Química - resumão

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Química 
 
 
Sumário 
Fases de agregação da matéria ................................... 3 
Substância pura, mistura e sistemas ........................... 3 
Tipos de água ............................................................. 3 
Heterogênea: sólido + sólido ...................................... 4 
Heterogênea: sólido + líquido ..................................... 4 
Heterogênea: líquido + líquido .................................... 4 
Sólido + gás................................................................. 4 
Homogêneo: sólido + líquido ...................................... 4 
Homogênea: gás + gás ................................................ 4 
Íons ............................................................................ 5 
Raio atômico .............................................................. 5 
Raio iônico .................................................................. 5 
Potencial de ionização ................................................ 6 
Ligação iônica ............................................................. 6 
Ligação metálica ......................................................... 6 
Ligação covalente ....................................................... 6 
Ligação dativa ............................................................. 6 
Polaridade das ligações ............................................... 6 
Forças intermoleculares .............................................. 7 
Solubilidade ................................................................ 7 
Oxidação .................................................................... 7 
Redução ..................................................................... 7 
Ácidos - Arrhenius....................................................... 8 
Classificação dos ácidos .............................................. 8 
Bases .......................................................................... 8 
Sais ............................................................................. 9 
Óxidos ........................................................................ 9 
Coloides.................................................................... 10 
Soluções ................................................................... 10 
Mistura de soluções .................................................. 11 
Titulação ................................................................... 11 
Classificação das reações .......................................... 11 
Entalpia padrão ........................................................ 12 
Entalpia de formação ................................................ 12 
Entalpia de combustão ............................................. 12 
Lei de Hess................................................................ 12 
Entropia .................................................................... 12 
Fatores que afetam a velocidade das reações ........... 12 
Kp ............................................................................. 13 
Soluções tampão ...................................................... 14 
Pilhas ........................................................................ 14 
Associação de pilhas ................................................ 15 
Eletrólise .................................................................. 15 
Funções orgânicas .................................................... 16 
Funções nitrogenadas .............................................. 16 
Compostos halogenados .......................................... 16 
Hidrocarbonetos ...................................................... 16 
Nomenclatura .......................................................... 17 
Álcool ....................................................................... 18 
Enol ......................................................................... 18 
Fenol ........................................................................ 18 
Cetona ..................................................................... 18 
Aldeídos ................................................................... 18 
Ácidos carboxílicos ................................................... 18 
Ésteres ..................................................................... 18 
Anidrido de ácido ..................................................... 19 
Éter .......................................................................... 19 
Aminas ..................................................................... 19 
Amidas ..................................................................... 19 
Nitrocomposto ......................................................... 19 
Nitrila ....................................................................... 19 
Haletos orgânicos ..................................................... 19 
Polaridade................................................................ 19 
Solubilidade ............................................................. 20 
Acidez e basicidade .................................................. 20 
pKa .......................................................................... 21 
Sabão e detergente .................................................. 21 
Isomeria plana ......................................................... 21 
Isomeria espacial ..................................................... 21 
Isomeria geométrica ................................................ 22 
Isomeria óptica ........................................................ 22 
Transformações gasosas .......................................... 23 
Partícula alfa - 24 .................................................... 24 
Partícula beta -10..................................................... 24 
Radiação gama  ...................................................... 24 
Datação do carbono 14 ............................................ 25 
Aplicações da radioatividade .................................... 25 
Chuva ácida .............................................................. 26 
Camada de ozônio.................................................... 26 
Combustíveis fósseis ................................................ 26 
Carvão mineral ......................................................... 27 
Petróleo ................................................................... 27 
Gás natural: CH4 ....................................................... 27 
Efeito estufa............................................................. 27 
Química 
 
 
Dilatação anômala .................................................... 28 
Reações ácido – base e esterificação......................... 29 
Polímeros ................................................................. 29 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
 
Química 
 Matéria: tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. 
 Corpo: porção limitada da matéria. 
 Massa: medida da quantidade de matéria. 
 Objeto: corpo produzido para utilização. 
 Propriedades gerais: massa, volume, 
impenetrabilidade, compressibilidade, elasticidade. 
 Propriedades específicas: ponto de fusão, ebulição, 
densidade. 
 
Fases de agregação da matéria 
Sólido 
 Forma e volume constante, com partículas próximas e 
organizadas. 
 Presença de retículo cristalino. 
 Sólido amorfo: parece sólido, mas não é pois não está 
organizado e não tem retículo, como o vidro e o 
plástico. 
 
Líquido 
 Forma variável e volume constante, com partículas 
próximas e desorganizadas. 
 A passagem do sólido para o líquido é caracterizada 
como ruptura do retículo cristalino. 
 Apresenta viscosidade: resistência ao escoamento. 
Quanto maior a temperatura, maior a agitação das 
moléculas e maior escoamento. 
 
Gasoso 
 Forma evolume variáveis. 
 Do líquido para o gás ocorre a ruptura das atrações. 
 Compressibilidade, devido ao volume variável. 
 
Capilaridade 
 Adesão: atração entre moléculas diferentes. 
 Coesão: atração entre moléculas iguais. 
 
Sólido > líquido > gasoso 
Endotérmico > 
Exotérmico < 
 
 Sólido para líquido: fusão. 
 Líquido para gasoso: vaporização. 
 Gasoso para líquido: condensação ou liquefação. 
 Líquido para sólido: solidificação. 
 Sólido para gasoso: sublimação. 
 
Vaporização 
1. Evaporação: lento e natural, ocorrendo em qualquer 
temperatura. O vento agita as moléculas e auxilia. 
2. Ebulição: rápido e turbulento, com temperatura 
determinada. 
3. Calefação: processo imediato, como na chapa quente 
com o choque térmico. 
 
Suor: para regulação corporal. 
 A queima de glicose aquece o corpo e para não aquecer 
muito mais e desnaturar as proteínas, libera-se o suor. 
 Quando evapora, rouba calor da nossa pele, abaixando 
a temperatura corporal. 
 Em copo, o vapor da água da atmosfera encosta na 
superfície do copo e vira líquido, aumentando a 
temperatura do copo. 
 
Ventilador: lança o vento na pessoa e provoca a evaporação. 
 O líquido da nossa pele passa para gás, 
absorvendo o calor do corpo da pessoa, 
abaixando-o. 
 
Ebulição em altitude e em panela de pressão: quanto maior a 
altitude, menor o ponto de ebulição. 
 Um ovo cozinhando em lugares com diferentes 
altitudes, cozinhará mais rápido ao nível do mar, 
pois está a 100oC, e em cima o ovo está 
cozinhando com uma temperatura menor, apenas 
entrou em ebulição primeiro. 
 A panela de pressão aumenta a pressão e aumenta 
o ponto de ebulição, fazendo com que cozinhe 
mais rápido. 
 
Substância pura, mistura e sistemas 
Pura: composição definida. Com pontos de fusão e ebulição 
constantes. 
 Simples: não pode ser decomposta: O2, Cl2, O3. 
 Composta: H2O, CO2, H2SO4. 
 
Misturas: podem ser separadas por processo físico, 
apresentando composição variável. Com duas ou mais 
substâncias. 
 Homogênea: com uma fase. 
 Heterogênea: com duas ou mais fases. 
 
Sistema Homogêneo 
 Substância pura: H2O. 
 Mistura homogênea: H2O + sal. 
 
Sistema heterogêneo 
 Substância pura: água, gelo: duas fases. 
 Mistura: água + óleo. 
 
Toda mistura homogênea é um sistema homogêneo. Mas 
nem todo sistema homogêneo é uma mistura homogênea. 
 
Tipos de água 
1. Destilada: pura, sem íons. 
2. Mineral: mistura homogênea: água + sais minerais. 
3. Salobra: com grande concentração de sal. 
4. Dura: com íons de cálcio e magnésio. 
 
Gráficos de mudança de fase 
1. Substância pura: com ponto de ebulição e fusão 
constantes, ou seja, uma reta. 
2. Mistura comum: pontos de fusão e ebulição variáveis. 
 Eutética: ponto de ebulição varia. 
 Ezeotrópica: ponto de fusão varia. 
 
Diagrama de fases 
 As linhas são curvas de mudança de fase. 
 O ponto triplo apresenta as três fases ao mesmo 
tempo. 
 Gás e vapor: se aumenta a pressão, o vapor pode ser 
liquefeito e virar líquido, mas para gás virar líquido 
tem que abaixar a temperatura. 
 
Alotropia: capacidade que certos elementos têm de formar 
substâncias simples diferentes. 
 O mesmo elemento forma duas substâncias diferentes, 
como o carbono grafite e diamante. 
Química 
 
 
 Oxigênio: O2: gás oxigênio vital, um oxidante (arranca 
elétrons), um comburente (aumenta a combustão) e o 
O3, o ozônio, forte oxidante, usado como bactericida, 
substituindo o cloro no tratamento de água, além de 
filtrar os raios UV. 
 Carbono: Diamante: mais duro na terra, conseguindo 
riscar tudo (tirar partículas), porém não é resistente ao 
impacto. Também é um isolante elétrico, pois não 
conduz corrente. O grafite: é mole, perdendo 
partículas com facilidade, conduz corrente, é 
lubrificante. 
 Fósforo: P4: branco, inflamável, instável, tóxico. Pn: 
vermelho, mais estável, caixa de fósforo. 
 
Isótopo: átomos do mesmo elemento com massas diferentes, 
como o carbono 12 e o carbono 14. 
 
Análise imediata 
Heterogênea: sólido + sólido 
 Catação: diferentes tamanhos, formas, cores. 
 Ventilação: corrente de ar para elementos de 
diferentes densidades. 
 Peneiração: diferentes tamanhos. 
 Separação magnética: imã. 
 Dissolução fracionada: dissolve em partes. Adiciona 
água, que dissolve quem é solúvel nela, filtra, espera 
evaporar. 
 Flotação: líquido com densidade intermediária é 
adicionado, flutuando o menos denso. 
 Levigação: em garimpos, com o uso da corrente de 
água. Utilizam o mercúrio (Hg) que aglutina o ouro, 
formando uma liga metálica com alta densidade, fácil 
de separar. É bioacumulativo e tóxico, causando 
doenças degenerativas e contaminando a atmosfera. 
 
Heterogênea: sólido + líquido 
 Filtração: resíduo fica no filtro e o filtrado é líquido. A 
vácuo aumenta a velocidade da filtração. 
 Decantação: espera a substância com maior densidade 
decantar. 
 Centrifugação: aumenta a velocidade da decantação. 
 
Heterogênea: líquido + líquido 
 Funil de decantação: abre o filtro para o mais denso 
passar. 
 
Sólido + gás 
 Câmara de poeira: fumaça passa por um aparelho com 
divisórias onde aos poucos as partículas ficam. 
 
Homogêneo: sólido + líquido 
 Evaporação: tira o solvente e fica o soluto. 
 Destilação natural: água salobra condensa e cai no 
recipiente somente a água. 
 Destilação simples: diferentes pontos de ebulição, o 
com menor escapa. 
 Extração: separação de gasolina com álcool (anfifílico: 
com afinidade polar a apolar), adiciona-se água que 
extrai o álcool. 
 Destilação fracionada: diferentes pontos de ebulição 
por partes, como o petróleo. O com maior densidade é 
o asfalto, seguido dos lubrificantes, óleo diesel, 
querosene, gasolina, gás liquefeito de petróleo e com 
menor densidade o gás natural veicular. 
 
Homogênea: gás + gás 
 Liquefação + destilação fracionada: aumenta a 
pressão e diminui a temperatura. 
 
Leis ponderais 
1. Demócrito e Leucipo. 
2. Aristóteles. 
3. Lavoisier. 
4. Proust. 
5. Dalton. 
 
Lei de Lavoisier: conservação das massas. 
 Numa reação química, a soma das massas dos 
reagentes é igual a soma das massas dos produtos. 
 Na natureza nada se perde, nada se cria. Tudo se 
transforma. 
 A + B -> C + D, com massa inicial igual a final em 
recipiente fechado. 
 
Lei de Proust: proporções definidas. 
 Quando dois ou mais elementos se combinam para 
formar substâncias, conservam entre si proporções 
definidas. 
 
Modelos atômicos 
Modelo de Dalton 
 Toda matéria é composta de partículas 
fundamentais, os átomos, que são indivisíveis e 
permanentes, não podendo ser criados ou 
destruídos. 
 Todos os átomos de um mesmo elemento são 
idênticos em todos os aspectos. 
 Reações químicas consiste em combinações, 
separação e rearranjo de átomos. 
 Bola de bilhar. 
 
Modelo de Thomson 
 Átomo é uma esfera maciça de carga elétrica 
positiva com corpúsculos de carga negativa nela 
dispersas, podendo ser divisível. 
 Descoberta do raio X e dos elétrons. 
 Pudim de passas. 
 
Modelo de Rutherford 
 Um átomo só pode ganhar ou perder energia em 
quantidades equivalentes a um múltiplo inteiro. 
 Descobriu o núcleo positivo. 
 
Modelo de Bohr 
 Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas 
circulares chamadas de órbitas estacionárias ou 
camadas/níveis eletrônicos. 
 Cada um desses níveis possui um valor determinado 
de energia (quantizada). 
 Não é permitido ao elétron permanecer fora desses 
níveis de energia. 
 Movendo-se em uma mesma camada um elétron 
não absorve nem emite energia. 
 A maior parte do volume do átomo constitui a 
eletrosfera. 
Química 
 
 
 Quando um átomo absorve energia ele fica excitado 
e alguns de seus elétrons soltam para camadas mais 
externas. 
 Quando os elétrons retornam para o estado 
fundamental, eles emitem fótons de luz com energia 
correspondente a diferença entre as camadas onde 
ocorreu o salto. 
 Efeitos luminosos: saltos eletrônicos. 
 
1. Incandescência: corpo aquecido. 
2. Luminescência:fluorescência, molécula excitada por 
radiação de alta frequência. 
3. Fosforescência: moléculas continuam excitadas depois 
do estímulo cessar. 
 
Átomos 
 A: massa atômica, soma-se prótons com nêutrons. 
 Z: número atômico, número de prótons que identifica 
o átomo. 
 N: nêutrons. 
 Um átomo neutro tem o número de prótons iguais ao 
número de elétrons. 
 
Íons 
 Cátion: carga positiva devido à perda de elétron. 
 Ânion: carga negativa devido ao ganho de elétron. 
 Isótopos: mesmo número de prótons e diferentes 
massas. 
 Isótonos: mesmo número de neutros e diferentes 
massas. 
 Isóbaros: mesmo número de massa e diferentes 
números atômicos. 
 Isoeletrônicos: mesmo número de elétrons. 
 
Números quânticos 
N: indica a camada onde se encontra o elétron. 
 
Camada Número Máximo e 
K 1 2 
L 2 8 
M 3 18 
N 4 32 
O 5 50 
P 6 72 
Q 7 98 
 
Secundário ou azimutal 
 
S 0 2 1 
P 1 6 3 
D 2 10 5 
F 3 14 7 
 
Distribuição eletrônica 
 
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p6 3d10 
4s2 4p6 4d10 4f14 
5s2 5p6 5d10 5f14 
6s2 6p6 6d10 
7s2 7p6 
Elétron mais externo ou mais energético? 
 O átomo mais externo é a última camada, e o mais 
energético é o último da distribuição. 
 26Fe: 3d6: mais energético, 4s2: última camada. 
 A distribuição de cátions e ânions devem ser retirados 
da última camada (mais externa), a camada de 
valência com maior número. 
 
Camada de valência 
 Última camada a receber elétron no átomo ou o nível 
de maior número quântico principal e secundário na 
distribuição eletrônica. 
 Normalmente os elétrons pertencentes à camada de 
valência são os que participam de alguma ligação 
química, pois são os mais externos. 
 Ferro: tem número atômico igual a 26, portanto a 
distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6. 
 Camada de valência: no último nível que é o 4, com 2 
elétrons. Assim, o elemento Ferro possui 2 elétrons em 
sua camada de valência. 
 
Tabela periódica 
 Família: coluna, com distribuição eletrônica 
semelhante. 
 Períodos: linhas. 
 S e P: representativos 
 D: transição externa. 
 F: transição interna. 
 
Metais alcalinos, 1A 
 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. 
 Linak roubou o césio da França. 
 
Metais alcalinos terrosos, 2A 
 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. 
 Bela margarida casou com o senhor Barão. 
 
Halogênios: F, Cl, Br, I, At. 
 
Calcogênios: O, S, Se, Te, Po. (Os sete porquinhos). 
 
 A camada de valência define o período e a posição 
que se encontra o elemento. 
 Metais perdem elétrons, sofrendo oxidação e 
formando cátions. 
 Ametais ganham elétron, sofrendo redução e 
formando ânions. 
 Hg é o único metal liquido a temperatura ambiente. 
 
Raio atômico 
 Tamanho do átomo, a distância do núcleo ao último 
elétron. 
 Maior o número de camadas, maior o raio. 
 Cresce para a esquerda e para baixo. 
 Núcleo menos positivo as cargas se distanciam e o 
átomo é maior. 
 O maior é o Fr. 
 
Raio iônico 
 Cátion: menor que o raio original do átomo. 
 Ânion: maior que o raio original do átomo. 
 Em isoeletrônicos, quanto maior o número de prótons, 
menor o raio. 
 
Química 
 
 
Potencial de ionização 
 Energia necessária para retirar um elétron de um 
átomo no estado gasoso. 
 Menor o raio, maior a energia de ionização. 
 Cresce para a direita e para cima. 
 Maior é o F. 
 
Eletronegatividade 
 Capacidade de atrair elétrons, caráter não metálico, 
cresce conforme o potencial de ionização. Raio 
pequeno: atrai elétron. 
 
Eletropositividade 
 Capacidade de ceder elétrons, caráter metálico, cresce 
conforme o raio atômico. Raio grande: perde elétron. 
 
Afinidade eletrônica 
 Vontade de ganhar elétron. Quanto maior a afinidade, 
maior a eletronegatividade. É a energia liberada ou 
absorvida por um átomo, no estado gasoso, quando 
ele ganha elétron. 
 
Regra do octeto: para o átomo ficar mais estável deve seguir a 
configuração dos gases nobres. 
 
Ligações 
 
Ametal + ametal: ligação covalente. 
Metal + metal: ligação metálica. 
 
Ligação iônica 
 Metal com ametal, entre cátions e ânions. 
 Atração entre íons que surgem devido a transferência 
de elétrons. 
 Quanto maior a diferença de eletronegatividade 
maior o caráter iônico. 
 Metal: número de elétrons perdidos vão para debaixo 
do ametal, e o número de elétrons recebidos vai para 
debaixo do metal. 
 Alto ponto de fusão e de ebulição. 
 Sólidos a temperatura ambiente. 
 Polares. 
 Duros e quebradiços, resistente a riscos. 
 Dissociam (separam) na água. 
 Conduzem corrente elétrica quando fundidos 
(líquido), pois ficam com os elétrons livres. 
 
Ligação metálica 
 Metal com metal. 
 Pseudo cátions envolvidos por uma nuvem de 
elétrons. 
 Os dois querem perder, formam uma nuvem de 
elétrons da camada de valência afastados. 
 São dúcteis e maleáveis. 
 Bons condutores de calor e eletricidade. 
 Altos ponto de fusão e ebulição. 
 Sólidos a temperatura ambiente. 
 Conduzem corrente elétrica na fase sólida e na líquida. 
 Ferro: mais usado, baixo custo, porém oxida fácil. 
 Alumínio: mais abundante, maior curso, resistente a 
corrosão, reciclável infinitamente. 
 Lítio: baterias, eletropositivo, o mais leve dos metais. 
 Ligas metálicas: aço: ferro e carbono, bronze: cobre e 
estanho. 
 
Ligação covalente 
 Ametal com ametal, ametal com hidrogênio ou 
hidrogênio com hidrogênio. 
 Os dois querem ganhar elétrons, mas compartilham os 
seus. 
 Um traço: sigma. Dois traços: um sigma e uma pi. Três 
traços: um sigma e duas pi. 
 Energia de ligação é maior na com três traços, pois é 
mais curta e mais forte. 
 
Ligação dativa 
 Um dos átomos está estável e o outro precisa de um 
par de elétrons, assim, eles se aproximam. 
 
Ressonância: pelo menos duas fórmulas diferentes para a 
mesma estrutura. No NO2, a dativa muda aleatoriamente entre 
os oxigênios. 
 
Exceção do octeto 
 BeH2, o Berílio fica estável com quatro elétrons. 
 BF3, o boro fica estável com 6 elétrons. 
 
Expansão do octeto 
 PCl5, o fósforo fica estável com 10 elétrons. 
 SF6 ou F4, o enxofre fica estável com 12 ou 10 
elétrons. 
 
Em molécula ímpar, radical livre, o elétron fica 
desemparelhado, causando instabilidade. 
 
Geometria molecular 
Polos de repulsão: ligação sigma, par de elétrons livres ou 
elétron desemparelhado. 
 
2 polos: linear 
3 polos: trigonal ou triangular 
4 polos: tetraédrica ou piramidal 
5 polos: bipirâmide de base triangular 
 
Hibridização: fusão de orbitais, justifica o número de ligações 
feitas por um átomo. 
 
Sp= s + p= 2, linear 
Sp2= s + 2p= 3, trigonal 
Sp3= s + 3p= 4, tetraédrica 
 
Sp: uma ligação tripla 
Sp2: uma ligação dupla e duas simples 
Sp3: quatro ligações simples 
 
Polaridade das ligações 
Ligação covalente apolar 
 Dois átomos de diferentes eletronegatividades se 
unem através de uma ligação covalente. O átomo mais 
eletronegativo atrairá mais intensamente o par de 
elétrons da ligação provocando a formação de um 
dipolo. 
 Átomos igual não formam dipolo, pois são apolares e 
os pares de elétrons são igualmente distribuídos. 
Química 
 
 
 O vetor momento é imaginário e aponta para o mais 
eletronegativo. Se der 0, é apolar, se diferente de zero, 
é polar. 
 
Eletronegatividade: + F O N Cl Br S C P H 
 
Forças intermoleculares 
 Atração entre moléculas, mas não tão forte como 
ligações covalentes ou iônicas. 
 
Pontes de hidrogênio 
 Ligação entre FON com o H. 
 Apresenta alta eletronegatividade e polos fortes. 
 Maior ponto de ebulição. 
 
Dipolo-dipolo permanente 
 Moléculas polares. 
 Ponto de ebulição intermediário entre PH e DI. 
 
Dipolo instantâneo 
 Também chamada de Dispersões de London, Forças de 
Vanderval, Dipolo Induzido. 
 Moléculas apolares formam polos instantâneos que 
fazem rotação. 
 Menor ponto de ebulição. 
 
Íons-dipolo 
 Mais forte que pontes de hidrogênio. 
 Criam uma camada de solvatação com a dissociação de 
íons em água. 
 
Quanto maior a atração, quanto maior a massa, maior o 
ponto de fusão e ebulição.Quanto maior o número de elétrons, maior a massa e maior a 
força. 
 
Cl2, Br2, I2: 17x2, 35x2, 53x2 
ISÓL> Brlíq> Clgás 
 
Solubilidade 
 Semelhante dissolve semelhante. 
 Polares: hidrofílicos ou lipofóbicos. 
 Apolares: hidrofóbicos ou lipofílicos. 
 Anfifílicas: anfipática: polar e apolar. 
 
Ramificações: mesma massa e interação, as ramificações 
diminuem a cadeia, diminuindo assim a superfície de contato e 
diminuindo as atrações. Ou seja, quanto mais ramificada, menor 
o ponto de ebulição. 
 
Anfifílicos: sabão. 
 São tensoativos, quebrando a superfície de contato. 
 São emulsificantes, dissolvendo a gordura em água. 
 Criação de micela, um agregado de moléculas 
anfipáticas que fica excluído da água. 
 
Cálculo de NOX 
 Calcula quantos elétrons ganhou ou perdeu. 
 Indica a carga real ou aparente de um átomo em 
ligação. 
 Toda substância simples tem NOX = 0. 
 Todo íon monoatômico tem NOX = carga, exemplo: 
Fe3+ = +3. 
 Se a soma dos NOX for zero, a molécula é neutra. 
 Em íons poliatômicos, a soma do NOX é a própria carga, 
(SO22-), o resultado tem que ser -2. 
 
Elementos com NOX fixo 
 +1: família 1A 
 +2: família 2A 
 +3: família 3A 
 H: -1 em hidreto metálico, 0 ou +1, quando 
FONClBrSCP 
 O: maioria -2, sendo o peróxido -1, -1/2 o superóxido e 
+1 ou +2 quando ligado ao flúor. 
 Zn: +2. 
 Ag: +1. 
 F: -1. 
Fe2+: perdeu 2 elétrons. Cl-: ganhou 1 elétron. 
 
 Nas reações iônicas podemos dizer que o NOX 
representa a realidade, assim, no NaCl, o Na+ tem NOX 
+1 e o Cl- tem NOX -1. 
 
NOX máximo e mínimo 
 N: máx. 5 (máximo que ele pode perder) e mín. -3 
(máximo que ele pode ganhar). 
 Cl: 7A = máx. 7 e mín. 1. 
 C: 4A = máx. e mín. 4. 
 
Elementos com NOX variável 
 Fe, CO e Ni: +2 ou +3. 
 Cu: +1 ou +2. 
 Au: +1 ou +3. 
 Pb: +2 ou +4. 
 
Ácidos 
 H2SO4: ácido sulfúrico, SO42- 
 HNO3: ácido nítrico, NO3- 
 H2PO4: ácido fosfórico, PO43- 
 H2CO3: CO32- 
 
Oxidação 
 Perde elétron. 
 Aumenta o NOX. 
 Agente redutor, causando redução. 
 
Redução 
 Ganha elétron. 
 Diminui o NOX. 
 Agente oxidante, causando oxidação. 
 Ametais tendem a ganhar elétrons. 
 Radicais livres têm elétrons desemparelhados, 
precisando ganhar elétron, sendo destruídos por 
agentes oxidantes. 
 
Exemplos: Fe0 > Fe2+ + 2e- 
 
Métodos de balanceamento 
 No modelo oxi-redução, calcula-se o NOX do maior 
número de átomos do elemento que tive variação de 
NOX. 
 
Química inorgânica 
CO2 
 Dióxido de carbono. 
 Óxido ácido, principal responsável pelo efeito estufa. 
Química 
 
 
 Produto da combustão completa de orgânicos. 
 Gás do refrigerante, da respiração, da fotossíntese, do 
fermento, do extintor e do gelo seco. 
 
Ácidos - Arrhenius 
 Em solução aquosa libera como único cátion o H+. 
 Em dissociação libera íons e compostos iônicos. 
 
HCl + H2O = H3O+ + Cl- 
Ligação covalente sofre ionização em uma solução eletrolítica, 
que conduz corrente. 
 
NaOH - H2O – Na+ + OH- 
Ligação iônica (metal com ametal) sofre dissociação. 
 
- Bronsted 
 Não precisa de água. 
 O ácido é a substância que cede H+-, ou seja, o próton, 
e a base é a receptora de próton, que recebe o H+. 
 
- Leuns 
 Ácido é a espécie que ganhar o par de elétrons em 
ligação dativa, sendo o cátion, e a base perde, sendo o 
ânion. 
 
Propriedades 
 Azedo, com PH < 7. 
 Conduzem corrente em solução aquosa. 
 Neutraliza as bases. 
 Modificam a cor dos indicadores, como a fenolftaleína, 
que fica incolor em solução ácida. 
 
Classificação dos ácidos 
Oxiácidos: H2SO4, H3PO4. 
 Fixos: alto ponto de ebulição, pois fazem ponte de 
hidrogênio. 
 Só são ionizáveis os hidrogênios ligados ao oxigênio. 
 Ex: H3PO3, apenas um hidrogênio está ligado 
diretamente com o fósforo, sem ligação com o 
oxigênio, portanto, não ionizável. 
 Para saber se é forte ou não, diminui-se o número de 
oxigênios – número de hidrogênios ionizáveis. 
 Se der o: fraco. 
 Se der 1: moderado. 
 Se der 2 ou 3: forte. 
 Exceção: H2CO3, na teoria seria moderado, mas é 
fraco. 
 
Nomenclatura 
 Se o NOX for o número da família ou se for o nox 
máximo, a terminação é ico. 
 
NOX elemento 
central 
Prefixo Nome Sufixo 
+1 ou +2 Hipo Oso 
+3 ou +4 Oso 
+5 ou +6 Ico 
+7 Per Ico 
 
Hidrácidos: HCl, HBr, H2S, HCN. 
 Voláteis: escapa fácil, ou seja, tem baixo ponto de 
ebulição. 
 Todos os hidrogênios são ionizáveis. 
 Fortes: HCl, HBr, HI. 
 Quanto maior o raio, mais fácil de perder o H+, assim, a 
força é HCl > HBr > HI. 
 Moderados: HF. 
 Fracos: demais. 
 Nomenclatura: ácido (nome elemento) + ídrico. 
 
Ácidos orgânicos 
 A força dos átomos está na capacidade de liberar H+. 
  = número de partículas ionizadas * 100/ número de 
partículas dissolvidas. 
 Sendo maior que 50%, o ácido é forte. De 5 à 50%, é 
moderado. Abaixo de 5% é fraco. 
 Quanto maior a força, maior o , mais íons, maior a 
condução de elétrons e menor o PH. 
 
Ácidos importantes 
H2SO4 
 Bateria de automóvel. 
 Refino de petróleo. 
 Fertilizante. 
 Chuva ácida em ambientes poluentes. 
 
HCl 
 Ácido do estômago, conhecido como muriático. 
 Limpeza de metais. 
 
HNO3 
 Fertilizantes. 
 Utilizados em TNT. 
 
H3PPO4 
 Fertilizantes. 
 Refrigerantes, como conservante. 
 Ácido fosfórico. 
 
H2CO3 
 Ácido fraco, que se decompõe fácil. 
 É instável e está presente em todas as bebidas com gás. 
 
Bases 
 A dissociação libera OH-. 
 Possuem sabor adstringente, com PH > 7. 
 Modificam a cor dos indicadores. 
 Conduzem corrente de elétrons na água e fundidas. 
 Neutralizam os ácidos. 
 Caso haja acidez estomacal, utilizasse uma base fraca. 
 O número de hidroxilas identifica se é uma mono, uma 
di ou uma tribase. 
 
Solubilidade 
 Solúvel: 1A e NH4OH. 
 Pouco: 2ª, com exceção do Mg e Be. 
 Insolúvel: demais. 
 
Força 
 Forte: 1A e 2A, com exceção do Mg e Be. 
 Forte: demais. 
 
Nomenclatura 
 NOX fixo: hidróxido de _________. 
 NOX variável: menor NOX: oso. Maior NOX: ico. 
 
 
Química 
 
 
Bases mais importantes 
NaOH 
 Soda cáustica. 
 Produzida na eletrólise da água do mar. 
 É corrosiva, desentupidora. 
 Absorve umidade. 
 Não pode ser armazenada em vidro, que é ácido, mas 
sim em plástico. 
 
Mg(OH)2 
 Leite de magnésia. 
 Antiácido. 
 Pouco solúvel. 
 Base fraca, funcionando como laxante. 
 
Ca(OH)2 
 Hidróxido de cálcio. 
 Utilizada em tinta de árvores, impedindo a proliferação 
de micro-organismos na casca. 
 
Al(OH)3 
 Base fraca, funcionando como antiácido. 
 É gelatinoso, utilizada na coagulação no tratamento da 
água. 
 
NH4OH 
 Gás venenoso muito tóxico. 
 Utilizada para limpar gordura e em tintas de cabelo, 
além da fabricação de fertilizantes. 
 
Sais 
 Apresentam pelo menos um cátion diferente de H+ e 
um ânion diferente de OH-. 
 Resultado da reação entre ácido e base: neutralização. 
 Quando o número de H se iguala ao número de OH, a 
neutralização é total. 
 
Total 
HCl + NaOH > Na+Cl- + H2O 
H+Cl- + Na+ + OH- > Na+ + Cl- + H2O 
H+ + OH- > H2O 
 
Nomenclatura: ânion (ácido) + cátion (base) 
Ico: ato 
Oso: ito 
Ídrico: eto 
 
Para conduzir corrente, precisa-se de um ácido e de uma base 
forte e um sal solúvel. 
 
CaCO3 
 Calcário, mármore, corais, casca de ovo, concha, 
produção de cal. 
 Base mais barata. 
 
NaHCo3 
 Bicarbonato de sódio. 
 Antiácido, fermento químico, tampão de sangue, 
branqueia dentes, limpeza, pó do extintor de incêncio. 
 
Óxidos 
 Compostos binários onde o oxigênio é o átomo mais 
eletronegativo. 
 Ex: CaO, CO2, MgO. 
 OF2 e O2F2 não são óxidos e sim fluoretos 
 
Óxidos ácidos 
 Reagem com água formando ácidos. 
 Reagem com base formando sal e água. 
 
Mono mono 
Di Óxido 
de 
di Nome do 
elemento 
Tri tri 
 
Óxidos base 
 Reagem com água formando base. 
 Reagem com ácidos formando sal e água. 
 Calagem: adicional cal para diminuir a acidez. 
 
 
Nomenclatura 
 Metais com NOX fixo: óxido de (nome do metal). 
 Metais comNOX variável: óxido de (nome do metal) + 
NOX em número romano. 
 
Óxido neutro ou indiferente 
 Não reage com ácido, água ou base. 
 Exemplo: NO, CO, N2O. 
 
Óxido anfótero 
 Reage com ácido e base. 
 Al2O3. 
 
Peróxido 
 NOX -1. 
 São instáveis. 
 
Reações inorgânicas 
Síntese ou adição 
 Duas ou mais substâncias formando apenas uma. 
 C + O2 > CO2. 
 
Análise ou decomposição 
 Uma substância produz duas ou mais. 
 Fotólise: 2H2O2 > 2H2O + O2. 
 
Simples troca ou deslocamento 
 São óxido-redução. 
 A substância que se encontra “sozinha” tem de ser 
mais reativa em relação ao elemento que ela quer 
descolar. Geralmente o deslocamento ocorre entre 
metal/ metal ou metal/ H e ametal/ ametal. 
 A +BC > B +AC 
 
Em ordem decrescente de reatividade dos metais, temos: 
 
Metais Alcalinos > Metais Alcalinos Terrosos > Metais 
Comuns > H > Metais Nobres 
Fila de Reatividade Ametal/ Ametal 
 
F > O > Cℓ > Br > I > S > C > P > H 
 
Dupla troca 
Os produtos devem ser: 
 Mais fracos em relação aos reagentes – quando 
tratamos de ácidos e bases, por exemplo. 
 Mais voláteis em relação aos reagentes. 
Química 
 
 
 Menos solúveis em relação aos reagentes – 
principalmente na formação de sais. 
 AB + CD > CB + AD. 
 
Grandezas químicas 
Massa atômica 
 Padrão: C = 12u = 1/12 carbono. 
 Exemplo: Mg (24u) = 2*massa carbono. 
 
Massa do elemento 
 Medida ponderada das massas dos isótopos. 
 Cl35 (75%) Cl37 (25%) = 75 * 35 + 25 * 37 / 100 = 35,5. 
Massa molecular 
 Soma das massas atômicas. 
 
Número de avogado: quantidade de partículas que devem ser 
reunidas para que a massa atômica esteja em grama. 
 6,02 * 1023. 
 C (12u) = 6,02 * 1023 unidades. 
 
Mol: indica um conjunto de 6,02 * 1023 unidades. 
Massa molar: massa de 1 mol. 
 1 mol de C (12u) – 6,02 * 1023 átomos = 12gramas. 
 
Volume molar 
 Volume ocupado por 1 mol de qualquer substância. 
 Vgás CNTP = 22,4 L em 0oC = 273K e 1atm. 
 
Número de mols = massa/Massa molar 
 
Cálculo de fórmulas 
1. Fórmula mínima: menor proporção possível entre os 
átomos de uma substância. 
 
2. Fórmula molecular: indica a proporção real. 
 
3. Fórmula percentual: porcentagem em massa de cada 
elemento na substância. 
 C2H2 = 2*12 + 6*1 = 30. 30 = 100% e 24 = 80%. 
 
Cálculos estequiométricos 
 
N2 + 3H2 = 2NH3 
1mol + 3 mols = 2 mols. 
 
Rendimento 
 Inferior a 100%, se obtém menos do que esperava. 
 
Cov + CaO > CaCo3 
 44g ______ 100g se 100% 
 220 ______ m 
m = 400g para rendimento de 80%. 
 
Excesso e limitante 
 O excesso sobra e o limitante é o mais importante. 
 
2 H2 + O2 > 2H2O 
2mol + 1 mol 
 10 mol precisaria de 5 mol, se tiver 20, por exemplo, 
sobraria 15. 
 
Pureza 
 Reagente está impuro (misturado com outra 
substância). 
 
Massa qualquer utilizada do reagente----------100% de pureza 
 Massa real do reagente----------x 
 
Soluções 
Dispersão: formadas pela presença de pequenas partículas, 
chamadas de disperso, de uma determinada substância 
química, distribuídas uniformemente por toda a extensão de 
uma outra substância – a dispersante, ou seja, uma mistura de 
duas ou ais substâncias. 
 Coloides: partícula dispersa: gelatina, sol. 
 Suspensão: vê grosseiramente. 
 
1. Soluções: disperso menos que 1 nm. 
 Água e glicose. 
 Partículas “transparentes”. 
 
2. Dispersão Coloidal: disperso entre 1 e 1000 nm. 
 Água e gelatina. 
 Parte da luz sofre espalhamento. 
 
3. Suspensões: disperso maior que 1000 nm. 
 Água e Terra. 
 Parte da luz não atravessa as suspensões. 
 
Coloides 
 Efeito Tyndall: partículas grandes com dispersão da luz 
pelas partículas coloidais. 
 Permite a visualização do trajeto que a luz faz, como 
em neblinas, poeira, lazer, fumaça. 
 Movimento Browniano: movimento irregular de 
pequenas partículas: não precipita nem sobe. Oscilam 
de gel para sol. 
 Gel: contém mais sólido que líquido. 
 Sol: contém mais líquido do que sólido. 
 
Emulsão: líquido apolar + líquido polar: emulsificante: 
tensoativo, ou seja, quebra a tensão superficial. 
 
Separação de coloides 
 Ultrafiltração, ultracentrifugação, eletroforese. 
 
Soluções 
 Misturas homogêneas formadas por um soluto e um 
solvente. 
 O solvente dissolve o soluto enquanto o soluto é 
dissolvido pelo solvente. 
 Quando o solvente é água, chamamos de solução 
aquosa. 
 Toda mistura gasosa é homogênea. 
 
1. Fase de agregação – estado físico. (sólido: ligas metálicas; 
líquido: álcool e água; gasoso: ar atmosférico. 
2. Natureza das partículas dispersas – soluto. 
 
Íons livres: conduzem corrente. 
 Em comum, na dissociação e ionização os elétrons 
livres podem conduzir eletricidade. 
 Sais e bases: por serem compostos iônicos, sofrem 
dissociação quando em solução ou fundidos. 
 Ácidos: por serem compostos moleculares, sofrem 
ionização quando em solução. 
 
 
Química 
 
 
Dissociação 
 Iônica: é quando íons que já existiam antes são 
separados, ou seja, só ocorre com compostos iônicos. 
 A água interage com os íons e provoca a sua separação, 
um fenômeno denominado de solvatação. 
 NaCl em água > Na+ + Cl- 
 
Ionização 
 Reação química que origina íons a partir de ácidos 
colocados em água. 
 HCl + H2O > H3O++ Cl- 
 
Diluição 
 Diminuição da concentração. 
 Adição de solvente a uma solução mais concentrada 
para obtenção uma nova solução menos concentrada 
ou mais diluída. 
 A quantidade inicial de soluto será sempre igual à 
quantidade final de soluto. 
 
3. Proporção soluto x solvente 
 
1. Diluída: soluto < solvente. 
2. Concentrada: soluto >> solvente. 
 
[ ] = m/v 
 
4. Coeficiente de solubilidade: máxima quantidade de soluto 
em determinada quantidade de solvente em dada 
temperatura. 
 Semelhante tende a dissolver semelhante. 
 
 Insaturada: ainda não atingiu o coeficiente de 
solubilidade. 
 Saturada: atingiu o coeficiente de solubilidade. 
 Supersaturada: ultrapassou o coeficiente de 
solubilidade, formando corpo de fundo – instável. 
 
Mexer não dissolve mais, só dissolve mais rápido. 
 
Gráfico de solubilidade 
 Variação da solubilidade com a temperatura. 
 Curva crescente: endotérmica. Maior a temperatura, 
maior a solubilidade. Quando segura o “copo”, abaixa 
a temperatura, pois roubamos calor da reação. 
 Curva decrescente: exotérmica. Menor temperatura, 
menor a solubilidade. Quando segura o “copo”, 
aumenta a temperatura, pois perdemos calor das mãos 
para a reação. 
 
Solubilidade dos gases 
 Maior a temperatura, menor a solubilidade pois o gás 
“vai embora”. 
 Maior a pressão, maior a solubilidade. 
 
Concentração: quantidade de soluto na solução. 
 [ ] = soluto/solução 
 
Porcentagem em massa: %m/m 
 [NaOH] = 20%m/m = 20g de soluto para 100g de 
solução. 
 
Ppm: partes por milhão 
 [Hg] = 20ppm = 20g em 1000.000g. 
Densidade 
 m/v 
 Maior a concentração, menor o volume. 
 1ml equivale a 1cm3 
 1L equivale a 1dm3 
 
Mistura de soluções 
 Concentração NÃO soma. 
 Se em 2mol tem 1L, então, em 8L teremos 16mols. 
 A solução resultante da mistura possui quantidade 
(número de mol ou massa) do soluto igual à soma das 
quantidades que foram adicionadas inicialmente. 
 O volume final da solução é o somatório dos volumes 
das soluções iniciais. 
 
1. Equacionar e balancear devidamente a questão. 
2. Calcular as quantidades, em mol ou em massa, dos 
reagentes envolvidos. 
3. Calcular a quantidade, em mol ou em massa, dos 
produtos formados. 
4. Calcular a quantidade, em mol ou em massa, dos 
produtos formados. 
5. Levar em consideração a proporção estequiométrica 
da reação e verificar se há excesso de algum reagente. 
6. O volume final da solução resultante é o somatório dos 
volumes iniciais adicionados. 
 
[ ] = n mol/volume 
 
Titulação 
 Determina a concentração desconhecida a partir de 
outra conhecida. 
 O método mais utilizado é o de ácido-base, onde se 
adiciona uma soluçãode concentração conhecida, o 
titulante, com auxílio de uma bureta, a uma outra 
solução de concentração desconhecida, titulado, que 
está contida num Erlenmyer. 
 O titulante é adicionado lentamente ao titulado até 
que a reação de neutralização se complete totalmente. 
O ponto de equivalência, ou seja, o momento onde 
todo o ácido é neutralizado pela base é verificado com 
o auxílio de um indicador ácido-base, geralmente a 
fenolftaleína (rosa em meio básico e incolor quando o 
meio está ácido ou neutro) ou através de um pHmetro 
– equipamento de laboratório que faz medidas de pH. 
 Através do volume adicionado do titulante 
conseguimos determinar a concentração da solução 
desconhecida. 
 
Titulante: solução de concentração conhecida. 
Titulado: solução de concentração desconhecida. 
Ponto de viragem: ponto final em que o indicador muda de cor. 
 
Classificação das reações 
1ª lei da termodinâmica 
 Concentração da energia. 
 Qperdido = Qrecebido. 
 
Q = m * c * T 
 
Variação de entalpia: H = Hprodutos – Hreagente. 
 
 Temperatura: grau de agitação das moléculas. 
Química 
 
 
 Calor: energia que flui do corpo de maior temperatura 
para o de menor, não necessitando contato entre os 
corpos. 
 
Endotérmica 
 Absorve calor. 
 H > 0. 
 A + B + calor = C + D ou A + B = C + D - calor. 
 HP > HR. 
 Efeito térmico de abaixamento da temperatura. 
 
Exotérmica 
 Libera calor. 
 H < 0. 
 A + B = C + D + calor ou A + B – calor = C + D. 
 HP < HR. 
 Efeito térmico de aumento de temperatura. 
 
Entalpia 
 A variação da entalpia é dependente de três fatores: 
 
1. Estado físico, em que a entalpia do estado gasoso é 
maior em relação ao estado líquido e este maior que a 
do sólido. 
2. Quantidade de matéria, ou seja, quanto maior a 
quantidade de matéria, maior a energia absorvida ou 
liberada. 
3. Forma alotrópica, em que as formas mais estáveis, ou 
seja, as mais abundantes, são aquelas que apresentam 
entalpia menor em relação às menos estáveis. 
 
Entalpia padrão 
 Toda e qualquer substância simples, na sua forma 
alotrópica mais estável e no estado físico mais comum 
que se encontra no estado padrão (298K, ou 250C e 
1atm) possui entalpia igual a ZERO. 
 
Entalpia de formação 
 Quantidade de calor liberada ou absorvida durante a 
formação de 1 mol de uma substância composta, a 
partir de substâncias simples, no estado padrão. 
 
H reação = formação produto - formação reagente. 
 
Entalpia de combustão 
 Energia liberada na forma de calor na combustão de 
um 1 mol de uma determinada substância química. 
 
1 CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) 
∆H = - 889, 5 kJ/mol 
 
 Na combustão de um mol de metano, consome-se 
2mol de gás oxigênio, gerando 1 mol de dióxido de 
carbono gasoso, 2mol de água líquida, com liberação 
de 889,5 kJ de energia na forma de calor. 
 
Energia de ligação 
 Energia para romper 1mol de determinada reação. 
H2 H – H: mais estável, menor energia. 
 2H H + H: mais instável, maior energia. 
H = soma da energia dos reagentes - soma da energia dos 
produtos. 
 
Lei de Hess 
 Ao inverter uma determinada equação química, o sinal 
do ∆H também deve ser invertido. 
 Quando multiplicamos uma equação, devemos 
também multiplicar o valor do ∆H. 
 Ao dividir uma equação, dividimos também o valor do 
∆H. 
 
∆Hreação = ∆H1 + ∆H2 
 
Entropia 
 Em um sistema termicamente isolado, a medida da 
entropia deve sempre aumentar com o tempo, até 
atingir o seu valor máximo. 
 
∆S = ∆Q/T 
 
Velocidade das reações 
 Reagentes são consumidos e produtos formados. 
 Menor a massa, menor a concentralçao, menor o 
número de mols. 
 
Vm = l∆[ ]/ ∆Tl 
 
N2 + 3H2 = 2NH3 
Vm N2 = 4mol/min, H2 = 12mol/min, NH3 = 8mol/min 
 
Vm reação = Vsubst./coeficiente 
 
N = 4/1 H = 12/3 amônia = 8/2 
4mol/min. 
 
Gráficos 
 Concentração ou quantidade de reagentes e produtos 
em função do tempo. 
 A quantidade de reagentes sempre irá diminuir 
enquanto a dos produtos irá aumentar. 
 
Para uma reação química acontecer 
1. Deve haver colisões entre as moléculas dos reagentes. 
2. A colisão deve ser efetiva para a formação do 
complexo ativado. 
3. A colisão deve ocorrer com energia igual ou superior à 
energia de ativação. 
 
Energia de ativação 
 Mínima energia que as moléculas dos reagentes 
devem possuir para a formação do Complexo Ativado. 
 Quanto maior a energia de ativação, menor a 
velocidade. 
 
Complexo Ativado 
 Estrutura intermediária entre os reagentes e os 
produtos. Nele temos ligações químicas intermediárias 
(sendo rompidas e formadas). 
 
Fatores que afetam a velocidade das reações 
1. Temperatura: quanto maior, aumenta as colisões e a 
velocidade. 
2. Concentração: maior a [], maior as colisões. 
3. Superfície de contato: maior a SP, maior as colisões. 
4. Catalisador: sempre aceleram uma reação química, 
sendo através da diminuição da energia de ativação. 
 Não é consumido. 
Química 
 
 
 Não modifica o ∆H da reação. 
 Não interfere no rendimento. 
 Catálise: reação que utiliza catalisador. 
 
Lei de Van’t Hoff 
 A elevação em 10°C na temperatura dobra a 
velocidade de uma dada reação. 
 
Enzimas 
 Biomoléculas que aceleram as reações químicas da 
mesma maneira que os catalisadores, ou seja, 
diminuem a energia de ativação fazendo com que a 
taxa de conversão de reagentes em produtos, sejam 
maiores, portanto, são biocatalisadores. 
 Não são consumidas na reação e que apresentam uma 
alta especificidade, ou seja, cada uma atua sob um 
determinado reagente ou substrato. 
 Apresentam valores de temperatura e pH ótimos de 
trabalho. 
 
Efeito da concentração na velocidade 
 Sólidos não entram. 
 Se a concentração dobrou e a velocidade também é 
por que o reagente é de primeira ordem, ou seja, está 
elevado a 1. 
 Se a concentração dobrou e a velocidade aumentou 
quatro vezes é por que o reagente é de segunda 
ordem, ou seja, está elevado a 2. 
 
Velocidade = k * [reagentes]x 
 
2A(g) + B(s) tem velocidade = k * [A]2 
 
Equilíbrio químico 
 Processo dinâmico onde as quantidades de reagentes 
e produtos se mantêm constantes. 
 Só ocorre quando o sistema se encontra fechado e 
neste caso dizemos que a velocidade da reação direta 
é igual à velocidade da reação inversa, mas a reação 
não para de acontecer. 
 
Condição onde as velocidades (direta e inversa) se igualam, 
podendo as concentrações serem elas iguais ou diferentes. 
 
Constante de equilíbrio (K): indica as quantidades de reagentes 
e produtos que coexistem quando o sistema atinge o equilíbrio, 
numa dada temperatura. 
 Sólidos e solventes não entram na expressão pois 
apresentam concentração constante. 
 Maior Kc, maior a []produtos, maior o rendimento. 
 
Kc = [produtos]coeficiente/ [reagentes]coeficiente 
Rendimento: capacidade de produzir produtos. 
 Quando a reação tem 100% de rendimento, não há 
equilíbrio pois não é reversível. 
 
Menor rendimento: equilíbrio [R] = [P] 
Maior rendimento: equilíbrio [R] < [P] 
 
Constante de equilíbrio 
 
Kdireta/ Kinversa = Kc 
 
Kp 
 O equilíbrio gasoso é um caso específico de equilíbrio 
químico que ocorre quando todos os componentes da 
reação se encontram no estado gasoso. 
 
Kp = p(B)b/p(A)a 
 
Relação entre Kc e Kp 
 
Kp = Kc (RT)N 
 
 Em que N é o número de mols do reagente – dos 
produtos 
 
 1A + 2B = 1C + 2D 
 Início 1mol/L 1 mol/L - - 
 R e F 0,25mol/L 0,5mol/L 0,25mol/L 0,5mol/L 
 Equilíbrio 0,75mol/L 0,5mol/L 0,25mol/L 0,5mol/L 
 
Kc = 0,25 * 0,52/ 0,75 * 0,52 = 1/3 
 
 Se inverter a reação, fica 1/K. 
 Se multiplicar por 2, eleva ao quadrado. 
 
Grau de equilíbrio = quantidade de reagente gasta/ 
quantidade inicial 
 
 Tendendo a zero: indica um baixo rendimento, ou seja, 
pouca formação de produtos, sobrando grandesquantidades de reagentes que não sofreram reação 
química. 
 Tendendo a 1: indica um alto rendimento da reação 
(próximo de 100%), ou seja, grande parte dos 
reagentes foram convertidos em produtos. 
 
Deslocamento de equilíbrio 
 Um sistema em equilíbrio pode ser perturbado por 
uma variação na temperatura, na pressão ou então na 
concentração de reagentes e produtos. 
 Não é alterado pela presença de catalisador. 
 Ao adicionarmos um componente no equilíbrio, este 
irá se deslocar no sentido de consumir a quantidade 
adicionada, ou seja, colocando mais reagentes o 
equilíbrio se desloca no sentido dos produtos, 
adicionando mais produtos a reação desloca-se para os 
reagentes. 
 Ao retirar de um determinado componente, o 
equilíbrio sempre irá se descolar para “repor aquilo 
que está faltando”. 
 Sólido não desloca equilíbrio. 
 
Segundo princípio de Le Châtelier, essa perturbação fará 
com que o sistema sofra uma modificação em sua posição 
de equilíbrio para anular o este efeito. 
 
A + B = C + D 
 Se aumenta a concentração de A, para retirar o A 
adicionado, a reação se desloca para a direita, para 
consumir. 
 Se tira B, quer repor, deslocando a concentração para 
a esquerda. 
 
 
 
Química 
 
 
Efeito da pressão 
 O aumento da pressão em um sistema em equilíbrio 
causa um deslocamento para o “lado” de menor 
volume, ou seja, menor número de mol de gases. 
 A variação da pressão não altera o valor da constante 
de equilíbrio numa dada temperatura constante. 
 Para reações onde o volume de reagentes é igual ao de 
produtos, a variação da pressão não exerce nenhuma 
influência no equilíbrio, ou seja, não há descolamento. 
 A introdução de um gás inerte ou então um gás que 
não reaja com nenhum dos componentes da reação, 
mesmo alterando a pressão total do sistema, não 
causa deslocamento do equilíbrio. 
 
Efeito da temperatura 
 O aumento da temperatura num sistema em equilíbrio 
causa um deslocamento no sentido da reação 
endotérmica. 
 O sinal da variação de entalpia está sempre 
relacionado com a reação no sentido direto. 
 
Apenas a variação da temperatura modifica o valor da 
constante de equilíbrio. 
 
Equilíbrio iônico 
 Aqueles onde verificamos a presença de íons livres em 
soluções. 
 
Ki = Kc = Ka: quanto maior a constante de ionização, mais 
ionizado o ácido está, maior sua força, menor o PH, maior a 
acidez, mais íons e maior a condutibilidade elétrica. 
 
Água 
 Na água pura a 25°C as concentrações dos íons H+ e 
OH- são iguais a 1,0 x 10-7 mol/L. 
 O valor da constante de ionização da água (Kw) 
equivale a 1 x 10-14 nesta temperatura. 
 O processo de ionização da água é um processo 
endotérmico, ou seja, o sentido de formação dos íons 
H+ e OH- é favorecido pelo aumento da temperatura: 
 
Kw = [H+] [OH-] 
pH = -log [H+] 
pOH = -log [OH-] 
 
 Ácidos: [H+] > [OH-] 
 Base: [H+] < [OH-] 
 
Kw = [H+] * [OH-] = 10-14 
log[H+] * log[OH-] = log10-14 
- log[H+] - log[OH-] = 14 
pH + pOH = 14 
 
Cálculo de pH E Poh 
[H+] = [OH-] = 1 . 10-7 mol/L 
pH = - log [10-7] pOH = - log [10-7-] 
pH = - log [10-7] pOH = - log [10-7] 
pH = - (-7) pOH = - (-7) 
pH = 7 pOH = 7 
 
Hidrólise salina 
 Ao adicionarmos um sal em água podemos resultar 
em soluções ácidas, básicas ou neutras, dependendo 
da habilidade dos cátions ou ânions em reagirem com 
a água para a formação de íons H+ ou OH-. 
 O íon que causa a hidrólise é sempre o derivado do 
eletrólito fraco. 
 
1. Cátion 
 Produz íons H+ e resulta numa solução ácida. 
 X+ + H – OH ----- hidrólise ----- XOH (base fraca) + H+ 
 
2. Ânion 
 Produz íons OH- e resulta numa solução básica. 
 A- + H – OH ---- hidrólise ---- HÁ (ácido fraco) + OH- 
 
 Sais de ácidos e bases fortes não causam hidrólise. 
 Sais de ácidos e bases fracas causam hidrólise e neste 
caso tanto o cátion quanto o ânion sofrem reação. 
 Para identificar o pH da solução resultante da hidrólise 
de sais de ácidos e bases fracos há necessidade do 
valor da constante de acidez ou basicidade. 
 
Kh = Kw / Kfraco (ácido ou base) 
 
Soluções tampão 
 Tem a capacidade de resistir a variação ou mudança no 
valor do pH quando um ácido ou uma base (ambos 
fortes) são adicionados ou então quando esta sofre um 
processo de diluição. 
 Sangue, saliva. 
 
pH resiste, ou seja, muda aos poucos quando adicionamos 
pequenas quantidades e ácido ou base. 
 
Oxi-redução 
  = potencial = capacidade. 
 oxidação = perde e-. 
 redução = ganha e-. 
 Se multiplicar as reações, o potencial não muda, só 
inverte o sinal quando inverte a reação. 
 Se a soma dos potenciais das reações for negativo, não 
ocorre reação espontânea. 
 
Cálculo de ddp 
 O potencial de redução de um eletrodo possui o 
mesmo valor que o seu potencial de oxidação, mas 
com sinal oposto. 
  = redução maior - redução menor. 
  = oxidação maior - oxidação menor. 
 
Pilhas 
 Processo espontâneo de oxi-redução que gera 
corrente elétrica. 
 ddp > 0. 
 G < 0. 
 Quanto mais positivo, mais espontâneo. 
 Composta por dois eletrodos e um eletrólito, que em 
conjunto produzem energia elétrica. 
 Se conectarmos duas ou mais pilhas, forma-se uma 
bateria. 
 É um gerador de corrente elétrica. 
 
Eletrodo: superfície sólida condutora que possibilita a troca de 
elétrons. 
 O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de 
ânodo, representa o polo negativo da pilha. 
Química 
 
 
 O eletrodo no qual ocorre a redução é catodo, o polo 
positivo da pilha. 
 Os elétrons são liberados no ânodo e seguem por um 
fio condutor até o catodo, onde ocorre a redução. 
Assim, o fluxo de elétrons segue de ânodo para o 
catodo. 
 O eletrólito ou ponte salina é a solução eletrolítica 
condutora dos elétrons, permitindo a sua circulação no 
sistema. 
 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) 
Ânodo: Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e- 
Equação geral: Zn(s) + Cu2+ (aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) 
 
 Oxidação: ânodo: metal. 
 Redução: cátodo: íon. 
 Ânions vão para o lado do ânodo, onde aconteceu a 
oxidação. 
 Se o Cu2+ vai embora, a solução fica negativa, atraindo 
o cátion. 
 A ponte salina serve para colocar as soluções em 
contato e fechar o circuito, podendo ser substituída 
por uma parede porosa. 
 Os elétrons vão do polo negativo para o positivo. 
 Pela ponte salina passa íons, não elétrons. 
 
Representação da pilha 
Zn(s)/ Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s) 
 
Associação de pilhas 
1. Série 
 ddp = soma dos potenciais de redução e oxidação. 
 
2. Paralelo 
 ddp = tem que terá mesma em ambos os polos. 
 
Eletrólise 
 Processo não espontâneo de oxi-redução provocado 
por uma corrente elétrica. 
 Para que tenhamos uma eletrólise é necessária uma 
substância ou uma solução que conduza corrente 
elétrica (íons livres). 
 ddp < 0. 
 G > 0. 
 
Reatividade dos metais 
 + 1A, 2A, Al, Zn, Fe, Pb ... H,... Cu, Hg, Ag, Pt e Au – 
 Quanto mais reativos, mais fácil perdem elétrons. 
 
1. ígnea 
 Eletrólise de um composto iônico fundido. 
 Processo caro. 
 Reação provocada pela passagem de corrente 
elétrica. 
 
 
2. Aquosa 
 O solvente ionizante utilizado é a água. 
 Em solução aquosa, a eletrólise pode ser realizada 
com eletrodos inertes ou eletrodos ativos (ou 
reativos). 
 Disputa de íons para descarga. 
 Polo negativo: atrai o cátion: cátodo. 
 Polo positivo: atrai o ânion: ânodo. 
 
Descarga de cátion 
 1A, 2A, Al, H2O, H+... + 
 Maior facilidade para cátions ganhar elétrons. 
 
Descarga de ânion 
 F, íons oxigenados, H2O, OH-, ânions ñ oxigenados + 
 Maior facilidade para ânions perder elétrons. 
 
Propriedades coligativas 
 São modificações nas propriedades do solvente 
causadas pela adição de soluto não volátil. 
 Dependem apenas da quantidade e não da natureza. 
 
1. Tonometria ou tonoscopia: quanto mais soluto, menor 
pressão de vapor. 
2. Ebuliometria ou ebulioscopia: quanto mais soluto,maior o ponto de ebulição. 
3. Criometria ou crioscopia: quanto mais soluto, menor o 
ponto de fusão. 
4. Osmometria ou osmocopia: quanto mais soluto, maior 
a pressão osmótica. 
 
 2 mols/L de C6H12O6 em água continua tendo 2mol/L 
 2 mols/L de NaCl em água se transformam em 2 mol de 
Na+ e dois mols de Cl-, totalizando 4 mols/L. 
 2 mols de Na2SO4 em água se transformam em 4 mols 
de Na+ e 2 mols de SO42-, totalizando 6 mols/L. 
 
Tonometria 
 Abaixamento da pressão máxima de vapor pela adição 
de um soluto não volátil. 
 Maior a temperatura, maior a PMV. 
 Maior a volatilidade, maior a PMV. 
 P/Po = Kt * W 
 
Ebuliometria 
 Aumento do ponto de ebulição pela adição de soluto 
não volátil. 
 P * E = Ke * W 
 
Criometria 
 Abaixamento do ponto de fusão pela adição de soluto 
não volátil. 
 P * F = Kc * W 
 
Osmometria 
 Passagem de solvente do meio menos para o mais 
concentrado. 
 Em equilíbrio, a solução fica isotônica. 
 A pressão osmótica empurra a água. 
  = molaridade * R * T 
 
Osmose reversa 
 Passagem de solvente do meio mais para o menos 
concentrado através de uma pressão mecânica 
contrária e maior do que a pressão osmótica. 
 
Química orgânica 
 Em 1777, Lavoisier analisou muitos compostos 
orgânicos e verificou a presença do elemento químico 
carbônico em todos eles. 
Química 
 
 
 Em 1807, o químico sueco Berzelius defendeu a teoria 
da Força Vital, onde somente os seres vivos são 
capazes de produzir os compostos orgânicos. 
 A teoria da Força Vital foi derrubada pelo químico 
Friedrich Wohler, em que ele sintetizou a ureia a partir 
de um composto mineral. 
 Kekulé: “a química orgânica é a parte da química que 
estuda os compostos que contém carbono”. 
 
Postulados de Kekulé 
1. O carbono é tetravalente. 
2. As quatro ligações do carbono são iguais. 
3. Os átomos de carbono podem ligar-se entre si 
formando cadeias. 
 
Como os carbonos podem se ligar, hibridação e geometria 
 Com 4 ligações simples, ou seja, com 4 ligações sigma, 
o carbono é sp3 e apresenta geometria tetraédrica. 
 Com 2 ligações simples e 1 dupla, ou seja, com 3 
ligações sigmas e duas pi, o carbono é sp2 e apresenta 
geometria trigonal plana. 
 Com 2 ligações duplas, ou seja, 2 ligações sigmas e 2 pi, 
o carbono é sp e apresenta geometria linear. 
 Com 1 ligação tripla e 1 dupla, ou seja, com 2 ligações 
sigmas e 2 ligações pi, o carbono é sp e apresenta 
geometria linear. 
 
Classificação do átomo de carbono 
 Primário: ligado a no máximo um átomo de carbono. 
 Secundário: ligado a 2 outros átomos de carbono. 
 Terciário: ligado a 3 outros átomos de carbono. 
 Quaternário: ligado a 4 outros átomos de carbono. 
 
Representação das cadeias carbônicas 
 Estrutura condensada: CH3(CH2)3CH3. 
 Estrutura linha: cada vértice e cada ponta representa 
um carbono. 
 
Força e comprimento das ligações 
 Sigma é mais forte do que a pi. 
 Tamanho: simples > dupla > tripla. 
 Força: tripla > dupla > simples. 
 A dupla reage mais fácil do que a simples pois é mais 
fácil quebrar a pi da dupla do que a simples. 
 
Classificação das cadeias 
 Aberta, acíclica, alifática. 
 Fechada – alicíclica (não aromática) ou aromática. 
 Mista. 
 Saturada: apenas ligações simples entre os carbonos. 
 Insaturada: pelo menos uma ligação pi entre os 
carbonos. 
 
 Homogênea: não existe átomo diferente de carbono 
entre os carbonos. 
 Heterogênea: pelo menos um átomo diferente de 
carbono (heteroátomo) entre carbonos. 
 
 Normal: apenas uma linha ligando os carbonos. 
 Ramificada: pelo menos um carbono está fora da linha 
imaginária que une todos os carbonos. 
 
Cadeias fechadas ou cíclicas 
 Alicíclicas: cadeia fechada sem anel aromático. 
 Aromáticas: cadeia que apresenta anel aromático. 
 
Critérios para caracterização de núcleo aromático 
 Ser cíclico e polar. 
 Conter elétrons pi ou não ligantes no mesmo plano do 
anel. 
 
Grupo funcional > instauração > ramificação. 
 
Funções orgânicas 
 Hidroxila: OH 
 Carbonila: - C = O 
 Carboxila: OH – C = O 
 
1. Hidrocarbonetos 
 Apresentam apenas carbono e hidrogênio. 
 
2. Álcool 
 Hidroxila lida ao carbono saturado. 
 Hidroxila ligada a um carbono primário, o álcool é 
primário. 
 
3. Éster 
 Hidroxila ligada a um carbono insaturado. 
 
4. Fenóis 
 Hidroxila ligada a um anel aromático. 
 
5. Cetona 
 C = O entre dois carbonos. 
 
6. Aldeído 
 C = O na ponta da cadeia. 
 
7. Ácido carboxílico 
 Carboxila. 
 Sal de Ácido carboxílico 
 R – COH = O + NaOH: R – CONa = O + H2O 
 
Funções nitrogenadas 
1. Amina 
 NH3. 
 
2. Amida 
 CNH2 = O 
 
3. Nitrocomposto 
 NO2 
 TNT: trinitrotolueno, com 3NO2 em um anel 
aromático e 1 CH3. 
 
4. Nitrila 
 CN 
 
Compostos halogenados 
1. Haleto de alquila 
 Alcano + elemento de 7A. 
2. Haleto de acila 
 Ácido carboxílico ligado a 1 haleto. 
 
Hidrocarbonetos 
 Fórmula geral: CxHy. 
 São todos apolares, ou seja, hidrofóbicos e lipofílicos. 
Química 
 
 
 A combustão completa libera CO2 e H2O, gerando 
fuligem. 
 
1. Alcanos ou parafinas 
 Apresentam cadeia aberta e saturada, ou seja, todos os 
carbonos apresentam hibridação sp3. 
 São encontrados no gás natural, ou seja, o metano - 
CH4-, petróleo, xisto... 
 Fórmula geral CnH2n+2. 
 São estáveis, pois só tem ligações sigma. 
 
Nomenclatura 
Prefixo – número de carbonos 
 
1C Met 
2C Et 
3C Prop 
4C But 
5C Pent 
6C Hex 
7C Hept 
8C Oct 
9C Non 
10C Dec 
11C Undec 
 
Intermediário – tipo de ligação entre carbonos 
 
Simples NA 
1 dupla EM 
2 duplas DIEN 
3 duplas TRIEN 
1 tripla IN 
2 triplas DIIN 
3 triplas TRIIN 
1 dupla + 1 tripa ENIN 
 
Sufixo – função orgânica 
 
Hidrocarboneto O 
Álcool OL 
Cetona ONA 
Aldeído AL 
Ácido carboxílico ÓICO 
Amina Amina 
Amida Amida 
 
Radical alquila 
 
Metil ou metila CH3 – 
Etil ou etila CH3 – CH2 – 
Propil ou propila CH3 – CH2 – CH2 – 
Sec-propil ou isopropil CH3 – CH – CH3 
Butil ou butila CH2 – CH2 – 
Sec-butil CH2 – CH2 – CH – CH3 
Terc-butil 3CH3 – C 
Isobutil CH3 – CH – CH2 
 
1. Ramificações ou substituintes em ordem alfabética 
2. Prefixo 
3. Intermediário 
 
Sufixo 
 Se a molécula apresentar duas ou mais cadeias de 
mesmo tamanho, a cadeia principal será a que tem 
o maior número de ramificações. 
 A cadeia principal deve ser numerada de forma a dar 
os menores números possíveis para ramificações, e, 
entre elas, pela ordem alfabética inicia a 
numeração. 
 Se duas ramificações estiverem igualmente 
distantes das extremidades da cadeia principal, 
utilize a ordem alfabética para determinar a 
numeração O substituinte que vier primeiro na 
ordem alfabética tem preferência na numeração. 
 
Prefixos di, tri não contam na ordem alfabética. 
 
2. Alcenos, alquenos ou olefinas 
 Hidrocarbonetos de cadeia aberta e que possuem 
uma dupla entre dois de seus carbonos. 
 São mais reativos que os alcanos, pois a ligação pi 
é mais fácil de ser rompida, realizando 
principalmente reações de adição. 
 Difíceis de serem encontrados na natureza, sendo 
a maioria obtida em laboratório. 
 Fórmula geral: CnH2n. 
 
3. Alcadienos 
 Hidrocarbonetos de cadeia aberta e que 
apresentam duas duplas. 
 
4. Alcinos 
 Hidrocarbonetos insaturados contendo uma 
ligação tripla. 
 A tripla ligação configura alta instabilidade e por 
consequência, alta reatividade, principalmente em 
reações de adição. 
 Fórmula geral: CnH2n-2. 
 
Ciclanos 
 Cicloalcanos ou cicloparafinas, sendo 
hidrocarbonetos cíclicos que contém apenas 
ligações simples. 
 Fórmula geral: CnH2n. 
 Nomenclatura: clico + prefixo + intermediário + 
sufixo. 
 
Ciclenos 
 Apresentam uma única ligação dupla. 
 Devemos numerar a cadeia sempre a partir dos 
carbonos da dupla. 
 Depois de numerar a dupla, as ramificações devem 
receber as menores numerações. 
 
 
Compostos aromáticos 
 Possuem um ou mais anéis benzênicos ou núcleos 
aromáticos. 
 2 núcleos: naftaleno. 
 O benzeno é um líquidoincolor, volátil e 
inflamável. É usado como matéria-prima de 
plásticos, corantes, medicamentos, tintas, 
detergentes, loções, adesivos, borrachas. 
Química 
 
 
 A principal fonte de obtenção natural dos 
aromáticos é o carvão. 
 
Nomenclatura 
 Metilbenzeno = tolueno. 
 Orto: posições 1 e 2, com carbonos vizinhos. 
 Meta: posições 1 e 3. 
 Para: posições 1 e 4. 
 
Álcool 
 Apresentam um ou mais grupos hidroxila diretamente 
ligados a átomos de carbono saturado: sp3. 
 O etanol também é chamado de etílico 
 
Nomenclatura 
 Ramificações + prefixo + intermediário + sufixo = OL. 
 Ordem alfabética / nº de carb. / nº do carbono se 
houver instauração e o tipo de ligação / nº de carbono 
onde estiver o grupo funcional e a função. 
 
Enol 
 Apresentam um ou mais grupos hidroxila ligados 
diretamente a átomos de carbono insaturados. 
 Apresentam baixa estabilidade, ou seja, são instáveis e 
convertem-se facilmente em aldeído ou cetona. 
 
Fenol 
 Apresentam um ou mais grupos hidroxila diretamente 
ligados ao carbono do anel aromático. 
 Apresentam caráter ácido. 
 
Nomenclatura 
 A hidroxila tem prioridade na numeração. 
 O orto é o primeiro após a hidroxila. 
 
Cetona 
 Apresentam o grupamento carbonila (C = O) entre 
carbonos. 
 O menor é a propanona, ou seja, a acetona. Ela é 
conhecida como acetona comum. É um líquido incolor, 
muito volátil e inflamável, de odor agradável, solúvel 
em água e outros solventes orgânicos. 
 É utilizada como solvente de esmaltes, tintas e 
vernizes, na extração de óleos de sementes vegetais 
(oleaginosas) entre outros. 
 A acetona é também formada em nosso organismo 
devido à decomposição incompleta de gorduras. Pode 
ser detectada em casos de infarto do miocárdio. 
 
Aldeídos 
 Possuem o carbono da extremidade da cadeia 
realizando dupla ligação com o oxigênio e uma ligação 
com o hidrogênio. 
 O metanol possui cheiro característico e irritante além 
de ser bastante solúvel em água. Soluções aquosas 
deste composto são vendidas na concentração de 40% 
aproximadamente com o nome de “formol” ou 
“formalina”. É utilizado como desinfetante, na 
conservação de peças anatômicas e cadáveres, na 
fabricação da baquelite (um plástico, polímero 
sintético) entre outros. 
 Por outro lado, o etanal é responsável pela “ressaca” 
decorrente da ingestão em excesso de bebidas 
alcoólicas e também pela emissão dos automóveis 
movidos a etanol. É utilizado para a produção de ácido 
acético – componente da solução aquosa conhecida 
como vinagre. 
 
Ácidos carboxílicos 
 Apresentam o grupo funcional carboxila (-COOH). 
 
 
 
 O ácido fórmico é encontrado em certas formigas 
vermelhas e é responsável pela sensação de ardência 
quando sofremos picadas. 
 O ácido acético é um líquido incolor de cheiro 
penetrante e sabor azedo. É ele o responsável pelo 
sabor do vinagre (acetum = vinagre). É produzido pela 
oxidação do etanol (álcool etílico) na presença do 
oxigênio do ar com auxílio de catalisadores químicos 
ou microorganismos. 
 
Sais de ácido carboxílico 
 São compostos formados a partir da reação de 
neutralização entre um ácido carboxílico e uma base. 
 Os sabões são exemplos clássicos de sais de ácidos 
carboxílicos. São formados a partir da reação de um 
ácido graxo (ácido carboxílico de cadeia longo) e uma 
base inorgânica forte, geralmente o NaOH ou o KOH. 
 
 
 
Ésteres 
 São derivados dos ácidos carboxílicos, em que há a 
substituição do hidrogênio da carboxila por algum 
grupo orgânico, que pode ser um radical alquila (R) ou 
arila (Ar). 
 Quando esse processo ocorre formando um éster 
cíclico, temos a formação de uma lactona. 
 São muito utilizados como flavorizantes, ou seja, 
atribuem cheiro e sabor. São encontrados em balas, 
doces e sorvetes com sabores artificiais. 
 Ésteres de cadeias maiores são encontrados em óleos 
e gorduras de origem animal ou vegetal, além de serem 
muitos importantes na produção de plásticos 
chamados depoliésteres. 
 Normalmente formados em uma reação de 
esterificação. 
 Ácido + álcool ou fenol = éster + água. 
 
 
Química 
 
 
 Nomenclatura: -------------- ato de -------------- ila. 
 
 
 
 
Anidrido de ácido 
 Compostos orgânicos oxigenados a partir de uma 
reação de eliminação ou desidratação entre dois 
ácidos carboxílicos. 
 Nomenclatura: anidrido + nome dos ác. Carboxílicos 
em ordem alfabética e separados por hífen. 
 
Éter 
 Apresentam um átomo de oxigênio ligado a dois 
radicais orgânicos. 
 Nomenclatura: grupo menor – óxi – grupo maior – ano. 
 
Aminas 
 Compostos orgânicos nitrogenados que derivam da 
amônia (NH3) pela substituição de um ou mais 
hidrogênios por radicais orgânicos. 
 Apresentam características básicas que apresentam 
cheiro desagradável de peixe podre (principalmente a 
trimetilamina). 
 A basicidade é devido ao par de elétrons disponíveis 
que podem ser cedidos na ligação dativa. 
 São encontradas em fármacos, mas também são 
utilizadas como drogas (as metanfetaminas). 
 Os alcaloides (cafeína, nicotina, coniina e cocaína) são 
exemplos clássicos de aminas encontradas em nosso 
dia-a-dia. 
 Nomenclatura: ramificações + prefixo + intermediário 
+ (nº do carbono em que está) amina. 
 
 
 
Amidas 
 Derivados de ácidos carboxílicos que apresentam em 
sua estrutura uma carbonila (CO) ligada a um 
nitrogênio. 
 Praticamente neutra, com baixo caráter básico. 
 Nomenclatura: substituindo-se a terminação ICO por 
amida. 
 
 
 
Nitrocomposto 
 Possuem o grpo nitro (NO2) ligado a uma cadeia 
carbônica. 
 Nomenclatura: (número do carbono) nitro + nome do 
alcano correspondente. 
 
Nitrila 
 Também conhecidas como cianetos. 
 São substâncias químicas que apresentam em sua 
composição o grupo funcional –CN, obtidas a partir da 
substituição do hidrogênio do HCN por um radical 
orgânico. 
 A acrilonitrila (CH2CHCN), utilizada na fabricação de 
polímeros acrílicos, como, por exemplo, as lãs 
sintéticas conhecidas como orlon e são de grande 
importância. Estas lãs sintéticas são apropriadas para a 
confecção de agasalhos e cobertores. 
 Nomenclatura: nome do alcano + nitrila. 
 
Haletos orgânicos 
 Quando ao tipo de halogênio presente na molécula: 
podem ser fluoretos, cloretos, crometos, iodetos ou 
mistos. 
 Quanto ao tipo de carbono a que o haleto está ligado 
diretamente: podem ser primários, secundários ou 
terciários. 
 Nomenclatura: CHCl3 : triclorometano. 
 
Carvão ativado: adsorve gases e limpa as superfícies. 
 
Função mistas 
 
Ácido > aldeído > cetona > álcool > amina 
 
 Depois de escolher a função principal, a segunda será 
uma ramificação. 
 
Álcool: hidroxi. 
Cetona e aldeído – OXO. 
Amina – amino. 
 
Polaridade 
As principais propriedades físico-químicas: 
 Solubilidade. 
 Ponto de fusão e ebulição. 
 Caráter ácido (enóis, fenóis, ácido carboxílicos e ácido 
sulfônico) ou básico (aminas). 
 
Precisaremos das seguintes ferramentas 
 Polaridade. 
 Forças inter-moleculares. 
 Efeitos indutivo e mesomérico. 
 
Polaridade dos compostos orgânicos e forças inter-molecular 
Hidrocarbonetos: apolares. 
 Dipolo induzido. 
 
Álcool: OH polar e CH apolar. Quanto menor a cadeia, mais 
polar. 
 Ponte de hidrogênio entre si. 
 
Fenol: parte polar e parte apolar. 
 Ponte de hidrogênio entre si. 
 
Química 
 
 
Enol: polar. 
 Ponte de hidrogênio entre si. 
 
Cetona e aldeído: ligeira polaridade. 
 Entre duas moléculas não tem ponte de hidrogênio, 
mas dentro da água formam. 
 
Éter: ligeira polaridade e, quanto maior a cadeia de 
hidrocarbonetos mais apolar. 
 Entre duas moléculas não tem ponte de hidrogênio, 
mas dentro da água formam. 
 
Éster: parte polar. 
 Entre duas moléculas não tem ponte de hidrogênio, 
mas dentro da água formam. 
 
Ácido carboxílico: polar. 
 Ponte de hidrogênio entre si. 
 
Amina: polaridade formada entre N-H, porém, a amina terciária 
tem baixa polaridade, pois tem os seus três hidrogênios 
substituídos. 
 
Amida:polar. 
 
Compostos apolares 
 Fazem interações intermoleculares do tipo dipolo-
induzido (também chamada de forças de London ou 
van der Waals), que são relativamente fracas, 
portanto, apresentam baixos pontos de fusão e 
ebulição. 
 Com o aumento da cadeia carbônica (ou massa 
molecular) temos também o aumento do ponto de 
fusão e ebulição. 
 
Compostos polares sem pontes de hidrogênio 
 Possuem temperaturas de fusão e ebulição mais 
elevadas em relação aos compostos apolares vistos 
anteriormente. Isso ocorre devido ao tipo de interação 
intermolecular ser mais forte: dipolo permanente – 
dipolo permanente. 
 O aumento da massa molar para os compostos que 
realizam DP-DP acarreta num aumento dos pontos de 
fusão e ebulição. 
 
 Compostos polares com pontes de hidrogênio 
 As pontes ou ligações de hidrogênio são interações 
mais fortes quando comparadas as anteriores, dessa 
forma, estes compostos apresentarão pontos de fusão 
e ebulição superiores quando comparados àqueles que 
realizam DI-DI ou DP-DP de massa molecular 
semelhante. 
 
 O aumento da massa molecular e também o aumento 
do número de pontes de hidrogênio acarretam num 
aumento dos pontos de fusão e ebulição. 
 
Efeito indutivo 
 Polarização causada pela diferença de 
eletronegatividade entre átomos. 
 Diminui com a distância entre os átomos (se perde com 
a distância). 
 Negativo: ocorre quando um átomo mais 
eletronegativo atrai elétrons da cadeia. 
 Positivo: ocorre quando um átomo menos 
eletronegativo “empurra” elétrons na cadeia. 
 
Efeito mesomérico ou efeito ressonante 
 Polaridade produzida em uma molécula devido à 
interseção entre as ligações de 2 pi ou uma ligação de 
sinal pi – um único par de elétrons. 
 
Solubilidade 
 Semelhante dissolve semelhante. 
 Quanto maiores as atrações entre as moléculas, 
maiores os pontos de fusão e ebulição. 
 Quando o tipo de força intermolecular entre as 
moléculas comparadas for o mesmo, terão maiores 
atrações as moléculas de maior massa (maior número 
de elétrons). 
 Se tivermos o mesmo tipo de força e a mesma massa, 
terão maiores forças de atração as moléculas de maior 
superfície de contato, ou seja, mais lineares e menos 
ramificadas. 
 Quanto maior o número de pontes de hidrogênio 
realizadas pela substância e água, maior será a 
solubilidade da mesma. 
 Mesmo substâncias que podem realizar pontes de 
hidrogênio com a água não são necessariamente 
solúveis nela. Isso ocorre quando a cadeia carbônica é 
grande e prevalece a região apolar. 
 
Acidez e basicidade 
 Ácido cede o H+ e se transforma em uma base, 
formando um par conjugado. 
 Ácido: recebe par de e- em ligação dativa. 
 Base: doa par de e- em ligação dativa. 
 Quanto mais disponível o par de elétrons maior o 
caráter básico. 
 Mais básico = maior Kb = menor pKb. 
 Mais ácido = maior Ka = menor pKa. 
 
Acidez 
Efeito de ressonância 
 Ocorre pela mudança de posição de pares de elétrons 
ao longo da estrutura dos compostos orgânicos que 
possuem insaturações. 
 Quanto mais formas de ressonância, mais estável é o 
ânion e consequentemente mais forte será o ácido. 
 
Efeito de cadeia 
 Tomando como exemplo os ácidos carboxílicos, 
podemos observar que a acidez destes compostos 
decresce quando há aumento da cadeia carbônica. Isso 
ocorre devido aos átomos da cadeia cederem elétrons 
para o grupo carboxila e assim dificultar a saída do 
grupo H. 
 Essa diminuição da acidez em relação ao aumento da 
cadeia ocorre devido ao efeito indutivo doador de 
elétrons. 
 
Efeito do Substituinte 
 Grupos substituintes doadores (pouco 
eletronegativos) de elétrons diminuem a acidez. 
 Grupos substituintes sacadores (muito eletronegativo) 
de elétrons aumentam a acidez. 
 
 
Química 
 
 
pKa 
 Indica a tendência em doar prótons, ou seja, íons H+. 
 Quanto mais forte o ácido, menor é o valor de seu pKa. 
 
 
 
Basicidade 
 As aminas (compostos teoricamente derivados da 
amônia – NH3) são básicos devido a presença de um 
par eletrônico não ligante no átomo central, ou seja, 
no átomo de nitrogênio. 
 
Sabão e detergente 
 Função: remover a gordura. 
 São emulsificantes, dissolvem a gordura na água. 
 São tensoativos, quebrando a tensão superficial. 
 Cabeça polar e cauda apolar, quebrando a tensão 
superficial pois fica entre as moléculas de água. 
 Micela: quando a água adere a cabeça e o óleo se junta 
ao rabo, com ligações íon-dipolo. 
 
Sabão: originado da gordura + NaOH ou KOH, formando um sal 
orgânico e sendo biodegradável. 
 Ele precipita na presença de água dura (Ca2+ e Mg2+), 
perdendo sua função. 
 
Detergente: originado do petróleo e nem sempre é 
biodegradável. 
 Não precipita na água dura. 
 
Isomeria 
Isômeros: compostos diferentes que apresentam a mesma 
fórmula molecular. 
 
Isomeria plana 
 Compostos que diferem na posição dos átomos no 
espaço, podendo ser: 
 
1. Isomeria de cadeia. 
2. Isomeria de posição. 
3. Isomeria de compensação ou metameria. 
4. Tautomeria. 
 
Isomeria de cadeia 
 Compostos se diferem apenas no tipo de cadeia 
carbônica – fechada, aberta, ramificada, saturada, 
insaturada, etc. 
 
 
Isomeria de posição 
 Compostos se diferem na posição de ramificações 
(grupos substituintes) ou das insaturações – duplas ou 
triplas. 
 
 
 
Isomeria de compensação ou metameria 
 Compostos se diferem pela mudança na posição de 
heteroáromos. 
 
 
 
Isomeria de função 
 Compostos se diferem quanto às funções orgânicas. 
 Casos comuns: 
 
1. Álcoois e éteres. 
2. Álcoois aromáticos, éteres aromáticos e Fenóis. 
3. Aldeídos e cetonas. 
4. Ácidos carboxílicos e ésteres. 
 
Tautomeria 
 Caso particular da isomeria de função onde os 
isômeros estão em equilíbrio químico. 
 Casos comuns: 
 
1. Aldeído e enol. 
2. Cetona e enol. 
 
 
 
Isomeria espacial 
Estereoisômeros 
 Têm seus átomos conectados na mesma sequência 
mas diferem no arranjo espacial. 
 
Enantiômeros 
 São imagens especulares não sobreponíveis entre si. 
Química 
 
 
Diastereoisomeros 
 Quando as moléculas não são imagens especulares 
entre sim. 
 
1. Isomeria Cis-Trans. 
2. Isomeria Óptica. 
 
Diferenças biológicas dos enantiômeros 
 Podem ser diferenciados por outra substância quiral, 
como os receptores do nosso organismo. 
 
Isomeria geométrica 
Isomeria cis-trans 
 Pode ocorrer em compostos com duplas ligações e em 
compostos cíclicos. 
 
 A dupla ligação divide a molécula em duas regiões 
diferentes. 
 Na estrutura do isômero à esquerda os átomos de 
cloro (maior massa molecular em relação aos 
hidrogênios) estão do mesmo lado da molécula. Essa 
configuração é chamada de cis. 
 Em relação ao isômero da esquerda, os átomos de 
cloro estão de lados opostos da dupla ligação, ou seja, 
do plano que divide a molécula ao meio. Esta 
configuração é chamada de trans. 
 
Em compostos cíclicos 
 Os compostos cíclicos (de 3 a 5 carbonos) possuem 
cadeias ou núcleos que dividem a molécula em duas 
regiões (acima e abaixo da cadeia) sendo também os 
ligantes ou substituintes posicionados também acima 
ou baixo do plano da cadeia principal. 
 
 
 
Isomeria óptica 
 Deve apresentar carbono quiral, também chamado de 
assimétrico ou centro esterogênico. Eles fazem quatro 
ligações simples e, os quatro ligantes presentes nesse 
carbono são diferentes entre si. 
 
 
 
 
 
 Observe que se tentarmos encaixar as duas moléculas 
uma em relação a outra, nunca haverá coincidência 
entre todos os pontos. Por isso verificamos que são 
realmente moléculas distintas entre si. 
 Uma propriedade desses compostos é a capacidade 
em rotacionar a luz plano-polarizada. 
 
Misturas racêmicas: não é um isômero. São misturas entre 
quantidades iguais dos isômeros dextrogiros e levogiros, 
ficando inativo. Ela deixa passar a luz sem mudar o plano. 
 
1. Levogiros: rotacionam a luz para esquerda ou no 
sentido anti-horário. 
2. Dextrogiros: rotacionam para a direita ou no sentido 
horário. 
 
 Os químicos utilizam