Ebook Química

UNIP

E-book didático de Química Geral para Enem e vestibular, elaborado pelo projeto de extensão EduCursinho (UFMT) e publicado em coleção de cinco volumes pela PROCEV; autoria Profª. Stefanie Santos. Inicia com modelos atômicos e foi produzido para apoio no ensino a distância, disponibilizado gratuitamente.

Carolina Baraky Breder

em 10/03/2024

Material

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O projeto EduCursinho - Educação e Aprovação é uma atividade de extensão da
Universidade Federal de Mato Grosso (UFMT) que tem por objetivo oferecer a estudantes em
processo de preparação para prestarem o Exame Nacional do Ensino Médio (Enem) e que sejam,
preferencialmente, pertencentes a famílias de baixa renda, uma série de atividades educativas (aulas,
resolução de exercícios, dicas e macetes etc.) que os auxiliem na obtenção de êxito no acesso ao
ensino superior.
Por entender que a Universidade Pública é parte do desenvolvimento de uma sociedade, as
ações de extensão surgem como uma das formas de contato entre a comunidade externa e a acadêmica
- estudantes e servidores – fazendo com que a Universidade cumpra o seu papel de atuação na
sociedade de maneira ampla e geral. A Universidade se torna parte do convívio social, quando, por
meio de suas ações, promove um retorno à população com atividades e propostas que são alcançáveis
por um ou vários grupos sociais.
Desde a sua idealização, a proposta é motivar estudantes universitários a estabelecerem um
diálogo com a sociedade externa à universidade promovendo ações que atendam diretamente às
demandas sociais e que proporcionem a troca de conhecimentos entre os mesmos. Neste projeto, as
ações iniciais são a formação e a capacitação dos estudantes da UFMT para atuarem como professores
nas diversas áreas contempladas pelo Enem: Ciências Humanas e suas Tecnologias, Ciências da
Natureza e suas Tecnologias, Linguagens, Códigos e suas Tecnologias e Matemática e suas
Tecnologias.
Nesse sentido, o projeto possui a seguinte estruturação interna: coordenação geral,
coordenadores de área (Física, Química, Matemática, Redação, Atualidades e Inglês) e coordenador
de marketing, sendo cada uma dessas áreas gerida por um docente (interno ou externo) da UFMT.
Além disso, há os estudantes que atuam como líderes de divulgação e organização e os responsáveis
por cada grupo de conteúdo, subdivididos de acordo com as respectivas disciplinas.
Com o advento da pandemia do Coronavírus (Covid-19), as ações tiveram de ser alteradas,
de modo a reduzir e/ou evitar prejuízos causados pelas medidas de distanciamento que foram
necessárias para conter o avanço do vírus. Dessa forma, todo o projeto foi reestruturado para atender
às demandas de ensino por meio da utilização de estratégias já conhecidas do ensino a distância. As
aulas passaram a ser ministradas mediante ferramentas digitais, como aulas por meio de plataformas
como Youtube, Google Classroom e Google Meet.
...
Diante do exposto, surgiu a ideia de elaborar uma coleção de livros digitais (e-books), que
foram elaborados pela equipe do projeto (docentes/estudantes) e divididos em cinco (5) volumes, de
forma a tornar o acesso ao material de estudo por parte do público-alvo ainda mais fácil e interativo.
Esses e-books foram publicados em parceria com a Pró-Reitoria de Cultura, Extensão e Vivência
(PROCEV) e são disponibilizados de forma totalmente gratuita aos alunos, reforçando ainda mais a
missão da universidade de impactar positivamente a sociedade com ações que promovam crescimento
social, tanto de forma local, como de forma ampla.

Esperamos que essa coleção, por meio de cada um dos volumes, seja realmente aproveitada
ao máximo, pois fizemos tudo com muito carinho e dedicação para que você tenha cada vez mais
acesso a informações de qualidade. O seu potencial está aí dentro, então use as ferramentas
disponíveis para alavancar isso e mostre que o caminho vai ser trilhado com muita diligência e
perseverança. Bons estudos e se liga nas dicas que colocamos para vocês nos capítulos.

Atenciosamente,

Equipe EduCursinho.

Coordenadora Geral: Daniele Caetano da Silva

Coordenador de Física: Murilo José Pereira de Macedo
- Danilo Oliveira dos Reis Nascimento
- Luana Andra Correa Teixeira
- Yhan Toth

Coordenadora de Inglês: Mônica Aragona
- Jessica de Almeida Barradas

Coordenadora de Matemática: Gláucia Aparecida Soares
- Gustavo Mene Ale Primo
- Rafael Simões Martins da Silva Oliveira
- Wesley Alexei Paiva

Coordenador de Marketing: Felipe Thomaz Aquino
- Gustavo Mene Ale Primo
- Livia Pereira de Alencar
- Matheus Henrique Sampaio Costa e Silva

Coordenadora de Química: Daniele Caetano da Silva
- Antônio Gierdson Lima dos Santos
- Jeferson Mangueira de Castro Lydijusse
- Stefanie Santos Silva

Coordenadora da Redação/Atualidades: Manuella Soares Jovem
- Nicole Astutti Campos
- Diane Santana Brito
- João Pedro dos Santos Menezes

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QUÍMICA
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Química geral

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MODELOS ATÔMICOS
Nós vamos começar nossa história
pelo início mais agravante do
conhecimento químico, o famoso “do
que é feito?”, no qual, impulsionou
tantos outros conhecimentos e nos fez
chegar as teorias que nós temos hoje.
Então, pensa assim comigo, se eu
pegar parte de alguma coisa e começar
a dividir, dividir e dividir, até o momento
que eu tenha uma parte tão pequena
que não seja mais possível fazer essa
divisão. Será que essa parte é a principal
constituição da matéria que eu tinha lá
no início?
Eram questionamentos como esse
que filósofos e cientistas faziam há anos.
Por volta de 5 a.C. os filósofos Demócrito
e Leucipo, seguiram essa linha de
pensamento, realizando experimentos
para chegar na parte não divisível da
matéria, passando a chamá-la de
ÁTOMO (A de negação e TOMO de
divisão/corte), ou seja, segundo eles,
tudo o que se conhecia era formado por
pequenas partículas indivisíveis[1].
Mas não parou por aí. Agora sabia-
se “o que” formava todas as coisas, era
preciso então conhecer como era a
estrutura do átomo, onde vivia, o que
comia e o que fazia, dando início a uma
revolucionária jornada científica.
MODELO BOLA DE BILHAR
(JOHN DALTON)
Depois de anos de experimentos e
postulados, foi somente no ano de 1808
que o cientista Dalton quem propôs o
primeiro modelo atômico consistente,
similar à uma bola de bilhar. Pense em
uma bola lisinha e
sólida, pois, para
Dalton era assim que
se descrevia o
átomo[2].
Para chegar
nesse modelo, Dalton
iniciou baseando-se no conceito de
átomo levantado pelos filósofos e, nos
estudos da lei da conservação da massa,
onde Lavoisier dizia que, na natureza
nada se cria, nada se perde, tudo se
transforma. Entretanto, os
experimentos de Dalton acabaram não
mostrando a estrutura atômica
claramente. Mas, foram suficientes para
levantar preposições como o átomo ser
a menor parte da matéria, indivisível,
indestrutível, com formato esférico e
maciço (aquilo que não é oco)[2][3].
MODELO PUDIM DE PASSAS
(JOSEPH JOHN THOMSON)
Entre 1887 e 1898, Thomson
propôs o segundo modelo atômico,
baseado em experimentos com tubos de
raios catódicos[2].
Para visualizar o experimento,
acesse o link:
https://www.youtube.com/watch?v=iE8
8jgvnB68
Thomson então, passou a
comparar os átomos com um pudim de
passas (muito popular naquele tempo),
mantendo seu formato esférico, porém,
https://www.youtube.com/watch?v=iE88jgvnB68
https://www.youtube.com/watch?v=iE88jgvnB68

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já não eram mais maciços como o
modelo, Bola da Bilhar, justamente pela
presença dos elétrons. Segundo
Thomson, os elétrons, ficavam fixos no
átomo, derrubando a teoria de Dalton do
átomo não ser divisível. Mas, apesar da
presença deles, também acreditava que
o átomo seria neutro, já que Dalton
quando propôs a modelo bola de bilhar,
não citou nenhuma carga dos átomos[2].
Mas de que forma o átomo seria
neutro, se haviam partículas carregadas
negativamente lá?
Isso também foi respondido por
Thomson, pois, acreditava que o átomo
era composto por uma região positiva e,
com partículas subatômicas negativas
(elétrons), assim, balanceando a carga
final como nula[2].
Representação do modelo pudim de
passas

Fonte: NOTÍCIAS MODELO, 2020[9].
MODELO SISTEMA
PLANETÁRIO (ERNEST
RUTHERFORD)
No início do século XX, a teoria do
Pudim de passas começou a ser
questionada quando surgiu a
radioatividade[2].
Rutherford realizou um
experimento que consistia em uma caixa
de chumbo contendo polônio, e um
pequeno orifício[4].
Para visualizar o experimento,
acesse o link:
https://www.youtube.com/watch?v=AH
XD9pgmkPQ
O resultado desse experimento
derrubou a teoria de Dalton e Thomson
sobre o formato esférico do átomo.
Então, o químico Rutherford concluiu
que o átomo, não era uma estrutura
única, e sim formado por um núcleo,
circundado por uma eletrosfera cheia de
elétrons[2][4].
O núcleo seria formado por
partículas de carga positiva, os
chamados prótons. E na eletrosfera, que
era região de volume muito maior que o
núcleo, os elétrons orbitavam o seu
redor[2][4].
Estrutura do átomo
segundo Rutherford

Fonte:
CONHECIMENTO
CIENTÍFICO, 2020[10].

Representação do
modelo através do
sistema solar

Fonte:ASTROCENTRO,
2019 (Adaptada)[11].

Mas, como tudo na ciência é
constantemente testado e aprimorado,
os cientistas começaram a questionar,
justamente, como os elétrons podiam
movimentar-se em torno de um núcleo
https://www.youtube.com/watch?v=AHXD9pgmkPQ
https://www.youtube.com/watch?v=AHXD9pgmkPQ

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positivo sem perder a energia e colidir
com ele?
Bom, a dúvida chamou a atenção
de Niels Bohr, que com apoio de
Rutherford, começaram a aprimorar o
modelo do sistema planetário[2].
MODELO RUTHERFORD-
BOHR (ERNEST
RUTHERFORD E NIELS
BOHR)
A adição de Bohr à teoria de
Rutherford considera sete níveis
conhecidos de energia, ou camadas
nomeadas como K, L, M, N, O, P e Q[2].
Imagine que um elétron esteja no
terceiro nível de energia de um átomo,
seria possível mudar para outro nível
mais acima?
Segundo Bohr, sim! Basta que o
elétron receba energia para que essa
transição seja feita. Isso quer dizer
então, que elétrons que estão níveis
mais acima, possuem mais energia dos
que estão em níveis mais abaixo
(próximo ao núcleo)[5].
Representação das camadas de níveis
de energia, segundo Bohr

Fonte: DESCOMPLICA, 2016[12].
De forma que, os níveis de energia
são de maneira crescente, logo, quanto
mais distante do núcleo, maior é a
energia do elétron[2][5].
Toda essa junção de postulados e
novas descobertas, deram origem ao
modelo Rutherford-Bohr, que apesar das
falhas conhecidas atualmente, é o
modelo mais utilizados para a descrição
do átomo[2].
EXERCÍCIOS
1.(ENEM-2019) Em 1808, Dalton
publicou o seu famoso livro o intitulado
Um novo sistema de filosofia química (do
original A New System of Chemical
Philosophy), no qual continha os cinco
postulados que serviam como alicerce
da primeira teoria atômica da matéria
fundamentada no método científico.
Esses postulados são numerados a
seguir:
1. A matéria é constituída de átomos
indivisíveis.
2. Todos os átomos de um dado
elemento químico são idênticos em
massa e em todas as outras
propriedades.
3. Diferentes elementos químicos têm
diferentes tipos de átomos; em
particular, seus átomos têm diferentes
massas.
4. Os átomos são indestrutíveis e nas
reações químicas mantêm suas
identidades.
5. Átomos de elementos combinam com
átomos de outros elementos em
proporções de números inteiros
pequenos para formar compostos.
Após o modelo de Dalton, outros
modelos baseados em outros dados
experimentais evidenciaram, entre
outras coisas, a natureza elétrica da
matéria, a composição e organização do

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átomo e a quantização da energia no
modelo atômico.
OXTOBY, D.W.; GILLIS, H. P.; BUTLER, L. J. Principles of Modern
Chemistry. Boston: Cengage Learning, 2012 (adaptado).
Com base no modelo atual que descreve
o átomo, qual dos postulados de Dalton
ainda é considerado correto?
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
E) 5
2.(PUC-SP) Uma importante
contribuição do modelo de Rutherford foi
considerar o átomo constituído de:
A) elétrons mergulhados numa massa
homogênea de carga positiva.
B) uma estrutura altamente compactada
de prótons e elétrons.
C) um núcleo de massa desprezível
comparada com a massa do elétron.
D) uma região central com carga
negativa chamada núcleo.
E) um núcleo muito pequeno de carga
positiva, cercado por elétrons.
3.(FUVEST-SP) Thomson determinou,
pela primeira vez, a relação entre a
massa e a carga do elétron (m/z), o
que pode ser considerado como a
descoberta do elétron. É reconhecida
como uma contribuição de Thomson ao
modelo atômico:
A) o átomo ser indivisível.
B) a existência de partículas
subatômicas.
C) os elétrons ocuparem níveis
discretos de energia.
D) os elétrons girarem em órbitas
circulares ao redor do núcleo.
E) o átomo possuir um núcleo com
carga positiva e uma eletrosfera.
4.(UFMG-Adaptada) Ao resumir as
características de cada um dos
sucessivos modelos do átomo de
hidrogênio, um estudante elaborou o
seguinte resumo:
Modelo atômico: Dalton
Características: átomos maciços e
indivisíveis.
Modelo atômico: Thomson
Características: elétron, de carga
negativa, incrustado em uma esfera de
carga positiva. A carga positiva está
distribuída, homogeneamente, por toda
a esfera.
Modelo atômico: Rutherford
Características: elétron, de carga
negativa, em órbita em torno de um
núcleo central, de carga positiva.
O número de erros cometidos pelo
estudante é:
A)1
B)2
C)0
D)3
E)4
5.(ENEM-2019) Um teste de
laboratório permite identificar alguns
cátions metálicos ao introduzir uma
pequena quantidade do material de
interesse em uma chama de bico de
Bunsen para, em seguida, observar a cor
da luz emitida.
A cor observada é proveniente da
emissão de radiação eletromagnética ao
ocorrer a:

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A) Mudança da fase sólida para a fase
líquida do elemento metálico.
B) Combustão dos cátions metálicos
provocada pelas moléculas de oxigênio
da atmosfera.
C) Diminuição da energia cinética dos
elétrons em uma mesma órbita na
eletrosfera atômica.
D) Transição eletrônica de um nível mais
externo para outro mais interno na
eletrosfera atômica.
E) Promoção dos elétrons que se
encontram no estado fundamental de
energia para níveis mais energéticos.
DISTRIBUIÇÃO
ELETRÔNICA
Antes de aprendermos sobre como
realizar a distribuição e que informação
ela nos traz, é essencial conhecermos as
relações dos cientistas, assim como,
diversas teorias atreladas ao estudo das
partículas subatômicas, bem como, da
distribuição eletrônica.
WOLFGANG PAULI
Constatou que existia uma regra
para a distribuição eletrônica dos níveis,
subníveis e orbitais. Pauli estabeleceu
que, em um átomo, dois elétrons não
podem ter os mesmos números
quânticos, fazendo com que, cada orbital
acomodasse apenas um par de elétrons,
com spins opostos e antiparalelos. Esse
princípio ficou conhecido como Princípio
de Exclusão de Pauli[6].
FRIEDRICH HUND
Hund propôs uma regra para o
preenchimento eletrônico dos elétrons,
estabelecida pelo princípio da Máxima
Multiplicidade. Devido
à repulsão
eletrônica pela presença de dois elétrons
no mesmo orbital, o preenchimento
eletrônico dos subníveis devem ser
feitos adicionando um elétron em cada
orbital. Somente após todos os orbitais
do subnível estarem completamente
semipreenchidos, coloca-se o segundo
elétron no orbital[6].
Representação da forma como os
elétrons devem ser preenchidos nos
orbitais

Fonte: COMPLEMENTOS DE ATOMÍSTICA:
TEORIA DOS ORBITAIS, 2019.[6].
LINUS PAULING
Linus Pauling estabeleceu a ordem
de preenchimento, através de um
diagrama, o famoso Diagrama de Linus
Pauling.
Já já veremos como é o diagrama
de Linus Pauling e como é feita a
distribuição eletrônica, mas antes,
precisamos entender um pouco mais
sobre as divisões dos orbitais, para aí
sim, saber como Pauling chegou nessa
ordem de organização.
A partir do modelo atômico de
Bohr, o físico Arnold Sommerfield propôs
em 1919 que, as camadas (K,L,M,N,O,P
e Q) estariam divididas em regiões ainda
menores, denominadas de subníveis de
energia[6].
De acordo com os experimentos
realizados, os subníveis são formados
pelas siglas: s, p, d, f (sharp, principal,
diffuse e fundamental)[6].

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S: 2 elétrons (s2), P: 6 elétrons (p6), D:
10 elétrons (d10), F: 14 elétrons (f14) [6].
Pauling então, organizou todas as
informações e descobertas, de forma
que, através do diagrama desenvolvido
por ele, seria possível distribuir todos os
elétrons presentes no átomo, entre os
orbitais e subníveis, para encontrar a
região mais provável da presença do
elétron[6][3].
Linus Pauling, estabeleceu a ordem
crescente de energia representado pelo
seu diagrama. Cada linha horizontal,
representa uma camada eletrônica com
os seus respectivos subníveis. À medida
que se desce pelas diagonais, a energia
vai aumentando[3].
Representação do Diagrama de Linus
Pauling

Fonte: Autoria própria.
Não tem segredo! Quando
aprendermos a distribuir corretamente
os elétrons, ficará fácil e viciante.
EXEMPLO 1
Dê a distribuição eletrônica do
seguinte elemento.

Fonte: Autoria própria.
O primeiro passo para realizar a
distribuição, é conhecer o número
atômico do elemento. Pois, o número
atômico corresponde ao número de
prótons, e em seu estado fundamental,
também representa o número de
elétrons presentes.
Na representação acima vemos
que, o número atômico do elemento
Sódio (Na) é igual a 11, logo, há 11
elétrons, na qual, serão distribuídos
entre os subníveis.
Distribuição eletrônica do Na

Fonte: Autoria própria
Que também pode ser escrito da
maneira extensiva: 1s2, 2s2, 2 p6, 3s1.
Onde 3s1 é a camada de
valência, ou seja, última camada a
receber elétron e, normalmente, será o
elétron que participará de uma ligação
química.

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EXEMPLO 2
Dê a distribuição eletrônica do
seguinte elemento.

Fonte: Autoria própria.
Como o número atômico do Cálcio
(Ca) é igual a 20, portanto, ele terá 20
elétrons, consequentemente, a seguinte
distribuição eletrônica.
Distribuição eletrônica do Ca

Fonte: Autoria própria.
Escrito por extenso: 1s2, 2s2, 2p6,
3s2, 3p6, 4s2.
Onde 4s2 é sua camada de valência.
EXERCÍCIOS
1.(UniRio) “Os implantes dentários
estão mais seguros no Brasil e já
atendem às normas internacionais de
qualidade. O grande salto de qualidade
aconteceu no processo de confecção dos
parafusos e pinos de titânio, que
compõem as próteses. Feitas com ligas
de titânio, essas próteses são usadas
para fixar coroas dentárias, aparelhos
ortodônticos e dentaduras, nos ossos da
mandíbula e do maxilar.”
(Jornal do Brasil, outubro 1996).
Considerando que o número
atômico do titânio é 22, sua
configuração eletrônica será:
A) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
B) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
D) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
E) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
2.(IFSP) O número de elétrons da
camada de valência do átomo de cálcio
(Z =20), no estado fundamental, é
A) 1
B) 2
C) 6
D) 8
E) 10
3.(UFSC) O número de elétrons em
cada subnível do átomo estrôncio (38Sr)
em ordem crescente de energia é:
A) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
B) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 3d10 5s2
C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
D) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4p6 4s2 3d10 5s2
E) 1s2 2s2 2p6 3p6 3s2 4s2 4p6 3d10 5s2
NÚMEROS
QUÂNTICOS
NÚMERO QUÂNTICO
PRINCIPAL (n)
O número quântico principal (n)
especifica o nível de energia do elétron,
ou seja, ele é representado pelas
famosas camadas K, L, M, N, O, P e Q,
lembra? Que nada mais é do que; n = 1,
n = 2, n = 3, n = 4... n = 7.

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Fonte: Autoria própria.
NÚMERO QUÂNTICO
SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL
(ℓ)
O número quântico secundário (ℓ),
determina a forma da região no espaço
onde o elétron será encontrado. É o
nosso famoso subnível de energia s, p,
d, f, na qual, assume os valores inteiros
entre 0 e n -1, onde, n é o número
quântico principal[6].
Por exemplo, se um número
quântico principal de um elétron for n =
3, há três possibilidades para o número
quântico secundário: ℓ = 0, ℓ = 1 ou ℓ =
2.

Fonte: Autoria própria.
NÚMERO QUÂNTICO
MAGNÉTICO (m ou mℓ)
O número quântico magnético (mℓ),
determina a orientação espacial da
região onde o elétron pode ser
encontrado, ou seja, determina a
orientação do orbital. Ele assume
valores inteiros de -ℓ até +ℓ (incluindo o
0), onde, ℓ é o número quântico
secundário[6].
O valor que obtemos de mℓ, nos
fornece as possibilidades de orientações
espaciais dos orbitais[6].

Fonte: Autoria própria.
NÚMERO QUÂNTICO SPIN (s
ou ms)
O termo spin já não é desconhecido
para nós, conversamos um pouquinho
sobre ele quando falamos do Princípio
Da Exclusão de Pauli e, depois
acrescentamos com a regra de Máxima
Multiplicidade de Hund.
Pelos princípios já apresentados,
nós sabemos que dois elétrons
conseguem ficar em um mesmo orbital e
não se repelirem, isso porque, suas
rotações são em sentidos opostos,
causando uma força magnética de
atração entre eles e,
consequentemente, um sistema mais
estável[6].
Por convenção, as setas que
adotamos para preencher os orbitais
correspondem a: seta para cima () ms
= -1/2, seta para baixo () ms =
+1/2[6].
Portanto, quando distribuímos os
elétrons nos orbitais, o sentido da seta
do último elétron a ser preenchido,
denomina o valor de ms como + ou -1/2.
EXEMPLO
Dê a distribuição eletrônica e os
números quânticos do seguinte
elemento:

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Fonte: Autoria própria.
Inicialmente, vamos realizar a
distribuição eletrônica dos 26 elétrons
através do diagrama de Pauling,
respeitando as regras estabelecidas.

Fonte: Autoria própria.
Assim, a distribuição eletrônica do
Ferro (Fe) e dada por: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,
3p6, 4s2, 3d6.
Como o subnível d é considerado
mais energético do que o s, então a
camada de valência do Fe será dada por
exceção, então ao invés de ser a 4s, sua
valência será dada pela 3d6
A partir dessas informações e com
base no que aprendemos, sabemos
então que o número quântico principal
(n) do elemento Fe, é igual a 3.
Já para o número quântico
secundário, como o subnível de valência
é d, então olhando na tabelinha, ℓ=2.
Para o número quântico magnético
(m), é necessário fazer a representação
da distribuição dos elétrons no subnível
de valência.
Como há 6 elétrons no
subnível d, então a distribuição
respeitando as regras de Pauli e Hund se
dará por:

Fonte: Autoria própria.
Com ℓ variando entre - ℓ e + ℓ, ou
seja -2 e +2, vemos que, o último
elétron é preenchido no orbital que
corresponde o valor de -2. Portando,
m=-2.
Quanto ao último número quântico,
o spin (s), ele pode ser tanto -1/2 como
+1/2, dependendo do sentido que se
inicia e finaliza o preenchimento.
EXERCÍCIOS
1.(UERN) A principal aplicação do
bromo é a produção de brometo de
etileno, que é utilizado em
combustíveis para motores, com o
intuito de evitar a acumulação de
chumbo no interior dos cilindros.
Considerando que o número atômico
do bromo é 35, afirma-se que ele
possui:

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I. O número quântico principal igual
a 4.
II. 3 orbitais completos.
III. 5 elétrons no nível de valência.
IV. O número quântico magnético
igual a 0.
V. 5 elétrons na última camada, com
número quântico azimutal igual a
1.
Estão corretas apenas as
afirmativas:
A) I e IV.
B) I, II e V.
C) III, IV e V.
D) I, II, IV e V
E) N.D.A
2.(Mackenzie-Adaptada) Os valores
dos números quânticos principal (n),
secundário (ℓ), magnético(m) e de spin
(s) para o elétron de maior energia do
átomo B (Z= 5), são respectivamente:
A) n = 2, ℓ = 2, m = -1, s = + 1 /2
B) n = 2, ℓ = 2, m = +1, s = - 1 /2
C) n = 1, ℓ = 2, m = -1, s = - 1 /2
D) n = 2, ℓ = 1, m = -1, s = - 1 /2
E) n = 3, ℓ = 2, m = +1, s = + 1 /2
3.(UFPI) Indique a alternativa que
representa um conjunto de números
quânticos permitido:
A) n = 3; ℓ = 0, m= 1; s = +1/2
B) n = 3; ℓ = 4, m= 1; s = +1/2
C) n = 3; ℓ = 3, m= 0; s = +1/2
D) n = 3; ℓ = 2, m= 1; s = +1/2
E) n = 4; ℓ = 0, m= 3; s = -1/2
4.(UFAC) Um elétron localiza-se na
camada “2” e subnível “p” quando
apresenta os seguintes valores de
números quânticos:
A) n = 4 e ℓ= 0
B) n = 2 e ℓ= 1
C) n = 2 e ℓ= 2
D) n = 3 e ℓ= 1
E) n = 2 e ℓ= 0
5.(UFPA) Os números quânticos
principal “n”, secundário “ℓ”, magnético
“m” do elétron mais energético do átomo
de cloro são respectivamente:
(Dado Cl: Z=17)
A) 3, 1, 0
B) 3, 1, +1
C) 2, 0, +1
D) 2, 1, -1
E) 2, 3, 0
6.(UECE) Considere três átomos A, B e
C. Os átomos A e C são isótopos, B e C
são isóbaros e A e B são isótonos.
Sabendo-se que A tem 20 prótons e
número de massa 41 e que o átomo C
tem 22 nêutrons, os números quânticos
do elétron mais energético do átomo B
são:
A) n = 3; ℓ = 0, m= 2; s = -1/2
B) n = 3; ℓ = 2, m= -2; s = -1/2
C) n = 3; ℓ = 2, m= 0; s = -1/2
D) n = 3; ℓ = 2, m= -1; s = +1/2
E) n = 4; ℓ = 0, m= 0; s = +1/2
TABELA PERIÓDICA
A tabela periódica apresenta 7
períodos e 18 grupos, dispostos da
seguinte forma:
 1º Grupo: Metais alcalinos (com
exceção do Hidrogênio).
 2º Grupo: Metais Alcalino-
terrosos.
 3º Grupo ao 12º Grupo: Metais
de transição.

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 13º Grupo: grupo do Boro.
 14º Grupo: grupo do Carbono.
 15º Grupo: grupo do Nitrogênio.
 16º Grupo: Calcogênios.
 17º Grupo: Halogênios
 18º Grupo: Gases nobres.
Os períodos (linhas horizontais),
nos mostram quantas camadas
eletrônicas cada elemento possui. Já os
grupos (linhas verticais), nos trazem a
informação de quantos elétrons o
elemento possui na camada de valência,
além disso, a tabela é dividida em
blocos, conforme o subnível eletrônico,
como visto na figura abaixo.

Fonte: ANDRIETTA, M. 2016[14].
PROPRIEDADES QUÍMICAS
Vamos entender como estão
distribuídas as propriedades dos
elementos químicos, visto que, todas
essas informações nos trarão mais
clareza do porquê de muitas coisas,
além disso, os fatores que levam cada
ligação química acontecer.
I. Raio Atômico
O primeiro da nossa lista é o raio
atômico. Ele representa a distância entre
o centro do núcleo e a camada mais
externa do átomo[3].
Quando nós pensamos no átomo do
modelo Rutherford-Bohr, é um pouco
mais fácil visualizar como essa distância
é descrita. Do mesmo modo, podemos
observar que quanto mais camadas
eletrônicas um elemento possui, maior é
o raio atômico dele[3].

Fonte: MAGALHÃES, L. 2019[13].
Por isso, em um grupo, o raio
cresce de cima para baixo, sendo assim,
os elementos no 1º período têm menor
raio atômico e os do 7º período tem
maior raio[3].
II. Energia de Ionização
A energia de ionização, diz respeito
a energia mínima que precisamos
fornecer, para remover elétrons de um
átomo, em seu estado fundamental[3].
Essa propriedade está diretamente
ligada ao raio atômico, pois, quanto
maior o raio, mais afastados do núcleo
os elétrons estão, ou seja, mais
afastados das cargas positivas que os
atraem. Assim, podemos dizer que,
elétrons da camada mais externa,
precisam de menor energia de ionização
para removê-los, pois, eles são menos
atraídos pela carga do núcleo[3].
Assim, a 1ª energia de ionização
(E.I.), aquela que retira o primeiro
elétron, é menor do que a 2ª energia de
ionização, que por sua vez, será menor
que a 3ª energia e, assim

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sucessivamente. De forma que, essa
energia necessária para a ionização
cresce conforme diminui o raio atômico,
isto é, conforme os elétrons estão mais
atraídos pelo núcleo[3].
1ª E.I. < 2ª E.I. < 3ª E.I. ...
III. Afinidade Eletrônica
Quando tratamos de afinidade
eletrônica, ela também diz respeito a
energia, porém, desta vez, é a
quantidade de energia liberada quando
um átomo recebe um elétron[3].
Talvez, possa parecer confuso
entender a diferença entre energia de
ionização e afinidade eletrônica (A.E.),
já que a ordem crescente também é no
mesmo sentido. Mas, pensa assim,
quando nós falamos de E.I., estamos
nos referindo a energia absorvida pelo
elétron e, quando falamos de A.E.,
estamos olhando a quantidade de
energia liberada pelo elétron[3].
IV. Eletronegatividade
A eletronegatividade, é a tendência
do átomo em receber elétrons, ou seja,
ela indica a atração entre eles[3].
Sua ordem de crescimento é no
mesmo sentido da afinidade eletrônica,
pois, quanto menos elétrons um átomo
precisa para alcançar estabilidade, mais
vontade de possuir esses elétrons ele
terá, portanto, será mais
eletronegativo[3].
Quando comparamos átomos de
um mesmo grupo, o elemento que
obtiver o menor raio, será o mais
eletronegativo, pois, a camada de
valência está mais próxima do núcleo e
assim os prótons exercem maior força
de atração[3].
V. Eletropositividade
A eletropositividade, opõe-se a
eletronegatividade, pois, indica a
tendência de um átomo perder elétrons
em uma ligação química. A partir dessa
perda, os átomos ficam com mais
prótons do que elétrons, logo,
apresentam carga positiva[3].
Seu sentido de crescimento
também é oposto ao da
eletronegatividade. Cresce de cima para
baixo e da direita para esquerda[3].
VI. Semelhança Atômica
A partir do conhecimento que
temos sobre o número atômico, número
de massa etc., é importante saber (além
de cair suuuuuper no ENEM), que nós
podemos encontrar conjuntos de átomos
com números e/ou massa atômica igual.
Assim, surgem novos conceitos que
podemos definir.
 ISÓTOPOS
São átomos com mesmo número
de prótons (Z) e diferente número de
massa (A)[6].
Exemplo:
6C12 6C13 6C14
O hidrogênio, é o único elemento
químico cujos isótopos têm nome
próprio. Os demais, são chamados
apenas pelo nome do elemento seguido
do número de massa, como o, carbono-
14[6].
1H1 Hidrogênio comum
1H2
Deutério
1H3 Trítio, tritério, tricério

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 ISÓBAROS
São átomos com os mesmos
números de massa (A) e diferentes
números atômicos (Z). São átomos,
portanto, de elementos químicos
diferentes[6].
Exemplo:
6C14 7N14
 ISÓTONOS
São átomos com diferentes
números atômicos (Z) e, diferentes
números de massa (A), mas, com o
mesmo número de nêutrons[6].
Exemplo:
17Cl37 20Ca40
O átomo de Cloro (Cl) tem: 37-17 = 20
nêutrons.
O átomo de Cálcio (Ca) tem: 40-20 = 20
nêutrons.
PROPRIEDADES FÍSICAS
I. Densidade
A densidade, na verdade, não é
uma característica de um átomo e, sim
da junção de um mol de átomos, dada
pela razão da massa pelo volume. Essa
razão, nos períodos, tem crescimento
das laterais para o centro e nos grupos,
de cima para baixo[3].
II. Temperatura de Fusão e
Ebulição
As temperaturas de fusão e
ebulição dos elementos, nos dizem
respectivamente, quando eles passam
do estado sólido para o líquido e do
líquido para o gasoso[3].
O que determina essas
temperaturas, são as interações
intermoleculares, na qual,
aprenderemos mais à frente[3].
O crescimento dessas
temperaturas nos períodos, é em
direção ao centro da tabela e de cima
para baixo nos grupos, com exceção dos
grupos 1 e 2 que serão de baixo para
cima[3].
EXERCÍCIOS
1.(ENEM- 2018) Na mitologia grega,
Nóbia era a filha de Tântalo, dois
personagens conhecidos pelo
sofrimento. O elemento químico de
número atômico (Z) igual a 41 tem
propriedades químicas e físicas tão
parecidas com as do elemento de
número atômico 73 que chegaram a ser
confundidos. Por isso, em homenagem a
esses dois personagens da mitologia
grega, foi conferido a esses elementos
os nomes de nióbio (Z = 41) e tântalo (Z
= 73). Esses dois elementos químicos
adquiriram grande importância
econômica na metalurgia, na produção
de supercondutores e em outras
aplicações na indústria de ponta,
exatamente pelas propriedades
químicas e físicas comuns aos dois.
KEAN, S. A colher que desaparece: e outras histórias reais de loucura, a
mor e morte a partir dos elementos químicos. Rio de Janeiro: Zahar, 201
1 (adaptado).
A importância econômica e tecnológica
desses elementos, pela similaridade de
suas propriedades químicas e físicas,
deve-se a
A) terem elétrons no subnível f.

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B) serem elementos de transição
interna.
C) pertencerem ao mesmo grupo na
tabela periódica.
D) terem seus elétrons mais externos
dos níveis 4 e 5, respectivamente.
E) estarem localizados na família dos
alcalinos terrosos e alcalinos,
respectivamente.
2.(ENEM-2017) No ar que respiramos
existem os chamados “gases inertes”.
Trazem curiosos nomes gregos, que
significam “o Novo”, “o Oculto”, “o
Inativo”. E de fato são de tal modo
inertes, tão satisfeitos em sua condição,
que não interferem em nenhuma reação
química, não se combinam com nenhum
outro elemento e justamente por esse
motivo ficaram sem ser observados
durante séculos: só em 1962 um
químico, depois de longos e engenhosos
esforços, conseguiu forçar “o
Estrangeiro” (o xenônio) a combinar-se
fugazmente com o flúor ávido e vivaz, e
a façanha pareceu tão extraordinária
que lhe foi conferido o Prêmio Nobel.
Qual propriedade do flúor justifica sua
escolha como reagente para o processo
mencionado?
A) Densidade.
B) Condutância.
C) Eletronegatividade.
D) Estabilidade nuclear.
E) Temperatura de ebulição.
3.(ENEM-2009) Os núcleos dos átomos
são constituídos de prótons e nêutrons,
sendo ambos os principais responsáveis
pela sua massa. Nota-se que, na maioria
dos núcleos, essas partículas não estão
presentes na mesma proporção. O
gráfico mostra a quantidade de nêutrons
(N) em função da quantidade de prótons
(Z) para os núcleos estáveis conhecidos.

O antimônio é um elemento
químico que possui 50 prótons e possui
vários isótopos - átomos que só se
diferem pelo número de nêutrons. De
acordo com o gráfico, os isótopos
estáveis do antimônio possuem
A) entre 12 e 24 nêutrons a menos que
o número de prótons.
B) exatamente o mesmo número de
prótons e nêutrons.
C) entre 0 e 12 nêutrons a mais que o
número de prótons.
D) entre 12 e 24 nêutrons a mais que o
número de prótons.
E) entre 0 e 12 nêutrons a menos que o
número de prótons.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
REGRA DO OCTETO
Como os gases nobres são estáveis
por si só, possuindo 8 elétrons na sua

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camada de valência (exceto o Hélio) e,
não precisam se ligar a outros
elementos, os cientistas Kossel, Lewis e
Langmer, constataram que, todos os
elementos buscam adquirir configuração
eletrônica de um gás nobre, para então,
alcançarem estabilidade química[3].
Ou seja, os demais elementos,
realizam ligações químicas com outros
átomos, onde, ganham, perdem ou
compartilham elétrons, para completar
suas camadas de valência com 8
elétrons, de forma que, todos os átomos
envolvidos atinjam o octeto[3].
LIGAÇÃO IÔNICA
A ligação iônica, ocorre quando há
transferência de elétrons do átomo de
um elemento químico, para o átomo de
outro elemento[3].
Essa transferência, acontece
quando, o átomo de um elemento
químico com tendência de doar elétrons,
eletropositivo, perde seus elétrons da
camada de valência, para o átomo de
um elemento químico com tendência de
receber esses elétrons, eletronegativo.
Ou seja, a ligação iônica ocorre quando,
um metal doa seus elétrons e, um não-
metal os recebe[3].
Como podemos visualizar no
exemplo abaixo, onde há a ligação do Na
com o Cl, formando o NaCl.

Fonte: Autoria Própria.
No momento em que o elétron mais
externo é doado pelo Sódio (Na), o
átomo fica com maior número de
prótons, logo, maior carga positiva e, há
a formação do íon positivo, nesse caso,
+1, chamado de cátion[3].
Quando o elétron, é recebido pelo
Cloro (Cl), o átomo ganha mais uma
carga negativa e, ocorre a formação do
íon negativo, nesse caso, -1,
denominado ânion[3].
Essa formação de íons, segue para
todos os elementos que realizam
ligações químicas iônicas, onde, o átomo
doador se torna íon positivo e, o átomo
receptor se torna íon negativo[3].
Pelo fato de a ligação iônica ser a
ligação mais forte de todas, necessita-se
de maior energia para quebrá-la. Isso
faz com que, compostos iônicos sejam
sólidos à temperatura ambiente, devido
à formação de redes cristalinas, assim
como acontece com o cloreto de sódio
(NaCl) [3].
LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação covalente, ocorre entre
átomos de elementos químicos que
possuem tendência de ganhar elétrons,
ou seja, todos os envolvidos precisam
receber elétrons para completar o octeto
e, atingir estabilidade[3].
Mas, como ocorre uma ligação
química, em que todos os átomos
precisam receber elétrons?
Bom, nesse caso, há o
compartilhamento de elétrons, para que
seja possível completar a camada de
valência de ambos os átomos, ou seja,
os elétrons da camada mais externa são

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utilizados em todos os átomos
envolvidos[3].
Como no caso da molécula de H2:

Fonte: MARIA, A. 2019[15].
LIGAÇÃO DATIVA OU
COORDENADA
A ligação dativa, também diz
respeito ao compartilhamento de
elétrons entre dois átomos, porém, a
diferença para a covalente é que, esses
átomos são unidos por um par
eletrônico, proveniente de apenas um
dos átomos da ligação[6].
Essa
ligação acontece somente,
quando um dos átomos participantes,
aquele que irá compartilhar seus
elétrons, já está com o octeto completo.
Como no caso da ligação dativa com
Dióxido de Enxofre (SO2)[6] .

Fonte: Autoria própria.
Na representação acima, podemos
observar que, o enxofre (S) realiza
ligação covalente com o primeiro
oxigênio (O), alcança seu octeto e,
realiza uma ligação dativa com o
segundo oxigênio, onde, apenas ele –
enxofre - compartilha seu par de
elétrons. Desse modo, para as ligações
dativas, o compartilhamento do par de
elétrons não precisa ser mútuo e, ainda
assim, ambos ficam com 8 elétrons na
camada de valência e devidamente
estáveis[6].
LIGAÇÃO METÁLICA
A ligação metálica não segue a
regra do octeto. Acontece entre átomos
metálicos, com o compartilhamento
entre todos os átomos envolvidos[3].
Eles podem se mover livremente
por todo o volume do sólido metálico,
pelas chamadas bandas de condução,
que na verdade, são orbitais atômicos
vazios muito próximos, na qual,
permitem a passagem dos elétrons[3].
Exemplos de ligas metálicas:
 Liga de aço, formada por átomos de
ferro e carbono.
 Liga de bronze, formada por cobre e
estanho.
 Liga de latão, formada por cobre e
zinco.
EXERCÍCIOS
1. (ENEM-2019) Por terem camada de
valência completa, alta energia de
ionização e afinidade eletrônica
praticamente nula, considerou-se por
muito tempo que os gases nobres não
formariam compostos químicos. Porém,
em 1962, foi realizada com sucesso a
reação entre o xenônio (camada de
valência 5s2 5p6) e o hexafluoreto de
platina e, desde então, mais compostos
novos de gases nobres vêm sendo
sintetizados. Tais compostos
demonstram que não se pode aceitar
acriticamente a regra do octeto, na qual

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se considera que, numa ligação química,
os átomos tendem a adquirir
estabilidade assumindo a configuração
eletrônica de gás nobre. Dentre os
compostos conhecidos, um dos mais
estáveis é o difluoreto de xenônio, no
qual dois átomos do halogênio flúor
(camada de valência 2s2 2p5) se ligam
covalentemente ao átomo de gás nobre
para ficarem com oito elétrons de
valência.
Ao se escrever a fórmula de Lewis do
composto de xenônio citado, quantos
elétrons na camada de valência haverá
no átomo do gás nobre?
A) 6
B) 8
C) 10
D) 12
E) 14
2.(UEMG) As propriedades exibidas por
um certo material podem ser explicadas
pelo tipo de ligação química presente
entre suas unidades formadoras. Em
uma análise laboratorial, um químico
identificou para um certo material as
seguintes propriedades:
Alta temperatura de fusão e ebulição
Boa condutividade elétrica em solução
aquosa
Mau condutor de eletricidade no estado
sólido
A partir das propriedades exibidas por
esse material, assinale a alternativa que
indica o tipo de ligação predominante no
mesmo:
A) metálica
B) covalente
C) dipolo induzido
D) iônica
E) dativa
3.(FUVEST) As unidades constituintes
dos sólidos: óxido de magnésio (MgO),
iodo (I2) e platina (Pt) são,
respectivamente:
A) átomos, íons e moléculas;
B) íons, átomos e moléculas;
C) íons, moléculas e átomos
D) moléculas, átomos e íons;
E) moléculas, íons e átomos
4.(UNI-RIO) O dióxido de carbono
(CO2) é um gás essencial no globo
terrestre. Sem a presença desse gás, o
globo seria gelado e vazio. Porém,
quando ele é inalado em concentração
superior a 10%, pode levar o indivíduo à
morte por asfixia. Esse gás apresenta
em sua molécula um número de ligações
covalentes igual a:
A) 4
B) 1
C) 2
D) 3
E) 0
GEOMETRIA
MOLECULAR
A geometria molecular, descreve
como os núcleos dos átomos que
constituem a molécula estão
posicionados, uns em relação aos
outros. Além de tudo, ela é fundamental
para entender sobre a polaridade das
moléculas[3].
As moléculas são ordenadas no
espaço com uma organização específica,
na qual, depende de alguns fatores,
como[3]:
http://www.uemg.br/
https://www.fuvest.br/
http://www.unirio.br/

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 Quantos átomos compõem a
molécula.
 Quantidade de ligações formadas.
 Quantidade de elétrons não
ligantes no átomo central, ou seja,
quantidade de elétrons que não
participam da(s) ligação(ões) e, acabam
“sobrando” no átomo do meio.
MODELO DA REPULSÃO DOS
PARES ELETRÔNICOS DA
CAMADA DE VALÊNCIA
(VSEPR)
Imagine que, nós enchemos dois
balões. Então, os amarramos pelo bico
e, soltamos sobre o chão. Em que
disposição geométrica você imagina que
eles irão cair? E se repetíssemos o
mesmo experimento para três e quatro
balões amarrados? [3].
Se você já realizou essa
experiência, deve ter percebido que,
mesmo com apenas dois balões, os
mesmos, sempre se afastam o máximo
possível um do outro, formando uma
angulação ao caírem.
Essa angulação formada para
minimizar a repulsão acontece também
nos pares de elétrons, originando
geometrias nas moléculas e, para
determinar tal geometria, o modelo
VSEPR propõe uma sequência de
passos, que por sinal, levam em conta
as ideias que acabamos de discutir[3].
1º Passo
Escreva a fórmula eletrônica da
substância e conte os polos de repulsão
no átomo central.
Ou seja, após escrever a fórmula,
é necessário somar a quantidade de
ligações sigma presentes, com a
quantidade de pares de elétrons não
participantes da ligação, contidas no
elemento central[3].
Ligação σ + par eletróns não ligantes = polo de repulsão
2º Passo
Após saber a somatória entre as
ligações sigma e pares não-ligantes,
escolha a disposição geométrica e
distribua os polos de repulsão, da
melhor forma. Seguindo a tabela
abaixo[3]:

Fonte: Autoria própria.
3º Passo
Depois que já conhecemos a
quantidade de polos de repulsão
envolvidos e, já sabemos qual disposição
geométrica escolher. Devemos discutir
um pouco mais, sobre algumas
considerações, acerca da quantidade de
átomos envolvidos na molécula, para
então, determinar a geometria exata[3].
Para 2 polos de repulsão:
 Moléculas contendo 2 átomos:
toda molécula biatômica, ou seja, com
apenas dois átomos, tem o seguimento
de reta. Portanto, geometria linear[3].
 Moléculas contendo 3 átomos:
no caso de moléculas com três átomos,
o seguimento só continuará sendo de
reta, caso o elemento central não tenha
nenhum par de elétron não-ligante, ou
seja, nenhum par de elétron
“sobrando” [3].

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Para 3 polos de repulsão:
No caso de 3 polos de repulsão,
em que formamos um triângulo
equilátero, esse triângulo pode designar
duas diferentes geometrias,
dependendo do número de átomos[3].
 Moléculas contendo 3 átomos:
para moléculas que contém três átomos
e, três polos de repulsão, isso significa
que, um polo corresponde à um par de
elétrons não-ligantes, portanto, esse
par, apesar de fazer parte do formato de
triângulo equilátero, ele não integra a
geometria da molécula. Então, quando
temos 3 polos de repulsão e 3 átomos
presentes na molécula, nós
determinamos a geometria como,
angular[3].
 Moléculas contendo 4 átomos:
para as moléculas com 3 polos de
repulsão, porém agora, já não mais com
3 átomos e sim com 4, nós
determinamos a geometria como
trigonal plana[3].
Para 4 polos de repulsão:
No caso de 4 polos de repulsão,
em que formamos um tetraedro, esse
formato pode designar três diferentes
geometrias, dependendo do número de
átomos[3].
 Moléculas contendo 3 átomos:
para moléculas com três átomos e
quatro polos de repulsão, nós
designamos
a geometria angular[3].
 Moléculas contendo 4 átomos:
determinamos a geometria
piramidal[3].
 Moléculas contendo 5 átomos:
denominamos a geometria
tetraédrica[3].
Para 5 polos de repulsão:
 Moléculas contendo 3 átomos:
geometria linear[3].
 Moléculas contendo 4 átomos:
geometria T[3].
 Moléculas contendo 5 átomos:
geometria gangorra[3].
 Moléculas contendo 6 átomos:
geometria bipirâmide trigonal[3].
Para 6 polos de repulsão:
 Moléculas contendo 5 átomos:
geometria quadrado planar[3].
 Moléculas contendo 6 átomos:
geometria pirâmide de base
quadrada[3].
 Moléculas contendo 7 átomos:
geometria octaédrica[3].
EXEMPLO 1
Determine a geometria molecular
do BF3 e, seu respectivo ângulo de
ligação.
Solução:
Para a resolução do problema,
precisamos seguir os três passos,
prescritos pelo modelo de VSEPR.
1° passo. Vamos escrever a
estrutura eletrônica da molécula em
questão, BF3. Não vamos nos preocupar,
se ela realmente estará correta, estamos
priorizando apenas, a quantidade de
elétrons na camada de valência.

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Fonte: Autoria própria.
Após desenharmos as estruturas de
Lewis, vamos agora, determinar a
quantidade de polos de repulsão.

Fonte: Autoria própria.
𝐿𝑖𝑔𝑎çã𝑜 𝜎 + 𝑝𝑎𝑟 𝑒𝑙𝑒𝑡𝑟ó𝑛𝑠 𝑛ã𝑜 𝑙𝑖𝑔𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 = 𝑝𝑜𝑙𝑜 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑝𝑢𝑙𝑠ã𝑜
Como o composto possui três
ligações sigma e, nenhum par de
elétrons não-ligantes, ou seja 3+0,
então serão 3 polos de repulsão.
2° passo. Como já conhecemos a
quantidade de polos de repulsão, três,
agora já sabemos identificar qual a
melhor disposição geométrica para o
BF3.
Seguindo a tabela apresentada,
quando possuímos três polos de
repulsão, a melhor disposição é
triangular.
3° passo. Com base na disposição
geométrica, triangular, contamos
então, a quantidade de átomos
presentes na molécula, para obter sua
real geometria.
No caso do BF3, sabemos que há
4 átomos, logo, sua geometria molecular
é designada de trigonal plana.
Agora que você conhece o real
formato da molécula, trigonal plana,
vamos reescrever sua estrutura de
modo correto, com angulação de
120°.

Fonte: Autoria própria.
EXEMPLO 2
Determine a geometria molecular
do PCl5
Solução:
1° passo. Vamos escrever a
estrutura eletrônica da molécula em
questão, PCl5. Não vamos nos
preocupar, se ela realmente estará
correta, estamos priorizando apenas, a
quantidade de elétrons na camada de
valência.

Fonte: Autoria própria.
Após desenharmos as estruturas de
Lewis, vamos agora, determinar a
quantidade de polos de repulsão:

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Fonte: Autoria própria.
Como o composto possui cinco
ligações sigma e, nenhum par de
elétrons não-ligantes, então serão 5
polos de repulsão, pois 5+0=5.
2° passo. Como já conhecemos a
quantidade de polos de repulsão, cinco,
agora já sabemos identificar qual a
melhor disposição geométrica para o
PCl5.
Seguindo a nova tabela
apresentada, quando possuímos cinco
polos de repulsão, a melhor disposição é
bipirâmide de base triangular.
3° passo. Com base na disposição
geométrica, bipirâmide de base
triangular, contamos então, a
quantidade de átomos presentes na
molécula, para obter sua real
geometria.
No caso do PCl5, sabemos que há
6 átomos (5 átomos de Cloro + 1 átomo
de Fósforo), logo, sua geometria
molecular é designada de bipirâmide
trigonal.
Agora que você conhece o real
formato da molécula, bipirâmide
trigonal, vamos reescrever sua
estrutura, mas agora de modo correto:
Representação da molécula PCl5 em
estrutura de linhas

Fonte: Autoria própria.
.
EXERCÍCIOS
1.(UFSM) Observe as duas colunas a
seguir
1- NH3
2- H2O
3- O2
4- CO2
(a) geometria linear
(b) geometria angular
(c) geometria piramidal
A alternativa que relaciona,
corretamente, a primeira coluna com a
segunda.
A) 1b-2a-3c-4a.
B) 1a-2c-3a-4b
C) 1b-2a-3b-4c
D) 1a-2b-3b-4c
E) 1c-2b-3a-4a
2.(UEM-PR) Considerando a molécula de
amônia (NH3), assinale a alternativa correta.
A) A geometria molecular corresponde a um
tetraedro regular.

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B) O átomo de nitrogênio e dois átomos de
hidrogênio ocupam os vértices de um
triângulo equilátero.
C) O centro da pirâmide formada pelos
átomos de nitrogênio e pelos átomos de
hidrogênio é ocupado pelo par de elétrons
livres.
D) Os átomos de hidrogênio ocupam os
vértices de um triângulo equilátero.
E) As arestas da pirâmide formada pelos
átomos de nitrogênio e pelos átomos de
hidrogênio correspondem a ligações iônicas.
3.(UFES) A molécula do OF2 é polar e a
molécula do BeF2 é apolar. Isto se deve
à (ao):
A) diferença de eletronegatividade entre
os átomos nas respectivas moléculas.
B) geometria molecular.
C) tamanho dos átomos ligados ao flúor.
D) grande reatividade do oxigênio em
relação ao flúor.
E) fato de o oxigênio e o flúor serem
gases.
POLARIDADE
POLARIDADE DAS
LIGAÇÕES
Em uma ligação química, há pelo
menos dois elétrons envolvidos, correto?
Bom, já vou logo respondendo que sim!!
Então, relaciona-se a palavra
polaridade com a formação de polos na
molécula. Indicando que um polo será
positivo e o outro negativo[3].
Quando pelo menos dois átomos se
ligam, formando uma molécula na
ligação covalente, existe entre eles uma
certa “disputa” pelos elétrons. Quando
um dos átomos é mais eletronegativo
que o outro, ele conseguirá manter os
elétrons mais próximos de si por mais
tempo[3].
Assim, podemos dizer que, o lado
da molécula que possui o átomo mais
eletronegativo, forma polo negativo e, o
lado que possui o átomo menos
eletronegativo fica com polo positivo. E
assim, se formam os polos da ligação[3].
Quando os dois átomos têm a
mesma eletronegatividade, ou seja,
uma molécula composta pelo mesmo
elemento químico, nenhum deles é
capaz de garantir a presença dos
elétrons por mais tempo do que o outro.
Dessa forma, nenhum dos dois lados
ficará mais positivo ou negativo em
comparação ao outro,
consequentemente, não haverá a
formação de polos na ligação e ela será
uma ligação APOLAR[3].
Então, se liga no super macete que
eu vou ensinar, para você nunca mais
esquecer a ordem de crescimento da
eletronegatividade!!!!!
FONCLBRISC-PH
Flúor > Oxigênio > Nitrogênio > Cloro >
Bromo > Iodo > Enxofre > Carbono >
Fósforo > Hidrogênio.
Dessa forma, o flúor é o elemento
mais eletronegativo e o hidrogênio,
menos eletronegativo.
Já para ligações em quem há a
transferência de elétrons, sempre
encontramos um elemento mais
eletronegativo do que o outro, porque só
assim, é possível que um doe e o outra
receba. Logo, sempre haverá um átomo
que atrai mais os elétrons, formando

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polo negativo e, outro átomo que fica
mais afastado dos elétrons e,
consequentemente, polo positivo[3].
Assim, podemos concluir que, toda
ligação iônica é polar[3].
POLARIDADE DAS
MOLÉCULAS
O átomo mais eletronegativo atrai
os elétrons, formando uma carga parcial
negativa (δ
−
), enquanto
automaticamente, é formada uma carga
parcial positiva (δ
+
) no átomo menos
eletronegativo. A resultante da soma
dos vetores positivos e negativos é
chamada de momento de dipolo,
representada por µ[3].
Após analisarmos os vetores e,
identificarmos quem são os positivos e
os negativos, somamos os mesmos e
concluímos se há influência da
eletronegatividade sobre
a molécula[3].
Assim, quando:
µ.= 0, molécula APOLAR.
µ.≠0, molécula POLAR.
EXEMPLO 1
Polaridade da Molécula H2O

Fonte: Autoria própria.
O vetor possui a direção do
elemento menos eletronegativo para o
mais eletronegativo.

Fonte: Autoria própria.
Como esses vetores não se
anulam, há a formação de um vetor
momento de dipolo com a resultante
diferente de zero, identificando a
presença de POLOS na molécula.
Molécula polar.

Fonte: Autoria própria.
EXEMPLO 2
Polaridade da Molécula CH4

Fonte: Autoria própria
Analisando os vetores de acordo
com o sentido de crescimento de
eletronegatividade:

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Fonte: Autoria própria
A molécula de CH4 será APOLAR,
pois, o vetor 1 se anula com o vetor 2,
assim como, o vetor 3 com o 4,
resultando em µ= 0.
EXERCÍCIOS
1.(FESP) As ligações químicas
existentes na formação das substâncias
KCl, HCl e Cl2, são respectivamente:
(Números atômicos: H = 1; Cl = 17; K
= 19)
A) covalente polar, iônica e covalente
apolar.
B) covalente polar, covalente apolar e
iônica.
C) covalente apolar, covalente polar e
iônica.
D) iônica, covalente apolar e covalente
polar
E) iônica, covalente polar e covalente
apolar.
2.(Mackenzie) O aumento de diferença
de eletronegatividade entre os
elementos ocasiona a seguinte ordem no
caráter das ligações:
A) covalente polar, covalente apolar,
iônica.
B) iônica, covalente polar, covalente
apolar.
C) covalente apolar, iônica, covalente
polar.
D) covalente apolar, covalente polar,
iônica.
E) iônica, covalente apolar, covalente
polar.
3.(UFTM) Os gases amônia, dióxido de
carbono e trióxido de enxofre são
insumos importantes na indústria
química. Em relação à polaridade de
suas moléculas, é correto afirmar que
NH3, CO2 e SO3 são, respectivamente,
A) polar, polar e apolar.
B) polar, apolar e polar.
C) polar, apolar e apolar.
D) apolar, polar e apolar.
E) apolar, apolar e polar.
4.(ESPCEX) O carvão e os derivados do
petróleo são utilizados como
combustíveis para gerar energia para
maquinários industriais. A queima
desses combustíveis libera grande
quantidade de gás carbônico como
produto. Em relação ao gás carbônico,
são feitas as seguintes afirmações.
I. É um composto covalente de
geometria molecular linear.
II. Apresenta geometria molecular
angular e ligações triplas, por possuir
um átomo de oxigênio ligado a um
carbono.
III. É um composto apolar.
Das afirmativas apresentadas está(ão)
correta(s):
A) Apenas I.
B) Apenas I e II.
C) Apenas I e III.
D) Apenas II e III.
E) Todas.
HIBRIDIZAÇÃO
COMO E POR QUE OCORRE A
HIBRIDIZAÇÃO?

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Vamos começar a explicar “como e
porque” a hibridização ocorre, pensando
no elemento Berílio (Be), como exemplo.
O Berílio, é o primeiro elemento
químico do grupo 2, na tabela periódica.
Pela sua localização, é considerado um
elemento eletropositivo, ou seja, possui
forte tendência de doar seus elétrons em
uma ligação química. Mas, se
observarmos as demais características
do Be, como, a sua posição no período 2
e, o tamanho de seu raio atômico,
conseguimos ver que, além de
eletropositivo, o Be é um elemento
muito pequeno[7].
Em casos como esse, dificilmente
o elemento irá conseguir doar seus
elétrons, devido à grande atração que a
carga do núcleo exerce sobre eles[7].
Portanto, os elementos em
situações parecidas com a do Berílio,
precisarão reorganizar seus orbitais, de
alguma forma que, permita a realização
de ligações de compartilhamento
(ligação covalente) ao invés da
transferência de elétrons (ligação iônica)
[7].
Então, a partir disso, a
reorganização dos orbitais, tem o intuito
de desemparelhar os elétrons e, por
conseguinte, permitir a ligação[7].
EXEMPLO 1
Hibridização do Berílio
4Be 1s22s2

Fonte: Autoria própria.
Ao olharmos para o Berílio,
sabemos que o número atômico dele é
4, então, a distribuição eletrônica dele, é
dada por; 1s22s2, como mostrado acima.
Sendo a camada de valência (CV), ou
seja, a camada mais externa, 2s2, onde
irão ocorrer as ligações[7].
Como o Be tem 2 elétrons na CV
e, seu orbital de valência é o s, nós
representamos o seu preenchimento na
imagem acima, a partir disso, podemos
observar, que não há elétrons
desemparelhados, para que seja
possível, ligação covalente[7].
Então, o nosso querido berílio,
será obrigado a desemparelhar esses
elétrons, através de hibridização[7].
Nós sabemos que, o próximo
subnível disponível na distribuição, é o
p. Então, um elétron do subnível s,
passa para o próximo orbital disponível,
fazendo com que ocorra, a junção entre
os orbitais s e p. Originando assim, o
orbital híbrido sp[7].
Conforme a representação
abaixo.

Fonte: Autoria própria
DETERMINAÇÃO DA
HIBRIDIZAÇÃO DE UM
ELEMENTO QUÍMICO
Para entender como funciona essa
regra super prática, nós vamos utilizar o
conceito sobre polos de repulsão, no

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qual, aprendemos no conteúdo de
geometria molecular[3][7].
Então, para relembrar:
𝐿𝑖𝑔𝑎çã𝑜 𝜎 + 𝑝𝑎𝑟 𝑒𝑙𝑒𝑡𝑟ó𝑛𝑠 𝑛ã𝑜 𝑙𝑖𝑔𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 = 𝑝𝑜𝑙𝑜 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑝𝑢𝑙𝑠ã𝑜
Obtendo os valores dos polos de
repulsão, podemos determinar a
hibridização, igualando a quantidade de
orbitais com o número de polos.
Seguindo o esquema abaixo[7].

Fonte: Autoria própria
EXEMPLO 2

2 ligações sigma = 2 polos de repulsão
Hibridização do elemento Be: sp (como
visto anteriormente).
EXEMPLO 3

2 Polos de repulsão
Hibridização do elemento N: sp.
EXEMPLO 4

4 Polos de repulsão
Hibridização do elemento C: sp3
FORÇAS
INTERMOLECULARES
Neste capítulo, aprenderemos
sobre as forças intermoleculares,
exercidas para manterem as moléculas
unidas.

Fonte: Autoria própria
PONTE DE HIDROGÊNIO
A ligação ou ponte de hidrogênio,
ocorre em moléculas polares, que
possuem o hidrogênio (H), ligado
diretamente à flúor (f), oxigênio (O) e
nitrogênio (N)[3].

Devido à ligação ser feita entre
esses elementos eletronegativos e o
hidrogênio, há grande diferença de
eletronegatividade, ocasionando assim,
grande polarização na ligação. Isso quer
dizer que, a ligação de hidrogênio se

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torna a maior força intermolecular
dentre as classificações[3].
EXEMPLO 1
Ligação de Hidrogênio entre as moléculas
de água (H2O).

Fonte: Autoria própria
DIPOLO-DIPOLO
A força intermolecular dipolo-
dipolo, assim como a ponte de
hidrogênio, ocorre apenas entre
moléculas polares. Entretanto,
diferentemente da anterior onde temos
hidrogênio (H) ligado a F O N, agora,
ocorre quando temos qualquer outra
molécula polar ligada com polar[3].
EXEMPLO 2

Fonte: Autoria própria
FORÇAS DE LONDON
As forças de London, também
conhecidas como dipolo induzido, é o
único tipo de atração entre moléculas
apolares[3].
Nessas moléculas, os elétrons
estão distribuídos uniformemente e, não
há formação de dipolo elétrico. Porém,
quando as mesmas se aproximam, pode
ocorrer deformações devido as atrações
e repulsões ocorridas entre os elétrons e
os núcleos dos átomos envolvidos[3].
Essas deformações ocasionadas,
são temporárias, durando pequenas
frações de segundos. Contudo, esse
tempo é suficiente para formar regiões
com maior quantidade de elétrons e,
consequentemente, dipolos
momentâneos. Assim, podemos dizer
que,
por alguns instantes, a molécula
mesmo que apolar, contém polo positivo
e negativo[3].
Ao se aproximar de outras
moléculas, esse dipolo momentâneo,
induz a molécula vizinha a se polarizar
também, para assim, surgirem forças
atrativas entre elas. Essas forças de
atração entre as duas, é o que
chamamos de forças de dipolo induzido
ou forças de London[3].
EXEMPLO 3

Fonte: Autoria própria.
EXERCÍCIOS
1.(ITA-SP) Sobre a temperatura de
ebulição de um líquido, são feitas as
seguintes afirmações:
I. Aumenta com o aumento da força da
ligação química intramolecular.
II. Aumenta com o aumento da força da
ligação química intermolecular.

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III. Aumenta com o aumento da pressão
exercida sobre o líquido.
IV. Aumenta com o aumento da
quantidade de sólido dissolvido.
Estão corretas:
A) Apenas I e II.
B) Apenas I e IV.
C) Apenas III e IV.
D) Apenas II, III e IV.
E) Todas.
2.(ENEM-2011) A pele humana,
quando está bem hidratada, adquire boa
elasticidade e aspecto macio e suave.
Em contrapartida, quando está
ressecada, perde sua elasticidade e se
apresenta opaca e áspera. Para evitar o
ressecamento da pele é necessário,
sempre que possível, utilizar hidratantes
umectantes, feitos geralmente à base de
glicerina e polietilenoglicol:

Glicerina

Polietilenoglicol
A retenção de água na superfície da pele
promovida pelos hidratantes é
consequência da interação dos grupos
hidroxila dos agentes umectantes com a
umidade contida no ambiente por meio
de
A) Ligações iônicas.
B) Forças de London.
C) Ligações covalentes.
D) Forças dipolo-dipolo.
E) Ligações de hidrogênio.
3.(UFRN) Na molécula de propeno,
qualquer um dos carbonos com
hibridização sp2 apresenta:
A) 1 ligação sigma e 3 ligações pi.
B) 4 ligações sigma e 2 pi.
C) 2 ligações sigma e 2 pi.
D) 3 ligações sigma e 1 ligação pi.
E) 3 ligações sigma e 1 par de elétrons
não-ligantes.
4.(FGV-SP Adaptada) O conhecimento
das estruturas das moléculas é um
assunto bastante relevante, já que as
formas das moléculas determinam
propriedades das substâncias como
odor, sabor, coloração e solubilidade.
Quanto às forças intermoleculares,
a molécula que forma ligações de
hidrogênio (pontes de hidrogênio) com a
água é:
A) H2S.
B) CH4.
C) NH3.
D) PH3.
E) CO2.
MATÉRIA
ESTADOS FÍSICOS DA
MATÉRIA
A matéria, é tudo aquilo que ocupa
lugar no espaço, sendo ela, constituída
de átomos e partículas subatômicas. Ou
seja, a matéria, é basicamente tudo o
nós vemos e conhecemos[8].
Agora sim, vamos chamar o nosso
famosinho trio, para nos ajudar a
compreender.

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 Sólido: as moléculas encontram-
se muito próximas umas das outras,
com baixa energia cinética (energia de
movimento) [8].
 Líquido: as moléculas
apresentam-se dispersas e menos
agregadas, a energia cinética presente,
é intermediaria, porém, maior do que no
estado sólido[8].
 Gasoso: nesse estado físico, as
moléculas estão completamente
aleatórias e separadas, devido ao alto
grau de agitação entre elas, assim, a
energia cinética presente, é beem mais
alta[8].

Fonte: ABECEDÁRIO DA EDUCAÇÃO, 2019
[16].
MUDANÇAS DE ESTADO
FÍSICO
As mudanças de estado físico,
recebem nomes conforme mostra o
esquema abaixo.

Fonte: TRISTÃO, I. 2020[17].
A mudança de sólido para líquido,
nós chamamos de fusão e, de líquido
para gasoso, denominamos
vaporização[8].
Mas, como podemos ver na figura
acima, também rola um esquema de
mudança ao contrário.
De gasoso para líquido, ocorre a
condensação ou também conhecida
como liquefação e, de líquido para
sólido, a solidificação[8].
E olha só que interessante!
Também é possível acontecer a
mudança de sólido para gasoso direto e,
vice-versa, sem passar pelo estado
líquido. Que é nada mais nada menos,
do que chamamos de sublimação[8].
Abaixo segue o link de um
experimento sobre sublimação:
https://www.youtube.com/watch?v=bC
Ink79-
6tg&ab_channel=Eug%C3%A9niaTemt
em
TIPOS DE VAPORIZAÇÃO
No caso da vaporização ela pode se
dividir em três categorias:
 Evaporação: acontece em
temperatura ambiente, de forma bem
lenta e, predominantemente na
superfície do líquido[8].
Um exemplo de evaporação, é
quando colocamos roupas molhadas
para secar no varal e, depois de um
tempo, elas aparecem magicamente
secas!!! Pera aí, magicamente não né!
Simplesmente, todo o líquido que estava
na superfície da roupa, mudou de estado
líquido para gasoso e, foi-se embora 😉.
https://www.youtube.com/watch?v=bCInk79-6tg&ab_channel=Eug%C3%A9niaTemtem
https://www.youtube.com/watch?v=bCInk79-6tg&ab_channel=Eug%C3%A9niaTemtem
https://www.youtube.com/watch?v=bCInk79-6tg&ab_channel=Eug%C3%A9niaTemtem
https://www.youtube.com/watch?v=bCInk79-6tg&ab_channel=Eug%C3%A9niaTemtem

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 Ebulição: ocorre somente, em
determinadas temperaturas, especificas
para cada substância pura e, pode variar
de acordo com a pressão da
atmosfera[8].
O melhor exemplo de ponto de
ebulição, é quando fervemos um bule
com água, pois, quando atingida a
temperatura de 100ºC, a água passa de
estado líquido para gasoso.
 Calefação: a calefação, é a
mudança súbita para o estado gasoso.
Acontece quando um líquido se
aproxima de uma superfície muito
quente[8].
Sabe quando não deu tempo de
secar a roupa no varal, lá da parte da
evaporação??! Ai o que você faz? Uma
calefação, é claro! Usa um ferro de
passar bem quente para obrigar a
blusinha a ficar seca.
SUBSTÂNCIAS
QUÍMICAS
Substâncias são materiais que
possuem todas as propriedades bem
definidas e praticamente constantes,
quando submetidas nas mesmas
condições de temperatura e pressão[3].
Dentre essas propriedades, estão o
ponto de fusão, ebulição, densidade,
cor, odor, dentre outras[3].
Um fato interessante que podemos
destacar, é que, duas substâncias
diferentes podem, eventualmente,
possuir algumas propriedades iguais,
mas, nunca todas elas[3].
SUBSTÂNCIAS PURAS E AS
MISTURAS
As substâncias podem ser divididas
em dois tipos, as puras e misturas.
 Substâncias puras simples:
São substâncias formadas por apenas
um elemento químico, com moléculas
que podem ser monoatômicas,
diatômicas e tri atômicas[3].
Exemplos: He, O2, O3.
 Substâncias puras compostas:
São substâncias ainda puras, porém,
formadas por mais de um elemento
químico[3].
Exemplos: HCl, H2O, NaCl.
 Misturas: As misturas, são
formadas pela junção de diferentes
substâncias, sejam elas simples ou
compostas. Passando a ser classificadas
como homogêneas, heterogêneas,
eutéticas e azeotrópicas[3].
Exemplos: Enxofre + Ferro
Água + Açúcar
Água + Óleo
CLASSIFICAÇÕES DE
MISTURAS
Como vimos anteriormente, as
misturas podem ser classificadas em
quatro tipos, nas quais, aprenderemos
nesse tópico.
 Misturas homogêneas: são
misturas que possuem as mesmas
propriedades em todos os seus pontos,
de mesmo modo, uma única fase visível
aos nossos olhos[3].

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Fonte: NAHRA, S. 2019[20].
 Misturas heterogêneas: são
misturas que não possuem as mesmas
propriedades em toda sua extensão e,
aos nossos olhos, nós conseguimos
observar a presença de duas ou mais
fases[3].

Fonte: NAHRA, S. 2019[20].
 Misturas eutéticas: são
misturas que se comportam como se
fossem substâncias puras no processo
de fusão, isto é, a temperatura
se
mantém inalterada do início ao fim no
ponto de fusão (PF) (PF = constante) [3].
ligas metálicas em
geral
Exemplos:
A solda é uma
mistura eutética
de estanho e
chumbo

O bronze é uma
mistura de cobre
com estanho.
 Misturas azeotrópicas: são
misturas que se comportam como se
fossem substâncias puras em relação à
ebulição, ou seja, Ponto de Ebulição =
constante[3].
Exemplos:
Água + Álcool
etílico
Acetona +
metanol
ALOTROPIA
As variedades alotrópicas podem
resultar de duas situações. Uma delas se
refere à quantidade de átomos
presentes nas moléculas, a outra, do
arranjo da sua estrutura, ou seja, na
forma como os átomos se dispõem
geometricamente[3].
 Oxigênio: 2 formas alotrópicas
Gás oxigênio (O2): mais
estável, incolor,
inodoro[3].
Gás ozônio (O3):
azulado, odor
desagradável[3].
 Carbono: 3 formas alotrópicas
Grafite (Cn): mais
estável, formado por
hexágonos, geometria
trigonal[3].
Diamante (Cn): mais
resistente, geometria
tetraédrica[3].
Fulereno (C60 ou C70) [3].
 Enxofre: mais de 30 formas
alotrópicas, porém 2 principais, ambas
diferencias pelo arranjo da geometria[3].
Rômbico (S8): estável
[3].
Monoclínico (S8) [3].
 Fósforo: 3 formas alotrópicas
Vermelho (Pn): mais
estável, amorfo[3].

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Branco (P4): cristalino,
mais reativo[3].
Negro: obtido por meio
do aquecimento do
fósforo branco[3].
SEPARAÇÃO DE
MISTURAS
FUNÇÕES DA SEPARAÇÃO
DE MISTURAS
Alguns exemplos do cotidiano, em
que, a separação de misturas é utilizada
e, muitas vezes necessária.
 Tratamento de esgotos e
tratamento de água;
 Obtenção do sal de cozinha
(NaCl);
 Reciclagem do lixo;
 Destilação da cachaça;
 Exame de sangue;
 Preparo de chás e café.
E com tantas funções e
composições diferentes a serem
separadas, é claro que existem vários
métodos diferentes e específicos para
cada tipo de separação.
SEPARAÇÃO DE MISTURAS
HETEROGÊNEAS
I. CATAÇÃO (S+S // S+L)
Esse é um processo considerado
grosseiro e manual. É baseado na
separação de misturas que apresentam
diferentes tamanhos no meio[3].
Um bom exemplo aplicado ao nosso
dia a dia, é a separação de resíduos,
essencial para a efetuação da reciclagem
e, ajudar a cuidar do planeta ❤.
II. PENEIRAÇÃO/TAMISAÇ
ÃO (S+S)
Esse tipo de processo recebe esse
nome, porque, utiliza-se a peneira (ou
tamis) para separar os componentes da
mistura.
Em uma mistura de dois
compostos sólidos, onde um deles tem
uma granulometria maior, utiliza-se a
tamisação para separar os dois
compostos. Como é o caso da mistura
entre areia e brita[3].
Coloca-se a mistura na tamis
(peneira) e o composto de maior
tamanho, a brita, nesse caso, é mantida
na peneira, enquanto o composto
menor, a areia, passa pelos furos e é
mantida separada da mistura inicial[3].
III. VENTILAÇÃO (S+S)
A ventilação se baseia no método
de arraste por corrente de ar. Quando o
fluxo de ar é aplicado, é possível separar
grãos de quaisquer impurezas que
estejam misturadas com eles, como no
caso da palha e o grão de arroz[3].
IV. LEVIGAÇÃO (S+S)
A levigação, se baseia no mesmo
princípio que a ventilação, só que ao
invés do arraste por corrente de ar, nós
temos agora, o fluxo de água como
separador da mistura[3].
Por meio da corrente de água,
sólidos de baixa densidade são
arrastados, enquanto os mais densos
não sofrem ação da corrente e,
permanecem no recipiente[3].
V. SEPARAÇÃO
MAGNÉTICA (S+S)

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Esse tipo de processo, é usado para
separar misturas contendo substâncias
magnéticas das demais (não-
magnéticas) [3].
Coloca-se um ímã próximo a
mistura e assim, as substâncias
magnéticas são atraídas, separando-se
das restantes. Esse tipo de separação é
muito utilizado na indústria e em ferros-
velhos[3].
VI. FLOTAÇÃO (S+S)
Esse processo é baseado na
diferença de densidade dos compostos
de uma mistura.
Em uma mistura com dois
compostos diferentes, pode-se separar
um do outro colocando-os em um
recipiente com líquido. O mais denso irá
para o fundo e, o menos denso, irá
flutuar na superfície do líquido[3].
Um exemplo bem simples dessa
técnica, é imaginar uma mistura de areia
e serragem. A areia que é a mais densa,
ficará no fundo, e a serragem, menos
densa, ficará flutuando na superfície.
Como visto na imagem abaixo.

Fonte: NAHRA, S. 2019[19].
VII. DISSOLUÇÃO
FRACIONADA (S+S)
Esse tipo de separação, leva em
consideração as diferenças de
solubilidade e polaridade, dos
compostos da mistura. Funcionando da
seguinte forma:
Um solvente específico que tenha
afinidade com apenas um dos
componentes da mistura, é adicionado
ao meio. O componente que obtiver a
afinidade para a dissolução, irá se
dissolver, enquanto o outro
permanecerá sem dissolução. Dessa
forma o sólido A estará separado do
sólido B[3].
VIII. DECANTAÇÃO (S+L //
L+L)
Esse processo se baseia na
diferença de densidade entre os
componentes da mistura.
No caso de uma mistura S+L, a
mistura é deixada em repouso no
recipiente. Após determinado tempo,
pela diferença de densidade, o sólido se
deposita no fundo e a partir disso, é
possível então, inclinar o recipiente para
retirar o líquido e separá-lo do sólido[3].
Já para os casos de misturas
líquido-líquido (L+L), o recipiente
também fica em repouso e, após algum
tempo, de mesmo modo, pela diferença
de densidade, o componente mais denso
ficará na parte de baixo, e o menos
denso na parte superior[3].
IX. FILTRAÇÃO (S+L //
S+G)
Esse método de separação é um
dos mais utilizados por nós, no nosso dia
a dia.
É usado para separar misturas
heterogêneas sólido+líquido e
sólido+gás, baseando-se na passagem

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da mistura por um filtro. Onde, o
componente que tiver uma
granulometria maior ficará retido no
filtro e, aquele com menor
granulometria passará pelos poros do
filtro[3].
X. CENTRIFUGAÇÃO
(S+L // L+L)
Esse processo, é na verdade, um
método de decantação acelerado. É
usado para substâncias que tenham
diferentes densidades, mas que não
sejam tão grosseiras ao ponto de serem
separadas por uma decantação
simples[3].
SEPARAÇÃO DE MISTURAS
HOMOGÊNEAS
I. DESTILAÇÃO SIMPLES
(S+L)
O método de destilação simples, se
baseia na propriedade física da ebulição
das substâncias[3].
A mistura é aquecida e, o
componente de menor ponto de ebulição
vai passar do estado líquido para o
estado gasoso primeiro[3].
Esse método é muito usado para
separar, por exemplo, uma mistura de
água e sal. Para separar a mistura,
utiliza um balão de fundo redondo
acoplado a um condensador; com o
aquecimento da mistura, o componente
com menor ponto de ebulição, no caso
desse exemplo é a água, entra em
ebulição e passa para o condensador,
onde é resfriada e volta a ser líquido,
para a captura de um recipiente[3]. Como
mostrado no esquema abaixo.

Fonte: OSHIO, R.2020[18].
II. DESTILAÇÃO
FRACIONADA (L+L)
Esse processo, é baseado no
mesmo princípio da destilação simples,
os componentes são separados pelo
ponto de ebulição. A diferença em
comparação com o processo anterior, é
que, na destilação fracionada, é usado
uma coluna de fracionamento, que vai
deixar apenas o componente com menor
ponto de ebulição passar para o
condensador[3].

Fonte: QUEVEDO, R. No prelo[21].
III. EVAPORAÇÃO (S+L)
Esse método é baseado no mesmo
princípio que a destilação. Os
componentes são separados pelos
seus
diferentes pontos de ebulição. A
diferença é que a destilação é feita em

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um ambiente fechado e o vapor é
condensado para retornar a líquido e ser
capturado. Já no processo de
evaporação, o processo é feito em
ambiente aberto e, o líquido é evaporado
por completo, restando somente o
componente sólido da mistura[3].
IV. LIQUEFAÇÃO (G+G)
Esse processo de separação se
baseia na passagem do estado gasoso
para o estado líquido. É usada para
separar misturas entre gases[3].
A temperatura ou a pressão da
mistura é diminuída e, a substância com
maior ponto de ebulição (ou seja, a que
entrou em ebulição por último), é a que
irá se converter primeiro do estado
gasoso para o estado líquido[3].
EXERCÍCIOS
1. (ENEM PPL-2016) Em Bangladesh,
mais da metade dos poços artesianos
cuja água serve à população local está
contaminada com arsênio proveniente
de minerais naturais e de pesticidas. O
arsênio apresenta efeitos tóxicos
cumulativos. A ONU desenvolveu um kit
para tratamento dessa água a fim de
torná-la segura para o consumo
humano. O princípio desse kit é a
remoção do arsênio por meio de uma
reação de precipitação com sais de ferro
que origina um sólido volumoso de
textura gelatinosa.
Com o uso desse kit, a população local
pode remover o elemento tóxico por
meio de
A) fervura.
B) filtração.
C) destilação.
D) calcinação.
E) evaporação.
2. (ENEM-2013) Entre as substâncias
usadas para o tratamento de água está
o sulfato de alumínio que, em meio
alcalino, forma partículas em suspensão
na água, às quais as impurezas
presentes no meio se aderem.
O método de separação comumente
usado para retirar o sulfato de alumínio
com as impurezas aderidas é a:
A) Flotação
B) Levigação
C) Ventilação
D) Tamisação
E) Centrifugação
3.(ENEM-2016) Uma pessoa é
responsável pela manutenção de uma
sauna úmida. Todos os dias cumpre o
mesmo ritual: colhe folhas de capim-
cidreira e algumas folhas de eucalipto.
Em seguida, coloca as folhas na saída do
vapor da sauna, aromatizando-a,
conforme representado na figura.

Qual processo de separação é
responsável pela aromatização
promovida?
A) Filtração simples
B) Destilação simples
C) Extração por arraste.

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D) Sublimação fracionada.
E) Decantação sólido-líquido.
4.(UFRJ) Com a adição de uma solução
aquosa de açúcar a uma mistura
contendo querosene e areia, são vistas
claramente três fases. Para separar cada
componente da mistura final, a melhor
sequência é:
A) filtração, decantação e destilação.
B) cristalização, decantação e
destilação.
C) filtração, cristalização e destilação.
D) centrifugação, filtração e decantação.
E) destilação, filtração e decantação.
ESTEQUIOMETRIA
A estequiometria é o assunto
dentro da química geral, responsável
pelo cálculo das quantidades de
substâncias reagentes e produtos
encontrados em uma reação química.
Assim, é possível quantificar a proporção
correta de reagentes que devem ser
utilizados para formar determinada
quantidade de produto[3].
Para entender os cálculos
estequiométricos, inicialmente, é
necessário conhecer as Leis Ponderais
que relacionam as massas dos
elementos químicos dentro das
reações[3].
LEIS PONDERAIS
I. LEI DE LAVOISIER
Também conhecida como “Lei de
Conservação das Massas”. Baseia-se no
princípio: "A soma das massas das
substâncias reagentes em um recipiente
fechado é igual à soma das massas dos
produtos da reação"[3].
II. LEI DE PROUST
Chamada de “Lei das Proporções
Constantes”. Ela baseia-se em “Uma
determinada substância composta é
formada por substâncias mais simples,
unidas sempre na mesma proporção em
massa” [3].
III. LEI DE AVOGADRO
A Lei de Avogadro, também
conhecida como Constante de Avogadro
(NA ou L). Ela indica que "volumes iguais
de dois gases quaisquer nas mesmas
condições de pressão e temperatura
contêm o mesmo número de mols de
moléculas de gás". Isto é, 1 mol contém
6,022.1023 entidades[3].
Isso significa que, 1 mol de átomos
contém 6,022.1023 átomos, 1 mol de
moléculas contém 6,022.1023 moléculas,
e assim por diante[3].
PASSO A PASSO PARA
OS CÁLCULOS
ESTEQUIOMÉTRICOS
1º Passo
Escrever a reação química
ocorrente
2º Passo
Fazer o balanceamento da reação,
ajustando os coeficientes e respeitando
as Leis Ponderais, isto é, mantendo a
mesma quantidade de átomos nos
reagentes e produtos.
3º Passo
Estabeleça a relação existente
entre os números de mols.

https://ufrj.br/
http://geekiegames.geekie.com.br/signup?redirectPath=%2FagpzfmdlZWtpZWlkchkLEgxPcmdhbml6YXRpb24YooCE_qbe4REM%2Fcontent-group%2Fall%2Flearning_object%2F5531087c27c49a002103842a&utm_source=blog&utm_medium=post&utm_campaign=resumo-estequiometria-equacoes-quimicas

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4º Passo
Transforme a quantidade de mols
dada utilizando a Constante de
Avogadro.
5º Passo
Faça uma regra de três para
calcular os valores que são pedidos na
questão.
CASOS PARTICULARES
Existem questões de vestibulares e
até do próprio Enem, onde além dos
dados básicos oferecidos pela questão,
onde já estamos habituados a aplicar o
passo a passo geral, casos particulares
como grau de pureza, limitante e
excesso e rendimento, também poder
ser fornecidos ou até mesmos pedidos
no cálculo.
I. GRAU DE PUREZA
Quando a questão tratar de grau de
pureza, antes de realizar o 5° passo
aprendido anteriormente, você deve
multiplicar a massa do reagente pelo
grau de pureza que a questão indica e
então, seguir normalmente para a regra
de três no quinto passo[3].
II. LIMITANTE E EXCESSO
Para sabermos quem é o reagente
que limita a reação de acontecer, é
necessário fazer uma regra de três antes
de iniciar o 5° com os participantes da
reação[3].
III. RENDIMENTO
Para este caso, depois de
realizados os 5 passos gerais
normalmente, será necessário
multiplicar o resultado obtido pelo
rendimento informado no resultado[3].
EXEMPLO
Quantos mols do gás hidrogênio
são necessários para a formação de
amônia (NH3), sabendo que a
quantidade do gás nitrogênio é de 4
mols?
Solução:
1° passo. Como aprendemos, no
primeiro passo devemos escrever a
reação química.
N2+H2 NH3
2° passo. Balancear a equação.
N2+3 H2 2 NH3
3° passo. Estabelecendo a relação
existente entre o número de mols,
sabemos que o valor dado pelo exercício
é de 4 mols de N2 e X (desconhecido)
mols de H2. E pela reação química,
temos 1 mol de N2 reagindo com 3 mols
de H2.
4° passo. Como o exercício está
interessado somente na quantidade de
mols, não é necessário realizar o 4°
passo, onde a quantidade de mols é
transformada em outras grandezas.
5° passo. Agora é a hora de montarmos
a regra de três com todas as
informações que recolhemos em cada
passo.
Então sabendo que, 1 mol de N2
reage com 3 mols de H2 para formar
amônia assim como, 4 mols irão reagir
com alguma quantidade desconhecida
de H2, montamos a seguinte regra de
três:
https://www.todamateria.com.br/regra-de-tres-simples-e-composta/

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Fonte: Autoria própria.
Assim, chegamos ao resultado de
12 mols de H2 são necessários para
reagir com 4 mols de N2 e a amônia.
EXERCÍCIOS
1.(UFMG) Num recipiente foram
colocados 15g de ferro e 4,8g de
oxigênio. Qual a massa de Fe2O3
formada após um
deles ser
completamente consumido? (Fe = 56; O
= 16).
A)19,8g
B)16,0g
C)9,6g
D)9,9g
E) 10,2g
2.(Enem-2006) Para se obter 1,5 kg do
dióxido de urânio puro, matéria-prima
para a produção de combustível nuclear,
é necessário extrair-se e tratar-se 1,0
tonelada de minério. Assim, o
rendimento (dado em % em massa) do
tratamento do minério até chegar ao
dióxido de urânio puro é de
A) 0,10 %.
B) 0,15 %.
C) 0,20 %.
D) 1,5 %.
E) 2,0 %.
3.(Enem-2005) Na análise de uma
amostra biológica para análise forense,
utilizou-se 54 g de luminol e peróxido de
hidrogênio em excesso, obtendo-se um
rendimento final de 70 %. Sendo assim,
a quantidade do produto final (IV)
formada na reação foi de
A) 123,9.
B) 114,8.
C) 86,0.
D) 35,0.
E) 16,2.
4.(Enem-2011) O peróxido de
hidrogênio é comumente utilizado como
antisséptico e alvejante. Também pode
ser empregado em trabalhos de
restauração de quadros enegrecidos e
no clareamento de dentes. Na presença
de soluções ácidas de oxidantes, como o
permanganato de potássio, este óxido
decompõe-se, conforme a equação a
seguir:

De acordo com a estequiometria da
reação descrita, a quantidade de
permanganato de potássio necessária
para reagir completamente com 20,0 mL
de uma solução 0,1 mol/L de peróxido
de hidrogênio é igual a
A)2,0×100 mol.
B)2,0×10-3 mol.
C)8,0×10-1 mol.
D)8,0×10-4 mol.
E) 5,0×10-3 mol.

https://ufmg.br/

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REFERÊNCIAS
BIBLIOGRÁFICAS
1SUPER INTERESSANTE. Teoria
atômica: O poder das menores
partículas para maiores estragos.
Disponível em:<
https://super.abril.com.br/historia/teori
a-atomica/> Acesso em: Mai. de 2020.
2DESCOMPLICA. Química: como
entender os modelos atômicos?
Youtube, 21 de jul. de 2017. Disponível
em:
https://www.youtube.com/watch?v=lDr
KIqubzdw&ab_channel=Descomplica.
Acesso em: Mai. De 2020.
3PERUZZO, M. CANTO, E. Química na
abordagem do cotidiano — 4. ed. —
São Paulo : Moderna, 2006.
4FOGAÇA, J. Experimento de
Rutherford. Prepara Enem. Disponível
em:<https://www.preparaenem.com/q
uimica/experimento-rutherford.htm>.
Acesso em: Mai. De 2020.
5FOGAÇA, J. Modelo Atômico de
Rutherford-Bohr. Manual da Química.
Disponível em:<
https://www.manualdaquimica.com/qui
mica-geral
_qu/modelo-atomico-rutherford-
bohr.htm>. Acesso em: Mai. De 2020.
6FUVESTIBULAR. Complementos da
Atomística: Teoria dos Orbitais.
Objetivo 2011. Disponível em:<
https://fuvestibular.com.br/apostilas/ob
jetivo/ensino-medio/#gsc.tab=0>.
Acesso em: Mai. De 2020.
7MICHEL. Café com química.
Hibridação | Tudo que você precisa
saber. Youtube, ju. de 2019. Disponível
em:<
https://www.youtube.com/watch?v=R5
XBDIhQX7A&ab_channel=Caf%C3%A9c
omqu%C3%ADmica-ProfMichel>.
Acesso em: Mai. De 2020.
8FUVESTIBULAR. Estados de
Agregação da Matéria. Objetivo 2011.
Disponível em:<
https://fuvestibular.com.br/apostilas/ob
jetivo/ensino-medio/#gsc.tab=0>.
Acesso em: Mai. De 2020.
9NOTICIAS MODELO.2020 Que Es El
Modelo Atomico de Thomson.
Disponível em:<
https://noticiasmodelo.blogspot.com/20
20/03/que-es-el-modelo-atomico-de-
thomson.html>. Acesso em: Mai. De
2020.
10CONHECIMENTO CIENTÍFICO. 2020.
Modelo atômico de Bohr, o que é?
Definição, fundamentos e exemplos.
Disponível em:<
https://conhecimentocientifico.r7.com/
modelo-atomico-de-bohr-2/>. Acesso
em: Mai. De 2020.
11ASTROCENTRO. 2019. O que são
planetas retrógrado? Descubra
como interpretá-los em seu Mapa
Astral. Disponível em:<
https://www.astrocentro.com.br/blog/a
strologia/planetas-retrogrados/>.
Acesso em: Mai. De 2020.
12DESCOMPLICA. 2016. Evolução dos
Modelos Atômicos: De Dalton à
Bohr, conheça todos para sua prova
de química! Disponível em:<
https://descomplica.com.br/artigo/evol
ucao-dos-modelos-atomicos-de-dalton-
a-bohr-conheca-todos-para-sua-prova-
de-quimica/4Qr/>. Acesso em: Mai. De
2020.
13MAGALHÃES, L. 2019. Distribuição
eletrônica. Toda Matéria. Disponível
em:<
https://www.todamateria.com.br/distri

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buicao-eletronica/>. Acesso em: Mai. De
2020.
14ANDRIETTA, M. 2016. A Tabela
Periódica dos Elementos Químicos.
Infoenem. Disponível em:<
https://infoenem.com.br/a-tabela-
periodica-dos-elementos-quimicos/>.
Acesso em: Mai. De 2020.
15MARIA, A. 2019. Ligações Químicas:
tipos, conceito e definição. Disponível
em: <
https://blog.biologiatotal.com.br/ligaco
es-quimicas-tipos-conceito-e-definicao/
>. Acesso em: Mai. De 2020.
16ABECEDÁRIO DA EDUCAÇÃO. 2019.
Como explicar os estados físicos da
matéria às crianças? Disponível em: <
https://www.abecedariodaeducacao.pt/
2019/07/06/como-explicar-os-estados-
fisicos-da-materia-as-criancas/>.
Acesso em: Jun. De 2020.
17TRISTÃO, I. 2020 Estados físicos da
água, quais são? Quantos são? E as
mudanças dos estados.
Conhecimento Científico. Disponível em:
<
https://conhecimentocientifico.r7.com/
estados-fisicos-da-agua/>. Acesso em:
Jun. De 2020.
18OSHIO, R. 2020. Destilação simples
e fracionada: entenda a diferença.
Estratégia vestibulares. Disponível em:<
https://blog.estrategiavestibulares.com
.br/quimica/destilacao-simples-e-
fracionada/>. Acesso em: Jun. De 2020.
19NAHRA, S. 2019. Separação de
Misturas. Quero bolsa. Disponível
em:<https://querobolsa.com.br/enem/
quimica/separacao-de-misturas>.
Acesso em: Jun. De 2020.
20 NAHRA, S. 2019. Misturas:
Homogênea e Heterogênea. Quero
bolsa. Disponível em:<
https://querobolsa.com.br/enem/quimi
ca/misturas-homogenea-e-
heterogenea>. Acesso em: Jun. De
2020.
21QUEVEDO, R. No prelo. Destilação
fracionada. Infoescola. Disponível
em:<
https://www.infoescola.com/quimica
/destilacao-fracionada/>. Acesso
em: Jun. De 2020.
GABARITO
MODELOS ATÔMICOS
1. E
2. E
3. B
4. C
5. D
DISTRIBUIÇÃO
ELETRÔNICA
1. D
2. B
3. A
NÚMEROS QUÂNTICOS
1. D
2. D
3. D
4. B
5. A
6. B
TABELA PERIÓDICA
1. C
2. C
3. D
LIGAÇÕES QUÍMICAS

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1. C
2. D
3. C
4. A
GEOMETRIA MOLECULAR
1. E
2. D
3. B
POLARIDADE
1. E
2. D
3. C
4. C
FORÇAS
INTERMOLECULARES
1. D
2. E
3. D
4. C
SEPARAÇÃO DE
MISTURAS
1. B
2. A
3. C
4. A
ESTEQUIOMETRIA
1. B
2. B
3. D
4. D

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SOLUÇÕES
Iremos começar este primeiro
capítulo da frente de físico-química com
uma pergunta bem simples, o que é
uma solução? De maneira simples,
solução é qualquer mistura homogênea
(que apresenta somente uma fase)
formadas por duas ou mais substâncias.
Uma solução é formada por dois
componentes:
1. Soluto: Substância que será
dissolvida e se apresenta em menor
quantidade;
2. Solvente: Substância responsável
por dissolver o soluto.
Exemplo:
a. Açúcar + Água: A mistura entre
esses dois componentes dá uma
solução, em que o açúcar será o soluto
e a água o solvente.
Devido à sua capacidade de
dissolver uma grande quantidade de
substâncias, a água é chamada de
solvente universal. Contudo, há casos
em que a água pode ser considerada
como um soluto, como por exemplo, no
álcool etílico 70% (que é composto por
70% de álcool e 30% de água).
Naturalmente pode surgir a
pergunta, “O que não é uma
solução?” Bem, se a mistura entre dois
componentes
da origem a duas fases ou
mais (sistema heterogêneo), essa
mistura não é uma solução!!

Exemplo:
a. Água + Óleo: Se misturarmos água
e óleo podemos ver claramente duas
fases. Deste modo, temos um sistema
heterogêneo, não podendo ser
considerado uma solução.
b. Sangue: Quando observamos o
sangue a olho nu, ele parece ser uma
solução. Contudo, se olharmos por
intermédio de um microscópio veremos
que ele apresenta vários componentes,
que são: glóbulos vermelhos, glóbulos
brancos, plaquetas e plasma.
Tipo de Dispersão
Dispersão são sistemas nos quais
uma substância está espalhada, sob a
forma de pequenas partículas, em uma
segunda substância [6].
Podemos classificar as dispersões
de acordo com o diâmetro médio das
partículas em: solução verdadeira,
coloides e suspensões.
1. Solução Verdadeira: São misturas
homogêneas translúcidas, com diâmetro
médio das partículas entre 0 e 1 nm
(nanômetros). Dentro desse sistema de
dispersão, o soluto será denominado
disperso e o solvente o dispersante[6].
2. Coloides: Dispersão em que o
diâmetro médio das partículas do
disperso fica entre 1 e 1.000 nm. Este
tipo de mistura dispersa facilmente a
luz, sendo chamadas de opacas[6].
Exemplo: Neblina, leite, creme.
3. Suspensões: São misturas com
grandes aglomerados de átomos, íons e

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moléculas. O tamanho médio das
partículas é acima de 1.000 nm [6].
Coeficiente de Solubilidade
(C.S.)
Não podemos abordar o tópico de
soluções sem falar sobre o coeficiente de
solubilidade (C.S.). Podemos definir C.S.
como a quantidade máxima de soluto
que se pode dissolver em uma
quantidade padrão de solvente em uma
determinada temperatura. Em outras
palavras, o C.S.me informa a quantidade
de soluto máxima que consigo dissolver
em um solvente em uma determinada
condição (temperatura e pressão). Por
exemplo, o gráfico a seguir demonstra o
C.S. para do Nitrato de Potássio (
𝐾𝑁𝑂3)
[7,8,9].
Fonte: Autoria própria
O traço vermelho é o C.S.. Esse
gráfico pode representar dois tipos de
dissolução, uma que chamamos de
dissolução endotérmica e outra
exotérmica. Dissolução endotérmica
é quando o coeficiente de solubilidade
aumenta com o aumento da
temperatura. Já uma dissolução
exotérmica é quando o coeficiente de
solubilidade diminui com o aumento da
temperatura[7,8,9].
Observando o gráfico acima
podemos ainda classificar a solução em
três tipos:
a. Solução Insaturada: São aquelas
que contém menos soluto do que o
estabelecido pelo C.S. Por exemplo, o
gráfico apresentado me informa que em
40 °C eu consigo dissolver até 60
gramas de 𝐾𝑁𝑂3 em 100 gramas de
água. Se for dissolvido menos de 60
gramas do sal nessas condições,
estaremos dissolvendo abaixo da
quantidade máxima permitida. Portanto,
teremos uma solução insaturada[7,8,9].
b. Solução Saturada São aquelas que
atingiram o C.S. Está no limite da
saturação. Contém a máxima
quantidade de soluto dissolvido[7,8,9].
c. Solução Saturada com corpo de
fundo: Isso acontece quando eu coloco
mais do que é permitido pelo C.S [7,8,9].
d. Solução Supersaturada: São
aquelas que contém mais soluto do que
o necessário para formar uma solução
saturada em determinada temperatura.
Mas, mesmo assim, eu quero dissolver.
Então, acontece uma elevação da
temperatura, para que todo aquele
corpo de fundo seja dissolvido. Após a
dissolução, acontece um resfriamento
até chegar na temperatura inicial, e se
não tiver nenhuma perturbação que
ocasione uma precipitação do meu
soluto, terei uma solução
supersaturada[7,8,9].

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Exercícios
1. (UERJ-2014) Um laboratorista precisa
preparar 1,1 kg de solução aquosa
saturada de um sal de dissolução
exotérmica, utilizando como soluto um
dos três sais disponíveis em seu
laboratório: X, Y e Z. A temperatura final
da solução deverá ser igual a 20 ºC.
Observe as curvas de solubilidade dos
sais, em gramas de soluto por 100 g de
água:

A massa de soluto necessária, em
gramas, para o preparo da solução
equivale a:
A) 100. B) 110. C) 300. D) 330. E) 280
2.(PUC Rio) A solubilização do oxigênio
em água é um processo exotérmico.
Assim,
I - O que deve acontecer com o teor de
oxigênio dissolvido na água, quando a
temperatura do dia aumenta?
II - Por outro lado, supondo uma mesma
temperatura e duas cidades diferentes,
como Rio de Janeiro (nível do mar) e
Teresópolis (alto de uma serra), em qual
a água teria um maior teor de oxigênio
dissolvido?
A) I - Aumenta; II - Rio de Janeiro
B) I - Diminui; II - Rio de Janeiro
C) I - Aumenta; II - Igual para ambas
as cidades
D) I - Diminui; II - Teresópolis
E) I - Aumenta; II - Teresópolis
3. (UFGO) O gráfico a seguir representa
a solubilidade de vários sais em função
da temperatura, expressa em gramas do
soluto por 100 gramas de água.

Sobre esse gráfico, é incorreto afirmar
que:
A) a solubilidade dos sais aumenta com
a elevação da temperatura na ordem:
𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝐾𝐶𝑙, 𝑅𝑏𝐶𝑙, 𝐶𝑠𝐶𝑙.
B) com exceção do 𝐿𝑖2𝑆𝑂4, a solubilidade
de todos os sais aumenta com a
elevação da temperatura.
C) a solubilização do 𝐾𝐶𝑙 aumenta com o
aumento da temperatura.
D) a 0 °C, o 𝑁𝑎𝐶𝑙 é menos solúvel que o
𝐾𝐶𝑙.
E) N.D.A
4. (UFBA - adaptada) Sobre soluções,
pode-se afirmar: (Faça o somatório das
afirmativas corretas)
(01) O latão, mistura de cobre e zinco, é
uma solução sólida.
(02) Soluções saturadas apresentam
soluto em quantidade menor do que o
limite estabelecido pelo
coeficiente de solubilidade.
(04) A variação da pressão altera a
solubilidade dos gases nos líquidos.
(08) O etanol é separado do álcool
hidratado por destilação simples.

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CONCENTRAÇÃO DE
SOLUÇÕES
Geralmente quando vamos tomar
um suco podemos utilizar algumas
frases do tipo, “nossa, que suco
aguado” ou “que suco forte” ou ainda,
“hummm, esse suco é bem
nutritivo“.
De maneira bem simples,
utilizamos a primeira frase quando o
suco está pouco concentrado e a
segunda quando está muito
concentrado. Mas, o que vem a ser
concentração? A concentração é uma
ferramenta que informa a
quantidade de soluto presente em
uma determinada quantidade de
solvente. Por exemplo, a terceira frase,
como poderíamos chegar à conclusão de
que o suco é nutritivo? Sabendo a
quantidade de vitaminas presente
naquele suco, ou seja, a concentração
de vitaminas[1,3].
É valido ressaltar que existem
diversas formas de calcular a
concentração de uma solução e
diferentes unidades de medidas podem
ser utilizadas, vamos ver cada uma delas
a seguir.
Tipos e formas de Calcular a
Concentração
1.Concentração Comum (C)
É a relação entre a massa de
soluto em gramas (𝑚) e o volume da

solução em litros (𝑉) [1,3]. Expressa
matematicamente por:
𝐶 =
𝑚
𝑉

OBS: O volume utilizado é da solução,
ou seja, o volume do soluto e do
solvente.
2. Densidade (d)
É a relação entre a massa da
solução (𝑚𝑇) e o volume (𝑉), ocupada
por ela[1]. Para saber qual será a massa
da solução, será necessário somar a
massa do soluto e a massa do solvente!
𝑑 =
𝑚𝑡
𝑉

Assim como a concentração
comum, densidade pode ser expressa
em gramas por litro ( 𝑔/𝐿), mas,
também pode ser expressa em outras
unidades de massa e volume [1].
3. Concentração massa/massa ou
Título
É a relação entre a massa do
soluto (𝑚) e a massa da solução
(𝑚𝑡).
Deve-se tomar cuidado com as unidades
de medida, pois sendo uma relação
entre duas massas, ambas devem estar
na mesma unidade, ou seja, ambas
devem estar em g ou kg ou qualquer
outra unidade de massa[1,3].
𝐶𝑚/𝑚𝑡 =
𝑚
𝑚𝑡

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4. Concentração Molar ou
Molaridade
É a relação entre o número de
mols do soluto e o volume da solução,
em litros[1,3].
𝑀 =
𝑛
𝑉

A unidade de medida da
concentração molar é mol por litro
(𝑚𝑜𝑙/𝐿).
5. Partes por milhão (ppm)
Utilizamos esse tipo de medida
para soluções muito diluídas, isto é,
quando há uma quantidade muito
grande de solvente em relação ao
soluto. Ela é calculada fazendo a razão
entre a massa do soluto em miligramas
(mg) pela massa da solução em
quilogramas (kg) [1,3].
𝐶𝑝𝑝𝑚 =
𝑚
𝑚𝑡

Em que 𝑚 é a massa do soluto e
𝑚𝑡 a massa da solução.
6. Fração Molar
A fração molar (𝑋𝑎) é a relação
entre a quantidade de matéria, em
número de mols, 𝑛𝑎 , de um determinado
componente pela soma da quantidade
total de matéria presente na solução (𝑛𝑡)

[1,3].
𝑋𝑎 =
𝑛
𝑛𝑡

Exemplo:
Uma massa de 100 g de Na foi dissolvida
em 250 g de água. Qual é a fração em
quantidade de matéria do soluto e do
solvente? (Dadas as massas atômicas:
Na = 23 u, O = 16 u, H = 1 u)
Resolução
a. A massa do soluto é = 100 g
b. A massa do solvente é = 250 g
Vamos calcular a massa atômica
de cada um dos componentes.
𝑁𝑎𝑂𝐻 = 23 + 16 + 1 = 40 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝐻2𝑂 = 1 ∗ 2 + 16 = 18 𝑔/𝑚𝑜𝑙
Se pegarmos a massa e dividirmos pela
massa molar obteremos o número de
mols de cada um dos componentes.
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻 =
𝑚
𝑀
=
100 𝑔
40
𝑔
𝑚𝑜𝑙
= 2.5 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝐻2𝑂 =
𝑚
𝑀
=
250 𝑔
18
𝑔
𝑚𝑜𝑙
= 13,88 𝑚𝑜𝑙
O número total de mols na
solução é de 16,38 mol.
Agora ficou fácil descobrir a fração
molar do soluto e do solvente, basta
pegar o número de mols de cada um e
dividir pelo total. Deste modo,
𝑋𝑁𝑎𝑂𝐻 =
𝑛𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑛𝑡
=
2,5
16,38
= 0,1525 = 15,26%

𝑋𝐻2𝑂 =
𝑛𝐻2𝑂
𝑛𝑡
=
13,88
16,38
= 0,8474 = 84,74%

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Exercícios
1.(Enem–2016) Para cada litro de etanol
produzido em uma indústria de cana-de-
açúcar são gerados cerca de 18 L de
vinhaça que é utilizada na irrigação das
plantações de cana-de-açúcar, já que
contém teores médios de nutrientes N, P
e K iguais a 357 mg/L, 60 mg/ L e 2034
mg/L, respectivamente.
Na produção de 27.000 L de etanol, a
quantidade total de fósforo, em kg,
disponível na vinhaça será mais próximo
de
A) 1
B) 29
C) 60
D) 170
E)1000

2.(UFRGS-RS) Um aditivo para
radiadores de automóveis é composto
de uma solução aquosa de etilenoglicol.
Sabendo que em um frasco de 500 mL
dessa solução existem cerca de 5 mols
de etilenoglicol (C₂H₆O₂), a
concentração comum dessa solução, em
g/L, é:
A) 0,010
B) 0,62
C) 3,1
D) 310
E) 620
3.(ENEM-2018) O carro flex é uma
realidade no Brasil. Estes veículos estão
equipados com motor que tem a
capacidade de funcionar com mais de
um tipo de combustível. No entanto, as
pessoas que têm esse tipo de veículo, na
hora do abastecimento, têm sempre a
dúvida: álcool ou gasolina? Para avaliar
o consumo desses combustíveis,

realizou-se um percurso com um veículo
flex, consumindo 40 litros de gasolina e
no percurso de volta utilizou-se etanol.
Foi considerado o mesmo consumo de
energia tanto no percurso de ida quanto
no de volta. O quadro resume alguns
dados aproximados sobre esses
combustíveis.

O volume de etanol combustível, em
litro, consumido no percurso de volta é
mais próximo de
A) 27.
B) 32.
C) 37.
D) 58.
E) 67.

4. (UFOP MG/2009) Durante uma festa,
um convidado ingeriu 5 copos de cerveja
e 3 doses de uísque. A cerveja contém
5% v/v de etanol e cada copo tem um
volume de 0,3 L; o uísque contém 40%
v/v de etanol e cada dose corresponde a
30 mL. O volume total de etanol ingerido
pelo convidado durante a festa foi de:
A) 111 mL
B) 1,11 L
C) 15,9 mL
D) 1,59 L
E) 11,1 L

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Diluição e Mistura de
Soluções
Diluímos uma solução quando
adicionamos mais solvente a uma
solução já existente, de modo que, a
concentração da solução diminua. Isso
pode ser feito por retirada de soluto ou
por adição de solvente puro [1,3].
E qual é o processo mais
utilizado? Experimentalmente e
rotineiramente, adicionar mais solvente
puro é o processo mais utilizado. Por
exemplo, quando preparamos um suco
de limão, se ele ficar “muito forte”, o que
fazemos? Tiramos limão ou adicionamos
água? Adicionamos água.
Equação de diluição
Em um processo de diluição por
adição de solvente à solução, a
quantidade de soluto é sempre
constante, ou seja, a massa inicial do
soluto é igual a massa final do soluto
após o processo de diluição[1,3]. Deste
modo, podemos escrever
matematicamente que:
𝑚1𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 𝑚1𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
Como:
𝐶 =
𝑚1
𝑉

𝑚1 = 𝐶 ∗ 𝑉
Deste modo,
𝑚1𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 𝐶𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 . 𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

𝑚1𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 . 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
Portanto,
𝐶𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 . 𝑉𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 𝐶𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙. 𝑉𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
A equação acima é a famosa
equação de diluição de soluções com a
adição de solvente puro. É válido
ressaltar que o volume final é a soma de
dois volumes, o inicial e o adicionado.
Misturas de Soluções
Além de diluir, podemos misturar
soluções com o objetivo de modificar a
sua concentração. Há diferentes tipos de
misturas que podem ser feitas, iremos
ver alguns casos.
1. Mesmo soluto e solvente
Para esse caso, a solução final
será formada pela soma da quantidade
de soluto e do volume presente em cada
uma das soluções[1]. Em outras palavras,
sejam duas soluções, A e B, formadas
pelo mesmo soluto e solvente, ao
misturarmos ambas, a concentração da
solução final poderá ser calculada por
intermédio da equação abaixo.

𝐶𝑓 . 𝑉𝑓 = 𝐶𝐴. 𝑉𝐴 + 𝐶𝐵. 𝑉𝐵
A B 𝐹
Fonte: Autoria própria

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2. Mistura de Soluções de
Solutos diferentes
Para esse caso, temos duas
possíveis situações, ou a mistura terá
reação química ou não. Naturalmente
vem a pergunta, “Como irei saber se
haverá ou não reação química?” A
maneira de você identificar se a
mistura ocasionará uma reação
química é olhando para os
componentes. Geralmente, se as
duas misturas apresentarem um íon
em comum, será uma mistura sem
reação química. Vamos olhar esses
dois casos separadamente.
2.1 Sem reação Química
Iremos resolver como se fosse
uma grande diluição, sabe por quê? Por
que a quantidade de íons do soluto que
participa da mistura será a mesma antes
e depois da diluição. Para este caso,
geralmente estamos interessados em
saber qual será a concentração final de
cada soluto após a mistura[1].
Vamos fazer um exemplo, talvez
com ele fique um pouco mais claro.
Exemplo: Qual é a concentração final de
cloreto de potássio (𝐾𝐶𝑙) e de cloreto de
sódio (𝑁𝑎𝐶𝑙) após a mistura da solução A
e B.

Fonte: Autoria própria.

Para o NaCl
𝐶1. 𝑉1 = 𝐶𝑁𝑎𝐶𝑙 . 𝑉𝑓
𝑉1 = 100 𝑚𝐿.
𝐶1 = 10 𝑔/𝐿.
𝑉𝑓 = 500 𝑚𝐿.
10 ∗ .100 = 𝐶𝑁𝑎𝐶𝑙. 500
𝐶𝑁𝑎𝐶𝑙 = 2 𝑔/𝐿
Para o KCl
𝐶2. 𝑉2 = 𝐶𝐾𝐶𝑙 . 𝑉𝑓
𝑉2 = 400 𝑚𝐿.
𝐶2 = 20 𝑔/𝐿.
𝑉𝑓 = 500 𝑚𝐿.
20 ∗ 400 = 𝐶𝐾𝐶𝑙 . 500
𝐶𝐾𝐶𝑙
= 16 𝑔/𝐿
2.2 Com Reação Química
A titulação é uma técnica utilizada
que visa determinar a concentração de
uma solução, fazendo-a reagir com
outra solução cuja sua concentração é
conhecida[1].
A titulação mais conhecida é a
titulação ácido-base, que se divide em
duas, acidimetria e alcalimetria. Na
acidimetria o objetivo é determinar a
concentração de uma solução ácida e a
alcalimetria determina a concentração
de uma solução básica [1,10].
Para ambos os casos citados
acima, vale o princípio da equivalência e
podemos calcular a concentração
desconhecida por intermédio da formula
abaixo[1,10].
𝑥. 𝐶
(
𝑚𝑜𝑙
𝐿
,á𝑐𝑖𝑑𝑜)
. 𝑉á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑦. 𝐶(𝑚𝑜𝑙
𝐿
,𝑏𝑎𝑠𝑒)
. 𝑉𝑏𝑎𝑠𝑒
𝑥 = 𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧á𝑣𝑒𝑖𝑠 .
𝑦 = 𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑥𝑖𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖á𝑣𝑒𝑖𝑠 .

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Exercícios
1.(UPF/2019) Diariamente, o mar morto
– cuja concentração salina fica em torno
de 30% em massa – recebe toneladas de
água, que, no entanto; não são
suficientes para diluir suas águas de
modo a alcançar o índice dos oceanos,
cuja concentração salina fica em média
de 5% (m/m). Considerando que 200
mL de solução salina apresentaram 26%
(m/v) de cloreto de sódio (NaCl), qual
volume aproximado de água, em litros,
deve ser adicionado para se obter
NaCl(aq) 0,45 mol/L? Dados: Na =
22,99; Cl = 35,45
A) 2,4
B) 2,6
C) 1,5
D) 2,0
E) 1,8

2.(FUVEST/2020) Os chamados
“remédios homeopáticos” são
produzidos seguindo a farmacotécnica
homeopática, que se baseia em diluições
sequenciais de determinados compostos
naturais. A dosagem utilizada desses
produtos é da ordem de poucos mL. Uma
das técnicas de diluição homeopática é
chamada de diluição centesimal (CH), ou
seja, uma parte da solução é diluída em
99 partes de solvente e a solução
resultante é homogeneizada (ver
esquema).

Alguns desses produtos homeopáticos
são produzidos com até 200 diluições
centesimais sequenciais (200CH).
Considerando uma solução de partida de
100 mL com concentração 1 mol/L de
princípio ativo, a partir de qual diluição
centesimal a solução passa a não ter, em
média, nem mesmo uma molécula do
princípio ativo?
A) 12.ª diluição (12CH).
B) 24.ª diluição (24CH).
C) 51.ª diluição (51CH).
D) 99.ª diluição (99CH).
E) 200.ª diluição (200CH).

3. (Fuvest-SP) Para se determinar o
conteúdo de ácido acetilsalicílico
(𝐶9𝐻8𝑂4) num comprimido analgésico,
isento de outras substâncias ácidas, 1,0
g do comprimido foi dissolvido numa
mistura de etanol e água. Essa solução
consumiu 20 mL de solução aquosa de
NaOH, de concentração 0,10 mol/L, para
reação completa. Ocorreu a seguinte
transformação química:

𝐶9𝐻8(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶9𝐻2𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)

Logo, a porcentagem em massa de ácido
acetilsalicílico no comprimido é de,
aproximadamente: (Dado: massa molar
do C9H8O4 = 180 g/mol)
A) 0,20%
B) 2,0%
C) 18%
D) 36%
E) 55%

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Propriedades
Coligativas
Quando acrescentamos um soluto
não volátil em um solvente puro,
podemos perceber que as suas
propriedades físicas são alteradas. Estas
são chamadas de propriedades
coligativas [1,3].
As propriedades coligativas
dependem somente da quantidade de
partículas do soluto que estão sendo
dissolvidos no solvente e não da sua
natureza [1,3]. Mas Cuidado!! Isso cai
direto nos vestibulares e muitas pessoas
acabam errando. As propriedades
coligativas dependem somente da
quantidade de soluto e não de sua
origem.
E quais são as propriedades
coligativas? Bem, iremos ver cada uma
delas a partir de agora. Particularmente,
eu amo esse assunto pois dá para fazer
muitos experimentos.
1. Tonoscopia ou Tonometria
Podemos definir tonoscopia como o
estudo da diminuição da pressão
máxima de um solvente pela adição de
um soluto não volátil [1,3,11].
Por exemplo, a água em 25 °C possui
pressão de vapor igual a 3,172 kPa. Se
adicionarmos açúcar à água e medirmos
novamente a pressão de vapor, veremos
que ela sofreu uma queda. Esse
fenômeno é demostrado no gráfico a
seguir.

Fonte: ColégioWeb, 2012.[11]
Mas, por que isso acontece? Isso
ocorre porque as moléculas ou íons
presentes no soluto interagem com as
moléculas do solvente por meio de
forças intermoleculares, dificultando a
passagem das moléculas da água para o
estado de vapor [1,3,11].
2. Ebulioscopia ou Ebuliometria
Podemos definir ebulioscopia como o
aumento do ponto de ebulição de um
líquido ao se adicionar a ele um soluto
não volátil [1,3,11].
Vamos a um exemplo prático.
Você está fervendo água para colocar no
arroz, sabemos que a água, no nível do
mar, entre em ebulição a 100°C, e teve
a brilhante ideia de adicionar os
temperos à água que já está fervendo.
Quando você adicionou uma certa
quantidade de sal, você percebeu que a
água parou de borbulhar, por quê?
Porque quando se adiciona sal à água,
aumenta-se a temperatura de ebulição,
passando a ser maior que 100°C.

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Por que isso acontece? Bem, isso
ocorre devido a interações entre as
moléculas do solvente e do soluto que
acaba dificultando a passagem da água
para o estado de vapor[1,3,11]. Podemos
visualizar esse fenômeno no gráfico
abaixo.

Fonte: Toda matéria, 2017. [15]
3. Crioscopia ou Crometria
Iremos definir crioscopia como o
estudo da diminuição da temperatura da
solidificação de um solvente ao ser
adicionada a ele um soluto não volátil
[1,3,11].
Bora partir de uma curiosidade para
descrever esse fenômeno. Você sabia
que em países frios como a Rússia e
Canadá, a neve presente nas estradas é
descongelada com maior facilidade
utilizando sal? E que em locais quentes
como Cuiabá, Acre e Rondônia utiliza-se
o mesmo princípio para congelar bebidas
mais rapidamente utilizando gelo com
sal misturado [6]?
Por que isso acontece? Isso ocorre
porque o sal interage com as moléculas
de água, aumentando a sua massa e
dificultando o congelamento. Deste
modo, o gelo começa a derreter [1,3,11]. O
fenômeno é ilustrado no gráfico a seguir.

Fonte: Toda matéria, 2017. [15]
OBS: Este princípio é o mesmo que é
utilizado para explicar a ação de
anticongelantes.
4. Osmose
Iremos definir osmose como
passagem do solvente, de uma solução
de menor concentração para uma de
maior concentração por intermédio de
uma membrana semipermeável [1,3,11].
Esse processo irá ocorrer até que a
pressão exercida pela solução impeça a
passagem de solvente [1,3,11].
Para essa propriedade, a forma que
ela cai nos vestibulares é para realizar o
cálculo da pressão osmótica[1,3,11]. A
equação para encontrá-la é mostrada a
seguir.
𝜋 = 𝑀. 𝑅. 𝑇
Onde:
𝜋 → Pressão osmótica;
𝑀 → Concentração em mol/L;
𝑅 → Constante universal dos gases
perfeitos;
𝑇 → Temperatura absoluta, em Kelvin.

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Exercícios
1.(Enem-2017) Umas das estratégias
para conservação de alimentos é o
salgamento, adição de cloreto de sódio
(NaCl), historicamente utilizado por
tropeiros, vaqueiros e sertanejos para
conservar carnes de boi, porco e peixe.
O que ocorre com as células presentes
nos alimentos preservados com essa
técnica?
A) O sal adicionado diminui a
concentração de solutos
em seu interior.
B) O sal adicionado desorganiza e
destrói suas membranas plasmáticas.
C) A adição de sal altera as propriedades
de suas membranas plasmáticas.
D) Os íons 𝑁𝑎+ e 𝐶𝑙− proveniente da
dissolução do sal entram livremente
nelas.
E) A grande concentração de sal no meio
extracelular provoca a saída de água de
dentro delas.
2.(FAC. PEQUENO PRÍNCIPE 2020) O
tipo de solo constituído por rocha, terra
e gelo que é habitual de regiões como a
Antártida e montanhas de elevadas
altitudes vem sendo constantemente
estudado pelos cientistas que observam
preocupados o derretimento dessas
camadas de gelo chamadas permafrost.
Na Antártida esse gelo é de água
salgada, mas nas montanhas a
concentração de sal é muito baixa. Essa
diferença na constituição é muito
relevante para que um permafrost
descongele antes do outro. O estudo da
concentração de sais nesse gelo ocorre
em laboratório a partir de relações
obtidas pela temperatura de
congelamento das soluções aquosas.

PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do
cotidiano, volume 1, 4ª edição, ed moderna, São Paulo, 2006
SANTOS, Wildson L. (coord.), Química & Sociedade. Nova
Geração, São Paulo, 2005.
A respeito dos processos de
congelamento do permafrost,
considerando iguais condições de
pressão, percebe-se CORRETAMENTE
que
A) O gelo da Antártida congela em
temperaturas superiores ao gelo das
montanhas.
B) O gelo das montanhas congela em
temperaturas superiores ao gelo da
Antártida.
C) Os dois tipos de gelo congelam em
temperaturas iguais, pois a principal
constituição de ambos é de água.
D) Os dois tipos de gelo por possuírem
sal em sua constituição congelam em
temperaturas acima de 0°C.
E) Os dois tipos de gelo têm suas
propriedades modificadas devido às
interações de hidrogênio que ocorrem
entre a água e os íons.

3.(UCDB-MT) As propriedades coliga-
tivas das soluções dependem:
A) Da pressão máxima de vapor do
líquido.
B) Da natureza das partículas dispersas
na solução.
C) Da natureza do solvente, somente.
D) Do número de partículas dispersas na
solução.
E) Da temperatura de ebulição do
líquido.

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Introdução a Cinética
Química
Você já se perguntou por que
algumas reações químicas são rápidas e
outras são lentas? Por exemplo, a
combustão do trinitrotolueno (TNT),
ocorre em fração de segundos, mas o
consumo dos carboidratos pelo nosso
organismo é uma reação lenta [3].
Os químicos buscam mecanismos
que permitam o controle das reações
químicas. O estudo desse controle das
reações químicas é realizado pela área
denominada cinética química.
Segundo Russell, 2000, a cinética
química é o estudo das velocidades e
mecanismos das reações químicas. A
velocidade de uma reação é a medida da
rapidez com que se formam os produtos
e se consomem os reagentes [2].
Em geral, a velocidade de uma
reação química é determinada: pelas
propriedades dos reagentes, pelas
concentrações dos reagentes e pela
temperatura. Além do mais, a
velocidade da reação pode ser
influenciada por outros dois fatores: a
concentração de outros reagentes que
não são os reagentes da própria reação
e pelas áreas das superfícies em contato
com os reagentes[1,2,3].
E como se calcula a velocidade de
uma reação química? Iremos ver a
seguir algumas formas para realizar
esse cálculo.
Cálculo da velocidade de
uma reação química
1. Velocidade média
Sendo uma reação genérica,
𝐴 + 𝐵 → 𝐶 + 𝐷
Podemos calcular a velocidade de
consumo dos reagentes A ou B, ou a
velocidade de formação dos produtos C
ou D por intermédio da equação
abaixo[1,2,3].
𝑉 =
|[ ]𝑓 − [ ]𝑖|
∆𝑡

Onde:
[ ]𝑓 → Concentração final do reagente ou
produto de interesse, em mol/L.
[ ]𝑖 → Concentração inicial do reagente
ou produto de interesse, em mol/L.
∆𝑡 → Intervalo de tempo de interesse.
2. Velocidade média do processo
A diferença dessa velocidade
média com a que foi enunciada acima é
que, a velocidade média do processo
leva em consideração os coeficientes
estequiométricos em questão[1,2,3].
Tomemos como exemplo de
síntese da amônia:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔)
A velocidade média de consumo
do 𝑁2 e do 𝐻2 podem ser calculadas da
seguinte forma:

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𝑉𝑁2 =
∆[𝑁2]
1 ∗ ∆𝑡

𝑉𝐻2 =
∆[𝐻2]
3 ∗ ∆𝑡

De forma geral, basta dividir a
variação da espécie química pelo
produto do seu coeficiente
estequiométrico e o tempo[1,2,3].
3. Lei cinética para reações
elementares
Para uma reação elementar do
tipo 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 → 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠, a lei cinética
é dada pela seguinte equação[3].
𝑣 = 𝐾. [𝐴]𝑎 ∗ [𝐵]𝑏
Onde k é a constante cinética.
A equação acima informa a
velocidade com que os reagentes se
transformam em produtos
(Velocidade direta) [1,2,3].
4. Teoria das colisões
Você sabe a definição de reação
química e como ela acontece? As
reações químicas são o resultado de
transformações que ocorrem nas
substâncias, onde os átomos
rearranjam-se modificando seu estado
inicial[3]. Uma reação química acontece
em 3 estágios:
1. Quebra das ligações a partir de
choques efetivos;
2. Rearranjo atômico
3. Formação de novas ligações.
Assistam ao vídeo por intermédio do
link à seguir para uma melhor
compreensão dessa parte.
Link:https://www.youtube.com/watch?v=TX6BYceUSL0
Para que tenhamos a quebra de
uma ligação química, as espécies
reagentes devem efetuar choques entre
si para que ocorra o enfraquecimento
das ligações e posteriormente, a
ruptura. Os choques necessários para a
realização do processo são denominados
choques efetivos. As características de
um choque efetivo dependem: da
energia mínima, da orientação favorável
e da frequência com que esses choques
acontecem[3].
5. Complexo ativado (C.A.)
Podemos definir complexo ativado
como o estado intermediário ou de
transição de uma reação. Ele é o estado
de mais alta energia em uma reação
química, tendo como característica, ser
um pouco instável[1,2,3].
Fonte: Autoria própria.
O C.A. é o topo do caminho
percorrido para que ocorra uma reação
química. Ele é o ponto mais energético
desse caminho. Quanto maior for o C.A.,
maior será a energia necessária para
que a reação possa acontecer. Sabe
como podemos modificar isso?
Utilizando um catalizador, pois ele
aumenta a velocidade de uma reação e
abaixa a energia de ativação. Reação
que utilizam catalisadores são chamadas
https://www.youtube.com/watch?v=TX6BYceUSL0

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de reações de catálise ou reações
catalíticas[1,2,3].
Exercícios
1.(ENEM PPL – 2020) O peróxido de
hidrogênio é um produto secundário do
metabolismo celular e apresenta
algumas funções úteis, mas, quando em
excesso, é prejudicial, gerando radicais
que são tóxicos para as células. Para se
defender, o organismo vivo utiliza a
enzima catalase, que decompõe
H2O2 em H2O e O2. A energia de reação
de decomposição, quando na presença e
ausência da catalase, está mostrada no
gráfico.

Na situação descrita, o organismo utiliza
a catalase porque ela.
A) Diminui a energia de ativação.
B) Permite Maior rendimento da reação.
C) Diminui o valor da entalpia da reação.
D) Consome rapidamente o oxigênio do
reagente.
E) Reage rapidamente com o peróxido
de hidrogênio.
2. (Unesp) Sobre catalisadores, são feitas
as quatro afirmações seguintes.
I. São substâncias que aumentam a
velocidade de uma reação.
II. Reduzem a energia de ativação da
reação.
III. As reações nas quais atuam não
ocorreriam nas suas ausências.
IV. Enzimas são catalisadores biológicos.
Dentre estas afirmações, estão corretas,
apenas:
A) I e II.
B) II e III.
C) I, II e III.
D) I, II e IV.
E) II, III e IV.
3. (ENEM – 2020) compostos estão na
ordem de milionésimos de milímetros,
como na utilização de nanomateriais
catalíticos nos processos industriais. O
uso desses materiais aumenta a
eficiência da produção, consome menos
energia e gera menores quantidades de
resíduos. O sucesso dessa aplicação
tecnológica muitas vezes está
relacionado ao aumento da velocidade
da reação química envolvida. O êxito da
aplicação dessa tecnologia é por causa
da realização de reações químicas que
ocorrem em condições de:

Qual das alternativas abaixo está
correta?
A) Elevada energia de ativação.
B) O Alta temperatura.
C) Alta pressão.
D) Excesso de reagentes.
E) Maior superfície de contato.

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Introdução ao
Equilíbrio Químico
Bem, vamos bater um papo sobre
equilíbrio químico? Vamos começar
definindo o que seria equilíbrio químico.
Podemos definir equilíbrio químico
como uma situação na qual as
concentrações dos participantes da
reação não se alteram, pois as reações
direta (transformação de reagentes em
produtos) e inversa (transformação de
produto em reagente) estão ocorrendo
com a mesma velocidade [1]. É uma
situação de equilíbrio dinâmico [1].
Somente reações reversíveis
atingem o estado de equilíbrio químico.
“Mas o que é uma reação reversível
professor?” Uma reação reversível é
aquela na qual o reagente está se
transformando em produto e o produto
em reagente. Elas podem ser
representadas da seguinte forma[1,3]:
𝐴 + 𝐵 ⇄ 𝐶 + 𝐷 ou 𝐴 + 𝐵 ⇌ 𝐶 + 𝐷
Por exemplo,
𝑁2𝑂4(𝑔) ⇄ 2𝑁𝑂2(𝑔)
No equilíbrio químico:
a. Tanto os reagentes quanto os
produtos são consumidos na mesma
proporção que são formados[1,3];
b. Reagentes e produtos coexistem em
concentração que não se alteram[1,3];
c. A velocidade da reação direta é igual
à velocidade da reação inversa[1,3];
d. As propriedades macroscópicas do
sistema são constantes[1,3].
Há dois tipos de equilíbrio:
a. Equilíbrio Homogêneo: É aquele
em que todos os participantes da reação
estão na mesma fase [1,3]. Exemplo,
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)
−
b. Equilíbrio Heterogêneo: É aquele
em que os participantes estão em mais
de uma fase [1,3]. Exemplo,
𝑁𝐻4𝐶𝑙5(𝑠) ⇄ 𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻𝐶𝑙(𝑔)
Quando estudamos sobre
equilíbrio químico, geralmente, estamos
interessados em saber o que pode
modificar o estado de equilíbrio de uma
reação química e no cálculo da constante
de equilíbrio da reação. Iremos discutir
esses dois tópicos abaixo.
Princípio de Le Chatelier
O químico francês Henry Louis Le
Chatelier (1850-1936) estudou sobre as
alterações dos estados de equilíbrio de
uma reação química, em consequência
de condições físicas ou químicas [1,3]. Ele
chegou as seguintes conclusões sobre o
que causaria um descolamento do
equilíbrio químico:
a. A elevação da temperatura do sistema
favorece o sentido da reação
endotérmica. Em contrapartida, o
abaixamento da mesma, favorece o
sentido da reação exotérmica[1,3].
b. O aumento da concentração de uma
substância favorece o sentido da reação
em que tal substância é consumida. Ou

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seja, se aumentarmos a concentração
dos reagentes, estaremos favorecendo a
formação de produtos, e vice-versa[1,3].
c. Um aumento de pressão no sistema,
irá deslocar o equilíbrio para o lado em
que há uma menor quantidade de
componentes gasosos, e vice-versa[1,3].
Constante de equilíbrio
A famosa expressão da constante
de equilíbrio é definida como a
multiplicação das concentrações em
mol/L dos produtos dividida pela dos
reagentes, todas elevadas aos seus
respectivos coeficientes estequiomé
tricos[1,3]. Seja a reação genérica,
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇄ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
A constante de equilíbrio pode ser
calculada da seguinte forma:
𝐾𝐶 =
[𝐶]𝐶 ∗ [𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎 ∗ [𝐵]𝑏

Onde 𝐾𝐶 é a constante de
equilíbrio.
Constante de equilíbrio em
termos de pressão parcial
Denominada de 𝐾𝑝, a constante de
equilíbrio para sistemas gasoso leva em
consideração as pressões parciais de
cada componente da reação[1,3]. Seja a
reação genérica,
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇄ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
A constante de equilíbrio para
sistemas gasosos é calculada por
intermédio da equação abaixo[1,3].
𝐾𝑝 =
𝑝𝐶
𝐶 ∗ 𝑝𝐷
𝑑
𝑝𝐴
𝑎 ∗ 𝑝𝐵
𝑏
Onde, 𝑝𝐶 , 𝑝𝐷 , 𝑝𝐴, 𝑝𝐵, são as pressões
parciais do componente C, D, A e B,
respectivamente.
Relação entre 𝑲𝒄 e 𝑲𝒑
Há uma relação entre essas duas
constantes, expressa matematicamente
por[1,3]:
𝐾𝑐 = 𝐾𝑝. 𝑅𝑇
𝑎+𝑏−𝑐−𝑑
Onde R é a constante universal
dos gases e T é a temperatura em
Kelvin.
Complementação
Como complementação desse
conteúdo, sugiro que pesquise sobre os
gráficos de equilíbrio e sobre os outros
tipos de equilíbrio que são: Equilíbrio
iônico da água, equilíbrio de soluções
aquosas de ácido, base e sais, solução
tampão e sobre pH. Para isso,
recomendo a leitura do capítulo 5 do
livro Química Cidadã do Wildson
Santos e Gerson Mól e capitulo 8 do
livro Química na abordagem do
Cotidiano, volume 2, do Francisco
Peruzzo e Eduardo Leite.
Exercícios
1. (Enem PPL-2018) O sulfato de bário
(𝐵𝑎𝑆𝑂4) é mundialmente utilizado na
forma de suspensão de esôfago,
estômago e intestino. Por se tratar de
um sal pouco solúvel, quando em meio
aquoso estabelece o seguinte equilíbrio:

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𝐵𝑎𝑆𝑂4(𝑠) ⇄ 𝐵𝑎(𝑎𝑞)
2+ + 𝑆𝑂4
2−
(𝑎𝑞)

Por causa da toxicidade do bário
(𝐵𝑎2+), é desejado que o contraste não
seja absorvido, sendo totalmente
eliminado nas fezes. A eventual
absorção de íons 𝐵𝑎2+, porém, pode
levar a reação adversas ainda nas
primeiras horas após sua administração,
como vômito, cólicas, diarreia,
tremores, crises convulsivas e até
mesmo a morte.
PEREIRA, L. F. Entenda o caso da intoxicação por
Celobar®. Disponível em: www.unifesp.br. Acesso em:
20 nov. 2013 (adaptado).
Para garantir a segurança do paciente
que fizer uso do contraste, deve-se
preparar essa suspensão em

A) Água Destilada.
B) Soro fisiológico
C) Solução de cloreto de bário, 𝐵𝑎𝐶𝑙2
D) Solução de sulfato de bário, 𝐵𝑎𝑆𝑂4.
E) Solução de sulfato de potássio, 𝐾2𝑆𝑂4.

2.(UFPB) No mundo atual, são
produzidas milhões de toneladas de
compostos nitrogenadas, entre os quais
os fertilizantes são os mais importantes
pelo papel que desempenham na
produção de alimentos. Esses adubos
agrícolas nitrogenados são fabricados a
partir da amônia, que é produzida
industrialmente através da síntese de
Haber-Bosh, descrita pela seguinte
equação:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇄ 𝑁𝐻3(𝑔)
∆𝐻 = −133 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Considerando a equação e a condição de
equilíbrio do sistema, é correto afirmar
que o rendimento da produção da
amônia:
A) diminui com a remoção de 𝑁𝐻3.
B) aumenta com a elevação da
temperatura.
C) aumenta com o aumento da
concentração de 𝐻2.
D) Permanece inalterado com a
diminuição da concentração de 𝑁2.
E) permanece inalterado com a redução
do volume do reator.

3. (UEL – PR) O odor de muitas frutas e
flores deve-se á presença de ésteres
voláteis. Alguns ésteres são utilizados
em perfumes, doces e chicletes para
substituir o aroma de
algumas frutas e
flores. Como exemplos, podemos citas o
acetato de isopentila, que dá o odor
característico da banana e o acetato de
etila, que dá o odor das roas. Este último
provém da reação entre o ácido acético
e o álcool etílico, como demonstrado na
reação a 100 °C:
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑙) + 𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻(𝑙) ⇄
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶𝐻2𝐶𝐻3(𝑙) + 𝐻2𝑂(𝑙)
𝐾𝐶 = 3,8
Se as concentrações de 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶𝐻2𝐶𝐻3(𝑙)
e 𝐻2𝑂(𝑙) forem dobradas em seus valores
no equilíbrio, na mesma temperatura,
então o valor de KC será igual a:
A) 7,6
B) 3,8
C) 0,95
D) 0,95
E) 1,27

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Introdução a
Termoquímica parte 1
Pronto para o início de mais um
assunto da nossa apostila? Eu espero
que sim, então, borá lá.
A termoquímica é uma área da
físico-química que estuda as trocas de
calor ligadas as reações químicas.
Quando uma reação química
libera energia, dizemos que a reação é
exotérmica. Por outro lado, se durante
a reação química há uma absorção de
energia, dizemos que a reação é
endotérmica[1,3,5].
Talvez você deva estar se
perguntando: “Como irei identificar se a
reação é exotérmica ou endotérmica?”
Bem, nós olhamos para a variação da
entalpia. O que representa essa
variação? Ela representa a diferença de
energia dos produtos e dos reagentes
participantes da reação química.
Representada matematicamente por:
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
Caso a variação de entalpia for
positiva, os produtos gerados são mais
energéticos do que os reagentes, o que
representa uma reação endotérmica,
ou seja, ∆𝐻 > 0. Caso a variação a
variação da entalpia for negativa, os
reagentes são mais energéticos do que
os produtos da reação, o que representa
uma reação exotérmica, ou seja,
∆𝐻 < 0. [1,3,5] Essas reações serão
mostradas no gráfico abaixo.
- Reação Exotérmica
𝐴 → 𝐵 ∆𝐻 < 0

Fonte: NAHARA, 2019.[14]
1- Reação Endotérmica
𝐴 → 𝐵 ∆𝐻 > 0
Fonte: NAHARA, 2019.[14]
As mudanças de fase envolvem
reações exotérmica e endotérmica.

Fonte: NAHARA, 2018. [13]

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Equações Termoquímica
Veremos a seguir um pouquinho
sobre os principais tipos de calores de
reação. “Mas prof, o que é calor de
reação?” Bem, podemos definir calor de
reação como a energia liberada ou
absorvida em uma reação química[[1,3,5]].
Acho que deva estar pensando: “Ué,
acabei de ver isso”, Sim! você acabou de
ver isso. Quando queremos saber o calor
de reação, queremos saber o valor da
variação da entalpia, ∆𝐻[1,3,5].
Calor de formação padrão
Podemos definir calor de
formação padrão como a variação de
entalpia verificada na reação de
formação de um mol da substância, a
partir de uma substância simples dos
elementos que a compõem no estado
padrão[[1,3,5]].
Ela é expressa matematicamente
por,
∆𝐻° = ∑ ∆𝐻°𝑓𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
− ∑ ∆𝐻°𝑓𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠

A entalpia de cada elemento em
seu estado padrão é tabelada, então
você não precisa se preocupar em
decorar nada. Substâncias puras como o
𝑂2, 𝑁2, 𝐻2 𝑒 𝐶𝑙2, possuem a entalpia igual a
zero[1,3,5]. O cálculo do calor padrão de
formação é bem simples, basta somar a
entalpia de cada produto e reagente
multiplicando pela quantidade de vezes
que o elemento aparece na reação e,
após isso, fazer a diferença entre esses
dois somatórios, vamos a um exemplo,
acho que irá ficar mais claro.

Exemplo
Qual é a variação de entalpia da
seguinte equação.
𝐶2𝐻5𝑂𝐻 + 3𝑂2 → 2𝐶𝑂2 + 3𝐻2𝑂
Sabendo que
Substância 𝐻°𝑓 𝑘𝑗/𝑀𝑜𝑙
𝐶2𝐻5𝑂𝐻 −227,8
𝐶𝑂2 −393,5
𝑂2 0
𝐻2𝑂 −286
Fonte: Autoria própria
Sendo:
∆𝐻° = ∑ ∆𝐻°𝑓𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − ∑ ∆𝐻𝑓𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

∆𝐻°𝑓𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
= [2 ∗ 𝐻°𝑓(𝐶𝑂2)
+ 3 ∗ 𝐻°𝑓(𝐻2𝑂)
]
∆𝐻°𝑓𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
= [𝐻°𝑓(𝐶2𝐻5𝑂𝐻)
+ 3 ∗ 𝐻°𝑓(𝑂2)
]
Substituindo os dados que foram
fornecidos na tabela e realizando as
operações matemáticas necessárias,
obteremos que:
∆𝐻° = −1367,2
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙

Exercícios
1. (UFRJ) Desde a pré-história, quando
aprendeu a manipular o fogo para
cozinhar seus alimentos e se aquecer, o
homem vem percebendo sua
dependência cada vez maior das várias
formas de energia. A energia é

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importante para uso industrial e
doméstico, nos transportes, etc.
Existem reações químicas que ocorrem
com liberação ou absorção de energia,
sob a forma de calor, denominadas,
respectivamente, como exotérmicas e
endotérmicas. Observe o gráfico a seguir
e assinale a alternativa correta:

A) O gráfico representa uma reação
endotérmica.
B) O gráfico representa uma reação
exotérmica.
C) A entalpia dos reagentes é igual á
dos produtos.
D) A entalpia dos produtos é maior que
a dos reagentes.
E) A variação de entalpia é maior que
zero.
2. (ENEM PPL – 2020) A água sofre
transições de fase sem que ocorra
variação da pressão externa. A figura
representa a ocorrência dessas
transições em um laboratório.

Tendo como base as transições de fase
representadas (1 a 4), a quantidade de
energia absorvida na etapa 2 é igual à
quantidade de energia
A) liberada na etapa 4.
B) absorvida na etapa 3.
C) liberada na etapa 3.
D) absorvida na etapa 1.
E) liberada na etapa 1.
3. (PUC-MG) O fenol (C6H5OH) é um
composto utilizado industrialmente na
produção de plásticos e corantes. Sabe-
se que sua combustão total é
representada pela equação:
𝐶6𝐻5𝑂𝐻(𝑙) + 7𝑂2(𝑔) → 6𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑔)
∆𝐻 = 3054 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
e que as entalpias de formação do
CO2(g) e H2O(g) valem, respectivamente:
–395kJ/mol e –286kJ/mol a 25ºC e 1
atm. A entalpia de formação do fenol, a
25ºC e a 1 atm, em kJ/mol, é igual a:

A) – 174,0 B) – 2373,0 C) + 174,0
D) + 2373,0 E) N.D.A

4.(UFMG) Um béquer aberto, contendo
acetona, é mergulhado em outro béquer
maior, isolado termicamente, o qual
contém água,1 conforme mostrado na
figura a seguir.
A temperatura
da água é
monitorada
durante o
processo de
evaporação da
acetona, até que
o volume desta se reduz à metade do
valor inicial. Identifique a alternativa
cujo gráfico descreve qualitativamente a
variação da temperatura registrada pelo
termômetro mergulhado na água,
durante esse experimento.

https://www.pucminas.br/destaques/Paginas/default.aspx

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Introdução à
Termoquímica parte 2
Iremos dar continuidade ao nosso
conteúdo anterior.
Leis de Hess
Conhecido o valor da entalpia de
formação das substâncias, é possível
calcular o valor da entalpia das reações,
nas quais essas substâncias estão
envolvidas[1,3,5].
Henri Hess (1802-1850),
percebeu que se nós conhecermos o
valor da entalpia de formação das
substâncias, seriamos capazes de
determinar a entalpia das reações, nas
quais essas substâncias estão
envolvidas [1,3,5].
Segundo a lei de Hess, uma
reação depende exclusivamente da
entalpia inicial, seja ela realizada em
uma única etapa ou em várias etapas
[1,3,5].Ou seja, a variação de entalpia final
corresponde ao somatório das variações
de entalpia das reações intermediárias
no produto desejado [1,3,5].
Achar o ∆𝐻 a partir da lei de Hess
é como brincar de quebrar cabeça.
Vamos a um exemplo, vamos analisar
qual é a variação de entalpia de
produção do metanol, a partir
da reação
do gás metano, apresentada a seguir[3].
𝐶𝐻4(𝑔) +
1
2
𝑂2(𝑙) → 𝐶𝐻3𝑂𝐻(𝑙)

Podemos obter a variação de
entalpia dessa reação por intermédio de
valores de variação de entalpia de uma
série de outras reações[3]. Como por
exemplo, as três equações abaixo:
1. 𝐶𝐻4(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶𝑂(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ∆𝐻°𝐴 = 206,1
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙

2. 2𝐻2(𝑔) + 𝐶𝑂(𝑔) → 𝐶𝐻3𝑂𝐻(𝑙) ∆𝐻°𝐵 = −128,3
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙

3. 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻°𝐶 = −428,6
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙

O que temos que fazer agora é
tentar “montar” a equação da síntese do
gás metanol a partir dessas 3 equações.
Para isso, será necessário realizar
algumas operações matemáticas com
objetivo de encontrá-la. A reação de
síntese do metanol possui ½ de 02,
então, tem-se que dividir a equação 3
por dois, o que resulta em dividir
também o ∆𝐻°𝐵.
[3]

Resultando em
𝐶𝐻4(𝑔) +
1
2
𝑂2(𝑙) → 𝐶𝐻3𝑂𝐻(𝑙)
∆𝐻° = −136,5
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙

OBS: Tudo o que você fizer na equação
tem que fazer no ∆𝐻. Se multiplicar ou
dividir a equação, deve multiplicar ou

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dividir o ∆𝐻, se inverter a equação
química, deve-se trocar o sinal do ∆𝐻. [3]
Entalpia de Ligação
A energia de ligação é a energia
necessária para romper ou formar um
mol de ligação no estado gasoso. Como
a energia de ligação entre os átomos é
praticamente constante, qualquer que
seja a substância da qual façam parte,
podemos tabelar esses valores e calcular
o ∆𝐻 de uma reação por meio da
expressão[3,1].
∆𝐻 = ∑ ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 − ∑ ∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
Exemplo
Calcule a entalpia de ligação da
reação química abaixo.
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔)
Dados:
Ligação Entalpia
𝐻 − 𝐻 432 kJ/mol
𝑁 ≡ 𝑁 942 kJ/mol
𝑁 − 𝐻 383 kJ/mol
Fonte: Autoria própria
- Uma dica que eu dou para não errar
nenhuma questão sobre entalpia de
ligação é desenhar as estruturas de cada
componente da reação.

Fonte: Autoria própria
∆𝐻 = ∑ ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 − ∑ ∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
∆𝐻 = [942 + (3 ∗ 432)] − [2 ∗ 3 ∗ 386]
OBS: São 3 ligações N – H por molécula.
Temos 2 moléculas. Por isso 2*3* a
entalpia de ligação.
∆𝐻 = −78𝑘𝐽
Exercícios
1. (UEPG-PR) Com base nas informações
e no diagrama a seguir, relacionados
com a combustão completa do propano,
a qual resulta em dióxido de carbono e
água, identifique o que for correto.
Entalpias de formação:
∆𝐻(𝐶𝑂2(𝑔)) = −394 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙.
∆𝐻(𝐻2𝑂(𝑙𝑖𝑞)) = −286 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙.

01) ∆H1 é igual a - 680 kJ
02) A combustão de um mol de propano
produz um mol de gás carbônico e um
mol de água.

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04) A entalpia de formação do propano
é igual a −126 𝑘𝐽.
08) A combustão do propano é um
processo exotérmico.
16) ∆𝐻2 é igual a −126 𝑘𝐽

2. (ENEM–2019) Glicólise é um processo
que ocorre nas células, convertendo
glicose em piruvato. Durante a prática
de exercícios físicos que demandam
grande quantidade de esforço, a glicose
é completamente oxidada na presença
de 𝑂2. Entretanto, em alguns casos, as
células musculares podem sofrer um
déficit de 𝑂2 e a glicose ser convertida
em duas moléculas de ácido lático. As
equações termoquí micas para a
combustão dá glicose e do ácido lático
são, respectivamente, mostradas a
seguir:
𝐶6𝐻12𝑂6(𝑠) + 6𝑂2(𝑔) → 6𝐶𝑂2(𝑔) + 6 𝐻2𝑂(𝑙)
∆𝐶𝐻 = −2800𝑘𝐽
𝐶𝐻3𝐶𝐻(𝑂𝐻)𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑠) + 3𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙) + 3𝐻2𝑂(𝑙)
∆𝐶𝐻 = −1 344 𝑘𝐽

O processo anaeróbico é menos
vantajoso energeticamente porque
A) libera 112 kJ por mol de glicose.
B) libera 467 kJ por mol de glicose.
C) libera 2 688 kJ por mol de glicose.
D) absorve 1 344 kJ por mol de glicose.
E) absorve 2 800 kJ por mol de glicose.

3. (ENEM PPL – 2019) O gás hidrogênio
é considerado um ótimo combustível, o
único produto da combustão desse gás é
o valor de água, como mostrado na
equação química.
2 𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑔)
Um cilindro contém 1 kg de hidrogênio e
todo esse gás foi queimado. Nessa
reação, são rompidas e formadas
ligações químicas que envolvem as
energias listadas no quadro.

Massas molares (g/mol):𝐻2 = 2; 𝑂2 = 32;
𝐻2𝑂 = 18.
Qual é a variação da entalpia, em
quilojoule, da reação de combustão do
hidrogênio contido no cilindro?
A) -242 000.
B) -121 000.
C) -2 500.
D) +110 500.
E) +234 000.
4. (UFSM-RS) Muitos carros utilizam o
álcool etílico como combustível.
Sabendo que sua combustão total é
representada pela equação química
balanceada:
𝐶2𝐻5𝑂𝐻(𝑙) + 3𝑂2(𝑔) → 2 𝐶𝑂2(𝑔) + 3 𝐻2𝑂
∆𝐻 = −327 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙
A quantidade de calor liberada na
queima de 141 g de álcool etílico é,
aproximadamente,
A) –327 kcal
B) -460 kcal
C) -1 000 kcal
D) -10 000 kcal
E) -46 000 kcal

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Introdução a
Eletroquímica parte 1
Estamos caminhando para o final
da nossa apostila. O último capitulo é
dedicado a processo processos
eletroquímicos como pilhas e eletrólise.
Esses processos envolvem reações de
oxidação e redução, por isso, antes de
abordarmos sobre eles, é de suma
importância vermos um pouquinho
sobre reações de oxidação e redução
(também chamadas de reação de
oxirredução) e sobre Número de
oxidação (Nox).
O Conceito de Oxidação e
Redução
A oxidação e a redução são
fenômenos que ocorrem
simultaneamente (ou seja, um não pode
ocorrer sem o outro) em reações em que
há transferência de elétrons entre os
átomos das espécies químicas
participantes da reação [1].
a. Oxidação: É a perda de elétrons por
uma espécie química[1].
b. Redução: Ganho de elétrons por uma
espécie química[1].
Vamos a um exemplo. A equação
a seguir representa a reação do ferro
com o oxigênio[1,4].
𝐹𝑒(𝑠) +
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐹𝑒𝑂(𝑠)
Essa reação composta por duas
semirreações: A semirreação de
oxidação do ferro e a semirreação de
redução do oxigênio. Ambas
demonstradas a seguir [1,4].
𝐹𝑒 → 𝐹𝑒
2+ + 2𝑒−
𝑂 + 2𝑒− → 𝑂 2−
Você não precisa se preocupar
em decorar nenhuma semirreação, elas
são tabeladas. O somatório de duas
semirreações deve fornecer a reação
global, e os elétrons não são
representadas, porque a quantidade que
entra em uma reação deve ser igual à
que sai na outra reação [1,4].

Ainda há uma outra nomenclatura
que utilizamos quando estudamos tais
processos, que é agente oxidante
(espécie química que sofre redução,
provocando a oxidação, reduzindo o seu
Nox) e agente redutor (espécie
química que sofre oxidação, provocando
a redução, aumentando o seu Nox). No
exemplo acima, o ferro transferiu
elétrons para o oxigênio, provocando a
redução deste. Neste caso, o ferro é o
agente redutor. Por outro lado, o
oxigênio recebeu elétrons, causando a
oxidação do ferro. Deste modo, o
oxigênio é o agente oxidante [1,4].

Número de Oxidação (Nox)
O número de oxidação indica a
quantidade de elétrons cedidos ou
perdidos quando [1,4,5]

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a. Um átomo realiza uma ligação iônica;
b. Ocorre uma quebra de todas as
ligações covalentes realizadas pelo
átomo, ficando os elétrons com os
átomos mais eletronegativos.
(Sugiro uma breve leitura sobre
eletronegatividade) [1,4,5].
No exemplo acima, podemos
notar que:
𝐹𝑒2+ 𝑂 2−
Para o Ferro, o Nox = +2
Ele perdeu 2 elétrons (Lembrando que o
elétron possui carga negativa e
o sinal
positivo representa a perda do elétron)
= Ele oxidou-se [1,4,5].
Para oxigênio, o Nox = -2
Ele ganhou 2 elétrons = Ele reduziu-se
[1,4,5].
Exemplo 2
Quando há quebras de ligações
covalentes, como por exemplo a quebra
da ligação entre os elementos do ácido
clorídrico. O cloro fica com o elétron o
par de elétrons da ligação por ser mais
eletronegativo que o hidrogênio [1,4,5].
𝐻𝐶𝑙 → 𝐻+ + 𝐶𝑙−
Para o hidrogênio, o Nox = +1
Perdeu 1 elétron = Oxidou-se
Para o cloro, o Nox = -1
Ganhou 1 elétron = reduziu-se.
Regra do Nox
𝑯 → Para o hidrogênio, em quase todos
os casos, Nox = 1[1,4,5].
𝑶 → Oxigênio possui Nox = 2 em quase
todos os casos, exceto: peróxidos o Nox
= -1, superóxidos o Nox = - ½ e ele pode
ser +1 ou +2 para fluoretos [1,4,5].
𝑭𝒂𝒎í𝒍𝒊𝒂 𝟏𝑨 → Nox = +1 [1,4,5].
𝑭𝒂𝒎í𝒍𝒊𝒂 𝟐𝑨 → Nox = +2[1,4,5].
𝑭𝒂𝒎𝒊𝒍𝒊𝒂 𝟕𝑨 → Nox = -1 [1,4,5].
𝑺𝒖𝒃𝒔𝒕â𝒏𝒄𝒊𝒂𝒔 𝒔𝒊𝒎𝒑𝒍𝒆𝒔 → Nox = 0 [1,4,5].

Exemplo 3
Fonte: Autoria própria

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Introdução a
Eletroquímica parte 2
Vamos falar agora sobre um
pouquinho sobre pilhas e eletrolise. Em
ambos ocorre uma reação de
oxirredução, mas a principal diferença
entre uma pilha e um processo
eletrolítico é que, na pilha, a reação é
espontânea e tem como objetivo a
obtenção de uma corrente elétrica. Por
outro lado, a eletrólise é um processo
não espontâneo e que para ocorrer
necessita consumir uma corrente
elétrica [1,4,5].
A forma de verificar a
espontaneidade de uma reação química
para então verificar se o processo se
trata de uma pilha ou uma eletrólise é
por intermédio do potencial de eletrodo.
Potencial de Eletrodo (E)
Em eletroquímica temos dois tipos
de potenciais:
a. Potencial de Oxidação (𝑬𝒐𝒙𝒊): É a
tendência de um elemento químico em
sofrer o processo de oxidação [1,4,5].
b. Potencial de Redução (𝑬𝒓𝒆𝒅): É a
tendência de um elemento químico em
sofrer o processo de redução [1,4,5].
Esses potenciais são tabelados,
não há necessidade em decorar nada.
Todos esses valores que são mostrados
na tabela de potencial padrão de
redução de eletrodo a seguir foram
medidos através de um potencial de
referência. O potencial de referência
utilizado foi o do hidrogênio, ao qual foi
atribuído, por conversão, o valor de
0,00 𝑉 (zero volt) [1,4,5].
Fonte: SANTOS0; MÓL, 2016[4].
a. 𝐸𝑟𝑒𝑑
0 > 0 → O eletrodo reduz mais
facilmente do que o hidrogênio.
b. 𝐸𝑟𝑒𝑑
0 < 0 → O eletrodo oxida mais
facilmente do que o hidrogênio.
Podemos determinar se o
processo envolvendo dois elementos
químicos, que é de interesse que passem
por uma reação de oxirredução, será um
processo espontâneo ou não fazendo a
medição da sua diferencia de potencial
(d.d.p). Experimentalmente, utilizamos
um voltímetro, mas em posse das
semirreações e do potencial de cada
elemento, podemos achar a d.d.p por
intermédio da equação abaixo [1,4,5].
∆𝐸° = 𝐸°𝑟𝑒𝑑(𝑚𝑎𝑖𝑜𝑟 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟) − 𝐸°𝑟𝑒𝑑(𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟)
Caso:
∆𝐸° > 0 → Reação é espontânea, logo, se
trata de uma pilha.
∆𝐸° < 0 → Reação não é espontânea,
logo, se trata de uma eletrolise.

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Exemplo:
Calcule a d.d.p da reação entre o zinco e
o cobre e encontre a reação global [1,4,5].
1. Escrevemos as duas semirreações
com os potencias de cada elemento.
𝑍𝑛(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒− → 𝑍𝑛(𝑠)
0 𝐸°𝑟𝑒𝑑 = −0,74 𝑉

𝐶𝑢(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢 𝐸°𝑟𝑒𝑑 = +0,34 𝑉
2. Invertemos a equação de menor
potencial de redução. Essa reação é a
que irá sofrer oxidação.
𝑍𝑛(𝑠)
0 → 𝑍𝑛(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒− 𝐸°𝑟𝑒𝑑 = +0,74 𝑉
Portanto, nessa reação, o cobre
irá sofre redução e o zinco oxidação.
∆𝐸° = 𝐸°𝑟𝑒𝑑(𝑚𝑎𝑖𝑜𝑟 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟) − 𝐸°𝑟𝑒𝑑(𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟)
∆𝐸° = 0,74 − 0,34

∆𝐸° = 1,10 𝑉
E a reação global é a soma das
duas semirreações. Lembrando que não
representamos os elétrons, pois eles “se
cancelam quando somamos as duas
reações” [1,4,5].
𝑍𝑛(𝑠)
0 + 𝐶𝑢(𝑎𝑞)
2+ → 𝑍𝑛(𝑎𝑞)
2+ + 𝐶𝑢(𝑠)
0
E o processo se trata de uma
pilha, pois o ∆𝐸° > 0.

Pilha

Fonte: SANTOS0; MÓL, 2016[4].
Nas pilhas, os eletrodos são chamados
de polos e recebem os seguintes nomes:
𝐶á𝑡𝑜𝑑𝑜 → 𝑃𝑜𝑙𝑜 𝑃𝑜𝑠𝑖𝑡𝑖𝑣𝑜 → 𝑂𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑎 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜
Â𝑛𝑜𝑑𝑜 → 𝑃𝑜𝑙𝑜 𝑁𝑒𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 → 𝑂𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑎 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜
De acordo com a IUPAC, a pilha
deve ser representada da seguinte
forma:

Fonte: Autoria própria
Eletrólise

Fonte: SANTOS0; MÓL, 2016[4].
Â𝑛𝑜𝑑𝑜 → 𝑃𝑜𝑙𝑜 𝑃𝑜𝑠𝑖𝑡𝑖𝑣𝑜 → 𝑂𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑎 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜
𝐶á𝑡𝑜𝑑𝑜 → 𝑃𝑜𝑙𝑜 𝑁𝑒𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 → 𝑂𝑐𝑜𝑟𝑟𝑒 𝑎 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜

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Exercícios
1. (FEI-SP) São conhecidos os seguintes
potenciais-padrão (redução) a 25°C das
semirreações:
E as seguintes reações:

É correto afirmar que:
A) A reação I é espontânea.
B) A diferença de potencial padrão entre
os eletrodos é +0,93 volt.
C) A massa do eletrodo de chumbo
aumenta com o tempo.
D) O eletrodo de chumbo é catodo.
E) Os elétrons se descolam no circuito
externo do eletrodo de prata para o
eletrodo de chumbo.

2.(UFC-CE) Considere as seguintes
reações de oxidação-redução, as quais
representam processos espontâneos:

Identifique a alternativa que contém as
relações corretas de ordem de grandeza
dos potencias de redução (𝐸°) para os
processos acima relacionados.
A)𝐸°(𝑁𝑎+/𝑁𝑎) > 𝐸°(𝐴𝑔+/𝐴𝑔) > 𝐸°(𝐿𝑖+/𝐿𝑖)
B)𝐸°(𝐴𝑔+/𝐴𝑔) > 𝐸°(𝑁𝑎+/𝑁𝑎) > 𝐸°(𝐿𝑖+/𝐿𝑖)
C)𝐸°(𝐿𝑖+/𝐿𝑖) > 𝐸°(𝐴𝑔+/𝐴𝑔) > 𝐸°(𝑁𝑎+/𝑁𝑎)
D) 𝐸°(𝐿𝑖+/𝐿𝑖) > 𝐸°(𝑁𝑎+/𝑁𝑎) > 𝐸°(𝐴𝑔+/𝐴𝑔)
E) 𝐸°(𝐴𝑔+/𝐴𝑔) > 𝐸°(𝐿𝑖+/𝐿𝑖) > 𝐸°(𝑁𝑎+/𝑁𝑎)

3. (ENEM PPL-2020) Um cidadão que se
mudou de Brasília para Recife, após
algum tempo, percebeu que partes de
seu carro estavam enferrujando muito
rapidamente. Perguntou para seu filho,
estudante do ensino médio, a explicação
para o fenômeno. O filho pesquisou na
internet e descobriu que, por causa da
maresia, gotículas de água do mar
atingem os objetos de aço (liga de ferro
e carbono) e intensificam sua corrosão.
Com base nessa informação, o
estudante explicou corretamente ao pai
o efeito do cloreto de sódio na corrosão.

A explicação correta de a maresia
acelerar a corrosão do aço é porque
A) reduz o ferro
B) oxida o carbono
C) dissolve a pintura do carro
D) torna a água mais condutora
E) diminui a dissolução do oxigênio na
água.
4. (ENEM-2020) As pilhas recarregáveis,
bastante utilizadas atualmente, são
formadas por sistemas que atuam como
uma célula galvânica, enquanto estão
sendo descarregadas, e como célula
eletrolítica, quando estão sendo
recarregadas.
Uma pilha é formada pelos elementos
níquel e cádmio e seu carregador deve
fornecer uma diferença de potencial
mínima para promover a recarga.
Quanto maior a diferença de potencial
gerada pelo carregador, maior será o
seu custo. Considere os valores de
potencial padrão de redução dessas
espécies:

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Teoricamente, para que um carregador
seja ao mesmo tempo eficiente e tenha
o menor preço, a diferença de potencial
mínima, em volt, que ele deve superar é
de:
A) 0,086.
B) 0,172.
C) 0,316.
D) 0,632.
E) 1,264.
5.(ENEM PPL-2020)
Os tanques de
armazenamento de gasolina podem,
com o tempo, sofrer processos
oxidativos, resultando na contaminação
do combustível e do solo à sua volta.
Uma forma de evitar tais problemas
econômicos e ambientais é utilizar
preferencialmente metais de sacrifício,
protegendo os tanques de
armazenamento.
Suponha que seja necessário usar um
metal de sacrifício em um tanque de aço
(liga de ferro-carbono). Considere as
semirreações de redução e seus
respectivos potenciais padrão.
Dos metais citados, o que garantirá
proteção ao tanque de aço é o
A) Zinco.
B) cobre.
C) níquel.
D) cádmio.
E) mercúrio.

6. (ENEM 2020) No final do século XIX,
muitos cientistas estavam interessados
nos intrigantes fenômenos observados
nas ampolas de raios catódicos, que são
tubos sob vácuo em que se ligam duas
placas a uma fonte de alta tensão. Os
raios catódicos passam através de um
orifício no ânodo e continuam o percurso
até a outra extremidade do tubo, onde
são detectados pela fluorescência
produzida ao chocarem-se com um
revestimento especial, como pode ser
observado na figura. Medições da razão
entre a carga e a massa dos
constituintes dos raios catódicos
mostram que a sua identidade
independe do material do cátodo ou do
gás dentro das ampolas.

Fonte: CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre:
Bookman, 2013 (adaptado)
Essa radiação invisível detectada nas
ampolas é constituída por:
A) ânions
B) cátions.
C) prótons
D) elétrons.
E) partículas alfa.

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REFERÊNCIAS
BIBLIOGRÁFICAS
1PERUZZO, F. M; CANTO, E. L. Química
na Abordagem do Cotidiano. 3. ed.
vol. 2. São Paulo: Editora moderna,
2003.
2RUSSELL, J. B. Química Geral. 2. ed.
vol. 2. São Paulo: Editoria Person, 2000.
3SANTOS, W; MÓL, G. Química Cidadã.
3. ed. vol. 2. São Paulo: Editora AJS,
2016.
4SANTOS, W; MÓL, G. Química Cidadã.
3. ed. vol. 3. São Paulo: Editora AJS,
2016.
5ATKINS, P. W.; DE PAULA, Julio. Atkins,
Físico-Química. 8. ed. Rio de Janeiro:
LTC, c2008. 2 v ISBN 9788521616009
(v.1).
6USP. Dispersões Coloidais. Instituto
de Química. Disponível em:
http://iq.usp.br/hvlinner/coloides.pdf.
Acesso em: 30 de maio de 2021.
7. Colégio Curso Desafio. Solubilidade
e curvas de solubilidade. Disponível
em:
http://colegiocursodesafio.com.br/MyFil
eHandler.ashx?File=Cap%C3%ADtulo%
2014.pdf, Acesso em: 30 de maio de
2021.
8UNESP. Misturas e Solubilidade,
Processos de Dissolução. Disponível
em:
https://acervodigital.unesp.br/bitstrea
m/123456789/39958/6/qui_m4d8_tm0
2_box2.pdf. Acesso em: 2 de jun. de
2021.
9UFJF. Equilíbrio de Solubilidade.
Disponível em:
https://www.ufjf.br/quimicaead/files/20
13/05/FQAnalitica_Aula11.pdf. Acesso
em: 2 de jun. de 2021.
10UFJF. Titulação em Química
Analítica. Disponível em:
http://www.ufjf.br/nupis/files/2014/03/
aula-2-Titula%C3%A7%C3%A3o-
%C3%A1cido-base.pdf. Acesso em: 2
de jun. de 2021.
11COLÉGIO WEB. Ebuliometria ou
ebulioscopia. Disponível em:
https://www.colegioweb.com.br/proprie
dades-coligativas/ebuliometria-ou-
ebulioscopia.html. Acesso em: 2 jun. de
2021.
12TOSTES, D. Propriedades
coligativas. Disponível em:
http://www.editoraopirus.com.br/uploa
ds/mg/materiais/tarefa_semanal/mg-
tarefa-semanal-3-serie-
5ee76fe5ac1c6.pdf. Acesso em: 7 de
jun. de 2021.
13NAHRA, SARA. Termoquímica.
Disponível em:
https://querobolsa.com.br/enem/quimi
ca/termoquimica. Acesso em: 8 de jun.
de 2021.
14NAHRA, SARA. Reações Exotérmica
e Endotérmica. Disponível em:
https://querobolsa.com.br/enem/quimi
ca/reacao-exotermica-e-endotermica.
Acesso em: 8 de jun. de 2021.
15TODA MATÉRIA. Propriedades
Coligativas. Disponível em:
https://www.todamateria.com.br/propri
edades-coligativas/. Acesso em: 7 de
jun. de 2021.

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GABARITO
SOLUÇÕES
1. A
2. B
3. D
4. 5
CONCENTRAÇÃO DE
SOLUÇÕES
1. B
2. E
3. D
4. A
DILUIÇÃO E MISTURA DE
SOLUÇÕES
1. E
2. A
3. D
PROPRIEDADES
COLIGATIVAS
1. E
2. C
3. D
INTRODUÇÃO A CINÉTICA
QUÍMICA
1. A
2. D
3. E

INTRODUÇÃO AO
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1. E
2. C
3. B
INTRODUÇÃO A
TERMOQUÍMICA – PARTE 1
1. B
2. E
3. A
4. C
INTRODUÇÃO A
TERMOQUÍMICA – PARTE 2
1. 28
2. A
3. A
4. C
INTRODUÇÃO A
ELETROQUÍMICA – PARTE 2
1. B
2. B
3. D
4. B
5. A
6. D

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O CARBONO
DEFINIÇÃO DE QUÍMICA
ORGÂNICA
A química orgânica é definida
pelo estudo de compostos que
contém carbono e não são de fontes
minerais, como:
 Butano (C4H10) e propano
(C3H8) – Presentes no gás de
cozinha GLP (Gás Liquefeito de
Petróleo);
 Ácido acético (C2H4O2) –
Constituinte principal do
vinagre;
 Propanol (C3H8O) –
Constituinte principal da
Acetona;
 Hexano (C6H6) – Solvente
utilizado na extração do óleo de
soja;
 Etanol (C2H6O) e Octano –
Utilizado como combustíveis.
CURIOSIDADE:
A gasolina é composta por vários
hidrocarbonetos, entre eles, o heptano e
o iso-octano (responsável pela
octanagem). A proporção entre essas
duas substâncias indica a qualidade do
combustível. Quanto maior for a parcela
de octano, melhor será a gasolina.
De modo geral, a maior parte dos
compostos orgânicos contêm ao menos
um carbono ligado ao hidrogênio,
essa característica, facilita sua
identificação. No entanto, há sim
compostos orgânicos onde essa
particularidade não prevalece. Como no
caso do ácido carbônico (H2CO3) e o
cianeto de amônio (NH4CN) [1].
Outros exemplos de compostos que
contêm carbono e NÃO são orgânicos:
 Carbonato de cálcio (CaCO3) –
Utilizado na indústria de
plásticos, dando ao produto
resistência a abrasão;
 Monóxido de carbono (CO) –
Resultado da combustão
incompleta de compostos
orgânicos;
 Dióxido de carbono (CO2) –
Resultado da respiração e uma
das bases para a fotossíntese.
POR QUE O CARBONO
CONSEGUE REALIZAR
QUATRO LIGAÇÕES?
Hibridização! Esse seria o
advogado que permite as quatro
ligações caso o carbono fosse preso. Pois
é através da hibridização que o carbono
consegue realizar suas quatro ligações.
Se realizarmos a distribuição
eletrônica do carbono, chegaremos ao
seguinte resultado: 1s2 2s2 2p2, logo,
seu estado de valência seria bivalente,
podendo então realizar duas ligações
[1,2].
Distribuição eletrônica do carbono
sem hibridização.

Fonte: omundodaquimica.com/
org1_hibridizacao, 2015.

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No entanto, o fenômeno de
hibridização, permite que ele realize um
número maior de ligações covalentes.
Deste modo, a distribuição eletrônica do
carbono hibridizado será: 1s2 2sp3,
passando a ter estado de valência
tetravalente [1,2].
Distribuição eletrônica do carbono
hibridizado.

Fonte: <omundodaquimica.com.br
/academica/org1_hibridizacao> 2015
Deste modo, para cada ligação, o
átomo de carbono se comporta de modo
distinto no espaço.
Representação espacial das ligações.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Deste modo, é possível criar uma
tabela, relacionando o número de
ligações, suas geometrias, hibridização e
sua representação no espaço.

Fonte: Autoria própria, 2020.
CLASSIFICAÇÃO DO
CARBONO
Há dois tipos de classificação, a
ligação que um carbono faz com
outro
carbono e, sua classificação dentro da
cadeia.
1.1. Classificação do tipo de
ligação
Para classificarmos a ligação,
precisamos saber:
1º - A primeira ligação sempre
vai ser do tipo sigma (σ) [3].
2º - As demais ligações sempre
serão do tipo pi (π) [3].
Deste modo, podemos
representar os tipos de ligações através
da tabela abaixo:
Representação das ligações.

Fonte: Autoria própria, 2021.

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1.2. Classificação do carbono
dentro da cadeia.
A característica que permite a sua
classificação dentro da cadeia, advém da
sua característica de catenação, isto é,
sua característica de formar cadeias [3].
Desse modo, o carbono consegue
se ligar com infinitos outros carbonos e
através destas cadeias podemos
classificá-los quanto: carbonos
primários, carbonos secundários,
carbonos terciários e carbonos
quaternários [1,2].
Para melhor compreendermos,
vamos observar a molécula de iso-
octano e, como são as classificações do
tipo carbono-carbono.
Molécula de iso-octano com carbonos
categorizados.

Fonte: Autoria própria, 2020.
➢ O carbono que se liga somente
com um carbono, é chamado de
carbono primário [4];
➢ Já carbono que se liga com
outros dois carbonos, é denominado
carbono secundário [4];
➢ De mesmo modo, o carbono
que se liga com outros três carbonos, é
chamado carbono terciário [4].
➢ Por fim, o carbono que realiza
quatro ligações com outros quatro
carbonos, é nomeado de carbono
quaternário [4].
EQUIVALÊNCIA DO
CARBONO.
Por fim, a última característica do
carbono, é sua equivalência. Vamos
utilizar do clorometano (CH2Cl) para
compreender essa propriedade.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Observe que a molécula de
clorometano em diferentes ângulos,
continua igual, de modo que,
independentemente da posição do cloro,
a molécula continua sendo o
clorometano. Comprovando então sua
equivalência.
EXERCÍCIOS
1. (ENEM 2018) O grafeno é uma
forma alotrópica do carbono constituído
por uma folha planar (arranjo
bidimensional) de átomos de carbono
compactados e com a espessura de
apenas um átomo. Sua estrutura é
hexagonal, conforme a figura.

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Nesse arranjo, os átomos de carbono
possuem hibridação
a) sp de geometria linear.
b) sp2 de geometria trigonal planar.
c) sp3 alternados com carbonos com
hibridização sp de geometria
linear.
d) sp3d de geometria planar.
e) sp3d2 com geometria hexagonal
planar.
2. O carbono é encontrado na
natureza em diferentes arranjos e
estruturas. O carbono diamante (Cdiam),
possui alto valor agregado e é formado
sob alta pressão, possuindo estrutura
onde o carbono realiza quatro ligações
simples. Já o carbono grafite (Cgraf)
possui valor agregado muito baixo,
comparado ao seu alótropo diamante e
realiza ligações duplas conjugadas. As
representações das estruturas dos
átomos de carbono nos diferentes
alótropos, diamante e grafite, estão
representadas abaixo.
Diamante:

Grafite:

A partir das estruturas citadas e do
enunciado da questão, podemos afirmar
que a hibridização dos átomos de
carbono presentes no diamante e no
grafite são, respectivamente:
a) sp3 e sp
b) sp2 e sp2
c) sp3 e sp2
d) sp3 e sp3
e) sp2 e sp3
3. (UFV-MG) No hidrocarboneto de
fórmula estrutural representada abaixo,
os átomos de carbono estão numerados
de 1 a 7.

Sobre esse hidrocarboneto, são feitas as
seguintes afirmativas:
I - O total de ligações π (pi) na estrutura
é igual a 3.
II - O átomo de carbono 2 forma 3
ligações π (pi) e 1 ligação σ (sigma).
III - O átomo de carbono 5 forma 3
ligações σ (sigma) e 1 ligação π (pi).
IV - O átomo de carbono 1 forma 4
ligações σ (sigma).
São corretas apenas as afirmativas:
a) I, III e IV.
b) II e IV.
c) I e II.
d) I, II e IV.
e) I, II, III
CLASSIFICAÇÃO DA
CADEIA CARBÔNICA

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REPRESENTAÇÃO DOS
COMPOSTOS ORGÂNICOS
Existem três maneiras distintas de
se representar um composto orgânico.
A. Fórmula estrutural;
B. Fórmula estrutural
simplificada ou fórmula
estrutural condensada;
C. Fórmula estrutural de
linhas.
A primeira representação,
fórmula estrutural, expõe todas as
ligações do composto orgânico,
conforme demonstrado abaixo:
(Essência de morango)
Acetato de isobutila

Fonte: Autoria própria, 2020.
Já a segunda representação,
estrutural simplificada, oculta as
ligações entre carbonos e hidrogênios.
Conforme demonstrado abaixo:
Acetato de isobutila

Fonte: Autoria própria, 2020.
Por fim, a terceira representação,
estrutural de linhas, além de ocultar
as ligações do hidrogênio, omite
também o carbono, expondo somente
átomos distintos ou funções orgânicas.
Acetato de isobutila

Fonte: Autoria própria, 2020.
CLASSIFICAÇÃO DAS
CADEIAS CARBÔNICAS
Antes de classificarmos,
precisamos saber que, a classificação é
dividida para dois tipos de compostos.
Os compostos de cadeias abertas e
cadeias fechadas.
No entanto, dentro da
classificação das cadeias fechadas, há a
subclassificação, de aromáticos ou
alicíclicos, como pode ser observado
abaixo:
Fluxograma das cadeias.

Fonte: Autoria própria, 2020.

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1.1 Cadeias abertas, acíclicas ou alifáticas [1]

Fonte: Autoria própria, 2019.

1.2 Cadeias fechadas - alicíclicas e aromáticas [1]
1.2.1 Cadeias fechadas – Alicíclicas

Fonte: Autoria própria, 2019.

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1.2.2 Cadeias fechadas – Aromáticas [1]

Fonte: Autoria própria, 2019.
EXERCÍCIOS
1. (PUCRJ) O óleo de citronela é
muito utilizado na produção de velas e
repelentes. Na composição desse óleo, a
substância representada a seguir está
presente em grande quantidade, sendo,
dentre outras, uma das responsáveis
pela ação repelente do óleo.

A cadeia carbônica dessa
substância é classificada como aberta,
a) saturada, homogênea e normal.
b) saturada, heterogênea e ramificada.
c) insaturada, ramificada e homogênea.
d) insaturada, aromática e homogênea.
e) insaturada, normal e heterogênea.
2. (IFSUL) O 2,2,4-trimetilpentano,
conforme a fórmula estrutural
representada abaixo, é um alcano
isômero do octano. Ele é o padrão (100)
na escala de octanagem da gasolina e é
impropriamente conhecido por iso-
octano. Quanto maior é o índice de
octanagem, melhor é a qualidade da
gasolina.

Sobre a cadeia do iso-octano,
afirma-se que ela é:
a) saturada, aberta, normal e
heterogênea.
b) insaturada, cíclica, normal e
heterogênea.
c) saturada, aberta, ramificada e
homogênea.
d) insaturada, cíclica, ramificada e
homogênea.
e) saturada, cíclica, normal e
heterogênea.

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3. (UERJ) A exposição ao
benzopireno é associada ao aumento de
casos de câncer. Observe a fórmula
estrutural dessa substância:

Com base na fórmula, a razão entre o
número de átomos de carbono e o de
hidrogênio, presentes no benzopireno,
corresponde a:
a)3/7
b)6/5
c)7/6
d)5/3
e)1
4. (FUVEST) Admite-se que as
cenouras sejam originárias da região do
atual Afeganistão, tendo sido levadas
para outras partes do mundo por
viajantes ou invasores.
Com base em
relatos escritos, pode-se dizer que as
cenouras devem ter sido levadas à
Europa no século XII e, às Américas, no
início do século XVII. Em escritos
anteriores ao século XVI, há referência
apenas a cenouras de cor roxa, amarela
ou vermelha. É possível que as cenouras
de cor laranja sejam originárias dos
Países Baixos, e que tenham sido
desenvolvidas, inicialmente, à época do
Príncipe de Orange (1533-1584). No
Brasil, são comuns apenas as cenouras
laranja, cuja cor se deve à presença do
pigmento betacaroteno, representado a
seguir.

Com base no descrito acima, e
considerando corretas as hipóteses ali
aventadas, é possível afirmar que as
cenouras de coloração laranja
a) podem ter sido levadas à Europa pela
Companhia das Índias Ocidentais e
contêm um pigmento que é um polifenol
insaturado.
b) podem ter sido levadas à Europa por
rotas comerciais norte-africanas e
contêm um pigmento cuja molécula
possui apenas duplas ligações cis.
c) podem ter sido levadas à Europa pelos
chineses e contêm um pigmento natural
que é um poliéster saturado.
d) podem ter sido trazidas ao Brasil
pelos primeiros degredados e contêm
um pigmento que é um polímero natural
cujo monômero é o etileno.
e) podem ter sido trazidas a Pernambuco
durante a invasão holandesa e contêm
um pigmento natural que é um
hidrocarboneto insaturado.
OBSERVAÇÃO
A classificação é dada entre
carbonos.
 Para ser ramificada, um carbono
deve estar acima ou abaixo da
cadeia.
 Para ser homogênea, deve haver
um heteroátomo entre carbonos.
 Para ser insaturada, deve haver
dupla ou tripla ligação entre
carbonos.
*Heteroátomo: qualquer átomo diferente
de carbono e hidrogênio.

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IDENTIFICAÇÃO DA
CADEIA PRINCIPAL
IDENTIFICAÇÃO DA CADEIA
PRINCIPAL
Para conseguirmos identificar a
cadeia principal, precisamos seguir 4
passos [3,4].
1º. Identificar o caminho que contém o
maior número de carbonos.
2º. Incluir a função orgânica no
caminho.
3º. Incluir as instaurações, se houver.
4º. Priorizar o maior número de radicais.
ENUMERAÇÃO DA CADEIA
PRINCIPAL
Para enumerar a cadeia principal,
devemos selecionar em qual carbono
iniciamos a contagem [3,4].
Para isso seguiremos o seguinte
ranking de prioridades:
1º. Iniciar pela função orgânica,
exceto hidrocarbonetos.
2º. Iniciar pela insaturação, caso não
haja função orgânica.
3º. Se não houver função, nem
insaturação, priorizar o menor número
nas ramificações.
4º. Caso não ocorra nenhuma das
três prioridades, deve seguir ordem
alfabética (nomenclatura).
Depois de vermos o passo a passo
da identificação e enumeração, vamos
colocar em prática o que aprendemos.
EXEMPLO 1.
Identifique e numere a cadeia abaixo

Fonte: Autoria própria, 2020.
Para começar a resolução do
exemplo 1, primeiro é necessário
identificar a cadeia principal. Para isso,
seguiremos os 4 passos citados.
1º Passo. A cadeia principal deve
conter o maior número de carbonos.
Então, iremos marcar o caminho que
contempla o passo 1.

Fonte: Autoria própria, 2020.
*Na imagem acima, são apresentados três
caminhos diferentes, mas você pode encontrar
mais.
Pela imagem acima, podemos
observar que o caminho laranja contém
9 C, enquanto o azul e amarelo contém
7 C.
Então escolhemos o caminho
laranja, que contém o maior número de
carbono e, seguimos para o passo 2.

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2º Passo. Incluir a função
orgânica. No caso dos hidrocarbonetos
(compostos que contenham somente
carbono e hidrogênio), a função orgânica
é o próprio composto.
Fonte: Autoria própria, 2020.
Neste caso, a função orgânica já
está inclusa no caminho escolhido.
3º Passo. Inserir as insaturações
na cadeia principal.
Fonte: Autoria própria, 2020.
4º Passo. Por fim, no último
passo, a cadeia principal deve conter o
maior número de ramificações. Neste
exemplo, como não há outra
Fonte: Autoria própria, 2020.
Então, depois dos 4 passos,
chegamos a nossa tão querida, cadeia
principal. Agora só nos resta fazer sua
enumeração.
Podendo ser A ou B.
Composto A.
Fonte: Autoria própria, 2020.
Composto B.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Então, olhando a prioridade da
enumeração, vimos que a insaturação
deve conter a menor numeração.
Portanto a cadeia correta é A.
EXERCÍCIOS
Enumere e identifique a cadeia principal
1.
2.
3.

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INTRODUÇÃO A
NOMENCLATURA
PREFIXO
Para quem não se recorda das
aulas de português, prefixo é o elemento
que aparece antes do radical e,
emprega-lhe um novo sentido.
Na química orgânica, os nossos
prefixos serão as primeiras letras, que
indicarão a quantidade de carbonos
presentes na cadeia principal.
A tabela abaixo, mostra a relação
entre os prefixos e o número de
carbonos contidos na cadeia principal [1].

Fonte: Autoria própria, 2019.
INFIXO
O infixo é o elemento
intermediário do radical.
Trazendo para química orgânica,
o infixo serão as letras do meio, que
indicam o tipo de ligação presente na
cadeia principal.
Na tabela abaixo, podemos
observar os tipos de ligações e seus
respectivos infixos [1].

Fonte: Autoria própria, 2019.
SUFIXO
Por fim, o sufixo é o elemento
adicionado ao final da palavra, que na
nossa química, indicará a que grupo
funcional pertence a cadeia principal [1].

Fonte: Autoria própria, 2019.
Outro ponto importante, ainda
não comentado, é a respeito dos grupos
funcionais.
O grupo funcional é responsável
pela semelhança no comportamento
químico de uma série de compostos.
Tanto a função álcool (-OH),
quanto o ácido carboxílico (-COOH), são
exemplos de grupos funcionais, da
função do oxigênio [1].

Fonte: Autoria própria, 2019.
RADICAIS (RAMIFICAÇÕES)
Como vimos, muitas vezes as
cadeias principais possuem
ramificações, deste modo, precisamos
atribuir nomes a estes radicais.

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A tabela abaixo apresenta alguns
tipos de ramificações com seus
respectivos radicais [3,4].
Tabela dos radicais e suas respectivas
nomenclaturas.

Fonte: Autoria própria, 2019.
Observações:
I. A nomenclatura do radical, é
nada mais que, a quantidade de
carbonos sucedida do sufixo -il ou -ila.
II. Para ramificações superiores a
2 carbonos, é necessário especificar qual
carbono se liga a cadeia principal.
i. Se a ramificação puder
ser dividida igualmente em duas
partes, dá-se o prefixo iso- [1].
Isopropil

Fonte: Autoria própria, 2020.
Isobutil

Fonte: Autoria própria, 2020.
ii. Caso o carbono ligante
for secundário, ele recebe o
prefixo Sec.- (Secundário), caso
seja terciário, Terc.- (Terciário)
[1].
Secbutil

Fonte: Autoria própria, 2020.

Tercbutil

Fonte: Autoria própria, 2020.
III. Quando um mesmo radical se
repete no mesmo composto, adiciona-se
os prefixos: di- (duas vezes); tri- (três
vezes); tetra- (quatro vezes) [2].

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NOMENCLATURA
Através dos prefixos, infixos e
sufixos conseguiremos então dar nomes
as cadeias carbônicas e, também
através da nomenclatura, será possível
esquematizar a molécula.
EXEMPLO 1.
Dê a nomenclatura do
seguinte composto:

Fonte: Autoria própria, 2020.
O primeiro passo para a resolução
do Exemplo 1 é identificar
a cadeia
principal.

Fonte: Autoria própria, 2020.
O segundo passo é fazer sua
enumeração.

Fonte: Autoria própria, 2020.
O terceiro passo é montar sua
nomenclatura.
I. Prefixo: 5 carbonos  Pent
II. Infixo: somente ligações simples
 an
III. Sufixo: função orgânica
(hidrocarboneto)  o
Pentano
O quarto passo é inserir as
ramificações na nomenclatura.
Perceba que, são três radicais
iguais, portanto, trimetil (3 radicais
metil). Visualize também que os radicais
estão localizados nos carbonos 2, 2 e 4
respectivamente.
Logo a nomenclatura das
ramificações será: 2,2,4-trimetil
Por fim, é só unir o radical com a
cadeia principal, para obter a
nomenclatura do composto.
2,2,4-trimetil-pentanto
Ou
2,2,4-trimetilpentano
EXERCÍCIOS
1) Dê a nomenclatura dos seguintes
compostos.
A)

2) Monte as estruturas das seguintes
nomenclaturas:
A) 3,4-dimetil-hex-1-ino
B) 3,7-dimetil-octa-1,4-dieno
C) 5-etil-2,3,4-trimetil-heptano

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HIDROCARBONETOS
Os hidrocarbonetos, são
compostos contendo SOMENTE carbono
e hidrogênio. Estudaremos esses
compostos de acordo com os tipos de
ligação, começando com os
hidrocarbonetos de ligações simples.
ALCANOS
Hidrocarboneto - octano

Fonte: Autoria própria, 2020.
Os alcanos, são os compostos de
cadeia aberta que apresentam apenas
ligações simples. Sua fórmula
molecular geral, pode ser expressa do
seguinte modo:
CnH2n+2
Os alcanos podem ser chamados
também de parafinas ou
hidrocarbonetos parafínicos. Esses
compostos, podem ser encontrados na
natureza através do gás natural e do
petróleo. Como podemos imaginar, suas
aplicações são diversas [1].
 Propano e butano: presentes no gás
de cozinha.

 Etano: matéria prima na produção
do etileno.

 Hexano: utilizado em indústrias
como solvente e desengraxante.

 Iso-octano e heptano: compostos
presentes na gasolina, que podem
indicar sua qualidade.

 Metano: gás de alto poder calorífico
(queima com facilidade), gerado em
aterros sanitários, no qual, pode ser
extraído, para a geração de energia
elétrica.
Tipos de aplicação dos
hidrocarbonetos.

Fonte: Imagens google, domínio público,
2021.
ALCENOS
Hidrocarboneto – oct-1-eno

Fonte: Autoria própria, 2020.
Os alcenos, são compostos de
cadeia aberta, que apresentam uma
única ligação dupla. Sua fórmula
molecular geral, pode ser expressa do
seguinte modo:
CnH2n
Um ponto em destaque a respeito
dos alcenos, é a presença da ligação pi,
que traz maior instabilidade para a
molécula, deste modo, os alcenos são
mais reativos que os alcanos.
Diferente dos alcanos, os alcenos
raramente são encontrados na natureza
e, são obtidos na maioria das vezes
através do craqueamento do petróleo.
Um dos produtos obtidos através deste
processo é o etileno, monômero

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utilizado para produção do polietileno,
que tem como resultado, o plástico [1,3].
Pellets - (pequenos grãos de alta
densidade de plástico)

Fonte: mundodoplastico.plasticobrasil.com,
2014
ALCINOS
Hidrocarboneto – oct-1-ino

Fonte: Autoria própria, 2020.
Os alcinos, são compostos de
cadeia aberta que apresenta uma
única ligação tripla. Sua fórmula
molecular geral, pode ser escrita como:
CnH2n-2
Os alcinos, assim como os alcanos
e alcenos, também possuem inúmeras
aplicações em nosso cotidiano. O
composto responsável por tais
aplicações é o acetileno (etino), que está
presente nas matérias primas para a
produção de fibras têxteis, borrachas
sintéticas, plásticos, PVC, PVA, entre
outros.
A aplicação mais direta dos
acetilenos, está relacionada aos
maçaricos, pois, este gás ao sofrer
combustão, alcança temperaturas acima
de 2500°C, permitindo então o corte e
solda de metais [1].
Chama do maçarico composta por
acetileno e oxigênio

Fonte: alusolda.com, 2021
Outro ponto importante, é o
reconhecimento dos alcinos falsos e
verdadeiros. Os alcinos falsos são
aqueles que não apresentam
hidrogênio em nenhum dos carbonos
ligantes, enquanto os verdadeiros,
apresentam ao menos um
hidrogênio nos carbonos ligantes [1,3].
Representação dos alcinos falsos e
verdadeiros

Fonte: Autoria própria, 2020.
Por fim, do mesmo modo que os
alcenos são reativos devido a presença
de uma única ligação pi, os alcinos, são
ainda mais reativos, por possuírem duas
ligações pi [1,2].
CONSIDERAÇÕES
1º Todos os hidrocarbonetos são
apolares, logo, são insolúveis em
água.

2º Alcanos, alcenos e alcinos são
incolores.

3º O ponto de fusão e ebulição dos
hidrocarbonetos, cresce conforme
há o aumento do número de
carbonos.

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4º Para o mesmo número de carbonos,
ou seja, para a mesma massa, o
ponto de fusão (P.F.) e ebulição
(P.E.) dos alcinos, são superiores ao
dos alcenos, que por sua vez são
superiores ao dos alcanos.

 P.F./P.E.:
alcinos>alcenos>alcanos
ALCADIENOS
Os alcadienos, são hidrocarbonetos
de cadeias abertas, nas quais, contém
duas ligações duplas. Sua fórmula
molecular geral, pode ser escrita do
seguinte modo [1].
CnH2n-2
Por possuírem duas ligações
duplas, essas ligações podem estar em
diferentes posições, por isso, são feitas
três classificações a seu respeito.
1º Dienos acumulados: as duas
ligações duplas estão no mesmo
carbono, ou seja, são ligações
vizinhas [1,2].

Dienos acumulados

Fonte: Autoria própria, 2020
2º Dienos isolados: as duas
insaturações, estão separadas por
um ou mais carbonos saturados, ou
seja, separadas por duas ou mais
ligações simples [1,2].
Dienos isolados

Fonte: Autoria própria, 2020.
3º Dienos conjugados: as duas
duplas estão separadas por uma
única ligação simples [1,2].
Dienos conjugados:

Fonte: Autoria própria, 2020.
EXERCÍCIOS
1) (Unesp) O octano é um dos
principais constituintes da gasolina, que
é uma mistura de hidrocarbonetos. A
fórmula molecular do octano é:
a) C8H18
b) C8H16
c) C8H14
d) C12H24
e) C18H38
2) (Fatec-SP) O hidrocarboneto que
apresenta a menor quantidade de
átomos de H por molécula é:
a) metano.
b) etano.
c) eteno.
d) etino.
e) propino.
3. (UNESP) A molécula orgânica de
fórmula

tem a seguinte característica:
a) possui uma única ligação pi.
b) só possui ligações sigma.
c) possui dois átomos de carbono
terciário.
d) apresenta isomeria cis-trans.

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HIDROCARBONETOS
DE CADEIA FECHADA
NOMENCLATURA GERAL
 Todos os ciclos compostos
possuem o radical ciclo- antes do
nome principal.

 A enumeração segue os mesmos
rankings já visto.

1º Priorizar a função
2º Priorizar a insaturação
3º Priorizar o maior número de
radicais
Exemplo I - Ciclopentano

Fonte: Autoria própria, 2020.
Exemplo II - 1,2-deimetil-
ciclobutano.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Exemplo III - 1-metil-ciclohex-1,3-
dieno

Fonte: Autoria própria, 2020.
Perceba que para o exemplo III,
você pode ficar em dúvida por onde
começar a enumerar. Em casos assim,
siga a dica da aula 03, realizando a
somatória dos radicais ou ramificações e
por fim, escolha aquela que possuir a
menor numeração.
Possíveis numerações para a
nomenclatura.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Se realizada a soma obtém-se os
seguintes resultados:
 Exemplo a: 1 + 5 = 6
 Exemplo b: 1 + 3 = 4
 Exemplo c: 1 + 3 = 4
Lembrando que, caso haja
empate, prevalece a menor numeração
para ramificação. Portanto, a escolha
correta é a “c”.
CICLOALCANOS
Os cicloalcanos, possuem
somente ligações simples e, diferente
dos alcanos, possuem cadeia fechada.
A fórmula molecular geral dos
cicloalcanos é:
CnH2n
Os ciclanos, são obtidos através
da indústria petroquímica, mais
precisamente do petróleo bruto
naftênico, daí o nome de
hidrocarbonetos naftênicos [1,3].
Um dos principais
hidrocarbonetos naftênicos, é o
ciclohexano, muito utilizado como
solvente, removedor de vernizes e
tintas, presentes em primers e, a partir
dele é possível realizar a sintetize do
náilon [1,3].

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CICLOALCENOS
Os cicloalcenos, possuem uma
única ligação dupla e, diferente dos
alcenos, possuem cadeia fechada [1,2].
A fórmula molecular geral dos
cicloalcenos é:
CnH2n-2
Os ciclenos podem ser
encontrados em solventes,
biocombustíveis, óleos, gás natural e, de
mesmo modo que os ciclanos, no
petróleo.
Umas das características mais
marcantes em alguns cicloalcenos, é o
aroma, como no caso do pineno,
presente no alecrim [1,3].
HIDROCARBONETOS
AROMÁTICOS
Os hidrocarbonetos aromáticos,
são compostos cíclicos que apresentam
obrigatoriamente um anel ou núcleo
aromático.
O menor composto aromático
existente, é o famoso benzeno, que à
temperatura ambiente é um líquido,
incolor, volátil e inflamável. É o
composto aromático mais importante,
por ser utilizado como matéria prima
para plásticos, corantes, medicamentos,
detergentes, adesivos, borrachas e
tintas [1].
Benzeno

Fonte: Autoria própria, 2020.
As ligações duplas alternadas,
presentes nesses compostos
aromáticos, permitem o efeito de
ressonância, na qual, possibilita a
constante movimentação dos elétrons
pi, presentes nas duplas ligações.
Diferentes representações do benzeno.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Um ponto importante a ser
ressaltado, é o comprimento das
ligações entre carbonos.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Perceba que, para a ligação
simples, a distância entre dois carbonos
é maior que para a ligação dupla, do
mesmo modo, a ligação dupla é maior
que a ligação tripla.
Através dessas distâncias, é
possível observar que, quando há o
efeito de ressonância, a distância das
ligações não se comporta nem como
simples, nem como dupla. De modo que,
essa ligação está em constante
movimento [1].
NOMENCLATURA
Depois de conhecer sobre os
hidrocarbonetos, vamos aproveitar para
aprender alguns novos radicais, para
utilizarmos em nossa nomenclatura.

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Fonte: Autoria própria, 2020.
Lembrando que, a ligação em
vermelho representa a ligação entre a
cadeia principal e a ramificação.
EXEMPLOS 1
1-etil-5-metil-naftaleno

Fonte: Autoria própria, 2020.

1-metil-2-vinil-benzeno

Fonte: Autoria própria, 2020.
O benzeno além da nomenclatura
usual, possuí uma nomenclatura própria
através dos radicais orto-meta-para.

Fonte: Autoria própria, 2020.
O prefixo ORTO indica
ramificações vizinhas, enquanto o META
aponta ramificações distanciadas de um
carbono. Por fim, o prefixo PARA indica
ramificações opostas, isto é, separadas
por dois carbonos [1].
EXERCÍCIOS
1. (Fatec) No rótulo de um solvente
comercial há indicação de que contém
apenas hidrocarbonetos alifáticos. A
partir dessa informação conclui-se que
esse solvente não deverá conter, como
um de seus componentes principais, o
a) tolueno.
b) n-hexano.
c) heptano.
d) ciclohexano.
e) pentano.
2. (Fatec) O gás liquefeito de petróleo,
GLP, é uma mistura de propano, C3H8,
e butano, C4H10. Logo, esse gás é uma
mistura de hidrocarbonetos da classe
dos
a) alcanos.
b) alcenos.
c) alcinos.
d) cicloalcanos.
e) cicloalcenos.

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PETRÓLEO
PETRÓLEO
O petróleo, como você já deve ter
aprendido, é um combustível fóssil,
formado através de um processo natural
de decomposição da matéria orgânica.
Essa matéria prima, o petróleo, só
pode ser encontrado em bacias
sedimentares.
Processo de intemperismo.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Como podemos imaginar, a
primeira camada desse acúmulo está
sobre muita pressão, devido as demais
camadas estarem sobre ela. Essa
elevada pressão, atrelada a compostos
orgânicos, propiciam uma matéria prima
de alto valor agregado denominada,
petróleo.
Formação do petróleo

Fonte: Autoria própria, 2020.
É claro que o processo de
formação do petróleo não é “só isso”,
mas, para nossas aulas de química
orgânica, já é o suficiente. Vale ressaltar
que esse processo é natural e
extremamente lento, por isso é dito ser
um recurso não renovável.
COMPOSIÇÃO
A composição do petróleo, varia
de acordo com a região em que é
extraído, mas em geral, o petróleo é
constituído de uma mistura de
hidrocarbonetos, na presença de
compostos sulfurados, nitrogenados,
oxigenados e metálicos, como ferro,
cobre e zinco.
APLICAÇÕES DO PETRÓLEO
O petróleo, como já deve
imaginar, é utilizado para a fabricação
de combustíveis, mas, além desse
produto, o chamado ouro negro,
também é utilizado para a fabricação de
plásticos, borrachas sintéticas, tintas,
solventes, cosméticos, entre outras
diversas aplicações. Essas e outras
funcionalidades, só são possíveis graças
ao processo de refino [1].
A mistura de hidrocarbonetos,
presentes no petróleo, possui diferentes
tamanhos, consequentemente,
diferentes pontos de ebulição,
proporcionais as cadeias. Através dessa
característica é possível sua separação,
por destilação fracionada [1].
DESTILAÇÃO FRACIONADA
DO PETRÓLEO
A destilação fracionada, é um
processo físico de separação entre
líquidos, com diferentes pontos de
ebulição.

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Nesse processo é fornecido calor a
mistura. O líquido de menor ponto de
ebulição irá evaporar, enquanto o outro
líquido, de maior ponto de ebulição, irá
permanecer no recipiente [1,2].
Nesse método, utiliza-se da
passagem de água fria, para condensar
o líquido de menor ponto de ebulição.
Com o petróleo, a separação da
mistura de hidrocarbonetos, acontece de
forma análoga ao processo acima, a
“única” diferença, é no tamanho da
coluna de fracionamento [2].
Destilação fracionada – petróleo

Fonte: trabalhosparaescola.com/destilacao-do-
petroleo-2, 2016
Na destilação do petróleo, os
primeiros compostos a passarem do
estado líquido a vapor, são os
hidrocarbonetos contendo de 1 a 4
carbonos. Suas temperaturas de
ebulição são de até 40°C e, em
temperatura ambiente estão presentes
em estado gasoso.
Conforme a massa molecular
desses compostos aumentam, suas
temperaturas de ebulição também
aumentam, sendo retirados em regiões
inferiores na coluna de destilação.
CRAQUEAMENTO
Após a etapa de destilação,
processo físico, utiliza-se agora o
processo químico, chamado de
craqueamento, que tem por finalidade
quebrar grandes cadeias de
hidrocarbonetos [2].
O craqueamento é muito
importante para indústria, pois, as
grandes cadeias de hidrocarbonetos
possuem pouco valor agregado,
enquanto as menores cadeias, possuem
maior valor comercial.
Existem dois tipos de
craqueamento, o craqueamento térmico
e o catalítico.
O craqueamento térmico,
utiliza de altas temperaturas e pressões
para romper as moléculas mais pesadas
de hidrocarbonetos. Enquanto o
craqueamento
catalítico, é mais
econômico e seguro, pois utiliza apenas
de catalisadores.
EXERCÍCIO
1. (Enem 2004) Há estudos que
apontam razões econômicas e
ambientais para que o gás natural possa
vir a tornar-se, ao longo deste século, a
principal fonte de energia em lugar do
petróleo. Justifica-se essa previsão,
entre outros motivos, porque o gás
natural
a) além de muito abundante na natureza
é um combustível renovável.
b) tem novas jazidas sendo exploradas e
é menos poluente que o petróleo
c) vem sendo produzido com sucesso a
partir do carvão mineral.
d) pode ser renovado em escala de
tempo muito inferior à do petróleo.
e) não produz CO2 em sua queima,
impedindo o efeito estufa.

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OXIGENADOS I
ÁLCOOL (-OH)
Os álcoois são compostos
formados por hidroxilas (-OH), ligadas a
átomos de carbonos saturados.
A aplicação mais direta que você
deve conhecer de um álcool, é o etanol,
presente em bebidas e combustíveis.
Mas, há também outros compostos bem
interessantes, que são formados por
álcoois, como os metanóis [3].
Nomenclatura
Os álcoois contêm o sufixo, -ol.
EXEMPLO 1
Hexan-2-ol

Fonte: Autoria própria, 2020.
Hex: 6 carbonos na cadeia principal;
an: somente ligações simples;
2-ol: localização da função álcool no
carbono número 2.
ENOL (-OL)
Diferente dos álcoois, os enóis são
funções orgânicas, nas quais, as
hidroxilas estão ligadas a carbonos
insaturados. Portanto, os enóis, não são
álcoois, apenas apresentam a hidroxila
em comum com os álcoois.
Um ponto importante a ser
ressaltado nos enóis, é sua instabilidade,
na qual, para alguns casos,
transformam-se imediatamente em seu
tautômero [3].
Nomenclatura
Os enóis, também contêm o
sufixo, -ol.
EXEMPLO 2
Etenol

Fonte: Autoria própria, 2020.
Et: 2 carbonos na cadeia principal;
en: ligação dupla;
ol: Função enol.
OBS: Como só há dois carbonos no
composto, a ligação dupla estará entre
eles, portanto, não há a necessidade de
enumerar essa ligação.
FENOL (HIDROXI)
Os fenóis, são hidroxilas ligadas
a um anel aromático. O fenol também
pode ser conhecido como, benzenol ou
hidroxibenzeno.
As principais aplicações dos fenóis
são: fabricação de desinfetantes,
medicamentos dermatológicos,
produção de resinas e, matéria prima na
produção de fenolftaleína, indicador
ácido-base [3].
Nomenclatura
Em relação a nomenclatura
principal, utiliza-se o prefixo hidroxi +
nome do composto aromático. Se o
composto aromático for o benzeno,
pode-se utilizar como nomenclatura
principal o fenol ou benzenol.

EXEMPLO 3
Meta-metil-fenol ou 3-metil-fenol
ou
3-metil-benzenol

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ou
3-metil-hidroxibenzeno

Fonte: Autoria própria, 2020.
ALDEÍDOS (-AL)
Os aldeídos, são compostos
orgânicos que possuem o radical formila
ou aldoxila, isto é, ao início ou ao fim da
cadeia carbônica, há o grupo –CHO [3].
Nomenclatura
Os aldeídos contêm o sufixo, -al.
EXEMPLO 4
Etanal

Fonte: Autoria própria, 2020.
Et: 2 carbonos na cadeia principal;
an: somente ligações simples (entre
carbonos);
al: função aldeído.
OBS: perceba que os exemplos 4.1 e 4.2
são iguais, a única diferença é em sua
representação. Fique atento ao exemplo
4.2 para não o confundir com uma cetona.
CETONAS (-ONA)
As cetonas, são funções orgânicas
que apresentam o grupo carbonila
entre dois átomos de carbono.
A propanona, é o solvente
comercialmente vendido como acetona,
utilizado para remover esmaltes. Porém,
a acetona vem sendo substituída pelo
acetato de etila.
Nomenclatura
Em relação a nomenclatura,
utiliza-se do sufixo, -ona.
EXEMPLO 5
Propanona

Fonte: Autoria própria, 2020.
Prop: 3 carbonos na cadeia principal;
an: somente ligações simples (entre
carbonos);
ona: função cetona.
OBS: Como não há possibilidade de a
função cetona estar localizada em outro
carbono, pois passaria a ser um aldeído,
não é preciso enumerá-la.
EXERCÍCIOS
Dê as seguintes nomenclaturas e
funções:
1.

Função
orgânica:____
2.

Função
orgânica:_______
3.

Função orgânica:_________

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OXIGENADOS II
ÁCIDO CARBOXÍLICO
A principal característica dos
ácidos carboxílicos, é a presença dos
grupos funcionais carboxila (=O) e
hidroxila (-OH), nas quais, estão ligadas
ao mesmo carbono [1].
Nomenclatura
Em relação a nomenclatura, esse
grupo funcional contém uma
peculiaridade. Além do sufixo -oico na
cadeia principal, é necessário a adição
da palavra ácido no começo da
nomenclatura.
EXEMPLO 1
Ácido butanoico

Fonte: Autoria própria, 2020.
but: 4 carbonos na cadeia principal;
an: ligações simples na cadeia
principal;
Ácido – oico: função ácido carboxílico.
ÉTER
Os éteres, são compostos
orgânicos, que possuem um átomo de
oxigênio ligado a dois carbonos.
O éter mais conhecido, é o
chamado éter comum. Um composto
que já foi muito empregado na medicina.
Suas propriedades anestésicas por
inalação, junto ao fato de ser um líquido
altamente volátil, proporcionavam
cirurgias mais invasivas [1].
Nomenclatura
Em relação a nomenclatura dos
éteres, adiciona-se o sufixo -oxi à
menor cadeia (menor número de
carbonos) e, em sequência, dá-se o
nome da cadeia principal (maior
número de carbonos).
EXEMPLO 2
2-Etoxi-propano

Fonte: Autoria própria, 2020.

2-: A menor cadeia, ligada ao carbono
número 2, da cadeia principal;

Fonte: Autoria própria, 2020.
Et: Dois carbonos da menor cadeia;

Fonte: Autoria própria, 2020.
oxi: sufixo do éter;
prop: 3 carbonos na cadeia principal
(maior cadeia);
an: ligação simples na cadeia principal
o: hidrocarboneto na cadeia principal
ÉSTERES
Os ésteres, são obtidos através de
reações entre ácidos carboxílicos e
álcoois, mas fique tranquilo por agora,
pois veremos essa e outras reações mais
para frente.

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As principais aplicações dos
ésteres, são na indústria alimentícia,
proporcionando aroma e sabor artificial,
aos produtos [1].
Nomenclatura
A nomenclatura desses
compostos, é tida da seguinte forma:
I. Carbono contendo os dois
oxigênios, recebe o sufixo -oato;
II. Em seguida, adiciona-se o
substantivo “de”;
III. Por fim, o radical que contém
apenas um carbono, recebe o
sufixo -ila.
EXEMPLO 3
Aromatizante de abacaxi
Butanoato de etila

Fonte: Autoria própria, 2020.
But: 4 carbonos (carbono que liga
com 2 oxigênios);
an: ligação simples;
oato: sufixo da função éster (dois
oxigênios);
de: substantivo;
et: radical contendo 2 carbonos que
liga a um oxigênio;
ila: sufixo da função éster (um
oxigênio).
EXERCÍCIOS
1. (UFLA) Um grande número de
compostos orgânicos contém oxigênio
em sua estrutura, formando diferentes
classes funcionais. Alguns grupos
funcionais oxigenados estão
representados a seguir.

Assinale a alternativa que apresenta as
classes funcionais dos grupos I, II, III e
IV, respectivamente.
a) Éster, álcool, aldeído, ácido
carboxílico.
b) Álcool, aldeído, cetona, éter.
c) Cetona, álcool, éter, aldeído.
d) Aldeído, ácido carboxílico, éster, éter.
e) Aldeído, álcool, ácido carboxílico,
éster.
2. (ENEM 2018) As abelhas
utilizam a sinalização química para
distinguir a abelha-rainha de uma
operária, sendo capazes de reconhecer
diferenças entre moléculas. A rainha
produz o sinalizador químico conhecido
como
ácido 9-hidroxidec-2-enoico,
enquanto as abelhas-operárias
produzem ácido 10-hidroxidec-2-enoico.
Nós podemos distinguir as abelhas-
operárias e rainhas por sua aparência,
mas, entre si, elas usam essa sinalização
química para perceber a diferença.
Pode-se dizer que veem por meio da
química.
a) fórmula estrutural.
b) fórmula molecular.
c) identificação dos tipos de ligação.
d) contagem do número de carbonos.
e) identificação dos grupos funcionais.

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HALETOS
ORGÂNICOS,
AMINAS, AMIDAS e
OUTROS RADICAIS
HALETOS ORGÂNICOS
Os haletos orgânicos, são
compostos que apresentam ao menos,
um átomo do grupo dos halogênios, em
sua composição.
Nomenclatura
A nomenclatura dos haletos
orgânicos, é similar aos radicais de
carbono. Adiciona-se o nome do haleto e
sua posição na cadeia principal.
EXEMPLO 1
2-Cloro-3-bromo-pentano

Fonte: Autoria própria, 2020.
pent: 5 carbonos na cadeia principal;
an: ligações simples;
2-cloro: posição do haleto cloro;
3-bromo: posição do haleto bromo.
AMINAS
As aminas, são compostos
orgânicos derivados da amônia (NH3),
que ao substituírem seus átomos de
hidrogênio, por um radical orgânico,
propiciam a formação desse grupo
funcional [1,3].
Classificação da amina:

Fonte: Autoria própria, 2020.
As aminas possuem como
característica física, momento dipolo
diferente de zero, ou seja, são
moléculas polares. E como
propriedade química, seu caráter
básico, devido ao nitrogênio possuir um
par de elétrons não-ligantes [1].
Nomenclatura
A nomenclatura das aminas, pela
IUPAC, é acrescentando o sufixo -
amina na nomenclatura.
EXEMPLO 2
N-etil-propan-2-amina

Fonte: Autoria própria, 2020.
prop: 3 carbonos na cadeia principal
an: ligações simples na cadeia
principal;
2-amina: amina ligada ao carbono 2;
N-etil: radical ligado a amina.
OBS: Quando houver radicais ligados a
amina, utiliza-se a letra N, para simbolizar
o radical ligado ao nitrogênio.
Amidas
Apesar de possuírem nomes
similares, as amidas, contêm uma
carbonila (C=O) ligada ao nitrogênio,
diferente das aminas [1,3].

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As amidas, também podem ser
classificadas de acordo com a
quantidade de hidrogênios, ligados ao
nitrogênio.

Fonte: Autoria própria, 2020.
As amidas, da mesma forma que
as aminas, são funções polares, de
caráter básico.
Nomenclatura
Acerca da nomenclatura, as
amidas são similares as aminas pela
IUPAC, com diferença no sufixo -
amida.
EXEMPLO 3
3-metil-but-3-enamida

Fonte: Autoria própria, 2020.
but: 4 carbonos na cadeia principal;
3-en: ligação dupla no carbono 3;
amida: Função amida;
3-metil: radical metil ligado ao
carbono 3.
OUTROS RADICAIS
Quando há mais de uma função na
molécula, qual delas estará na cadeia
principal?
Nesses casos, precisamos definir
uma “prioridade” nas funções e, assim,
aquela que possuir maior prioridade,
estará contida na cadeia principal.
Prioridade das funções.

Fonte: Autoria própria, 2020.
A partir da prioridade, vamos
observar, as novas ramificações e suas
respectivas nomenclaturas, para então,
respondermos a primeira pergunta
através de alguns exemplos.
Tabelas com as funções como
radicais.

Fonte: Autoria própria, 2020.
EXEMPLO 4.1
Ácido 4-hidroxi-pentanoico

Fonte: Autoria própria, 2020.
Ácido: função ácido carboxílico;
pent: 5 carbonos na cadeia principal;
an: ligações simples na cadeia
principal;
oico: Função ácido carboxílico;
4-hidroxi: ramificação do álcool no
carbono 4.

OBS: A primeira observação que pode ser
feita a respeito dessas nomenclaturas

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mais complexas, é a respeito da prioridade
do ácido carboxílico.
O ácido carboxílico, sempre estará na
cadeia principal.
EXEMPLO 4.2
5-hidroxi-hexan-2-ona

Fonte: Autoria própria, 2020.
hex: 6 carbonos na cadeia principal;
an: ligações simples na cadeia
principal;
ona: Função cetona;
5-hidroxi: ramificação do álcool no
carbono 5.

OBS: Função cetona é superior ao álcool.
EXERCÍCIOS
1. A testosterona (I) é um hormônio
sexual masculino responsável, entre
outras coisas, pelas alterações sofridas
pelos rapazes na puberdade. Já a
progesterona (II) é um hormônio sexual
feminino, indispensável à gravidez e
estão representadas pelas respectivas
estruturas abaixo. Assinale a alternativa
que indica corretamente às funções
orgânicas presentes nas duas
substâncias.

a) I –fenol e cetona; II -cetona.
b) I –ácido e cetona; II -aldeído.
c) I –álcool e cetona; II -aldeído.
d) I –fenol e cetona; II -ácido.
e) I –álcool e cetona; II -cetona.
2. (VUNESP 2006) – Em agosto de
2005 foi noticiada a apreensão de lotes
de lidocaína que teriam causado a morte
de diversas pessoas no Brasil, devido a
problemas de fabricação. Este fármaco é
um anestésico local muito utilizado em
exames endoscópicos, diminuindo o
desconforto do paciente. Sua estrutura
molecular está representada a seguir

e apresenta as funções:
a) amina secundária e amina terciária.
b) amida e amina terciária.
c) amida e éster.
d) éster e amina terciária.
e) éster e amina secundária.
3. (UFRS) O aspartame,
representado adiante, é um adoçante
artificial usado em muitos refrigerantes
e alimentos de baixa caloria.

O grupo enquadrado na figura é
característico da função orgânica
a) éster.
b) amida.
c) aminoácido.
d) amina.
e) carboidrato.

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POLARIDADE E
SOLUBILIDADE DE
COMPOSTOS
ORGÂNICOS
POLARIDADE
A polaridade na química orgânica,
é a mesma que na química geral.
Através da eletronegatividade,
obtemos os vetores resultantes e,
quando esses vetores possuem
momento dipolo (µ) diferente zero, a
molécula é polar, caso contrário, a
molécula é apolar [1.3].
µ ≠ 0 (polar)
µ = 0 (apolar)
EXEMPLOS
1) Polar, µ≠0

Fonte: Autoria
própria, 2020.
2) Apolar, µ=0

Fonte: Autoria
própria, 2020.
No entanto, o que mais veremos
na química orgânica, são moléculas que
possuem parcelas polares e apolares,
como no caso do etanol [1].
Molécula de etanol

Fonte: Autoria própria, 2020.
Em geral, a característica apolar,
advém da parcela de hidrocarbonetos,
enquanto, as outras funções,
possibilitam a polarização da molécula.
3) 1,2-dicloro-benzeno - Haleto
orgânico.

Fonte: Autoria própria, 2020.
4) Ácido acético - Função: Ácido
carboxílico.

Fonte: Autoria própria, 2020.
É importante ressaltar que,
mesmo que a molécula tenha parte polar
e apolar, a determinação de sua
polaridade, é de acordo com a parte
predominante.
Por exemplo, os triglicerídeos,
possuem parte polar e apolar. No
entanto, são classificados como
apolares, devido a maior parcela ser
apolar.
Molécula de triglicerídeo

Fonte: Autoria própria, 2020.

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Caso a cadeia carbônica esteja
cheia de hidrocarbonetos, sua
classificação é tida como apolar. Caso
contrário, a molécula é classificada como
polar.
 Longas cadeias de
hidrocarbonetos; (Apolar)
Molécula apolar

Fonte: Autoria própria, 2020.
 Várias funções orgânicas; (Polar)
Molécula polar

Fonte: Autoria própria, 2020.
A aplicação deste conhecimento, é
na solubilidade e miscibilidade dos
compostos.
SOLUBILIDADE E
MISCIBILIDADE
A solubilidade, é a capacidade de
um soluto se dissolver em um solvente,
formando uma única fase. Enquanto a
miscibilidade, é a característica de dois
líquidos se misturarem, formando
também, uma única fase.
Ambas características físicas se
dão de mesmo modo, através das
interações moleculares. Visto de
maneira mais aprofundada em química
geral.
Mas só para relembrar quais são
os quatro os tipos de interações [1]:
 Dipolo-induzido: Apolar + Apolar

 Dipolo-dipolo: Polar + Polar

 Ligação de hidrogênio: H - F O N

 Íon-dipolo: Íon + Polar
Através das interações, podemos
então explicar a miscibilidade de
algumas misturas. Na tabela abaixo é
possível observar alguns exemplos de
miscibilidade.

Fonte: Autoria própria, 2020.

110

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ISÔMEROS
Mas afinal, o que são
isômeros?
ISO = mesmo MEROS = parte
Isômeros, são compostos
orgânicos que apresentam a mesma
fórmula molecular, isto é, possuem os
mesmos átomos em iguais quantidades.
Na química orgânica, você já deve
ter percebido que uma fórmula
molecular pode representar dois ou mais
compostos diferentes, por exemplo:
Exemplos de isômeros

Fonte: Autoria própria, 2020.
É possível saber o conteúdo dos
frascos acima apenas pela fórmula
molecular? – Bom, você pode até ter
pensando em alguns compostos como:
Prop-1-en-2-ol, Propano-2-ona, Metoxi-
etano, conforme ilustrado abaixo
1. Prop-1-en-2-
ol

Fonte: Autoria
própria, 2020.
2. Propano-2-
ona

Fonte: Autoria
própria, 2020.
3. Metoxi-etano

Fonte: Autoria própria, 2020.
Como é possível observar, as
fórmulas moleculares são iguais, C3H6O.
No entanto, para cada uma das
substâncias há um grupo funcional
diferente, consequentemente,
propriedades físicas e químicas
diferentes. Devido a essas diferenças e
características, o estudo dos isômeros é
de grande importância,
Todavia, para melhor
compreensão deste capítulo, o estudo da
isomeria será dividido e subdividido em
dois grandes grupos, conforme
mostrado abaixo:
Estudo dos isômeros.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Sendo os isômeros planos,
aqueles que podem ser diferenciados
através do plano e, os isômeros
espaciais, que só podem ser
diferenciados no espaço (3D).
ISÔMEROS PLANOS
Os isômeros planos, também
conhecidos como isomeria
constitucional, são compostos
diferenciáveis por meio de sua fórmula
estrutural [1,4].
1.1 Isômeros de CADEIA
São compostos de mesma fórmula
molecular, diferenciados apenas pelo
tipo de cadeia, isto é, possuem a
mesma função orgânica.

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Mais recorrentes:
Ramificada//Normal
1.1.1. C5H12

1.1.2. C5H12

Fechada//Aberta
1.1.3. C4H8

1.1.4. C4H8

Homogênea//Heterogênea
1.1.5. C3H9N

1.1.6. C3H9N

Saturada//Insaturada
1.1.7. C3H6

1.1.8. C3H6

Fonte: Autoria própria, 2020.
1.2 Isômeros de POSIÇÃO
São compostos de mesma fórmula
molecular, diferenciados apenas pelas
posições do grupo funcional, radical
ou insaturação [1,4].
Mais recorrentes:
Posição da FUNÇÃO
1.1.9. C4H10O

Butan-2-ol
1.1.10. C4H10O

Butan-1-ol
Posição da RAMIFICAÇÃO
1.1.11. C6H14 1.1.12. C6H14

3-metil-pentano

2-metil-pentano
Posição da INSATURAÇÃO
1.1.13. C4H8

Butan-2-eno
1.1.14. C4H8

Butan-1-eno
Fonte: Autoria própria, 2020.
1.3 Isômeros de FUNÇÃO
São compostos orgânicos de
mesma fórmula molecular, que
possuem funções orgânicas
distintas [1,4].
Mais recorrentes:
Álcool//Éter
1.1.15. C2H6O

1.1.16. C2H6O

Cetona//Aldeído
1.1.17. C3H6O

1.1.18. C3H6O

Éster//Ácido carboxílico
1.1.19. C3H6O2

1.1.20. C3H6O2

Fonte: Autoria própria, 2020.
1.4 Isômeros de COMPENSAÇÃO
(METAMERIA)
Também conhecido como
METAMERIA, os isômeros de
compensação, são um caso especial de

112

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isomeria de posição. Entretanto, não
podem ser considerados como tal [1,4].
Os isômeros de compensação,
possuem a mesma função orgânica e,
diferem-se pela posição do
heteroátomo.
Na metameria o aumento de um
átomo na cadeia é COMPENSADO
pela diminuição do outro lado.
Mais recorrentes:
Éter
1.1.21. C5H12O

Etoxi-propano
1.1.22. C5H12O

Metoxi-propano
Amina
1.1.23. C6H15N

N-metil-pentan-1-
amina
1.1.24. C6H15N

N-etil-butan-1-amina
Éster
1.1.25. C7H14O2

Propanoato de butil
1.1.26. C7H14O2

Etanoato de pentil
Amida
1.1.27. C7H15NO

N-butil-propanamida
1.1.28. C7H15NO

N-propil-butanamida
Fonte: Autoria própria, 2020.
1.5 Isomeria DINÂMICA
(TAUTOMERIA)
A tautomeria, ocorre quando duas
ou mais substâncias de mesma fórmula
molecular, coexistem em equilíbrio
químico [1,4].
MAIS RECORRENTES:
Aldeído e enol
1.1.29. C2H4O

Equilíbrio aldo-enólico
Cetona e enol
1.1.30. C3H6O

Equilíbrio ceto-enólico
Fonte: Autoria própria, 2020.
ISÔMEROS GEOMÉTRICOS
Os isômeros geométricos, são
compostos diferenciados pela geometria
dos grupos ligados a carbonos que não
possuem rotação livre. Em cadeias
fechadas essa rotação é impedida
naturalmente, enquanto, em cadeias
abertas a presença da dupla ligação
realiza essa restrição [1,3].
Um pouco confuso não? Mas o
que acontece se girarmos as
moléculas abaixo?
Molécula I

Fonte: Autoria própria,
2020.
Molécula II

Fonte: Autoria própria,
2020.

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Para respondermos a essa
pergunta, vamos utilizar um pouco da
nossa imaginação. Pense em dois
pedaços de madeira. Agora, insira um
prego no meio deles, da seguinte forma
[1]:

Fonte: Química na abordagem do cotidiano,
2006.
Perceba que as duas madeiras
estão livres para “girar” no espaço. Mas,
se inserirmos mais um prego no meio
delas, ainda seria possível essa rotação
[1]?

Fonte: Química na abordagem do cotidiano,
2006.
Como você deve imaginar, com
dois pregos, não será possível a rotação
e, da mesma forma, ocorre nas ligações,
se a molécula apresenta um prego, ou
seja, uma ligação simples, ela está
sujeita a rotação. Enquanto a molécula
que apresenta uma dupla ligação, ou
seja, dois pregos, a sua rotação está
comprometida [1].
Respondendo então aquela
primeira pergunta, a molécula I irá girar
livremente, enquanto a molécula II, não
irá girar.
2.1 CADEIAS ABERTAS
Em cadeias abertas, além da
necessidade da dupla ligação, são
necessários os radicais diferentes entre
si, em cada uma das extremidades, de
modo que, R1 ≠ R2 E R3 ≠ R4. Conforme
demonstrado abaixo [1]:
Possibilidade de um isômero
geométrico – cadeia aberta.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Perceba, que se esse princípio não
for satisfeito, de modo que, R1 e R2 ou
R3 e R4 forem iguais, ainda haverá os
mesmos compostos, caso haja a rotação
da molécula.
Representação de uma mesma
molécula.

Fonte: Autoria própria, 2020.
Mas, se R1 for diferente R2 e, R3
for diferente de R4, os compostos
passam a ser diferentes [1,3].
Representação de moléculas
diferentes

Fonte: Autoria própria, 2020.

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2.2 CADEIAS FECHADAS
Nas cadeias fechadas, por já
possuir a rotação prejudicada, só é
necessário que os radicais sejam
diferentes, do mesmo modo que nas
cadeias abertas.
Possibilidade de um isômero
geométrico
– cadeia fechada.
R1 ≠ R2 E R3 ≠ R4

Fonte: Autoria própria, 2020.
2.3 CIS-TRANS
Para diferenciar os compostos até
então vistos, utiliza-se dos prefixos CIS-
TRANS.
De maneira objetiva, o prefixo
CIS, diz respeito a moléculas iguais de
mesmo lado, enquanto o TRANS, são
moléculas iguais de lados opostos [2,3].
Conforme demonstrado abaixo:
CIS TRANS

Cis-but-2-eno

Trans-but-2-eno

Trans-1,2-dicloro-
eteno

Hex-3-eno

Hex-3-eno
Fonte: Autoria própria, 2020.
No entanto, nem sempre haverá
compostos iguais. Como nos exemplos
abaixo. Nestes casos, utiliza-se a
massas dos compostos para categorizá-
los. CIS ou Z, para massas menores de
mesmo lado e, TRANS ou E, para
massas menores em lados opostos [1,4].
CIS TRANS

Cis-pent-2-eno

Trans-pent-2-eno

Cis-2-bromo-1-
fluor-prop-2-eno

Trans-2-bromo-1-
fluor-prop-2-eno

Cis-1-cloro-3-metil-
pentano

Trans-1-cloro-3-
metil-pentano
Fonte: Autoria própria, 2020.
EXERCÍCIOS
1. (UFRGS-RS) Considere as
seguintes estruturas de dois compostos
orgânicos, I e II.

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A análise dessas estruturas permite
concluir que
a) ambos os compostos apresentam
hidroxilas alcoólicas.
b) o composto I apresenta as funções
álcool e éster.
c) os compostos são isômeros de função.
d) o composto II apresenta as funções
fenol, éter e ácido carboxílico.
e) ambos os compostos devem ser
insolúveis em água, pois são compostos
com alto peso molecular.
2. (MACKENZIE-SP) Notícia
veiculada em jornais e TV anunciaram
que a Pontifícia Universidade Católica do
Rio Grande do Sul (PUC-RS) vendeu
patentes para a produção de um
medicamento contra doenças
relacionadas ao envelhecimento. A base
desse remédio é o resveratrol, molécula
presente no suco de uva e no vinho e,
em grande concentração (cem vezes
maior do que no vinho), na raiz de uma
hortaliça chamada azeda. Estudos
indicam que o resveratrol diminui os
níveis de LDL (mau colesterol) e
aumenta os níveis de HDL (bom
colesterol) reduzindo, assim, o risco de
doenças cardiovasculares, além de ser
um fator na prevenção do câncer. A
notícia alerta que o uso "in natura" dessa
hortaliça, ao invés de ajudar, pode
causar problemas sérios de saúde.

Da fórmula estrutural do resveratrol,
dada anteriormente, fazem-se as
afirmações:
I. Pode apresentar isomeria cis-trans;
II. Representa um difenol;
III. Possui núcleos aromáticos;
IV. Em um dos anéis, os grupos hidroxila
estão em posição meta.
Estão CORRETAS:
a) I, II, III e IV.
b) II e IV, apenas.
c) II e III, apenas.
d) III e IV, apenas.
e) I e III, apenas.
3. (UNICAMP – 2016) Atualmente,
parece que a Química vem seduzindo as
pessoas e tem-se observado um número
cada vez maior de pessoas portando
tatuagens que remetem ao
conhecimento químico. As figuras a
seguir mostram duas tatuagens muito
parecidas, com as correspondentes
imagens tatuadas mais bem definidas
abaixo.

As imagens representam duas fórmulas
estruturais, que correspondem a dois
a) compostos que são isômeros entre si.
b) modos de representar o mesmo
composto.
c) compostos que não são isômeros.
d) compostos que diferem nas posições
das

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GABARITO
O CARBONO
1-B
2-C
3-A
CLASSIFICAÇÃO DA CADEIA
CARBÔNICA
1-C
2-C
INTRODUÇÃO A
NOMENCLATURA
1.
A) 1-metil-4-etil-hexano
B) 3-etil-5-metil-heptano
C) 3-etil-5-metil-hex-1-ino
2.
A)

HIDROCARBONETOS
1-A
2-D
3-A
HIDROCARBONETOS DE
CADEIA FECHADA
1-A
2-A
PETRÓLEO
1-B
OXIGENADOS I
1-Propan-1,2,3-triol || Álcool
2-hexa-2,5-dien-3-ol || Enol
3-butan-2-ol || Álcool
OXIGENADOS II
1-E
2-A
ISÔMEROS
1-C
2-A
3-B

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REFERÊNCIAS
1. Química na abordagem do cotidiano. Francisco Miragaia Peruzzo, Eduardo
Leite do Canto. 4. ed. São Paulo: Moderna, 2006.
2. QUÍMICA ORGÂNICA. ETEC LAURO GOMES. Prof. Valdevino. Disponível
em:<http://www.etelg.com.br/paginaete/downloads/ensinomedio/qu%C3%ADmica_o
rg%C3%A2nica.pdf> Acesso em: 27 de junho de 2021.
3. INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA. Manual Sérgio de Sá Carneiro. Janeiro
de 2010. Disponível
em:<http://educa.fc.up.pt/ficheiros/noticias/70/documentos/107/introducao_quimica
_organica.pdf> Acesso em: 27 de junho de 2021.
4. Química orgânica. Jean Richard Dasnoy Marinho. UNESP. Disponível
em:<https://www.feis.unesp.br/Home/departamentos/fisicaequimica/relacaodedocent
es973/jeanricharddasnoymarinho/quimica-organica.pdf> Acesso em: 27 de junho de
2021.
http://www.etelg.com.br/paginaete/downloads/ensinomedio/qu%C3%ADmica_org%C3%A2nica.pdf
http://www.etelg.com.br/paginaete/downloads/ensinomedio/qu%C3%ADmica_org%C3%A2nica.pdf
http://educa.fc.up.pt/ficheiros/noticias/70/documentos/107/introducao_quimica_organica.pdf
http://educa.fc.up.pt/ficheiros/noticias/70/documentos/107/introducao_quimica_organica.pdf
https://www.feis.unesp.br/Home/departamentos/fisicaequimica/relacaodedocentes973/jeanricharddasnoymarinho/quimica-organica.pdf
https://www.feis.unesp.br/Home/departamentos/fisicaequimica/relacaodedocentes973/jeanricharddasnoymarinho/quimica-organica.pdf

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