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Prof. Barbieri
UNIDADE II
Química Básica 
Funções inorgânicas: é um conjunto de substâncias com propriedades químicas 
semelhantes, denominadas propriedades funcionais.
 Em seus estudos sobre ácidos e outros compostos, Svante Arrhenius testou a 
condutibilidade elétrica com duas substâncias dissolvidas em água: açúcar e sal. 
 No teste com o açúcar, a lâmpada permaneceu apagada; já no teste com o sal, a lâmpada 
acendeu plenamente.
Funções inorgânicas
O experimento de Arrhenius permitiu diferenciar substâncias como:
 compostos iônicos (eletrólitos): substâncias que, quando 
dissolvidas em água, conduzem a corrente elétrica;
 substâncias moleculares (não eletrólitos): não conduzem a 
corrente elétrica quando dissolvidas em água.
Funções inorgânicas
Fonte: adaptado de: Feltre (2005, p. 136).
Experiência I
Lâmpada 
apagada Experiência II
Lâmpada 
acesa
Solução de água 
e sal comum
Solução de água 
e açúcar
 O químico Arrhenius, em 1889, sugeriu em sua teoria que os eletrólitos, em solução, se 
dissociariam em duas partes (íons): uma positiva e outra negativa.
 Nos compostos iônicos, os íons já se encontram presentes. A água somente separa 
(dissociação) os íons já existentes: Na+Cl- = Na+ + Cl-.
 Nos compostos covalentes que são eletrólitos, a água cria condições para que os íons 
sejam formados e separados (ionização): HCl = H+ + Cl-.
Seguindo critério baseado na dissociação/ionização, Arrhenius 
propôs a Teoria da Dissociação Eletrolítica, em que divide as 
substâncias em grupos com características químicas distintas:
 Ácidos
 Bases
 Sais
 Óxidos
Funções inorgânicas
 Definição: segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se 
dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos.
Classificação de ácidos quanto:
Presença ou não de oxigênio
 Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula  Exemplos: H2SO4, HNO3
 Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula  Exemplos: HCl, HCN
Número de elementos químicos que formam a molécula 
 Ácido binário: dois elementos químicos diferentes  HCl, 
H2S, HI.
 Ácido ternário: três elementos químicos diferentes  H2SO4, 
HCN.
 Ácido quaternário: quatro elementos químicos diferentes 
HNCO, HSCN. 
Ácidos: definição e classificação 
Número de hidrogênios ionizáveis
 Monoácidos: presença de 1 H ionizável  HCl = H+ + Cl-
 Diácidos: presença de 2 H ionizáveis H2SO4 = 2 H
+ + SO4
2-
 Triácidos: presença de 3 H ionizáveis  H3PO4 = 3 H
+ + PO4
3-
 Tetrácidos: presença de 4 H ionizáveis  H4P2O4 = 4 H
+ + P2O4
4-
Volatilidade
 Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de 
ebulição: HNO3, HCl e H2S.
 Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4.
 Observação: volatilidade é a facilidade que uma substância 
apresenta de passar do estado líquido para o estado 
gasoso.
 Todos os ácidos são líquidos.
Ácidos: definição e classificação 
Grau de ionização (α): é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o 
total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do 
ácido a se dissociar:
 alfa (%) = (nº de moléculas ionizadas / nº de moléculas dissolvidas) x 100
 Ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4.
 Ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF.
 Ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN, ácidos orgânicos.
Ácidos: definição e classificação 
 Regras: hidrácidos
 Fortes: HCl, HBr, HI
 Semiforte: HF
 *Os demais são fracos!
 Oxiácidos: HxEOy
Ácidos: definição e classificação 
2 forte. Ex.: H2SO4
0 fraco. Ex.: HClO
1 semiforte. Ex.: H3PO4
 Juntam-se tantos H+ quantos forem necessários para neutralizar a carga do ânion. 
 Para um ânion com carga x-, utiliza-se x hidrogênio para formular o ácido.
Hx A
x-
Exemplos: NO3
1-  H1NO3  HNO3
SO4
2-  H2SO4
PO4
3-  H3PO4
Ácidos: formulação 
Fonte: adaptado de: Feltre (2005, p. 697).
Halogênios Carbono Nitrogênio
F- Fluoreto CN- Cianeto NO2
- Nitrito
CI- Cloreto CNO- Cianato NO3
- Nitrato
Br- Brometo CNS- Tiocianato N3
- Azoeto ou azida
I- Iodeto C2H3O2
- Acetato N3
- Nitreto
CIO- Hipoclorito CO3
2- Carbonato
CIO2
- Clorito HCO3
- Bicarbonato
CIO3
- Clorito HCO2
- Formiato
CIO4
- Perclorato C2O4
2- Oxalato
BrO- Hipobromito [Fe(CN)6]
3- Ferricianeto
BrO3
- Bromato [Fe(CN)6]
4- Ferrocianeto
IO- Hipoiodito C4- Carbeto ou metaneto
IO3
- Iodato C2
2- Carbeto ou acetileto
IO4
- Periodato
Tabela de radicais (ânions)
Hidrácidos: o nome é feito com a terminação ídrico.
 Ácido + nome do ânion + ídrico  Ex.: HCl: ácido clorídrico; HI: ácido iodídrico
Oxiácidos: quando apresenta apenas a formação de um oxiáxido e sua terminação é ico.
 Ácido + nome do ânion + ico Ex.: H2CO3: ácido carbônico; H3BO3: ácido bórico
Ácidos: formulação 
 Quando apresenta a formação de 2 oxiácidos e sua terminação é ico.
 Ácido + nome do ânion ico  maior nox Ex.: HNO3: ácido nítrico
oso  menor nox Ex.: HNO2: ácido nitroso
Ácidos: formulação 
Fonte: Feltre (2005, p. 697).
Halogênios
F- Fluoreto
CI- Cloreto
Br- Brometo
I- Iodeto
Nitrogênio
NO2
- Nitrito
NO3
- Nitrato
 Definição: segundo Arrhenius, bases são substâncias que, quando em solução aquosa, se 
dissociam, originando como único íon negativo OH-.
Classificação de ácidos quanto:
Número de OH- presente na fórmula
 Monobase: 1 OH-, NaOH, KOH
 Dibase: 2 OH-, Ba(OH)2, Fe(OH)2
 Tribase: 3 OH-, Cr(OH)3, Al(OH)3
 Tetrabase: 4 OH-, Pb(OH)4, Sn(OH)4
Solubilidade em água
 Solúveis: as de metais alcalinos, metais alcalinoterrosos e o 
hidróxido de amônio (que é uma base fraca e volátil).
 Insolúveis: todas as demais.
Bases: definição e classificação 
Fonte: autoria própria
Solúveis
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
ELEMENTOS 
DE 
TRANSIÇÃO
Insolúveis
M
e
ta
is
 a
lc
a
lin
o
s
A
lc
a
lin
o
te
rro
s
o
s
 m
e
ta
is
Grau de dissociação
 Fortes (>50%): as de metais alcalinos e metais alcalinoterrosos.
 Fracas: todas as demais.
Formulação:
 Adicionam-se tantos OH-1 quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion.
 H+x (OH)
x
 Ex.: K+1  (KOH)1  KOH
Ba2+  Ba(OH)2
Al3+  Al(OH)3
Bases: classificação e formulação 
Fonte: autoria própria
Forte Semiforte
ELEMENTOS 
DE 
TRANSIÇÃO
Fraco
M
e
ta
is
 a
lc
a
lin
o
s
A
lc
a
lin
o
te
rro
s
o
s
 m
e
ta
is
Quando o elemento forma apenas uma base 
 Hidróxido de + nome do elemento  Ex.: NaOH: hidróxido de sódio 
Quando o elemento forma duas bases 
 Hidróxido de + nome do elemento + ico  maior nox: Fe(OH)3: hidróxido férrico; hidróxido de 
ferro III
 Hidróxido de + nome do elemento + oso  menor nox: Fe(OH)2: hidróxido ferroso; hidróxido de 
ferro II 
Bases: formulação 
Definição: segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam 
pelo menos um íon positivo diferente do H+ e pelo menos um íon negativo diferente 
de OH-:
 CaCl2 = Ca
2+ + 2 Cl1-
 Na2SO4 = 2 Na
1+ + SO4
2-
 Como os sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se 
origina do ácido e o cátion da base. 
ÁCIDO + BASE = SAL + ÁGUA
Sais: definição e classificação 
As reações de neutralização podem ser classificadas em três tipos:
 Reação de neutralização total (normal): nesse tipo de reação, quantidades iguais, em 
número de mols, de H+ e OH- se neutralizam mutuamente.
 1 H2SO4 + 2 NaOH = 1 Na2SO4 + 2 H2O
Sais: definição e classificação 
 Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. 
Como o H2SO4 possui 2 H
+ em sua molécula, o sal produto será ácido (presença de H 
no sal).
1 H2SO4 + 1 NaOH = NaHSO4 + H2O
 Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl. 
Como o Ba(OH)2 possui 2 OH
1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico (presença de 
OH no sal).
1 Ba(OH)2 + 1 HCl = 1 Ba(OH)Cl + 1 H2O
 Sal hidratado: tem moléculas de água em sua composição,que ficam retidas no interior do cristal ou do retículo cristalino 
que forma a estrutura do sal. 
 Exemplo: gesso ou sulfato de cálcio di-hidratado
(CaSO4.2H2O).
Sais: definição e classificação 
 Na fórmula molecular, o constituinte com carga positiva vem sempre em primeiro lugar, 
seguido pelo que tem carga negativa. 
 No nome escrito, é o contrário: o ânion aparece antes do cátion.
 Outra observação a ser considerada é sobre o nome dado ao ânion, pois ele é dependente 
do nome do ácido que o originou, conforme mostrado no quadro a seguir.
Sais: formulação
Sal normal: 
------------------------- de ----------------------
nome do ânion nome do cátion
 Segue-se a mesma regra das terminações usadas nos ácidos.
 No caso de o cátion possuir somente dois nox possíveis, 
utilizar os sulfixos oso e ico, respectivamente, para o 
menor e maior nox.
 Fe(NO3)2  nitrato ferroso
 Fe(NO3)3  nitrato férrico
Sais: formulação
Terminação do nome do ácido Terminação do nome do ânion
ÍDRICO ETO
ICO ATO
OSO ITO
HCl ácido clorídrico KCl cloreto de potássio
HNO2 ácido nitroso NaNO2 nitrito de sódio
HNO3 ácido nítrico KNO3 nitrato de potássio
Fonte: livro-texto
Definição: é todo composto binário, em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Os óxidos podem ser iônicos ou moleculares.
 Os óxidos iônicos são aqueles resultantes da união do oxigênio com um metal (CaO: óxido 
de cálcio); 
 Os óxidos moleculares são aqueles resultantes da união do oxigênio com um não metal 
(CO2: dióxido de carbono);
 Os compostos binários de flúor e oxigênio, OF2 e O2F2, por 
exemplo, não são considerados óxidos, porque o flúor é mais 
eletronegativo que o oxigênio.
Óxidos: definição e classificação 
Iônicos 
 óxido de ____________ nome do elemento + (carga do cátion em romanos)
 A carga do cátion em algarismos romanos é dispensável se o mesmo apresentar nox fixo.
 Na2O óxido de sódio  Na
+1 O2-  Na2O
 Cu2O óxido de cobre I  Cu
+1 O2-  Cu2O e CuO óxido de cobre II  Cu
+2 O2-  CuO
Óxidos: formulação 
Moleculares
 Prefixos indicam as quantidades de átomos de oxigênio e não metal contidos na fórmula.
(mono ou di ou tri ...) óxido de (mono ou di ou tri ...) + nome do elemento
 CO: moNóxido de carbono; CO2: dióxido de carbono
 N2O: moNóxido de dinitrogênio; N2O5: pentóxido de dinitrogênio
Óxidos: formulação 
Os compostos de fórmulas Al(OH)3, H2SO4, Al2O3 e CaSO4 pertencem, respectivamente, a 
quais funções?
a) Base, ácido, óxido e sal.
b) Base, ácido, óxido e óxido.
c) Base, óxido, óxido e óxido.
d) Ácido, sal, óxido e base.
e) Base, sal, óxido e ácido.
Interatividade
Os compostos de fórmulas Al(OH)3, H2SO4, Al2O3 e CaSO4 pertencem, respectivamente, a 
quais funções?
a) Base, ácido, óxido e sal.
b) Base, ácido, óxido e óxido.
c) Base, óxido, óxido e óxido.
d) Ácido, sal, óxido e base.
e) Base, sal, óxido e ácido.
Resposta
 Definição: as reações químicas são interações que acontecem entre diversos compostos e 
substâncias e que resultam em compostos e substâncias diferentes dos que 
existiam originalmente. 
 Para entender como acontece uma interação entre dois compostos e tentar prever as 
substâncias que podem ser originadas, as reações químicas são representadas por uma 
equação química. 
Reações químicas
 Definição: a equação química é uma forma de se descrever uma reação química que 
envolve os reagentes e os produtos.
Representação de uma equação química: 
Reagentes → Produtos 
1H2 + ½ O2 → 1 H2O
 Fórmulas: indicam quais são as substâncias da reação química (H2, O2, H2O).
 Coeficientes: indicam a proporção de moléculas que participam na reação (2, 1, 2). 
Reações químicas
 Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito.
 Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são 
reorganizados de forma diferente, por isso uma equação química deve ser balanceada.
 O número de átomos da esquerda precisa ser igual ao número de átomos da direita 
(respeitar o princípio da conservação de massa – Lavoisier).
Equação química não equilibrada:
H2 + Cl2 → HCl
 Repare que a equação acima está desbalanceada, pois 
temos nos reagentes (H2 e Cl2) dois átomos de cada 
elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. 
Equação química equilibrada:
H2 + Cl2 → 2 HCl
Reações químicas
Pode-se saber praticamente tudo sobre uma reação química pela sua equação. Ela pode 
oferecer, por exemplo, as seguintes informações por símbolos tais como:
 Quando a reação é reversível: ↔ 
 Presença de luz: λ 
 Catalisadores ou aquecimento: ∆ 
 Formação de um precipitado: ↓
 A equação química pode ainda demonstrar o estado físico do 
átomo participante da reação, por meio das letras respectivas 
entre parênteses:
Gás (g), Vapor (v), Líquido (l), Sólido (s), Cristal (c), 
substância aquosa (aq)
Reações químicas
Reação de simples troca (ou deslocamento)
 A reação de simples troca (ou deslocamento) acontece pela troca de um constituinte de um 
reagente por outro. 
 O átomo A é mais eletronegativo do que o átomo B, pois conseguiu atrair para si os 
elétrons do átomo C e entrar no lugar do átomo B. 
 Portanto, pela troca de átomos, houve a formação de produtos diferentes dos reagentes:
A + BC → AC + B
Vejamos o exemplo a seguir de reações de simples troca:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
 Pode-se observar que o Zn, por ser mais eletronegativo do 
que o H, consegue romper a ligação com o (SO4
-2), formando 
dois produtos: (ZnSO4) e (H2). 
Reações químicas: classificação
Reação de adição (ou síntese)
 A reação de adição (ou síntese) ocorre quando dois (ou mais) reagentes formam apenas um 
produto, logo, os constituintes dos reagentes estão todos presentes no produto. 
A equação geral desse tipo de reação é:
A + B → AB
Vejamos os exemplos a seguir de reações de síntese:
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
C(s)+ O2(g) → CO2(g)
2C(s) + O2(g) → 2CO(g)
SO3 + H2O → H2SO4
 Nos exemplos mostrados, dois reagentes se sintetizaram 
em um produto.
Reações químicas: classificação
Reação de decomposição (ou análise)
 Na reação de decomposição (ou análise), há apenas um reagente, que, por influência da 
temperatura, da pressão ou de outras variáveis, é estimulado a se decompor, ou seja, a 
separar sua estrutura, o que gera dois ou mais produtos diferentes. 
A equação geral desse tipo de reação é:
AB → A + B
Vejamos os exemplos a seguir de reações de decomposição:
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
2KClO3 → 2KCl + 3O2
CaCO3 → CaO + CO2
 Nos exemplos mostrados, o único reagente se decompôs em 
dois produtos.
Reações químicas: classificação
Reação de dupla troca (ou permutação)
 Na reação de dupla troca, os dois reagentes se separam em 4 íons (2 positivos e 2 
negativos) quando em meio aquoso. 
 Esses íons trocam de pares e, por atração entre cargas opostas, formam dois 
novos produtos. 
 A equação geral desse tipo de reação é:
A+B- + C+D- → AD + CB
Reações químicas: classificação
Vejamos os exemplos a seguir de reações de dupla troca:
 Esse tipo de reação também é classificado como de neutralização entre ácidos e bases. 
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq)  Na2SO4(aq) +H2O(l)
 Nessa reação de neutralização, há uma dupla troca entre os íons do ácido e da base e a 
formação de dois produtos neutros, o sal solúvel sulfato de sódio e a água.
Reações químicas: classificação
Reações por oxirredução
 Nas reações de oxirredução, há troca de elétrons (cargas negativas) entre os elementos 
envolvidos, o que causa alteração no Nox deles. 
A equação geral desse tipo de reação é:
A+B- → A0 + B0
 Observe que o 0 representado em A e em B indica que eles não têm carga, ou seja, 
encontram-se no estado fundamental.
 Vejamos os exemplos a seguir de reações de oxirredução:
2Ag+ + 2e- → 2Ag0
Cu2+ + 2e- → Cu0
Reações químicas: classificação
Reações de combustão
 As reações de combustão acontecem entre um combustível e o oxigênio,que, nesse caso, é 
chamado de comburente. 
Combustível + Comburente (O2) → CO2 + H2O
 Por meio de uma fonte inicial de ignição (uma faísca elétrica ou o fogo de um palito de 
fósforo, por exemplo), o combustível começa a queimar e a reagir com o oxigênio (O2) 
presente no ar atmosférico. 
 Vejamos a seguir a reação da queima do propano, gás usado 
em fogões domésticos:
2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O
Reações químicas: classificação
 Método 1 – Método das Tentativas – Ex. 1
Balanceamento de reações químicas
___ Al + ____ O2  ___ Al2O3
a) Raciocinar, inicialmente, com os elementos que apareçam em uma 
única substância em cada membro da equação.
Al e O
b) Se vários elementos satisfazem a condição anterior, escolha de 
preferência aquele que possua maiores índices (atomicidade).
O  2 e 3
c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º 
membro da equação e vice-versa, usando-os como coeficientes.
d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente 
com os elementos que já possuem coeficientes em um 
dos membros. 
4 3 2
 Método 1 – Método das Tentativas – Ex. 2
Balanceamento de reações químicas
a) Raciocinar, inicialmente, com os elementos que apareçam em uma 
única substância em cada membro da equação.
Al e C
b) Se vários elementos satisfazem a condição anterior, escolha de 
preferência aquele que possua maiores índices (atomicidade).
C  3 e 1
c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º 
membro da equação e vice-versa, usando-os como coeficientes.
d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente 
com os elementos que já possuem coeficientes em um 
dos membros. 
1 31____ Al2(CO3)3  ____ Al2O3 + ____ CO2
Qual alternativa representa uma reação de decomposição?
a) 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
b) H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) +H2O(l)
c) SO3 + H2O → H2SO4
d) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
e) 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
Interatividade
Qual alternativa representa uma reação de decomposição?
a) 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
b) H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) +H2O(l)
c) SO3 + H2O → H2SO4
d) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
e) 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
Resposta
 Nas reações de oxirredução, há transferência de elétrons entre os reagentes, ou seja, os 
reagentes trocam elétrons entre si.
 Oxidação – perda de elétrons ou aumento de Nox;
 Redução – ganho de elétrons ou diminuição de Nox.
 Nesse tipo de reação, os processos de oxidação e redução 
acontecem simultaneamente, daí o nome oxirredução.
 Como podemos definir “quem sofre redução” e “quem sofre 
oxidação”? Para responder a essas perguntas, necessitamos 
estudar o Nox.
 Número de oxidação (Nox): é a carga assumida por um 
átomo quando a ligação que o une a um outro é quebrada. 
 Existem três casos: composto iônico, covalente e 
substância simples.
Reações de oxirredução
 Composto iônico: o Nox é a própria carga do íon, pois quando a ligação se rompe, já ocorreu 
a transferência do elétron do átomo menos para o mais eletronegativo.
Exemplo: 
 Na formação do 11Na 17Cl  NaCl, o Na passa de 11 para 10 elétrons e o Cl passa de 17 para 
18 elétrons. 
 O Na fica com carência de 1 elétron e assume a carga 1+, o Cl fica com excesso de um 
elétrons e assume a carga 1-, então, os Nox do Na e do Cl serão, respectivamente, 1+ e 1-.
 Composto covalente: na quebra da ligação, o par de elétrons 
fica com o átomo mais eletronegativo.
 Na molécula de HCl, o átomo mais eletronegativo é o Cl e 
recebe elétron e o H perde, então, os Nox do Cl e do H serão, 
respectivamente, 1- e 1+.
Número de oxidação (Nox)
 1ª regra: nas substâncias simples, formadas por átomos de um único elemento químico, em 
que não há diferença de eletronegatividade entre as espécies participantes da ligação, os 
átomos têm Nox = 0.
 Por exemplo, substâncias: O2, He, grafite, o Nox é zero.
 2ª regra: alguns átomos em uma substância composta possuem Nox constante.
Por exemplo:
 Em geral, o hidrogênio (H) tem Nox = +1, pois, na maioria das 
ligações em que o H participa, ele é o átomo 
menos eletronegativo.
Regras para determinação do Nox
Fonte: adaptado de: livro-texto.
Substância Nox
Metais alcalinos (pertencentes à família 1A) +1
Metais alcalinoterrosos (pertencentes à família 2A) +2
Alumínio (AI) +3
Zinco (Zn) +2
Prata (Ag) +1
 2ª regra: alguns átomos em uma substância composta possui Nox constante. 
Por exemplo:
 3ª regra: a soma algébrica do Nox de todos os átomos em uma substância composta é igual 
a zero.
 4ª regra: a soma algébrica do Nox de todos os átomos em um 
íon é igual à carga do íon.
Regras para determinação do Nox
Fonte: adaptado de: livro-texto.
Substância Nox
Calcogênio (Família 6A) quando for o mais 
eletronegativo (no final da fórmula)
-2
Halogênio (Família 7A) quando for o mais 
eletronegativo (no final da fórmula)
-1
+4 +10 -14 = 0
+2 +5 -2
 Exemplo 1: Calcular o Nox do arsênio da molécula piroarsenato de bário – Ba2As2O7
Nessa molécula, temos o que segue:
 O bário (Ba) pertence à família 2A e, portanto, tem Nox = +2.
 O oxigênio (O) tem Nox = -2 (elemento mais eletronegativo – final da fórmula).
Ba2 As2 O7
Nox +2 X -2 
2.(+2) + 2. (x) + 7. (-2) = 0 
+4 + 2x – 14 = 0 
2x = 14 – 4 
x = 10 / 2 = +5 Prova = Ba2 As2 O7
Determinação do Nox
 Exemplo 2: Calcular o Nox do nitrato de sódio – NaNO2
Nessa molécula, temos o que segue:
 O sódio (Na) pertence à família 1A e, portanto, tem Nox = +1.
 O oxigênio (O) tem Nox = -2 (elemento mais eletronegativo – final da fórmula).
Na N O2
Nox +1 X -2 
1.(+1) + 1. (x) + 2. (-2) = 0 
+1 + x – 4 = 0 
x = 4 – 1 
x = +3 Prova = Na1 N1 O2
+1 +3 -4 = 0
+1 +3 -2
Determinação do Nox
 Exemplo 3: Calcular o Nox do íon fosfato – PO4
-3
Nessa molécula, temos o que segue:
 A soma dos Nox dos constituintes desse íon é -3, pois há carga negativa total de -3.
 O oxigênio (O) tem Nox = -2 (elemento mais eletronegativo – final da fórmula).
P O4
Nox X -2 
1. (x) + 4. (-2) = - 3 
x – 8 = - 3 
x = 8 – 3 
x = +5 Prova = P1 O4
Determinação do Nox
+5 -8 = -3
+5 -2
Os reagentes, nas reações de oxirredução, são chamados de:
 Um agente redutor reduz outras substâncias e perde elétrons, portanto, seu estado de 
oxidação aumenta.
 Um agente oxidante oxida outras substâncias e ganha elétrons, portanto, seu estado 
de oxidação.
Reações de oxirredução: agente oxidante e agente redutor
Fonte: autoria própria
Fonte: autoria própria
• Sofre oxidação;
• Provoca redução;
• Perde elétrons;
• Nox aumenta.
Agente 
redutor
• Sofre redução;
• Provoca oxidação;
• Ganha elétrons;
• Nox diminui.
Agente 
oxidante
Regras para o balanceamento
1) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz.
2) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento.
3) Encontrar Δoxid e Δred.
 Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento.
 Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento.
 As atomicidades são definidas no membro de partida (reagentes ou produtos).
4) Se possível, Δoxid e Δred podem ser simplificados. Exemplificando: 
Δoxid = 4 Δred = 2
simplificando ...
Δoxid = 2 Δred = 1
Balanceamento de reações de oxirredução
Regras para o balanceamento
5) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução:
 O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz.
 O Δred se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida.
6) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na 
conservação dos átomos.
Balanceamento de reações de oxirredução
Balancear a equação 
P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NONox 0 +1+5 -6 +3 +5 -8
Balanceamento de reações de oxirredução
P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NO
Nox 0 +5 +5 +2
Oxidação ΔNox =5-0= 5 
Δoxi = ΔNox x atomicidade definida no membro de partida
redução ΔNox =5-2= 3
Δred = Δred x atomicidade definida no membro de partida
Δoxi = 5 x 1 = 5 3
Δred = 3 x 1 = 3 5
Para igualar os elétrons nos 
processos de oxidação e redução: 
multiplica invertendo os valores
+1 -2 +1 -2
Balancear a equação 
Balanceamento de reações de oxirredução
 Por fim, falta acertar os coeficientes da H2O, o que pode 
ser feito é a contagem dos átomos de hidrogênio 
e oxigênio 
 3 P + 5 HNO3 + 2 H2O  3 H3PO4 + 5 NO
P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NO
3 P + 5 HNO3 + H2O  3 H3PO4 + 5 NO
Contamos 3 P
Contamos 5 N
Nas reações de oxirredução, há transferência de elétrons entre os reagentes, ou seja, os 
reagentes trocam elétrons entre si. A reação de oxidação é:
a) Oxidação – perda de elétrons ou aumento de Nox.
b) Oxidação – ganho de elétrons ou aumento de Nox.
c) Oxidação – perda de elétrons ou diminuição de Nox.
d) Oxidação – ganho de elétrons ou diminuição de Nox.
e) Oxidação – não ocorre transferência de elétrons.
Interatividade
Nas reações de oxirredução, há transferência de elétrons entre os reagentes, ou seja, os 
reagentes trocam elétrons entre si. A reação de oxidação é:
a) Oxidação – perda de elétrons ou aumento de Nox.
b) Oxidação – ganho de elétrons ou aumento de Nox.
c) Oxidação – perda de elétrons ou diminuição de Nox.
d) Oxidação – ganho de elétrons ou diminuição de Nox.
e) Oxidação – não ocorre transferência de elétrons.
Resposta
 A estequiometria, ou cálculo estequiométrico, é a relação entre as quantidades de reagentes 
e de produtos envolvidos em uma reação. 
 Em outras palavras, é o cálculo da proporção entre reagentes e produtos. 
 As relações podem ser feitas em mol, massa ou volume.
Deve obedecer às leis ponderais:
 Lei da Conservação das Massas
 Lei das Proporções Constantes
Estequiometria 
Lei da Conservação das Massas (Lavoisier): partículas iniciais e finais são as mesmas 
massas iguais.
 Ex.: C + O2  CO2
12 g C + 32 g O2  44 g CO2
Lei das Proporções Constantes (Proust): duplicando a quantidade de átomos, todas as 
massas dobrarão. 
C + O2  CO2
2C + 2O2  2CO2
Estequiometria 
Modelo de cálculo:
 Destacar a pergunta;
 Identificar os reagentes e os produtos da reação;
 Escrever a equação química; 
 Balancear a equação química;
 Transformar os dados fornecidos em quantidade de matéria (mol) se necessário.
Estequiometria 
Relações molares Avogrado 1 mol = 22,4 L Massas atômicas: N = 14u H = 1u
N2 + 3H2  2NH3
Mol - 1Mol + 3Mol  2Mol 
Moléculas - 6 x 1023 + 18 x 1023  12 x 1023
Massa - 28 g + 6 g  34 g
Volume - 22,4 L + 67,2 L  44,8 L 
Estequiometria 
Relação Massa-Massa
 Ex. 1: Qual a massa de água dada em gramas, produzida a partir de 8 g de hidrogênio gás?
 Dadas as massas atômicas: H = 1u e O = 16u
 Dada a reação: H2 + O2  H2O
 Balancear a equação: 
2H2 + O2  2H2O
4 g  36 g
8 g  xg
Estequiometria 
X = 8 . 36 = 72 g
4
Relação Massa-Moléculas
 Ex. 2: Quantas moléculas de água são produzidas a partir de 16 g de oxigênio gás?
 Dadas as massas atômicas: H = 1u e O = 16u Avogrado = 6,02.1023 moléculas
 Dada a reação: H2 + O2  H2O
 Balancear a equação: H2 + 1O2  2H2O
32 g  12,04 x 1023
16 g  x moléculas 
Estequiometria 
X= 16 . 12,04 x 1023 = 6,02 x 1023
32
Relação Mol-Volume
 Ex. 3: Quantos moles de CO2 são produzidos a partir de 44,8 L de CO? 
 Dadas as massas atômicas: C = 12u e O = 16u 1mol = 22,4 L
 Dada a reação: CO + O2  CO2
 Balancear a equação: CO + ½O2  CO2
22,4 L  1Mol
44,8 L  x mol
Estequiometria 
X= 44,8 . 1 = 2 Mol
22,4 L
Quantos gramas de oxigênio são necessários para queimar 50 mols de monóxido de carbono?
 Dada a equação 2CO + O2  2CO2
a) 100 g de O2
b) 400 g de O2
c) 600 g de O2
d) 800 g de O2
e) 1000 g de O2
Interatividade
Quantos gramas de oxigênio são necessários para queimar 50 mols de monóxido de carbono?
 Dada a equação 2CO + O2  2CO2
a) 100 g de O2
b) 400 g de O2
c) 600 g de O2
d) 800 g de O2
e) 1000 g de O2
Resposta
ATÉ A PRÓXIMA!