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QUÍMICA 
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Capítulos de Química 
1. LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS E TEORIA ATÔMICA CLÁSSICA……………………PÁG. 6 
2. NATUREZA ELÉTRICA DA MATÉRIA E NÚCLEO ATÔMICO……………..……………PÁG. 7 
3. TEORIA QUÂNTICA ANTIGA TEORIA QUÂNTICA MODERNA………………………PÁG. 8 
4. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA……………………………………………………………………PÁG. 9 
5. PROPRIEDADES PERIÓDICAS I………………………………………………………….………PÁG. 10 
6. PROPRIEDADES PERIÓDICAS II…………………………………………………………….…..PÁG. 11 
7. LIGAÇÕES IÔNICAS…………………………………………………………………………….…..PÁG. 12 
8. LIGAÇÕES METÁLICAS………………………………………………………………….…………PÁG. 13 
9. LIGAÇÕES COVALENTES………………………………………………………………….……..PÁG. 14 
10. GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS……………..……..PÁG. 15 
11. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES…………………………………………………..……..PÁG. 16 
12. ANÁLISE IMEDIATA……………….………………………………………………………………….PÁG. 17 
13. ÁCIDOS DE ARRHENIUS………………………………………………………………….……….PÁG. 18 
14. BASES DE ARRHENIUS………………………………………………………………….…..……..PÁG. 19 
15. SAIS………………………………………………………………………………………………………..PÁG 20 
16. ÓXIDOS …………………………………………………………………………………..……………..PÁG. 21 
17. REAÇÕES INORGÂNICAS………………………………………………………………….……..PÁG. 22 
18. INTRODUÇÃO AO EQUILÍBRIO QUÍMICO……………………………………..…………..PÁG. 23 
19. CONSTANTES DE EQUILÍBRIO………………………………………………………..………..PÁG. 24 
20.EQUILÍBRIO IÔNICO…………………………………………………..……………………………PÁG. 25 
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21. SOLUÇÃO TAMPÃO E HIDRÓLISE SALINA………………………………………..………PÁG. 26 
22.EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE………………………………………………………..……...PÁG. 27 
23.OS SISTEMAS QUÍMICOS E SUAS TRANSFORMAÇÕES…………………....………PÁG. 28 
24.MUDANÇAS DO ESTADO FÍSICO……………………………………………………...……..PÁG. 39 
25.CURVAS DE AQUECIMENTO, DIAGRAMAS DE FASES E DENSIDADE……...….PÁG. 30 
26.CÁLCULOS QUÍMICOS…………………………………………………………………….……..PÁG. 31 
27. ESTUDO FÍSICO DOS GASES……………………………………………..……….…………..PÁG. 32 
28.CÁLCULOS DE FÓRMULAS………………………………………………………….…...…….PÁG. 33 
29.CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS…………………………………………………….……..PÁG. 34 
30.INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA……………………………………………………….…..PÁG. 35 
31. CALORES DE REAÇÃO………………………………………………………………………..…..PÁG. 36 
32.ENERGIA DE LIGAÇÃO E LEI DE HESS……………………………………………….……..PÁG. 37 
33.INTRODUÇÃO AO ESTUDO DAS SOLUÇÕES……………………………………….…..PÁG. 38 
34.CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES…………………………………………………….…..PÁG. 39 
35.DILUIÇÃO E MISTURA DE SOLUÇÕES………………………………………………….…..PÁG. 40 
36.INTRODUÇÃO À CINÉTICA QUÍMICA…………………………………………………...….PÁG. 41 
37. TEORIA DAS COLISÕES E DO COMPLEXO ATIVADO………………………….…….PÁG. 42 
38.CATALISES …………………………………………………………………………….………………PÁG. 43 
39.LEI DA VELOCIDADE……………………………………………………………………………….PÁG. 44 
40. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO E NOX………………………………………………..…….PÁG. 45 
41. PROCESSOS ELETROQUÍMICOS……………………….…………………………….…..…PÁG. 46 
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42.PILHAS…………………………………………………………………………………………………..PÁG. 47 
43.ELETRÓLISES E LEIS DE FARADAY……………………………………………………….…..PÁG. 48 
44.PROPRIEDADES COLIGATIVAS………………………………………………………………..PÁG. 49 
45.COLOIDES……………………………………………………………………………………………..PÁG. 50 
46.REAÇÕES NUCLEARES……………………………………………………………….…………..PÁG. 51 
47. QUÍMICA ORGÂNICA………………………………………………………………………….…..PÁG. 52 
48.COMPOSTOSAROMÁTICOS……………………………………………………………….…..PÁG. 53 
49.ÁLCOOIS, FENÓIS E ÉTERES………………………………………………………….………..PÁG. 54 
50.ALDEÍDOS E CETONAS……………………………………………………………………….…..PÁG. 55 
51. ÁCIDOS E SAIS CARBOXÍLICOS……………………………………………………………..PÁG. 56 
52.ÉSTERES …………………………………………………………………………………………..…...PÁG. 57 
53.AMINAS, AMIDAS E OUTRAS FUNÇÕES ORGÂNICAS……………………….….…..PÁG. 58 
54.ISOMERIA PLANA……………………………………………………………………………….…..PÁG. 59 
55. ISOMERIA ESPACIAL ………………………………………………………………………………PÁG. 60 
56.PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS……………….……….PÁG. 61 
57. TEORIAS ÁCIDO-BASE MODERNAS………………………………………………………….PÁG. 62 
58.ÁCIDOS E BASES ORGÂNICOS……………………………………………….…………….…PÁG. 63 
59.REAÇÕES DE ADIÇÃO…………………………………………………………………….……….PÁG. 64 
60.REAÇÕES DE ELIMINAÇÃO……………………………………………………….……….…….PÁG. 65 
61. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO…………………………………………………………….….……….PÁG. 66 
62.REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO…………………………………………………….…………….PÁG. 67 
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63.POLÍMEROS ………………………………………………………………………………………….PÁG. 68 
64.BIOMOLÉCULAS: CARBOIDRATOS E PROTEÍNAS…………………………………….PÁG. 69 
65.BIOMOLÉCULAS: ÁCIDOS NUCLEICOS E LIPÍDEOS………………………..……….PÁG. 70 
66.QUÍMICA AMBIENTAL I………………………………………………………………….………..PÁG. 71 
67. QUÍMICA AMBIENTAL II…………………………………………………….…………………….PÁG. 72 
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LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS E 
TEORIA ATÔMICA CLÁSSICA
• Demócrito(460-370a.C.) acreditava na 
existência de uma partícula indivisível, que 
seria o “átomo”.
• Surgimento da alquimia, que possuía como 
objetivo a transmutação de um metal qualquer 
em ouro.
• Na química do século XVIII surgem as leis 
ponderais, que relacionam as massas dos 
participantes das reações químicas.
Primeira Lei Ponderal
Lei de Lavoisier ou Lei da 
Conservação das Massas: 
A soma das massas dos reagentes é igual a 
soma das massas dos produtos, em um 
sistema fechado.
Ex.: A transformação do ozônio em oxigênio 
comum é representada pela equação:
2O3 → 3O2
Pergunta: Quando 96g de ozônio 
transformam-se completamente, a
massa de oxigênio comum produzida é
igual a:
Resposta: De acordo com a Lei de
Lavoisier, a soma das massas dos
reagentes é igual à soma das massas
dos produtos. Se temos 96 gramas do
ozônio, obrigatoriamente a massa de
oxigênio produzida será igual a 96
gramas.
Segunda Lei Ponderal
Lei de Proust ou Lei das Proporções 
Definidas: as reações químicas ocorrem 
obedecendoumaproporçãodefinidaem massa, 
entre os seus participantes.
Ex.:Proust concluiu que a água (substância 
pura) é formada de hidrogênio e oxigênio, 
sempre na proporção constante de 1/8 em 
massa.
 
Dica para lembrar:
"P" de Proust = "P" de Proporção, assim fica mais fácil para 
lembrar que a Lei de Proust está relacionada com a 
Proporção. Logo, em questões teóricas essa dica te
ajudará bastante.
Terceira Lei Ponderal
Lei de Dalton ou Lei das Proporções Múltiplas: quando dois 
elementos distintos formam duas ou mais substâncias 
compostas diferentes, se a massa de um deles permanecer 
fixa, a do outro irá variar em uma relação de números 
inteiros e pequenos.
 
• Modelo Atômico de Dalton:“Bola de Bilhar”, a 
matéria é formada por átomos químicos indestrutíveis.
• Em uma reação química os átomos de um mesmo elemento 
são iguais em todas suas características.
• Condiz com a Teoria Atômica de Dalton.
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• Os tubos de raios catódicos 
consiste em um tubo de 
vidro que foi feito a vácuo, 
tendo em cada 
extremidade eletrodos de 
metal, um negativo 
(cátodo) e um positivo 
(ânodo).
Modelo Atômico de 
Thomson
• Modelo mais conhecido como 
“Pudim de Passas”, pois o 
átomo era formado por cargas 
positivas e negativas.
• Descoberta dos elétrons pelos 
raios catódicos em um ampola 
de vidro.
Curiosidade:
• A carga do elétron foi 
determinada por Millikam 
( C).
• Todas as cargas positivas e 
negativas que ele observou 
eram sempre múltiplas de uma 
carga unitária, a carga do 
elétron.
1,6 × 10−19
Experiência de 
Rutherford
A experiência de Rutherford 
consistia no bombardeamento 
de uma radiação emitida pelo 
polônio (Po) sobre uma fina 
placa de ouro (era composta 
por átomos de ouro). Durante a 
realização desse experimento, 
Rutherford percebeu que após 
atravessar esses átomos a 
radiação realizava desvios 
anormais. Logo, ele concluiu que 
a causa desse desvio era devido 
ao centro ou um núcleo muito 
pequeno do átomo, onde estão 
concentradas cargas elétricas de 
um único tipo.
NATUREZA ELÉTRICA DA MATÉRIA 
E NÚCLEO ATÔMICO
Modelo Atômico de 
Rutherford
• “ModeloPlanetário”em que o 
átomo é comparado com o sistema 
solar.
• O núcleo é positivo e os 
elétrons giram em órbitas 
circulares ao seu redor.
Fórmula Geral: A = Z + N
A= Nº de massa;
Z= Nº Atômico (Nº de prótons)
N= Nº de nêutrons;
• Isso significa que quando o 
átomo é neutro, ou seja, a 
quantidade de cargas positivas 
(prótons) é igual à quantidadede cargas negativas (elétrons), o 
número atômico indica também 
o número de elétrons.
 Exemplo: O césio normal tem 
massa atômica 133 e número 
atômico 55, logo o elemento
 possui:
 A=Z+N
 133 = 55 + N
N = 78 nêutrons
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8
 Subnível de 
valência: é o 
subnível mais distante 
do núcleo.
Subnível mais 
energético: é o 
subnível que parece 
por último na 
distribuição 
energética.
TEORIA QUÂNTICA ANTIGA 
TEORIA QUÂNTICA MODERNA
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9
Mendelev foi o químico que mais se aproximou da classificação periódica moderna. Ele criou uma carta 
para cada um dos 63 elementos conhecidos na época, indicando o símbolo do elemento, a massa atômica 
e duas propriedades químicas e físicas.
 
A tabela periódica moderna foi baseada no número atômico dos elementos.
Os sete períodos tem relação com número quântico principal (n) dos elétrons de valência dos átomos 
de certo elemento de um dado período.
A tabela periódica é dividida em metais, ametais, semi-metais, gases nobres e hidrogênio.
Os elementos metálicos apresentam brilho característico, são bons condutores de calor, possuem 
elevada condutividade elétrica, são dúcteis e maleáveis.
Os elementos ametálicos não apresentam brilho, não são bons condutores térmicos, nem elétricos e a 
maioria das substâncias formadas são gasosas.
 Os semi-metais são semicondutores elétricos e a condutividade elétrica aumenta com o aumento da 
temperatura.
Os gases nobres possuem átomos com o octeto (à exceção do He) e se apresentam na natureza na 
forma de gases monoatômicos, com exceção do Oz, que é sólido.
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA 
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10
 
São propriedades químicas e 
físicas dos elementos 
relacionados na tabela periódica.
Propriedades aperiódicas: não se 
repetem com o aumento do 
número atômico.
Raio atômico:
O raio iônico refere-se a mudança no
tamanho de um átomo quando ele perde 
ou ganha elétrons.
Ou seja, raio atômico é a medida de um
átomo neutro (distância do seu núcleo até 
a eletrosfera).
PROPRIEDADES PERIÓDICAS I
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Temperatura de fusão e 
ebulição:
 
Eletropositividade:
Tendência de um átomo perder 
elétrons em uma ligação química.
PROPRIEDADES PERIÓDICAS II
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O NaCl possui ponto de fusão e ebulição 
extremamente elevados.
Seu ponto de fusão é 800°C e o seu
 
Os sólidos iônicos são maus condutores de 
eletricidade devido a pouca movimentação do íons 
nesse estado.
Mas, depois de fundidos ou dissolvidos 
eles se tornam bons condutores de 
eletricidade, pois acontece dissociação 
iônica e os íons passam a ter 
movimentação necessária para condução 
de energia elétrica.
S
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Metal + Metal; ocorre entre átomos de metais em que os 
elétrons circulam livremente entre os seus cátions, formando 
retículo sólido (modelo de mar de
elétrons). 
Mar de elétrons: os átomos metálicos perdem os seus 
elétrons de valência, já que possuem baixas energia de 
ionização. Contudo, tais elétrons permanecem confirmados no 
metal por meio de atração eletrostática com os cátions, o que 
justifica o fato de se fixarem uniformemente, distribuídos pela 
estrutura.
Os metais são, em sua maioria, sólidos em condições 
ambientes, exceto mercúrio (Hg), que apresenta-se em estado 
líquido em condições ambiente.
Os metais apresentam pontos de fusão e ebulição 
elevados. Os metais de transição apresentam maiores P.F. e 
P.E. do que os metais representativos. E quanto maior o número 
de elétrons na camada de valência, maiores são os pontos de 
fusão e ebulição.
Os metais apresentam boa condutividade elétrica e 
térmica; a alta condutividade térmica dos materiais metálicos 
também pode ser explicada pela mobilidade dos elétrons, 
pois essa mobilidade permite a rápida distribuição de energia 
cinética
pelo sólido.
A superfície polida de um metal funciona como espelho, isso 
se deve aos elétrons deslocalizados que absorvem a energia 
da luz e a emitem quando retornam ao estado fundamental.
Os metais são insolúveis nos solventes moleculares 
comuns. O mercúrio (Hg) é um líquido que consegue dissolver 
a maioria dos metais, e os metais alcalinos se dissolvem em 
amônia líquida (NH3).
Os metais são bastantes maleáveis e dúcteis (formam 
lâminas e fios,
respectivamente).
Teoria das Bandas Eletrônicas: a superposição ou 
interpenetração dos orbitais atômicos leva à formação de 
orbitais moleculares. O preenchimento incompleto das bandas 
eletrônicas da origem as propriedades tipicamente metálicas, 
como a condutividade térmica e elétrica. Ligas metálicas são 
formadas pela união de dois ou mais metais, ou ainda, pela união 
entre metais e ametais (com maior porcentagem dois 
elementos metálicos)
Ex.: latão (Cu e Zn); amálgama; ouro quilates (Cu, Ag, Au); 
bronze (Cu e Sn); aço (Fe, C e traços de Si, S, P).
As substâncias metálicas possuem retículos cristalinos, 
formados por íons positivos, nos quais os elétrons das ligações 
estão parcialmente localizados.
 
 
 
LIGAÇÕES METÁLICAS 
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•Formulação de substâncias químicas: molecular, eletrônica e 
estrutural plana.
-fórmula molecular: somente indica os elementos existentes 
em uma molécula da substância e quantos átomos de cada 
elemento existem nela. Ex.: HCl; H3PO4
-fórmula eletrônica: é aquela que se baseia na representação 
de Lewis.
-fórmula estrutural plana: é aquela que representa as 
ligações por meio de traços e setas, não importando a 
distribuição espacial dos átomos.
CUIDADO! H3PO3 e H3PO2 só possuem 2H e 1H ligados ao 
oxigênio, respectivamente. Os demais hidrogênios estão ligados 
diretamente ao fósforo.
•Nas substâncias moleculares, os átomos se ligam por meio de 
ligações covalentes, formando aglomerados de tamanhos 
definidos. Diferença entre substâncias moleculares e covalentes:
 
•Alotropia: alguns elementos químicos formam diferentes 
substâncias simples. A diferença entre os alótropos pode estar na 
atomicidade ou no arranjo cristalino dos átomos ou das 
moléculas. 
•alotropia do carbono: grafite e diamante; 
•alotropia do oxigênio: gás oxigênioe ozônio; 
•alotropia no fósforo: fósforo branco e fósforo vermelho.
LIGAÇÕES COVALENTES 
• Ligação covalente consiste no 
compartilhamento de elétrons entre 
átomos. Esse compartilhamento leva 
à formação de espécies menos 
energéticas, ou mais estáveis que os 
átomos isolados.
• A ligação covalente seria, então, o 
resultado das interações de dois elétrons e 
dois núcleos, o que acaba provocando 
abaixamento da energia potencial nos 
átomos.
• Quanto à ordem:
- simples: uma par de elétron é
compartilhado por dois átomos;
- dupla: quando dois pares de elétrons são 
compartilhados;
- tripla: três pares de elétrons
compartilhados.
• Quanto à forma:
- sigma: quando o orbital molecular é
resultado da interpenetração frontal de 
orbitais atômicos (ligação mais forte).
-pi:quando os orbitais atômicos estiverem em 
eixos paralelos, podem interpenetrar-se 
lateralmente, originando um orbital molecular 
(ligação mais fraca).
• Quanto à polaridade: a ligação 
covalente pode apresentar algum caráter 
iônico quando houver diferença de 
eletronegatividade entre os átomos que a 
estabelecem.
- ligação covalente apolar:quando os 
dois átomos que se ligam possuem a 
mesma eletronegatividade;
- ligação covalente polar:quando 
existe diferença de eletronegatividade.
• Fatores que afetam a intensidade 
da ligação covalente: presença de 
pares isolados (elétrons não 
ligantes), tamanho dos átomos 
envolvidos (raio atômico) e ordem 
de ligação.
1. Presença de pares isolados: intensifica as 
forças de repulsão, enfraquecendo a ligação.
2. Raio atômico: quanto maiores forem os 
átomos envolvidos na ligação covalente, mais 
fraca ela será.
3. Ordem de ligação: quanto maior o número 
de pares eletrônicos compartilhados, mais 
curta e mais intensa será a ligação covalente 
entre dois átomos.
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•Hibridização:trata-
sedoprocessodecombinaçãode orbitais 
atômicos em um átomo (geralmenteo 
central) de modo a gerar um novo 
conjunto de orbitais atômicos, os 
orbitais híbridos. 
•Características: ocorre entre 
orbitais não equivalentes, 
necessita de uma energia inicial 
(a liberação de energia é 
superior à absorção de energia) 
e as ligações covalentes 
formam-se mediante a 
sobreposição espacial.
DICAS: moléculas diatômicas com 
átomos iguais são apolares; compostos 
com apenas carbono e hidrogênio são 
apolares (aproximadamente); moléculas 
com alto grau de simetria são apolares 
(CO2, BF3, BH3...); água = angular = 
sempre POLAR (não tem como 
equilibrar vetores).
CUIDADO! podemos ter uma 
substância APOLAR, mas com ligações 
POLARES.
GEOMETRIA MOLECULAR E 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
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• São mais 
fracas do que ligações químicas.
• São rompidas na ebulição.
1. Interações Dipolo-Dipolo ou Dipolo Permanente:
- ocorre com todas as substâncias polares;
- em geral, é mais forte que a dipolo induzido;
- por fatores como diferença de eletronegatividade e 
arranjo geométrico, essas moléculas possuem um 
dipolo elétrico permanente;
- são geralmente menos intensas que as ligações 
entre íons;
- diminuem a intensidade de forma acentuada com o 
aumento da distância.
2. Interações Dipolo-Dipolo Induzido:
- a primeira molécula induz o aparecimento de um 
dipolo elétrico na outra;
- moléculas que têm dipolos permanentes podem 
distorcer a distribuição de carga elétrica em outras 
moléculas vizinhas, mesmo que estas não possuam 
dipolos permanentes (moléculas apolares);
- aparece apenas em soluções; isso explica o fato de 
algumas substâncias moleculares polares, como a 
propanona, formarem mistura homogênea com 
outras apolares como o hexano.
 
5. Interações Íon-Dipolo:
- é a mais forte de todas;
- ocorre entre íons e moléculas polares, e não entre 
duas moléculas;
- as interações íon-dipolo são mais fortes quando o 
raio iônico é menor e a carga elétrica dos íons é 
INTERAÇÕES 
INTERMOLECULARES
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D. Flotação: é uma maneira de 
separar misturas cujas partículas, 
muito pequenas, se encontram 
dispersas no líquido. ex.: no 
tratamento de esgoto e na 
mineração, para separar os 
minérios de suas impurezas.
E. Centrifugação: decantação, 
mas com a aceleração bem maior. 
ex.: centrifugação do leite integral 
para obter leite desnatado e 
nata.
3. Separação dos 
componentes das misturas 
homogêneas:
A. Gás + gás: liquefação 
fracionada, realizada a altas 
pressões e lento resfriamento de 
uma misturada gasosa.
B. Gás + líquido: para expulsar 
o gás dissolvido em um líquido, 
pode agitar a solução, diminuir a 
pressão ou aquecer a mistura.
C. Gás + sólido: aquecendo a 
mistura, o gás é expulso do 
sólido (destilação seca). ex.: 
aquecimento de madeira, em que 
há liberação de metanol.
D. Sólido + líquido: destilação, 
a substância mais volátil possui 
menor temperatura de ebulição 
e vaporiza primeiro.
E. Líquido + líquido: 
destilação fracionada, os líquidos 
se destilam à medida que seus 
pontos de ebulição vão sendo 
atingidos. ex.: fabricação de 
cachaça.
1. Separação das misturas 
heterogêneas cujas 
fases são todas sólidas:
A. Catação: separa uma 
mistura entre dois sólidos 
que possuem grãos diferentes 
em relação ao tamanho, à cor 
ou ao formato. ex.: arroz e 
feijão; cristais de isômeros 
dextrogiros e levogiros.
B. Ventilação: a fase menos 
densa é separada por uma 
corrente de ar. ex.: separação dos 
grãos de arroz da casca nas 
máquinas de beneficiamento
C. Levigação: a fase mais leve é 
separada e
arrastada por uma corrente de 
água. ex.: separação de areia do 
ouro: a areia é arrastada pela 
corrente de água.
D. Flutuação: utiliza-se um 
líquido, normalmente a água, 
como elemento de separação de 
dois sólidos em que um deles 
possui densidade menor que a 
desse líquido. Isso faz com que o 
sólido menos denso fique 
sobrenadando. ex.: separação da 
serragem da areia e do alpiste da 
areia pela água.
E. Dissolução Fracionada ou 
Extração por Solvente: 
introduz-se a mistura em um 
líquido que dissolva somente um 
dos componentes - o 
componente insolúvel é separado 
da solução por filtração. Por 
evaporação ou por destilação da 
solução, separa-se o componente 
dissolvido
do respectivo líquido. ex.: 
separação de sal e areia pela 
água.
F. Fusão Fracionada: separa 
ligas metálicas, como ouro e 
prata de uma aliança, e quaisquer 
misturas entre sólidos. Levando a 
mistura a alto aquecimento, o 
componente que possuir o 
menor ponto de fusão 
“derreterá" primeiro. ex.: 
separação de areia + enxofre.
G. 
Cristalização Fracionada ou 
Evaporação: espontaneamente, com o 
passar do tempo, o líquido (ou solvente) 
evapora, restando o sólido. Na separação 
de dois sólidos, os componentes se 
cristalizam separadamente, à medida que 
vão sendo atingidos seus limites de 
solubilidade (coeficientes de solubilidade). 
ex.: obtenção de sais a partir da água do 
mar.
H. Peneiração ou Tamisação: é o 
método utilizado para separar misturas 
de sólidos em que o tamanho dos grãos é 
diferente. ex.: separação de areia fina das 
pedras.
Separação Magnética: ocorre quando um 
dos componentes da mistura possui 
propriedade magnética, podendo ser 
atraído por um ímã. ex.: separação da 
mistura de limalha de ferro + pó de 
enxofre.
I. Sublimação: processo usado 
quando um dos sólidos sofre 
sublimação. Por aquecimento da 
mistura, o componente que sublima 
se separa, no estado de vapor e, em 
seguida, se cristaliza. ex.: purificação 
de iodo e da naftalina.
Separação das fases de outras 
misturas heterogêneas:
A. Filtração: processo de separação da 
mistura de um sólido e um líquido em 
que o sólido ficará retido no papel de 
filtro. ex.: filtração da mistura água e 
areia e do ar no aspirador de pó.
B. Decantação: baseia-se no repouso de 
uma mistura heterogênea em que a 
substância menos densa se localiza sobre 
a substância mais densa. ex.: água e óleo.
C. Floculação: se baseia na adição de 
agente floculante, como o sulfato de 
alumínio em meio básico ou cloreto 
férrico. Esses agentes floculantes formam 
partículas em suspensão, que aglutinam as 
impurezas sólidas formando pequenos 
flóculos mais densos do que a fase líquida, 
os quais decantarão lentamente. ex.: 
tratamento de água.
ANÁLISE IMEDIATA
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ÁCIDOS DE ARRHENIUS
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- Hidróxido de Cálcio(Ca(OH)2): é a cal hidratada, cal extinta ou cal 
apagada; é obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água; é 
usado na agricultura para diminuir a acidez do solo.
- Hidróxido de Magnésio(Mg(OH)2): é o leite de magnésia usado como 
antiácido estomacal.
- Amônia(NH3) e Hidróxido de Amônio(NH4OH): hidróxido de 
amônio é a solução aquosa do gás amônia, essa solução também é 
chamada de amoníaco; a amônia é um gás incolor de cheiro forte e 
muito irritante; a amônia é publicada em grandes quantidades na 
indústria.
• Segundo Arrhenius, 
bases ou hidróxidos são 
todos os compostos que, 
por dissociação, em 
solução aquosa, originam 
como único ânion o OH-, 
hidroxila ou oxidrila.
- Quanto à solubilidade em água:
A. solúveis: hidróxidos da família 
IA (1)
B. parcialmente solúveis: 
hidróxidos da familia IIA (2)
C. praticamente insolúveis: 
todos os demais
hidróxidos.
- Quanto ao grau de 
dissociação:
A. bases fortes: possuem α > 
50%. São os hidróxidos das 
família IA e IIA, que 
constituem bases de natureza 
iônica. Uma exceção 
importante é o Mg(OH)2, uma 
base fraca utilizada contra 
acidez estomacal.
B. bases fracas: possuem α < 5%. 
São todos os demais 
hidróxidos, que são bases de 
natureza molecular ou de 
baixa solubilidade.
A força de uma base está 
intimamente relacionada à 
sua solubilidade.
• Nomenclatura das bases: 
escreve-se a palavra hidróxido 
seguida da preposição “de” e 
do nome do cátion ligado à 
hidroxila. 
• Ex.: NaOH - hidróxido de 
sódio.
• Características 
das bases:
- sabor(cáustico ou 
adstringente);
- condutividade 
elétrica (são 
eletrólitos fortes e 
conduzem corrente 
elétrica);
- ação recíprocacom os 
ácidos(neutralização 
ácido-base);
- interação com 
indicadores (muda a 
cor de determinadas 
substâncias, ex.: 
fenolftaleína);
- valores na escala 
de pH (pH maior 
que7).
• Principais 
bases do 
cotidiano:
- Hidróxido de 
Sódio ou Soda 
Cáustica(NaOH): é 
usado na fabricação de sabão e da glicerina; é muito corrosivo; o NaOH 
não existe na natureza e é obtido por eletrólise de solução aquosa de sal 
de cozinha.
BASES DE ARRHENIUS
@vestibularesumido
 
20
• Sais são compostos iônicos obtidos 
pela reação de um ácido com uma base (reação de neutralização ou 
salificação).
• Classificação dos Sais: sais normais ou neutros, sais ácidos ou 
hidrogenossais e sais básicos ou hidroxissais.
- Sais normais ou neutros: são sais obtidos por reações em que a 
quantidade de H+ do ácido neutralizado é igual à quantidade de 
OH- da base. Ex.: Na3PO4, CaCl2...
Entretanto, existem sais normais que, ao se 
cristalizarem, retêm em seus retículos cristalinos 
moléculas de água, denominadas águas de hidratação 
ou água de cristalização. Ex.: CuSO4.5H2O Para sais 
hidratados, basta colocarmos os prefixos mono-, di-, 
tri- e seus derivados antes da palavra hidratado. ex.: 
SAIS
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21
• Todos os compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo são 
denominados óxidos.
• Nomenclatura de óxidos: óxido de + nome do elemento ligado ao oxigênio. Ex.:CaO - óxido de cálcio
- porém, quando o elemento forma mais de um óxido, deve-se enunciar o número de átomos do elemento e o 
número de átomos de oxigênio. Ex.: FeO: Fe2+ -> óxido de ferro (II) ou ferroso.
• Principais óxidos do cotidiano:
- Óxido de cálcio (CaO): sólido branco com temperatura de fusão extremamente elevada; recebe o nome de 
cal viva ou cal virgem.
- Óxido de hidrogênio (H2O): contribui com cerca de 70% da matéria formadora da crosta terrestre e é 
fundamental para vida dos animais e vegetais.
- Peróxido de hidrogênio(H2O2): água oxigenada, utilizada em alvejamento, como anti-séptico, microbicida, 
oxidante, etc; sofre fotólise quando exposto à radiação luminosa.
- Óxido de magnésio(MgO): a suspensão aquosa desse óxido é usada como antiácido e laxante brando, recebe 
o nome de leite de magnésia.
- Dióxido de carbono(CO2): ocorre no ar atmosférico e é muito importante para a vida animal e vegetal por 
participar do processo de fotossíntese.
ÓXIDOS 
@vestibularesumido
22
• Reação química: é a denominação 
dada à transformação que uma 
substância sofre em sua constituição 
química, quer pela ação de outra 
substância (afinidade química), quer pela 
ação de um agente físico, como calor, luz, 
eletricidade, etc. As reações químicas 
sofrem influência do tempo e da energia. 
As reações químicas mais 
comuns são aquelas que 
ocorrem em meio aquosos e se 
evidenciam por:
- formação de um composto insolúvel 
(precipitação);
- formação de um eletrólito fraco;
- formação de uma substância gasosa 
(volátil);
- mudança de cor, sabor, odor, textura, 
forma;
- aquecimento ou resfriamento do sistema.
• As transformação de reagentes em 
produtos ocorrem devido à quebra das 
ligações iniciais, à reorganização dos
átomos e à formação de novas ligações.
• Reações endoenergéticas: quando 
absorvem energia;
• Reações exoenergéticas: quando 
liberam energia;
• Reações reversíveis: que ocorrem 
nos dois sentidos;
• Reações irreversíveis: que ocorrem 
praticamente em um só sentido;
• Reações com transferência de 
elétrons (oxirredução): quando varia 
o numero de oxidação de, pelo menos, dois
elementos;
• Reações sem transferencia de elétrons;
• Balanceamento das equações pelo 
método da oxirredução:
1. Identificar os elementos que sofrem 
oxidação e redução
com os NOx em ambos os membros;
2. Calcular a variação no NOx do oxidante 
e do redutor (Δ);
3. Estabelecer os coeficientes: fazemos uma 
inversão dos Δ
de oxidantes e redutores.
4. Os coeficientes das outras substâncias 
que participam da reação, mas que não 
sofrem oxirredução, serão obtidos por 
tentativas.
• Reação de síntese ou de adição: obtenção de uma única 
substância a partir de duas ou mais substâncias (A + B -> AB).
• Reação de análise ou de decomposição: quando uma 
substância é decomposta em outras (AB -> A + B); determinadas 
decomposições recebem nomes especiais, como pirólise ou 
calcinação (decomposição a partir do aquecimento), eletrólise 
(decomposição a partir da passagem de corrente elétrica), fotólise 
(decomposição a partir da incidência da luz), etc.
• Reação de deslocamento, substituição ou simples 
troca: quando uma substância simples reage com uma substância 
composta, deslocando da composta uma outra substância 
simples(AB+C->CB+A).
• Reação de dupla-troca ou substituição dupla: quando 
duas substâncias compostas reagem, permutando entre si partes 
de suas constituições (AB + CD -> AD + CB). A reação de 
neutralização ou de salinificação é aquela que ocorre entre uma 
substância de caráter ácido com uma caráter básico.
• Reação de combustão ou queima: é a reação em cadeia 
de uma substância (combustível) com o oxigênio (comburente) de 
modo que haja liberação de energia.
• Hidrogênio H2 - gás combustível, é identificado pelo teste da 
chama: coloca-se um palito aceso na presença desse gás e 
observa-se uma pequena explosão. Cuidado! Trabalhe com 
pequenas quantidades.
• Oxigênio O2 - gás comburente, é identificado pelo teste do palito 
em brasa: coloca-se um palito em brasa na presença desse gás, e a 
queima é reanimada (volta da chama).
• Gás Carbônico CO2 - é identificado pelo teste da água de cal: o 
gás é borbulhado em uma solução com hidróxido de cálcio e há 
uma turvação branca da solução devido à formação de CaCO3, 
que é pouco solúvel em água.
 
 REAÇÕES INORGÂNICAS
@vestibularesumido
23
• Reações reversíveis: é 
quando uma reação 
química se processa 
formando os produtos e 
estes reconstituem os 
reagentes, a reação é 
denominada reversível; 
reação reversível é 
aquela que se processa 
em dois sentidos.
• Equilíbrio químico: o estado 
de equilíbrio é atingido quando 
as velocidades dessas reações 
são igualadas.
V direita = V inversa
• Após o 
estabelecimento do 
equilíbrio químico, as 
reações continuam a 
ocorrer; logo, o equilíbrio 
é dinâmico (as 
velocidades não se 
anulam).
• Lembre-se que a velocidade 
de uma reação é proporcional à 
concentração das espécies 
envolvidas na reação.
• Após o 
estabelecimento do 
equilíbrio, as 
propriedades 
macroscópicas do 
sistema (cor, 
concentração, massa, 
densidade, etc) 
permanecem constantes.
• As propriedades 
microscópicas do sistema 
(transformação de uma 
substância em outra, colisões 
entre as moléculas, formação 
de completo ativado, etc) 
continuam existindo durante 
o estado de equilíbrio, pois 
ele é dinâmico.
• Toda reação reversível, 
em sistema fechado, em 
algum momento, atinge o 
estado de equilíbrio.
• Somente os fatores externos ao sistema alteram o 
equilíbrio químico. Esses fatores são temperatura, 
concentração e pressão (esse último, somente para sistemas 
gasosos).
• Nos gráficos, as concentrações dos reagentes sempre irão diminuir, pois 
eles estão sendo consumidos, enquanto as concentrações dos produtos 
irão aumentar, partindo do zero, pois eles estão sendo formados.
• Deslocamento de equilíbrio: quando um sistema em equilíbrio é 
perturbado por algum fator externo, ele sai desse estado, reorganiza-se e 
“desloca-se” no sentido oposto, na tendência de anular tal fator e de 
estabelecer um novo estado de equilíbrio.
- o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido da reação 
endotérmica.
- o aumentodaconcentraçãodereagentes ou de produtos desloca o 
equilíbrio no sentido oposto à adição de reagentes ou de produtos.
- Para sistemas gasosos, o aumento da pressão desloca o equilíbrio no 
sentido do membro de menor volume gasoso.
INTRODUÇÃO AO EQUILÍBRIO 
QUÍMICO
@vestibularesumido
24
• Quociente Reacional:
A expressão que define o quociente reacional é a 
mesma utilizada para a constante de equilíbrio,com a 
diferença de que, na primeira, as concentrações 
empregadas não são necessariamente as de equilíbrio.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
@vestibularesumido
25
• Íons: ácidos e bases.
• Autoionização da água(Kw):
Kw recebe o nome de constante de autoionizacao da 
água ou produto iônico da água. Como a água é um 
eletrólito muito fraco, o valor de Kw é muito baixo e 
apenas varia com a temperatura.
• Solução ácida: a concentração de H+ aumenta em 
função da dissolução de um soluto em água.
• Solução básica: a concentração de OH- aumenta em 
função da dissolução de um soluto em água.
• Equilíbrio iônico: em meios ácidos e básicos o 
equilíbrio iônico da água permite determinar a acidez 
ou a basicidade de um meio pela simples medição da 
concentração dos íons H+ e OH-. Dessa forma, 
podem-se definir constantes de equilíbrio para as 
reações reversíveis estabelecidas quando um ácido ou 
uma base são dissolvidos na água.
Equilíbrio iônico em meios ácidos:um ácido, ao ser 
dissolvido em água, sofre ionização. Esse processo é 
reversível e a constante de equilíbrio definida para ele é 
denominada constante de ionização ou constante de 
acidez (Ka). Assim, o valor de Ka indica a força relativa 
dos ácidos - ácido com alto valor de Ka é um ácido forte, 
e ácido com baixo valor de Ka é um ácido fraco.
Equilíbrio iônico em meios básicos: uma base, ao 
ser dissolvida em água, sofre dissociação. Esse processo é 
reversível e a constante de equilíbrio definida para ele é 
denominada constante de dissociação ou constante de 
basicidade (Kb).
 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
@vestibularesumido
26
• Solução-Tampão: é aquela que apresenta pH 
praticamente constante, mesmo com a adição de 
pequena quantidadedeumácidooudeumabase forte. 
Analgésicos, antiácidos, refrigerantes e aquários são 
sistemas que também utilizam-se do mecanismo do 
tampão, para manter o pH do meio praticamente 
constante. As soluções- tampão, em geral, são soluções 
formadas por um ácido fraco e o seu sal correspondente, 
ou por uma base fraca e o seu sal correspondente.
• Hidrólise Salina: pode-se provocar um desvio no 
equilíbrio da ionização da água pela adição dos íons 
hidrogênio ou dos íons hidróxido na forma de um ácido ou 
de uma base, respectivamente, ou pela adição de uma 
substância capaz de reagir com a água para alterar as 
concentrações relativas dos íons H+ e OH- na solução 
resultante. Uma substância dessa natureza pode ser um íon 
produzido pela dissociação de um sal. A reação entre a água 
e os íons de um sal denomina-se hidrólise salina.
• Hidrólise: é uma reação química entre uma espécie 
química qualquer e a água.
• Sais que produzem ânions aceptores de 
prótons (protofílicos): esses ânions, de acordo com as 
interpretações de Brönsted-Lowry, definem-se como bases. 
Esse tipo de hidrólise ocorre, geralmente, entre sais 
derivados de um ácido fraco e de uma base forte.
• Sais que produzem cátions doadores de 
prótons (protogênicos): esses cátions são 
considerados ácidos, de acordo com a teoria 
de Brönsted-Lowry, pois, na hidrólise, liberam 
prótons, tornando a solução mais ácida. 
Ocorre, geralmente, entre sais derivados de 
uma base fraca e um ácido forte (originando 
um ácido conjugado forte).
• Sais que produzem cátions que são 
ácidos e ânions que são bases 
(anfipróticos): como o cátion é um doador 
de prótons e o ânion um aceptor de prótons, 
pois são íons fortes derivados de eletrólitos 
fracos, uma solução de um sal desse tipo será 
ácida ou básica. Ocorre, geralmente, entre sais 
derivados de um ácido fraco e de uma base 
fraca.
• Sais que produzem íons apróticos não sofrem 
hidrólise: esses íons, cátions e ânions são 
conjugados fracos, pois são derivados de 
eletrólitosfortes.Porisso,produzem um meio 
neutro.
• Em resumo, somente ácidos e bases 
fracas sofrem hidrólise.
SOLUÇÃO TAMPÃO E 
HIDRÓLISE SALINA
@vestibularesumido
 
27
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE
• Produto de Solubilidade (Kps): obedece à lei da ação das massas; 
enquanto existir corpo de chão, a concentração do sólido será constante; 
os valores de Kps só permanecem constantes em soluções saturadas de 
eletrólitos de solubilidade baixa.
• Todos os compostos da família IA,o amônio e o nitrato são solúveis.
• Relação válida para compostos que apresentam a mesma quantidade de 
íons: diminui o Kps = diminui a solubilidade do composto.
• Sistema heterogêneo; 
produto de solubilidade 
(Kps ou Ks).
• Kps: sais parcialmente solúveis.
• A dissolução dessas substâncias 
apresentam um limite. Depois de 
adicionada certa quantidade de 
sólido, por mais que se agite o 
sistema, não 
seobservamaisdissolução.Nesse 
caso, a quantidade considerada de 
água dissolveu o máximo possível 
de sólido. É comum dizer, nesse 
caso, que a solução ficou saturada 
e o sólido que ficou no fundo do 
recipiente é o corpo de chão, 
corpo de fundo ou precipitado.
• Solubilidade ou 
coeficientede solubilidade: 
é a quantidade de um 
determinado soluto que, a uma 
dada temperatura, satura certa 
quantidade do solvente.
• Endotérmica: aumenta a 
solubilidade com o aumento 
da temperatura; o equilíbrio 
desloca-se no sentido direto.
• Exotérmica: diminui a 
solubilidade com o aumento 
da temperatura; o equilíbrio 
desloca-se no sentido inverso 
(favorece a cristalização).
@vestibularesumido
28
• Matéria é todo sistema que possui massa e 
ocupa lugar no espaço.
• Sistema é uma parte do universo considerada 
como um todo para efeito de estudo.
• Sistema homogêneo apresenta um aspecto 
uniforme em toda a sua extensão, mesmo quando 
examinado com aparelhos ópticos. Ex.: liga 
metálica, bronze, água mineral, gases (soluções).
• Sistema heterogêneo é formado por mais 
de uma fase. Ex.: água + areia, sangue, açúcar + 
cocaína.
• Substância pura: sistema formado por mais 
de um componente, podendo ser suspensão, 
coloide ou uma solução (sempre é um sistema 
homogêneo).
obs.: nas misturas sólidas, o número de 
componentes será igual ao número de fases, 
exceto nas ligas metálicas. Ex.: granito - 3 
componentes e 3 fases / ouro 18 (Au/Ag/Cu) - 3 
componentes e 1 fase.
• As transformações químicas alteram a 
identidade química das substâncias, mas as 
identidades dos átomos se conservam.
• Massa é a quantidade de matéria que forma o 
corpo.
• Extensão corresponde ao espaço ocupado, ao 
volume ou à dimensão de um corpo.
• Impenetrabilidade corresponde a 
impossibilidade de dois corpos ocuparem o 
mesmo lugar no espaço.
• Compressibilidade é a capacidade de 
reduzir o volume de um corpo quando submetido 
a uma compressão.
• Elasticidade é a capacidade que os sólidos 
apresentam de retornarem à sua forma inicial 
quando uma força deixa de atuar.
• Divisibilidade é a qualidade que os corpos 
apresentam de poderem ser divididos em 
porções cada vez menores.
• Inércia é a capacidade que um corpo 
apresenta em modificar sua condição de 
movimento ou de repouso.
• Podem ser ditas como propriedades físicas da 
matéria: temperatura de fusão, temperatura de 
ebulição, densidade, solubilidade, calor 
especifico, etc. E propriedades químicas: 
decomposição térmica, etc.
• Propriedades organolépticas: são propriedades que 
impressionam um dos cinco sentidos. Ex.: cor, sabor, odor, 
brilho, etc.
• Propriedades extensivas: que dependem das 
dimensões. Ex.: quantidade de matéria em mols, entalpia, 
entropia...
• Propriedades intensivas: não dependem das 
dimensões. Ex.: pressão, concentração, viscosidade.
OS SISTEMAS QUÍMICOS E 
SUAS TRANSFORMAÇÕES
@vestibularesumido
29
• No estado sólido, as partículas vibram com 
baixa velocidade, elas possuem apenas o 
movimento vibracional (oscilam em torno de um 
ponto de equilíbrio), o que confere a esse estado 
forma e volumes definidos, bem como a alta 
organização. Obs.: nem todo sólido possui um 
retículo cristalino definido.
• No estado líquido, as partículas estão um 
pouco mais afastadas, efetuando movimentos 
translacionais de curto alcance, o que confere a 
esse estado uma forma variável. E é necessária uma 
pressão muito elevada paraproduzir uma redução 
de volume muito pequena.
• No estado gasoso, as partículas estão 
totalmente afastadas e apresentam grande 
movimentação, conferindo forma e volume 
variáveis. Toda a energia das partículas gasosas é 
energia cinética e a energia interna do estado 
gasoso é maior que a dos estados sólido e líquido. 
Ademais, o estado gasoso apresenta alta 
compressibilidade e dilatabilidade.
• A diferença entre gás e vapor: vapor é 
quando a substância pode se transformar em 
líquido apenas quando a pressão e a 
temperatura variam simultaneamente, processo 
chamado liquefação.
• Liquefação: gás —> líquido
• Condensação: vapor —> líquido
• A vaporização é dividida em evaporação, 
ebulição e calefação. A evaporação é um 
processo natural, lento e espontâneo à 
temperatura ambiente. A ebulição é um 
processo rápido e não espontâneo para as 
substâncias na fase líquida à temperatura e 
pressão ambientes. A calefação é o 
processo de ebulição realizado sob 
aquecimento excessivo.
• A energia de escape é a energia mínima para a 
evaporação ocorrer.
MUDANÇAS DO ESTADO FÍSICO
@vestibularesumido
 
 
30
CURVAS DE AQUECIMENTO, 
DIAGRAMAS DE FASES E 
DENSIDADE
@vestibularesumido
31
• Massa atômica: massa do átomo em relação a unidade 
padrão.
obs.: existência de isótopos -> massa atômica média -> média 
ponderal
• Massa molecular: massa da molécula comparada a “u”.
• Constante de Avogrado: 6,02•10^23
• Mol: é um conjunto que contém 6,02 • 10^23 espécies químicas 
constituintes de um determinado material.
• Massa molar: é a massa em gramas que contem 6,02 • 10^23 
espécies químicas. Sua unidade é g/mol.
• Quantidade de matéria(n): é a grandeza que indica o 
número de mols contido em um determinado sistema.
CÁLCULOS QUÍMICOS 
@vestibularesumido
32
• Estado Gasoso: velocidades 
altas de movimentação das 
partículas, alta energia cinética, 
grande expansibilidade, 
difusibilidade, compressibilidade, 
dilatabilidade e grande distância 
entre as partículas constituintes.
• Gás ideal ou perfeito: as 
colisões são perfeitamente 
elásticas, as forças 
intermoleculares são 
desprezíveis durante as colisões, 
as moléculas se movem em 
MRU e o diâmetro das 
moléculas é desprezível em 
comparação com a distância 
percorrida entre as colisões.
• Variáveis de estado: 
pressão, volume e temperatura. 
A pressão é a força exercida em 
uma unidade de área. O volume 
é o espaço ocupado por um gás. 
E a temperatura é uma medida 
do grau de agitação das 
partículas.
• Pressão atmosférica: 1 
atm = 760mmHg
• Temperatura sempre 
em Kelvin:
Tk = Tc + 273
• Transformações 
isotérmicas: temperatura 
constante.
• Transformações 
isobáricas: pressão constante.
• Transformações 
isocóricas: volume constante.
• Equação geral dos gases: 
considerando uma massa fixa de 
gás;
• Teoria cinética dos 
gases: cada partícula terá 
uma velocidade e uma 
energia cinética, embora 
possuam a mesma massa.
Obs.: se aumentarmos a temperatura 
de um sistema gasoso, a densidade de 
um gás diminui. É por isso que o 
congelador de uma geladeira deve ser 
instalado na região superior, pois o ar 
frio é mais denso que o ar quente e 
tende a descer.
• Misturas gasosas são sempre 
homogêneas, pois os gases são 
miscíveis entre si em qualquer 
proporção.
• Pressão parcial: exercido por 
apenas um componente da mistura 
gasosa.
ESTUDO FÍSICO DOS GASES
@vestibularesumido
 
33
• Fórmula molecular: indica o número 
de átomos de cada elemento em uma 
molécula da substância. Ex.: H2SO4; 
C8H18. 
• Fórmula química ou 
empírica: indica a menor 
proporção entre o número de 
átomos de cada elemento 
formador da substância. Ex.: 
C6H12O6 -> CH2O
• Determinação da fórmula molecular a partir da percentual e da 
massa molar:
CÁLCULOS DE FÓRMULAS 
@vestibularesumido
34
• Expressa relações diversas(massa, volume, mol, 
calor, etc) em transformações químicas 
previamente equacionadas e balanceadas.
• Caso exista mais de uma reação,sendo as 
mesmas sucessivas, devemos somar as suas 
equações para obter uma única equação, a 
equação global ou total.
• Caso o problema se refira a rendimento ou 
pureza, devemos realizar uma nova regra de três: 
se esse valor se referir a um produto, ele 
corresponderá a100% de pureza ou de 
rendimento. Se esse valor se referir a um 
reagente, ele corresponderá ao valor da pureza ou 
do rendimento fornecido no problema.
• Se o problema fornecer dois dados 
referentes aos reagentes, devemos 
determinar qual deles está em excesso. 
O reagente que não está em excesso é o 
fator limitante, que será utilizado para 
a montagem da regra de três.
• Os cálculos estequiométricos podem ser de 
relações: massa-massa / massa-volume / massa-
mol.
• Reagente em excesso: utilizará lei das 
proporções fixas.
CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
@vestibularesumido
35
• Quando uma reação química ocorre, há quebra e 
formação de ligações e, consequentemente, liberação 
ou absorção dessa energia sob a forma de energia 
térmica.
• Temperatura: é a medida da energia cinética 
média ou do grau de agitação das partículas 
formadoras de um sistema.
Obs.: quando um corpo absorve energia térmica, nem 
sempre haverá aumento de temperatura, pois ela pode 
ser utilizada apenas para aumentar a energia potencial 
de duas partículas sem aumentar a energia cinética.
• Calor:é a energia térmica trocada entre dois 
sistemas; energia térmica em trânsito.
• Princípio Zero da Termodinâmica: dois 
corpos em contato atingirão o equilíbrio térmico 
quando possuírem a mesma temperatura, ou seja, a 
mesma energia cinética média entre suas partículas 
constituintes.
• Entalpia(H): calor à pressão constante.
• Reações exotérmicas são aquelas que liberam 
energia térmica. Os reagentes são mais energéticos 
que os produtos. A energia liberada pelo sistema 
promove o aumento da temperatura do meio.
• Reações endotérmicas são aquelas que absorvem 
energia térmica. Os reagentes são menos energéticos 
que os produtos. A energia absorvida pelo sistema 
promove a diminuição da temperatura da vizinhança.
INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA
@vestibularesumido
36
CALORES DE REAÇÃO 
@vestibularesumido
37
ENERGIA DE LIGAÇÃO E LEI 
DE HESS
Energia de Ligação e Lei de Hess
Energia de ligação é a energia 
necessária para romper ou 
formar um mol de ligações no 
estado gasoso. 
Quebra de ligações -> processo 
endotérmico
Formação de ligações -> processo 
exotérmico
Quanto maior a energia de ligação, 
maior será a força que une dois 
átomos.
Lei de Hess: a variação de entalpia 
(∆H) de uma reação depende, 
exclusivamente, da entalpia final e da 
entalpia inicial dos produtos e dos 
reagentes, respectivamente, seja a 
reação realizada em uma única etapa 
ou em várias.
Obs.: 1. os coeficientes 
estequiométricos das reações 
poderão ser multiplicados ou 
divididos por um determinado valor 
para alterá-las a fim de calcular o ∆H 
da reação problema. Porém, os ∆H 
das reações deverão ser 
multiplicados ou divididos por esse 
mesmo valor.
2. Se a alteração necessitar de uma 
inversão da equação termoquímica, o 
“sinal" do ∆H da reação também 
inverterá.
@vestibularesumido
38
• Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Ex.: soro fisiológico, ouro 18 quilates e 
o ar atmosférico.
• A característica principal de uma solução iônica é a propriedade de condução de corrente elétrica. Já as 
soluções moleculares (não eletrolíticas) não sofrem o processo de ionização e não podem conduzir corrente 
elétrica.
• Solução diluída: solução em que a quantidade de soluto é pequena quando comparada com a quantidade de 
solvente.
• Solução concentrada: solução em que a quantidade de soluto é elevada quando comparada com a 
quantidade de solvente.
• Coeficiente desolubilidade: é a quantidade máxima de soluto que uma quantidade padrão de solvente 
consegue dissolver a uma dada temperatura.
• Quando o aumento de temperatura aumenta o coeficiente de solubilidade, dizemos que a dissolução do soluto 
é endotérmica. Quando o aumento da temperatura diminui o coeficientede solubilidade, a dissolução é 
exotérmica.
• Obs.: quando se trata de sais hidratados, a curva de solubilidade apresenta pontos de inflexão que representam 
uma mudança na estrutura do soluto. Essa mudança corresponde à eliminação da água de hidratação que interagia 
com os íons do soluto.
INTRODUÇÃO AO ESTUDO DAS SOLUÇÕES
@vestibularesumido
39
• A concentração de uma solução é a medida 
proporcional à quantidade de soluto presente 
nela.
• Concentração em gramas por litro;
• Concentração em porcentagem em massa;
• Concentração em mol por litro;
• Concentração em partes por milhão;
• Densidade: é a relação entre a massa da 
solução e o volume ocupado por ela. A massa 
e o volume da solução são obtidos pela soma 
das massas e dos volumes, respectivamente, do 
soluto e do solvente.
• Relação entre densidade, concentração em 
grama/litro e concentração massa/massa:
• Relação entre concentração em mol/litro e 
grama/litro:
 
CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
@vestibularesumido
 
40
• Diluição de soluções: diluir uma 
solução consiste em diminuir a sua 
concentração, por retirada de soluto ou 
por adição de solvente puro.
• Mistura de soluções de mesmo 
soluto e mesmo solvente: ao se 
misturarem duas soluções, a 
concentração da solução final é dada por 
uma média ponderada das concentrações 
das soluções.
• Mistura de soluções de solutos 
diferentes: quando se misturam duas 
soluções com solutos diferentes, duas 
situações podem ocorrer. Esses solutos 
podem ou não reagir entre si; podendo 
formar excesso (com reação química).
• Titulação: determina a concentração 
de um soluto e descobre a porcentagem 
de pureza de uma substância em uma 
mistura.
• Princípio da equivalência: toda titulação segue o princípio da equivalência, a neutralização só se 
completa quando o número de hidrogênios ionizáveis é igual ao número de hidroxilas dissociáveis.
Cácido • Vácido = Cbase • Vbase
DILUIÇÃO E MISTURA 
DE SOLUÇÕES
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• Cinética 
Química estuda a velocidade de reação e os fatores que nela interferem.
• Velocidade Média:
- a velocidade de consumo é negativa e a velocidade de formação é positiva.
• Velocidade média do processo: poderá ser definida em função da quantidade 
de reagentes e produtos, levando-se em consideração os coeficientes 
estequiométricos em questão.
• Velocidade instantânea: em um determinado instante "t", é dada pelo 
módulo da inclinação da reta tangente à curva de variação da concentração de 
reagentes ou de produtos em função do tempo.
- descendente: velocidadede consumo dos reagentes.
- ascendente: velocidadede formação dos produtos.
INTRODUÇÃO À 
CINÉTICA QUÍMICA
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Etapas de uma reação:
1. Quebra de ligações devido ao contato entre as 
partículas reagentes; 
2. 2. Rearranjo atômico (mudanças do átomo de 
lugar);
3. Formação de novas ligações.
Teoria das Colisões: para que duas partículas 
reajam, é necessário que ocorra uma colisão 
inelástica entre elas. Somente aquelas colisões 
frontais em que a energia cinética relativa das 
partículas é superior a um determinado valor crítico, 
denominado energia de ativação (E.a.), resultam em 
reação química.
- colisões efetivas: a energia cinética das 
partículas que colidem deve ser maior ou igual à 
energia de ativação.
Complexo ativado (C.A.): é o estado 
intermediário formado entre reagentes e produtos, 
em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas e 
formação de novas ligações. Quando a energia 
potencial do estado de transição é alta, é necessária 
uma grande quantidade de energia durante a colisão 
para formar o C.A.
 A energia cinética mínima necessária para 
permitir a colisão entre as partículas reagentes, 
originando o complexo ativado, é denominada 
energia de ativação. A energia potencial do 
complexo ativado é superior às energias potenciais 
dos reagentes e dos produtos.
Fatores que influenciam a velocidade de 
reação: são aqueles que aumentam a frequência das 
colisões efetivas, são - concentração dos reagentes, 
pressão, temperatura, estado físico dos reagentes 
(ordem de velocidade - Vsólido < Vlíquido < 
Vgasoso), superfície de contato e catalisadores.
Reações não elementares: uma reação que 
ocorre em etapas deverá possuir o número de 
complexos ativados igual ao número de etapas 
existentes.
TEORIA DAS COLISÕES E 
DO COMPLEXO ATIVADO
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• 
Catalisadores aumentam velocidade da 
reação. Isso acontece porque há criação de 
um novo complexo ativado menos 
energético, o que diminui a energia de 
ativação. Se for consumido, tem que ser 
recuperado em outra etapa.
• Mecanismos da catálise:
1. Por formação de um produto 
intermediário que facilita o andamento da 
reação.
2. Por adsorção dos reagentes, isto é, 
retendo em sua superfície as moléculas 
dos reagentes.
• Inibidores: são espécies químicas que 
atuam aumentando a energia de ativação, 
fazendo com que a velocidade da reação 
seja menor. São contrários aos catalisadores 
e por isso são denominados catalisadores 
negativos.
• Ativadores ou promotores: atuam sobre 
os catalisadores, aumentando ainda mais a 
velocidade da reação.
• Enzimas: as moléculas com estruturas 
complexas genericamente denominadas 
enzimas são, na sua quase totalidade, 
proteínas que catalisam diversos processos 
bioquímicos.
- mecanismo de catálise enzimática: 
o substrato, partícula reagente, se conecta 
à uma região da enzima específica que 
corresponde a uma cavidade denominada 
sítio ativo.
- inibição enzimática: competitiva e 
alostérica(uma espécie química se conecta a 
uma região da enzima que não corresponde 
ao sítio ativo, mas promove uma 
deformação de sua estrutura tridimensional, 
distorcendo o sítio ativo, bloqueia a entrada 
do substrato).
• Fatores que influenciam a 
velocidade de uma reação 
enzimática: temperatura, concentração 
do substrato e o potencial hidrogeniônico 
(pH).
CATÁLISES
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• A velocidade de uma reação é 
diretamente proporcional ao 
produto das concentrações 
dos reagentes elevadas a 
expoentes determinados 
experimentalmente a uma 
dada temperatura.
Obs.: cada reação possui a 
sua constante de 
velocidade e esta depende 
da temperatura.
• A concentração de sólidos e 
líquidos já se encontra 
computada na constante de 
velocidade.
• Da equação da lei da ação das 
massas, só participam 
reagentes gasosos ou em 
solução aquosa.
• A velocidade instantânea para 
um sistema com participantes 
gasosos é diretamente 
proporcional às pressões 
parciais destes elevadas a seus 
respectivos coeficientes 
estequiométricos.
LEI DA VELOCIDADE 
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É toda reação química em 
que há transferência de 
elétrons.
Oxidação: perder 
elétrons. Quanto menor 
for a eletronegatividade de 
um elemento, maior será 
sua tendência a oxidar. 
Redução: ganhar elétrons.
Número dela oxidação 
(NOx): o NOx é um 
número de elétrons 
perdidos ou recebidos 
quando - um átomo realiza 
uma ligação iônica ou há a 
quebra de todas as ligações 
covalentes realizadas pelo 
átomo, ficando os elétrons 
com o átomo mais 
eletronegativo.
IA metais alcalinos: 
+1
IIA metais alcalinos 
terrosos: +
Oxidação -> perde 
elétrons -> aumenta 
o NOx -> agente 
redutor 
Redução -> ganho de 
elétrons -> diminui o 
NOx -> agente 
oxidante
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
E NOX
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• A eletroquímica estuda as relações entre a corrente 
elétrica e as reações químicas. Existem dois processos 
eletroquímicos:
1. Pilha: dispositivo em que ocorre uma reação de 
oxirredução que produz corrente elétrica.
2. Eletrólise: reação de oxirredução que, para 
ocorrer, consome corrente elétrica.
• Série de reatividade química: verifica- se que 
determinadas substâncias têm maior potencial para 
oxidarem ou reduzirem em relação a outras. Assim, 
pode-se dispor essas substâncias em uma sequência 
que indique a preferência em ceder ou receber 
elétrons. Essa sequência é denominada série de 
reatividade química ou fila de reatividade química 
(quanto maiseletronegativo, maior a tendência para 
receber).
Obs.: com base na tendência dos elementos 
a reduzirem e a oxidarem, é possível prever 
se uma reação eletroquímica irá ocorrer ou 
não (deve ser mais reativo para deslocar/
reação ocorrer)
• Potencial de eletrodo(E): uma 
vezdepreverseumareaçãoocorreráounãopelaanáliseda 
fila de reatividade, podem ser realizadas previsões a 
partir de potenciais elétricos medidos em volts (V). 
São encontrados dois tipos de potenciais: potencial 
de oxidação (Eoxi) - tendência de ceder elétrons 
(oxidar) e potencial de redução (Ered) - tendência de 
receber elétrons (reduzir). O potencial de eletrodo é 
influenciado por dois fatores:
1)Temperatura - favorece a perda de elétrons;
2)Concentração dos íons em solução - aumenta a 
concentração de cátion, aumenta o Ered aumenta a 
concentração de ânions, aumenta o Eoxi
PROCESSOS 
ELETROQUÍMICOS 
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Pilhas
São dispositivos que 
convertem energia 
química em energia 
elétrica, a partir de 
reações espontâneas 
de oxirredução.
Pilha de Daniell: os 
eletrodos de uma pilha são 
chamados de polos e 
recebem os nomes de 
cátodo (eletrodo em que 
ocorre o processo de 
redução) e ânodo (eletrodo 
em que ocorre o processo 
de oxidação).
Em uma pilha, tem-se:
Cátodo -> polo positivo (+) 
-> ocorre redução Ânodo 
-> polo negativo (-) -> 
ocorre a oxidação
As duas soluções são 
separadas por uma ponte 
salina, e ao fio externo é 
ligado um galvanômetro, 
capaz de registrar a d.d.p. e 
a intensidade de corrente 
do sistema.
Finalidade da ponte 
salina: ela fecha o circuito 
elétrico do gerador. Além 
disso, a ponte salina 
possibilita um movimento 
ordenado de íons (corrente 
iônica) a fim de garantir que 
as soluções no ânodo e no 
cátodo permaneçam 
eletricamente neutras. O 
movimento de íons 
ocorre da seguinte 
forma:
• Redutor/cátion do 
redutor e sua 
concentração//cátion 
do oxidante e sua 
concentração / 
oxidante 
(temperatura).
• Carga e descarga de uma pilha: com o passar do tempo, há um desgaste 
do ânodo da pilha, o que significa que ela está se descarregando. Quando 
as reações da pilha são reversíveis, pode-se recarregá-la. Isso é feito 
ligando-se um gerador ao circuito externo, com d.d.p. superior à da 
pilha. O gerador “força” os elétrons a retornarem ao 
ânodo, logo o processo é não espontâneo. (∆Eo < 0).
• Pilha seca: é uma pilha cujas reações são irreversíveis, ou seja, não 
pode ser recarregada.
• Pilhas alcalinas: são pilhas semelhantes às secas, alterando somente a 
substância que está impregnada na pasta externa. As pilhas alcalinas 
apresentam rendimento muito superior ao das pilhas secas comuns. A 
pilha alcalina mais comum é a de níquel-cádmio. Essas pilhas podem ser 
recarregadas até 4.000 vezes.
• Bateria de automóvel ou acumulador de chumbo: a 
bateria é uma associação de pilhas em série.
MACETE PARA PILHAS:
PiPoCaR
Pilha - Positivo - Cátodo - Reduz 
PILHAS 
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• Leis de Faraday: são exclusivamente experimentais, as quais 
relacionam a quantidade de eletricidade que percorre o sistema 
com as massas e os volumes das substâncias obtidas nos eletrodos.
- primeira lei de Faraday: a massa é diretamente 
proporcional à quantidade de carga que percorre o sistema.
- segunda lei de Faraday: a massa obtida ou decomposta, 
mantendo-se a carga do sistema constante, é diretamente 
proporcional à massa molar por carga dessa substância.
• Equação geral da eletrólise: verificou-se que96.500C ou 
1F (um Faraday) é a carga necessária para transformar a massa 
molar por unidade de carga de qualquer substância em um 
processo eletroquímico.
ELETRÓLISES E LEIS DE FARADAY 
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1. Tonoscopia: quando se adiciona um soluto não volátil a um solvente 
puro, à temperatura constante, observa- se um fato interessante - ocorre a 
diminuição da quantidade de vapor formado. Ao abaixamento da pressão 
de vapor do solvente, devido à adição de um soluto não volátil, dá-se o 
nome de efeito tonoscópico.
2. Ebulioscopia: a presença de um soluto não volátil em uma solução 
dificulta a ebulição do solvente. Ao aumento da temperatura de ebulição do 
solvente, devido à adição de um soluto não volátil, dá-se o nome de efeito 
ebulioscópico.
3. Crioscopia: a dissolução de um soluto não volátil também dificulta o 
congelamento do solvente em uma solução. À diminuição da temperatura 
de congelamento do solvente, devido à adição de um soluto não volátil, dá-
se o nome de efeito crioscópico.
4. Osmose: é um tipo especial de difusão que ocorre através de uma 
membrana semipermeável. A igualdade das concentrações só é obtida 
quando se estabelece o equilíbrio dinâmico entre a quantidade de solvente 
que entra e a que sai de determinado meio.
- pressão osmótica (P.O.): é numericamente igual a pressão 
exercida sobre a superfície da solução a fim de se anular o 
deslocamento do solvente através da membrana semipermeável.
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
• As propriedades 
coligativas 
correspondem a 
alterações nas 
propriedades de um 
solvente (líquido puro) 
devido à adição de um 
soluto não volátil.
• As propriedades coligativas 
não dependem da natureza do 
soluto, mas sim da quantidade 
de partículas dispersas no 
solvente após a sua dissolução.
• São propriedades coligativas a 
tonoscopia, a 
ebulioscopia, a crioscopia 
e a osmose.
• Conceitos básicos:
- pressão máxima de 
vapor(P.V.): é a pressão 
exercida pelas moléculas do 
vapor de determinado líquido, 
a uma dada temperatura, entre 
a vaporização e a condensação.
- ebulição de um 
líquido(T.E.):um líquido 
entra em ebulição quando seus 
vapores conseguem vencer a 
pressão da massa de ar sobre 
o líquido, ou seja, quando 
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São misturas heterogêneas em 
que as partículas dispersas 
apresentam diâmetro médio 
entre 1 e 1000nm,
São exemplos de soluções 
coloidais a maionese, o leite, a 
manteiga, a fumaça, a espuma 
de barbear, o leite de 
magnésia, o creme chantilly, a 
neblina, os aerossóis, as tintas, 
etc.
Componentes de uma solução 
coloidal:
Fase dispersa: se encontra em 
menor quantidade e finamente dividida. 
A fase dispersa é equivalente ao soluto 
de uma solução verdadeira. Fase 
dispersante: é uma fase contínua que 
se encontra em maior quantidade. A 
fase dispersante é equivalente ao 
solvente de uma solução verdadeira.
Movimento browniano: esse 
movimento é desordenado e 
ininterrupto e se origina a partir dos 
constantes choques das partículas do 
disperso com as partículas do 
dispersante.
Efeito Tyndall: as partículas 
dispersas em uma solução coloidal são 
suficientemente grandes para dispersar 
um feixe de luz, o que denominamos 
efeito Tyndall. É por esse motivo que a 
maioria das soluções coloidais 
concentradas é opaca.
COLOIDES
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• O átomo se divide em núcleo, onde se 
concentra toda sua carga positiva, e na 
eletrosfera, na qual se concentra sua 
carga negativa. As partículas que 
formam o núcleo - os prótons e os 
nêutrons, são denominados núcleons. O 
total de núcleons em um núcleo 
atômico é denominado número de 
massa (A).
• Quando a reação nuclear ocorre com a 
alteração do no de prótons do núcleo, 
ela é denominada transmutação.
• Radioatividade: atividade onde há emissão ou 
absorção de partículas buscando a sua 
estabilização.
• Fissão nuclear: ruptura de núcleos atômicos, 
originando núcleos menores.
• Fusão nuclear: junção de núcleos atômicos, 
originando núcleos maiores.
• Estabilidade nuclear: quanto maior for 
a energia de ligação, menor será a 
energia armazenada no núcleo e, 
consequentemente, maior será a 
estabilidade do nuclídeo.
• Bombas atômicas: as primeiras armas nucleares de 
fissão foram construídas pelos Estados Unidos. Esse tipo 
de artefato bélico utiliza como combustível físsil o urânio 
(U-235) ou plutônio (Pu-239).
• Explosão: a partir da explosão gerada por explosivos 
químicos, ao se juntarem, essas massas formam uma massa 
supercrítica.
• Implosão: ao serem detonados, criam uma ondade 
choque, comprimindo-os e formando uma massa 
supercrítica.
• Os estudos espectros cópios indicam que o sol é 
composto de 73% de hidrogênio, 26% de hélio e 1% de 
outros elementos de massa. No Sol, o processo que 
requer menor energia para ocorrer é a fusão entre 
deutério e trítio.
• Vantagens da energia nuclear: não gera gases 
que agravam o efeito estufa, requer pequena área para sua 
instalação e não depende da sazonalidade climática.
• Desvantagens da energia nuclear: alto custo de 
implantação, produção de impactos ambientais devido ao 
aquecimento de ecossistemas aquáticos pela água de 
resfriamento dos reatores.
REAÇÕES NUCLEARES 
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52
• O carbono é tetravalente, de acordo com o Modelo 
do Octeto, ele deve formar quatro ligações covalentes.
• O carbono é dotado da capacidade de se ligar a 
elementos eletropositivos, como o hidrogênio, e a 
elementos eletronegativos, com o oxigênio.
• Carbono assimétrico: quando o carbono está 
ligado a quatro grupos distintos.
QUÍMICA ORGÂNICA 
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53
• Aromaticidade: é a 
estabilidade especial dos 
compostos devido à conjugação 
cíclica de ressonância.
• Principais características: 
alto grau de insaturação, 
excepcional estabilidade (baixos 
calores de hidrogenação e de 
combustão), geometria 
molecular plana, nuvens cíclicas 
de elétrons pi deslocalizados 
abaixo e acima do plano da 
molécula, etc.
• Nomenclatura: é utilizado 
obenzeno como nome de 
origem e os substituintes como 
prefixos. Ex.:
• Benzenoides: possuem 
moléculas com dois ou mais 
anéis benzênicos condensados.
Macete: quando for polinuclear 
condensado, o número de ligações 
pi serão iguais a metade do 
número de carbonos.
• O petróleo é um óleo escuro formado por uma mistura complexa de 
substâncias, principalmente hidrocarbonetos. O petróleo tem origem 
fóssil, e nas refinarias, os componentes do óleo bruto são separados em 
frações pelo processo denominado destilação fracionada. Esse 
combustível fóssil também pode ser submetido a processos químicos 
como o craqueamento, um processo que as moléculas maiores são 
convertidas em outras menores por simples aquecimento ou 
aquecimento na presença de catalisadores. O craqueamento é usado 
para melhorar a qualidade da gasolina produzida por destilação 
fracionada e para obter matérias-primas importantes para a indústria, 
como o etileno, utilizado na fabricação de polímeros plásticos.
COMPOSTOS AROMÁTICOS
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54
• Podem ser considerados, 
sob o ponto de vista 
teórico, como derivados 
da água.
• Álcool: hidroxila ligada a um 
carbono saturado.
- classificação:
1. quanto ao número de 
hidroxilas -
monoálcool (1OH), diálcool 
(2OH),
triálcool (3OH), poliálcool (+ 
de 3OH).
2. quanto ao tipo de carbono a 
que a
hidroxila se encontra ligada - 
primários (OH em C primário), 
secundários (OH em 
Csecundário), terciários(OH em 
Cterciário).
- a hidroxila tem prioridades 
sobre insaturações e sobre 
grupos orgânicos.
- nomenclatura: substitui a 
terminação“o" do hidrocarboneto 
de origem por “ol”.
- nomenclatura usual: álcool + -ico- propriedades: P.F. e P.E. 
maiores do que os 
hidrocarbonetos, 
bastante polar e as 
moléculas dos álcoois 
são capazes de realizar 
ligações de hidrogênio.
- os álcoois são usados em 
perfumaria, bebidas 
alcoólicas, combustíveis, 
produtos de limpeza, 
aditivos em alimentos, 
etc.
• Fenol: hidroxila ligada a um 
carbono de um anel 
aromático.
- nomenclatura: usa-se a palavra 
fenol como nome base, precedido 
pelos nomes dos substituintes. 
Nos polifenóis pode-se usar o 
prefixo hidróxi.
- propriedades: o fenol comum é 
pouco solúvel em água, se ioniza 
em solução aquosa, originando 
soluções ligeiramente ácidas, já 
que são ácidos fracos. Além disso, 
um fenol é capaz de agir com 
bases inorgânicas fortes, como o 
NaOH, originando sal e água.
- os fenóis são utilizados na 
fabricação de resinas, de 
corantes e de explosivos, e 
também são antissépticos.
ÁLCOOIS, FENÓIS E ÉTERES
• Éter: oxigênio entre 
carbonos.
- nomenclatura: se inicia a partir 
do nome do radical (cadeia de 
menor número de carbonos) com 
a terminação oxi, adicionando-se 
o nome do hidrocarboneto de 
origem (cadeia de maior no de 
carbonos).- nomenclatura usual: 
inicia-se com a palavra 
éter, seguida dos nomes 
dos radicais (em ordem 
de complexidade), 
colocando-se no radical 
mais complexo a 
terminação -ílico.
- propriedades: propriedades 
físicas mais parecidas com os 
hidrocarbonetos do que as dos 
álcoois e fenóis. E não há 
possibilidade de formação de 
ligações de hidrogênio, apenas 
dipolo-dipolo ou dipolo 
induzido.
- os éteres são utilizados na 
fabricação de seda artificial, em 
perfumarias, medicina, 
anestésicos, medicamentos e 
como óleos, gorduras e resinas.
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55
• Cetonas: apresentam C=O
- a nomenclatura de uma cetona é idêntica à 
de um hidrocarboneto; apenas devemos 
substituir a terminação -o do 
hidrocarboneto pela terminação -ona.
- nomenclatura usual: nomes, em ordem 
alfabética ou de complexidade, dos radicais 
ligados à carbonila e, em seguida, adiciona-se o 
termo cetona.
• Propriedades físicas e químicas de aldeídos e 
cetonas: as moléculas dessas funções não realizam 
ligações de hidrogênio entre si. Possuem pontos de 
ebulição menores que os de álcoois homólogos e 
maiores que os éteres com o mesmo número de 
carbonos na cadeia.
• Os aldeídos são utilizados como desinfetantes, 
matéria prima para produção de medicamentos e na 
produção de plásticos, corantes e perfumes. Já as 
cetonas, são utilizadas na preparação da seda, de 
medicamentos e como solventes.
ALDEÍDOS E CETONAS
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56
Nomenclatura IUPAC: idêntica à de 
um hidrocarboneto; apenas deve-se iniciar 
o nome do composto com a palavra ácido 
seguida do nome da cadeia principal e 
substituir a terminação -o do 
hidrocarboneto pela terminação -oico.
Os ácidos são usados nas sínteses de 
corantes, em perfumes, na confecção de 
estampas, na alimentação, na fabricação de 
acetona, etc; eles apresentam fontes 
naturais, como óleos, ésteres, gorduras, 
ceras, etc.
Sais de ácidos carboxílicos: são 
derivados de ácidos carboxílicos 
obtidos por reações de 
neutralização com bases 
inorgânicas.
 ÁCIDOS E SAIS CARBOXÍLICOS
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57
• São compostos derivados dos 
ácidos carboxílicos 
obtidos pela substituição do 
hidrogênio da carboxila por 
um radical carbônico. A 
reação entre um ácido 
carboxílico e um álcool 
(reação de esterificação) 
é uma das mais 
importantes para a 
obtenção dos ésteres. 
Tais compostos possuem 
o grupamento funcional 
carboxi.
• Nomenclatura IUPAC: 
deve-se apenas substituir a 
terminação -ico do ácido 
carboxílico pela terminação 
-ato seguida da preposição de 
e do nome do radical ligado ao 
oxigênio.
• Reação de esterificação: essa reação consiste em uma desidratação 
intermolecular entre uma molécula de ácido carboxílico e uma molécula de 
álcool, catalisada por ácidos inorgânicos fortes e concentrados. Para 
aumentar o rendimento da reação, deve-se, à medida que a água se forma, 
eliminá-la do sistema. A reação de esterificação no sentido inverso é 
denominada hidrólise.
• Reação de transesterificação: consiste na reação entre um éster e 
um álcool catalisada por ácidos ou bases fortes, que origina um novo éster e 
um novo álcool. Ex.: obtenção do biodiesel.
• Aplicações dos ésteres: doces, balas, refrigerantes e fabricação de 
xaropes, já que imitam o sabor e o odor de frutas. Na natureza, os ésteres 
são encontrados em essências de frutas, óleos e gordura animais e vegetais.
ÉSTERES
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58
AMINAS, AMIDAS E OUTRAS 
FUNÇÕES ORGÂNICAS
• Aminas: são compostos derivados da amônia e são 
compostos de maior caráter básico na Química 
Orgânica. Não possuem oxigênio em sua fórmula.
- nomenclatura IUPAC: é formada pelos nomes dos 
grupos ligados ao átomo de hidrogênio + terminação 
amina.
- aplicações das aminas: utilizadas na vulcanização 
da borracha,na fabricação de sabões, na preparação de 
corantes e na produção de medicamentos. Na natureza, 
as aminas são extraídas de vegetais e produzidas pela 
decomposição de cadáveres.
• Amidas: é constituído por um átomo de nitrogênio 
ligado a uma carbonila. Apesar de possuírem um átomo 
de oxigênio em seu grupo funcional, as amidas são 
consideradas compostos nitrogenados.
- nomenclatura IUPAC: escreve-se a letra N 
seguida do nome dos grupos ligados ao nitrogênio, em 
ordem de complexidade.
- aplicações das amidas: para a fabricação de 
poliamida e o náilon.
• Nitrocompostos: são compostos que apresentam o 
grupamento nitro (-NO2) ligado a átomo de carbono.
- nomenclatura IUPAC: nitro + a nomenclatura do 
hidrocarboneto de origem.
- aplicação dos nitrocompostos: utilizados na 
fabricação de explosivos, como o trinitrotolueno 
(TNT).
• Nitrilas: são compostos derivados do ácido 
cianídrico, HCN, pela substituição de um átomo de H 
por grupos carbônicos alquila ou arila.
- nomenclatura usual: é formada pelo nome do 
grupo funcional cianeto seguido da preposição ‘de’ e do 
nome do grupo alquila ou arila ligado a esse grupamento 
funcional.
• Isonitrilas ou carbilaminas: são compostos 
derivados do ácido isocianídrico, HCN, pela substituição 
de um átomo de H por grupos carbonos alquila ou arila.
- nomenclatura usual: isocianato seguido de preposição 
‘de' e do nome do radical alquila ou arila ligado a esse 
grupamento funcional.
• Anidridos: são compostos obtidos da desidratação 
intermolecular (acíclicos) ou intramolecular (cíclicos) 
dos ácidos carboxílicos.
- nomenclatura IUPAC: trocando-se a palavra acido 
pela palavra anidrido.
• Tioéteres ou sulfetos: podem ser considerados 
compostos derivados dos éteres pela substituição do 
átomo de oxigênio pelo átomo de enxofre.
- nomenclatura usual: sulfeto + grupos alquila ou 
arila + ílico.
• Cloreto de ácidos: compostos derivados dos 
ácidos carboxílicos por substituição da hidroxila por 
cloro.
- nomenclatura IUPAC: cloreto seguido da 
preposição ‘de' e substituir a terminação -ico do ácido 
carboxílico de origem pela terminação -ila.• Compostos halogenados ou haletos 
orgânicos: possuem pelo menos um 
halogênio ligado diretamente a um 
carbono da cadeia carbônica.
- nomenclatura IUPAC: é a mesma do 
hidrocarboneto de origem.
- aplicações dos compostos halogenados: 
produção industrial de plásticos (PVC), medicamentos, 
inseticidas, etc.
• Ácidos sulfônicos: derivados do ácido sulfúrico 
pela substituição de um grupamento hidroxila (-OH) 
por um grupamento orgânico.
- nomenclatura IUPAC: ácido+mesmaque a de 
um hidrocarboneto + sulfônico.
• Tiálcoois ou tióis: -tio indica a substituição de um 
átomo de oxigênio por um enxofre. Grupo funcional 
-SH.
- nomenclatura IUPAC: terminação -tiol; - 
nomenclatura usual: mercaptana ou
hidrogenossulfeto.
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• É a propriedade que alguns compostos 
apresentam por possuírem a mesma 
fórmula molecular, porém fórmulas 
estruturais diferentes.
• Isomeria de função: os isômeros possuem grupos 
funcionais diferentes.
• Isomeria de cadeia:os isômeros pertecem à mesma 
função e têm cadeias carbônicas diferentes.
• Isomeria de posição: os isômeros pertencem à 
mesma função, têm cadeias iguais e diferentes 
localizações de insaturações, grupos funcionais ou 
ramificações.
• Isomeria de compensação ou metameria: 
pertencem à mesma função é apresentam 
grupos diferentes ligados ao heteroátomo.
• Tautomeria: ocorre devido à migração de um 
átomo(normalmente de hidrogênio),dentro da 
molécula de um determinado composto, 
ocasionando a alteração do grupo funcional.
ISOMERIA PLANA 
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Isomeria Geométrica Cis-Trans: para ocorrer, 
é necessário que haja a presença de dupla ligação entre 
carbonos e os ligantes a um dos carbonos da dupla 
ligação sejam diferentes entre si (estes podem ser 
iguais aos ligantes do outro carbono).
Isomeria Óptica: cujos isômeros ópticos ou 
substâncias opticamente ativas, ao serem atravessados 
pela luz polarizada, têm a propriedade de desviar o seu 
plano de vibração. Diremos que a substância é 
opticamente ativa se for capaz de desviar o plano de 
luz polarizada para a direita (dextrógira) ou para a 
esquerda (levógira). Esses, apresentam o mesmo ângulo 
de desvio do plano da luz polarizada, porém em 
sentidos diferentes.
Carbonos assimétricos (quirais) apresentam 
isomeria óptica.
Mistura racêmica: os isômeros “d" e “l” serão 
originados na mesma proporção e essa mistura não 
apresenta atividade óptica. Em isomeria óptica que 
apresenta mais de um carbono assimétrico: 
n = número de carbonos assimétricos.
A propriedade física que distingue os 
enantiômeros é o desvio do plano da luz 
polarizada. As propriedades físicas, densidade 
e temperatura de fusão e ebulição são iguais.
ISOMERIA ESPACIAL
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• As principais propriedades físicas 
dos compostos orgânicos são 
temperaturas de fusão e de 
ebulição, volatilidade e 
solubilidade.
• Quanto mais intensas 
forem as interações 
intramoleculares, mais 
elevadas serão as 
temperaturas de fusão e 
ebulição.
HIDROCARBONETOS
• Apresentam polaridade muito 
baixa.
• À medida que o composto fica 
mais
ramificado, ele se torna mais 
esférico e, assim, a superfície de 
interação entre suas moléculas 
diminui, causando também um 
decréscimo na intensidade das 
interações moleculares, e portanto, 
na temperatura de ebulição.
COMPOSTOS 
OXIGENADOS
• Quanto mais intensos forem os 
dipolos elétricos, maior será a 
atração entre as moléculas e 
mais intensas serão as 
interações entre elas.
• A substância cujas moléculas 
apresentam maior cadeia 
carbônica apresentará 
interações do tipo instantâneo - 
dipolo induzido mais intensas e 
sua temperatura de ebulição 
também será maior.
• As interações intermoleculares 
razoavelmente intensas são 
denominadas ligações de 
hidrogênio e são responsáveis 
pela temperatura de ebulição 
razoavelmente alta pelo álcool.
OBS: as interações do tipo 
ligações de hidrogênio são 
responsáveis por elevar a 
temperatura de ebulição 
quando as substâncias a 
serem comparadas 
apresentarem moléculas de 
volumes similares, mas 
polaridades diferentes.
PROPRIEDADES FÍSICAS DOS 
COMPOSTOS ORGÂNICOS
VOLATILIDADE
• Um líquido é volátil quando ele 
vaporiza com grande facilidade.
• Quanto mais fracos forem as 
interações intermoleculares em 
um líquido, maior será a 
tendência de escape de suas 
moléculas (a volatilidade) e 
menor será a temperatura de 
ebulição.
SOLUBILIDADE
• À medida que a cadeia carbônica 
aumenta, as interações do tipo 
dipolo instantâneo - dipolo 
induzido presentes na substância 
também se intensificam.
• Como consequência, as moléculas 
de água, embora ainda sejam 
passíveis de estabelecer ligações de 
hidrogênio com o álcool não são 
capazes de envolver as moléculas 
do composto.
• Dessa forma, a solubilidade 
diminui.
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TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY 
• Nessa teoria o ácido é uma substância 
capaz de doar prótons.
• E a base é a substância receptora de 
prótons.
TEORIA DE LEWIS 
• Nessa teoria os ácidos são substâncias 
“aceptoras” de pares eletrônicos em uma 
ligação coordenada.
• E bases são substâncias “doadoras” de 
pares eletrônicos em uma ligação 
coordenada.
TEORIAS ÁCIDO-BASE 
MODERNAS
PROPRIEDADES 
GERAIS DE ÁCIDOS E 
BASES 
• ÁCIDOS: 
- Sabor azedo; 
- Sofrem ionização em 
solução aquosa; 
- São compostos 
moleculares e mantém a 
fenolftaleína incolor. 
• BASES: 
- Sabor cáustico 
(adstringente); 
- Sofrem dissociação iônica 
em solução aquosa; 
- São compostos iônicos e 
mantém a fenolftaleína 
vermelha.
TEORIA ÁCIDO-BASE 
DE ARRHENIUS 
• Não consegue explicar o 
comportamento de 
substâncias ácidas e básicas 
em meio não aquoso.
• Está restrita a substâncias 
que possuem hidrogênio 
na sua constituição.
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• A força de um ácido é expressa em 
função da sua constante acidez (Ka).
Quanto maior for o Ka, mais forte será o 
ácido.
De modo geral, pode-se dizer