Livro Texto - Unidade II (8)

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QUÍMICA BÁSICA
Unidade II
5 FUNÇÕES INORGÂNICAS
Funções inorgânicas é o nome dado ao grupo de substâncias que não têm o carbono como elemento 
principal. Vejamos a seguir alguns tipos de substâncias que fazem parte desse grupo (figura a seguir):
• ácidos;
• bases;
• sais;
• óxidos.
Figura 75 – Exemplos de substâncias inorgânicas: leite de magnésia (base), limão (ácido) e sal de cozinha (sal)
Vamos aprender um pouco mais sobre as características e os comportamentos químicos das 
funções inorgânicas.
5.1 Ácidos e bases
Por volta de 1810, na Inglaterra, um cientista chamado Humphry Davy, após muitos estudos, refutou 
uma teoria criada por Lavoisier alguns anos antes. Lavoisier dizia que a característica de acidez das 
substâncias ácidas era dada pela presença do elemento oxigênio. Mas Davy, que já conhecia os métodos 
de separação de substâncias por eletrólise, conseguiu separar um ácido chamado de ácido clorídrico 
(HCl), e observou que, no resultado obtido, só havia os elementos hidrogênio (H) e cloro (Cl), o que 
derrubou a ideia de que todo ácido teria oxigênio em sua composição.
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Unidade II
Quase um século depois, em 1903, um químico sueco chamado Svante Arrhenius ganhou o prêmio 
Nobel por seus estudos sobre os ácidos. Arrhenius propôs uma teoria sobre o comportamento dos ácidos 
que, mesmo tendo recebido revisões, ainda é a base do conhecimento sobre os ácidos.
Há, também, outras duas importantes teorias sobre ácidos, datadas por volta de 1923, e que recebem 
os nomes dos cientistas que as propuseram: a teoria dos ácidos de Bronsted‑Lowry e a teoria dos ácidos 
de Lewis.
Todas as teorias sobre ácidos acompanham as respectivas versões sobre as bases, pois ácidos e bases 
se comportam de modo semelhante quando dissolvidos na água (a grande diferença está nos íons 
liberados por essas substâncias). As bases são também chamadas de álcalis ou substâncias alcalinas; 
assim como os ácidos, dependendo da força, as bases têm a capacidade de corroer materiais e causar 
queimaduras em nossa pele.
A força de um ácido ou de uma base é indicada na chamada escala de pH (figura a seguir). Essa escala 
é construída em base logarítmica; por isso, cada aumento unitário de valor nessa escala corresponde a 
aumentos muito maiores em escalas lineares de acidez ou de alcalinidade.
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Solução ácida Solução básica
Solução neutra
Figura 76 – Escala (logarítmica) de pH
Na escala de pH, são colocados valores entre 0 e 14, os quais contemplam a maioria das substâncias. 
Porém existem ácidos e bases com valores de pH que ultrapassam os números apresentados nessa 
escala, como as substâncias superácidas, que atingem valores de pH abaixo de zero. Um exemplo é o 
ácido fluorídrico (HF), que, quando misturado a uma substância chamada pentafluoreto de antimônio, 
produz o superácido fluorantimônico, que dissolve até vidro; por essa razão, só é possível armazená‑lo 
em recipientes de teflon – material composto por átomos de carbono e flúor ligados fortemente.
Os ácidos são corrosivos porque, genericamente falando, seus íons hidrogênio (H+) liberados 
interagem com os elétrons à sua volta. No caso do superácido fluorantimônico, é o flúor excedente na 
reação que reage e interage maciçamente com os elétrons que o cercam.
 Observação
Veja a seguir os valores de pH de algumas substâncias comuns.
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QUÍMICA BÁSICA
Quadro 6 
Substância Valor do pH
Ácido do estômago (HCl) Entre 1 e 2
Suco de limão 2
Vinagre 3
Vinho 3,8
Suco de tomate 4
Café preto 5
Leite 6,5
Água pura 7
Sangue Entre 7,35 e 7,45
Água do mar 7,9
Soda cáustica 13
5.2 Ionização e dissociação iônica
Em seus estudos sobre ácidos e outros compostos, Svante Arrhenius testou a condutibilidade elétrica 
de várias soluções. O cientista dissolvia substâncias e verificava se elas eram capazes de conduzir 
corrente elétrica. Seu aparato experimental era montado da seguinte maneira: de um polo de uma 
pilha, saía um eletrodo (fio de cobre) que se conectava a uma lâmpada, e o outro polo ficava com a 
extremidade solta. Ele colocava as duas extremidades dos eletrodos em contato com diferentes tipos 
de soluções e verificava se ocorria (ou não) estabelecimento de corrente elétrica pelo acendimento 
(ou não) da lâmpada (figura a seguir). Se a substância dissolvida liberasse íons no meio aquoso, a 
lâmpada acenderia, senão, permaneceria apagada.
Pilha
Figura 77 – Esquema que representa o experimento de Arrhenius
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Unidade II
Arrhenius realizou esse experimento 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. 
Por que isso aconteceu?
O açúcar e o sal têm comportamentos diferentes quando solubilizados na água porque se originam de 
dois tipos diferentes de ligações: o açúcar é uma substância molecular, originária de ligação covalente, e 
o sal é um composto iônico, originado da união de íons de cargas opostas. São exatamente essas cargas 
que se “soltam” no meio aquoso e, assim, são capazes de conduzir a corrente elétrica de um polo ao 
outro. O açúcar (sacarose) é molecular: sua estrutura é dada pelo compartilhamento de elétrons em sua 
estrutura, e, portanto, ele não tem íons para liberar em meio aquoso (consequentemente, não conduz 
corrente elétrica).
Falando em substâncias moleculares, a água é uma substância desse tipo, originada pela ligação 
covalente entre átomos de hidrogênio e oxigênio. Então, como ela pode conduzir eletricidade? 
Na verdade, toda a água que está à nossa volta tem sais dissolvidos nela: sais do solo, do mar, 
do ar e do nosso organismo. Enfim, não há somente moléculas de H2O no que chamamos de 
água. Por isso, ela é capaz de conduzir corrente elétrica, mas a água pura (destilada e livre 
de sais e outros solutos) não conduz eletricidade. A água da chuva é considerada destilada, pois 
formou‑se por evaporação, mas, ao passar pela atmosfera, carrega vários solutos e sais junto dela e, 
por isso, é condutora de eletricidade.
O experimento de Arrhenius permite que diferenciemos o comportamento dos compostos iônicos 
e das substâncias moleculares quando dissolvidos em água, e, por isso, quando colocados em meio 
aquoso, recebem denominações diferentes, conforme designado a seguir.
5.2.1 Compostos iônicos
Quando em meio aquoso, os compostos iônicos sofrem dissociação iônica, o que origina uma solução 
iônica, ou seja, que apresenta “íons soltos”. Vamos ver a equação que representa a dissociação iônica do 
cloreto de sódio (NaCl):
Na Cl Na Cls
H O
aq aq
�
� �
�
� �
�
� �
�� �
2
Observe que o sal na forma sólida tem seus íons de cargas opostas unidos; ao ser colocado na água, 
há rompimento da ligação iônica e as cargas “se espalham” no líquido, tornando‑o carregado com 
cargas positivas e negativas.
5.2.2 Substâncias moleculares
Quando em meio aquoso, as substâncias moleculares podem se comportar de duas maneiras: sofrer 
dissolução ou ionização. Vejamos a seguir esses dois comportamentos químicos.
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QUÍMICA BÁSICA
Dissolução
No caso de dissolução, forma‑se uma solução molecular, ou seja, não há liberação de íons, mas de 
moléculas livres e neutras em solução, como podemos ver na equação a seguir, que mostra a glicose 
dissolvida em água. Podemos observar que a glicose mantém sua estrutura ao ser colocada na água e, 
portanto, sofre dissolução.
C H O C H Os
H O
aq6 12 6
2
6 12 6� � � ��
Ionização
Algumas substâncias moleculares, em vez de sofrerem dissolução, sofrem ionização quando 
“misturadas” com água. Há substâncias moleculares que são capazes de conduzir corrente elétrica 
(formam íons no meio aquoso); isso acontece com os ácidos. Foi Arrhenius que observou esse 
comportamento e, assim, definiu o que é uma substância ácida. Vejamos a equação a seguir, que mostra 
a ionização do ácido clorídrico (HCl) na água:
HCl H Clg
H O
aq aq� � � �
�
� �
�� �
2
A ligação covalente que une os átomos hidrogênio (H) e cloro (Cl) “quebra” quandoo HCl é colocado 
na água e, assim, há liberação de íons. Nesse caso, o cloro é mais eletronegativo do que o hidrogênio e 
tem mais força para “arrancar” o elétron do hidrogênio. Para Arrhenius, ácido é qualquer substância que 
libera cátions de hidrogênio (H+) quando solubilizada em água.
 Observação
O que é destilação, como fazer água pura?
A destilação é um processo de purificação de água que se baseia no seu 
ponto de ebulição. Ao atingir a temperatura de 100 ºC, à pressão de 1 atm, 
somente as moléculas de água tornam‑se gasosas, e, assim, separam‑se de 
outras substâncias que estão dissolvidas nessa água. O vapor de água pura 
é, então, conduzido a um sistema que o resfria e o transforma em líquido 
novamente, mas agora somente com moléculas de água, sem qualquer 
outro soluto (figura a seguir). Essa água pura não é capaz de conduzir 
corrente elétrica.
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Unidade II
Termômetro
Saída de 
água
Vapor de água
Água 
destilada
Entrada de água
Solução
B
C
A
Figura 78 – Esquema geral do processo de destilação da água
5.3 Ácidos e bases de Arrhenius
Os ácidos e as bases, como vimos, foram muito estudados e, por isso, ganharam diferentes definições. 
Quando falamos em ácidos e bases de Arrhenius, estamos falando sobre a explicação do comportamento, 
das características, da classificação e da nomenclatura dos ácidos e bases tendo como pilar a definição 
de Arrhenius.
5.3.1 Definição de ácidos de Arrhenius
Arrhenius definiu ácido como qualquer substância que, quando dissolvida em água, libera um único 
tipo de cátion, o H+, que se forma pela separação da molécula ácida causada pela água (figura a seguir).
HCl(aq) H+(aq) + Cl‑(aq)
HNO3(aq) H
+(aq) + NO3(aq)
H2SO4(aq) 2H
+(aq) + SO2
4
‑(aq)
H3PO4(aq) 3H
+(aq) + PO3
4
‑(aq)
H2O
H2O
H2O
H2O
Figura 79 – Exemplo de ionização de ácidos segundo a teoria de Arrhenius
Vejamos a equação que representa a ionização de um ácido em água:
H A xH Ax
H O
x� � � �� �
2
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QUÍMICA BÁSICA
Na equação, x é a quantidade de hidrogênios na molécula, que resulta na quantidade de hidrogênios 
livres e que, também, é o valor da carga adquirida pelo ânion.
Na equação da reação do ácido com a água, vemos que há a formação do íon hidrônio (H3O
+):
H A XH O XH O Ax
x� � �� �2 3
Como definiu Arrhenius, os ácidos liberam seus prótons H+ em meio aquoso, mas esses prótons são 
muitos instáveis, e, portanto, ligam‑se aos elétrons livres que estão em volta do átomo de oxigênio na 
molécula de água.
Vejamos alguns exemplos a seguir:
• Equação que representa a ionização do ácido clorídrico (HCl):
H Cl H Clg
H O
aq aq1
2 11� � � �
�
� �
�� �
H Cl H O H O Clg l aq aq1 2 3
11 1� � � � � �
�
� �
�� � �
 Observação
Não é necessário explicitar o índice 1 nas moléculas nem o coeficiente 1 
nas equações químicas, pois entendemos que a não indicação de índices ou 
coeficientes já implica 1. Na equação anterior, o 1 foi mostrado apenas para 
proporcionar melhor visualização de onde ele se repete.
Na figura a seguir, temos uma ilustração da equação de ionização do ácido clorídrico (HCl).
H2O H3O
++ +HCl Cl‑
A molécula de água vai receber H+ 
(hidrogênio sem o seu elétron) 
cedido pela molécula HCl Íon negativo: Cl‑Íon positivo: H3O
+
Figura 80 – Ionização do ácido clorídrico (HCl) e formação do íon hidrônio (H3O
+)
• Equação que representa a ionização do ácido sulfúrico (H2SO4):
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Unidade II
H SO H SOl
H O
aq aq2 4
2
4
22� � � �
�
� �
�� �
H SO H O H O SOl l aq aq2 4 2 3 4
22 2� � � � � �
�
� �
�� � �
5.3.2 Classificação dos ácidos de Arrhenius
Os ácidos são classificados de acordo com vários parâmetros, conforme mostrado a seguir.
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis no ácido
Essa classificação é feita de acordo com a quantidade de hidrogênios que sofrem ionização, ou seja, 
a quantidade de hidrogênios liberados em meio aquoso. Assim, temos as situações a seguir:
• Monoácidos: ácidos que têm somente 1 hidrogênio ionizável, por exemplo o ácido clorídrico (H1Cl).
• Diácidos: ácidos que têm 2 hidrogênios ionizáveis, por exemplo o ácido sulfuroso (H2S).
• Triácidos: ácidos que têm 3 hidrogênios ionizáveis, por exemplo o ácido fosfórico (H3PO4).
Na figura a seguir, temos uma ilustração das três situações.
2H ionizáveis
O O
O O
H
H
S
1H ionizável 3H ionizáveis
O N O H
O
O
O
O
O
O
O
O
H
H
H
H
H
H
P
P
2H ionizáveis1H ionizável
(Monoácido) (Diácido)
H
O
O
H
H
H
C C
CH3COOH H
+ + CH3COO
‑
H2O
Figura 81 – Classificação dos ácidos de Arrhenius 
segundo a quantidade de hidrogênios ionizáveis
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QUÍMICA BÁSICA
Quanto ao número de elementos no ácido
Essa classificação é feita de acordo com os critérios a seguir:
• Binários: ácidos que têm átomos de 2 elementos diferentes. Exemplos: ácido fluorídrico (HF), ácido 
bromídrico (HBr) e sulfeto de hidrogênio (H2S). Observe que, no último exemplo, há 3 átomos, mas 
somente 2 tipos de elementos.
• Ternários: ácidos que têm átomos de 3 elementos diferentes Exemplos: ácido sulfúrico (H2SO4), 
ácido cianídrico (HCN) e ácido fosfórico (H3PO4).
• Quaternários: ácidos que têm átomos de 4 elementos diferentes. Exemplo: ácido tiociânico (HSCN).
Quanto à presença ou à ausência do átomo de oxigênio
Essa classificação é feita de acordo com os critérios a seguir:
• Hidrácidos: ácidos que não têm átomos de oxigênio. Exemplos: HCl, HCN e H2S.
• Oxiácidos: ácidos que têm 1 ou mais átomos de oxigênio. Exemplos: H2SO4, H3PO4 e HNO3.
Quanto à volatilidade
A volatilidade é uma propriedade que indica a capacidade de evaporação de um composto, ou seja, 
de passar do estado líquido para o estado gasoso. Assim, temos o que segue:
• Ácidos voláteis: nesse grupo, encontra‑se a maioria dos ácidos. Os ácidos voláteis têm baixos 
pontos de ebulição e, portanto, muitos podem passar do estado líquido para o estado gasoso em 
temperatura ambiente.
• Ácidos fixos: nesse grupo, encontram‑se os ácidos que não evaporam com tanta facilidade 
quando comparados aos voláteis e, por isso, apresentam pontos de ebulição mais altos. 
Há poucos ácidos fixos. Exemplos: ácido sulfúrico (H2SO4), ácido fosfórico (H3PO4) e ácido 
bórico (H3BO3).
Quanto ao grau de ionização (α)
Essa classificação é importante porque a força de um ácido (como veremos adiante) está diretamente 
relacionada ao seu grau de ionização (α), cujo cálculo é feito pela seguinte equação:
� �
n mero de mol culas ionizadas
n mero de mol culas dissolv
ú é
ú é iidas
�100
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Unidade II
A classificação é feita de acordo com os critérios a seguir:
• Ácido forte: o valor de α é maior do que 50%.
• Ácido moderado: o valor de α está entre 5% e 50%.
• Ácido fraco: o valor de α é menor do que 5%.
5.3.3 Forças dos ácidos
Vimos que os ácidos podem ser classificados quanto à sua força. Essa força é a capacidade que um 
ácido tem de se ionizar no meio aquoso: quanto maior o grau de ionização (α), mais forte o ácido.
A classificação de acordo com a força é distinta para os hidrácidos e para os oxiácidos, conforme 
mostrado a seguir.
Força dos hidrácidos
A classificação da força dos hidrácidos é dada no quadro a seguir.
Quadro 7 – Força dos hidrácidos
Hidrácidos fortes
(α maior do que 50%)
Hidrácidos moderados
(α entre 5% e 50%)
Hidrácidos fracos
(α menor do que 5%)
HCl, HBr, HI HF Todos os outros hidrácidos
Força dos oxiácidos
Para conhecer o grau de força dos oxiácidos, precisamos subtrair o número de átomos de 
oxigênio presentes na molécula do número de átomos de hidrogênio presentes na mesma molécula. 
O resultado dessa subtração permite que saibamos a força do oxiácido. Vejamos o cálculo a seguir:
x
n mero de oxig nios
n mero de hidrog nios
=
ú ê
ú ê
Se o resultado for:
• x > 1 ⇒ ácido forte.
• x = 1 ⇒ ácido moderado.
• x < 1 ⇒ ácido fraco.
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QUÍMICA BÁSICA
Vejamos os exemplos a seguir:
• HClO4: nessa molécula de ácido, há 1 átomo de hidrogênio e 4 átomos de oxigênio. Assim, a 
subtração é: x = 4 – 1 = 3. Como o valor de x é maior do que 1, o ácido perclórico (HClO4) é forte.
• H3PO4:nessa molécula de ácido, há 3 átomos de hidrogênio e 4 de oxigênio. Assim, o valor 
de x é 1. Portanto, o ácido fosfórico (H3PO4) é moderado.
• HBrO: nessa molécula de ácido, temos 1 átomo de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. Assim, o 
resultado de x é zero. Portanto, o ácido hipobromoso (HBrO) é fraco.
 Observação
Todos os ácidos que têm átomos do elemento carbono em sua molécula 
são considerados fracos. Por exemplo, temos o ácido carbônico (H2CO3).
5.3.4 Nomenclatura dos ácidos de Arrhenius
Os nomes dos ácidos são dados de acordo com algumas regras, diferentes para os hidrácidos e 
os oxiácidos.
Nomenclatura dos hidrácidos
A nomenclatura dos hidrácidos baseia‑se em uma regra simples: coloca‑se o nome do elemento do 
átomo que está ligado ao hidrogênio seguido do sufixo ÍDRICO:
Vejamos os exemplos a seguir:
• HCl: ácido clorídrico;
• HI: ácido iodídrico;
• HCN: ácido cianídrico (CN‑ é um ânion);
• H2S: ácido sulfídrico (o enxofre é representado pela letra S porque seu nome, em latim, é sulphuris, 
daí a palavra sulfídrico).
Nomenclatura dos oxiácidos
Os oxiácidos têm oxigênio em sua molécula e são nomeados pela chamada regra do número de 
oxidação (Nox). Com o valor do Nox do átomo central da molécula, é possível nomear os oxiácidos 
utilizando o quadro a seguir.
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Unidade II
Quadro 8 – Nomenclatura dos oxiácidos
Nox do elemento 
central da molécula Prefixo Sufixo
+1 ou +2 HIPO OSO
+3 ou +4 ‑ OSO
+5 ou +6 ‑ ICO
+7 PER ICO
 Observação
A determinação do número de oxidação (Nox) é feita por meio de várias 
regras, que serão explicadas mais adiante neste livro‑texto.
Vejamos os exemplos a seguir:
• HBrO: o Nox do bromo (Br), que é o átomo central dessa molécula, é +1. Assim, o nome desse 
ácido é ácido hipobromoso.
• HClO4: o Nox do cloro (Cl), que é o átomo central dessa molécula, é +7. Assim, o nome desse ácido 
é ácido perclórico.
5.3.5 Nomenclatura das bases de Arrhenius
Pela definição dada por Arrhenius, são consideradas bases todas as substâncias que, quando em 
meio aquoso, liberam os íons hidroxila (OH‑). As bases são, em sua maioria, sólidos iônicos; logo, quando 
colocadas em água, as moléculas de H2O penetram no seu retículo cristalino, constituído por cargas 
positivas e negativas unidas por atração eletrostática. Assim, quando o cristal é rompido, forma‑se uma 
solução com íons (figura a seguir). A liberação dessas espécies carregadas é chamada de dissociação iônica, 
pois origina‑se da liberação de íons que estavam “presos” em um retículo cristalino, que “já existiam” nele.
Adicionando o 
sólido à água, 
as moléculas 
H2O são
atraídas pelos íons 
que são arrancados 
do retículo
H2O
H
H
O
Moléculas H2O 
atacando íon negativo
Moléculas H2O 
atacando íon positivo
H
H
O
H
H
O
Figura 82 – Representação geral da dissociação iônica das bases
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QUÍMICA BÁSICA
Vejamos a seguir a equação geral que representa o comportamento de uma base quando colocada 
em água:
Me OH Me YOHy
H O
aq
y
aq� � � �� �
�
� �
�2
A abreviação Me na equação significa metal e, na maioria das bases, são átomos desse tipo de 
elemento que estão ligados ao íon hidroxila.
Vejamos alguns exemplos:
• Hidróxido de sódio (NaOH): Na OH Na OH
H O
aq aq� � � �� �
�
� �
�
1
2 1 1
• Hidróxido de alumínio [Al(OH)3]: Al OH Al OH
H O
aq aq� � � �� �
�
� �
�
3
2 3 3
Observe nos dois exemplos que, assim como na fórmula geral, o número de hidroxilas da molécula 
de base é o mesmo valor da carga do metal.
5.3.6 Classificação das bases de Arrhenius
As bases são classificadas de acordo com vários parâmetros, conforme explicado a seguir.
Quanto à força
A força de uma base é medida pela quantidade de íons hidroxila que essa substância libera em meio 
aquoso. Vejamos os dois tipos a seguir:
• Bases fortes: são aquelas em que a hidroxila (OH‑) está ligada a metais pertencentes às famílias 
1A e 2A, ou a metais alcalinos e alcalinoterrosos, respectivamente. As duas exceções dessa 
classificação são o berílio (Be) e o magnésio (Mg).
• Bases fracas: são consideradas fracas todas as bases que não atendem ao critério anterior, ou 
seja, que não têm a hidroxila ligada aos metais das famílias 1A e 2A. Vale notar que a base fraca 
hidróxido de amônio (NH4OH) é uma exceção entre as bases, pois sua hidroxila está ligada a um 
não metal.
Quanto à solubilidade
A solubilidade de uma base é diretamente relacionada à sua força: quanto mais solúvel uma base, 
mais íons hidroxila ela libera e, consequentemente, mais forte ela é. As bases insolúveis são fracas, pois 
não liberam seus íons hidroxila em meio aquoso. Vejamos esta classificação:
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Unidade II
• Bases solúveis: são aquelas em que o metal ligado à hidroxila pertence à família 1A ou é o 
cátion NH4
+.
• Bases parcialmente solúveis: são aquelas em que o metal ligado à hidroxila pertence à 
família 2A, exceto o berílio (Be) e o magnésio (Mg).
• Bases insolúveis: são aquelas em que o metal ligado à hidroxila não pertence às famílias 1A 
e 2A e nem é o cátion NH4
+. A exceção é o hidróxido de amônio (NH4OH), que é solúvel, mas é 
uma base fraca.
Quanto ao número de hidroxilas
Essa classificação é feita de acordo com os critérios a seguir:
• Monobases: têm 1 hidroxila na molécula. Exemplos: NaOH e KOH.
• Dibases: têm 2 hidroxilas na molécula. Exemplos: Ca(OH)2 e Mg(OH)2.
• Tribases: têm 3 hidroxilas na molécula. Exemplo: Al(OH)3.
• Tetrabases: têm 4 hidroxilas na molécula. Exemplo: Pb(OH)4.
5.3.7 Nomenclatura das bases
A regra geral para dar nomes às bases é a seguinte:
Vejamos os exemplos a seguir:
• NaOH: hidróxido de sódio;
• Ca(OH)2: hidróxido de cálcio;
• Al(OH)3: hidróxido de alumínio.
Em algumas situações, as bases são formadas por metais que têm Nox que variam (geralmente 
metais de transição). Nesses casos, é necessário colocar o valor do Nox no nome da base, para, assim, 
diferenciarmos uma da outra. Também podemos colocar um sufixo no nome do metal para indicar a 
base formada pelo metal de Nox menor (sufixo OSO) e a base formada pelo Nox maior (sufixo ICO). 
Vejamos os exemplos a seguir:
• Fe(OH)2: hidróxido de ferro II (ou ferroso);
• Fe(OH)3: hidróxido de ferro III (ou férrico);
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QUÍMICA BÁSICA
• CuOH: hidróxido de cobre I (ou cuproso);
• Cu(OH)2: hidróxido de cobre II (ou cúprico).
Observe que a carga do metal é indicada em número romano.
5.4 Ácidos e bases de Bronsted‑Lowry
A teoria de Bronsted e Lowry, que explica o comportamento dos ácidos e das bases, tem origem 
curiosa, pois foi realizada de forma independente por dois pesquisadores que a publicaram no mesmo ano, 
1923. Por isso, recebe o nome de dois cientistas, Bronsted e Lowry. J. N. Bronsted foi um físico‑químico 
dinamarquês, que trabalhou como professor na Universidade de Copenhague (Dinamarca). T. M. Lowry 
foi um químico britânico, que se tornou o primeiro professor de físico‑química da Universidade de 
Cambridge (Inglaterra). Assim, de forma simultânea, eles criaram um novo conceito para ácidos e bases, 
o que ampliou a gama de substâncias que foram inicialmente colocadas nessas categorias por Arrhenius. 
Vejamos as definições feitas por Bronsted e Lowry (figura a seguir):
• Ácido: toda substância ácida é doadora de prótons (H+).
• Base: toda substância básica é receptora de prótons (H+).
H+ H+
Ácido1 + Base2 Ácido2 + Base1
Figura 83 – Esquema geral dos ácidos e bases de Bronsted e Lowry
Podemos utilizar o ácido clorídrico (HCl) como exemplo da definição para ácidos de Bronsted e 
Lowry. Quando o HCl é colocado em uma solução aquosa, ocorre ionização e, assim, liberação do 
ânion cloreto (Cl‑) e do próton H+. Por liberar H+, e consequentemente doá‑lo a outra espécie, o HCl é 
considerado um ácido segundo a teoria de Bronsted e Lowry. Como a ionização do HCl acontece em 
meio aquoso, os prótons H+ liberados interagem com as moléculas de água, que é a receptora desses 
prótons; por isso, a água é considerada uma base, segundo a teoria de Arrhenius.
Esse fenômeno é possível porque a água, como vimos, tem cargasparciais negativas e positivas, as 
quais formam polos nessa molécula. Por causa do polo negativo da água, dado pela alta eletronegatividade 
do hidrogênio, o H+ é atraído e une‑se à molécula de água, formando, então, o íon hidrônio (H3O
+).
Assim, os produtos da reação de ionização do HCl na presença de H2O são o íon cloreto (Cl
‑) e o 
íon hidrônio (H3O
+). Segundo Bronsted e Lowry, esses íons também são considerados ácidos e bases 
conjugados, conforme reforçado a seguir:
• Ácido conjugado: o íon hidrônio (H3O
+) é o ácido conjugado da água, pois, por ter um próton a 
mais, pode ser um doador de H+ para a base reagente.
94
Unidade II
• Base conjugada: o íon cloreto (Cl‑) é a base conjugada do ácido clorídrico (HCl), pois, por ser uma 
espécie negativa, tem a tendência a receber os H+ liberados pelo ácido reagente.
H+ H+
2
1
Ácido Base Ácido Base
Reação geral Reação no sentido 1 Reação no sentido 2
HCl + H2O H3O
+ + Cl–
H+
1
HCl + H2O H3O
+ + Cl–
H+
2
H3O + Cl
– HCl + H2O
Figura 84 – Comportamento do ácido clorídrico (HCl) na presença de água, segundo a teoria de Bronsted‑Lowry
 Observação
Por que podemos chamar o íon H+ de próton?
O átomo de hidrogênio no estado fundamental tem 1 próton (carga 
positiva) no núcleo e 1 elétron (carga negativa) na eletrosfera. Assim, quando o 
hidrogênio perde seu único elétron, torna‑se cátion, sobrando apenas a carga 
positiva; por isso, esse cátion pode ser chamado de próton de hidrogênio.
5.5 Ácidos e bases de Lewis
Gilbert Newton Lewis foi um químico norte‑americano que desenvolveu a ideia das ligações 
químicas por compartilhamento de pares de elétrons. Lewis também pesquisava ácidos e bases e, em 
1923, publicou sua definição sobre essas substâncias. Vejamos as definições a seguir:
• Ácido: toda substância receptora de 1 par de elétrons.
• Base: toda substância doadora de 1 par de elétrons.
Como vimos, a primeira teoria sobre ácidos e bases foi criada por Arrhenius e, em seguida, ao 
criarem um novo conceito sobre esses compostos, Bronsted e Lowry ampliaram a gama de substâncias 
que podem ser consideradas ácidas ou básicas. Lewis, com sua teoria, abriu o conceito de ácidos e 
bases para uma quantidade bem maior de espécies, trazendo a ideia de que as substâncias podem ter 
caráter ácido ou básico. Assim, mesmo que uma substância não seja considerada um ácido ou uma 
base por Arrhenius ou por Bronsted e Lowry, pode, pela teoria de Lewis, comportar‑se como um ácido 
ou como uma base. Vejamos, no quadro a seguir, um resumo dessas três teorias.
Quadro 9 – Ácidos e bases de Arrhenius, Bronsted e Lowry, e Lewis
Arrhenius Bronsted e Lowry Lewis
Ácido Libera H+ Doa H+ Recebe par de elétrons
Base Libera OH‑ Recebe H+ Fornece par de elétrons
95
QUÍMICA BÁSICA
5.6 Reação entre ácidos e bases (reação de neutralização)
Os ácidos e as bases são substâncias que reagem entre si e formam produtos neutros; por isso, tal 
interação é chamada de reação de neutralização. Os produtos formados são sais e água. Vejamos um 
exemplo da representação da reação de neutralização:
HCl NaOH NaCl H Oaq aq aq aq� � � � � � � �� � � 2
O exemplo mostra uma reação entre um ácido forte (HCl), em meio aquoso, e uma base forte (NaOH), 
também em meio aquoso. Essa reação resulta em dois produtos neutros: cloreto de sódio ou sal de 
cozinha (NaCl) e água (H2O). Como os dois reagentes foram colocados em água, liberaram seus íons, que 
fizeram um deslocamento duplo, ou seja, trocaram de pares, formando novas substâncias (produtos). 
Vejamos a mesma reação a seguir, mas mostrando a separação dos íons:
H Cl Na OH NaCl H O� � � �� � � � � 2
Observe que o íon sódio positivo (Na+) junta‑se ao ânion cloreto (Cl‑) e forma o sal NaCl. O próton H+ 
liberado pelo ácido liga‑se à hidroxila OH‑ liberada pela base. Nesse caso, as quantidades de H+ e de 
OH‑ liberadas são iguais; por isso, nessa reação, há neutralização total (figura a seguir).
O padrão geral de uma reação entre ácido e base é sempre o mesmo, originar sal e água:
ácido + base → sal + água
Na+ H+
Na+
HOH
Evaporando‑se 
a água
NaCl (sólido)
OH‑ Cl‑
Cl‑
Figura 85 – Reação de neutralização entre o HCl e o NaOH, com consequente formação de sal (NaCl) e água
Há casos em que as quantidades de H+ e OH‑ liberados no meio aquoso não são iguais: trata‑se 
das reações de neutralização parcial. Da mesma maneira que acontece na neutralização total, na 
neutralização parcial há formação de sal e água, mas o sal formado recebe uma denominação específica, 
dependendo de qual íon é excedente na reação. Vejamos essas denominações.
5.6.1 Hidrogenossais
Os hidrogenossais são formados junto com a água nas reações de neutralização parcial quando a 
quantidade de H+ liberada é maior do que a quantidade de OH‑ liberada. Vejamos o exemplo:
H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O
96
Unidade II
O ácido carbônico (H2CO3) tem dois átomos de hidrogênio, mas somente um deles se liga à 
hidroxila (OH‑) do hidróxido de sódio (NaOH) para formar a água. Assim, o hidrogênio que “sobra” fica 
ligado à molécula do sal (NaHCO3), o qual, por essa razão, é considerado um hidrogenossal.
Na figura a seguir, temos outro exemplo de formação de um hidrogenossal.
Na+
NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + HOH
H+
H+H
+
Na+
HOH
Evaporando‑se 
a água
NaHSO4 (sólido)
OH‑
SO4
2− SO4
2−
Hidrogenossal
Figura 86 – Reação de neutralização com formação de um hidrogenossal
5.6.2 Hidroxissais
Os hidroxissais são formados junto com a água nas reações de neutralização parcial quando a 
quantidade de OH‑ liberada é maior do que a quantidade de H+ liberada. Vejamos o exemplo:
HCl + Ca(OH)2 → CaOHCl + H2O
O ácido clorídrico (HCl) tem 1 átomo de hidrogênio em sua molécula, e a base Ca(OH)2 tem 
2 hidroxilas. Assim, ao serem liberados, os íons H+ e OH‑ juntam‑se para formar água, mas há excedente 
de OH‑, que se liga à molécula de sal (CaOHCl) e forma um hidroxissal (figura a seguir).
Ca2+
Ca(OH)2 + HCl → CaOHCl + HOH
H+ Cl‑
Cl‑OH‑Ca2+
HOH
Evaporando‑se 
a água
Hidroxissal
CaOHCl (sólido)
OH‑
OH‑
Figura 87 – Reação de neutralização, com formação de um hidroxissal
Enfim, as reações entre ácidos e bases são apenas um dos tipos das diversas reações que podem 
ocorrer entre os compostos químicos. Posteriormente, veremos os demais tipos de reações.
5.7 Sais
Como vimos, os sais são compostos iônicos, ou seja, são formados por ligação iônica: seus constituintes 
são mantidos unidos pela atração eletrostática existente entre as cargas opostas de seus íons. Vimos 
também que as reações de neutralização produzem sal pela união de íons opostos dos reagentes liberados 
em meio aquoso. Assim, os sais podem ser conceituados das duas maneiras a seguir:
97
QUÍMICA BÁSICA
• Sal é todo composto formado, junto com água, nas reações entre ácidos e bases, também chamadas 
de reações de neutralização (figura a seguir).
• Sal é um composto iônico formado por cátions e ânions diferentes de H+ e OH‑, pois, se houver 
um desses íons, a substância é considerada ácido ou base.
NaOH
H2O
HCl
Aquecimento Sólido branco de NaCl
Figura 88 – Formação do sal cloreto de sódio (NaCl) pela reação entre o ácido clorídrico (HCl) 
e a base hidróxido de sódio (NaOH). Ao retirar a água formada, por evaporação, obtém‑se o sal
5.7.1 Nomenclatura dos sais
Como toda substância química, os sais também recebem nomes próprios, dados de acordo com uma 
regra simples, mostrada a seguir:
Observe que, como o sal é um composto iônico, ele tem um constituinte negativo (ânion) e outro 
positivo (cátion), presentes no nome do sal. Vejamos os exemplos a seguir:
• NaCl: cloreto de sódio;
• CaCO3: carbonato de cálcio;
• MgSO3: sulfito de magnésio.
Vemos que, na fórmula molecular, o constituinte com carga positiva vem sempre em primeiro lugar, 
seguido pelo que tem carga negativa. Mas, 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 
ácidoque o originou, conforme mostrado no quadro a seguir.
98
Unidade II
Quadro 10 – Terminações nos nomes do ácido e do ânion
Terminação do nome do ácido Terminação do nome do ânion
ÍDRICO ETO
ICO ATO
OSO ITO
Vejamos os exemplos:
• ácido sulfúrico: ânion sulfato (SO4
2‑);
• ácido nitroso: ânion nitrito (NO2
‑);
• ácido bromídrico: ânion brometo (Br‑).
No quadro a seguir, temos os cátions e ânions mais comuns na formação de sais.
Quadro 11 – Cátions e ânions mais comuns na formação de sais
Cátions com uma valência
Lítio – Li+
Sódio – Na+
Potássio – K+
Rubídio – Rb+
Césio – Cs+
Prata – Ag+
Amônio – NH4
+
Berílio – Be+2
Magnésio – Mg+2
Cálcio – Ca+2
Estrôncio – Sr+2
Bário – Ba+2
Rádio – Ra+2
Zinco – Zn+2 
Cádmio – Cd+2
Alumínio – Al+3
Bismuto – Bi+3
Crômio – Cr+3
Cátions com duas valências
Cobre – Cu+ e Cu+2
Ferro – Fe+2 e Fe+3
Níquel – Ni+2 e Ni+3
99
QUÍMICA BÁSICA
Cátions com duas valências
Ouro – Au+ e Au+3
Chumbo – Pb+2 e Pb+4
Platina – Pt+2 e Pt+4
Titânio – Ti+2 e Ti+4
Estanho – Sn+2 e Sn+4
Ânions
Cloreto – Cl‑
Brometo – Br‑
Fluoreto – F‑
Iodeto – I‑
Hipoclorito – ClO‑
Clorito – ClO2
‑
Clorato – ClO3
‑
Perclorato – ClO4
‑
Nitrito – NO2
‑
Nitrato – NO3
‑
Permanganato – MnO4
‑
Hidróxido – OH‑
Cianeto – CN‑
Cianato – OCN‑
Tiocianato – SCN‑
Sulfeto – S‑2
Sulfito – SO3
‑2
Sulfato – SO4
‑2
Óxido – O‑2
Peróxido – O2
‑2
Cromato – CrO4
‑2
Dicromato – Cr2O7
‑2
Carbonato – CO3
‑2
Fosfito – HPO3
‑2
Fosfato – PO4
‑3
Borato – BO3
‑3
Ferrocianeto – [Fe(CN6)]
‑4
 Lembrete
O ânion presente na molécula de sal é derivado do ácido que originou 
esse sal, e o cátion presente na mesma molécula é derivado da base 
formadora do sal.
100
Unidade II
5.7.2 Classificação dos sais
Os sais podem ser classificados em 5 grandes grupos, com base nos tipos e na quantidade de 
elementos existentes na molécula do sal, conforme explicado a seguir:
• Sal comum: formado nas reações de neutralização total, em que há as mesmas quantidades de 
prótons de hidrogênio (H+) e de hidroxilas (OH‑). Exemplo: cloreto de sódio (NaCl).
• Hidrogenossal: formado nas reações de neutralização parcial, em que há excesso de prótons 
de hidrogênio (H+) derivados do reagente ácido. Exemplo: hidrogeno carbonato de sódio ou 
bicarbonato de sódio (NaHCO3).
• Hidroxissal: formado nas reações de neutralização parcial, em que há excesso de hidroxilas (OH‑) 
derivadas da base. Exemplo: hidroxicloreto de cálcio [Ca(OH)Cl].
• Sal misto (ou sal duplo): tem mais de um cátion ou mais de um ânion. Vejamos dois exemplos:
— Sulfato de sódio e potássio (NaKSO4): tem 2 cátions, Na
+ e K+, em sua molécula.
— Cloreto brometo de magnésio (MgBrCl): tem 2 ânions, Br‑ e Cl‑, em sua molécula.
• 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 
penta‑hidratado (CaSO4.5H2O).
5.7.3 Solubilidade dos sais
Os sais podem ser classificados como solúveis ou insolúveis. Devemos ter em mente que a temperatura 
exerce grande influência sobre a solubilidade dos sais, pois ela interfere na interação do soluto com o 
solvente (geralmente, a água).
Sobre a solubilidade dos sais, temos as observações a seguir.
Sais solúveis têm alta interação com o solvente (na maioria das vezes, a água) e, portanto, quando 
em solução, produzem misturas homogêneas.
Sais insolúveis têm pouquíssima ou nenhuma interação com o solvente, ou seja, têm maior tendência 
em permanecer no estado sólido do que em se dissolver. Quando colocados em um solvente, formam os 
chamados precipitados: não se solubilizam no solvente e, como permanecem no estado sólido, tendem 
a se depositar no fundo do recipiente em que estão (figura a seguir).
A solubilidade de um sal está diretamente relacionada com a temperatura: o aumento da temperatura 
promove o aumento da solubilidade dos sais. Mas há exceções de alguns sais que, em temperaturas altas, 
tornam‑se menos solúveis.
101
QUÍMICA BÁSICA
Na aq Cl aq Ag aq NO aq AgCl s Na aq N aq� � � � � �� � � � � � � � � � � � � � � � � � � �3 3
Cl‑(aq) + Ag+(aq) → AgCl(s)
Figura 89 – Formação do sal insolúvel cloreto de prata (AgCl) pela reação 
entre os sais solúveis cloreto de sódio (NaCl) e nitrato de prata (AgNO3)
5.8 Óxidos
Para que um composto seja considerado um óxido, ele deve ter em sua composição pelo menos um 
átomo de oxigênio e atender aos requisitos a seguir:
• Deve ser um composto binário, ou seja, ter apenas átomos de 2 elementos diferentes em sua molécula.
• O oxigênio deve ser o elemento mais eletronegativo.
Temos como exemplos de óxidos o monóxido de carbono (CO), o dióxido de carbono (CO2), o 
óxido de cálcio (CaO) e o óxido nitroso (NO). Vemos que, nesses exemplos, há apenas átomos de 
2 elementos, sendo que o oxigênio é o mais eletronegativo. Devemos observar que o único elemento 
mais eletronegativo do que o oxigênio é o flúor. Portanto, quando o oxigênio e o flúor se ligam, eles 
formam fluoretos, por exemplo o OF e OF2, que não são considerados óxidos, pois, neles, o oxigênio é 
o elemento menos eletronegativo.
Outros exemplos de óxidos estão na figura a seguir.
NO2
NO2
SO2
N
O O
Figura 90 – Exemplos de óxidos
102
Unidade II
5.8.1 Classificação dos óxidos
Os óxidos podem ser classificados nos dois grupos a seguir:
• Óxidos moleculares: neles, o oxigênio está ligado a um não metal. Como o oxigênio também é 
um não metal, forma‑se ligação covalente, que gera uma substância molecular (figura a seguir).
• Óxidos iônicos: neles, o oxigênio está ligado a um metal. Como o oxigênio é um não metal, 
forma‑se ligação iônica, que gera um composto iônico.
H2O2
H
H
O
O
Figura 91 – O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um exemplo de óxido molecular, 
pois, nele, o oxigênio está ligado ao não metal hidrogênio
5.8.2 Nomenclatura dos óxidos
Para darmos nomes aos óxidos, precisamos ver se é um óxido molecular ou um óxido iônico, pois as 
regras são diferentes para cada tipo, conforme segue.
Nomenclatura dos óxidos moleculares
Nesse caso, é necessário indicar, no nome do óxido, as quantidades de átomos de cada um dos 
elementos da substância:
Para indicar as quantidades, podemos usar os prefixos MONO (1 elemento), DI (2 elementos), 
TRI (3 elementos), TETRA (4 elementos), PENT (5 elementos) e outros. Vejamos alguns exemplos:
• CO: monóxido de carbono;
• CO2: dióxido de carbono;
• SO3: trióxido de enxofre;
• Cl2O5: pentóxido de dicloro.
103
QUÍMICA BÁSICA
Nomenclatura dos óxidos iônicos
Como esses compostos são formados por ligações iônicas, há presença de cargas, e elas determinam 
as quantidades de elementos na molécula. Por isso, não é necessário colocar prefixos de quantidade no 
nome do óxido iônico. A regra geral da nomenclatura então é:
Óxido de + nome do cátion
Vejamos alguns exemplos:
• CaO: óxido de cálcio;
• Na2O: óxido de sódio;
• Al2O3: óxido de alumínio.
As exceções são o ferro (Fe) e o cobre (Cu), pois esses metais têm Nox variável e, assim, podem 
aparecer com duas cargas diferentes. Por isso, é necessário diferenciá‑los com números romanos. 
Vejamos os exemplos:
• FeO: óxido de ferro II (o Nox do ferro é +2);
• Fe2O3: óxido de ferro III (o Nox do ferro é +3).
6 REAÇÕES QUÍMICAS
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 termos uma 
ideia prática do que são reações químicas, podemos observar a cozinha da nossa casa: o preparo de 
muitos alimentos acontece por meio de reações químicas, por exemplo o preparo de um bolo, em que 
os ingredientes inicialmente colocados são totalmente diferentes do produto final. Esse tipo de reação, 
como muitos outros, é realizado com o uso do calor (energia).
De modo geral, a temperatura exerce influência nas reações químicas: na maioria das vezes, elas são 
aceleradas pela elevação da temperatura. Por isso, alimentosguardados na geladeira demoram mais 
para estragar, pois estão submetidos a temperaturas mais baixas. As reações também podem acontecer 
de forma espontânea, como o escurecimento das frutas, causado pela reação entre as enzimas nelas 
existentes e o oxigênio do ar.
Esses simples exemplos mostram que as reações químicas estão acontecendo a todo tempo e em 
todo lugar, inclusive dentro do nosso próprio organismo. Ao conhecermos os mecanismos de uma reação 
química e o comportamento dos reagentes que fazem parte dela, podemos controlá‑la para a produção 
de substâncias de interesse, como é feito pelas indústrias, que também levam em conta o rendimento 
ao escolherem os reagentes e os tipos de reações entre eles.
104
Unidade II
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. Vejamos 
a fórmula geral dessa equação:
AB + CD → AD + CB
Do lado esquerdo da equação, colocamos os reagentes e, do lado direito, os produtos, ou seja, as 
substâncias formadas pela interação entre os reagentes. Vejamos:
reagente + reagente → produtos
Um exemplo de reação química está na figura a seguir.
H H H H H H
N N
H
H
H
N
H
H
H
N
Reagentes
1 molécula de nitrogênio: N2
Produto
2 moléculas de amônia: 2NH3
3 moléculas de hidrogênio: 3H2
Figura 92 – Formação do gás amônia (NH3) como produto da 
reação entre os gases nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2)
As reações químicas podem acontecer ou não, pois há fatores necessários para que a interação entre 
substâncias e compostos aconteça. Vejamos alguns deles:
• Afinidade química: os compostos ou as substâncias devem ter propensão para reagir. Essa 
disposição está relacionada à busca da estabilidade (por exemplo, os gases nobres, por serem 
estáveis, em geral não participam de reações químicas).
• Energia: é um fator determinante para que uma reação química aconteça, e ela pode estar na 
forma de calor, luz etc.
• Proximidade: as moléculas dos reagentes precisam estar próximas umas das outras, pois, quanto 
maior o contato entre elas, maior a interação, o que promove a reação.
105
QUÍMICA BÁSICA
Podemos saber que uma reação química aconteceu observando alguns parâmetros, como liberação 
de calor ou esfriamento, produção de gás, formação de bolhas em um líquido e alterações de cheiro, 
textura ou cor.
 Observação
Embora a distribuição eletrônica do xenônio atenda à regra do octeto, 
o que lhe dá estabilidade, esse gás nobre reage com o flúor e forma os 
seguintes fluoretos de xenônio estáveis: XeF2, XeF4 e XeF6.
Esses compostos são formados porque o Xe tem orbitais d na camada 
de valência e consegue fazer com que seus átomos “expandam o octeto” 
com a introdução de elétrons adicionais. Por exemplo, no XeF2, o Xe fica com 
10 elétrons na sua camada de valência; no XeF4, o Xe fica com 12 elétrons na 
sua camada de valência.
Além disso, em determinadas condições, um átomo de gás nobre pode 
perder um ou mais elétrons e formar cátions estáveis. Essa perda de elétrons 
rompe a estabilidade da camada de valência, o que leva o cátion de gás 
nobre a retirar elétrons de outros átomos ou a fazer ligações covalentes para 
estabilizar‑se. Isso ocorre na formação dos fluoretos de xenônio mencionados.
 Saiba mais
Para saber um pouco mais sobre os compostos dos gases nobres em 
geral e do xenônio em especial, podemos ler:
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando 
a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Tradução: R. B. Alencastro. Porto 
Alegre: Bookman, 2018. cap. 15.
6.1 Tipos de reações químicas
As reações químicas podem acontecer de diferentes maneiras. Essa variedade existe porque os 
reagentes têm estruturas e ligações diversas, ou seja, nas reações, os reagentes são “quebrados” e podem 
se recombinar de vários modos para formar os produtos. Mesmo com tantas tipificações, o objetivo final 
das reações químicas é sempre o mesmo: alcançar o equilíbrio e produzir substâncias estáveis.
A seguir, listamos os principais tipos de reações químicas:
• simples troca (ou deslocamento);
106
Unidade II
• adição (ou síntese);
• decomposição (ou análise);
• dupla troca (ou permutação);
• oxirredução;
• combustão.
Vamos estudar esses tipos de reações químicas.
6.1.1 Reação de simples troca (ou deslocamento)
A reação de simples troca (ou deslocamento) acontece pela troca de um constituinte de um 
reagente por outro. Vejamos o exemplo geral a seguir, em que podemos observar que 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 os exemplos a seguir de reações de simples troca:
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2
No primeiro exemplo, podemos observar que o zinco (Zn), por ser mais eletronegativo do que o 
hidrogênio (H), consegue romper a ligação com o sulfato (SO4
‑2) e, assim, liga‑se a ele, o que permite 
a formação de dois produtos, o sulfato de zinco (ZnSO4) e o gás hidrogênio (H2). No segundo exemplo, 
acontece o mesmo tipo de troca entre o cloro (Cl) e o bromo (Br), pois o cloro é mais eletronegativo do 
que o bromo.
6.1.2 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)
107
QUÍMICA BÁSICA
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.
6.1.3 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. Ocorrem quebras de ligações, mas em locais 
da molécula que ainda permitem manter a estabilidade dos elementos; por isso, é possível a obtenção 
de produtos estáveis. 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)
2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)
2KClO3 → 2KCl + 3O2
CaCO3 → CaO + CO2
Nos exemplos mostrados, o único reagente se decompôs em dois produtos.
6.1.4 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
Há casos em que um dos produtos formados não é solúvel em água, e, assim, gera‑se um precipitado 
(massa de material insolúvel que se agrupa e mantém as moléculas de água afastadas). Vejamos, a 
seguir, a reação entre o cloreto de potássio (KCl) e o nitrato de prata (AgNO3), que, na equação, já 
aparecem com íons separados pelo meio aquoso:
K Cl Ag NO AgCl s K NO� � � � � �� � � � � � � �3 3
108
Unidade II
Na troca de pares, há a formação do cloreto de prata (AgCl), um sal insolúvel em água. Geralmente, as 
substâncias que formam precipitados são representadas na equação ao lado de uma flecha voltada para 
baixo (pois, por serem uma massa agregada e insolúvel, os precipitados sempre descem para o fundo 
dos recipientes onde foi realizada a reação). Vejamos a reação a seguir, com a indicação do precipitado:
KCl aq AgNO aq AgCl s KNO aq� � � � �� � � � � � �3 3
Outro tipo de reação que também é classificado como de dupla troca é a neutralização. Esse tipo de 
reação acontece entre ácidos e bases e forma produtos neutros. Vejamos o exemplo da reação entre o 
ácido sulfúrico (H2SO4) e o hidróxido de sódio (NaOH):
H SO aq NaOH aq Na SOaq H O l2 4 2 4 22 2� � � � �� � � � � �
2 2 2 2 24
2
4
2
2H SO Na OH Na SO H O 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 (Na2SO4) e a água.
6.1.5 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
Compreenderemos melhor as equações de oxirredução mais adiante, quando falaremos sobre os 
metais e como determinar números de oxidação (necessários para entender mais profundamente como 
acontecem as reações de oxirredução).
6.1.6 Reações de combustão
As reações de combustão acontecem entre um combustível e o oxigênio, que, nesse caso, é chamado 
de comburente (figura a seguir). Por meio de uma fonte inicial de ignição, o combustível começa a 
queimar e a reagir com o oxigênio (O2) presente no ar atmosférico. A fonte de ignição é o fator que inicia 
109
QUÍMICA BÁSICA
o processo de queima e pode ser uma faísca elétrica ou o fogo de um palito de fósforo, por exemplo. 
Vejamos a seguir a reação da queima do propano, gás usado em fogões domésticos:
2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O
Figura 93 – Reação de combustão
 Observação
A explicação de como uma reação química acontece é dada pela 
teoria das colisões. Segundo essa teoria, uma reação química ocorre 
por causa das colisões entre íons e/ou moléculas dos reagentes nela 
envolvidos. Ao colidirem umas nas outras, as espécies transferem energia. 
Se a energia for a necessária para que as ligações que unem átomos e 
íons dos reagentes sejam rompidas, essas espécies ficam livres para se 
recombinarem e formarem novos produtos. Nos casos em que a energia 
gerada pelas colisões não é suficiente para quebrar as ligações que unem 
átomos e íons dos reagentes, é possível aumentá‑la com o aumento da 
temperatura da reação, um importante fator de influência nas reações. 
Mas as colisões só são realmente eficientes se, além de terem alta energia, 
também acontecerem em locais reativos da molécula.
6.2 Balanceamento de reações químicas
Vimos que as equações químicas representam como uma reação acontece, e, por isso, torna‑se 
necessário mostrar na equação a proporção existente entre as quantidades de reagentes e as quantidades 
de produtos formados.
O princípio do balanceamento das reações químicas vem da chamada lei da conservação das massas, 
criada por Lavoisier, a qual diz que, “em uma reação química que acontece em um sistema fechado, 
110
Unidade II
a massa total dos reagentes deve ser igual à massa total dos produtos”. Ou seja, como o próprio Lavoisier 
também postulou, “na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Portanto, é necessário que 
a equação química seja sempre balanceada, ou seja, equilibrada, pois todos os constituintes dos reagentes 
devem aparecer na mesma quantidade nos produtos, ou, em outras palavras, nenhum átomo ou íon pode 
“sumir ou aparecer do nada” (figura a seguir). Assim, é possível prever os produtos e, também, as quantidades 
deles, o que torna a equação uma representação o mais fiel possível de como acontece a reação química.
+ +
H H
H H
O O
O
H H
O
H H
Figura 94 – Representação da lei da conservação das massas, onde todos os átomos 
que entram como reagentes também estão presentes nos produtos formados
Vejamos, a seguir, alguns métodos para balancear uma equação química.
6.2.1 Método 1
É possível fazer o balanceamento de uma equação química pelo chamado método das tentativas, 
conforme descrito a seguir.
Primeiramente, detectamos o elemento que aparece apenas uma vez em cada um dos lados da 
equação. Então, verificamos se as quantidades dele são as mesmas em ambos os lados.
No início do balanceamento, também devemos observar os elementos que apresentam índices 
mais elevados.
Escolhido o elemento para começarmos o balanceamento, de acordo com as instruções dos 
parágrafos anteriores, devemos comparar as quantidades dele que aparecem do lado dos reagentes 
e as quantidades dele que aparecem do lado dos produtos. Caso essas quantidades sejam diferentes, 
devemos colocar um número na frente do reagente, o qual é chamado de coeficiente estequiométrico, 
para igualar as quantidades.
Após igualarmos as quantidades relativas ao primeiro reagente em ambos os lados da equação, 
devemos seguir as mesmas instruções para todos os outros constituintes da reação.
O balanceamento de uma equação química chega ao fim quando todos os participantes, reagentes 
e produtos, tiverem sido verificados.
Vejamos o exemplo da equação que representa a reação de combustão do gás metano (CH4):
Equação não balanceada: CH4 + O2 → Co2 + H2O
Observamos que o hidrogênio (H) e o carbono (C) aparecem uma vez de cada lado da equação, mas 
o hidrogênio está em maior quantidade e, assim, devemos começar o balanceamento por ele. Os índices 
111
QUÍMICA BÁSICA
do hidrogênio mostram que, no lado dos reagentes, ele aparece 4 vezes e, no lado dos produtos, 2 vezes: 
portanto, é necessário igualar essas quantidades. Isso é possível colocando o número 2 na frente da 
molécula de H2O, pois ele multiplica o valor referente aos hidrogênios por 2, eleva sua quantidade para 
4 e iguala o total de hidrogênios do reagente CH4.
Em seguida, fazemos o mesmo com o carbono (C) e com o oxigênio (O) e obtemos a equação 
balanceada a seguir:
Equação balanceada: 1CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O
Os coeficientes estequiométricos dessa equação são: 1, 2, 1 e 2.
Na figura a seguir, temos outro exemplo de reação balanceada.
Cl Cl
H2 + Cl2
Reagentes
2 átomos de H
2 átomos de Cl
Produto
2 átomos de H
2 átomos de Cl
2HCl
H H ClH
ClH
Figura 95 – Exemplo de uma reação química balanceada, em que 1 molécula de gás hidrogênio (H2) 
reage com 1 molécula de gás cloro (Cl2) e produz 2 moléculas de ácido clorídrico (HCl)
 Observação
Quando não há números descritos nos índices dos átomos ou nos 
coeficientes estequiométricos, isso significa que o valor existente ali é 1. 
O número 1 é o único que não precisa, necessariamente, ser escrito em uma 
equação química.
6.2.2 Método 2
Outro método para balancearmos uma equação química é seguir uma ordem dos tipos de 
elementos, ou seja, começamos com os metais, continuamos com os ametais e prosseguimos com o 
carbono, o hidrogênio e o oxigênio. Vejamos o exemplo a seguir, no qual há formação do pirofosfato 
de cobre (Cu2P2O7):
Cu(OH)2 + H4P2O7 → Cu2P2O7 + H2O
112
Unidade II
Para iniciar o balanceamento seguindo a ordem dos elementos, começamos com o metal cobre (Cu): 
igualamos as quantidades colocando o coeficiente estequiométrico 2 no reagente Cu(OH)2.
Em seguida, observamos o ametal fósforo (P): o índice mostra que ele já está na mesma quantidade 
nos dois lados da equação. Portanto, mantemos como está. Até aqui, a equação está deste modo:
2Cu(OH)2 + H4P2O7 → Cu2P2O7 + H2O
Como não há carbono nessa reação, seguimos para o hidrogênio (H): há 8 átomos no lado dos 
reagentes e apenas 2 no lado dos produtos. Assim, colocamos o coeficiente estequiométrico 4 na frente 
da molécula de H2O, que multiplica os valores dos hidrogênios e iguala suas quantidades.
Por fim, comparamos as quantidades dos oxigênios nos dois lados da equação. Como estão iguais 
(no caso, 11 de cada lado), o balanceamento está encerrado, como vemos a seguir:
2Cu(OH)2 + 1H4P2O7 → 1Cu2P2O7 + 4H2O
Para fazermos o balanceamento das reações de oxirredução é necessário realizar outras etapas, que 
veremos mais adiante.
7 NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
7.1 Número de oxidação (Nox)
Para entendermos como funcionam as reações de oxirredução, precisamos estudar o chamadonúmero de oxidação (Nox).
Nas reações de oxirredução, há transferência de elétrons entre os reagentes, ou seja, os reagentes 
trocam elétrons entre si: a espécie química que perde elétrons sofre oxidação, e a espécie química que 
ganha elétrons sofre redução. Nesse tipo de reação, os processos de oxidação e redução acontecem 
simultaneamente, daí o nome oxirredução.
Como podemos saber se uma reação química é de oxirredução? Como podemos definir “quem” sofre 
redução e “quem” sofre oxidação? Para responder a essas perguntas, necessitamos estudar o Nox.
As regras gerais para a determinação do Nox de um átomo ou de íon em determinada ligação 
química são as seguintes:
• Se estivermos pensando em um composto iônico, temos ligação iônica, e o Nox do íon é o valor 
da sua carga efetiva (carga real).
• Se estivermos pensando em uma substância molecular, temos ligação covalente, e o Nox do 
átomo é o valor da carga parcial que ele adquiriria se a ligação covalente fosse rompida e o par 
de elétrons compartilhados ficasse com o átomo do elemento mais eletronegativo.
113
QUÍMICA BÁSICA
7.1.1 Determinação do Nox
Para determinar o Nox de uma espécie química é necessário conhecermos o tipo de ligação existente, 
pois, como vimos, o Nox é o valor da carga efetiva (no caso de compostos iônicos) ou o valor da carga 
parcial (no caso de substâncias moleculares), conforme detalhado a seguir.
Identificação do Nox nos compostos iônicos
Como vimos, nos compostos iônicos, a transferência de elétrons é efetiva, pois um átomo doa 
definitivamente elétrons para outro átomo. Assim, o valor da carga positiva do cátion é seu Nox. 
O mesmo acontece com o ânion, que tem como Nox o valor da carga negativa adquirida por ele ao 
receber os elétrons.
Vejamos um exemplo na figura a seguir.
Na
Cede Recebe
Na+Cl Cl+
‑
Nox = 1+ Nox = 1‑
Figura 96 – Nas ligações iônicas, o valor do Nox é a carga efetiva do íon
Identificação do Nox nas substâncias moleculares
As substâncias moleculares são formadas por ligações covalentes e, portanto, nesse caso, o Nox de um 
átomo é o valor da sua carga parcial na ligação covalente. Como estamos falando de um tipo de ligação 
em que os elétrons são compartilhados (não há formação de íons), para saber qual átomo está com carga 
parcial positiva e qual está com carga parcial negativa devemos levar em conta a eletronegatividade das 
espécies que estão interagindo na ligação covalente. Ou seja, átomos de elementos mais eletronegativos 
mantêm os elétrons mais próximos de si e, como consequência, detêm a carga parcial negativa, que é 
o valor do Nox desse átomo. Em contrapartida, a carga parcial positiva é o valor do Nox do átomo do 
elemento menos eletronegativo. No exemplo da figura a seguir, o cloro (Cl) é mais eletronegativo 
do que o hidrogênio (H), por isso mantém o elétron compartilhado mais próximo e, assim, tem Nox = ‑1.
H Cl
Nox = 1+ Nox = 1‑
Figura 97 – Na ligação covalente, como há compartilhamento de elétrons, o átomo do elemento mais 
eletronegativo mantém os elétrons compartilhados mais próximos e, assim, fica com carga parcial negativa, 
enquanto o átomo do elemento menos eletronegativo fica com carga parcial positiva. 
Os valores das cargas parciais correspondem aos Nox desses átomos
114
Unidade II
7.1.2 Regras para determinação do Nox
Vejamos as regras para a determinação do Nox.
Nas substâncias (puras) simples, formadas por átomos de um único elemento químico, em que não 
há diferença de eletronegatividade entre as espécies participantes da ligação (nem perda ou ganho de 
elétrons), os átomos têm Nox = 0. Por exemplo, na molécula de O2, o Nox de cada átomo de O é zero.
Nas substâncias compostas, átomos de alguns elementos químicos, quando interagem com átomos 
de outros elementos químicos, têm Nox fixo, conforme indicado a seguir:
Quadro 12 
Substância Nox
Metais alcalinos (pertencentes à família 1A) +1
Metais alcalinoterrosos (pertencentes à família 2A) +2
Alumínio (Al) +3
Zinco (Zn) +2
Prata (Ag) +1
Em geral, o hidrogênio (H) tem Nox = +1, pois, na maioria das ligações em que o H participa, ele 
é o átomo menos eletronegativo (seu único elétron é atraído pelo átomo da outra espécie química).
Em geral, o oxigênio (O) tem Nox = ‑2, pois é o “vice‑campeão” de eletronegatividade (o 
“campeão” é o flúor) e, na maioria das moléculas, ele é o átomo mais eletronegativo (atrai para si 
os 2 elétrons necessários para alcançar sua estabilidade).
Os halogênios, elementos pertencentes à família 7A, são conhecidos pela alta 
eletronegatividade. Como os átomos dessa família têm 7 elétrons na camada de valência, 
necessitam de 1 elétron para atingir a estabilidade; portanto, em geral, eles têm Nox = ‑1. Essa 
condição só é válida se o halogênio estiver em uma molécula binária e for o elemento mais 
eletronegativo. Caso se trate de uma “molécula grande”, para ter Nox = ‑1, o halogênio deve 
estar posicionado na região extrema da molécula.
Os calcogênios, elementos pertencentes à família 6A, na qual se encontra o oxigênio, precisam 
de 2 elétrons para atingirem a estabilidade. Assim, em geral, os átomos desses elementos exercem 
força atrativa sobre os elétrons e têm Nox = ‑2 (mas apenas se estiverem nas mesmas condições 
dos halogênios, conforme descrito no parágrafo anterior).
As “moléculas neutras” têm Nox = 0, pois, se um átomo pertencente à molécula “perdeu” 
1 elétron, outro átomo da mesma molécula “ganhou” esse elétron. Assim, a somatória de todos os 
Nox dos átomos que pertencem à molécula neutra deve ser 0.
115
QUÍMICA BÁSICA
Nos íons, a soma dos Nox de todas as espécies é igual à carga total do íon.
Alguns ânions têm Nox já determinados pela soma das cargas dos seus componentes, conforme 
mostrado a seguir:
Quadro 13 
Ânion Nox
CN‑1 (cianeto) ‑1
NO2
‑1 (nitrito) ‑1
NO3
‑1 (nitrato) ‑1
SO3
‑2 (sulfito) ‑2
SO4
‑2 (sulfato) ‑2
PO4
‑3 (fosfato) ‑3
Vamos ver alguns exemplos de como realizar a determinação dos números de oxidação das 
espécies químicas (os Nox estão escritos em vermelho).
KMnO4 (permanganato de potássio)
Nessa molécula, temos o que segue:
• O potássio (K) pertence à família 1A e, portanto, tem Nox = +1.
• O oxigênio (O) tem Nox = ‑2. Como há 4 átomos de O no KMnO4, o Nox total devido aos átomos 
de O é ‑8 (‑2 × 4).
• O manganês (Mn) não tem Nox determinado por regras, mas é possível descobrir seu Nox a partir do Nox 
dos outros constituintes do KMnO4 por meio de uma relação matemática. Para isso, devemos considerar o 
Nox de cada constituinte e igualar sua soma a zero (lembrando que toda molécula neutra tem Nox = 0).
Geralmente, representamos o Nox de cada constituinte da molécula por um número escrito acima 
dele. Assim, temos:
K+1Mn?O4
‑8
Ao igualarmos a soma dos valores dos Nox dessa molécula a 0, temos como resultado o Nox do manganês:
� � � �� � � � � �1 2 4 0 7Nox NoxMn Mn.
Para confirmar o valor do Nox obtido, somamos todos os Nox envolvidos na molécula e observamos 
se o resultado é 0 (o que mostra que se trata de uma molécula neutra, ou seja, os elétrons foram doados 
e recebidos entre seus constituintes). No caso, temos essa confirmação:
116
Unidade II
+1 + 7 – 8 = 0
H2S (sulfeto de hidrogênio)
Nessa molécula, temos o que segue:
• O hidrogênio (H), por regra geral, tem Nox = +1. Como há 2 átomos desse elemento na molécula 
de H2S, multiplicamos esse Nox por 2, e, portanto, consideramos +2.
• O enxofre (S) pertence à família dos calcogênios (6A) e, nesse caso, seu Nox é ‑2.
Vejamos a representação a seguir:
H S2 1
22
�
�
� �
�
A soma dos Nox confirma a neutralidade da molécula de H2S:
+1 . (2) – 2 = 0
NH3 (amônia)
Nessa molécula, temos o que segue:
• O hidrogênio (H) tem, normalmente, Nox = +1. Devemos multiplicar esse valor de Nox por 3, visto 
que há 3 átomos de H na molécula de amônia.
Não sabemos o Nox do nitrogênio (N), mas, como a soma de todos os Nox dos constituintes de uma 
molécula é 0, podemos fazer o cálculo a seguir:
N H� �
�
� � � � � � � �
3
1
3
3 3 1 3 0.Concluímos que o Nox do N no NH3 é ‑3.
H2SO4 (ácido sulfúrico)
Nessa molécula, temos o que segue:
• O hidrogênio (H) tem Nox = +1, que, nesse caso, deve ser multiplicado por 2, visto que há 
2 átomos de H no H2SO4.
117
QUÍMICA BÁSICA
• O enxofre (S) é um calcogênio, mas, nesse caso, não tem Nox = ‑2, pois não atende às 
regras necessárias para apresentar esse valor de Nox. Assim, temos de calcular o valor do 
Nox do S no H2SO4.
• O oxigênio tem Nox = ‑2, que, nesse caso, deve ser multiplicado por 4, visto que há 4 átomos 
de O no H2SO4.
Para conhecer o Nox do S, devemos lembrar que a soma dos Nox de todos os constituintes de uma 
molécula é 0:
+1 . (2) + NoxS + (–2.4) = 0 ⇒ NoxS = +6
Assim, podemos fazer a conferência a seguir:
H S O2 1 41
2
6
6
2
8
�
�
�
�
�
�
� � � � � �
Na2C2O4 (oxalato de sódio)
Nessa molécula, temos o que segue:
• O sódio (Na) pertence à família 1A e, portanto, tem Nox = +1, que, nesse caso, deve ser multiplicado 
por 2, visto que há 2 átomos de Na no Na2C2O4.
• O oxigênio (O) tem Nox = ‑2, que, nesse caso, deve ser multiplicado por 4, visto que há 4 átomos 
de O no Na2C2O4.
Podemos saber o Nox do carbono (C) no Na2C2O4 pela relação a seguir, pois a molécula neutra 
tem Nox = 0:
+1 . (2) + NoxC + (–2.4) = 0 ⇒ NoxC = +6
Tivemos como resultado Nox = +6 para os 2 átomos de C no Na2C2O4. Assim, cada átomo de C tem 
Nox = +3, conforme indicado a seguir:
Na C O2 2 41
2
3
6
2
8
�
�
�
�
�
�
� � � � � �
HPO3
‑2
Nesse íon, temos o que segue:
• A soma dos Nox dos constituintes desse íon é ‑2, pois há carga negativa total de ‑2.
118
Unidade II
• Como já vimos em outros exemplos, o hidrogênio (H) e o oxigênio (O) têm, respectivamente, 
Nox iguais a +1 e a ‑2.
Para saber o Nox do fósforo (P) em HPO3
‑2, precisamos fazer a soma dos Nox de todos os constituintes 
do íon ser igual a ‑2, conforme calculado a seguir:
+1 + NoxP + (–2.3) = –2 ⇒ NoxP = +3
Assim, determinamos todos os Nox em HPO3
‑2:
H P O1 1 3
21 3
2
6� �
�
�
� �
� � �
Cr2O7
‑2
Nesse íon, temos o que segue:
• A soma dos Nox dos constituintes desse íon é ‑2, pois há carga negativa total de ‑2.
• Como já vimos em outros exemplos, o oxigênio (O) tem Nox = ‑2.
Para sabermos o Nox do cromo (Cr) em Cr2O7
‑2, precisamos fazer a soma dos Nox de todos os 
constituintes do íon ser igual a ‑2, conforme calculado a seguir:
NoxCr + (–2.7) = –2 ⇒ NoxCr = +12
Como há 2 átomos de Cr em Cr2O7
‑2, é necessário dividir o resultado obtido na equação acima por 2. 
Então, o Nox do Cr em Cr2O7
‑2 é +6.
Assim, determinamos todos os Nox em Cr2O7
‑2:
Cr O2 7
2
6
12
2
14
�
�
�
�
� � � �
� � �
Cr(CN)6
‑3
Nesse íon, temos o que segue:
• A soma dos Nox dos constituintes desse íon é ‑3, pois há carga negativa total de ‑3.
• Como já vimos, os Nox de alguns ânions comuns são determinados. Assim, o Nox do cianeto (CN‑1) 
é igual a ‑1.
119
QUÍMICA BÁSICA
Determinamos o Nox do cromo (Cr) em Cr(CN)6
‑3 pela seguinte relação matemática:
NoxCr + (–1.6) = –3 ⇒ NoxCr = +3
Assim, determinamos todos os Nox em Cr(CN)6
‑3:
Cr CN1 63
3
1
6
�
�
�
�
� � � �� �
 Lembrete
Devemos lembrar que os valores do Nox de átomos que têm mais de um 
representante na molécula neutra devem ser multiplicados pelo número 
de representantes na equação que iguala a 0 o Nox da molécula.
7.1.3 Exceções às regras do Nox
Vejamos algumas exceções às regras de determinação de Nox:
• Hidretos metálicos: nessas espécies químicas, o hidrogênio (H) tem Nox igual a ‑1, pois ele “puxa” 
um elétron do outro átomo. Para formar um hidreto metálico, é necessário que o hidrogênio 
esteja ligado a um átomo de um elemento mais eletropositivo do que ele (com tendência a doar 
seu elétron para o hidrogênio). Nessa situação, o hidrogênio faz ligação iônica, e, nela, torna‑se 
um ânion, como no hidreto de sódio (NaH).
• Peróxidos (O2
‑2): nessas espécies químicas, por exemplo no peróxido de hidrogênio (água 
oxigenada), o oxigênio faz uma ligação covalente com o outro átomo de oxigênio: assim, 
compartilha 1 elétron e “neutraliza” a carga dessa ligação. Portanto, para se estabilizar, precisa 
apenas de mais 1 elétron, compartilhado com o hidrogênio. Nesse caso, o oxigênio tem Nox = ‑1.
• Superóxidos (O2
‑1): nessas espécies químicas, os elétrons ligam‑se entre eles e recebem um 
elétron externo para atingir a estabilidade. Nos superóxidos, o oxigênio tem Nox = ‑1/2.
• Fluoretos: nessas espécies químicas, por exemplo no difluoreto de oxigênio (OF2), o oxigênio faz 
uma ligação covalente com 2 átomos de flúor. Como o F é mais eletronegativo do que o O, as cargas 
negativas afastam‑se do átomo de O, deixando‑o com carga parcial positiva. Consequentemente, 
nesse caso, o oxigênio tem Nox = +2.
7.2 Reações de oxirredução: agente oxidante e agente redutor
As reações de oxirredução são um tipo de reação fundamental que acontece em vários processos químicos, 
naturais ou não. Essas reações são também estudadas na parte da química denominada eletroquímica, pois 
podem produzir corrente elétrica, como na pilha de Daniell, esquematizada na figura a seguir.
120
Unidade II
e–
Anodo
Zn CuCu
Catodo
Ponte salina
Algodão
Zn2+
Ponte salina
KCl (aq)
ZnSO4(aq)
Cu2+
CuSO4(aq)
Cl– K+
e–
SO4
2−
SO4
2−
Figura 98 – Representação da chamada pilha de Daniell, em que ocorre uma reação de oxirredução entre metais. 
Nela, os elétrons do zinco (Zn) são liberados na solução e migram para o cobre, que é mais eletronegativo. 
Assim, o zinco, ao doar elétrons, sofre oxidação, enquanto o cobre (Cu), ao receber elétrons, sofre redução. 
Em função da perda e do ganho de elétrons, há, após algum tempo, variação na massa das placas metálicas: 
a de zinco diminui e a de cobre aumenta. No “caminho” da corrente elétrica, podemos colocar qualquer dispositivo 
que necessite de energia para funcionar, como uma lâmpada, que acende pela passagem dos elétrons
Como vimos, os reagentes das reações de oxirredução doam ou recebem elétrons: a perda de elétrons 
é chamada de oxidação e o ganho de elétrons é chamado de redução. Como a oxidação e a redução 
acontecem ao mesmo tempo, a reação é chamada de oxirredução.
Os reagentes, nas reações de oxirredução, são chamados de agentes oxidantes e de agentes redutores. 
Vejamos a seguir a diferença entre esses dois termos:
• Agente oxidante: como a oxidação é a perda de elétrons, o agente oxidante é aquele que estimula 
essa perda, pois ele é mais eletronegativo e tem a tendência de receber elétrons do átomo do 
outro elemento (que ganha elétrons e sofre redução). Assim, o agente oxidante sofre redução e 
causa a oxidação do agente redutor. Em outras palavras, o reagente que recebe elétrons causa a 
perda de elétrons de outro reagente, pois os elétrons são transferidos entre os reagentes.
• Agente redutor: é exatamente o contrário do agente oxidante. Como a redução é o ganho de 
elétrons, o agente redutor induz esse ganho por ser mais eletropositivo (tem a tendência 
de perder seus elétrons) e permite que o agente oxidante sofra redução (ganhe elétrons).
Devemos estar atentos ao fato de que podemos identificar o agente oxidante e o agente redutor 
pela variação do Nox.
Um dos mais famosos exemplos de reação de oxirredução é a formação da ferrugem. Milhões 
de dólares são gastos em pesquisas e estudos para o controle da ferrugem, principalmente pelas 
indústrias de transportes marítimos e aéreos. Assim, há profissionais especializados na prevenção de 
corrosão dos materiais.
121
QUÍMICA BÁSICA
 Observação
Quando estudamos a oxidação e a redução, estranhamos o fato de que 
algo que reduz ganha elétrons. Realmente, à primeira vista fica esquisito 
“como algo que ganha pode diminuir”. Para não haver confusão, é bom 
termos em mente que o ganho de elétrons significa aumento da carga 
negativa. Por exemplo, um átomo neutro tem Nox = 0. Se esse átomo 
ganhar 2 elétrons, seu Nox será igual a ‑2, porque houve ganho de carga 
negativa. Se olharmos matematicamente para essa situação, o Nox da 
espécie passoude 0 para ‑2: ele diminuiu (reduziu).
Vamos estudar alguns exemplos de reação de oxirredução.
Exemplo 1
Vamos determinar qual é o agente oxidante e qual é o agente redutor na reação do ferro (Fe) com o 
ácido sulfúrico (H2SO4). Trata‑se de uma reação de simples troca, em que o átomo de ferro (Fe) desloca 
o hidrogênio (H) e liga‑se ao ácido sulfúrico (H2SO4), doando elétrons a ele. Nessa reação, há a liberação 
de pequenas bolhas de gás devido à formação do gás hidrogênio (H2):
1 1 1 12 4 4 2Fe H SO FeSO H+ +
Para determinar os agentes oxidantes e os agentes redutores nessa reação, devemos verificar se a 
equação está devidamente balanceada: ela está, e todos os coeficientes estequiométricos valem 1.
O passo seguinte é determinarmos o Nox de cada elemento envolvido na reação (usando as regras e 
os métodos mostrados anteriormente):
Fe H S O Fe S O H0 1 6 2 2 6 2 02 4 4 2� �
� � � � � �

Observamos o Nox de cada elemento envolvido, sempre da esquerda para a direita, e concluímos o 
que segue:
• Não houve mudanças nos valores do Nox do enxofre (S) e do oxigênio (O). Logo, eles não ganharam 
nem perderam elétrons.
• O Nox do ferro (Fe) aumentou: passou de 0 para +2. Isso significa que houve perda de carga 
negativa, ou seja, o Fe oxidou, pois perdeu 2 elétrons.
• O Nox do hidrogênio (H) diminuiu: passou de +1 para 0. Isso significa que houve ganho de carga 
negativa, ou seja, o H reduziu, pois ganhou 1 elétron.
122
Unidade II
Assim, o Fe perdeu dois elétrons (oxidou) e cada um desses elétrons foi para um dos átomos de H, 
que reduziram.
Portanto, o agente oxidante é o ácido sulfúrico (H2SO4), que causou a oxidação do ferro (Fe), roubando 
elétrons dele. Já o agente redutor é o ferro (Fe), pois, ao perder elétrons (oxidar), causou a redução 
(ganho de elétrons) do hidrogênio (H) na molécula de H2SO4.
Exemplo 2
Esse exemplo está na figura a seguir, na qual são mostradas a oxidação do magnésio (cujo Nox 
passa de 0 para +2) e a redução do oxigênio (cujo Nox passa de 0 para ‑2). O magnésio (Mg), que perde 
elétrons, é o agente redutor. O oxigênio (O), que ganha elétrons, é o agente oxidante.
12p 8p 12p 8p
M
L L L L
K K K K
Mg0(12p; 12e)
Nox = 0
Oxidação
Redução
Mg2+(12p; 10e)
Nox = +2
Mg
2e–
Mg2+ O2–+ O
O0(8p; 8e)
Nox = 0
O2–(8p; 10e)
Nox = –2
Redutor Oxidante
Nox = 0
Nox = 0
Nox = +2
Nox = —2
Figura 99 – Representação da reação de oxirredução que acontece entre o magnésio (Mg) 
e o oxigênio (O). Ao doar 2 elétrons para o oxigênio, o magnésio sofre oxidação e 
torna‑se o agente redutor da reação. Ao receber esses elétrons, o oxigênio 
sofre redução e torna‑se o agente oxidante da reação
 Lembrete
Agente oxidante e agente redutor são substâncias ou compostos, não 
apenas átomos.
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QUÍMICA BÁSICA
7.2.1 Balanceamento de reações de oxirredução
Em função da transferência de elétrons que ocorre nas reações de oxirredução, precisamos executar 
algumas etapas para fazer o balanceamento dessas reações antes de começarmos o método das 
tentativas. Vejamos essas etapas:
• Para começar o balanceamento, determinamos os Nox dos participantes da reação. Assim, 
podemos saber quem oxidou e quem reduziu.
• Em seguida, calculamos a variação do Nox na redução e na oxidação. Esses valores devem 
ser multiplicados pela maior atomicidade (quantidade de átomos) do caso em que houve 
variação do Nox.
• O resultado obtido no item anterior é o coeficiente estequiométrico da molécula de maior 
atomicidade da outra substância (lembrando que na oxirredução há duas substâncias envolvidas, 
uma que reduz e outra que oxida).
• Depois de colocarmos os dois coeficientes estequiométricos nas espécies de maior atomicidade 
envolvidas na oxirredução, o balanceamento pode seguir pelo método das tentativas.
Vejamos esse passo a passo no exemplo a seguir.
Exemplo
HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
1) Determinação dos Nox (em vermelho).
P H N O H O H P O N O0 1 5 2 1 2 1 5 2 2 23 2 3 4� � � �� � � � � � � � � �� � � � � � � � � �
2) Observamos que o fósforo (P) oxidou: teve seu Nox aumentado de 0 para +5. A variação de Nox 
do fósforo foi +5: esse valor foi multiplicado por 1 porque a atomicidade do P no reagente e no 
produto é igual a 1.
3) Observamos que o nitrogênio (N) reduziu: teve seu Nox diminuído de +5 para +2. A variação do 
Nox do nitrogênio foi ‑3: esse valor foi multiplicado por 1 porque a atomicidade do N no reagente 
e no produto é 1.
4) Vemos os valores de variação do Nox (em módulo):
∆NoxN = +3.1 e ∆NoxP = +5.1
Esses valores de variação do Nox (em módulo), multiplicados pelas maiores quantidades de átomos, 
devem ser colocados nos reagentes de “modo oposto”:
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Unidade II
3P + 5HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
A partir desse ponto, o balanceamento segue pelo método das tentativas:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
Agora, a equação está totalmente balanceada: todos os átomos que aparecem nos reagentes estão, 
nas mesmas quantidades, nos produtos formados na reação.
8 ESTEQUIOMETRIA
A estequiometria, ou cálculo estequiométrico, é a relação entre as quantidades de reagentes e de 
produtos envolvidos em uma reação. Ou seja, é o cálculo da proporção entre reagentes e produtos. As 
relações podem ser feitas em mol, massa ou volume.
8.1 Relação estequiométrica em número de mols
Para entendermos a relação entre as quantidades em mol dos reagentes e dos produtos de uma 
reação, vejamos, por exemplo, o problema a seguir.
A combustão completa do etanol (C2H6O) produz gás carbônico (CO2) e água. Quantos mols de gás 
carbônico são produzidos na combustão de 15 mols de etanol?
C2H6O + O2 → CO2 + H2O
O problema relaciona reagentes e produtos: solicita o quanto é necessário de etanol (reagente) para 
produzir determinada quantidade de gás carbônico.
O primeiro passo é fazer o balanceamento da reação, pois precisamos das proporções entre os 
elementos envolvidos. Seguindo o método das tentativas, a equação balanceada fica do seguinte modo:
1C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3H2O
Observando os coeficientes estequiométricos dos elementos envolvidos na reação, concluímos 
que a combustão de 1 mol de etanol (C2H6O) produz 2 mols de gás carbônico (CO2). Após obtermos 
as proporções entre o reagente e o produto de interesse, devemos colocá‑las em uma “regra de 
três”. Vejamos:
1 22 6 2mol de C H O mols de CO
produz
→
15 2 6 2mols de C H O x mols de CO
produzir o
→
ã
125
QUÍMICA BÁSICA
Para resolvermos a “regra de três”, fazemos a multiplicação “em cruz”:
1 . x = 15.2 ⇒ x = 30 mols de CO2
Logo, a queima de 15 mols de etanol (C2H6O) produz 30 mols de gás carbônico (CO2).
8.2 Relação estequiométrica em massa
Esse tipo de relação entre os elementos envolvidos em uma reação mostra quantos gramas reagiram 
para produzir determinada quantidade, também em gramas, de certo produto. Para isso, precisamos 
transformar mols em gramas, e o primeiro passo é encontrar a massa molar das espécies de interesse. 
Como já vimos, para calcular a massa molar de uma molécula, somamos os valores das massas de cada 
um dos seus componentes. Os valores das massas atômicas estão na tabela periódica. Vejamos, por 
exemplo, o problema a seguir.
A reação entre o butano (C4H10) e o oxigênio (O2) produz gás carbônico (CO2) e água (H2O). Quanto 
de água em massa (gramas) é produzida se são utilizados 127 g de butano como reagente nessa reação?
2C4H10 + 13O2 → 8CO2 + 10H2O
Observando a equação que representa a reação já balanceada, podemos verificar que a proporção 
entre o butano e a água é de 2:10 (2 para 10), ou seja, 2 mols de butano produzem 10 mols de água. 
Mas o problema pede uma resposta em gramas. Então, vamos encontrar a massa molar das moléculas 
de interesse:
Massa molarC4H10 = 12,0 . (4) + 1,0 . (10) ⇒ 58 g por 1 mol
Massa molarH2O = 1,0 . (2) + 16,0 . (1) ⇒ 18 g por 1 mol
Após encontrarmos o valor da massa molar de cada substância de interesse, é necessário relacionar 
esses valores em uma regra de três para, assim, obtermos a resposta solicitada:
58 184 10 2g de C H g de H O
produzem
→
127 4 10