estrutural 
• Isomeria de Cadeia: Cadeias Normais e Cadeias Ramificadas 
Exemplo: C4H10; 
CH3–CH2–CH2–CH3; CH3 – CH – CH3 
 │ 
 CH3 Ramificação 
 Cadeia Normal Cadeia Ramificada 
 
 
 
• Isomeria de Posição. Têm se em conta a posição da insaturação 
(ligação dupla ou tripla) ou a posição de um determinado grupo 
funcional. 
Exemplo: C4H8 
 1 2 3 4 1 2 3 4 
CH3 – CH = CH – CH3 CH2 = CH – CH2 – CH3 
 
 Posição 2 (carbono 2) Posição 1 (carbono 1) 
Exemplo: C3H7X; 
 3 2 1 1 2 3 
 CH3 – CH2 – CH2 – X; CH3 – CH – CH3 
 │ 
 
 Grupo funcional X 
 
 Posição 1 (carbono 1) Posição 2 (carbono 2) 
 
 
• Isomeria de Função. Têm-se em conta a função orgânica a que 
pertence. Quando dois compostos apresentam a mesma fórmula 
molecular, mas pertencem a funções orgânicas diferentes. 
Exemplo: C3H6O; 
 
 O O 
 ║ ║ 
 CH3 – C – CH3 CH3 – CH2 – C – H 
 
Função orgânica: Cetona Função orgânica: Aldeído 
 
 
2. Isomeria Espacial ou Estereoisomeria 
 (Estes diferem na disposição espacial dos átomos) 
• Isomeria Geomátrica (CIS/TRANS) 
Exemplo: C4H6X2 
 
 
X X X CH3 
 
 C = C C = C 
 
 CH3 CH3 CH3 X 
 
 Cis - isómero Trans – isómero 
 onde X é um heteroátomo 
 
• Isomeria Óptica. Fenómeno de existência de um composto que 
se comporta com o outro como imagem e objecto para um 
 
 Lição no 02 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 93 
 
espelho. Este tipo de isomeria só existe quando temos átomos 
centrais assimétricos (com quatro substituintes diferentes). 
O número de isómeros é determinado pela forma 2n, onde n é o número 
de átomos assimétricos existentes no composto. 
Exemplo: 
 a a 
 
 b C d d C b 
 
 g g 
3. Isomeria de Conformação 
Caracteriza-se pela diferença da posição dos átomos constituintes no 
espaço. 
� Pode-se ter um arranjo em que os átomos de hidrogénio 
encontram-se posicionados um atrás do outro - Conformação 
escalonada; 
� Pode-se ter um arranjo em que os átomos de hidrogénio não 
ficam exactamente um atrás doutro - Conformação ecliptica. 
Exemplo: C2H6 
H
H
HH
HH
H
HH
H
H H
Ecliptica (Eclipsada) Escalonada (Alternada) 
 
4. Tautomeria 
É um caso “especial” da isomeria, pois ocorre quando se tem compostos 
com a mesma fórmula molecular, mas diferente posição de um átomo de 
Hidrogénio. 
Exemplo: C3H6O; 
 
 O H OH 
 ║ │ │ │ 
 CH3 – C – C – CH3 CH3 – C – C – CH3 
 │ │ │ 
 
 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
1. Quantos isómeros o composto com fórmula molecular C4H8 pode 
formar? Indique os respectivos nomes. 
2. Escreva os isómeros de função para o composto com a fórmula 
molecular C4H8O; 
3. Qual a condição para a existência da isomeria óptica? 
4. Os Isómeros estruturais têm: (assinale a afirmação correcta) 
a) A mesma fórmula empírica e molecular 
b) As mesmas propriedades físicas e químicas 
c) Fórmulas gerais diferentes 
 d) O mesmo arranjo dos seus átomos. 
 
 
 Lição no 05 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 95 
 
Lição no 05 
Principais Reacções Químicas 
dos Compostos Orgânicas 
Introdução 
Nesta lição, identificará os diferentes tipos de reacções Químicas dos 
compostos orgânicos tendo em conta as estruturas desses diferentes 
compostos. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
Identificar as principais reacções químicas dos compostos orgânicos; 
Escrever as reacções químicas nos compostos orgânicos; 
Interpretar as possibilidadesde formação dos diferentes produtos nas 
reacções químicas. 
 
AS REAÇÕES ORGÂNICAS 
Classificação das reacções orgânicas 
Quando uma reacção orgânica efectua-se em diversas etapas, a primeira 
etapa é a que irá classificar essa reacção, em relação ao tipo de reacção 
característica. 
As reacções orgânicas que traduzem as propriedades químicas das 
substâncias podem ser: 
• Reacções de Adição; 
• Reacções de Substituição; 
• Reacções de Eliminação; 
• Reacções de Polimerização; 
• Reacção de Combustão. 
 
 
Reacções de Adição 
São reacções em que dois reagentes originam um único produto, isto é, 
não há formação de um produto secundário. 
 
 
 
Exemplo: A + B C 
 
 Reacções de Substituição: 
Nas reacções de substituição, o substrato tem um dos seus ligantes 
substituído por outro que pode ser; um radical ou um átomo. 
 
Exemplo: A – B + C A – C + B 
 
 
Reacções de Eliminação: 
Geralmente, nas reacções de eliminação, o substrato tem dois dos seus 
ligantes retirados, formando uma insaturação. 
 
Exemplo: B-A-A-C A=A + B + C 
 
Reacções de Substituição x Eliminação: 
Uma comparação importante pode ser feita entre a Substituição e a 
Eliminação, isto porque, sempre existirá durante uma substituição, uma 
eliminação, e as percentagens dos produtos da substituição e/ou 
eliminação, serão quantitativamente variadas. 
 
Tome como exemplo a reacção entre o 2- bromo butano com o ião 
hidróxido. Se o OH- atacar o carbono, a reacção será de substituição e o 
produto será um álcool; mas se atacar um hidrogénio, será de eliminação 
e o produto será um alceno. Tanto maior será a percentagem do produto 
de eliminação quanto mais ramificado for o alceno que puder ser 
formado, devido à estabilidade dos alcenos ramificados. Assim, no caso 
dos haletos, os haletos primários sofrerão mais rapidamente substituição e 
os haletos terciários (mais ramificados) sofrerão mais rapidamente 
eliminação. 
Exemplo: 
 
Reacções de Polimerização: 
Consiste na reacção de várias moléculas (monómeros) de um composto, 
formando uma molécula de peso molecular maior / o polímero. 
 
 Lição no 05 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 97 
 
O polímero é caracterizado por ser uma substância com elevado peso 
molecular e com uma relativa estabilidade. 
 
Exemplo: 
 
n CH2 = CH2 + n CH2 = CH2 573 K/Cat – CH2 – CH2 – CH2 – nCH2 – 
 
 Etileno (monómero) Polietileno (polímero) 
 
 
Reacções de Combustão: 
São reacções em que um composto orgânico é queimado no seio oxigénio 
(isto é, um dos reagentes é o oxigénio), formando como produtos 
principais o dióxido de oxigénio, monóxido de oxigénio, carbono e água. 
Dependendo da quantidade de oxigénio disponível, a combustão 
pode ser: 
 
1. Completa 
Quando há quantidade suficiente de oxigénio. 
 
 R – H + O2 CO2 + H2O 
 
2. Incompleta 
Quando há défice de oxigénio, podendo-se formar o Monóxido de 
carbono ou Carbono e Água. 
 R - H + O2 CO + H2O 
 ou 
 R - H + O2 C + H2O 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. Apresente as equações das transformações que a seguir são indicadas. 
a) C2H6 + Br2 - HBr .......... + H2O ............. + .......... 
b) C3H6 + HBr .......... + H2O ............... + .............. 
2. Qual é a diferença em relação ao número de produtos de uma reacção 
de adição e uma reacção de substituição. 
3. Qual é o produto da combustão completa de C4H10? 
 
 
 
Lição no 06 
Nomenclatura dos Compostos 
Orgânicos 
Introdução 
Nesta lição desenvolverá capacidade para dar nomes a compostos de 
carbono (compostos orgânicos), aplicando as regras de nomenclatura 
estabelecidas pela União Internacional de Química Pura e Aplicada 
(IUPAC, da língua inglesa, International Union of Pure and Applied 
Chemistry). E também escrever as fórmulas dos compostos orgânicos a 
partir do seu nome. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Interpretar as diferentes regras de nomenclatura estabelecidas pela 
IUPAC para nomear aos compostos orgânicos; 
Identificar os radicais orgânicos numa cadeia carbónica; 
Nomear os compostos orgânicos tendo em conta as regras de 
nomenclatura estabelecidas pela IUPAC; 
Escrever as fórmulas dos compostos orgânicos a partir dos seus nomes; 
Nomenclatura dos compostos orgânicos 
Em 1957 foi estabelecido pela IUPAC, um conjunto de regras que 
permite estabelecer uma sequência equívoca na nomenclatura dos demais 
compostos orgânicos. 
 Prefixos 
Estes prefixos indicam a quantidade de átomos de carbono existentes 
numa molécula. A tabela que se segue mostra a designação, em grego, 
dos números correspondentes. 
No de 
átomos 
Carbono 
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 20 
Prefixo Met Et Prop But Pent Hex Hept Oct Non Dec Icos 
 
 Lição no 05 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 99 
 
Tabela 6: Prefixos gregos 
 
Radicais 
Os radicais são considerados derivados dos alcanos, pela perda de um 
átomo de Hidrogénio de um Alcano, formando o respectivo radical. 
O nome do radical é indicado segundo a regra: 
 
 
 
A tabela apresenta os radicais mais frequentes tratados neste modulo. 
Radical Nome 
CH3 – Metil 
 
CH3– CH2 – 
 
C2H5 – 
 
Etil 
 
CH3– CH2 – CH2 – 
 
C3H7 – 
 
n-propil 
CH3 – CH – 
 │ 
 CH3 
 
Isoproil 
 
 CH3– CH2 – CH2– CH2 – 
 
C4H9 – 
 
n-butil 
CH3– CH2– CH – 
 │ 
 CH3 
 
s-butil 
 CH3 
 │ 
CH3 – C — 
 │ 
 CH3 
 
 
t-butil 
CH3– CH– CH2 – 
 │ 
 CH3 
 
Isobutil 
Tabela 7: Radicais mais frequentes 
Nomenclatura Substitutiva 
Regras: 
• Escolhe-se a cadeia mais longa que contenha maior número de 
átomos de carbono (compostos saturados) ou que contenha maior 
número de ligações múltiplas (compostos insaturados), ou ainda, que 
contenha o átomo de carbono com o grupo funcional (compostos 
orgânicos com grupos funcionais) e considera-se como cadeia matriz; 
as restantes porções considera-se radicais; 
Prefixo + terminação “il” 
 
 
• Enumera-se os átomos de carbono da cadeia matriz começando da 
extremidade que conduz a um resultado baixo na soma dos números 
indicadores dos radicais; 
• No caso em que um radical (grupo alquil ou aril) aparece mais do que 
uma vez como radical, usa-se os prefixos: di, tri, tetra, penta, etc. 
para indicar a existência de dois, três, quatro, cinco, etc. radicais 
respectivamente, indicado a posição (através dos números) de cada 
um dos radicais. 
• Se houver mais do que um radical indica-se na nomenclatura 
obedecendo a ordem alfabética ou a de complexidade dos radicais. 
• Os números são separados por vírgulas e o número e a letra por um 
ífen. 
 
Exemplo: 
 CH3 C2H5 
 1 2│ 3 4│ 5 6 7 
CH3 – C – CH2 – CH – CH – CH – CH3 
 │ │ │ 
 CH3 C2H5 CH3 
 
Ordem Alfabética dos radicais: 4,5-Dietil-2,2,6-Trimetil heptano 
 
Ordem de complexidade dos radicai: 2,2,6-Trimetil-4,5-dietil heptano 
 
Nomenclatura Radicofuncional 
Regras: 
Nesta nomenclatura considera-se duas situações; 
• Um substrato é considerado o grupo principal e dá-se nome a este 
(normalmente usa-se o nome trivial do primeiro composto da série) e 
considera-se o resto como sendo radicais; 
• Se houver mais do que um radical indica-se na nomenclatura 
obedecendo a ordem alfabética ou de complexidade dos radicais.Exemplo: 
 CH3 
 │ 
CH3– C – CH = C – CH2 – CH3 
 │ │ 
 CH3 CH3 
Ordem de complexidade dos radicais: Metil etil t-butil etileno 
 
Ordem Alabética dos radicais: Etil metil t-butil etileno 
 
 Lição no 05 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 101 
 
• Toma-se como base uma porção da cadeia que se pareça com o 
Metano e considera-se substituído um ou mais átomos de hidrogénio 
por radical(is) 
• Se houver mais do que um radical indica-se na nomenclatura, 
obedecendo a ordem alfabética ou de complexidade dos radicais. 
Exemplo: 
 
 CH3 CH3 
 │ │ 
CH3– CH – CH2 – CH – CH – CH3 
 │ 
 CH3 
 
Ordem de complexidade dos radicai: Metil isopropil isobutil metano 
 
Ordem Alabética dos radicais: Metil isobutil isopropil metano 
 
Nomenclatura Trivial 
Esta nomenclatura não obedece uma regra fixa; geralmente atribue-se o 
nome ao composto tendo em conta a sua origem (ou fonte de obtenção). 
Exemplo: 
 O O 
 ║ ║ 
H – C – OH CH3 – C – OH 
Ácido fórmico (Formiga) Ácido Acético (Vinagre) 
 
 O O 
 ║ ║ 
CH3 – CH2 – C – OH CH3 – CH2 – CH2 – C – OH 
Ácido Propiónico (Resina da madeira) Ácido Butirico (Manteiga) 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. Dê nomes aos seguintes compostos (Substitutiva e 
Radicofuncional/trivial): 
 CH3 CH3 – CH – CH3 
 | | 
a) CH3 – C – CH2 – CH – CH3 b) CH3 – C = CH – CH3 
 | | 
 CH3 CH3 
 
c) CH3 – CH – C ≡ C – CH3 d) CH = C – CH2 – CH3 
 | | | 
 CH3 CH2 – CH2 
 
2. Escreva as fórmulas de constituição dos seguintes compostos: 
 a) 2,3-Dimetil propano b) 2,3-Dimetil-3-etilhexano 
 
3. Qual dos compostos do número 1. possui dois átomos de carbono 
terciário? 
 
 
 
Lição no 07 
Principais Funções dos 
Compostos Orgânicas 
Introdução 
Nesta lição, conhecerá as principais funções (classes e/ou família) dos 
compostos orgânicos, a sua fórmula geral (a partir da qual se obtém todos 
os compostos da respectiva série homóloga) ou grupo funcional (a partir 
do qual se identifica a série) e as principais características dos compostos 
orgânicos. 
Ao completar esta lição, você será capaz de: 
 
Objectivos da lição 
 
Identificar as principais funções dos compostos orgânicos; 
Escrever as fórmulas gerais de cada classe dos compostos da família dos 
Hidrocarbonetos; 
Identificar cada grupo funcional de um composto orgânico; 
Identificar as características principais das funções e classes principais 
dos compostos orgânicos; 
Principais Funções Orgânicas 
 
 
FUNÇÃO CARACTERÍSTICAS 
H
id
ro
ca
rb
on
et
os
 
 
 
Alifáticos 
ou 
Acíclicos 
 
Alcanos: CnH2n + 2 n ≥ 1 
Só ligações simples 
 
Alcenos: CnH2n n ≥ 2 
Uma ligação dupla 
 
Alcinos: CnH2n – 2 n ≥ 2 
Uma ligação tripla 
 
Dienos: CnH2n – 2 n ≥ 3 
Duas ligações duplas 
 
Cíclicos 
 
Cicloalcanos: CnH2n n ≥ 3 
Cadeia cíclica saturada 
 
Cicloalcenos: CnH2n -2 n ≥ 3 
Cadeia cíclica com uma dupla 
ligação 
Aromáticos: 
CnH2n – 6 n ≥ 6 
Apresentam o anel benzeno 
 
 Lição no 05 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 103 
 
 
 
 
Auto-avaliação 
 
Exercícios 
 
1. A classe de compostos orgânicos descrita como hidrocarboneto é 
constituída por (indique a opção correcta): 
a) Todos os compostos que contém ligações saturadas entre carbono-
hidrogénio. 
b) Aqueles compostos que são exclusivamente formados pelos 
elementos carbono e hidrogénio e que não contém grupos cíclicos. 
c) Compostos formados por hidrogénio e carbono e que podem ou 
não conter um anel benzeno. 
d) Todos os compostos que contém carbono e hidrogénio 
 
2. Qual das formulas representa um alceno? 
a) C2H6 b) C3H6 c) C4H8 d) C5H8 
3. Escreva as fórmulas de constituição para os seguintes alcenos: 
 a) 2,3-Dimetil-2-buteno b) 3-Bromopropeno 
 
Haletos 
( Haletos de Alquil) 
 
CnH2n + 1 – X n ≥ 6 
Apresentam um radical alquil 
ligado a um Halogénio 
 
Álcoois 
Grupo “OH” ligado a carbono 
saturado 
│ 
 R – C – OH 
│ 
Fenóis Grupo “OH” ligado a um anel 
aromático 
 
 - OH 
 
 
 
Aldeidos 
Grupo carbonilo ligado ao 
Hidrogénio: 
 O 
 ║ 
─ C ─ 
 
 O 
 ║ 
R ─ C ─ H 
 
 
Cetonas 
Grupo carbonilo ligado à dois 
carbonos : O 
 ║ 
 ─ C ─ 
 
 O 
 ║ 
 R ─ C ─ R1 
 
 
Ácidos carboxílicos 
Grupo carboxílo: 
 O 
 ║ 
─ C ─ OH 
 O 
 ║ 
 R ─ C ─ OH 
 
 
Ésteres 
Grupo carboxíilo (a), com o 
Hidrogénio substituído por um 
radical. 
 O 
 ║ 
 R ─ C ─ O ─ R1 
Aminas Grupo amino (─NH2) ligado ao 
carbono. 
R─NH2 ; R2NH ; 
R3N 
 
Amidas 
Grupo carbonilo ligado a um grupo 
amino. 
O 
║ 
 R ─ C ─ ONH2 
 
 
Respostas aos exercícios 
 
 
 
Resultados 
Lição 1 
1. R: A Química orgânica é a parte da química que se dedica ao estudo 
dos compostos de carbono. Compostos orgânicos são todos aqueles 
compostos que estruturalmente apresentam átomos de carbono ligados 
covalentemente e caracterizados por possuírem propriedades 
covalentes acentuadas. 
2. R: a) Teoria da força vital ou vitalismo. 
 b) A síntese de Woller, traduzida pela equação: 
 NH4OCN ∆ NH2 – CO – NH2 
 Cianato de amónio Ureia 
3. R: Pelo facto de os compostos orgânicos terem sido por muito tempo 
considerados compostos obtidos exclusivamente de matéria viva, o 
termo compostos de carbono é abrangente aos compostos obtidos de 
matéria mineral com propriedades orgânicas. 
Lição 2 
1. R: Nos compostos orgânicos o carbono apresenta valência IV 
2. R: Os átomos de carbono podem apresentar ligações saturadas 
(simples) e ligações insaturadas (duplas ou triplas). 
3. Os compostos orgânicos são caracterizados por apresentarem ligações 
covalentes e raramente serem solúveis em água (raramente formam 
electrólitos) enquanto os compostos inorgânicos apresentam 
maioritariamente ligações iónicas e são frequentemente solúveis em 
água (formam electrólitos). 
4. R: Hibridização sp3, sp2 e sp. 
 
Lição 3 
1. R: a) Heterogénea, Saturada, Normal 
 b) Heterociclica e Saturada 
2. R: I - Composto a) 
 II- Todos os átomos de carbono dessa cadeia são secundários. 
3. R: 1. a) C4H8O b) C3H6O 
 2. a) C4H10 b) C4H8 
 
Lição 4 
1. R: Pode formar dois isómeros; Buteno-1 e Buteno-2 
2. R: CH3 – CH2 – CH2 – CHO e CH3 – CH2 – CO – CH3 
 
 Lição no 05 Curso de Licenciatura em Ensino de Química 105 
 
3. R: A existência de isomeria óptica é condicionada pela existência de 
carbonos assimétricos. 
4. R: alternativa a) 
 
Lição 5 
 
1. R: a) C2H6 + Br2 - HBr C2H5Br + H2O C2H5OH + HBr 
 
 b) C3H6 + HBr C3H7Br + H2O C3H7OH + HBr 
 
2. R: Numa reacção de adição não há formação de um produto 
secundário, enquanto na reacção de substituição há sempre formação de 
um produto secundário. 
 
3. R: C4H10 + O2 CO2(g) + H2O(g) + Energia 
 
 
Lição 6 
 
1. R: a) 2,2,4-Trimetilpentano e Isobutiltrimetilmetano 
 b) 3,4-Dimetilpenteno-2 e Isopropildimetiletilenoc) 4-Metilpentino-1 e Isopropilmetilacetileno 
 d) 1-Etilciclobuteno-1 
 
2. R: CH3 CH3 
 | | 
a) CH3 – C – CH3 b) CH3 – CH – CH – CH2 – CH2 – CH3 
 | | 
 CH3 CH3 
3. R: Composto b) 
 
Lição 7 
1. R: alternativa c) 
2. R: composto c) 
 
 H3C CH3 CH3 
 | | | 
3. R: a) CH3 – C = C – CH3 b) CH3 – C = CH2 
 
 
 
 
 
 
Bibliografia 
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