Guia Vestibular Quimica - 2015

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Grandes momentos da química 
Da A n t i g u i d ade até o séc u l o XVII, o est u d o d a m atér ia t i n ha caráter 
mági co. A revo l u ção c ient ífica c r i o u a q u í m i ca m o d erna. A part i r de en tão, 
os avanços foram m u i tos, pr i n c ipal mente n as i n dústr ias farmacê u t i ca e 
a l i m e n t íc i a. Aqu i, você vê a l g u n s epi sód i os dessa h i st ó r i a 
SÉCULO XVII 
Revolução científica 
Filósofos como o inglês Francis 
Bacon e o francês René Descartes 
defendem um novo método 
científico, baseado na lógica e na 
observação (capítulo 1). -·- 1858 
1600 
1778-1779 
Conservação das massas 
A frase "nada se cria, nada se perde, 
tudo se transforma" é do francês 
Antoine Lavoisier. Esse fundamento é 
um dos mais importantes da química, 
base dos cálculos estequiométricos 
(capítulo 3). 
8 • GE QUIMICA 2015 • 
Teoria atômica 
O inglês john Dalton lança as 
bases da teoria segundo a 
qual a matéria é composta de 
partículas, que ele chamou de 
átomos. A ide ia já havia sido 
proposta pelos gregos no 
século V a.c. (capítulo 1). 
1811 
Constante de Avogadro 
O italiano Amedeo Avogadro 
demonstra q ue um mesmo 
volume de gases sob 
temperatura constante 
contém um número igual de 
molécu las. O número de 
Avogadro é uma constante, 
que vale 6 .lo23 (capítulo 3). 
1869 
Tabela periódica 
O russo Dmitri Mendeleev divulga a 
tabela periód ica, que, com algumas 
alterações, permanece em uso até 
hoje (capítulo 1). 
Química orgânica 
O alemão Friedrich Kekulé 
descobre a valência do 
carbono e desvenda como 
os átomos deste elemento 
químico formam longas 
cadeias. Nasce a qu ímica 
orgânica (capítulo 6). 
1883 
lons 
O sueco Svante Arrhenius 
desenvolve sua teoria eletrol ítica, 
que explica a presença de íons em 
solução, e por q ue algumas 
soluções conduzem corrente 
elétrica. É o primeiro estudo de 
ácidos e bases (capítulo 2). 
Cinética e equilíbrio 
Os primeiros estudos sobre a 
velocidade das reações 
químicas (capítulo 2) são do 
holandês jacobus van't Hott. 
No mesmo ano, o francês 
Henry louis le Chate l ier 
explica como se altera o 
equi l íbrio químico de um 
sistema (capítulo 5). 
1897 
Aspirina 
O alemão Felix Hoftmann 
sintetiza pela primeira vez em 
laboratório o ácido salicílico, 
princípio ativo da aspirina. 
O feito marca o início da 
moderna indústria farmacêutica. 
1895 
Radiatividade 
Henri Becquerel descobre a 
radiatividade do urânio. Dois anos 
depois, a polonesa Mar i e Cu ri e 
confirma que outros elementos, além 
do urân io, podem apresentar 
radiatividade e, ao l iberar energia do 
núcleo, transmutar-se em elementos 
mais leves (capítulo 4). 
1911 
Modelo atômico 
Um grupo de cientistas l iderados 
por Ernest Ruthertord demonstra 
que o átomo é constituído de um 
núcleo positivo cercado de 
elétrons (capítulo 1). 
• 
\ • 
• e 
(__ .... -
• 
Nêutron 
1913 
Novo modelo 
atômico 
O tísico dinamarquês 
Niels Bõh r propõe um 
novo modelo do 
átomo, em que os 
elétrons circulam por 
órbitas específicas, 
conforme sua energia 
(capítulo 1) . 
O tísico inglês ]ames Chadwick 
descobre o nêutron no núcleo 
dos átomos. 
1942 
Penicilina 
1985 
Fulerenos 
Pesquisadores da 
Un iversidade Rice, no 
Texas, nos Estados 
Un idos, obtêm a 
primeira molécula da 
família dos tu lere nos, 
cadeia tridimensional 
formada por 6o átomos 
de carbono ordenados 
em hexágonos e 
pentágonos, como uma 
bola de futebol. Os 
tulerenos são 
fundamentais na 
nanotecnologia. 
2000 
A penicilina, descoberta pelo escocês 
Alexander Fleming, em 1928, é isolada 
em laboratório. Até a síntese desse 
antibiótico, o homem não tinha defesa 
contra algumas bactérias. Um simples 
machucado podia matar. 
L 
, 
GLOSSARIO 
Aqui você encontra os principais conceitos abordados nesta edição 
A 
Anel benzênico 
Na química orgânica, cadeia fe­
chada de seis átomos de carbono 
unidos por ligações simples e 
duplas, intercaladas. 
Anfótera 
É a substância que pode assu­
mir caráter ácido ou básico, de­
pendendo da substância com 
que interage. 
Anodo 
Polo negativo de uma pilha, 
aquele no qual ocorre a oxidação. 
Anion 
Íon com mais elétrons do que 
prótons e, portanto, de carga elé­
trica negativa (recebe elétrons). 
8 
Balancear uma equação 
Significa encontrar a propor­
' ção, em moi, entre a quantida­
de de reagentes e a de produtos. 
c 
Camada eletrônica ou 
nível de energia 
É a localização do elétron ao 
redor do núcleo do átomo. Ca-
sem participar diretamente dela, 
ou seja, sem ser consumida. 
Cátion 
Íon com mais prótons do que 
elétrons e, portanto, de carga 
elétrica positiva (é aquele que 
doa elétrons). 
Catodo 
Polo positivo de uma pilha, 
aquele em que ocorre a redução 
de uma espécie química. 
Combustão 
Reação de uma substância com 
oxigênio do ar que libera ener­
gia. Entre os compostos orgâ­
nicos, a combustão é completa 
quando existe oxigênio sufi­
ciente para formar como pro­
dutos C02 e água. E incomple­
ta quando há pouco oxigênio, e 
o produto é CO e fuligem. 
Complexo ativado 
Numa reação química, estado de 
transição (de maior energia) en­
tre os reagentes e os produtos. 
Coeficiente 
Numa equação química, indica 
a quantidade de determinado 
composto molecular ou com­
posto iônico. Em 3H20, o coe­
ficiente é o número 3 e indica 
da camada é dividida em vá- três moléculas de água. 
rios subníveis. A camada mais 
externa que contém elétrons é 
chamada camada de valência. 
Cadeia saturada 
Ná química orgânica, sequência 
de átomos de carbonos unidos 
por ligações simples, apenas. Em 
oposição, insaturada é a cadeia 
em que os carbonos se unem por 
ligações duplas ou triplas. 
Catalisado r 
Substância que, adicionada a uma 
reação, aumenta sua velocidade 
10 • Gf QUI MICA 2015 • 
Composto inorgânico 
É aquele que se enquadra nas 
funções inorgânicas: ácidos, 
bases, sais ou óxidos. 
Composto orgânico 
Aquele que contém átomos de 
carbono (C). 
Concentração 
É a quantidade de soluto em de­
terminada quantidade de solu­
ção, dada em partes por milhão 
( ppm), em termos de volume, 
massa ou moi (C= msoluro /Vsolução 
OU ( ]= llsoluto/Vsolução). 
Configuração eletrônica 
É a distribuição dos elétrons pe­
los níveis e subníveis de energia. 
Constante de Avogadro 
É a quantidade de átomos, mo­
léculas ou íons que existem em 
1 moi de determinada substân­
cia ou amostra. Vale, aproxima­
damente, 6 . 1023• Essa constan­
te também é chamada número 
de Avogadro. 
D 
Densidade 
É a relação entre a massa de 
uma solução qualquer e seu vo­
lume (dsolução = ffisolução/Vsolução). 
Dissociação iônica 
É o processo pelo qual os cá­
tions se separam dos ânions 
num composto iônico. 
E 
Elemento químico 
Conjunto de átomos que con­
têm o mesmo número de pró­
tons no núcleo, o que lhes con­
fere as mesmas propriedades 
químicas e físicas. 
Elementos representativos 
São aqueles que têm o último 
elétron num subnível s ou p. 
Elementos de transição 
São aqueles cujo último subní­
vel preenchido é dou f. 
Eletrólise 
Reação química gerada pela pas­
sagem de uma corrente elétrica. 
Eletrólito. 
Composto que, dissolvido em 
água, é bom condutor elétrico. 
Energia de ativação (Ea) 
Energia mínima necessária pa­
ra que uma reação se inicie. 
Entalpia (H) 
Total de energia contida 
nos reagentes e nos produ­
tos de uma reação. A varia­
ção de entalpia mede a varia­
ção de energia ao final da reação 
(�H = Hpwdutos - Hceagenres). Ental­
pia-padrão é a entalpia numa 
reação realizada em condições 
padrão - a 25 °C e 1 atm. 
Equilíbrio químico ou dinâmico 
Numa reação reversível, é a si­
tuação em que as reações direta 
e inversa ocorrem simultanea­
mente e à mesma velocidade. 
No caso de reações que envol­
vem íons, esse equilíbrio é cha­
mado equilíbrio iônico. 
Espécies quím icas 
Nome genérico que se dá às par­
tículas fundamentais da quími­
ca: átomos, íons ou moléculas. 
Estado fundamental 
Estado de um átomo em que os 
elétrons não são excitados por 
nenhuma forma de energia, co­
mo luz ou calor. 
F 
Famíl ias 
São as colunasverticais da ta­
bela periódica, também chama­
dasgrupos. 
Fase 
Porção de um sistema que apre­
senta propriedades físicas iguais. 
G 
Gases nobres ou raros 
Elementos estáveis, cujos áto­
mos não precisam se agrupar em 
moléculas ou compostos iônicos. 
Grau de pureza ou teor 
É, numa mistura, a porcentagem 
de determinada substância que 
participa de uma reação. 
Grupo funcional 
Átomo, ou conjunto de átomos, 
ligado a uma cadeia de carbonos, 
que define certas propriedades. 
H 
Hidrólise 
Reação em que os compostos 
são desdobrados quando inte­
ragem com a água. 
lndice ou atomicidade 
Indica o número de átomos de 
determinado elemento, numa 
substância ou num composto. 
Em H,O, a atomicidade do hi­
drogênio é 2, e a do oxigênio, l. 
Ionização 
Formação de cátions e ânions, a 
partir de uma molécula. 
lons 
Espécies que ganham ou perdem 
elétrons numa ligação química. 
lsóbaros 
Átomos de elementos quími­
cos diferentes que têm o mes­
mo número de massa (A). 
lsoeletrônicos 
Espécies químicas que têm o 
mesmo número de elétrons. 
lsótonos 
Átomos de elementos químicos 
distintos que têm diferentes 
números de massa (A), diversos 
números atômicos (Z), mas o 
mesmo número de nêutrons (n). 
Isótopos 
Átomos com mesmo número de 
prótons -portanto, de um mes­
mo elemento químico -, mas 
com diferente número de nêu­
trons. Dois isótopos apresen­
tam Z iguais e A diferentes. 
M 
Massa atômica (MA) 
Massa de um átomo (medida 
em unidades de massa, u). 
Massa molar (M) 
É a massa de um moi de átomos, 
moléculas ou íons, em gramas 
(g). É numericamente igual à 
massa atômica (para os átomos) 
e à massa molecular (para molé­
culas e compostos iônicos). 
Massa molecular (MM) 
Soma das massas atômicas 
(MA) dos elementos de um 
composto (medida em unida­
des de massa, u). 
Meia-vida 
Também chamada período de 
semidesintegração, é o tempo 
necessário para que se desinte­
gre metade dos átomos existen­
tes em qualquer quantidade de 
um radioisótopo. 
Molécula 
Estrutura formada por átomos 
que compartilham elétrons 
(unidos por ligações covalentes 
normais ou dativas). 
Moi 
Grandeza que indica a quanti­
dade de matéria. É o número de 
átomos, moléculas ou íons nu­
ma amostra (1 moi = 6 . 1023 áto­
mos, moléculas ou íons). 
N 
Número atômico 
Número de prótons no núcleo 
de um átomo (símbolo: Z) 
Número de massa 
Soma de prótons e nêutrons no 
núcleo de um átomo (símbolo: A) 
o 
Oxirredução 
Reação química em que ocorre 
transferência de elétrons entre 
as substâncias. 
p 
Períodos 
Linhas horizontais da tabela 
periódica. 
pH (potencial hidrogeniônico) 
É a medida da acidez ou basi­
cidade de uma solução, basea­
da na concentração de íons H'. 
Quanto mais alto o pH de uma 
substância, menor seu pOH 
(potencial hidroxiliônico, 
que mede a concentração de 
íons OH-). 
Polaridade 
Propriedade de uma molécula 
que apresenta um polo positivo 
e outro, negativo. A polaridade 
de uma molécula depende da 
forma como os elétrons se dis­
tribuem ao redor do núcleo, nos 
átomos que a compõem. 
Poli mero 
Macromolécula formada por 
reações em que uma pequena 
parte (o monômero) se repete 
centenas ou milhares de vezes. 
Potencial de ionização 
Energia necessária para reti­
rar um elétron de um átomo no 
estado gasoso e, assim, formar 
um cátion. 
Potencial-padrão de redução e 
de oxidação (E0red ou E•.,) 
Medida, em volts (V), da tendên­
cia que determinado material 
tem de sofrer oxidação ou re­
dução - ou seja, de doar ou de 
receber elétrons. 
Propriedades aperiódicas 
São aquelas que dependem do 
número atômico, mas não se re­
petem periodicamente na tabela. 
Propriedades periódicas 
São aquelas cujos valores va­
riam em função do número atô­
mico do elemento químico e se 
repetem com regularidade na 
tabela periódica. 
Q 
Quantidade de matéria (n) 
É a quantidade de moi numa 
amostra, dada pela proporção 
entre a massa da amostra (m, 
em gramas) e a massa molar 
das substâncias que a compõem 
(M, em gramas/moi): n =m/ M. 
R 
Radioatividade 
Fenômeno pelo qual o núcleo 
atômico de um elemento emi­
te radiação, de modo a adquirir 
estabilidade. 
Reação global 
Equação química que represen­
ta a reação total, sem indicação 
das etapas intermediárias. 
Reação química 
Combinação de substâncias ou 
compostos que resulta em ou­
tras substâncias mais simples 
ou mais complexas. 
Reação reversível 
É aquela em que os reagentes se 
transformam em produtos e os 
produtos voltam a reagir, for­
mando novamente os reagentes. 
Rendimento 
É a proporção entre a quantida­
de de produto que poderia se for­
mar, teoricamente, numa reação, 
e aquela que efetivamente se for­
ma, em porcentagem. 
Retículo cristal ino 
Aglomerado de íons. É a estru­
tura de uma substância iônica 
ou um composto iônico. 
5 
Sistema 
Qualquer porção de matéria se­
parada para estudo e análise. 
Solubi l idade 
Capacidade de uma substância 
de se dissolver em outra subs­
tância. 
Soluções 
São sistemas homogêneos (ou 
misturas homogêneas), ou seja, 
que apresentam aspecto uni­
forme. Toda solução contém 
um solvente (substância que 
dissolve) e um soluto (substân­
cia dissolvida). 
T 
Temperatura termodinâmica 
É a medida de agitação das mo­
léculas de um gás. 
v 
Volume molar 
Volume ocupado por 1 moi de 
uma substância no estado gaso­
so, dado em litros (L). Em CNTP 
(O •c, 1 atm), 1 moi de qualquer 
gás ocupa 22,4 L. 
GE QUIMICA 2015 • 11 
NACHO DOCE/REUTERS 
SECA 
O calor forte e a falta 
de chuvas deixaram a 
capital paulista à beira 
de um colapso hídrico 
no verão de 2014 
F oi o maior período de estiagem dos 
últimos 84 anos. Os tradicionais 
temporais que marcam o verão na 
região Sudeste foram substituídos em 
2014 por dias muito quentes e secos, de 
persistente e irritante céu azul. A conse­
quência foi a redução drástica das reser­
vas de água que abastecem a região me­
tropolitana de São Paulo. A falta de chuvas 
e a evaporação acelerada fizeram os seis 
reservatórios que integram o sistema Can­
tareira, o principal da Grande São Paulo, 
perder mais de 60% do volume de água 
estocada. No início de abril, alguns muni­
cípios já estavam em racionamento. 
A crise tem a ver com São Pedro sim. 
Mas a emergência esconde um problema 
estrutural. Há mais de dez anos, o abas­
tecimento de água para a região mais in­
dustrializada e populosa do país dá sinais 
de esgotamento. Mas desde a construção 
do sistema Cantareira, nos anos 1970, não 
houve nenhuma grande obra. Desde então, 
a população dobrou de tamanho, mas o vo­
lume de água disponível continua o mes­
mo. A capital bebe cerca de 100 milhões de 
litros de água por hora - o suficiente para 
encher mais de 40 piscinas olímpicas nes­
se mesmo tempo. 
Uma das medidas emergenciais anun­
ciadas pelo governo é o aproveitamento 
do chamado volume morto, o restinho que 
se acumula no fundo das represas. Como 
essa água está abaixo das bombas nor­
malmente usadas, a Sabesp precisa fazer 
investimentos para novas bombas e novos 
equipamentos de tratamento. A água resi­
dual contém mais sedimentos e exige um 
tratamento diferenciado (sobre tratamento 
da água, veja o infográfico às págs. 14 e 15). 
Conteúdo deste capítulo 
• lnfográfico .................................................. 14 
aula 1 • A física da qufmica ................................... 16 
aula 2 Atomística .................................................. 22 
aula 3 A tabela periódica . ................................... zB 
aula 4 • Ligações químicas ................................... 31 
• Exercícios & Resumo ............................... 36 
GE QUIMICA 2015 • 13 
A estrutura 
da matéria 
lnfográfico 
I 11 [1 111�_.11 
A física e a química tratam a água 
A águ a b r u ta- aque l a ret i rad a d e r i o s, lagos o u reservatór ios- é u m a m i st u ra de m o l éc ulas 
de H20 c o m o u t ras de m atér ia o rgân i ca, c o m o m i c ro rgan i s m o s e m i c ro a l gas, e de 
su bstâ n c i as i n o rgân i cas, c o m o grãos d e r o c h a. Pode tam bé mc o n ter po l ue n tes, c o m o 
pest i c i das e et l uentes i n d u st r i a i s . Essa ág u a b r u ta torna-se ág u a potável depo i s d e u m a 
sér ie de processos f ís i co s e qu í m i cos q u e separam a s i mpu rezas e equ i l i b ra m a ac i dez 
A AGUA, DE BRUTA A POTAVEL 
o 
Captação 
A água q ue entra numa estação 
de tratamento carrega poluentes 
não dissolvidos, como 
microrganismos e grãos de areia. 
Essa é a água bruta. 
f) 
Desinfecção e neutralização 
Assim q ue chega à estação, 
a água bruta recebe uma série 
de compostos químicos ­
no geral, cloro, cal e sulfato 
de alumínio. 
Em reação com a água, o h ipoclorito de 
sódio (NaCIO), um composto iônico, 
l ibera o íon h ipoclorito (CIO-). Esse íon 
mata microrganismos ao atacar a 
membrana de suas célu las. 
Também chamada óxido de cálcio (CaO), 
a cal reage com a água e forma uma base, 
o h idróxido de cálcio (Ca(OHb). Essa base 
eleva o pH da água - ou seja, d iminu i sua 
acidez (capítulos). 
Lançado na água, o sulfato de alumínio 
(AI2(SOJ3) reage com o hidróxido de cálcio e 
forma o hidróxido de alumínio (AI(OH)3). 
Esse hidróxido se combina com as partícu las 
em suspensão na água por diferença de 
polaridade e as agrega em fi ocos 
(sobre polaridade, veja o capítulo 3). 
UNIVERSAL, MAS NEM TANTO 
A água é considerada solvente universal porque é capaz de dissolver uma imensa variedade de substâncias. Mas a dissolução só ocorre quando 
as moléculas H20 interagem com as da substância adicionada. E isso depende da polaridade das moléculas (veja polaridade no capítulo 3). 
As moléculas da água são polares e só dissolvem moléculas também polares, como as do etanol. As de óleo (não polares) permanecem separadas 
AGUA + ETANOL 
O ������ C> ... � ... .. <( .. O 
Moléculas de água interação Molécula de etanol 
H20 polar C,H,O 
O átomo de oxigênio (O) da 
molécula de água é mais 
eletronegativo que os dois 
átomos de h idrogênio (H). Isso 
faz com que a molécula fique 
como um ímã, com dois polos, 
um negativo (do lado do 
oxigênio) e outro positivo 
(do lado dos h idrogênios). 
O etanol só tem polaridade 
numa das extremidades da 
molécula, onde o oxigênio se 
liga ao h idrogênio. É nessa 
área que o oxigênio da água 
exerce o seu poder, 
interagindo com a molécula 
de etanol. Como resultado, o 
etanol se dissolve na água. 
AGUAtOLEO 
.. . . 
. . ' .. 
Molécula de óleo 
..... ___ _ 
Moléculas de água 
H20 
sem 
interação 
polar 
As moléculas de gordura 
são apoiares. Assim, não 
participam do jogo de 
atração com as moléculas 
da água. As duas 
substâncias permanecem 
separadas, e a mistura, com 
duas fases, é heterogênea. 
Capítulo_ 
1 
r=:�1 
•-
A
-
físi
-
ca
__. 
L2.J da quimKa 
TUDO IGUAL·QUE·NEM Esteja no estado sólido, esteja no estado líquido ou gasoso, água é sempre água - uma combinação de átomos de hidrogênio e Óxigênio 
É tudo o que tem 
massa e ocupa espaço­
ou seja, tem volume. 
16 • GE QUIMICA 2015 • 
De que o mundo é feito 
Praticamente tudo o que vemos, tocamos e 
sentimos pelo olfato ou pelo paladar são 
compostos químicos, ou uma mistura de 
diferentes compostos. Naturais ou sintetizados 
(produzidos em laboratório), todos os materiais 
� são genericamente chamados de matéria. 
Na física, a matéria é estudada como um cor­
po cujo comportamento é analisado sob deter-
minadas forças ou certos campos de força. Por 
exemplo, como se comporta um veículo quando 
acelerado ou freado. 
Já a química estuda a matéria, sua estrutura 
e propriedades sob pontos de vista diferentes: 
.,.. sua composição, 
.,.. as transformações e 
.,.. a energia envolvida nessas transformações. 
ESTADOS DA MATÉRIA 
Tanto para a física quanto para a química, o estado 
físico de um material é fundamental para sua identifi­
cação. A matéria pode estar no estado sólido, líquido ou 
gasoso, dependendo do grau de agitação das partículas 
que a constituem e da intensidade de atração entre elas . 
.,.. No estado sólido, as partículas estão organizadas 
de maneira harmoniosa e sob alto grau de atração, 
mas agitam-se pouco. Por isso os sólidos têm forma 
e volume fixos . 
.,.. No estado líquido, a atração entre as partículas 
ainda é grande, mas seu grau de agitação aumenta 
um pouco. Não é possível manter as partículas orga­
nizadas. Daí que os líquidos têm volume constante, 
mas tomam a forma do recipiente que os contém . 
É a força aplicada sobre 
uma área, que pode 
alterar a distância entre 
as partículas do corpo e 
a intensidade com que 
elas se atraem. � 
É a medida do grau de � 
agitação das partículas, 
ou seja, uma temperatura 
maior determina 
maior agitação. 
.,.. No estado gasoso, a atração entre as 
partículas é mínima, e o grau de agitação 
é muito grande. Gases alteram seu volume 
conforme o recipiente que os contém. 
Todo material assume este ou aquele es­
tado físico, dependendo da pressão e da 
temperatura em que se encontra. Mas cada 
material reage de um modo diferente ao au­
mento ou à diminuição da temperatura ou 
da pressão. 
PROPRIEDADES GERAIS 
A química utiliza diversos conceitos da 
física para estudar a matéria. Um deles é 
a massa - a grandeza física que mede a quantidade de 
matéria existente num corpo -, que é medida mais co­
mumente em gramas (g) e seus múltiplos ou submúlti­
plos. Outro conceito da física usado na química é o volu­
me - a grandeza física que mede o espaço ocupado pela 
matéria -, que tem como unidades mais comuns o metro 
cúbico (m3) , o litro (L) e seus múltiplos ou submúltiplos. 
Veja no quadro Lembre-se, ao lado, os principais múl­
tiplos e submúltiplos do litro (L) e a relação entre L e 
metro cúbico (m3). 
Massa e volume são chamados propriedades gerais da 
matéria porque são comuns a todo tipo de matéria. Suas 
medidas ajudam, mas não são suficientes para identificar 
o tipo de matéria, ou seja, o tipo de material com que li­
damos. Isso depende de outras características e proprie­
dades que, ainda que sejam próprias da física, são mais 
específicas de cada tipo de material. 
Ciclo de transformações 
As mudanças dos estados da água 
Condensação 
Fusão 
LEMBRE·SE 
Conversão de unidades 
O vol ume pode ser apresentado tanto em 
l itros (L) q uanto em centímetros, metros ou 
q u i lômetros cúbicos. 
1L 1ol cml 
1 ml Hml 
1 ooo L 1m3 
1o"L 1 kml 
O cálculo do volume leva em conta 
três dimensões. Por exemplo: 
1 km3 = 1000 m . 1ooo m .1000 m 
Então, 1 km3 = 11J9 m3 
GE QUIMICA 2015 • 17 
É a pressão exercida 
pela atmosfera 
terrestre ao nível 
do mar. Equivale a 
760 milímetros 
de mercúrio 
{76o mmHg). 
MAIS LEVE QUE A AGUA 
No Mar Morto, a concentração 
de sais di luídos é tão alta que a 
densidade da água sobe de 
1,03 kg/L para 1,24 kg/L . 
Parece pouco, mas isso é 
suficiente para sustentar uma 
pessoa sem nenhuma bóia 
18 • GE QUI MICA 2015 • 
PROPRIEDADES ESPECIFICAS 
Cada tipo de material tem propriedades es­
pecíficas, que ajudam em sua identificação. Al­
gumas das principais propriedades específicas 
de um material são: 
.,. Ponto de fusão (PF): É a temperatura na 
qual ocorre a fusão durante o aquecimento 
(ou a solidificação durante o resfriamento) 
de um material submetido a uma pressão 
constante. 
.,. Ponto de ebulição (PE): É a temperatura 
na qual ocorre tanto a ebulição (durante 
o aquecimento) quanto a condensação/li­
quefação (durante o resfriamento) de um 
material submetido a pressão constante. 
Os pontos de fusão e ebulição de cada substân­
cia são determinados experimentalmente. Como 
a temperatura varia conforme a pressão, esses 
pontos são sempre definidos, por padrão, ao ní­
vel do mar, onde a pressão é de I atmosfera. Veja 
abaixo os pontos de fusão e de ebulição de al­
guns materiais. 
Estado físico a 
MATERIAL PF (em 'C) PE (em 'C) temperatura 
ambiente (25 •q 
Alcool etílico -117 'C 78 'C Líquido 
Oxigênio -218 'C -183 'C Gasoso 
Ferro 1535 'C 2 885 'C Sólido 
.,. Densidade: Outra propriedade específica 
da matéria - a relação entre a massa de um 
materiale o volume por ele ocupado. Ma­
tematicamente: 
d = ..!!!.. 
v 
A unidade adotada para a densidade pode ser 
grama por centímetro cúbico, grama por litro, 
ou quilograma por litro (g/cm3, g/L ou kg/L). 
Se o alumínio tem densidade de 2,7 g/cm3, en­
tão, cada centímetro cúbico de alumínio tem 
massa de 2,7 gramas. 
É a diferença de densidade que faz com que 
alguns materiais flutuem sobre outros. E isso 
ocorre também entre materiais de mesma na tu­
reza - a água, por exemplo. No estado líquido, 
a água tem densidade de 1 g/cm3• Já no estado . 
sólido, a densidade da água cai para 0,92 g/cm3• 
Por isso, pedaços de gelo boiam num copo com 
LEMBRE· SE 
O estado fís ico da matéria é defi nido pe la forma 
como as molécu las se agregam. Um corpo em 
estado só l ido tem as mo lécu las m u i to coesas 
e, portanto, forma defi n ida. Em outro co rpo, 
em estado l íqu i do, a força d e coesão entre as 
mo lécu las é menor. Por i sso, e le adqu i re o formato 
do rec ip iente. Por f im, u m corpo em estado 
gasoso tem as m olécu las livres. Em vista d i sso, 
os gases assumem todo o espaço d ispon ível, 
podendo ser compr im ido ou desco mpr im ido . 
Quando u m a su bstância m uda de estado físico, 
o q u e se al tera é a maneira como as m o lécu las 
se organizam. As m udanças de estado (tam bém 
chamadas m u danças de fase) são 
Fusão 
Vaporização ou evaporação 
Solidificação 
Condensação 
Sublimação 
Passagem do estado sólido 
para o líquido 
Passagem do estado líquido 
para o gasoso 
Passagem do estado líquido 
para o sólido 
Passagem do estado gasoso 
para o líquido 
Passagem do estado sólido 
para o gasoso, ou vice·versa 
DENSIDADE NA PRATICA 
U m balão de festa que se enche por sopro 
não permanece no alto devido à d i ferença de 
dens idade entre o ar soprado e o ar atmosférico, 
do exter ior do balão. O ar atmosférico é u m a 
m istura de gases c o m dens idade de 1,2 g/L. 
Já a m istu ra que sopramos pe la boca tem 
u ma boa p roporção de gases mais densos 
- princ ipa lmente o gás carbôn i co, que tem 
dens i dade de 1,8 g/L. Um balão cheio por meio 
de uma bomba de ar tam bém não permanece 
flutuando. Nesse caso, a densidade dos gases 
de dentro e de fora é a mesma. Mas a parede 
de borracha do balão é atraída para o solo pe la 
gravidade. Coisa bem d i ferente acontece com 
u m balão che io de gás hél io. Como tem dens idade 
m u i to menor que a do ar atmosférico (0,16 g/L), 
o balão vence até mesmo a gravidade e sobe. 
refrigerante. Já o ferro em barra (portanto, no 
estado sólido) tem densidade muito maior que 
a água, de 7,86 g/cm3• Por isso, afunda. 
.,.. Solubilidade É a quarta característica 
importante dos materiais - quanto o ma­
terial é capaz de se dissolver em água a 
determinada temperatura. Quanto maior 
é a solubilidade de uma substância, mais 
solúvel ela é. Pode-se medir a solubilida­
de de uma substância (soluto) em qual­
quer outra substância (solvente), mas a 
medida mais importante é em relação à 
água. (veja mais sobre soluções no capítulo 
3, aula 3). 
O máximo de cloreto de sódio (sal de cozi­
nha) que se consegue dissolver em 100 g de 
água, a 20 °C, é 36 g. Além dessa proporção, 
acumulam-se grãos de sal no fundo do reci­
piente. Já de sacarose (açúcar) podem-se dis­
solver no mesmo volume de água, à mesma 
temperatura, 204 g. Isso significa que o açúcar 
é mais solúvel em água do que o sal. 
SUBSTANCIA E MISTURA 
As propriedades específicas só nos auxiliam 
a identificar um material se a amostra for com­
posta de uma única substância. Misturas de 
substâncias não têm suas características tabe­
ladas porque elas dependem da proporção em 
que seus componentes estão misturados. Nesse 
caso, os químicos e físicos só têm três atitudes 
a tomar: experimentar, observar e comparar. 
Uma substância é uma mistura composta 
de partículas de mesmo tipo (veja elementos 
químicos, átomos e moléculas na aula 2 deste 
capítulo). As substâncias têm comportamento 
muito característico: à medida que a tempera­
tura cai ou sobe, podem mudar de estado físico. 
Mas, durante essa mudança, a temperatura do 
material não se altera. Já numa mistura - um 
material formado por duas ou mais substân­
cias - , as mudanças de estado acontecem numa 
temperatura que se altera. Compare, nos gráfi­
cos ao lado, o comportamento de substâncias e 
de misturas, durante a mudança de estado. 
Algumas misturas se comportam como subs­
tâncias em uma das mudanças de estado, mas 
nunca nas duas. As que apresentam variação 
de temperatura no PE são chamadas misturas 
eutéticas. Aquelas para as quais a temperatura 
varia no PF são chamadas misturas azeotró­
picas. Os gráficos ao lado representam as mu­
danças de estado desses dois tipos de mistura. 
Mudanças de estado de uma substância 
Temperatura ('C) 
r 
Temperatura 
de Ebulição 
Temperatura 
de Fusão 
l 
L 
Tempo (minutos) 
,.. s. Quando todo o material puro se transforma em 
vapor, a temperatura volta a se elevar. Se encontrar 
alguma barreira mais fria, o vapor se condensa 
(volta ao estado liquido). �o que ocorre com a 
tampa de uma panela durante o cozimento. 
J ,.. 4. Ao atingir o ponto de ebulição (PE), a subst�ncia 
começa a se transformar em vapor. Até que tudo 
esteja vaporizado, a temperatura não muda. 
Na água, essa temperatura é de 100 •c. 
>- J. Quando todo o material tiver passado para o 
estado liquido, a temperatura volta a se elevar. 
>- z. No PF começa o derretimento. Para a água, 
o PF é O •c. A temperatura se mantém constante 
enquanto houver algum material a ser derretido. 
>- 1. Para uma substancia sólida qualquer, a 
temperatura se eleva no decorrer do tempo 
até atingir a temperatura de fusão, no ponto 
de fusão (PF). 
Mudanças de estado de uma mistura 
('C) 
l Temperatura 
Fim da ebulição f---, 
Inicio t������:j ::::::::----------1 {!1 Intervalo j. de ebuliç� 
Tempo (minutos) 
Intervalo de ebulição O mesmo ocorre na 
ebulição. A passagem de líquido para gasoso 
começa em determinada temperatura. Mas, 
de novo, como diferentes subst�ncias têm 
diferentes pontos de ebulição, a transformação 
da mistura só se conclui numa temperatura mais 
alta. Completada a vaporização, a temperatura 
volta a subir num ritmo mais acelerado. 
Intervalo de fusão A certa temperatura, a 
mistura começa a entrar em fusão. Mas, porque 
diferentes subst�ncias têm diferentes pontos de 
fusão, até toda a mistura derreter, a temperatura 
continua se elevando, ainda que de maneira 
mais suave. 
Misturas eutética e azeotrópica 
O Uma mistura eutética se comporta como 
subst�ncia apenas no ponto de fusão (PF) 
O Uma mistura azeotrópica se comporta como 
substância apenas no ponto de ebulição (PE) 
&E QUIMICA 2015 • 19 
ta proporção entre 
a massa de um dos 
componentes de uma 
mistura e a massa 
total da mistura. 
Matematicamente: 
E!] 
Normalmente, essa 
fração é multiplicada por 
100 e o grau de pureza da 
mistura, apresentado em 
porcentagem. 
t uma porção do sistema 
que apresenta as mesmas 
propriedades. Algumas 
fases são visíveis apenas 
por microscópio. to caso 
do sangue, do leite e 
da gelatina, que, a olho 
nu, parecem sistemas 
homogêneos, mas são, na 
verdade, heterogêneos. 
São misturas que 
apresentam apenas 
uma fase. 
20 • GlQUIMICA20lS • 
CLASSIFICAÇAO DAS MISTURAS 
Na natureza, é muito raro encontrarmos 
substâncias com grau de pureza total. Quase 
tudo é mistura, mesmo quando ela não é facil­
mente percebida. É o caso do ar atmosférico. O 
ar é uma mistura de diversos gases, como ni­
trogênio, oxigênio e gases nobres. 
Se estiver poluído, o ar contém, ainda, boa 
concentração de outras substâncias, como par­
tículas de fuligem ou monóxido de carbono. O 
mesmo acontece com a água: na natureza, cos­
tuma carregar sais minerais. Nas torneiras das 
cidades brasileiras, ela vem misturada ao flúor, 
que ajuda a proteger os dentes contra as cáries. 
Na indústria, também é raro o uso de subs­
tâncias absolutamente puras. Os metais pre­
ciosos, como prata eouro, são extraídos mis­
turados a outras substâncias minerais e têm 
de ser purificados antes da fabricação de qual­
quer peça, como joias. Mas porque são muito 
moles, precisam ser combinados com outros 
metais, em ligas que permitem a moldagem 
das peças. 
Qualquer porção de matéria separada para 
estudo e análise chama-se sistema. A primei­
ra observação a ser feita na classificação de 
um sistema é se ele é homogêneo ou hetero­
gêneo. Sistema homogêneo é aquele em que 
existe uma única fase (são monofásicos ou 
unifásicos). Em oposição, sistema heterogêneo 
é aquele que apresenta mais de uma fase (são 
polifásicos). 
Todas as substâncias puras constituem sis­
temas homogêneos. A não ser quando estão 
em diferentes estados físicos ou em mudança 
de estado - aí, comportam-se como sistemas 
heterogêneos. Nas fotos ao lado, você confere 
alguns sistemas homogêneos e heterogêneos. 
As soluções também são sistemas homogê­
neos. É o caso de uma xícara de chá. (Veja mais 
sobre soluções no capítulo 3, aula 3.) 
EM RESUMO 
r7 HOMOGENEOS 
I (monofásicos) 
SISTEMAS 
l HETEROGENEOS f 4 (polifásicos) lp. 
MISTURAS HOMOGENEAS 
(soluções) 
SUBSTANCIAS 
PURAS 
MISTURAS 
HETEROGENEAS 
SUBSTANCIAS PURAS 
(em mudança de estado flsico) 
Homogêneo e heterogêneo 
A água no copo constitui um 
sistema homogêneo, porque tem 
uma única fase. A água é uma 
substância pura, e toda a porção 
dentro do copo tem as mesmas 
propriedades 
Um copo com água e óleo tem 
duas fases (duas partes com 
diferentes propriedades, como 
cor e densidade). O sistema é 
heterogêneo 
Uma só substância, mas heterogênea 
[li 
[4] 
Um copo com água e gelo, apesar 
de conter uma única substância, 
é um sistema heterogêneo. 
Há duas fases: uma de água no 
estado sólido, e outra de água 
no estado liquido 
A chaleira contém apenas água 
fervente. Mas o sistema dentro 
dela é heterogêneo, porque, ao 
entrar em ebulição, a água está 
passando do estado líquido 
para o gasoso 
VALE A PENA ANOTAR 
.,.. Todo sistema gasoso é homogêneo, 
não importa a quantidade deste ou 
daquele gás na mistura. 
.,.. Todo sistema sólido é heterogêneo. 
Uma exceção apenas: as ligas 
metálicas são misturas homogêneas. 
FOTOS: [1] DERCILIO, [l] MARTIN LEIGH, [l[TETRA IMAGES, [41 IlM KLEIN 
SEPARACÃO DE MISTURAS 
0 Para separar misturas heterogêneaS, 
os métodos mais comuns são: 
.,. Filtração 
Util izada para mistu ras de fases líqu ida e sól ida ou 
sól ida e gasosa. A mistura atravessa um filtro que 
retém as fases sól idas e permite a passagem das 
fases líqu idas ou gasosas. t adotado nos aspiradores 
de pó e n uma estação de tratamento de água. 
.,. Decantação 
Reti ra da fase l íqu ida sól idos ou outros 
líq u idos imiscíve is (q u e não se mistu ram, como 
óleo e água}, pela diferença de densidade e ntre 
as fases. 
z. Passado o tempo, 1. A solução de 
água e barro 
é deixada em 
repouso 
as fases se separam: 
líquida (água) e 
sólida (terra) 
3. Entornando 
o recipiente, 
separa-se a 
água da terra 
.,. Dissolução fracionada 
Separa duas ou mais fases sól idas, empregando 
um so lvente que dissolve apenas um dos sól idos 
da mistu ra. 
1. Numa mistura 
de areia e sal é 
adicionada água, 
que dissolve o sal retida 
.,. Separação magnética 
3.0 sal é 
separado pela 
evaporação 
da água 
Uti l izada q uando um dos sól idos da mistura é 
um metal que é atraído por ímãs. 
LIMALHA 
DEFERRO 
ENXOFRE 
0 Para separar miStUraS homogêneaS, 
os métodos mais comuns são: 
.,. Evaporação 
Separa o sólido de uma mistu ra. t como se obtém o 
sal de cozinha da água do mar nas sali nas. 
.,. Destilação simples 
Separa sólidos dissolvidos em líqu idos, com base na 
diferença dos pontos de ebu l ição (PE} dos compostos 
da mistu ra. Quanto maior for essa diferença, mais 
eficiente será a separação. 
1.A mistura 
é fervida \��-) 
.,. Liquefação fracionada 
3. Em contato com as 
paredes mais frias 
do tubo, o vapor se 
condensa, e o líquido 
é separado 
Separa componentes de mistu ras gasosas. A mistura 
é comprimida e resfriada até que passe para o 
estado l íqu ido. A temperatura é então e levada 
lentamente. Os gases são separados, um a um, por 
desti lação fracionada. 
.,. Destilação fracionada 
Segue o pri ncípio da 
destilação simples, mas 
faz a separação de líqu idos 
miscíveis, como água e 
álcool, que têm pontos de 
ebu l ição muito próximos. 
to processo usado nas 
refinarias para separar os 
diferentes derivados 
do petróleo, como 
gasol ina 
e diesel. 
Fornalha 
Gasolina 
Querosene 
óleo diesel 
óleo 
combustlvel 
GE QUI MICA 2015 • 21 
22 • GE QUIMICA 2015 • 
PURA ENERGIA LIBERADA O efeito luminoso da queima de fogos de artifício é causado pelo movimento de vaivém de elétrons em torno do núcleo 
A química dos átomos 
Tudo o que existe no Universo - as estrelas, 
como o Sol, as rochas, a água de rios e ocea­
nos e os seres vivos - é feito de matéria. E 
toda matéria é constituída de átomos. O átomo 
é uma unidade básica da matéria, formada por 
um núcleo rodeado por uma nuvem de partícu­
las. Ou seja, o átomo é como um tijolo da maté­
ria, mas contém partículas ainda menores. Esse 
conceito surgiu apenas no século XIX, com a 
criação dos primeiros modelos atômicos. Isso 
dependeu de uma grande mudança na forma 
como o mundo era observado e analisado. 
AQUI TEM HISTÓRIA 
Por volta do sécu lo V a.C., fi lósofos gregos já 
falavam em átomos. Para e les, um átomo era 
u ma partícu l a i nd iv i s ível . A pa lavra átom o 
s ign i fica, exatamente, "aq uele q u e não tem 
partes" Cada átomo, segundo os f i lósofos, 
t i nha características próprias, o que 
exp l i cava os vários t i pos de matéria. 
O método científico, 
passo a passo 
o 
o 
o 
o 
o 
o 
OBSERVAÇÃO 
O pesquisador observa um 
fenômeno do mundo natural 
· As fiares têm diferentes cores 
PROBLEMATIZAÇÃO 
Se não tem uma explicação para o 
fenômeno, ele monta 
um problema 
• O que dá a cada fiar uma cor? 
COLETA DE DADOS 
O pesquisador, então, busca tudo o 
que já se pensou sobre o assunto, 
em livros e discussões científicas 
· Alguns acham que a cor depende 
do tipo de solo em que a planta 
cresce, outros, que a cor é definida 
por puro acaso 
CONSTRUÇÃO DE 
UMA HIPÓTESE 
Aceitando ou rejeitando os 
dados coletados, ele formula 
uma possível explicação para o 
fenômeno - uma h ipótese 
· A cor de uma fiar depende apenas 
do tipo de solo 
TESTE DA HIPÓTESE 
Para verificar a validade da 
hipótese, o pesquisador faz uma 
série de experimentos 
· Cultiva fiares de mesma cor 
em diversos tipos de solo 
RESULTADOS 
Medindo e comparando os resultados 
de cada experimento, ele confirma se 
a hipótese é verdadeira ou falsa 
· A cor das fiares não variou 
entre um tipo de solo e outro 
NOVA PROBLEMATIZAÇÃO 
Se a hipótese original não se 
confirma, o pesquisador compara 
o fenômeno na natureza e o 
resultado de seus experimentos. 
Com isso, reformula o problema: 
·A cor de uma fiar depende tanto 
do tipo de solo quanto da espécie 
da planta? 
Com o novo problema, ele volta 
a realizar o processo de coleta de 
dados e experimentação. E segue 
os procedimentos até encontrar 
uma resposta satisfatória 
MODELOS ATÔMICOS 
Toda ciência natural, como a química, a física e a 
biologia, tem sua atividade baseada no método cien­
tífico, isto é, uma série de etapas que precisam ser 
cumpridas rigorosamente, ao fim das quais é possível 
chegar a conclusões sólidas sobre o fenômeno estuda­
do. Criado no século XVII, por filósofos como Francis 
Bacon e Renê Descartes, o método científico consiste 
numa sequência de procedimentos absolutamente ló­
gícos. Veja o esquema ao lado. 
Quando um pesquisador confirma certa regularida­
de num fenômeno natural, ele pode generalizar uma 
ideia, na forma de uma lei científica ou de um conjun­
to de leis que constituem uma teoria. Para fenômenos 
que não podem ser observados nem medidos, a teoria 
é denominada modelo - uma analogía que permite a 
explicação do fenômeno. Foi o que aconteceu no sécu­lo XVIII, quando se começou a questionar a estrutura 
dos átomos. 
Átomos são partículas minúsculas, impossíveis de 
serem vistas mesmo pelos equipamentos mais sofisti­
cados. Daí a necessidade de construir um modelo que 
explique a estrutura atômica. 
O modelo de Dalton 
O inglês John Dalton foi um dos pioneiros a pesqui­
sar os átomos de maneira científica, no início do século 
XIX. Ele analisou os resultados de experimentos reali­
zados por dois franceses - Antoine Laurent Lavoisier 
e Joseph Louis Proust. Essas experiências afastavam o 
caráter mágico das reações químicas e propu-
nham uma explicação racional para o fenô­
meno. Dalton criou um modelo atômico, 
muito baseado no conceito grego antigo. 
Para o inglês, 
.,. o átomo é uma esfera maciça e indi­
visível; 
.,. toda matéria é formada por átomos, par­
tículas indivisíveis; 
.,. átomos de um mesmo elemento são iguais em 
massa e propriedades; átomos de elementos dife­
rentes têm distintas massa e propriedades; 
.,. os compostos são formados de átomos que se 
combinam em proporção simples. 
O modelo de Thomson 
Na segunda metade do século XIX, experimentos 
com gases que recebem descargas elétricas 
indicaram que o átomo continha partícu­
las com carga elétrica negativa. No fim do 
século, outro inglês, Joseph John Thom­
son, descobriu a primeira partícula su­
batômica - o elétron. Isso provou que o 
átomo não é indivisível, mas composto de 
partículas menores. Thomson propôs, en-
tão, um novo modelo atômico, que foi apelidado de 
"pudim de passas" (veja ao lado). 
MACIÇO 
Para Dalton, 
o átomo era 
uma esfera 
indivisível 
PUDIM DE 
PASSAS 
Para Thomson, 
o átomo seria 
o pudim e teria 
carga positiva 
Cada elétron, 
com carga 
negativa, seria 
uma uva·passa 
incrustada 
GE QUIMICA 2015 • 23 
O modelo Rutherford-Bõhr 
O modelo atômico aceito atualmente pela quí­
mica começou a ser esboçado por Ernest Ruther­
ford, no início do século XX. O pesquisador in­
glês bombardeou uma lâmina finíssima de ouro 
(com w-4 mm de espessura) com partículas alfa, 
emitidas por um material radioativo. Rutherford 
sabia que as partículas alfa têm carga elétrica po­
sitiva e, no experimento, constatou que a maioria 
das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro 
sem sofrer nenhum desvio de trajetória. Mas al­
gumas delas se desviavam ou eram rebatidas de 
volta ao colidir com a lâmina de ouro. 
E, com base nessas observações, Rutherford 
chegou às seguintes conclusões: 
� se a maioria das partículas alfa atravessou a 
lâmina sem se desviar, os átomos da lâmina 
de ouro deviam ter grandes espaços vazios; 
� se algumas partículas alfa foram rebatidas, 
então os átomos da lâmina deviam apre­
sentar uma parte central muito pequena e 
densa - um núcleo; 
� por fim, se outra parte das partículas alfa 
(que têm carga positiva) sofreu algum des­
vio ao atravessar a lâmina, então o núcleo 
dos átomos de ouro deve ter carga positiva 
(lembre-se de que cargas iguais se repelem). 
Com essas hipóteses, Rutherford só precisou 
raciocinar: para equilibrar a carga elétrica posi­
tiva do núcleo, os vazios deviam ser povoados de 
elétrons, de carga negativa. Daí surgiu o modelo 
atômico de Rutherford, que foi aperfeiçoado pelo 
dinamarquês Niels Bõhr, poucos anos depois. Esse 
modelo lembra o formato do sistema solar, com o 
núcleo representando o Sol e os elétrons, os plane­
tas. Nos anos 1930, os nêutrons, sem carga elétrica, 
foram descobertos e incorporados ao modelo. 
Com a descoberta do nêutron, o átomo teve 
seu modelo completado. Hoje, são bem conhe­
cidas as propriedades fundamentais de cada 
uma dessas partículas. 
Próton (p) +1 
Nêutron (n) o 
Elétron (e·) -1 
24 • GE QUIMICA 2015 • 
1 
1 
1 /1 840 
O modelo 
Rutherford· 
·Bohr descreve 
o átomo como 
um minúsculo 
sistema solar 
1,67 10'24 
1,67 10'24 
9,1 . 10''8 
Elemento químico é o 
conjunto de átomos 
quimicamente iguais ­
ou seja, que têm o mesmo 
número de prótons 
Os únicos isótopos que 
recebem nomes especiais 
são os do hidrogênio. 
,Ri � {;raiia aühidroiênio 
comum (Z = 1, A = 1); 
,H ' ') deutério (Z = 1, A= 2l· 
Ji3 :+ ifíiia ou iriiJi-ia 
(Z= 1, A =3) ....... ....................... ........ .... ....... 
Diferenças e semelhanças 
São os prótons, no núcleo atômico, que de­
finem um elemento químico. Cada elemento 
químico tem um nome e é representado por um 
símbolo, que indica seu nome. Esse símbolo é 
composto de uma ou duas letras (sempre come­
çando com maiúscula e terminando com minús­
cula), que muitas vezes se referem ao nome do 
elemento em latim. Veja alguns exemplos: 
INDICA O NOME 
Hidrogênio H h idrogen ium 
Carbono c carbon ium 
Cálcio C a calei u m 
Sódio Na natr ium 
Fósforo p phosphorus 
Ouro Au aurum 
PRÓTONS E NÊUTRONS 
O número de prótons é chamado número atô­
mico (Z). Por exemplo: 
� para o átomo de ferro (Fe), que contém 26 
prótons, Z = 26; 
� para o sódio (Na), com 11 prótons, Z = 11. 
A soma do número de prótons (p) e o núme­
ro de nêutrons (n) é o número de massa (A). 
O número de prótons é o mesmo que o número 
atômico. Então: 
A = Z + n 
A proporção entre o número de prótons e o 
de nêutrons define algumas semelhanças e dife­
renças entre os átomos: 
� ISOTOPOS São átomos com o mesmo número 
de prótons, mas com diferente número de 
nêutrons. Se têm o mesmo número de pró­
tons, esses átomos têm o mesmo número 
atômico Z e, portanto, são um mesmo ele­
mento, com propriedades químicas seme­
lhantes. Mas, devido à variação no número 
de nêutrons, suas propriedades físicas po­
dem diferir ligeiramente. Veja, como exem­
plo, os isótopos do cálcio (Ca): 
Isótopo 1 do cálcio Isótopo 2 do cálcio { 20 p 
Ca (Z = 20) 2o e· A = 41 
n n 
{ 20 p 
Ca (Z = 20) 20 e- A = 42 
22 n 
Os isótopos de um elemento químico não re­
cebem nomes especiais. No exemplo dos isó­
topos de cálcio: 
20Ca41 lê-se isótopo 41 do cálcio (cálcio-41) 
20Ca42 lê-se isótopo 42 do cálcio (cálcio-42) 
� ISOBAROS São átomos de elementos químicos diferentes que têm o 
mesmo número de massa (A). Nesse caso, eles diferem tanto em suas 
propriedades químicas quanto nas físicas. O cálcio (Ca), por exemplo, 
é isóbaro do potássio (K). Veja: { 20 p 
Ca (Z = 20) 20 e-
20 n 
{ 19 P 
K (Z = 19) 19 e-
21 n 
A = 40 A = 40 
Repare que o número de prótons (Z) do cálcio é diferente do núme­
ro de prótons do potássio. Então eles são elementos químicos distintos. 
Ainda assim, têm o mesmo número de massa (A). A diferença está no 
número de nêutrons. 
� ISOTONOS São átomos de elementos químicos distintos que têm dife­
rentes número de massa (A) e número atômico (Z), mas apresentam o 
mesmo número de nêutrons (n). Nesse caso, a diferença está no núme­
ro de prótons. São isótonos: 
5B11 e 6C12 (boro-H e carbono-12) 
15P31 e 16S32 (fósforo-31 e enxofre-32) 
ELtTRONS 
O número de elétrons (e-) e a relação entre esse número e a quantidade 
de prótons, no núcleo, também definem propriedades químicas importan­
tes de um átomo. Íons são átomos que ganham ou perdem elétrons numa 
ligação química. A maioria dos átomos liga-se uns aos outros, a fim de al­
cançar a estabilidade. Se, numa ligação, um átomo cede elétrons, é um íon 
positivo; se recebe elétrons, é chamado íon negativo. Veja: 
� CATIONS É o nome que se dá aos íons positivos - ou seja, átomos que 
perderam elétrons e, portanto, têm mais cargas positivas (dadas pelos 
prótons). O total de elétrons cedidos é sempre igual ao total de cargas 
negativas perdidas. Veja, no exemplo abaixo, como um átomo neutro de 
cálcio se transforma num cátion: 
20 p 
Ca (Z = 20) 
20 e-
átomo neutro (p = e-) 
� 
� 
perde � 
2 e létrons 
P > e- � 
20 p 
Ca (Z = 20) 
18 e-
2 cargas positivas 
� 
� 
C a'' 
cátion 
de cálcio 
� ANIONS São átomos eletrizados negativamente - ou seja, com mais car­
gas negativas (elétrons) do que cargas positivas (prótons). Para que 
um átomo neutro se torne um ânion, ele tem de ganhar elétrons. O 
total de elétrons recebidos é sempre igual ao total de cargas negativas 
adquiridas.Veja como um átomo neutro de nitrogênio (N) se transfor-
ma em ânion: 
N (Z = 7) 7 p 
� gan ha � N (Z = 7) 7 p � N3-7 e-
3 e létrons 
1o e-
átomo neutro (p = e-) � (e- > p) � 3 cargas negativas � �nion de 
n i trogênio 
Átomos neutros ou íons de elementos químicos diferentes podem 
apresentar o mesmo número de elétrons. Quando isso ocorre, dizemos 
que esses átomos são isoeletrônicos. 
VALE A PENA ANOTAR 
� C a é o átomo de cálcio 
� Ca" é como se representa o cátion bivalente de 
cálcio (com dois elétrons a menos) 
Esse tipo de notação vale para qualquer cátion. 
VALE A PENA ANOTAR 
� N é o átomo de nitrogênio 
� N'- é como se representa o ânion trivalente do 
nitrogênio (com três elétrons a mais) 
Esse tipo de notação vale para qualquer ânion. 
&E QUI MICA 2015 • 25 
A ORGANIZAÇAO 
DOS ELtTRONS 
A região ocupada pela nuvem de elé­
trons, em torno do núcleo, chama-se ele­
trosfera. Em 1913, Niels Bõhr fez uma 
série de experimentos que resultaram nos 
seguintes postulados a respeito da ele­
trosfera: 
.,.. os elétrons se movimentam em trajetó­
rias circulares, chamadas camadas ou 
níveis de energia. Cada um desses ní­
veis tem um valor energético; 
.,.. quanto mais externo for o nível, mais 
energia ele tem; 
.,.. um elétron que absorve energia (elétri­
ca, luz, calor, por exemplo) salta de uma 
camada mais interna para outra mais 
externa; 
.,.. um elétron que volta à sua camada inter­
na original libera a energia recebida na 
forma de ondas eletromagnéticas. 
A ciência conhece sete níveis de ener­
gia, que podem abrigar até 112 elétrons. 
Por isso, dizemos que a eletrosfera se di­
vide em sete camadas eletrônicas, cada 
uma delas com o máximo possível de elé­
trons. Veja: 
26 • GE QUI MICA 201S • 
CAMADA 
(nfvelde 
energia) 
K {1) 
L (2) 
M (3) 
N (4) 
0 {5) 
P(6) 
Q (7) 
Número 
máximo 
de elétrons 
8 
18 
32 
32 
18 
2 
CONFIGURAÇAO ELETRONICA 
Cada nível de energia da eletrosfera contém diversos subníveis, 
identificados pelas letras minúsculas s, p, d, f Cada subnível com­
porta um número máximo de elétrons. 
p 
d 
HOMERO MAJUMO DE ELtlRONS 
6 
10 
14 
pl-6 
dl-10 
f'-14 
A forma como os elétrons se distribuem pelos subníveis é chamada 
configuração eletrônica. Veja a tabela abaixo e acompanhe o racio­
cínio para entender, passo a passo, como os elétrons se dispõem pelas 
camadas e subníveis: 
CONFIGURAçAO ELETRONICA 
Camadas 
K (1) L (2) M (3) N (4) O (s) P (6) Q (7) 
(nlveis) 
N• máximo 
18 
de elétrons 
32 32 18 
1S2 2S2 2p6 3S2 3P6 3d" 4s' 4P6 4d" 4114 ss' sp6 sd" sf14 6s'6p66d" 7S2 � I I I I l 'V � 
Cada subnlvel Acamadn A camada 2 A camada 3 tem três As camadas4 
comporta um tem apenas comporta oito subníveis: s, p e d. Os e 5 comportam 
número máximo o subnlvel s, elétrons, em dois subníveis s e p já contêm 32 elétrons, 
de elétrons: onde cabem, subníveis, s e p. Oois oito elétrons. A camada 
S = 2 no máximo, elétrons lotam o comporta mais dez 
p = 6 dois elétrons subnlvel s. Os outros elétrons, no subnlvel d. 
d = 10 seis elétrons vão No total, o nlvel M 
f = 14 para o subnível p comporta 18 elétrons. 
.l.r---,r---r.---1.-- O número de elétrons existentes 
' ' ' ' nesta camada 4 é 2 + 6 + 10 + 14 = 32 452 4P6 4dlo 4fl4 
t t i 
Nível de 
energia 
Sub nível Número de elétrons 
no sub�ivel 
cada uma, 
em quatro 
subníveis: 
s, p, d ef. 
A energia de um elétron depende da camada e do sub­
nível que ele ocupa. Num átomo no estado fundamental 
(sem elétrons excitados por alguma forma de energia), 
os elétrons se distribuem em ordem crescente seguindo 
as diagonais do diagrama de Linus Pauling. Veja: 
/ ls " A cada l inha horizontal estão /,,' ',, > ,, ' ;. .. . . . . . . . . . · · · · · · · · ' l istadas as camadas com seus 
< , ... 2s' ,/ 2p' ... , possíveis subníveis de energia: 
· : / ,' ,' , ' '• , • lS, 2S, 2p, 3 S, 3 P, 3d ... Jl � '
' 
,
' ,' , ' ,,' .. '' 
,' ,' 3s / 3p ,' 3d , './ , · , , · ... '• ,, · · ··· · · • Os elétrons não se distribuem ,_ ,...' ,-' ,' / ,...' ,' ...' ,
• 
seguindo essa ordem horizontal, < ,, 4s · /' 4p', ,' 4l /' 41 ' 
mas o zigue·zague mostrado pela • r./ , , , , , . , ' 
-' ,......-,-' ,...' ,...' ,-' ,/ ,-' ,· linha pontilhada azul: 1s, 2s, 2p, 
•, / ' Ss , ,', Sp /' . sei,/ 5( 3S, 3P, 4S, 3d, 4P, ss, 4d ... 
-�./ ,' ,' ,' ,' ,' ,�· -··· · · · · 11 _ , , , , , , 
•: ,, ' 6s· ,,' 6P .. , "' , &l 
J ,' / ,-·/ ,. , , , � 
•: ,,' 7s � , '
' Jl',,' , , . , , , 
ZIGUE·ZAGUE NA PRÁTICA 
· , o subnível mais energético 
é sempre o último a receber 
elétrons na distribuição. 
Nem sempre esse subnlvel 
pertence à última camada 
O h i d rogênio neu tro (H) tem apenas u m p róton e u m elétron 
(não contém nêutrons) Então 
... Esse e létron só pode estar na camada K (1); 
... Corno essa camada tem apenas u m s u b n ível energético, a 
local ização do e létron tem de ser 1s' 
Para o sód io (Na), com 11 e létrons, o raciocínio é o mesmo: 
... Os e létrons vão se d istr i bu i ndo pelas camadas e, em cada 
uma de las, pelos subn íveis, segu indo o z igue-zague de 
L i nus Pau l i ng: 1s', 2s', 2p6 e 3S' 
Os elétrons mais energizados estão do último subní­
vel. Mas preste atenção no zigue-zague: nem sempre o 
último subnível está na última camada. Essa é a camada 
de valência, que contém os elétrons que participam das 
ligações químicas. 
CAMADA DE VALlNCIA NA PRATICA 
Para o ferro (Z = 26): 
· Sub níveis : ls2 2s2 2p6 3s2 3 p6 4s2 3d6 
· N iveis : K = 2 L = 8 M = 14 N = 2 
• Subnível mais en ergético: 3d, com 6 elétrons 
· Camada de valência -+ 4 (4s) com 2 e létrons 
Para o bromo (Z = 35): 
· Sub níveis : ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 
· N íveis : K = 2 L = 8 M = 18 N = 7 
• Subnlvel mais energético: 4p, com 5 elétrons 
· Camada de valência -+ 4 (4s2 e 4p5) com 7 elétrons 
NIVEL ENERGtTICO NA PRATICA 
A química dos fogos de artifício 
Os fogos de artiflcio são fabricados bas icamente de pólvora 
combinada com sais de d i ferentes e lementos qu ím icos. A cor da luz 
produzida pe la explosão é determinada por esse e l emento o l ít io 
dá o verme lho; o cá lc io, o laranja; e o cobre, o azu l 
O p rocesso de produção das cores chama-se l u m inescência 
e ocorre q uando e létrons exc i tados pelo calo r da explosão da 
pó lvo ra l i beram essa energia de volta e retornam para o n ível 
menos energético do átomo. Veja o que acontece com os e létrons 
de um átomo quando e le p roduz luz co lor ida dos fogos 
1. 
Imagine um átomo qualquer com seis elétrons. A distribuição normal desses elétrons é: 
IS', 2s', 2p' - ou seja, dois elétrons na camada K (1), que só tem o subnível s, e quatro 
outros elétrons na camada L (2), dois no subnível s e outros dois no subnlvel p. 
2. 
Se o átomo recebe uma descarga de energia, como o calor da explosão da 
pólvora nos fogos de artifício, u m dos elétrons que ocupava o subnível mais 
energético salta para subnlveis mais energéticos ainda - neste caso, para um 
subnível da camada M (3). 
3. 
Um elétron não pode acumular essa energia. Por isso, logo devolve a energia extra e 
retorna para o subnlvel energético original. A devolução dessa energia para o meio 
ambiente se dá na forma de luz colorida. O show pirotécnico acontece. 
VALE A PENA ANOTAR 
Atenção especial para os cátions, lons positivos que se formam 
pela perda de elétrons. Os elétrons perdidos são sempre aqueles da 
camada de valência, e não do último sub nível de distribuição. 
Então, para identificar os elétrons perdidos, é preciso: 
1. distribuir os elétrons do átomo neutro, segundo as camadas e os 
subnlveis (em zigue-zague); 
2. identificar a camada de valência e dela retirar os elétrons cedidos 
a outro átomo. 
GE QUIMICA 2015 • 27 
BLOCOS DE MONTAR 
Na tabela periódica, cada 
elemento aparece com as 
informações fundamentais 
Cada elemento em seu lugar 
28 • 51 QUIMICA 2015 • 
Aciência conhece 118 elementos químicos. 
Mas 26 deles não existem na natureza. São 
átomos extremamente instáveis e, por isso, 
só aparecem quando sintetizados emlaboratório 
(veja o cap. 4, aula 3). 
A descoberta dos elementos químicos foi feita 
paulatinamente. Até o fim do século XVII, conhe­
ciam-se apenas 14 deles; um século depois, eram 
33. Com o advento da ciência moderna, no século 
XIX, 83 elementos foram identificados. Com uma 
lista desse tamanho, tornava-se cada vez mais ne­
cessário um sistema de organização que permi­
tisse trabalhar com os elementos. Houve várias 
tentativas (veja o quadro "Aqui tem história", na 
pág. ao lado). A classificação que prevaleceu foi a 
proposta pelo russo Dimitri Mendeleev. 
A TABELA DE MENDELEEV 
Em 1869, Mendeleev juntou as tentativas ante­
riores e dispôs os elementos conhecidos num qua­
dro com doze linhas (na horizontal) e oito colunas 
(na vertical). Na horizontal, os elementos obede­
ciam à ordem crescente de massa (dada pela soma 
do número de prótons e o de nêutrons). Na ver­
tical, apresentavam características semelhantes. 
Mendeleev atribuía as imperfeições da tabela a 
erros no cálculo das massas. Ele tinha tanta cer­
teza disso que deixou alguns espaços vagos na ta­
bela, para o encaixe de elementos ainda não des­
cobertos. Essas vagas foram, depois, realmente 
preenchidas (veja na tabela a seguir). 
Elementos conhecidos de Mendeleev 
H Elementos desconhecidos mas previstos por Mendeleev 1.01 
H e LI 8e 8 c N o F 
4.00 6.94 9.01 10.8 12.0 14.0 16.0 19.0 
Ne Na Mg AI SI p s CI 
20.2 23.0 24.3 27.0 28.1 31.0 32.1 35.5 
Ar K C a Se TI v C r Mn F e Co Nl 
40.0 39.1 40.1 45.0 47.9 50.9 52.0 54.9 55.9 58.9 58.7 
cu Zn Ga Ge As Se Br 
63.5 65.4 69.7 72.6 74.9 79.0 79.9 
Kr Rb Sr v Zr Nb Mo Te Ru R h Pd 
83.8 85.5 87.6 88.9 91.2 92.9 95·9 (99) 101 103 106 
fô\ Cd I n S n Sb Te I 
112 115 119 122 128 127 
X e C e 8a La H f Ta w R e Os Ir Pt 
131 133 137 139 179 181 184 180 194 192 195 
Au Hg TI Pb 81 Po At 
197 201 204 207 209 (210) (210) 
Rn F r R a A e Th Pa u 
(222) (223) (226) (227) 232 (231) 238 
Mendeleev não acertou em tudo. Para ele, por 
exemplo, as propriedades químicas de um ele­
mento eram dadas pela massa, como imaginavam 
também seus contemporâneos. Hoje, sabe-se que 
o que caracteriza um elemento é o número de 
prótons, ou seja, o número atômico (Z). Por isso, 
a tabela periódica usada hoje é construída em 
função de Z. Seja como for, a ordem dos elemen­
tos não foi muito alterada, pois, na maior parte 
das vezes, a massa cresce conforme o número de 
prótons. Foi por isso que Mendeleev acertou na 
previsão dos elementos químicos desconhecidos 
à sua época. 
A disposição proposta por Mendeleev agrupa os 
elementos de acordo com características impor­
tantes dos átomos. Acompanhe, a seguir, a identi­
ficação dessas características. 
.,.. PERIODOS São as sete linhas horizontais. Todos os elementos de um 
mesmo período têm o mesmo número de camadas eletrônicas. 
Elemento 
Hidrogênio (H) 
Hélio (He) 
Elemento 
Lítio (JLi) 
Berilo (,Be) 
Boro (sB) 
Carbono (6C) 
N itrogênio (,N) 
Oxigênio (aO) 
Flúor (,O) 
Neônio (1oN) 
Uma camada 
K 
K 
Duas camadas 
K, L 
K, L 
K, L 
K, L 
K, L 
K, L 
K, L 
K, L 
Número de elétrons 
1 
Número de elétrons 
K = 2, L = 1 
K = 2, L = 2 
K = 2, L = 3 
K = 2, L = 4 
K = 2, L = 5 
K = 2, L = 6 
K = 2, L = 7 
K = 2, L = 8 
.,.. FAMILIAS OU GRUPOS Correspondem às colunas. Na nomenclatura re­
comendada pela União Internacional de Química Pura e Aplicada 
(Iupac), as famílias são numeradas de 1 a 18. 
Os elementos de uma mesma família apresentam configurações 
eletrônicas semelhantes, o que lhes confere, também, propriedades 
químicas semelhantes. Por exemplo: todos os elementos da família 
do berilo (Be) têm distribuição eletrônica que apresenta como ca­
racterística nsl, em que 
.,.. n é o período em que se encontra o último subnível de energia. 
Esse número cresce conforme descemos pela coluna de uma 
mesma família; 
.,.. Mas a configuração eletrônica de todos os elementos da família 
do Be termina com dois elétrons sempre no subnível s; 
.,.. Isso significa que o berílio (Be) e todos os elementos abaixo dele 
têm dois elétrons na camada de valência. E esses elétrons estão sem­
pre no subnível s de energia. Veja: 
4Be � 1s2 
12Mg � 1s2 
2oCa � 1s2 
3sSr � 1s2 
s6Ba � 1s2 
ssRa � 1s2 
2s2 
...... 3s2 
.............. 4s2 
..................... Ss2 
........................... 6s2 
.................................. 7s2 
PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS 
As propriedades periódicas são aquelas cujos valores crescem ou 
decrescem em função do número atômico e se repetem a cada grupo 
de elementos. São propriedades periódicas o raio atômico, o potencial 
de ionização e a afinidade eletrônica (veja na página 30). 
As propriedades aperiódicas são aquelas que também dependem 
do número atômico, mas não se repetem regularmente na tabela. Um 
exemplo de propriedade aperiódica é a massa atômica, pois ela sem­
pre cresce com o aumento do número atômico, mas não se repete nun­
ca entre todos os elementos. 
AQUI TEM HISTORIA 
U m a c lass i fi cação c ientífi ca se baseia em 
d i ferenças e seme l hanças. Foi i sso o que os 
q u ím icos começaram a procurar na relação de 
e lementos, p r i n c i pa lmente a part i r d o sécu l o XIX. 
Em 1817, o q u ím i co a lemão johann Wolfgang 
Dóbere i ner percebeu q u e, em a lguns g rupos de · 
t rês e lementos que apresentavam propriedades 
seme l hantes, a massa atôm ica (MA) de u m deles 
sem p re era a méd ia ar itmét ica d a massa atômica 
dos o u tros do i s . Dóbere i n e r o rganizou, en tão, 
g rupos d e três e l ementos na c hamada l e i d as 
tr íades. As t ríades logo caíram, po i s abrangiam um 
n ú m ero peq ueno de e l ementos. A lgu mas tr íades 
de Dóbere i n e r 
Cloro (CI) 35,5 
Bromo (Br) 80 
lodo (l) 127 
Cálcio (Ca) 40 
Estrôncio (Sr) 88 
Bário (Ba) 137 
MtDIA ARITMtriCA 
80 = 
127 + 35,5 
2 
88 = 
137 + 40 
2 
Em 1863, o geó logo francês Alexand re-Ém i l e de 
Chanco u rto i s tomou por base um c i l i n d ro e traçou 
u m a c u rva h e l i co ida l (com a forma de u ma hé l ice) 
O c hamado parafuso te lú r ico d i v i d i a o c i l i n d ro em 
16 fatias vert icais . Os e l ementos de p ro p ri ed ades 
seme lhantes caíam todos na mesma fatia. 
Os elementos dispostos 
no cilindro de 
Chancourtois, quando 
lidos na vertical, 
apresentavam as 
mesmas propriedades 
químicas. Os átomos de 
berilo (Be), magnésio 
(Mg) e cálcio (Ca), por 
exemplo, ligam-se 
a outros átomos da 
mesma maneira 
No mesmo ano, o q u ím i co i ng l ês Alexander 
Re ina Newland s co locou as massas atôm icas em 
ordem crescente e, com isso, organizou grupos de 
sete e l ementos . E l e reparou que as prop riedades 
se repetiam no o i tavo e lemento - ou seja, ele 
encontrou uma per iod i c idade, que foi chamada 
de lei das oitavas. Essa c lass i ficação apresentava 
e rros porq u e os valo res d as massas atômicas 
estavam errados. 
G E QUIMICA 2015 • 29 
Capítulo_ 
1 
[2] 1 - Tab�fa . penod1ca 
3 
I I 
Grupos ou famílias 
2 10 
HIDROGÊNIO 
� um elemento especial, colocado em destaque na 
tabela porque apresenta algumas características dos 
metais e outras dos não metais. 
11 12 1
3 
14 15 16 17 18 
2 •• TABELA PERIÓDICA 11 
•••••• 
3 11111 •••••• 
j 4 •••••••••••••••••• 
5 •••••••••••••••••• 
··�········ , ········ 
, ··� IIIIIIIIBI!II!IMIUI 
SERIE DOS 
LANTANIDEOS lll!lll!lllfllllllll!lllllllllll 
11111111111········· 
11 METAIS 
• Constituem a maior 
parte dos elementos; 
• Exceto o mercúrio (Hg), são sólidos em 
condições normais de temperatura e 
pressão; 
· Bons condutores de calor e eletricidade; 
• Maleáveis e dúcteis (podem ser transfor-
mados em fios); 
· Geralmente apresentam quatro ou 
menos elétrons na camada de valência; 
• Formam cátions. 
1111111111111111 1111111111111111 
11 AMETAIS OU 
NÃO METAIS 
• Podem ser sólidos, 
líquidos ou gasosos; 
· Propriedades inversas 
às dos metais; 
· Têm, geralmente, 
quatro ou mais elétrons 
na camada de valência; 
· Formamânions. 
1111111111111111 1111111111111111 
11 SEMIMETAIS OU 
METALOIDES 
Propriedades entre as dos 
metais e as dos não metais: 
· Conduzem calor 
relativamente bem; 
· Conduzem eletricidade 
relativamente bem; 
• Nas condições normais de 
temperatura e pressão, 
são sólidos. 
ll!ll!!lll!ll!!l ll!l!lllll!l!!ll 
11 GASES NOBRES 
OU RAROS 
Naturalmente 
estáveis - ou seja, 
existem na natureza 
na forma de átomos 
isolados, não 
combinados com 
outros. 
•••••••••••••••• •••••••••••••••• 
TAMANHO OU RAIO DO A TOMO 
O átomo não tem contorno nítido. Por isso, o conceito de raio atômico dá apenas 
uma ideia da distância média do núcleo à região de máxima probabilidade de se 
encontrarem os elétrons do nível de energia mais externo. Quanto mais camadas, 
maior o raio de um átomo. Entre átomos com o mesmo número de camadas, o 
tamanho é definido pelo número de prótons no núcleo (Z): quanto mais prótons tiver 
� um átomo, mais atraídos os elétrons serão e, portanto, menor I ........... I ser� o raio. O tamanho dos átomos cresce conforme a família e o 
t _.. t penodo em que ele se encatxa. 
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO OU ENERGIA POTENCIAL 
� também uma propriedade periódica - a energia necessária para formar cátions, 
retirando um elétron de um átomo no estado gasoso. Quanto mais afastado do 
núcleo está o elétron, mais fácil é retirá-lo e, portanto, menor energia será necessária. 
----. Então, quanto menor for o raio atômico, maior será a energia de t........... ionização. Na tabela periódica, o potencial de ionização cresce _.. no sentido inverso ao do raio do átomo. 
AFINIDADE ELETRÔNICA E ELETRONEGATIVIDADE 
Afinidade eletrônica é a energia l iberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, 
captura um elétron_ Eletronegatividade é a capacidade de um átomo de se combinar 
com outros átomos atraindo seus elétrons. Para receber um elétron, um átomo precisa 
ter alguma eletronegatividade - uma força de atração exercida pelos prótons. Quanto 
menor é o raio de um átomo, maior é sua força de atração. Os átomos mais eletro­
negativos são os que têm as maiores afinidades eletrônicas. Os elementos de maior 
----. afinidade eletrônica são os não metais. Os gases nobres, que são t '--I naturalmente estáveis, têm afinidade eletrônica nula. Por isso são 
- excluídos do esquema ao lado. 
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 
Têm o último elétron num subnível s ou p. 
FAMILIAS OU GRUPOS 
Metais alcalinos (coluna 1) 
Metais alcalino-terrosos (coluna 2) 
Família do boro (coluna 13) 
Família do carbono (coluna 14) 
Família do nitrogênio (coluna 15) 
Família dos calcogênios (coluna 16) 
Família dos halogênios (coluna 17) 
Família dos gases nobres (coluna 18) 
•• • 
• • • ••••• 
•• • ••••• •••••••••••••••••• 111!1111!1!1111111 11111111!!1!11!111 11!!11111111 
•••••••••••••••• ·········I······ 
O último elétron 
está no subnivel 
ns' 
ns' 
ns2 np1 
ns1 np2 
ns1 np1 
ns1 np� 
ns' np' 
ns' np' 
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO 
o último subnível preenchido 
é nd ou nf. 
-
ATENÇAO 
� O hidrogênio não se inclui 
em nenhum grupo. 
� n representa a última 
camada eletrônica do 
átomo, a camada 
de valência . 
• 
:;;: 
:5 :i 
:; 
O' 
= 
• 
� 
LUZES NOBRES Os gases raros são os únicos elementos químicos que existem na natureza como átomos isolados 
Como os átomos se casam 
Não confunda estabilidade 
química com estabilidade 
nuclear. É quimicamente 
estável o átomo - ou o 
grupo de átomos - que 
tem elétrons em número 
adequado para se manter 
energeticamente estável. 
A estabilidade nuclear tem 
relação com a energia de 
prótons e nêutrons, no 
núcleo (veja no 
capítulo 4, aula 3) 
A teoria do octeto funciona 
muito bem para os elementos 
representativos de cada 
família, mas não explica com 
perfeição todos os tipos de 
ligação química. As ligações 
que formam as substâncias 
metálicas, por exemplo, só 
são explicadas por teorias 
mais complexas, que não 
constituem conteúdo do 
ensino médio 
Dos 92 elementos encontrados na natu­
reza, a maioria não existe em sua forma 
isolada, de um único átomo. No geral, as 
substâncias são formadas por átomos combina­
dos com outros. O elemento oxigênio (0), por 
exemplo, está na água ligado ao hidrogênio (H) 
e, no gás carbônico, ligado ao carbono (C). Até 
o gás oxigênio da atmosfera é uma combinação 
de dois átomos desse elemento. 
Existe uma boa razão para isso: a configuração 
eletrônica da maioria dos átomos deixa-os instá­
veis. E, para alcançar a estabilidade quúnica, os 
átomos se interligam. 
TEORIA DO OCTETO 
Uma das explicações para as ligações intera­
tômicas está no modelo proposto por Gilbert 
Lewis em 1916. Lewis se baseou no único grupo 
de elementos que é encontrado na natureza em 
sua forma elementar (como um átomo isolado): 
os seis gases nobres, ou gases raros - hélio (He), 
neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenô­
nio (Xe) e radônio (Rn) -, todos pertencentes à 
família 18 da tabela periódica. Esses elementos 
são perfeitamente estáveis. Por isso, nunca se 
combinam com outros na natureza. 
O ponto em comum que Lewis encontrou 
entre os átomos dos gases nobres é que todos 
têm oito elétrons em seu nível de valência (a 
última camada de elétrons). O único que foge 
à regra é o hélio (He): os dois elétrons desse 
elemento completam a camada K (1). Daí sur­
giu a teoria do octeto, segundo a qual atinge 
a estabilidade o átomo que tiver em sua última 
camada oito elétrons. Daí o fato de os átomos 
se ligarem uns aos outros, para compartilhar, 
ceder ou receber elétrons. 
DISTRIBUIÇAO DOS ELtTRONS DOS GASES NOBRES 
Gases 
nobres 
,H e 
10Ne 8 
,sAr 8 
,6Kr 8 18 
s�Xe 8 18 18 8 
a6Rn 18 32 18 
DOIS É BOM, OITO É MELHOR Com exceção do hélio (He), todos 
os gases nobres têm oito elétrons na camada de valência. Com esse 
número, esses átomos não precisam se combinar com nada. Para o 
He bastam dois elétrons para completar a camada K (1). 
LIGAÇÃO IONICA 
É um dos tipos de ligação química explica­
dos pela teoria do octeto. As ligações iônicas 
ocorrem entre átomos de eletronegatividade 
diferente - ou seja, um átomo que apresenta 
grande capacidade de atrair elétrons de outro, 
com capacidade menor. É o caso da ligação en­
tre metais e não metais. 
A ligação é firmada pela transferência de elé­
trons. E se chama ligação iônica porque trans­
forma átomos neutros em íons - cátions (que 
cederam elétrons) e ânions (que receberam 
elétrons). O resultado é um composto iônico. 
GE QUIMICA 2015 • 31 
Capítulo_ F.l4 .. -_Lig-aço--es_. � qulmlcas 
TEORIA DO OCTETO NA PRATICA 
o sal de coz i n ha é o c l o reto d e sód io, u m com posto iôn ico formado 
da combinação de átomos de sód io (Na) com átomos de c loro (C I ) Veja 
como se dá essa l i gação 
.,.. No estado f u n damental, o Na tem, ao todo, 11 elétrons; 
.,.. o átomo de Cl, tam bé m n o estado fu ndamental, tem 17 elétrons no 
totaL 
Verifique a configu ração e letrôn ica de cada um d esses átomos: 
Configuração eletrônica Elétrons por camada 
uNa: 15' 25' 2p6 35' K (1) = 2, L (2) = 8, M (3) = 1 
,,CI: 1s' 25' 2p6 35' W K (1) = 2, L (2) = 8, M (3) = 7 
A teoria d o octeto d i z: para serem estáveis, os átomos devem ter 
oito elétrons na última camada. Repare q u e: 
.,.. para o Na, é mais fác i l ceder o e létron da camada de val ênc ia, 
M (3), e f icar com os o i to da camada L (2); 
.,.. para o Cl, po r o u tro lado, é mais fác i l somar u m e l étron aos sete já 
existen tes na sua camada d e va lênc ia, M (3) Veja 
uNa: � 2S' 2p6 � Perde 1 elétron 
Camada: K = 2 e- L = 8 e- M = 1 e-
Total de elétrons 11 Total de elétrons: 10 
,,CI: 2!, 2S' 2p6 3S' 3P5 Ganha 1 elétron ,,cl-� 2S2 2p6 3S2 3P6 
Camada: K = 2 e- L = 8 e- M = 7 e- K = 2 e- L = 8 e- M = 8 e-
Total de elétrons: 17 e- Total de elétrons: 18 e-
.,.. Ao perder o ú n ico e létron q u e tem na camada de valê ncia, o átomo 
de Na ficou com o i to e l étrons na ú l t ima camada, L (2). 
.,.. De o ut ro lado, o átomo de Cl pegou o e létron ced i d o pe loNa e 
comp letou a camada d e val ênc ia, M (3), com o i to e létrons . 
.,.. A l i gação cr iou do i s íons: o Na, q u e cedeu u m e l étron, t ransformou­
se num cát ion (Na') O Cl, que recebeu um e létron, é agora um ân ion 
(C!-) Trata-se d e u m a l i gação iôn i ca. 
Com pare a configu ração eletrôn i ca fi nal dos do i s íons com a 
configu ração eletrôn i ca dos gases nob res (veja a tabela na página 
anterior) Observe que o cát ion Na' f icou com a d istr ibu ição eletrônica 
do neôn io (Ne), e o ânion c loreto (C!-), com a do argôn i o (Ar) Ou seja, os 
dois átomos ating i ram a estab i l idade de um gás nobre. 
32 • GE QUIMICA 2015 • 
Ligações iônicas - ou seja, as que unem átomos 
na forma de cátions (com carga elétrica positiva) 
a ânions (com carga elétrica negativa) são muito 
fortes. E os íons unidos formam um aglomerado 
chamado retículo cristalino. Veja como é o retí­
culo cristalino do cloreto de sódio (NaCl): 
O flúor (F) e o alumínio (Al) podem formar um 
composto iônico chamado fluoreto de alumínio. 
Siga o raciocínio, passo a passo, para descobrir a 
fórmula desse composto: 
.,.. Primeiro, fazemos a configuração eletrônica de 
cada um dos átomos e verificamos o número de 
elétrons que cada um deles tem na camada de va­
lência: 
Configuração eletrônica Elétrons na camada de valência 
,3AI: 152 25' 2p6 35' 3P' 
gF: 151 251 2p5 
M (3) = 3 
L (2) = 7 
.,.. O Al tem apenas três elétrons na camada de va­
lência. É mais fácil para o átomo ceder esses três 
elétrons e ficar estável com os oito da camada 
anterior. Mas o F já tem sete elétrons na última 
camada. Precisa só de mais um para ficar está­
vel, com oito elétrons. 
.,.. Isso significa que são necessários três átomos de 
F para receber os três elétrons cedidos pelo Al. 
Ou seja, no composto fluoreto de alumínio, o Al 
tem de se ligar a três átomos de F . 
.,.. Ao ceder os elétrons, o Al se transforma no cá­
tion de valêr..cia 3+ (AP'). E cada átomo de F se 
transforma num ânion de valência -1 (F1-) • 
.,.. Então, a fórmula será AlF3• O índice 3, no pé da letra 
F de flúor, representa três átomos desse elemento. 
VALE A PENA ANOTAR 
Um átomo neutro e seu íon têm propriedades químicas muito d iferentes. 
Por exemplo: 
.,.. O sódio (Na) em contato com a pele causa queimaduras e reage com 
o ar e a água. 
_.... o cloro (CI) na forma de gás é altamente tóxico. 
.,.. Já o cloreto de sódio (NaCI), formado pelos íons de cloro e sódio, é 
nosso inofensivo sal de cozinha. 
LIGAÇAO COVALENTE 
É outro tipo de ligação explicada pela teoria dos octetos. Mas, ao 
contrário da ligação iônica, a ligação covalente ocorre com átomos 
que têm eletronegatividades próximas - por exemplo, entre dois não 
metais. Nesse caso, os átomos compartilham elétrons. Há dois tipos 
de ligação covalente: a normal e a dativa (ou coordenada). 
Numa ligação covalente normal, os átomos contribuem com o 
mesmo número de elétrons a serem compartilhados. Os compostos 
formados por esse tipo de ligação não contêm íons. São chamados 
moléculas. É assim que se formam algumas das substâncias mais im­
portantes para a vida, como a água e os gases hidrogênio e oxigênio. 
O número de elétrons compartilhados indica o número de ligações 
covalentes entre os átomos. Veja o caso do gás oxigênio (02) , forma­
do por dois átomos desse elemento (O): 
._ O elemento químico O é um ametal (pertence à família 16, dos cal­
cogênios). Como os demais elementos dessa família, o O tem seis 
elétrons na camada de valência (veja a aula 3). Sua configuração 
eletrônica é ls2 2s2 2p\ em que L (2) = 6. 
._ Com esses seis elétrons na camada L (2), cada átomo O precisa 
de mais dois elétrons para completar o octeto e ficar estável, com 
configuração semelhante à de um gás nobre, o neônio (Ne): ls2 2s2 
2p6, em que L (2) = 8 . 
._ Um átomo O pode receber esses dois elétrons de um metal, numa 
ligação iônica. Mas numa ligação com outro elemento não metal 
(ametal), a ligação será covalente . 
._ Para que dois átomos O se unam, eles precisam compartilhar dois 
elétrons da camada de valência. Estabelecem-se, então, duas liga­
ções covalentes - uma ligação dupla. 
LIGAÇAO COVALENTE DATIVA 
Também chamada de ligação coordenada, ocorre quando um áto­
mo "empresta" um par de elétrons para outro. Só faz uma ligação 
covalente dativa o átomo que: 
._ já tem todas as ligações covalentes normais necessárias para al­
cançar a estabilidade; 
._ mantém na camada de valência ao menos um par de elétrons 
livres, não envolvidos em nenhuma ligação; 
._ seja menos eletronegativo que o outro átomo (se for mais eletro­
negativo, ele será incapaz de emprestar elétrons). 
Note que a ligação covalente dativa é semelhante à ligação cova­
lente normal, já que, nos dois casos, temos envolvidos um par de elé­
trons. A diferença é que: 
._ na covalente normal, cada átomo cede um elétron para formar o 
par compartilhado; 
._ na dativa, os dois elétrons do par compartilhado saem de apenas 
um dos átomos. 
LIGAÇAO METALICA 
Como o nome indica, é a ligação química entre elementos classifi­
cados como metais. E não se explica pela teoria do octeto. Os metais 
também não formam moléculas. Essa ligação entre os átomos se dá 
com parte dos átomos perdendo os elétrons da camada de valência e 
formando cátions. Nos metais, muitos cátions estão envolvidos por 
uma quantidade enorme de elétrons livres - um mar de elétrons. 
Um metal se mantém sólido à temperatura ambiente (com exce­
ção do mercúrio, Hg) por causa da força de atração entre os elé­
trons livres e os cátions, que é muito intensa. 
LIGAÇAO COVALENTE NA PRATICA 
O gás h i d rogên io é formado por dois átomos desse 
e lemento. Veja como esses dois átomos se interl igam: 
._ Cada átomo de (H) tem n ú mero atôm ico 1 (u m 
p róton) e, po rtan to, u m ú n ico e l étron 1H (Z=1) 
d istr i b u i ção e l et rôn ica 1s' 
._ Nos do i s átomos, esse e l étron só pode estar na 
camada K (1) : 1S1 
._ Para fi carem estáve is, os átomos p rec isam 
comp letar a camada K, q u e d eve ter do i s 
e l étrons. Então, e l es com parti l ham seu ú n ico 
e l étron, n u m a l i gação cova l e n te . 
._ Desse modo, cada átomo H fi ca com a con figu­
ração e l etrôn i ca 1s', i gual à d e um gás nob re, o 
hé l i o (He) G raficamente, é i sto o q u e acontece: 
0 0 GX0 
átomos isolados molécula de H, 
COVALENTE DATIVA NA PRATICA 
o ozôn io, composto de três átomos d e oxigên io 
(03), i nc l u i uma l i gação cova lente dativa. Veja na 
i l u stração abaixo: 
Fórmula eletrônica 
ou 
fórmula de lewis 
0 o@ x @o o 
0 0 X 0 O o o @ )( o o o 
0 o @ x @o o 
o s � o o 
o o @> x o o o 
Fórmula estrutural Fórmula molecular 
0 = 0-+ 0 o, 
O= S -+ 0 so, 
ATENÇAO Nem sempre a ligação covalente dativa é indicada por 
seta, mas por traço, como são indicadas as covalentes comuns 
Cátion 
Elétron livre 
&E QUIMICA 201S • 33 
Substância 
Estado físico 
34 • GE QUIMICA lOlS • 
PROPRIEDADES DAS SUBSTANCIAS 
As substâncias iônicas se caracterizam por: 
.,. Pontos de fusão e ebulição (PF e PE) 
muito elevados; 
.,. Estado fisico sólido à temperatura am­
biente (25 °C). São cristais duros; 
.,. Condutividade elétrica: não conduzem 
corrente elétrica em seu estado sólido, 
mas, sim, no estado líquido, ou quando 
dissolvidas em água. 
As substâncias moleculares têm como carac­
terísticas: 
.,. PE e PF baixos quando comparados aos 
das substâncias iônicas; 
.,. Estado fisico variável à temperatura ambien­
te (25 °C) ; 
.,. Condutividade elétrica: as substâncias 
moleculares (substâncias puras) não con­
duzem corrente elétrica em nenhum esta­
do físico. Mas, em solução aquosa em que 
se formam íons, são bons condutores de 
eletricidade; 
As características principais dos metais são: 
.,. PE e PF elevados; 
.,. Estado fisico: são sólidos à temperatura 
ambiente (25 °C), com exceção do mercúrio 
(Hg). Os metais são maleáveis, dúcteis (ca­
pazes de produzir fios), no geral brilhantes. 
.,. Condutividade elétricaalta. São também 
bons condutores de calor. 
EM RESUMO 
As propriedades de vários tipos de substância 
Compostos iônicos 'Compostos moleculares Metais 
NaCI c ao HCI H20 F e AI 
(cloreto (óxido de (ácido (água) (ferro) (alumínio) 
de sódio) cálcio, ou clorídrico) 
cal virgem) 
801 2 614 ·114,8 o 1 538 660 
1 413 2 8oo ·84,9 100 2 862 2 519 
sólido sólido gás líquido sólido sólido 
FÓRMULAS 
Os compostos são representados por fórmu­
las. Existem fundamentalmente três tipos de 
fórmula: a química, a eletrônica e a estrutural, 
que representam os compostos iônicos e os 
moleculares. 
Não existem fórmulas para os metais puros 
nem para as ligas metálicas. Os metais puros são 
representados apenas pelo símbolo do elemento 
químico que o constitui: Fe para ferro, W para tun­
gstênio e Au para ouro puro (24 quilates). As ligas 
metálicas são representadas comumente pela por­
centagem de cada metal que a constitui. Por exem­
plo: o ouro 18 quilates tem 75% de ouro (Au) . 
VALE A PENA ANOTAR 
ligações entre átomos de diferentes metais co�stituem as ligas 
metálicas. Veja alguns exemplos de ligas: 
Liga metálica Ligação entre Utilização 
Aço Fe + C (ferro e carbono) Estruturas metálicas 
Latão Cu + Zn (cobre e zinco) Instrumentos musicais, 
bijuterias, torneiras 
Bronze Cu + Sn (cobre e estanho) Estátuas e sinos 
Ouro 18 Au + Ag +Cu (ouro, ]aias quilates prata e cobre) 
Fórmula química é a que indica o tipo e o 
número de átomos envolvidos numa ligação: 
H2S04 
O composto Os índices indicam que o composto 
agrega hidrogênio leva dois átomos de hidrogênio (H) 
(H), enxofre (5) e para um átomo de enxofre (5) e 
oxigênio (O) quatro de oxigênio (O) 
Para descobrir a natureza de um composto e 
sua fórmula, é preciso: 
1. Conhecer o número de elétrons em sua ca-
mada de valência, lembrando que: 
.,.. Metais têm, geralmente, até quatro elétrons 
na camada de valência; 
.,.. Ametais têm de quatro a sete elétrons nessa 
camada. 
2. Entender como esses elétrons participam da 
ligação atômica: 
Entre ametais, as ligações são sempre cova­
lentes. O número de elétrons que falta para o 
octeto de cada átomo é igual ao número de liga­
ções covalentes que cada átomo deve fazer. 
Num composto iônico, entre metais e ametais, 
os elétrons se combinam de outra maneira: 
.,.. Metais doam todos os elétrons da camada de 
valência e se transformam em cátions com 
valência (ou carga) 1+, 2+ ou 3+; 
.,.. Ametais recebem os elétrons que restam para 
completar o octeto e transformam-se em 
ânions com valência 3-, 2- ou 1-. 
3. Por fim, a fórmula de um composto iônico 
deve igualar o número de elétrons cedidos ao 
número de elétrons recebidos entre os átomos: 
.,.. Se o cátion A tem valência x+, então precisa-
rá se ligar a x átomos do elemento B; 
.,.. Se o ânion B tem valênciay-, então precisará 
de y átomos do elemento A. 
Veja à direita, no alto, uma forma prática de 
definir a fórmula de um composto iônico. 
A fónnula eletrônica, também chamada fór­
mula de Lewis, representa os elétrons da camada 
de valência de cada átomo e as ligações entre eles, 
sejam elas iônica, sejam covalentes (veja ao lado). 
A fórmula estrutural representa apenas os 
dois tipos de ligação covalente, as covalentes 
normais e as dativas. As ligações covalentes nor­
mais são indicadas por traços, e as dativas, por 
setas. Veja como uma molécula de água é repre­
sentada pelos três tipos de fórmula: 
Fórmula eletrônica H · · O · ·H 
Fórmula estrutural 
Fórmula molecular 
FÓRMULA DE COMPOSTO IONICO NA PRATICA 
Rac iocín io s i m p les para igualar o n ú mero d e e létron s 
ced idos e recebidos n u m com posto iôn ico 
Perceba q ue íons com cargas o postas (H e 1-, ou 3+ e 3-) 
se l i gam na proporção de um para um (1:1). Por exe m p l o, 
na l i gação entre os íons cá lc io (Ca'') e oxigê n i o (O'-), 
a fó rmu la do com posto é apenas cao, porq u e basta u m 
átomo de cada e lemento para garant i r a estab i l i dade . 
As fórmulas eletrônicas 
Para ligação iônica 
+ • • - < · · · ·· · · ·· · O cloro {C I) fica com oito Na'\ + : c 1 : elétrons na camada de 
\ • • valência e carga r 
' 
O sódio {Na) cede seu único 
elétron da última camada e 
fica com carga 1+ 
Para l igação covalente normal 
• • • • 
• Q l!:il Q • 
• l!:i] • 
0 0 
Atomode 
oxigênio (O) 
Cada átomo O tem 
seis elétrons na 
camada de valência 
Para l igação covalente dativa 
• • @ . • • ·o .- · s<LYo · • • <LY • 
• • A • • • . r 
O átomo de enxofre (S) 
compartilha um par de elétrons 
com um dos átomos de oxigênio 
(O) por ligação cova lente dativa 
·······� 
········� ... 
Os dois átomos 
compartilham dois 
elétrons em duas 
ligações covalentes 
Com este outro átomo O, 
o átomo S estabelece 
duas ligações covalentes 
normais 
6E QUI MICA 1015 • 35 
11 
1 11 
.._ ..... li 
Capítulo_ 
EXERCÍCIOS 
1. 
(Uerj 2013) Observe o s d iagramas de mudança de fases das substân­
c ias p u ras A e B, su bmetidas às mesmas condições experi mentais. 
Substância A 
lO 
·116 
80 
tempo(min) 
·89 
Substância B 
10 
75 90 
tempo(min) 
I n d i q u e a su bstânc ia q u e se fu nd
"
e mais rap idamente . Nome ie, 
tam bém, o p rocesso mais adequad o para separar u m a m i stura 
homogênea contendo vol u mes iguais dessas substâncias, i n ic ial­
mente à tem peratu ra amb iente, j u st if icando sua resposta. 
RESOLUÇÃO 
Lembrando: para uma substância pura, durante qualquer mudança 
de fase, a temperatura se mantém constante. Observe a linha verde 
no gráfico para a substância A. A temperatura se estabiliza, uma 
primeira vez a - 116 °C, entre 20 e 35 minutos: então A se funde em 
15 minutos. Agora, no gráfico para a substância B: a fusão ocorre 
a - 89 °C, entre 10 e 30 minutos, ou seja, 20 minutos. Portanto, a 
substância A se funde mais rapidamente. 
Para a segunda parte da questão, observe nos dois gráficos que à 
temperatura ambiente (por redor dos 20 °C}, as duas substâncias já 
se fundiram e, portanto, estão no estado líquido. Repare, também, 
que a temperatura continua a subir até atingir um novo patamar 
estável. Esse segundo patamar refere-se a uma nova m udança 
de fase: a passagem do estado líquido para o gasoso. O ponto de 
ebulição de A é 50 °(, e a de B, 118 oc_ Se, em uma mistura, uma 
substância se transforma em vapor a uma temperatura mais baixa 
que a outra, elas podem ser separadas por destilação fracionada. 
2. 
(EspceX/Aman 2013) São dadas as segu intes af irmativas: 
I . joseph j. Thomson, em seu mode lo atô m ico, d escrevia o átomo 
como uma estrutura na qua l a carga positiva permanecia no centro, 
constitu indo o núc leo, enquanto as cargas negativas g i ravam em 
torno desse n ú cleo; 
1 1 . U m átomo, no estado fu ndamental, q u e possu i 20 e létrons na 
sua e l etrosfera, ao perder dois e létrons, gerará u m cátio n biva­
l ente correspondente, com configu ração e letrôn i ca - segundo o 
d i agrama d e L inus Pau l i ng - igual a 1s2 2s2 2p6 352 3p6; 
36 • GE QUI MICA 2015 • 
1 1 1 . A afi n id ad e e l etrôn i ca (el etroaf in i dade) a u menta conforme 
o raio atôm ico d i m in u i . Dessa forma, devido ao seu menor raio 
atôm ico, o oxigê n i o (Z=B) possu i ma ior af i n idade e l etrôn ica do 
q u e o enxofre (Z=l6), ambos pertencentes à mesma fam íl i a d a 
Tabela Periód i ca; 
IV. O raio d e u m íon negativo (ân ion) é sempre menor q u e o raio 
do átomo que l he deu or igem. 
Das afirmações feitas, ut i l izando os dados aci m a, estão corretas 
apenas: 
a) l e l l . 
b) I e 1 1 1 . 
c ) 1 1 e 1 1 1 . 
d) I e IV. 
e) li e IV. 
RESOLUÇÃO 
Analisando cada uma das afirmações: 
I. O modelo descrito no enunciado não foi proposto por }oseph }. 
Thomson, mas por Ernest Rutherford. O modelo Thomson é o "pudim 
de passas": um corpo de carga positiva pontilhado de corpinhos 
menores (elétrons}, de carga negativa. A afirmação é incorreta. 
11. Vamos, primeiro, recordar o diagrama de Pauling: 
Distribuindo os 20 elétrons do á to­
mo em seu estado funda m e n ta l 
(não excitado) pelos níveis de ener­
gia (camadas) e subníveis, temos a 
seguinte configuração eletrônica: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2. Os dois elétrons 
que transformam o átomo em cátion 
têm de estar na camada de valência, 
aquela q ue participa das ligações 
químicas - neste caso, a camada 4S2• 
Portanto, a configuração do cátion 
bivalente é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Correta. 
111. A eletronegatividade é a capacidade de um átomo se ligar 
a outro cedendo elétrons. Os átomos mais eletronegativos são 
aqueles que têm maiores afinidades eletrônicas. Quanto menor 
é o raio de um átomo, maior a força dos prótons para atrair seus 
próprios elétrons e retirar elétrons de outro átomo. o oxigênio 
tem oito prótons no núcleo - seu número atômico (Z= 8}. Em seu 
estado fundamental, esse átomo tem, então, também 8 elétrons. 
Distribuindo esses elétrons pelo diagrama de Linus Pauling, temos: 
1s2 2s2 2p4 - ou seja, os 8 elétrons distribuem-se por duas camadas 
(1 e 2). O enxofre, com Z= 16, tem configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 
3S2 3P4 (três camadas, 1, 2 e 3). Então, o oxigênio tem raio menor e, 
portanto, tem maior eletronegatividade. Correta. 
IV. Um ânion é um átomo que ganhou elétrons. Seu raio, portanto, 
é sempre maior que o raio do átomo que lhe deu origem. Incorreta. 
Resposta: alternativa c 
3. 
(UFU 2012, adaptada) A construção da tabela per iódica de Men­
de leev deu-se pela necessidade de sistematização dos e lementos 
q u ím i cos até então descobertos, em m eados do sécu lo XIX. Um 
mov imento constante de organ ização dos e lementos q u ímicos 
i m pu l s i o n o u trabal hos de vár ios estud iosos da época, n u m a 
tentativa d e estruturar a q u ím i ca e confer i r- lhe c ient if ic idade. 
Pe la anál i se da tabela per iódica, faça o que se pede. Expl i que a 
d iferença da energia potencial do l ít io e do f lúor, relac ionando-a 
com O· raio desses e lementos. 
RESOLUÇÃO 
A energia potencial é a energia necessária para retirar um elétron 
de um átomo de uma substância no estado gasoso. Essa energia 
é maior quanto maior for sua carga nuclear; ou seja, seu número 
de prótons (Z). Veja na figura 1 como a energia potencial varia na 
tabela periódica. Quanto maior a carga nuclear; mais os elétrons 
são atraídos pelo núcleo. Então, quanto mais prótons tiver um 
átomo, menor será seu raio. A figura 2 mostra como o raio dos 
elementos químicos cresce na tabela periódica. 
O lítio (Li) tem z = 3; o flúor (F) tem z = 9. O potencial de ionização 
do flúor é maior porque esse elemento tem mais prótons. Por isso 
também, seu raio é menor. 
4. 
(UFRGS 2013) Na reu n ião da I U PAC, que celebrou o f im do Ano Inter­
nacional da Quím ica, os mais novos elementos foram oficialmente 
denomi nados d e f leróvio, em homenagem ao físico russo Georgiy 
Flerov, e de l ivermório, em homenagem ao Laboratório Livermore 
da Cal ifórn ia. Esses são os do is e lementos mais pesados da tabela 
periódica e são altamente radioativos. O fleróvio apresenta número 
atômico 114 e n ú mero de massa 289, e o l ivermório (L v) apresenta 
n úm ero atôm ico 116 e n ú mero d e massa 292. 
O n úm ero de nêutrons em cada átomo do e lemento f leróvio e o 
n úmero d e nêutrons e m cada átomo do e lemento l ivermório são, 
respectivamente, 
a) 114 e 116. b) 175 e 176. c) 189 e 192. d) 289 e 292. e) 403 e 408. 
RESOLUÇÃO 
t preciso apenas lembrar conceitos fundamentais de número 
atômico (Z = número de prótons) e número de massa (A = soma de 
prótons e nêutrons). 
Então A = z + N, ou seja, N = A - z 
O fleróvio tem A = 289 e z = 114. Então N = 175. 
O livermório (L v) tem A = 292 e Z = 116. Então N = 176. 
Resposta: alternativa b 
Capítulo_ 
ISTO É ESSENCIAL! 
SUBSTÃNCIA E MISTURA As s u bstâncias, q uando 
resfriadas ou aquecidas, m udam de estado físico. Du­
rante a mudança de estado, a temperatura do material 
não se altera. Já n u ma m istura, a temperatura m uda 
d u rante as m udanças de estado. As m isturas q u e 
têm variação de tem peratura no ponto d e ebu l ição 
são eutéticas. Aquelas para as q uais a temperatura 
varia no ponto de fusão são m isturas azeotrópicas. 
Misturas homogêneas são as q u e têm apenas uma 
fase. H eterogêneas são aq u e las q u e apresentam 
mais de u ma fase. 
MODELO ATOMICO Modelo de Dalton: o átomo é uma 
esfera maciça e i n d iv is ível . Mode lo de Thomson: o 
átomo é como u m pud im de passas, com os e létrons 
negativos incrustados no núc l eo positivo. Modelo 
Rutherford-Boh r: o átomo tem o n úcleo no centro, 
com os e létrons c i rcu lando em volta, como planetas 
de u m sistema solar. 
PROTONS, N �UTRONS E ELÉTRONS O n ú mero d e 
p róton s é chamado n ú mero atôm ico. A s o m a d o 
n úmero atôm ico c o m o número d e nêutrons resu l ta 
n o n ú mero d e massa (A). I sótopos são átomos de 
um mesmo elemento q u ím ico (mesmo Z), mas com 
d iferente número de nêutrons, e, portanto, d iferentes 
números de massa. A relação entre o número de pró­
tons e o de e létrons define as propriedades qu ímicas 
dos átomos. fons são átomos que ganham ou perdem 
elétrons. Cátions perdem e létrons, ân ions ganham. 
NIVEIS E SUBNIVEIS DE ENERGIA Os elétrons se mo­
v imentam em sete camadas ou n íveis de energia. 
Cada camada é d iv id ida em subn íveis de energia: s, 
p, d e f, cada u m deles com u m máximo d e e létrons. 
O d iagrama de Linus Pau l i ng def ine como os e létrons 
se d istri buem por essas camadas e subn íveis: ls2 2s2 
2p6 3s2 3p6 4� 3dw ... 
LIGAÇOES ATOMICAS Teoria do octeto: os átomos se 
l igam buscando a estabi l idade: preencher a ú lt ima 
camada (de valênc ia) com o ito e l étrons. Ligações 
iôn icas u ne m íon s c o m carga pos itiva (cátio n s) a 
íons com carga negativa (ânions). Quanto mais e le­
tronegativo for u m átomo, maior será sua força de 
atração d e e l étrons d e outro átomo. Nas l igações 
covalentes, os átomos de eletronegatividade próxima 
comparti l ham elétrons. Ligação covalente dativa: os 
elétrons comparti l hados pertencem originalmente 
a apenas u m dos átomos. 
GE QUI MICA 2015 • 37 
Capítulo_ 
2 
As 
Transformações 
CLIMA 
O último relatório do 
IPCC confirma: a ação do 
homem é a responsável 
pelo aquecimento global 
H á anos a ciência se preocupa com o 
aumento do aquecimento global. A 
temperatura média da Terra subiu 
quase 1 oc entre 1880, quando começaram 
as medições, e 2012. Os cientistas do Painel 
Intergovernamental sobre Mudanças Cli­
máticas (IPCC) reforçaram, no relatório 
divulgado em setembro de 2013, o que já 
vem sendo dito há alguns anos: são as ati­
vidades humanas que liberam, na atmosfe­
ra, os gases do efeito estufa que estão pro­
vocando o fenômeno. Pesquisas com o gelo 
profundo da Antártida, que guarda molé­
culas da atmosfera de muitos anos atrás, 
mostram mais: a concentração de dióxido 
de carbono (C02) e metano (CH4) é hoje a 
maior dos últimos 800 mil anos. E essa con­
centração tem crescido exponencialmente 
a partir do início da era industrial, no final 
do século XIX. Somente no século XX, a at­
mosfera foi poluída por 40% mais de co2. 
O relatório do IPCC não traz exatamen­
te nenhuma novidade, mas reforça os aler­
tas para que os governos cheguem logo a 
um acordo sobre as políticas para comba­
ter o aquecimento. O único compromisso 
internacional para reduzir as emissões de 
gases do efeito estufa assinado até hoje foi 
o Protocolo de Kyoto, de 1992. Por falta de 
consenso, o protocolo jamais foi efetiva­
mente aplicado. Um novo protocolo está 
sendo preparado para 2021. 
Os alertas incluem a previsão de que, se a 
temperatura global média subir até 2 oc - o 
que é bem possível -, as mudanças climáticas 
serão catastróficas. Terras férteis se torna­
rão áridas, os verões e invernos serão muito 
mais rigorosos. Segundo o IPCC, os oceanos 
podem subir 82 centímetros até 2100 - o que 
deve provocar a erosão de costas litorâneas e 
deixar submersas ilhas de baixo relevo. 
Conteúdo deste capitulo 
• lnfográfico . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 40 
aula 1 • Substâncias i norgânicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42 
aula :z Reações quím icas . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45 
aula 3 óxidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . so 
aula 4 • Ci nética quím ica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . s:z 
• Exercícios & Resumo . . . . . . . . . . . . . . . . ... . . . . . . . . . . . . . s& 
6E QUIMICA 2015 • 39 
As transfor­
mações 
tnfográfico 
Você respira química 
A atmosfera d a Te rra é u m a m i st u ra d e gases. Fe n ô m e n o s at m osfé ri cos, 
como o a u m e n to d o efe i to estu fa e o b u raco n a camad a d e ozô n i o, 
são res u l tad o d a co m b i n ação d e fe n ô m e n o s f ís icos c o m os q u ím i cos 
REAÇÃO AÉREA 
O Radiação 
Os raios de sol se 
propagam por 
radiação - ou seja, 
na forma de ondas. 
t assim que a luz 
atravessa o espaço 
sideral. 
O Agitação 
Os restantes 70% da energia se 
espalham pela atmosfera, 
aquecendo as moléculas dos 
gases que compõem o ar. 
Essa energia aumenta a 
agitação das moléculas. 
Raios 
de sol 
1% Outros gases, 
Composição do ar 
inclusive os do efeito estufa 
Dióxido de 
Carbono (C02) 
óxido N itroso (N20) 
f) Reflexão 
A atmosfera funciona como as paredes 
de vidro de uma estufa: refiete de volta 
para o espaço cerca de 30% da energia 
solar que aqu i chega. 
O Prisão do calor 
Ao bater no solo, no mar ou em 
qualquer objeto na superfície do 
planeta, a energia é refietida de 
volta para o ar e não consegue 
atravessar toda a atmosfera, de 
volta para o espaço sideral. Então, 
ela é absorvida pelas moléculas 
do ar - é o efeito estufa. 
Poucos gases absorvem a energia solar. junto a outros, os gases do 
efeito estufa integram bem menos de 1% do volume de gases 
atmosféricos. Os principais são dióxido de carbono (C02) e metano 
(CH4). São gases importantes para o surgimento e a manutenção da 
vida no planeta. Sem e les, a Terra teria uma temperatura mínima 
de - 18 oc. Mas o aumento de sua concentração tem efeitos danosos. 
O Pré-era industrial 
Antes da Revolução 
Industrial, na segunda 
metade do século 
XVI I I, a concentração 
de C02 era de 0,027% ­
ou seja, a cada 
1 milhão de l itros de ar, 
apenas 270 eram C02• 
COMO OS CFCs DESTROEM A CAMADA DE OZONIO 
Os CFCs - compostos de carbono e flúor - interferem no ciclo natural do ozônio e d iminuem a concentração desse gás na atmosfera 
Processo natural Com o gás CFC 
As moléculas de oxigênio (O,) 
se combinam em moléculas de 
ozônio (03}, que voltam a se 
dividir em duas moléculas 02 1 
num ciclo permanente. 
Uma molécula de CFC, 
como CFCI3 , é quebrada 
pelos raios u ltravioleta 
(UV) e l ibera um Cl. 
O Cl livre choca-se com uma 
molécula de ozônio e lhe 
rouba um átomo de oxigênio, 
formando o radical livre CIO. 
O CIO volta a bater 
num 03 , forma duas 
moléculas o, e libera 
um átomo Cl. 
(t Hoje 
A industrialização aumentou muito a emiss:lo 
de carbono, tanto pela queima de combustlveis 
fósseis quanto pelas queimadas e derrubadas de 
matas. Hoje, cada 1 milhão de litros de ar contém 
quase 400 l itros de C02• 
Os grandes centros urbanos podem ter 
temperatura. bem mais alta que a de regiões ao seu 
rédor. tom a escassez de vegetaç:io, as extensas . 
area.s cobertas de asfalto e éoncreto refletem 
para o a.r grande parte dos raios infravermelhos 
recebidos. do Sol. A poluiç:lo por partlculas de pô, 
fuligem e gases, como o monóxido de carbono (CO}, 
ajuda a reter o calor perto da superllcie. 
Esse CI quebra outra 
molécula 03. O ciclo se 
repete indefinidamente, 
e a camada de ozônio 
fica cada vez mais rala. 
42 • GE QUIMICA 2015 • 
AZEDINHO A sensação ácida que o paladar percebe no vinagre vem dos íons H' l i berados pelo ácido acético 
Ãcidos1 bases e sais 
Podemos dizer que a química trabalha com 
a receita de tudo o que existe no mundo 
material: os tipos de átomos que com­
põem a matéria e suas possíveis combinações. 
E, assim como um livro de culinária é dividido 
entre pratos doces e salgados, a química tem 
duas partes fundamentais: as funções orgâ­
nicas e as inorgânicas. As funções orgânicas 
envolvem substâncias que têm o carbono (C) 
como elemento principal (veja o cap. 6). Já as 
funções inorgânicas são aquelas relativas às 
substâncias compostas pelos demais elemen­
tos e obtidas de recursos minerais. As funções 
inorgânicas são, por sua vez, classificadas de 
acordo com suas características e proprieda­
des, em ácidos, bases, sais e óxidos. Esta aula 
trata de ácidos, bases e sais. Sobre óxidos, veja 
a aula 3 deste capítulo. 
É o processo pelo 
qual os átomos 
de hidrogênio (H) 
interagem com a 
água e se separam 
da molécula, 
transformando-se 
· no cátion H' 
ÁCIDOS 
São substâncias moleculares. Uma das princi­
pais propriedades dos ácidos é que, quando puros, 
não conduzem eletricidade. Porém, quando es­
tão dissolvidos em água, formam íons - ou seja, so­
frem ionização. Isso faz com que a solução passe a 
conduzir eletricidade. Porque perde átomos de hi­
drogênio, o restante da molécula do ácido fica com 
carga negativa. A carga depende do número de hi­
drogênios ionizados: para um hidrogênio ionizado 
(H'), a carga adquirida pelo restante do grupo de 
átomos é (1-) , para dois hidrogênios ionizados (2 
H'), a carga adquirida pelo restante do grupo de 
átomos é (2-). E assim por diante. 
Todos os ácidos formam íons H'. Esse cátion é 
o responsável pelas propriedades comuns aos áci­
dos, como o sabor azedo. No estômago, é a acidez 
do ácido clorídrico (HCl) que garante a digestão 
dos alimentos. Veja outros exemplos de ionização: 
� O ácido clorídrico (H C I) perde seu único H (que 
se transforma em cátion H). O restante da mo­
lécula passa a ser o ânion Cl1. 
� O ácido nítrico (HN03) forma um cátion H' e um 
ânion NO/-
� O ácido sulfúrico (H2SO.) forma dois cátions H' 
e o ânion SOl-
� O ácido fosfórico H3PO. forma três cátions H' e 
o ânion P0.3-
BASES 
As bases são também conhecidas como hidróxi­
dos, e contêm sempre o ânion hidroxila - um áto­
mo de oxigênio ligado a um de hidrogênio, com carga 
negativa (OH-). É esse ânion que dá às bases sua ca­
racterística de adstringência - um sabor que "amar­
ra" a boca, como o caju verde. As bases são compos­
tos iônicos - ou seja, aqueles formados por ligações 
iônicas -, que se estabelecem entre metais e ametais. 
Num composto iônico, os átomos não se organizam 
em moléculas, mas em retículo cristalino. 
No estado sólido, as bases puras não conduzem 
eletricidade, pois os íons estão presos no retículo 
cristalino. E a eletricidade só seria conduzida se 
eles estivessem livres para se deslocar. Mas, quando 
dissolvidas em água, as bases sofrem dissociação 
iônica ou dissociação eletrolítica, e os íons do 
composto se separam: de um lado, o ânion OH-, de 
outro, o cátion que completava o composto. 
NA PRATICA 
A lguns exem p los d e d issoc iação i ôn i ca 
� O h i d róx ido d e magnés io (Mg(OH),), encontrado n o 
l e i te de magnés ia, m is turado à água se separa em u m 
cát ion Mg'' e do i s ân ions OH· . 
� o h i d róx ido d e sód io (NaOH), d i ssociado, l i bera o 
cát ion Na• e o ân ion O H-. 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
São substâncias usadas para identificar a na­
tureza de uma substância, porque mudam de 
cor quando combinadas a um ácido ou a uma 
base. Algumas dessas substâncias são produzi­
das em laboratório. A fenolftaleína, por exem­
plo, é incolor quando em contato com um áci­
do, mas fica vermelha se misturada a uma base. 
O azul de bromotimol é amarelo num ácido e 
azul numa base. 
Alguns extratos vegetais - de flores ou do 
repolho-roxo, por exemplo - são chamados in­
dicadores universais, porque mudam de co­
loração mesmo com uma pequena variação de 
acidez ou basicidade.' .. L . ' ... l: 
: : · I ; 
t .iA I 
ARCO-IJIIS Um indicador universal adquire diversas cores 
quando misturado a ácidos ou bases. Na sequência de tubos 
de ensaio, a cor muda de vermelho (meio mais ácido) para o 
verde (meio neutro) e, por fim, o violeta, o meio mais básico 
SAIS 
I 
Os sais podem ser obtidos por uma reação quí­
mica entre um ácido e uma base numa solução 
aquosa. Esse tipo de reação é chamada de neu­
tralização, em que as características do ácido 
são neutralizadas pela base, e vice-versa. O pro­
duto é sempre um sal e água. 
É fácil entender por que uma reação de neu­
tralização cria água. Acompanhe o raciocínio: 
� Em água, um ácido se dissocia em um ânion 
e cátions H'; 
� Também dissolvida em água, uma base se 
dissocia em um cátion e ânions OH-; 
� Quando essas duas soluções são combinadas, 
os cátions H' reagem com os ânions OH- for­
mando moléculas H20, a água. 
� O sal é a união dos ânions provenientes do 
ácido com os cátions originados da base. 
Como toda substância formada por cátions e 
ânions, os sais são compostos iônicos. Quando 
são dissolvidos em água, resultam numa solu­
ção que conduz eletricidade pelo mecanismo da 
dissociação iônica. 
VALE A PENA ANOTAR 
A diferença entre ionização e dissociação iônica é que, no primeiro 
processo, os íons são criados a partir de uma molécula neutra. 
No segundo, os íons já existem no composto iônico. Apenas são 
separados dele. 
GE QUIMICA 2015 • 43 
Transmissão 
de eletricidade 
A condutividade elétrica 
depende da existência 
de íons na solução 
O Para NaCI 
cl- Na' Cl- Nahjl 
Na• (1- Na' Cl- H,O 
O sal de cozinha (NaCI) é um 
composto iônico. Sua estrutura 
é estável e neutra porque os 
íons estão "casados". Na água, 
os íons se soltam e, l ivres, 
trafegam de um polo a outro 
do fio elétrico. 
O Para sacarose 
Soluçâo 
I aquosa de 
sacarose 
I . - �--.� 
M 
M 
M 
M 
M H , O 
A sacarose é um composto 
molecular, sem íons. As 
moléculas (M) se separam, na 
água, mas mantêm todos os 
seus átomos. A sacarose não se 
ioniza. Sem íons na solução, 
não há eletricidade para 
trafegar entre os polos. 
44 • GE QUIMICA 2015 • 
NA PRÁTICA 
O sal de coz i n h a, N aCI, pode ser obt ido da 
com b i n ação e ntre um ácido e uma base o ác ido 
c l or íd r i co (HC I ) e a soda cáust i ca ( h i d róx ido de 
sód io, NaOH) Veja 
.,. O com posto i ôn i co HC I, em água, se d i ssoc ia 
n u m cát ion H+ e num ân ion C l - ; 
.,. O o utro com p osto i ô n ico NaOH s e d i ssoc ia em 
Na• e OH- ; 
.,. O cát ion W se c o m b i na com o ân ion OH­
e forma mo lécu las d e água; 
.,. o cát ion N a• se u n e ao ân ion C I- é o sal de 
coz i n h a, NaCI 
SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS 
São soluções que conduzem bem a eletrici­
dade. As substâncias dessas soluções são cha­
madas eletrólitos. A condutividade elétrica 
depende da existência de íons. Assim, é fácil 
entender que uma solução de compostos iôni­
cos conduza bem a eletricidade. Sais e bases são 
compostos iônicos que dão soluções eletrolíti­
cas. Quanto mais solúvel é uma base ou um sal, 
maior é sua capacidade de transmitir eletrici­
dade e maior é a condutividade da solução. 
Já a condutividade elétrica de compostos 
moleculares (que não contêm íons) depende 
da capacidade que as moléculas do composto 
têm de se ionizar em solução aquosa. É o caso 
dos ácidos. Todos os ácidos sofrem ionização. 
Então, todos têm condutividade elétrica quan­
do em solução. Os compostos moleculares que 
não se ionizam produzem soluções não eletro­
líticas. É o caso da sacarose. Veja, no infográfi­
co Transmissão de eletricidade, à esquerda, a 
diferença entre a condutividade de um com­
posto iônico e a de outra solução, de um com­
posto molecular, que não se ioniza. 
NOMENCLATURA E FÓRMULAS 
Nomear um sal e montar sua fórmula não 
é nada difícil. Mas requer bastante atenção. 
Vamos passo a passo. 
O nome de um sal... 
1 . ... vem dos compostos que o originaram 
(um ácido e uma base). 
2 • . . . começa pelo nome do ânion (vindo do 
ácido) seguido pelo nome do cátion (vin­
do da base). 
3. O cátion mantém o nome do próprio ele­
mento químico. 
4. O nome do ânion pode terminar em "eto", 
"ato" ou "ito". Isso depende do nome do 
ácido que deu origem ao ânion. 
DO ACIDO SAl O NOME DO SAL 
IDRICO 
ICO 
os o 
Veja alguns exemplos: 
_.correspondem a 
ânions terminados em 
ETO 
ATO 
ITO 
.,. Ácido sulfídrico (H2S) -+ íon sulfeto S2-
.,. Ácido sulfúrico (H2S04) -+ íon sulfato SO�­
.,. Ácido sulfuroso (H2S03) -+ íon sulfito so�-
NA PRÁTICA 
O c lo reto de sód io, p rod uz ido da comb inação de 
ác ido c l or ídr ico com h i d róx ido de sód io 
.,. O pr i me i ro nome, c lo reto, i n d ica q u e o C l - é o 
ân ion reti rado de u m ác ido (c lo ríd r ico) 
.,. A segu nda parte do nome, "de sód io" Na•, 
i n d ica q ue o sód io é o cátion da base. 
.,. Se a fórm u l a traz antes o cáti on e depo i s o 
ân ion, a fórm u l a do c l o reto d e sód io é NaCI 
.,. Na CI é um c lo reto, e não c l o rato ou c i o r i to, 
porq ue o ân ion sa iu de u m ác ido cu jo n o m e 
te rm ina em " ídr i co" 
A fórmula de um sal deve trazer a quantida­
de de átomos envolvidos. Nesse caso, segue-se 
a regra para a fórmula de qualquer composto 
iônico: analisa-se a configuração eletrônica de 
cada um dos elementos químicos do compos­
to e verifica-se a proporção entre eles (veja no 
capítulo 1, aula 4). 
Na1� 3 4 1 
CaY�z 1 1 
Fer�;y 1 1 
EM RESUMO 
Substância 
H,SO, 
(ácido sulfúrico) 
Na OH 
(hidróxido de sódio) 
H,S03 
(ácido sulfu roso) 
Na OH 
(hidróxido de sódio) 
o u Na3P04 
ou CaS04 
o u FeP04 
Anlons . Cátions Sal 
(son (sulfato) H' 
Na,SO, (sulfato 
(OH-) Na' de sódio) 
(hidróxido) (sódio) 
(SOl-) 
H' 
(sulfito) Na,S03 (sulfito 
(OH-) Na' de sódio) 
(hidróxido) (sódio) 
A COR COMO TESTEMUNHA A reação de uma solução de nitrato de chumbo com outra, de iodeto de potássio, produz o amarelíssimo iodeto de chumbo 
Combinação química 
Você já viu, nas aulas anteriores, que: 
� As substâncias são formadas de átomos; 
� Esses átomos se juntam em moléculas ou 
num retículo cristalino; 
� Essa junção atômica se dá por meio de li­
gações químicas. 
Agora você vai ver que: 
� Quando as ligações químicas são quebra­
das, ocorre uma reação química; 
� Numa reação, as substâncias originais (cha­
madas reagentes) se recombinam e dão 
origem a outras substâncias (produtos). 
N uma reação química, a estrutura da ma­
téria é alterada. Mas ainda identificamos 
os átomos que compõem cada substância. 
Por exemplo, numa molécula de água, identifi­
camos perfeitamente os elementos químicos 
hidrogênio e oxigênio que a compõem. 
Uma reação ocorre quando as ligações quími­
cas se rompem. Isso se dá quando a quantidade 
de energia num sistema é alterada. Essa mudan­
ça pode acontecer por diversos meios, como a al­
teração da temperatura, a mistura de substâncias 
que funcionam como catalisadores, a incidência 
de luz ou a passagem de corrente elétrica (veja 
outros fatores que alteram a energia numa reação 
química na aula 4 deste capítulo). 
GE QUIMICA 2015 • 45 
46 • 6E QUIMICA 2015 • 
BALANCEAMENTO DE 
EQUAÇÕES QUIMICAS 
Uma reação é representada como equação 
química. Assim como ocorre nas receitas de 
culinária, uma reação depende não apenas dos 
ingredientes (reagentes), mas também da pro­
porção em que esses ingredientes são empre­
gados. Veja o que ocorre com a reação dos ga­
ses oxigênio (Oz) e hidrogênio (H2), que resulta 
em água (HzO): 
Estado inicial Estado final 8 8 M1sturando os g 
H2 02 
dOis gies �O 
e lançando 
uma faisca 
Gás hidrogênio 
PF = -259°C 
PE = -253°C 
Gás oxigênio 
PF = -218°C 
PE = -183°C 
Agua 
PF = 0°C 
PE = 100°C 
Repare que o produto da reação acima, (a 
água) tem propriedades muito diferentes das 
dos reagentes - estado físico, pontos de fusão 
(PF) e de ebulição (PE). Então houve uma rea­
ção química. Mas a natureza dos átomos não se 
alterou: o oxigênio continua sendo oxigênio,e 
o hidrogênio, hidrogênio. 
Assim como as equações matemáticas, as 
quantidades de um lado da equação devem ser 
iguais às quantidades do outro lado. Então, para 
escrever a equação de uma reação, é preciso: 
.,. Conhecer a fórmula dos reagentes; 
.,. Conhecer a fórmula dos produtos; e 
.,. Verificar se a quantidade de átomos de um 
lado da equação (dos reagentes) é igual à quan­
tidade de átomos do outro lado (dos produtos). 
Na reação que resulta em água, sabemos que 
a água é produto da reação dos gases hidro­
gênio e oxigênio. E conhecemos a fórmula de 
cada um dessas substâncias. Veja: 
Estado inicial Estado final 8 8 M1sturando os Q do1s gases 
H2 02 • H20 
e lançando 
uma faisca 
Gás hidrogênio 
H, 
(2 átomos) 
Gás oxigênio 
+ O, 
(2 átomos) 
Agua 
H,O 
(3 átomos) 
O índice é também 
chamado atomicidade 
porque indica o 
número de átomos de 
um composto. 
No entanto, repare: o número de átomos do 
produto (H20) é diferente do número de áto­
mos dos reagentes. Falta um átomo de oxigê­
nio. Para igualar esse número, temos de fazer o 
balanceamento da equação. Isso é feito acres­
centando-se coeficientes. O coeficiente não 
altera o número de átomos, mas de moléculas: 
+ 
lndice = número de átomos Coeficiente = número de moléculas 
Repare que agora temos duas moléculas de 
hidrogênio (com dois átomos cada uma) e uma 
molécula de oxigênio (também com dois áto­
mos cada uma). O produto são duas moléculas 
de água. O número de átomos se mantém dos 
dois lados: quatro átomos de hidrogênio e dois 
átomos de oxigênio. 
No balanceamento de uma equação jamais se 
mexe nos índices - ou seja, jamais se altera o 
número de átomos. Fazer isso significa alterar 
a substância. Por exemplo: H20 é uma molécu­
la de água. Mas H202 é peróxido de hidrogênio, 
a água oxigenada. 
O balanceamento de uma equação explica 
muita coisa. Por exemplo, o metano (CH4), que 
contribui para o aquecimento global ao inten­
sificar o efeito estufa. Veja a reação referente a 
esse fenômeno químico: 
Uma molécula t Duas moléculas Uma molécula t Duas moléculas 
de metano de oxigênio -+ de dióxido de de água 
carbono 
........ + • _.... + • 
• • 
CH4 + 20, _.... CO, 2H,O 
(1 C, 4 H), (4 0), (1C, 2 O), (4 H, 2 O) 
Note que: 
� O número de átomos de carbono e de hi­
drogênio permanece o mesmo, dos dois 
lados da equação (1 C) e (4 H); 
� O mesmo acontece com o oxigênio: os qua­
tro átomos existentes no início da reação 
se mantêm no produto; 
� Só que, no produto, os átomos de oxigênio 
se separam: dois deles compõem o dióxido 
de carbono (C02); os outros dois entram 
em duas moléculas de água (2 H20). 
BALANCEAMENTO NA PRATICA 
A lgumas d i cas para fazer o ba lanceamento de u ma 
eq u ação. Vamos ba lancear a segu i n te eq u ação 
C,H60 + 
etano i 
(2 C, 6 H, 1 0) 
o, 
oxigênio 
(2 0) 
-+ CO, + H,O 
d ióx ido de carbono água 
(1 C , 2 O) (2 H , 1 O) 
� Passo 1: comece o balanceamento pe los 
e lementos q u e aparecem apenas u ma vez d e 
cada lado da eq uação. N o caso, o h i d rogê n i o (H) 
e o carbono (C) 
� Passo 2: para ba lancear o carbono (C), q u e 
tem 2 átomos de u m lado, temos d e m u d a r o 
coefi c i ente do outro lado : 
� Passo 3: d e h i d rogê n i o (H), há se i s átomos de 
u m lado e apenas do is de outro . Para ba lancear, 
vamos d e novo a p l i car o coefic i en te adequado: 
� Passo 4: confer imos se o n ú mero d e átomos 
dos demai s e l ementos está igua l dos do is lados. 
Neste caso, temos três átom os d e oxigên io 
entre os reagentes e sete de les n o p ro d u to. 
En tão, temos d e alterar o coefi c i en te de um dos 
reagentes: 
C,HGO + 3 O, -+ 2 CO, + 3 H,O 
VALE A PENA ANOTAR 
Nas provas do E nem e do vestibular, os exercícios de 
balanceamento costumam fornecer no enunciado a 
fórmula de cada substância ou composto envolvido 
na reação. Mas, em alguns casos, os examinadores 
consideram esse dado como conhecido pelo aluno. Vale a 
pena, então, memorizar algumas fórmulas de compostos 
mais comuns. 
GE QUIMICA 2015 • 47 
48 • GE QUI MICA 2015 • 
TIPOS DE REAÇÕES 
As reações podem ser classificadas por diferentes critérios. Alguns dos 
principais tipos são: 
� Reação de síntese ou adição Duas ou mais substâncias resultam 
num único produto. Genericamente: 
A + B ""* C 
São reações de síntese: 
H2 + Cb -+ 2 HCl 
2 co + o2 -+ 2 co2 
CaO + H20 -+ Ca(üH)2 
SINTESE 
o potássio é sólido 
e tem estrutura 
cristalina. O cloro tem 
estrutura molecular. A 
combinação das duas 
substâncias provoca 
+ Cl, (gasoso) 2 KCI(sólido) 
uma reação que 
sintetiza uma terceira 
substância, o cloreto de 
potássio. Esse cloreto 
é sólido e de estrutura 
cristalina, mas 
diferente da estrutura 
de qualquer um dos 
reagentes 
� Análise ou decomposição Nesse tipo de reação, um único composto 
se separa em substâncias mais simples quando é submetido a calor, cor­
rente elétrica ou luz. Genericamente: 
Dependendo do agente físico usado, a decomposição recebe nomes 
diferentes. Uma decomposição obtida por calor é chamada pirólise 
(piros = fogo e lise = quebra). A resultante da passagem de corrente 
elétrica é eletrólise, e a produzida por luz, fotólise. 
Constituem reações de decomposição: 
(NHJ2Cr207 -+ Cr203 + 4 H20 + N2 (pirólise) 
2 H202 -+ 2 H20 + 02 (fotólise) 
2 HgO(sólldo) � 2 Hg(llquido) + 
DECOMPOSIÇAO 
O óxido de mercúrio é 
um sólido de estrutura 
cristalina. O símbolo r:. 
sobre a seta, na figura 
ao lado, representa 
aquecimento. Se o 
óxido de mercúrio é 
aquecido, a substância 
se decompõe em seus 
elementos originais: 
O,(gasosol mercúrio e oxigênio 
� Deslocamento ou simples troca Uma substância simples reage com 
uma substância composta (constituída de vários elementos). Nessa re­
ação, a substância simples desloca (ou seja, substitui) um elemento da 
substância composta. Genericamente: 
A + BC -+ AC + B 
São reações de deslocamento: 
Cl2 + 2 KI -+ 2 KCl + 12 
Zn + 2 AgN03 -+ Zn(N03)2 + 2 Ag 
Br2 + (NH.)2S -+ 2 NH.Br + S 
2 Li (só l ido) + 2 H,O (I íquido) 
SIMPLES TROCA 
-+ 2 LiOH (aquoso) + H, (gasoso) 
Na reação entre o lítio e a água, os átomos de hidrogênio e oxigênio da água se separam. O lítio se combina 
com o oxigênio e com parte dos átomos de hidrogênio para formar o hidróxido de lítio, em solução aquosa. 
Outra parte dos átomos de hidrogênio se recombina de dois em dois, constituindo o gás hidrogênio 
� Dupla troca Íons de cargas iguais trocam de posição, produzindo ou­
tros dois compostos. Genericamente: 
AB + CD -+ AD + CB 
São reações de dupla troca: 
HN03 (aq) + KCN <•q) � KN03 Caq) + HCN Cg) 
3 Ca(OH)2 Caq) + 2 FeC13 caq) � 3 CaC12 caq) + 2 Fe(OH)3 cs) 
H2SO• caq) + 2 NaOHcaq) � Na2SO• caq) + 2 H20 cl) 
2 AgNo,(aquoso) + Na,CrO.(aquoso) -+ Ag,Cr04{sól ido) + 2 NaNO, {aquoso) 
DUPLA TROCA 
Todos os reagentes estão dissolvidos em água. Veja que o ânion de um composto se combina com o cátion 
de outro. Assim, a prata (Ag') se casa com o Cro;: E o sódio (Na'), com o NO;. Entre os produtos, um está no 
estado sólido 
EM RESUMO 
O BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUIMICAS 
· Quando o coefic i ente o u o í nd i ce forem igua is 
a 1, não é necessár io escrevê- los 
H O � 
/ 2 átomos de h i d rogênio 
s ign ifica 
� 1 átomo d e oxigênio 
z 
· Quando o coefi c i ente for maior q ue 1, e l e é 
m u lt i p l icado pe lo í nd i ce dos e lementos para 
i n d icar o n ú mero de átomos: 
2 . 2 = 4 átomos 
. .fi / d e h i drogê n i o 2H O � � s r g n t ca 
� 2 X l = 2 átomos 
de oxigênio 
OS TIPOS DE REAÇAO 
� S ín tese ou adi ção 
A + B -+ C 
� Anál ise ou decom posição 
A -+ B + C 
� Des locamento ou s i m ples troca 
A+ BC -+ AC + B 
� Du p la-troca 
AB + CO -+ AO + CB 
ATENÇÃO 
Nas equações químicas, 
os índices (g), (/) e (s) 
que aparecem ao pé 
de alguns compostos 
indicam o estado físico 
da substância - gasoso, 
líquido ou sólido, 
respectivamente. 
o índice (aq) significa 
solução aquosa. 
&E QUIMICA 2015 • 49 
VERMELHO DE CORROSAO A ferrugem,que ataca as superfícies metálicas, e uma reação do ferro com o oxigênio e a água do ar, que resulta num hidróxido 
50 • GEQUIMICA 201S • 
A força do oxigênio 
-Oxidas são substâncias binárias, aquelas 
formadas por dois elementos químicos. 
Um desses é, obrigatoriamente, o oxigênio 
(O). O outro elemento pode ser um metal ou um 
ametal. Num óxido, o oxigênio é sempre o ele­
mento mais eletronegativo. 
Quando se liga a um metal, o oxigênio esta­
belece uma ligação iônica. Se unido a um ame­
tal, a ligação é covalente (veja o capítulo 1, aula 
4). Dessa forma, existem dois tipos de óxido: 
os iônicos e os moleculares. 
ÓXIDOS IONICOS 
Os metais usados no dia a dia são obtidos da 
purificação de minérios. E grande parte desses 
minérios é constituída de óxidos iônicos. 
Os óxidos iônicos são nomeados de acordo 
com o metal que se liga ao oxigênio. Isso signi­
fica que o número de átomos de oxigênio que 
compõem um óxido iônico não importa para 
o nome de um óxido iônico. Mas é claro que, 
na fórmula, esse número tem de ser balance­
ado com a valência do outro elemento. Veja os 
exemplos abaixo: 
NOME 
óxido de sódio Na,o 2 Na+ 
óxido de magnésio MgO 1 Mg>+ 
óxido de alumínio Ah03 2 All+ 
1 
1 
LEMBRE· SE 
Numa l igação iôn ica, 
o oxigên io (O) sempre 
recebe dois e létrons 
e se transforma 
no ânion o'-. o 
número de átomos O 
depende da carga do 
cát ion que compõe o 
óxido iôn ico. 
Num óxido, o oxigênio 
é sempre o elemento 
mais eletronegativo 
(tem maior facilidade de 
receber elétrons). Mas, 
pela tabela periódica, o 
fiúor é o único elemento 
mais eletronegativo que 
o oxigênio. Por isso, não 
existem óxidos de fiúor. 
FOTOS: [l] IEAN GALLUP, [l] KEVIN WEBB/NHM 
PARA UMA COLHEITA MELHOR 
O óxido de cálcio, conhecido 
como cal virgem, é aplicado nos 
canteiros e áreas de cultivo para 
diminuir a acidez do solo 
A maioria dos óxidos iônicos tem uma pro­
priedade importante: reage com a água, for­
mando uma base, um hidróxido. Isso ocorre 
especialmente entre os óxidos de metais alca­
linos e os alcalino-terrosos (famílias 1 e 2 da 
tabela periódica). Veja: 
Na20 + H20 � 2 NaOH 
(óxido de sódio + água = hidróxido de sódio) 
CaO + H20 � Ca(OH)2 
(óxido de cálcio + água = hidróxido de cálcio) 
Por essa propriedade, os óxidos iônicos po­
dem ser usados para neutralizar os ácidos, 
criando a partir deles um sal. 
ÓXIDOS MOLECULARES 
São aqueles que se formam da ligação entre 
o oxigênio e qualquer ametal. A única exceção 
é o flúor. Muitos óxidos moleculares são gaso­
sos. É o caso do gás carbônico (C02) e do mo­
nóxido de carbono (CO). 
Nos óxidos moleculares, o oxigênio pode 
se combinar em diversas proporções ao outro 
elemento químico. Por exemplo, existem seis 
óxidos de nitrogênio: NO, N02, N20, N203, N204 
e N205. O número de átomos O varia para ba­
lancear o número de átomos N. Mas todas essas 
substâncias são óxidos. 
Para identificar o número de átomos que com­
põem um óxido molecular, usamos prefixos: 
Mono 
Di 
Tri 
letra 
Penta 
4 
Esses prefixos são usados tanto para indicar 
o número de átomos O quanto o de átomos do 
outro elemento químico do composto. Então, 
termos como "di", "tri" ou "tetra" podem apare­
cer duas vezes no nome de um óxido. Veja: 
NO MERO NOMERO DE NOME DO 
FORMULA DE ATOMOS DO 
ATOMOS O AMETAL COMPOSTO 
N,O 1 (mono) 2 N (di) 
Monóxido de 
d i nitrogênio 
NO, 2 (d i ) 1 N Dióxido de 
nitrogênio 
CO, 2 (di) 1 ( 
Dióxido de 
carbono 
N,04 4 (tetra) 2 N (di) 
Tetróxido de 
d in itrogênio 
P,05 s (penta) 2 P (d i ) 
Pentóxido de 
difósforo 
Repare que o prefixo "mono" não é usado 
para o ametal. Não dizemos dióxido de mono­
carbono, mas dióxido de carbono, apenas. 
OS ÓXIDOS E A ATMOSFERA 
Os óxidos moleculares podem reagir com a 
água e formar ácidos. A atmosfera é rica em umi­
dade. Assim, é fácil que ocorram reações que pro­
duzam ácidos. Em outras palavras, os óxidos mo­
leculares podem ser grandes agentes polui dores. 
Alguma proporção de óxidos moleculares 
na atmosfera é natural. O problema está no au­
mento dessa proporção, causado pelas ativida­
des humanas. É o caso do gás carbônico (dióxi­
do de carbono, C02). 
O excesso de C02 não tem como efeito ape­
nas o aumento do efeito estufa e as consequen­
tes alterações climáticas (veja o ínfográfico na 
pág. 40). Esse gás, ao reagir com a água, cria 
ácido carbônico. Outros óxidos produzem ou­
tros ácidos, como o sulfuroso e o sulfúrico. To­
dos esses ácidos juntos criam as chuvas ácidas, 
que afetam o solo, a vegetação e os mananciais, 
além de comprometer as estruturas de concre­
to e metal construídas pelo homem (veja mais 
sobre acidez no capítulo 4). 
Gl QUIMICA 2015 • 51 
52 • GE QUI MICA 2015 • 
E, DE REPENTE, FEZ·SE A LUZ Quando você acende um fósforo, assiste a uma reação química desencadeada em altíssima velocidade 
Uma questão de ritmo 
As reações químicas ocorrem em diferen­
tes velocidades. Algumas, como o acen­
der de um fósforo, são instantâneas. Ou­
tras são mais lentas, como o metabolismo dos 
alimentos no organismo humano ou o apodre­
cimento de um alimento malconservado. Há, 
ainda, aquelas que levam dezenas ou centenas 
de milhões de anos para ocorrer, como a for­
mação da atmosfera terrestre ou do petróleo. 
A velocidade das reações depende de uma 
série de fatores. E a área da química que estuda 
essa velocidade e os fatores que nelas influem 
chama-se cinética química. 
RAPIDEZ DAS REAÇÕES 
Em física, na mecânica, a velocidade é a va­
riação do espaço percorrido por um móvel em 
determinado intervalo de tempo. Na química, 
o conceito de velocidade é um pouco diferen­
te: é a rapidez com que uma reação se realiza, 
sempre levando em conta a quantidade de rea­
gentes consumidos ou a de produtos formados. 
Essa quantidade pode ser expressa em massa, 
volume ou em moi. Pode, também, ser dada em 
termos de concentração (sobre concentração e 
mal, veja o capítulo 3). A regra geral é que, em 
toda reação, a quantidade de reagentes dimi­
nui, enquanto a quantidade dos produtos 
aumenta. Para a reação R -7 P, a concentração 
de R cai, enquanto a concentração de P sobe. 
Essa mudança nas concentrações não mantém o 
mesmo ritmo durante toda a reação. 
No início, a quantidade de R cai rapidamente e 
a de P sobe rapidamente. Com o passar do tempo, 
a variação segue mais lenta. Como regra geral, à 
medida que os reagentes são consumidos, a 
velocidade da reação diminui. Veja: 
[ P ] 
[ R ] 
A CURVA A concentração do 
produto P (em azul) cresce 
à medida que o reagente R 
(em vermelho) é éonsumido. 
As curvas aproximam-se 
gradualmente da paralela com 
o eixo do tempo. Isso indica que 
a transformação de R em P é 
cada vez mais lenta. 
O gráfico dá muitas informações importantes: 
.,.. A quantidade de substância P no início da 
reação é zero. Então essa substância é o pro­
duto, e R, o reagente; 
.,.. No início da reação, a concentração de P e a de 
R variam muito rapidamente; 
.,.. Depois, a concentração de ambas as substân­
cias varia num ritmo mais lento. 
TEORIA DAS COLISÕES 
Você sabe: uma reação química ocorre quando as ligações entre átomos 
ou íons dos reagentes se quebram e se rearranjam, formando novas substân­
cias, os produtos. Mas como e quando isso ocorre? 
Como sempre fazem quando querem entender um fenômeno impossível 
de ser visto diretamente, os químicos criaram um modelo para explicar o 
que ocorre durante uma reação química, com base no que é observado em 
experimentos. Esse modelo é a teoria das colisões. De acordo com essa 
tese, para que uma reação ocorra, as partículas dos reagentes devem colidir 
entre si numa determinada velocidade e com certa frequência. 
Numa substância qualquer, a cada segundo ocorrem bilhões de colisões 
entre átomos, íons ou moléculas. Mas poucas dessas colisões iniciam uma 
reação - ou seja, ocorre um número muito menor de colisões efetivas. 
Isso depende de dois fatores: a energia e a orientação do choque. 
A energia do choque é cinética - ou seja, aquelarelacionada à velo­
cidade das moléculas. É fácil de entender: se um carro colidir com um 
poste a 100 km/h, o estrago será maior do que se o choque se desse a 
50 km/h. Assim também acontece com as moléculas e os íons: para que 
É importante a posição 
dos átomos na hora do 
choque. Uma orientação 
adequada é aquela que 
põe em contato direto 
os átomos que vão 
estabelecer as novas 
ligações . 
as ligações se quebrem, é preciso que a coli­
são tenha a energia cinética adequada. Quanto 
maior a energia, maior a velocidade da reação. 
Quanto maior o número de colisões, maior a 
possibilidade de conseguir a energia necessá­
ria para quebrar as ligações dos reagentes. Mas 
essa efetividade depende, ainda, de uma orien-
� tação adequada. 
A teoria das colisões propõe também uma ex-
plicação para o fato de que nem todas as r::olisões 
desencadeiam uma reação. Acompanhe: 
.,. Moléculas que se movem lentamente têm baixa energia cinética; 
.,. Ao se colidirem, as eletrosferas dessas moléculas não se interpene­
tram. Ao contrário, se repelem, por causa da carga dos elétrons. Assim, 
não há quebra de ligações nem formação de novas substâncias. 
Porém, para essa mesma reação, se a temperatura dos reagentes for 
elevada, a situação muda. Acompanhe: 
.,. Quanto mais alta a temperatura, maior é a agitação das moléculas; 
.,. Com velocidade maior, os átomos trombam com maior energia cinética; 
.,. Isso faz com que as eletrosferas se confundam, criando um complexo 
ativado - um estado de transição entre as substâncias originais (rea­
gentes) e a formação de novas substâncias (produtos). Veja: 
. + . __.... ·----·---· ____.. • + • 
111 __.... ·------· ____.. • + • 
• __.... , . ____.. • • •. + +. ·---· + 
REAGENTES __.... COMPLEXO ATIVADO __.... PRODUTOS 
No complexo ativado, as ligações estão enfraquecidas, prestes a se rom­
per. Quando o sistema atinge a energia mínima necessária para rompê-las, 
a reação se completa com a formação de novas substâncias. Romper essa 
barreira energética significa atingir a energia de ativação (Ea) - aquela 
necessária para desencadear a reação. 
A energia de ativação é sempre maior que a energia original dos reagentes. 
Essa variação pode ser representada em gráfico. 
COLISÕES EFETIVAS NA PRÁTICA 
Para que a reação N03 1g1 + C0 1g1 � N0, 1g) + C0, 1g1 
ocorra, três cond ições têm de ser satisfeitas: 
1. Orientação correta A colisão pode ter energia suficiente, 
mas essa orientação não é adequada porque o choque se dará 
entre os átomos de oxigênio, que não reagem entre si. Neste 
caso, não ocorre a reação. 
2. Energia suficiente Nesta segunda possibil idade, a 
orientação das partículas dos reagentes é adequada: o átomo 
C quebrará as l igações de NO, para roubar um átomo O. Mas a 
colisão ocorre numa velocidade mu ito baixa. Não há energia 
suficiente para provocar uma reação. 
+ 
3. Tudo certo A velocidade com que as partículas se 
chocam fornece energia suficiente para a quebra das 
ligações. E a orientação das partículas dos reagentes é 
adequada: o átomo C baterá num átomo O. 
Podemos então dizer que 
a energia de ativação é a 
energia mínima necessária 
para que uma reação seja 
desencadeada. 
&E QUIMICA 2015 • 53 
1. As moléculas dos dois 
reagentes viajam a uma 
velocidade tal que 
dá ao conjunto a energia 
cinética adequada 
2. Se no choque a energia 
superar a barreira da energia 
de ativação, os átomos, por 
um instante, confundirão 
seus elétrons, enfraquecendo 
as ligações 
3. Reorganizados os átomos 
em novas substâncias, a 
energia do sistema volta a cair 
54 • GE QUIMICA 2015 • 
Para a reação CO + N02 -+ C02 + NO, o gráfico 
de energia seria este: 
3. Produtos 
Caminho da reação 
Entre duas reações que ocorram nas mesmas 
condições, a que tem menor energia de ativa­
ção (EJ se dará com maior rapidez, pois mais 
facilmente as moléculas atingirão a energia de 
ativação e, por consequência, o estado de com­
plexo ativado. Compare as reações mostradas 
nos dois gráficos abaixo: 
Produtos 
Caminho da reação 
Reagentes Produtos 
Caminho da reação 
ENERGIA E VELOCIDADE Pelo pico da curva em cada um dos 
gráficos percebe·se que a energia de ativação da reação li é mais 
alta que a energia de ativação da reação I . Isso significa que a 
barreira energética que os reagentes da reação li têm de ultrapassar 
para reagir entre si é mais alta. Então, a reação li é mais lenta do que 
a reação I. 
O QUE INFLUI NA VELOCIDADE: 
� Estado físico dos reagentes A velocidade das 
partículas de uma substância depende do esta­
do físico em que ela se encontra. A velocidade é 
baixa no estado sólido, cresce no estado líquido e 
atinge o máximo no estado gasoso. Quanto maior 
é a velocidade das partículas, maior é a energia 
do sistema e mais veloz é a reação, então as re­
ações com reagentes gasosos costumam ser as 
mais rápidas. 
NA PRÁTICA 
Quando m i s tu radas, as su bstânc ias c l o reto de 
sód io (NaC I ) e n it rato de p rata (AgN 03) fazem 
u ma reação de d u pla troca q u e res u l ta em d o i s 
p ro d u tos n i t rato de sód io (NaN03) e o prec ip i tado 
d e c l o reto de p rata (AgCI). Mas esse p rec i p i tado só 
aparece quando a reaçd.o se dá em uma so l u çd.o. 
Separados pela água e l ivres, os íons Ag• e C l ­
co l i dem com boa ve loc idade, reagem e formam 
o prec i p i tado. já q uando os reagentes estão no 
estado só l i d o, os íon s estão p resos no retíc u l o 
cr ista l i n o do sal - a reação não oco rre. 
� Su perfície de contato Experimentalmen­
te se verifica que a velocidade de uma reação 
é tanto maior quanto maior for a superfície de 
contato entre as substâncias reagentes. Nesse 
sentido, sistemas gasosos e líquidos oferecem 
condições mais favoráveis que os sistemas sóli­
dos. Explica-se: uma reação acontece entre os 
átomos de uma substância. No estado sólido, 
só os átomos da superfície entrarão em contato 
com os da substância com que deveriam reagir. 
Assim, quanto mais pulverizado for o sólido, 
maior será a superfície de contato entre os áto­
mos e maior a velocidade da reação. 
NA PRÁTICA 
U m compri m ido de v i tam i na C co locado em água 
p rovoca efervescênc ia . I n te i ro, somente os átomos 
da s u perfíc ie ent rarão em contato com a águ a, e a 
reação vai ocorrendo l entamente à med ida q u e os 
átomos vão pau l at i namente sendo expostos. Se o 
com pr im ido for q uebrado em vários pedac i n hos, 
a reação oco rrerá mais rap i damente, po i s mais 
átomos serão expostos à água ao mesmo tempo. 
Daí, mais co l i sões oco rrem num mesmo i n tervalo 
de tem po, e maior é a ve loc i dade da reação. 
.,.. Temperatura Quanto mais alta a tempera­
tura, maior a velocidade da reação. Isso porque 
a temperatura tem relação direta com a veloci­
dade das partículas e, portanto, com a energia 
cinética do sistema. Quanto maior a tempera­
tura, maior é a energia cinética das moléculas 
e, portanto, maior será a probabilidade de um 
choque efetivo - aquele que ocorre com a ener­
gia suficiente e na orientação adequada. 
MARTYN F. CHILLMAID/SCIENCE PHOTO LIBRARY 
NA PRÁTICA 
A i n fl uênc ia da temperatu ra na ve locidade das 
reações tem várias ap l icações no d ia a d ia. Por 
exemp lo, o coz imento de fei jão (ou q ua lquer outro 
a l imento) em panela de pressão A pressão mais a l ta 
e l eva a temperatu ra no i n ter ior da pane la, e o fe ijão 
coz i nha mais ráp i do. No sent ido i nverso, a baixa 
temperatu ra no i nter ior de uma gelade i ra retarda o 
processo de apodrec i mento dos a l imentos. 
.,.. Concentração É a quantidade de reagentes, 
ou o número de moléculas de reagentes, exis­
tente em determinado volume (tema tratado 
mais detalhadamente no capítulo 3). Quanto 
maior é a concentração de um reagente, mais 
moléculas dessa substância existem em deter­
minado volume. Como a velocidade de uma 
reação depende do número de colisões efeti­
vas, então quanto mais próximas estiverem as 
moléculas, maiores serão as chances de ocor­
rer colisõesefetivas. Por isso, um aumento na 
concentração dos reagentes eleva a velocidade 
da reação. 
NA PRÁTICA 
Qualq ue r combustão depende da reação do 
combu stível com o ox igê n i o U ma pal ha de aço 
posta sobre u m a chama q u e i ma-se re lat ivamente 
ráp i do, porq u e o ar contém ce rta concentração 
de ox igê n i o. Mas a combustão será m u ito mais 
ve loz se for p rovocada num rec i p i ente fechado, 
q u e contenha apenas ox igê n i o A concentração de 
ox igê n i o no ar é menor do q u e n u m am b iente de 
ox igê n i o pu ro, é c l aro. 
CATALISADORES 
São substâncias químicas que aumentam a 
velocidade de uma reação sem participar dire­
tamente dela, ou seja, sem serem consumidas. 
Os catalisadores alteram o mecanismo de uma 
reação, baixando a barreira da energia de ativa­
ção. Ao final da reação, os catalisadores podem 
ser recuperados e reaproveitados. 
Veja no gráfico abaixo como uma reação tem 
a velocidade alterada com o emprego de um 
catalisador: 
i 
E, 
t t 
E, 
t 
Reagentes 
_______________ l __ _ _ 
llH 
_____________ _.______________________ _____ Produtos 
MÃOZINHA AMIGA Repare que as duas reações começam no 
mesmo patamar de energia. E veja a diferença de altura das duas 
curvas. Na reação não catalisada, os reagentes têm de alcançar uma 
energia de ativação muito mais alta do que na reação catalisada. 
Então, a velocidade da reação catalisada é maior. 
Os catalisadores não provocam uma reação, 
apenas a aceleram. E cada reação tem um cata­
lisador específico. Nos seres vivos, as enzimas, 
produzidas pelas células, fazem o papel de ca­
talisadores nas reações do metabolismo - as 
transformações que as substâncias sofrem no 
interior das células. Sem essas reações, as célu­
las não podem crescer nem se reproduzir nem 
exercer suas funções específicas. As enzimas 
aceleram o metabolismo, e sua carência leva a 
desordens metabólicas que causam doenças no 
fígado, nos rins ou nos músculos, por exemplo. 
OUTROS FATORES 
Outras condições podem acelerar a velocida­
de de uma reação, como a eletricidade e a luz. 
No meio natural, a reação entre os gases hidro­
gênio e oxigênio para formar água é muito len­
ta, pode levar anos. Mas, quando se passa uma 
corrente elétrica pelo sistema, a reação ocorre 
instantaneamente. Assim, a eletricidade influi 
na velocidade da reação. Mas não pode ser 
considerada um catalisador, porque não é uma 
substância química. É uma forma de energia 
que ajuda o sistema reacional a atingir a ener­
gia de ativação. O mesmo ocorre com a luz. 
GE QUIMICA 2015 • 55 
11 
2 11 
......... li 
Capítulo_ 
EXERCÍCIOS 
1. 
(UTFPR 201o) A tabe la a seg u i r re lac iona a lgumas su bstânc ias 
q u ím icas e suas ap l i cações freq uentes no coti d iano. 
SUBSTÂNCIAS APLICAÇÕES 
Na OH Fab ri cação de sabão a part i r de ó l eos ou gor-
d u ras. É conhec ido como soda cáustica. 
H3P04 I n d ú str ias de v id ro, de a l imentos, na ti ntu-
raria e na fabri cação d e fosfatos e su pe rtos-
fatos usados como ad u bos (fert i l izantes). É 
também ut i l izado na p rod u ção d e refr igeran-
tes do t ipo "co la" . 
C aO Preparação da argamassa na construção c iv i l 
e d i m i n u i ção da acidez do solo na agr icu ltura. 
NaHC03 Fabr i cação de fermentos q u ím i cos, ant iác i -
dos e exti ntores d e i ncênd io . 
Estas su bstânc ias, ordenadas d e c ima para baixo, pertencem, 
respectivamente, às fu n ções: 
a) base, sal, ác i do e óx ido . 
b) sal, base, ác ido e óxido. 
c) base, óxid o, ác ido e sal . 
d) ácido, base, sal e óxido. 
e) base, ác i d o, óxido e sal . 
RESOLUÇÃO 
Este é o tipo de questão que exige do estudante a memorização 
do significado de uma fórmula. Lembrando da aula, temos: 
• substâncias que contêm o ânion hidroxila (OW) são bases. É o 
caso de Na OH, hidróxido de sódio; 
· aquelas que contêm o íon H+ são ácidos. Na questão, H3PO�, 
ácido fosfórico; 
• substâncias formadas por apenas dois elemen tos químicos, 
tendo o oxigênio como ân ion, são óxidos. É o caso de CaO, 
óxido de cálcio, a cal; 
• e aquelas originadas da união de ânions provenientes de um 
ácido com os cátions provenientes de uma base são sais: NaHC031 
"bicarbonato de sódio. 
Resposta: alternativa e 
2. 
(UTFPR 2010) A s reações q u ím icas a segu i r rep resentam a for­
mação de ch uvas ác idas, cau sadas pe la presença de S031g1 na 
atmosfera e o ataque do p rod uto formado às fachadas e estátuas 
de mármore, cujo componente p r i nc ipa l é o CaC03. 
56 • GE QUI MICA 2015 • 
SOJigl + H,OI,I -7 H,S04IaqJ 
H,S04iaqJ + CaC031s1 -7 CaC041s1 + H ,OI,I + CO,Igl 
Essas reações podem ser c lass if icadas, respectivamente, 
como de : 
a) anál ise e des locamento. 
b) s íntese e d u p la troca. 
c) des locamento e d u p l a troca. 
d) s íntese e decompos ição. 
e) anál ise e d u p la troca. 
RESOLUÇÃO 
Lembrando, as reações têm a seguinte classificação: 
· reação de síntese ou adição: duas ou mais substâncias resultam 
num único produto; 
• reação de análise ou decomposição: um único composto se 
separa em substâncias mais simples; 
• deslocamento ou simples troca: uma substância simples rea­
ge com uma substância composta produzindo o utros dois 
compostos; 
· dupla troca: íons de cargas iguais trocam de posição produzindo 
outros compostos. 
Retomando as reações propostas na questão, temos 
S031gl + H,01,1 -7 H,S041aqJ Síntese 
H,S04iaqJ + CaC031s1 -7 CaC041s1 + H,OI,I + CO,Igl Dupla troca 
Repare que na segunda reação, H,C03 deu origem a CO, e, também, 
a H,O. Ainda assim a reação é chamada de dupla troca. 
Resposta: alternativa b 
3. 
(Uesc 2011) U m pal ito d e fósforo pode se acender, ao ser atri­
tado l i ge i ramente sobre u m a superfíc ie áspera, como u m a l ixa 
das caixas de fósforos, e entrar em combustão com em i ssão de 
l uz e de ca lor. U ma anál i se dessas observações perm i te af i rmar 
corretamente: 
a) A reação de combustão do pa l i to de fósforo é espon tânea 
porque possu i energ ia de ativação igua l a zero. 
b) A reação q u ím i ca mais ráp ida, entre d u as reações, é aq ue la 
que apresenta menor energ ia d e ativação. 
c) A reação de combustão do pal ito de fósforo é endotérm ica. 
d) A energ ia de ativação d eve ser m u ito grande para q u e a com­
bustão do pal ito de fósforo ocorra. 
e) O pal ito de fósforo só acende se a energia fornecida pelo atrito 
for menor q u e a energia de ativação. 
RESOLUÇÃO 
Lembrando que a energia de ativação é a energia mínima ne­
cessária para que uma reação seja desencadeada, analisamos 
cada proposição. 
a) Uma combustão espontânea tem energia de ativação zero. Mas 
o fósforo não se acende sozinho, espontaneamente. Precisa 
ser atritado. Incorreta. 
b) Quanto menor a energia de ativação, mais rápida é a reação. 
Correta. 
c) Reações endotérmicas são as que absorvem calor. Não é o caso 
do fósforo. Ao ser aceso, ele libera calor e luz, numa reação 
exotérmica. Incorreta. 
d) Quanto maior a energia de ativação, maior é a barreira energéti­
ca que a reação tem de vencer para ocorrer. Assim, se a energia 
de ativação for muito grande, o atrito não seria suficiente para 
dar início à combustão do palito de fósforo. Incorreta. 
e) O palito de fósforo só pode se acender com uma energia igual 
ou maior à energia de ativação. Você observa isso quando a 
lixa da caixa de fósforo já está gasta: o atrito, mais fraco, torna 
mais difícil a tingir a energia de ativação e, portanto, dificulta 
acender o fósforo. Incorreta. 
Resposta: alternativa b 
4. 
(UFRN 2011, adaptado) o ác ido n ítr ico (HN03) é uma su bstânc ia 
d e i m portância econôm ica na i n d ústr ia e m u ito ut i l izada nos 
laboratór ios . Na p rod u ção d o ác i d o n ít r i co pe lo m étodo de 
Ostwald, a amônia a n i d ra (NH3) é oxidada a óxid o n ítr ico (NO) 
pe lo oxigê n i o (O,), a sso·c e s atm de p ressão, com a aj uda de 
catal i sadores de p lati na e rád io. O óx ido n ítrico (NO) se faz reag i r 
com o oxigên i o do ar para formar d ióx ido de n i trogên i o (NO,). 
Este é absorv ido em água, em p resença de oxigên io, formando 
o ácid o n ít r i co ( H N OJ. E m re lação ao p rocesso d e o btenção 
d o ác i d o n ít r i co, esc reva a e q u ação d a reação d o d ióx ido d e 
n itrogê n i o (NO,) c o m a água (H,O) e o oxigê n i o (O,) para fo rmar 
o ác ido n ítr ico (HN03). 
RESOLUÇÃO 
A reação em questão tem como reagentes: dióxido de nitrogênio 
(NO,); água (H,O) e o oxigênio (O,). E, como produto, ácido nítrico 
{HNO;). Desta forma, a equação não balanceada é: 
NO, + H,O + O, -7 HN03 
Para balancear a reação, devemos acrescentar os coeficientes 
estequiométricos que manterá igual o número de á tomos de 
cada elemento, de ambos os lados da equação: 
• para 1 N de um lado, já temos 1 N do outro lado; 
• para 5 O que reagem, devemos ter 5 O como produto; 
· e para 2 H à esqu,erçia, devemos ter, também 2 H à direita. 
Aplicando' os coeficientes estequiométricos, temos: 
2 NO, + 1 H,O + 1h O, -7 2 HN03 
Resposta: 2 NO, + l H,O + � O, -+ 2 HN03 
Capítulo_ 
ISTO É ESSENCIAL! 
ÁCIDOS, BASES E SAIS Acidos são substâncias mo­
lecu lares. D isso lv idos em água, sofrem ion ização 
e l i beram cátio n s W Bases ( h i d róxidos) são com­
postos iôn icos que contêm ân ions OH·. Em solução 
aquosa, as bases sofrem d i ssociação iôn i ca. Sais 
são com postos iôn icos q u e também sofrem d i sso­
c iação iôn i ca q uando d isso lv idos em água. Podem 
ser o bt idos da reação entre um ác ido e u ma base, 
no p rocesso de neutra l i zação. 
Acidos ... correspondem a 
terminados em ... íons terminados em 
[O RICO ETO 
ICO ATO 
os o ITO 
REAÇOES QUIMICAS Ocorrem q uando as l i gações 
q u ím icas de u ma s ubstânc ia são q ue b radas e os 
átomos se com bi nam em novas substâncias. Ti pos 
de reações: 
· Síntese: A + B -? C 
· Decomposi ção: A -? B + C (p i ró l i se, e letró l i se) 
· S i m p les troca: A + BC -7 AC + B 
• Dup la troca: AB + CO -7 AO + CB 
OXIDOS São compostos b inários em que o oxigênio 
é o e lemento mais e letronegativo. Oxidos iônicos: 
o oxigên io se l iga a um metal. A maioria reage com 
a água e fo rma u ma base. Oxidas moleculares: o 
oxigên io se une a u m ametal, em l igação covalente. 
Mu i tos são gases. Podem reag i r com a água e formar 
ácidos. úxidos molecu lares, como CO,, SO, e NO, , se 
transformam em ácido na atmosfera e contribuem 
para aumentar a acidez da chuva, de mares e solos. 
VELOCIDADE DAS REAÇ0ES É a rapidez com que uma 
reação ocorre, em razão dos produtos formados ou 
dos reagentes consumidos. Em geral, a quantidade de 
reagentes d im inu i enquanto a de produtos aumenta. 
Para ocorrer u ma reação, é p reciso que as partículas 
se choquem com velocidade suficientemente grande 
para gerar energia acima da energia de ativação, e na 
orientação adequada (os átomos que vão se combinar 
devem entrar em contato d i reto). Complexo ativado: 
estado i nte rmed iár io entre substâncias i n ic ia is e 
f i nais d e u ma reação. Catal isadores: su bstâncias 
qu ímicas que reduzem a energia de ativação e, assim, 
aceleram as reações. 
GE QUIMICA 2015 • 57 
WILLIAM VOLCOV I BRAZIL PHOTO PRESS 
Números gerais mostram 
que a lei reduziu o número 
de acidentes nas estradas. 
Mas nem sempre a 
tendência se confirma 
estatísticas que pretendem avaliar 
eficácia da Lei Seca são dúbias. A 
olícia Rodoviária Federal registrou 
nas estradas federais uma redução de 43% 
nos acidentes causados pelo álcool, entre 
2013 e 2014. No estado de São Paulo, o mais 
populoso do país, a queda geral se confirma. 
Em 2014 ocorreu menos acidentes nas es­
tradas estaduais do que em 2013 - 87 con­
tra 104. No entanto, no Carnaval de 2014 
o número de ocorrências (causadas pelo 
álcool ou não) foi 12% superior ao regis­
trado no mesmo feriado do ano anterior. 
Acidentes com mortes tiveram alta ainda 
maior - 40%. O crescimento coincide com 
o afrouxamento na fiscalização. No Carna­
val de 2014, foram feitas apenas 70 ações 
contra 227 em 2013. 
Os analistas inferem disso que boa parte 
desses acidentes se deveu a embriaguez e 
que o cumprimento da Lei Seca ainda de­
pende mais de fiscalização e punição do 
que de consciência e bom senso. Uma pes­
quisa divulgada em 2013 pela Universida­
de Federal de São Paulo (Unifesp) mostra 
que a maioria dos jovens começa a beber 
antes dos 15 anos. E, até os 25 anos, três a 
cada dez desses jovens já dirigiram alcoo­
lizados pelo menos uma vez na vida. 
A Lei Seca, que passou a valer em 2012, 
impondo tolerância zero ao álcool, é uma das 
mais rígidas do mundo. Além do óbvio sofri­
mento humano, os acidentes trazem altos 
custos para o país em atendimento médico­
-hospitalar e em perda da força de trabalho. 
A Organização Mundial da Saúde (OMS) 
avalia que o mundo perde 500 bilhões de dó­
lares a cada ano com acidentes de trânsito -
valor próximo ao Produto Interno Bruto de 
países como Noruega ou Bélgica. No Brasil, o 
custo é estimado em 15 bilhões anuais. 
Conteúdo deste capítulo 
• lnfográfico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6o 
aula 1 • Grandezas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 62 
aula :z Cálculos estequiométricos . . . . . . . . . . . . .. . . . . 66 
aula 3 Concentração de soluções . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 70 
• Exercícios & Resumo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 76 
GE QUIMICA 2015 • 59 
Cálculos 
químicos 
lnfográfico 
I 11 11 1 .._ ..... 11 
O hálito denuncia 
A em br iaguez e a ressaca são resu l ta d o d a i n toxi cação d o 
o rgan i s m o p o r eta n o I . Esse á l c o o l cai n a co rre n te sangu ínea 
e passa p e l o s p u l m ões, o n d e part i c i pa d as tro cas gasosas. 
É aí q u e o bafô m etro i d e n t i fi ca no h á l i to de u m m otor i sta 
a p ro po rção de á l c o o l ex i ste n te no o rgan i s m o 
O É álcool na veia 
As moléculas de álcool (etano!) não são 
digeridas. Parte delas passa direto para o 
sangue, através da mucosa da boca, do 
estômago e, principalmente, dos intestinos. 
f) Uma dose, duas doses ... 
A concentração de álcool que passa para 
o sangue é proporcional à quantidade 
ingerida e ao teor alcoólico da bebida. 
A concentração média de 
etano! em diferentes tipos 
de bebida (% sobre volume) 
e Máximo 
e Mínimo 
O Bafômetro em ação 
Os bafômetros acusam o álcool no hálito por diversas 
reações químicas. No caso dos aparelhos descartáveis, o ar 
passa e reage com dicromato de potássio (K2Cr 207) e ácido 
sulfúrico (H2SOJ O K2Cr207 tem uma cor alaranjada. 
+ 
K2Cr207 
Dicromato 
de potásio 
H250� 
Acido sulfúrico 
() Um certo ar de bêbado 
Os gases expirados pelo motorista reagem com as 
su bstâncias dos tubos. O etano i se transforma em 
acetalde ido, e o dicromato de potássio, em sulfato 
de cromo 1 1 1 - Cr2(SOJ3• O tubo muda de cor. 
COM ETANOL: A COR DO TUBO MUDA PARA VERDE SEM ETANO L: A COR DO TUBO ESTA ALARANJADA ���-----�---
E
-
fe
-
it
-
os 
____________________
__ 
_ 
A q uantidade exagerada de álcool no sangue intoxica os 
neurônios. A pessoa tem a percepção alterada e perde a 
coordenação motora. Por isso trança as pernas, enxerga 
dobrado, fala de maneira arrastada e tem as reações 
retardadas. O etano i também in ibe a produção do 
hormônio AOH, que retém água no organismo, dando 
in ício a um processo de desidratação. 
CILADA ATÔMICA Isto é uma roda de 48 átomos de ferro (picos amarelos) sobre uma superfície de cobre. As ondas azuis, no centro, são elétrons de átomos de cobre, presos na armadilha 
62 • GEQUIMICA 1015 • 
Pequeno1 pequeno mesmo 
Aquantidade de uma substância no organis­
mo humano costuma ser dada em miligra­
mas (mg) ou em mililitros (mL). Mas, para 
medir grandezas como massa e volume de cor­
pos minúsculos, como átomos e moléculas, os 
químicos precisam de padrões especiais. O con­
juntode átomos na imagem acima, por exemplo, 
mede alguns nanômetros. Um nanômetro é um 
bilionésimo de metro (10-9 m, ou 0,000000001 
metro). Isso é muito pequeno, mesmo: você 
chega a um nanômetro se dividir l milímetro 
em l milhão de partes e separar apenas uma. 
A química tem também padrões especiais para 
medir quantidades no mundo atômico - o nú­
mero de átomos e moléculas de uma amostra e a 
massa de cada uma dessas partículas de matéria. 
O PADRÃO MASSA ATÔMICA 
Um átomo é tão pequeno que no ponto final desta frase existem 
milhões deles. A maior parte da massa de um átomo está no núcleo. 
Por isso, quando falamos em massa do átomo, consideramos apenas 
a massa de prótons e nêutrons. Mas essa medida é absurdamente 
pequena para ser expressa em qualquer padrão usado no dia a dia, 
como o grama (g). Em química, o padrão para expressar a massa dos 
átomos é a unidade de massa atômica (u). 
Uma unidade de massa atômica foi definida tomando por base o áto­
mo de carbono-12 - o isótopo de carbono que tem número de massa 
igual a 12. Ao átomo de C-12 foi atribuída arbitrariamente massa atômi­
ca (MA) de 12 unidades de massa atômica (12 u). Então, uma unidade 
de massa atômica equivale a 1/12 massa atômica do carbono-12. 
LEMBRE-SE 
ATOMO DE CARBONO ·ll 
(dividido em 12 partes iguais) 
Atomo de hidrogênio 
Unidade de massa atômica � 
1/ll da massa do núcleo do C·ll 
Unidade de massa atômica 
O número de massa (A) é o total de partículas que definem a massa a um átomo - prótons e nêutrons 
no núcleo (veja o capítulo 1, aula 2). A massa atômica (MA) é a medida dessa massa. 
A MASSA ATÔMICA MEDIDA 
Como o nome diz, o padrão unidade de massa atômica (u) é usado 
para medir a MA dos átomos. O átomo do hidrogênio (H), o mais leve 
de todos os elementos, tem massa de 1 u - ou seja, sua MA é _l vezes 
a massa de um átomo de carbono-12. 12 
O hidrogênio, que tem apenas um próton, tem MA = 1 u. Podemos 
comparar a massa de todos os átomos à do hidrogênio, Então, por 
exemplo, a massa atômica do alumínio (AI) é 27 u. Isso significa que 
são necessários 27 átomos H para chegar à massa de um átomo Ai. 
Portanto, um átomo AI tem MA = 27 u. 
A massa atômica de cada elemento foi medida experimentalmente em 
laboratório. E esse dado é fornecido nas tabelas periódicas mais comple­
tas. No geral, aparecem com valores arredondados. 
Número atômico: o AI tem Z = 13 
l 
13 27 ..._ __ Massa atômica: o valor exato é 26,9815 ... 
Mas costuma ser arredondado para 27 
------ Símbolo do elemento qu ímico alumínio AI 
Alumínio ----- Nome do elemento 
MASSA MOLECULAR 
É a massa de todos os átomos que formam 
uma molécula. Para descobrir a massa mole­
cular (MM) de uma substância, basta, então, 
somar a massa atômica (MA) dos elementos 
que a constituem. O gás hidrogênio (H2), por 
exemplo, leva dois átomos de hidrogênio. A 
MM do gás hidrogênio é 2 u, a soma da MA de 
cada átomo. 
NA PRATICA 
Veja como é fác i l cal cu la r a MM: 
MM da água (H,O): pe la tabe la per iód i ca, sabemos 
q u e MA d e H = 1 u e MA de O = 16 u . Se a mo lécu la 
de água tem d o i s átomos H e u m átomo O, a MM 
da águ a é 18 u Veja: 
�� 
2 . 1 u + 1 . 16u 18 u 
MMágua = 18 U 
MM da sacarose: dadas a fórm u l a da sacarose 
e a massa atôm ica dos e lementos q u ím i cos q ue 
i n tegram essa mo lécu la (H = 1 u, C = 12 u e O = 16 u), 
temos q u e u m a mo lécu la de sacarose é 342 vezes 
mais pesada que a u n idade de massa atôm ica. 
,c12,H 22P 111 
/ ""' � 
12 . 12 u + 22 . 1 u + 11 . 16 u 342 u 
MMsacarose = 342 U 
MM do sulfato de alumínio: a fórmula desse su l fato 
mostra que a su bstância é composta de três ân ions 
su l fato e do is cáti ons al u m ín i o. Esses três íons 
contêm três átomos de enxofre (5) e 12 átomos de 
oxigên io (O) A MA de cada e lemento q u ím ico é: 
Para AI, MA = 27 u 
Para 5, MA = 32 u 
Para O, MA = 16 u . 
� �(�� 
2 . 27 u + 3 . 32 u + 12 . 16 u 342 u 
M M sulfato de alumln;o = 342 U 
VALE A PENA ANOTAR 
Não confunda massa atômica (MA) com número de massa (A): 
.,.. A = número de prótons + número de nêutrons 
.,.. MA = massa do átomo 
GE QUI MICA 2015 • 63 
O MOL 
Contar o número de átomos, moléculas ou 
íons de uma substância é tarefa impossível a 
olho nu. Apenas microscópios eletrônicos, de 
varredura, conseguem captar alguma imagem 
dos átomos, como a da foto no início desta aula. 
Para calcular quantos átomos, moléculas ou 
íons existem em determinado volume de uma 
substância, a química usa a grandeza chama­
da moi (pela regra oficial, não existe plural de 
moi: 1 moi, 2 moi, 3 moi etc.) 
Moi mede simplesmente a quantidade de 
matéria. E tem o mesmo papel que a palavra 
dúzia. Assim como uma dúzia contém 12 uni­
dades, um moi contém cerca de 6 . 1023 unida­
des. Assim como a dúzia pode ser usada para 
bananas, ovos ou parafusos, a unidade moi é 
empregada para medir o número de átomos, 
íons ou moléculas. 
O moi foi adotado para todos os átomos e 
substâncias também com base nos átomos de 
C-12. Por medição direta, os químicos desco­
briram que 12 gramas de C-12 contêm 6,02 . 1023 
átomos - valor que arredondamos para 6 . 1023• 
Daí surgiu o padrão chamado constante de 
Avogadro: 1 moi = número de átomos em 12 
gramas de C-12 = 6 . 1023 átomos. 
Esse número padrão foi adotado para contar 
o número de qualquer tipo de partícula: áto­
mos, moléculas ou íons: 
.,.. 1 moi de moléculas são 6 . 1023 moléculas 
.,.. l moi de átomos são 6 . 1023 átomos 
.,.. l moi de íons são 6 . 1023 íons 
NA PRATICA 
Podemos calcu lar q uantos átomos exi stem em 
1 moi de determi nada s ubstância. É como cal cu lar 
o número de patas em um rebanho: se cada boi 
ou vaca tem quatro patas e se o rebanho tem 8o 
reses, o número de patas é 320 Ap l icando o mesmo 
raciocín io para contar os átomos de 1 mo i d e água: 
.,.. A fórm ula da água: H,O; 
.,.. 1 mo i de água equ ivale a 6 . 1023 mo lécu las H,O; 
.,.. U ma molécu la de água contém do i s átomos H e 
u m átomo O; 
Então 1 moi de água contém: 
.,.. 1 moi de átomos O: 6 . 10'3 átomos 
.,.. 2 moi de átomos H : 2. 6 . 10'3 
.,.. No total, 1 moi de molécu las de H,O contém 
(12 + 6) . 10'3 átomos 
64 • GE QUIMICA 2015 • 
MASSA MOLAR 
A massa molar (M) é a massa de 1 moi de áto­
mos, moléculas ou íons, dada em gramas. Se co­
nhecemos a massa atômica (MA) de um elemen­
to químico, podemos calcular a massa molar, ou 
seja, a massa de 1 moi de átomos desse elemento. 
É o mesmo que calcular o preço de uma dúzia 
de barras de chocolate, sabendo-se quanto custa 
apenas uma delas. 
NA PRATICA 
Para o carbono-12 (C-12): 
.,.. Sabemos que 1 mo i de átomos C-12 = 6 . 10'3 
átomos; 
.,.. E sabemos q u e 1 mo i de c-12 tem massa de 12 g; 
.,.. Na l i nguagem da qu ím ica, a massa molar do c-12 
é 12 g/mol . 
Para o ferro (Fe): 
.,.. 1 mo i de F e contém 6 . 10'3 átomos; 
.,.. Os átomos F e têm MA = 56 u; 
.,.. Então a massa mo lar (M) do F e = 56 g/mo l . 
O mesmo é válido para as moléculas de uma 
substância composta: a massa molar, aquela de 
1 moi de moléculas, corresponde à massa mo­
lecular. 
NA PRATICA 
Qual é a massa molar da água? 
.,.. Fórm u la da água H,O; 
.,.. A massa de uma molécu la (MM) de água é a soma 
da massa atôm ica dos do is átomos H e do ú n i co 
átomo O; 
.,.. Para H, MA = 1; para O, MA = 16; 
.,.. A fórm u la da água contém do is átomos H e u m 
átomo O. Então a massa molecu lar MM = 18 u; 
.,.. Mas 1 mo i de água contém 6 . 10'3 mo lécu las; 
.,.. Então a massa molar (M) da água é 18 g;mo l ­
ou seja, 1 mo i de mo lécu las de água tem 
massa de 18 gramas . 
E q uantos átomos exi stem nesses 18 g ramas, ou 
seja, e m 1 mo i de água? 
.,.. Pela fórmu la, cada molécu la H, O tem 3 átomos; 
.,.. Então cada mo i de molécu las contém 3 . 6 . 10'3 
átomos; 
.,.. Em 1 moi de água existem 18 . 10'3 átomos. 
VALEA PENA 
ANOTAR 
A massa molar é 
numericamente igual à 
massa molecular (MM) ou à 
massa atômica (MA). 
Só o que muda é a unidade:para MM, a unidade é 
u (unidades); para a massa 
molar (M), a un idade é 
g/mol (grama por moi) . 
A equivalência entre massa atômica, massa 
molecular e a massa em gramas de uma 
substância é muito útil para comparações. 
NA PRÁTICA 
Com parando d oi s s i s temas, u m com gás carbôn i co 
(CO,) e o u tro com gás etano (C,H6): 
S istema I 
Pela i l u stração, sabemos que os do i s s i stemas 
contêm se is mo lécu las. A figu ra tam bém mostra 
que cada molécu la de CO, tem três átomos, e 
cada mo lécu la de C,H6, o i to átomos. Ainda que o 
n úmero de molécu las em cada s i stema seja igual, 
os e lementos q u ím icos e o nú mero de átomos 
dessas molécu las são d i ferentes. Então, a massa 
do Sistema I não é igual à massa do Si stema 1 1 . 
Cal c u lando a massa molar (em gramas) de cada u m 
desses s i stemas 
� Da tabela per iód i ca temos q u e 
C = 1 2 u , H = 1 u e O = 1 6 u; 
� MM de CO, = 12 u + 2 . 16 u = 44 u; 
� MM de C,H6 = 2 . 12 u + 6 . 1 u = 30 u; 
Com esses dados podemos montar a tabela 
Quantidade Massa 
de matéria molecular 
(moi) (u) 
1 moi 
de CO, 
1 mol 
de C,H6 
44 
30 
44 6 . 1023 3 . 6 . 1023 
30 6 . 1023 8 . 6 . 1023 
Com esses conceitos, podemos, também, cal­
cular a massa de um único átomo ou de uma 
única molécula. Sabemos que 6 . 1023 moléculas 
de água têm massa de 18 gramas. Então, qual a 
massa de uma molécula? 
Basta montar uma regra de três: 
Massa molar Molécu las 
ç18 gramas d e H,O (1 mo i ) -- 6 . 1023 
l x gramas d e H,O -- 1 
x = 18 g 1 6 . 1023 molécu las 
Fazendo as contas e arredondando o resulta­
do, temos que uma molécula de água tem massa 
de 3 o w-'3 grama, que equivale a 
0,00000000000000000000003 grama 
Podemos definir uma fórmula para auxiliar 
nos cálculos de quantidade de matéria (n) , por 
uma simples regra de proporção (regrinha de 
três): l moi tem sua massa molar. Então n mo! 
têm massa m. Veja: 
1 moi corresponde a massa molar (M) 
n moi corresponde a massa (g) 
Resolvendo a regra de t rês: 
massa (g) 
n (mo i) = ----"'� 
M (glmo l ) 
NA PRÁTICA 
N u m laboratór io há do i s frascos em u m de les há 
1,8 g de gl icose, e em outro, 1,8 g de água. Em q ual 
dos do i s há maior n úmero de mo lécu las? 
(Dados H ,O = 18 gim o i e C6H,06 = 180 gim o i ) 
Acompanhe o rac ioc ín io : 
n = 0,1 moi de mo lécu las 
I C H O 
- 1,8g I d I é I P 6 n 6 n - 180glmo l 
n = 0,01 mo e mo cu as 
Ora, 0,01 mo i é menos q u e 0,1 mo i de molécu las. 
En tão, há mais mo lécu las em 1,8 g de água q u e em 
1,8 g de gl icose 
EM RESUMO 
� 18 u é a massa 
molecular (MM) da água, 
isto é, quantas vezes a 
molécula de água é mais 
pesada em relação a u; 
� 18 g é a massa molar 
da água, isto é, a massa 
que contém 6 . 10'3 
moléculas de água; 
� a massa de uma 
molécula de água é 
3 . lO - ll g. 
GE QUI MICA 2015 • 65 
66 • GE QUI MICA 2015 • 
IH, DESMONTOU! Uma reação química é como um bolo: a receita não dá certo se a proporção entre os ingredientes não for seguida à risca 
A proporção entre 
reagentes e produtos 
E stequiometria ou cálculo estequiométri­
co são os cálculos feitos para determinar 
as quantidades dos reagentes e produtos 
numa reação química. Do mesmo modo como, 
para fazer um bolo, precisamos de uma receita 
que traga a quantidade de farinha, leite, ovos 
e açúcar, precisamos saber quanto de reagen­
te usamos para certa quantidade de produto. 
Uma equação em que essas proporções estão 
corretas é uma equação balanceada (veja o 
capítulo 2, aula 2). 
Observe a equação abaixo: 
2 COcgl + 1 02 (g) -+ 2 co2 (g) 
A equação está balanceada, pois a quantidade 
de átomos nos reagentes é igual ao número deles 
no produto: dois átomos de carbono (C) e quatro 
átomos de oxigênio (0). A equação dá a receita 
da reação: a cada duas moléculas de monóxido 
de carbono (CO) que reagem com uma molécula 
de gás oxigênio (02) formam-se duas moléculas 
de dióxido de carbono (C02). Porém, na prática, 
é impossível trabalhar apenas com uma ou duas 
moléculas. É aí que entra a grandeza quantidade 
de matéria, o moi. Lembrando: 1 moi é uma por­
ção de átomos ou moléculas - aproximadamente 
6 . 1023 átomos ou moléculas. 
Na equação da reação de síntese do dióxido 
de carbono, mantendo a proporção do número 
de moléculas, dada pelos coeficientes, podemos 
dizer que "2 moi de CO reagem com 1 moi de 02 
para formar 2 moi de C02"· Perceba que não se 
fala mais em moléculas, isoladamente, mas em 
moi de moléculas. Mas a proporção se mantém. 
Então concluímos que, numa equação balan­
ceada, os coeficientes dão a proporção, em 
moi, das substâncias empregadas. 
MOL E MASSA 
Além de relacionar mol à quantidade de molé­
culas ou átomos, podemos também associá-lo à 
massa de uma substância, por meio da massa mo­
lar (veja a aula 1 deste capítulo). Observe: 
EQUIVALlNCIA ENTRE MOL, MOLECULAS E MASSA 
2 (0 111 + 1 o, 111 -+ 2 C021gl 
Em moi 2 moi de CO reagem com l mol de o, produzindo 2 moi de co, 
Em 2 . 6 . 1023 6 . 1023 moléculas 
produzindo 
2 . 6 . 1Qll 
moléculas moléculas de CO 
reagem com 
de 02 moléculas de co, 
Em massa 2 . 28 g de co reagem com 32 g de o, produzindo 2 . 44 g de co, 
QUANTIDADE DE UM GÁS 
Lembrando: todo e qualquer gás tem características especiais: 
.,.. ocupa todo o volume disponível e é facilmente comprimido; 
.,.. expande-se com o aumento da temperatura; 
.,.. quanto mais comprimido estiver, maior será a pressão. 
Por essas características, a quantidade de um gás qualquer num reci­
piente varia, dependendo de seu volume, sua temperatura e da pres­
são à qual está submetido. Esses fatores são as variáveis de estado de 
um gás. A medida de quantidade de um gás depende, então, de conhe­
cermos essas variáveis: 
.,.. Volume é o espaço ocupado pelas partículas do gás. Depende da tem­
peratura e da pressão do sistema. As unidades de volume mais comuns 
são litro (L), metro cúbico (m3) e seus submúltiplos. 
.,.. A pressão é resultado do choque das moléculas de um gás com as pa­
redes do recipiente que o contém. A pressão sobe quando a tempera­
tura sobe, ou quando o volume diminui. A unidade mais utilizada em 
química para medir a pressão de um gás é atmosfera (atm). 
.,.. A temperatura termodinâmica é a medida da energia cinética das 
partículas do gás. Quanto maior é a temperatura de um gás, mais agita­
das ficam as partículas. Se a temperatura sobe, a pressão também sobe, e 
maior será a pressão exercida sobre as paredes do recipiente. 
A temperatura termodinâmica é geralmente medida em Kelvin (K) e, 
assim como a escala Celsius (°C), é centígrada (dividida em 100 gTaus). 
Zero Kelvin (O K) corresponde a -273 °C. Para transformar a tempera­
tura de Celsius (°C) para Kelvin (K): T = t + 273, em que t é a temperatura 
em °C, e T, a temperatura em Kelvin. 
Um gás ocupa certo 
volume a determinada 
temperatura 
n mol 
Se o gás for comprimido 
(aumento de pressão), 
o volume se reduz 
VOLUME MOLAR DE UM GÁS 
-
n mol 
Se a temperatura 
subir, a pressão 
também aumenta 
É o volume ocupado por 1 moi de um gás nas condições normais de 
temperatura e pressão (CNTP): a O oc e 1 atm. Nessas condições, qual­
quer gás ocupa um volume de 22,4 L. Fixado isso, podemos estabelecer 
a equivalência entre moi e volume. Veja na tabela a seguir essa equiva­
lência na reação entre o monóxido de carbono (CO) e o oxigênio gasoso 
(02) que produz dióxido de carbono (C02). 
MASSA MOLAR NA PRÁTICA 
A formação da amôn ia oco rre segu ndo a reação 
Sabendo q u e 2,8 g de n i trogê n i o gasoso 
reagem com a q uant idade adeq uada de 
h i d rogên io gasoso para formar amôn ia, 
cal c u l e a massa do gás h i d rogê n io consum ida 
nessa reação . 
Passo a passo, a so lução 
1. Ver i fi camos se a eq uação q u ím ica está 
ba lanceada com parando o n ú mero de 
átomos dos do i s lados da eq uação 
em N, + 3 H, -+ 2 N H3 temos 2 átomos 
N e 6 átomos H nos reagentes e também no 
p ro d u to En tão, a e q u ação está ba lan ceada. 
1. Mantendo a proporçãoda eq u ação e s u bs­
t i t u i ndo a grandeza, de n ú mero d e átomos 
para mo i, sabemos que 1 mo i d e N, reage 
com 3 mo i de H, para formar 2 mo i de NH3 . 
3. Mas o exerc íc io u t i l i za a g rand eza massa. 
Prec isamos, en tão, da eq u ival ênc ia e n tre a 
massa mo la r de cada reagente e p roduto. Aí 
vem novo passo a passo: 
... Consu ltando a tabe la per iód i ca, 
descob r imos a massa atô m i ca dos áto mos 
N (MA = 14 u) e H (MA = 1 u); 
4. Mantendo a proporção ac ima (coefic ientes) 
em moi e cons iderando a i n formação de que 
2,8 g do gás n i trogên io (N,) reagem de mane i ra 
correta para prod uzi r amônia, temos: 
... O gás n i trogên io (N,) tem d o i s átomos N. 
E n tão, sua massa mo lecu la r (MM) = 28 u. 
Como a massa mo lar é n u mer icamente 
igua l à MM, temos que a massa molar de 
N, = 28 g/mo l; 
... O mesmo rac ioc ín io para o h i d rogê n i o (H,) 
MA = 1 u; então, H , tem MM = 2 u. En tão, 
M = 2g/mo l e 3 H, = 6 g. 
5. Agora podemos ver i fi car a re l ação ped ida no 
e n u n c iado, em g ramas, pe la regra d e t rês: 
N, + 3 H, -+ 2 N H3 
1 moi + 3 moi -+ 2 m o i 
28 g d e N, reagem com 6 g de H, 
2,8 g d e N, reagem com m g de H, 
Daí q ue m = � 
28 
En tão, m = 0,6 g de h i d rogê n i o 
Para p rod u z i r a m ô n i a a part i r d e 2,8 g ramas 
d o gás n i t rogê n i o ( N ,), p rec i samos de 0,6 
g rama do gás n i trogê n i o (N,) 
GE QUIMICA 201S • 67 
68 • GE QUIMICA 2015 • 
EQUIVAUNCIA ENTRE MOL E VOLUME 
+ 
Em mo i 2 moi de CO reagem com 
Em volume (CNTP) 2 . 22,4 L de CO reagem com 
NA PRÁTICA 
Uma das s ubstâncias p resen tes no gás de 
coz i n ha é o pro pano . D u rante a q u e i m a do 
p ro pano, o gás oxigê n i o (O,) é consu m ido e 
oco rre a p rod u ção de d ióx ido de carbono (CO,) e 
vapor d e águ a Cons i d erando a q ue i m a d e 8,8 g 
de p ro pano (C3Hs), ca l c u l e a q uant idade, em mo i, 
de ox igê n i o consu m i d o. 
.,. Escrevemos a equação q u e representa 
a reação descr ita: 
C3Hs + O, � CO, + H,O 
.,. Ba lanceamos a eq u ação 
C3Hs + 5 O, � 3 CO, + 4 H,O 
.,. Ut i l izando as p roporções em moi e sua 
equ iva lênc ia em massa, montamos a 
regra de três: 
C3Hs + 5 O, � 3 CO, + 4 H,O 
1 moi 5 mo i 3 mo i 4 mo i 
44 g d e C3Hs reagem com 5 mo i de O, 
8,8 g de C3Hs reagem com n rnol de o, 
5 . 8,8 = 44 . n � n = 1 moi de oxigên io (O,) 
A que ima de 8,8 g de pro pano (C3Hs) exige 1 moi 
de oxigên io (O,) 
Essa é a e q u ival ênc ia das su bstânc ias em massa 
e moi. Mas, se mant ivermos a proporção en tre 
p ro d u tos e reagen tes, podemos com parar 
1 mo i de o, produzindo 2 moi de co, 
22,4 L de o, produzindo 2 . 22,4 L de co, 
q u alq uer med i da. Por exe m p l o, o vo l u m e d e co, 
formado em CNTP. Lem brando em CNTP, 1 mo i 
de q u a l q uer gás ocupa 22,4 L 
Então, 3 mo i de CO, ocu parão 
3 . 22,4 L = 67,2 L Para descobr i r o vo l ume V d e 
CO, p rod uz ido 
C3Hs + 5 O, � 3 CO, + 4 H,O 
44 g 3 . 22,4 L 
8,8 g V (L) 
67,2 ' 8,8 = 44 ' v 
V = 67.2 
. 
8,8 � V = 13,44 L 
44 
O vol u m e de CO, p rod uz ido na q ue i m a de 
8,8 g p ro pano é d e 13,44 L . 
PUREZA DOS REAGENTES 
O grau de pureza é uma medida relacio­
nada a misturas. O grau de pureza de uma 
substância - esteja ela no estado líquido, só­
lido ou gasoso - indica a porcentagem dessa 
substância que efetivamente interessa numa 
reação, quando essa substância está numa 
mistura. Grau de pureza é o mesmo que teor. 
Para as transformações químicas, o grau de 
pureza é muito importante. No motor dos au­
tomóveis, a queima da gasolina é uma reação 
entre a gasolina e as moléculas de oxigênio 
(02) do ar atmosférico. Porém, o ar não con­
tém só oxigênio. Na verdade, esse gás corres-
DEPENDE PRA QUt 
O grau de pureza 
desejável para um 
material depende do 
uso que se fará dele. 
O latão é uma liga 
metálica que tem uma 
pureza de apenas 30% 
de zinco. Os restantes 
70% são de cobre 
ponde a menos de 20% de qualquer volume de ar atmosférico. E 78% 
desse volume é de nitrogênio (N2). Só que o N2 não entra na queima 
da gasolina. O que interessa é só o oxigênio. Então, dizemos que o 
grau de pureza do ar em relação ao oxigênio é de 20%. 
NA PRÁTICA 
Cons i de re a reação FeS + 2 HCI � FeCI, + H,S. Qual é a massa de c loreto 
de ferro li (FeCI , ) obtida q uando 1 100 g de su l feto de ferro li (FeS) de 8o% de 
pu reza reagem com excesso de ácido c loríd rico (HCI)' 
Pr i m e i ro, uma observação: a exp ressão "em excesso", no e n u nc iado, 
s i g n i fi ca q u e nem todo HCI vai ser u t i l izado na reação e será s u fi c i en te 
para q u e todo FeS reaja. 
O e n u nc iado fornece a eq uação já ba lanceada. Também é i n formado 
o grau de pu reza de FeS - 8o% - e a massa dessa su bstânc ia que en tra 
na reação ( 1 100 g). I sso s i gn i fica q u e o FeS está m i sturado a o u tras 
su bstânc ias de tal modo q u e, dos 1 100 g de FeS, apenas 8o% são 
rea l mente FeS. É só essa q uant i dade de FeS q u e reage com o ác ido 
c lor ídr ico (HC I ) Vamos, en tão, ca lcu lar a massa de FeS 
m,.s = 80% de 1 100 g 
mFeS = 880 g 
Na tabe l a per iód i ca, consu l tamos a massa atôm ica de cada e lemento 
envo lv ido na reação q u ím i ca e encontramos a massa mo lar. E, pe la regra 
de três, a massa n ecessár ia: 
FeS + 2 HCI � FeCI, + H ,S 
1 mo i 2 mo i 1 mo i 1 mo i 
88 g de FeS prod uzem 127 g de FeCI, 
88o g de FeS prod uzem m g de FeCI, 
88 . m = 88o . 127 
m= 1 270 g 
Essa é a massa de FeCI, q u e será p rod uz ida pe la reação entre HC I e 
1 100 g de FeS com 8o% d e pu reza. 
RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO 
Teoricamente, todas as reações têm 100% de rendimento - ou seja, 
toda quantidade de reagentes se transforma em produtos. Foi isso o 
que consideramos em todos os cálculos feitos até aqui, nesta aula. Po­
rém, na prática, as reações sempre apresentam alguma perda. Nem 
todo reagente é consumido, portanto, nem todo produto é formado. 
Quando o rendimento de uma reação é 
diferente de 100%, a quantidade de produ­
to é menor que a esperada. O rendimento 
de uma reação depende de vários fatores, 
que, por sua vez, dependem das condições 
em que a reação é realizada. 
Preste atenção: o cálculo do rendimento 
de uma reação segue o mesmo raciocínio que 
fizemos para encontrar o produto da reação 
de um reagente com grau de pureza inferior 
a 100%. A diferença é que a medida do grau 
de pureza é feita antes dos cálculos estequio­
métricos. Já a medida do rendimento é feita 
depois dos cálculos estequiométricos. 
NA PRÁTICA 
Queimando-se 30 g de carbono pu ro, com 
rend imento de go%, q ual é a massa de d ióxido de 
carbono (CO,) obtida, conforme a equação 
C + O, � CO, ? 
O enu nc iado i n forma a eq u ação, e e l a já está 
ba lanceada. O e n u nc iado também afi rma q u e 
o rend i m e n to da reação é i n fe r io r a 100%. 
E n tão, a massa do produto também será 
menor d o q u e a esperada Vam os calcu lar a 
massa do prod uto se a reação t ivesse 100% 
de ren d i mento: 
C + O, � CO, 
1 mo i 1 mo i 1 mo i 
12 g 32 g 44 g 
Montamos a regra d e três para a q uant idade 
de carbono p u ro envo lv ida na reação: 
12 g de C prod uzem 44 g de CO, 
30 g de C prod uzem m g de CO, 
12 m = 30 . 44 
m = no g de CO, 
En tão, u m a reação com 100% de rend i mento 
p rod uz i r ia no g de CO,. Mas a reação tem 
rend i mento de go% Então é só ca l cu la r go% de 
no g . Ass i m, a reação de 30 g de C com go% de 
ren d i mento res u lta em apenas 99 g de CO, 
GE QUIMICA 2015 • 69 
CHUAAA ... A água é o solvente un iversal porque nela se dissolve quase tudo. O gás oxigênio, do ar, é uma das exceções. Por isso um mergulho levanta tantas bolhas 
70 • GE QUIMICA 2015 • 
O que se dissolve em quê 
Recordando: as misturas podem ser homo­
gêneas ou heterogêneas, dependendo do 
número de fases que apresentam. Com 
uma única fase, homogênea; com mais de uma, 
heterogênea.As misturas homogêneas também 
são chamadas de soluções, e seus componentes, 
de solutos e solventes. O soluto é aquele cujas 
partículas se distribuem homogeneamente 
pelo solvente no processo da dissolução (sobre 
soluções, veja o capítulo 1, aula 1). A concentra­
ção de uma solução indica a quantidade de 
soluto distribuída numa solução. 
DISSOLUÇÃO 
Para que um soluto se dissolva num solven­
te, é preciso que suas partículas (moléculas ou 
íons) interajam. Veja o que ocorre quando se 
dissolve sal de cozinha em água: 
A água é um composto molecular. Os átomos 
que formam a molécula da água, o hidrogênio 
(H) e o oxigênio (O), têm diferentes graus de 
eletronegatividade: o átomo O é muito eletro­
negativo (tem maior poder de atrair elétrons), 
enquanto o átomo H é pouco eletronegativo . 
(menor poder de atração). Na molécula, o áto­
mo O e os dois átomos H estão ligados - ou seja, 
compartilham elétrons. Se o átomo O atrai os 
elétrons com maior intensidade, os elétrons fi­
cam mais próximos a esse átomo. Isso cria uma 
polaridade na molécula. Uma molécula polar 
é aquela em que os elétrons não estão distri­
buídos de forma igual entre os átomos. Esse 
tipo de molécula tem um polo positivo (H, com 
menos elétrons perto) e um polo negativo (O, 
com mais elétrons perto). 
Já o cloreto de sódio (NaCl) é um composto 
iônico que no estado sólido tem os íons Na• e 
c!- organizados em retículo cristalino. Esse re­
tículo se mantém unido porque os íons se atra­
em devido a suas cargas opostas (sobre íons, 
moléculas e eletronegatividade, veja o capítulo 
1, aula 4). 
+ + 
A molécula da água é polar: os elétrons são todos 
compartilhados entre os átomos de hidrogênio e oxigênio. 
Mas ficam mais próximos do oxigênio 
O cloreto de sódio (NaCI) se dissolve em água 
porque as moléculas da água (H20) interagem 
com os íons do sal (Na• e C! -) por meio de seus 
dois polos: o polo negativo (O) interage com os 
íons positivos Na+, e o polv positivo (H) interage 
com os íons negativos (C]-). Como resultado des­
se puxa de cá, puxa de lá, a água consegue separar 
os íons do sal, intrometendo suas moléculas en­
tre os íons. A solução fica saturada - sobra soluto 
sem ser dissolvido - quando as moléculas de água 
não são suficientes para separar os íons do sal. 
ADEUS, RETICULO 
O sal se dissolve quando as ligações iônicas do sal são quebradas 
pelas moléculas de água 
NaC11,1 � Na• + Cl· 
1. Enquanto não se dissolve, o sal permanece com os íons Na· e c1· 
unidos no retículo cristalino 
z. Quando as moléculas de água entram em contato com o retículo 
cristali no, o átomo de oxigênio atrai o íon positivo Na· e ... 
3 . . . . os átomos de hidrogênio atraem o íon negativo cl-
Toda dissolução envolve a interação entre as 
partículas do soluto e do solvente. Mas, aten­
ção: nessa interação não há compartilhamento 
de elétrons, apenas aproximação. A dissolução 
por polaridade não ocorre apenas entre molé­
culas e íons, mas também entre dois tipos de 
molécula. O açúcar, por exemplo, não é um 
composto iônico, mas molecular, e também se 
dissolve em água. Isso porque as moléculas de 
açúcar, assim como as de água, também são po­
lares. Assim, todas elas interagem. 
Se não há interação, a dissolução é mínima 
ou praticamente não ocorre. O gás oxigênio 
(02), por exemplo, dissolve-se muito pouco em 
água. É que as moléculas formadas por átomos 
iguais (como 02) não apresentam diferença de 
eletronegatividade. Por quê? Ora, porque os 
dois átomos são do mesmo elemento químico. 
Sem diferença de eletronegatividade não há a 
formação de polos. Resultado: a solubilidade 
do oxigênio em água é muito pequena. 
A interação entre as partículas não é o único 
fator que define se uma substância é ou não so­
lúvel em outra. Tanto é que nem todo compos­
to iônico é solúvel em água, mas esses outros 
fatores não são estudados no ensino médio. 
SOLUBILIDADE 
A água tem moléculas que interagem com 
um imenso número de substâncias. Por isso é 
chamada solvente universal - o mais impor­
tante para o estudo de solubilidade. Esses da­
dos são obtidos experimentalmente, e com eles 
podemos construir gráficos chamados curvas 
de solubilidade. 
A curva de solubilidade indica a quantidade 
máxima de uma substância capaz de se dissol­
ver em 100 gramas de água, a uma dada tempe­
ratura. Veja o gráfico: 
"' 
" 
"" 
. .. 
"' 
"' ""' 
"O "" 
� § 
., -·v -29 
"" "' "' ""' o ., u ;:g 
:g 
Si 
140 
110 
100 
80 
60 
40 
lO 
lO 40 60 Bo 
temperatura ('C) 
UNS MAIS, OUTROS MENOS O gráfico mostra a curva de solubil idade 
de quatro sais. Repare que o coeficiente de solubil idade é dado em 
gramas da substância a cada 100 gramas de água. Perceba, também, 
que, para três desses sais, a solubil idade aumenta conforme a 
temperatura se eleva - algumas vezes, muito rapidamente, como no 
caso do sal KN03. Mas, para um desses sais, o Ce,(SO,h, quanto mais 
quente fica a água, mais difícil é sua d issolução. 
ATENÇÃO 
Alguns autores chamam 
de solvente a substância 
que participa da solução 
em maior quantidade; 
para outros, solvente 
é a substância que se 
encontra no mesmo 
estado físico da solução, 
independentemente da 
quantidade. A água, porém, 
é sempre considerada 
solvente. E, quando se fala 
em solução, sem especificar 
o solvente, subentende-se 
solução aquosa. 
GE QUIMICA 2015 • 71 
ATENÇÃO 
Nas expressões químicas, 
a concentração em moi! L 
é indicada por dois 
colchetes [ ] 
ATENÇÃO 
O cálcu lo da concentração 
só é possível porque, numa 
solução, a distribuição 
do soluto pela solução 
é sempre homogênea e, 
portanto, proporcional 
ao volume 
72 • GE QUIMICA 2015 • 
CONCENTRAÇÃO 
Concentração de uma solução é a quantida­
de de soluto distribuída numa determinada 
quantidade de solução. Pela concentração con­
seguimos determinar quanto do soluto existe 
em determinado volume ou determinada massa 
de uma solução. Assim como a solubilidade, a 
concentração também é uma proporção: 
concentração = ----'g:J..:u:.:a:.:..n:..:.ti:,::d.=a,=.de.:....::.de-=-=-so:.:l,=.ut.:..:o:...._ __ 
q uantidade de solução 
Essas quantidades de soluto e solução po­
dem ser expressas em massa, volume ou em 
quantidade de matéria. 
Concentração comum {g!L} 
É uma forma muito usual de expressar a con­
centração (C) de uma solução: a relação entre a 
massa de soluto e o volume da solução: 
C = massa de soluto (em gramas) 
volume de solução (em l itros) 
C = mso/uto 
vsolução 
Uma solução de ácido clorídrico (HCI) com 
concentração de 30 g/L é uma solução em que 
para cada litro tem-se 30 g de H C I. 
NA PRATICA 
Uma solução de hidróxido de sódio tem 
concentração de 40 g/L. Qual seria a quantidade em 
massa de soluto presente em 100 mL dessa solução? 
Pe lo en u n c i ado, sabemos q ue: 
� C = 40 g/L 
� Vsoluç�o = 100 mL (qu e corresponde a 0,1 L). 
Usando a fórmu la, podemos cal c u lar q ual a massa 
d e so l uto presente ne la 
C = msoluto 
v solução 
/L msoluto 40 g = --L 
-+ msoluto = 4g 
0,1 
Ou seja, se em 1 l i t ro de sol u ção existem 40 gramas 
de h i d róxido de sód io, em 100 mL exist irão 4 gramas. 
Importante: concentração de uma solução 
não é o mesmo que densidade de uma solução. 
Ambas as medidas são uma relação entre mas­
sa e volume. Mas veja a diferença: 
� Concentração é a massa de soluto em uma 
solução; 
� Densidade é a massa de determinado volu­
me de solução, dada pela expressão: 
d = massa de solução un idades: g/ml, g/L, kg/L 
volume de sol ução 
NA PRATICA 
Uma solução de Na C/ com densidade 1 200 g/L e 
concentração de 120 g/L é uma solução em que: 
� A cada l i tro de s o l u ção existem 120 gramas do 
so l u to NaC I (concentração); 
� Cada l i tro de so l u ção (so lvente + so l u to) tem 
massa d e 1 200 g (dens i dade) 
Concentração em quantidade 
de matéria (mol/LJ 
É a relação entre a quantidade de matéria (mÓI) 
e o volume em litros da solução. Sua representa­
ção pode ser dada pela fórmula do soluto entre 
colchetes ou apenas por um par de colchetesfechado. (Lembre-se de que utilizamos a letra n 
para representar quantidade de matéria.) 
[ l = quantidade de matéria (moi) 
vol ume de solução (em l itros) 
[ ] = n (mol) 
V (em l itros) 
NA PRATICA 
Se uma solução de hidróxido de sódio {NaOH) tem 
concentração de 1,2 moi/L, qual é a quantidade de 
matéria do soluto em 300 mL dessa solução? 
Sabemos pe lo e n u n c iado que : 
� [ NaOH] = 1,2 mo i!L 
� Vsoluç�o = 300 m L (q ue corresponde a 0,3 L). 
Pela fórm u la da concentração em q u ant idade 
d e matér ia, temos q ue: 
1,2 moi/L = nsoluto -+ nsoluto = 0,36 mo i 
0,3 L 
Então, se 1 l i tro da so l u ção contém 1,2 mo i de 
NaOH, em 300 m L temos 0,36 mo i dessa matéria. 
Também podemos utilizar a massa molar 
para relacionar a concentração comum, em 
g/L, com a concentração em quantidade de 
matéria, em moljL. 
NA PRÁTICA 
Para a mesma s o l u ção de NaOH com concentração 
de 1,2 mo i!L 
� Pe la tabela per ió d i ca, sabemos q u e a massa 
mo la r (M) dessa base é de 40 g;mol 
(Na = 23 u , O = 16 u e H = 1 u ) ; 
� Sabemos tam bém q u e a q u ant idade de 
u rna s u bstânc ia, em mo i, é igua l à massa da 
su bstânc ia d i v i d i da por s u a massa mo lar: 
n = ___m_ 
M 
Então, podemos estabelecer a reação: 
n = � -+ 1,2 mo i = � g/mol -+ m= 48 g 
Descobr imos, ass i m, q u e 1,2 mo i d e NaOH tem 
48 g de massa . En tão, a concentração de NaOH na 
so l u ção é C = 48 g/L. 
Esse tipo de cálculo da concentração ainda 
permite prever a concentração de íons presen­
tes em uma solução. 
NA PRÁTICA 
Uma solução foi preparada dissolvendo·se 
0,4 moi de cloreto de alumínio (A/C/3) em água 
suficiente para totalizar 1 /itro de solução. 
Qual é a concentração em moi!L dos íons 
presentes na solução? 
Aco m panhe o rac ioc ín io: 
� O e n u nc iado nos i n fo rma a concent ração: 
[AICI3] = 0,4 mo i/L 
� O com posto AIC I3 tem um íon pos i t ivo Al3' 
(cátion ) e três íons negativos cl- (ân ions) . 
� Sabemos q u e a água separa esses íons segu ndo 
s u a po lar idade: A IC I 3 -+ Al3' + 3 c l - . 
� Ou seja, para cada mo i de A IC I 3 d isso lv ido haverá 
a formação de 1 mo i de íons All' e três mo i d e 
íon s c l -, d i str i b u ídos h omogeneamente pe la 
so l u ção. 
E n tão, podemos d izer q u e 
[AI 3'] = 0,4 mo i/L e [C I-] = 1,2 mo i!L 
Concentração em 
porcentagem de massa 
É a concentração que relaciona massa de so­
luto por massa de solução (m/m). Geralmente, 
é dada em porcentagem, ou a massa de soluto 
contida em 100 gramas de solução. 
% em massa = massa de soluto (em gramas) 
massa de solução (em gramas) 
NA PRATICA 
Uma so l u ção de h i d róx ido de sód io (NaOH) a 5% é 
aque la q ue ap resen ta, a cada 100 g d e s o l u ção, 
5 gramas de NaOH. Ou a cada 1 q u i l o (1 ooo gramas) 
d e so l ução, so gramas d e Na OH . 
N ote q u e em 100 g d e so l u ção existem 95 g de 
so lvente : 
H idróxido de sód i o 5% (m/m) 
soluto solvente so lução 
sg gsg 1oog 
Concentração em partes 
por milhão (ppm) 
É uma medida utilizada quando a solução 
tem uma quantidade muito pequena de soluto. 
Pode ser expressa em massa ou em volume. 
em massa 1 mg de soluto ou 1 g de soluto 
I 1 kg de solução 106 g de sol ução 
1 ppm 
\ 
1 cm3 de soluto 1 L de soluto em volume 
1 m3 de sol ução 
ou 
106 L de sol ução 
NA PRATICA 
Nos c remes denta i s há, aproxi madamente, 
1 500 p p m d e fl úo r sob a forma de íon s fl u o reto. 
A relação "partes por m i l h ão" se dá en tre 
as grandezas de massa: a cada 1 m i l hão de 
m i l ig ramas de creme dental (106 mg, ou 1 kg), 
existem 1 500 mg de fl uoreto. 
FLOOR VERSUS CARIE 
A adição de flúor nas • 
pastas dentais é pequena, 
mas suficiente para 
combater as bactérias que 
corroem os dentes 
GE QUIMICA 2015 • 73 
SEM GELO, POR FAVOR 
Quanto mais água 
se acrescenta, 
mais diluldo fica 
o suco de laranja 
74 • G( QUIMICA 2015 • 
Proporções 
corretas 
Em laboratório, para realização de experi­
mentos, os químicos nem sempre utilizam 
substâncias puras, mas dissolvidas em soluções 
aquosas. Em solução, a superfície de contato 
entre os reagentes é maior - o que faz com que a 
reação ocorra mais rapidamente, e a observação 
dos fenômenos químicos fica mais fácil. Nesta 
aula veremos os vários procedimentos realiza­
dos em laboratório: desde a preparação, a dilui­
ção até a mistura de diversas soluções. 
PREPARO DE UMA SOLUÇÃO 
Qualquer solução antes de co­
meçar a ser preparada precisa ter 
definidos o volume e a concentra­
ção. O preparo de 250 mililitros de 
uma solução de sulfato de níquel 
[NiSO.] = 0,1 mol/L segue os se­
guintes passos: 
� Cálculo da quantidade de soluto 
necessária para a solução: 
� Volume da solução: 250 mL; 
� Concentração: 0,1 mol/L 
Sabemos que [ ] = _!!:.__ Então: 
v 
n = 0,1 mol/L . 0,25 L 
n = 0,025 moi de Niso. 
(Lembre-se de que o volume (V) se 
refere ao volume da solução, e não 
apenas da água.) 
� Consultando a tabela periódica, 
sabemos que 1 moi de NiS04 tem 
MM = 155 g/mol. 
Então, pela regra de três, descobri­
mos a massa de 0,025 moi: 
1 moi - 155 g 
0,025 moi - m g 
m = 0,025 . 155 = 3,9 g 
1 
Temos as medidas exatas da solução a ser pre­
parada: 250 mL de solução com 3,9 g de NiSO •. 
DILUIÇÃO E CONCENTRAÇÃO 
Lidamos com o conceito de concentração 
comumente no dia a dia. Um café forte é aquele 
em que a água tem alta concentração das subs­
tâncias contidas no pó. Um refresco aguado é 
aquele em que a quantidade de polpa de fruta 
é pouca em comparação à quantidade de água 
- ou seja, a polpa está muito diluída. De modo 
geral, pode-se dizer que: 
� Diluir uma solução significa acrescentar sol­
vente à solução. Isso aumenta o volume final 
da solução, mas a quantidade de soluto per­
manece inalterada. Daí, a concentração da 
solução é menor; 
� Concentrar uma solução significa diminuir a 
quantidade de solvente. Nesse caso, o volu­
me da solução diminui, mas a quantidade de 
soluto permanece constante, o que resulta 
no aumento da concentração. O aumento na 
concentração pode ser feito pela evaporação 
do solvente. 
Repare que, nos dois processos - de diluição 
e concentração -, só se altera o volume da solu­
ção. A quantidade de soluto permanece cons­
tante. Assim, podemos estabelecer algumas 
relações entre dois momentos de uma mesma 
solução que sofre um processo de concentra­
ção ou diluição. Acompanhe: 
� Considere uma solução com concentração 
inicial C, (dado em g/L) e volume inicial V, 
(dado em L). 
� Sabemos que a concentração é a massa do so­
luto dividida pelo volume da solução, então: 
C,= mi/V, -+ m, = C, . V, 
Se a concentração inicial da solução for altera­
da, teremos: 
C2= mjV2 e, portanto, m2 = C2 . V2, em que 
c2 é a concentração final e v2, o volume final. 
� Mas sabemos que a massa do soluto não se 
altera. Se m, = m2 -+ C, . V, = C2 . V2 
Ou seja, numa solução cuja concentração é 
aumentada ou diminuída, a concentração e o 
volume são inversamente proporcionais: se o 
volume da solução sobe, a concentração desce; 
se o volume da solução desce, a concentração 
se eleva. 
O raciocínio é válido para concentrações 
medidas em quantidade de matéria ([ ], em 
mol/L). A quantidade de matéria não se altera, 
e a concentração é inversamente proporcional 
ao volume: [ ], . V, = [ l2 . V2 
DI LU IÇAO 
NA PRÁTICA 
A 100 mL de uma 
solução de hidróxido 
de sódio {Na OH) 0,3 
moi!L adicionamos 
400 mL de água. Qual 
é a concentração da 
nova solução? 
� o e n u nc iado dá os 
valo res i n i c ia i s 
da so l ução 
[NaOH] , = 0,3 mo iiL e 
V, = 0,1 L (100 m L) 
Queremos descobr i r 
o va lor d e [ NaOH], 
� Se recebeu ma is 
águ a, a so l ução fo i 
d i l u ída. 
� Para encont rar 
[NaOH],, é prec i so, 
p r i m e i ro, descob r i r 
o vo l ume fi nal da 
so l ução (V,) a soma 
do vo l u m e i n ic ia l 
(V, = 100 m L) com 
a água ad ic i onada 
(400 m L) é 
V, = 100 m L + 400 m L = 
500 m L (0,5 L) 
� Sabemos q u e 
[ ] , v, = [ ] , v, 
En tão: 
0,30,1 = [ N aOH], . 0,5 
[NaOH] , = o,o6 mo I/L 
A concentração da 
s o l u ção fi nal de 
h i d róx ido d e sód io 
será de o,o6 mo I/L 
MISTURA SEM REAÇÃO 
Quando se misturam duas soluções, a con­
centração e o volume finais dependem do fato 
de ocorrer, ou não, alguma reação química en­
tre os componentes das soluções misturadas. 
Na mistura de soluções em que não há rea­
ção química entre os componentes, o volume e 
a concentração dos solutos na solução final são 
diferentes dos valores originais. 
Se as soluções misturadas (a, b, c ... ) têm mes­
mo soluto e mesmo solvente, a quantidade de 
matéria da solução resultante (nF) é a soma da 
quantidade de matéria dos solutos das soluções 
iniciais (n., nb, nc .. .). Matematicamente: 
nF = na + nb + nc + .. . 
E o volume final é a soma dos volumes de 
cada uma das soluções originais: 
(VF = v. + vb + Vc + ... ) 
Já para as soluções com solutos diferentes, 
no caso de misturas sem reação química, ape­
nas o volume se altera - o que, por sua vez, 
altera a concentração. O raciocínio é claro: a 
quantidade de matéria permanece a mesma, 
tanto para a substância A quanto para a B. Sobe 
apenas o volume. 
NA PRÁTICA 
Qual é a concentração final de uma solução 
preparada pela adição de Bo mL de uma solução 
de KOH o,s moi/L a 20 mL de uma solução de 
mesmo soluto, de concentração 1,2 moi/L? 
[S1] = [KOH] = 0,5 mo I/L; V, = o,o8 L 
[S,] = [KOH] = 1,2 mo l/1; V, = 0,02 L 
� Sabemos q u e n = [ ] . v . Então: 
n1 = 0,5 mo li L . o,o8 L = 0,04 moi 
n , = 1,2 mo iiL 0,02 L = 0,024 moi 
� Sabemos, tam bém, q u e o vo l u m e fi nal é a soma 
dos d o i s vo lu mes i n i c ia is : 
V, + V, = 0,08 + 0,02 --) V, = 0,1 L 
� Se as d u as so l uções têm o mesmo s o l u to, a 
q uant idade d e matér ia fi na l é a soma das 
q u ant idades i n i c ia i s de maté r ia 
n ,= na + nb 
n, = 0,04 + 0,024 = 0,064 mo i 
� E a concentração fi na l é a relação en tre o 
vo l u m e e a q uant i dade de matér ia fi na i s: 
[KOH] = .o..f = 0,064 
Vf 0,1 
[KOH] = 0,64 mo I/L 
MISTURA COM REAÇÃO 
Em alguns casos, na mistura de duas solu­
ções, os componentes de uma reagem com os 
componentes da outra, formando novas subs- · 
tâncias. Para determinar a quantidade final de 
cada uma dessas substâncias é preciso analisar 
os cálculos estequiométricos da reação. 
NA PRATICA 
Numa mistura de solução de nitrato de prata 
(AgN031aq1} com outra solução, de cloreto de 
sódio (NaCI1aqb}, ocorre a precipitação do cloreto 
de prata (AgCI1,1 , de M = 143 g/mol), segundo a 
equação AgN03raqJ + NaCiraqJ + AgCirsJ + NaN03raqJ 
Num béquer misturaram-se 200 mL de solução 
DA moi/L de AgN03 e 400 mL de solução de Na CI 
de concentração 0,2 moi/L. Determine a massa 
do precipitado. 
Perceba q u e só é poss ível saber a massa do 
prec i p i tado se for conhec ida a q u a n tidade 
d e cada so l u to. Para i sso, fazemos o cá l c u l o 
esteq u i ométr ico: 
� Pr ime i ro, cal c u l amos a q u ant i dade de 
matér ia d e cada so l uto nas s o l u ções i n i c ia is : 
Para a sol u ção de AgN03: 
[AgN 03] = 0,4 moi/L 
V = 0,2 L 
[ ] = n I V 
n= [ ] V = 0,4 . 0,2 = o,o8 mo i 
Para a solução de NaC I : 
[ N aC I ] = 0,2 mo I/L 
V= OA L 
[ ] = n I V 
n= [ ] . v = 0,2 . 0,4 = o,o8 mo i 
� Sabendo q uanto d e cada so l uto reag i u, 
fazemos o cál c u l o esteq u i o m étr i co: 
AgN03(aq) + NaCI(aq) + AgCI(s) + NaN03(aq) 
1mol 1mo l 1mo l 1mo l 
Mantendo a p roporção, temos q ue: 
o,o8 moi + o,o8 moi + o,o8 moi + o,o8 moi 
A q uant idade de AgCI prec ip i tado é o,o8 moi 
� Por fi m, cal c u l amos a massa desse 
prec i p i tado pe la relação n = .!Jl 
M 
0,08 = lll + = 11,44 g 
143 
A massa do prec i p itado é d e 11,44 gramas. 
&E QUIMICA 2015 • 75 
11 
3 11 
.......... 11 
Capítulo_ 
EXERCÍCIOS 
1. 
(EspceX/Aman 2014) Considerando a equação não balanceada da 
reação d e combustão do gás butano descr ita por C4H1o{gJ + 0,1g1 � 
C0,1g� + H,01g1, a 1 atm e 2ÇC (cond ições padrão) e o comportamento 
desses como gases i d ea is, o vo l u me de gás carbôn ico prod uz ido 
pe la c o m b u stão c o m p l eta do conte ú d o d e u ma botija d e gás 
contendo 174,0 g de butano é: 
a) 1000,4 L 
b) 198,3 L 
c) 345,6 L 
d) 294,0 L 
e) 701,1 L 
(Dados: massas atôm icas: C = 12 u; O = 16 u e H = 1 u; 
vol u me m o lar nas cond ições padrão: 24,5 L . mol-1 ) 
RESOLUÇÃO 
Primeiro, vamos identificar os compostos na reação: 
• C4H1o é o butano; 
• CO, é o dióxido de carbono. 
Depois, como indicado no enunciado, a equação não está ba­
lan ceada. Vam os balanceá-/a, acrescentando os coeficientes 
estequiométricos: 
C4H1o{gJ + O,lgJ � CO,IgJ + H,OigJ � 
Lembrando: os coeficientes indicam a proporção, em moi, das 
substâncias empregadas. Então, pela equação balanceada, sa­
bemos que para cada moi de C4H1o são produzidos 4 moi de co,. 
Mas o enunciado pede o volume de co, formado por 174 g de C4Hlo· 
Precisamos, então, descobrir a quantos moi de C4H1o equivalem 
esses 174 g. Com as massas atômicas fornecidas, encontramos 
a massa m olar do b utano, e portanto a massa empregada na 
reação. Para C4H,0 : 
• 4 C = 4 . 12 = 48 u � massa de C = 48 g 
• 10 H = 10 . 1 = 10 u � massa de H = 10 g 
Portanto, cada moi de butano tem massa de 58 g (58 g/mol). 
A equação balanceada indica apenas a proporção entre reagentes 
e produtos. A questão refere-se a uma reação de 174 gramas de 
butano. Precisamos, então, saber a quantos moi correspondem 
174 g1amas. Simples regrinha de três: 
S sB g - 1 m oi 
( 174 g - x moi 
� X = 3 moi de C4H,o 
Então foram usados 3 mo i de C4H,0. Se a proporção, pela equação 
balanceada era de 1 mo/ de butano resultam em 4 mo/ de dióxido 
de carbono, então 3 moi de butano produzem 12 moi de CO,. 
76 • GE QUIMICA 2015 • 
Sabemos que, na condição padrão, 1 moi de qualquer gás ocupa 
24,5 L (dado do enunciado). Nova regrinha de três: 
5 1 moi CO, - 24,5 L 
( 12 mo/ de CO, - x L 
� X = 294 L 
Assim, o volume de CO, produzido por 174 g de C4H,o é de 294 L. 
Resposta: alternativa d 
2. 
(EspceX/Aman 2014, adaptada) Reações conhec idas pe lo nome 
d e Term i ta são c o m um ente u t i l izadas e m granadas i n ce n d iá­
r ias para destru ição de artefatos, como peças d e mortei ro, por 
ati ng i r tem peratu ras altíss i m as devido à i ntensa q uantidade d e 
calor l i berada e p o r prod uz i r ferro metá l i co na a l m a das peças, 
i n ut i l izando-as. U m a reação d e Term i ta m u ito comu m envolve a 
m istu ra entre a lumín io metál ico e óxido de ferro 1 1 1, na proporção 
adequada, e gera como prod utos o ferro metá l i co e o óx ido d e 
al u m ín io, a l é m d e calor, conforme m ostra a equação da reação: 
2AI1s1 + Fe,031s1 � 2Fe1s1 + AI,031sl+ ca lor 
Reação de Term i ta 
Cons iderando q u e para a i nu t i l ização d e u m a peça d e morte i ro 
seja necessária a prod ução de 336 g d e ferro metá l i co na a lma 
d a peça e ad m it i n d o-se o a l u m ín i o c o m o reagente l i m i tante 
e o ren d i mento d a reação de 100% e m relação ao a l u m ín i o, a 
proporção em porcentagem d e massa d e al u m ín i o metál ico q u e 
d eve compo r 900 g da m i stura d e term i ta sup racitada (al u m ín i o 
metál i co e óxido de ferro 1 1 1 ) n u ma granada i ncend iár ia, v isando 
à i n ut i l i zação d esta peça d e morte i ro, é de 
a) 3% 
b) 18% 
C) 32% 
d) 43% 
e) 56% 
(Dados: massas atô m i cas: AI = 27 u; Fe = 56 u e O = 16 u) 
RESOLUÇÃO: 
Primeiro, vamos compreender bem o enunciado: 
• Termita é a mistura dos reagentes alumínio metálico (2 AI) e 
óxido de ferro 111 (Fe,03). 
• Se a reação tem rendimento de 100% em relação ao alumínio, 
então todo o reagente alumínio (AI) é consumido para a produção 
de 336 g de ferro metálico (2 F e), um dos produtos da reação. 
O enunciado já fornece a reação balanceada, que indica a pro­
porção, em moi, das substâncias. Então, podemos relacioná-las 
com a massa molar e encontrar a massa de alumínio consumida.A massa de AI é calculada pela massa molar dessa substância: 
Se AI = 27 u, então 2 AI = 54 u 
Calculamos, agora, a relação entre a massa de AI empregada 
e a de Fe produzida, seguindo a proporção dada pela equação 
balanceada. Pela regrinha de três: 
2Alrs1 + Fe,03rsJ � 2FersJ + AI,03rsJ + calor 
5 2 . 27 g 2 . 56 g 
l mA, 336 g 
� mA1 = 162g 
Essa quantidade de alumínio está contida em 900 g de termita , 
ou seja, esses 900 g se referem a 100% da quantidade de termita 
utilizada. Já a quantidade de alumínio contida nesta mistura é 
calculada por nova regra de proporção: 
900 g (mistura) - 100% 
162 g (alumínio) - p 
� p = 18% 
Assim, descobrimos que em 900 g de termita temos 18% de 
alumínio. 
Resposta: alternativa b 
3. 
(UFU 2012, adaptada) A jad e íte, também chamada d e s i l i cato 
de alu m ín i o e sód io (NaAIS i ,06) é um m ineral m u ito ut i l izado 
por artesãos para a confecção de peças d e ornamentação e 
decoração, como jo ias e estatuetas. O n ú m ero d e mo i d e s i l íc io 
p resente e m u ma estatueta, com massa igual a 1.414 gramas, 
composta basicamente por jad e íte, é 
a) 28 m ols. 
b) 14 mo l s. 
c) 3,5 m ol s. 
d) 7 m ols. 
(Dadas as m assas atôm i cas: Na = 23 u; AI = 27 u; S i = 28 u; O = 16 u ) 
RESOLUÇAO 
Vamos, primeiro, lembrar que o conceito de moi pode ser usado 
tanto para moléculas de uma substância quanto para os átomos 
de cada elemento químico que compõe essa substância. 
Analisando a fórmula química dajadeíte (NaA/Si,06), observamos 
que em cada moi do composto (NaAISi,06) há 2 moi de átomos de 
si/feio (Si,). Com a fórmula química e as massas atômicas forneci­
das, tam bém calculamos a massa molar de jadefte: 
Massa m olar (NaAISi,06) = 23 + 21 + (28 . 2) + (16 . 6} = 202 gim o/ 
Assim, encontramos que a massa de 1 moi de jadeíte tem 
massa de 202 g. 
O enunciado do exercício diz que a estatueta é composta ba­
sicamen te de jadeíte. Então, podemos concluir que da massa de 
1 414 g, tudo é jadeíte. E, como o silício é parte dessa substância, 
podemos encontrar a relação entre a massa de jadeíte e o número 
de moi do silício por regrinha de três: 
202 g de jadeíte - 2 mais de Si 
1414 g - n 
n = 14 mais 
Portanto, a cada 1 414 g de jadeíte, temos 14 moi de silício. 
Resposta: alternativa b 
Capítulo_ 
ISTO É ESSENCIAL! 
G RANDEZAS E UN IDADES Massa atômica (MA1 é 
a m assa do átomo, med ida e m u n idade de massa 
atôm ica (u). U ma u n idade de massa atôm ica vale 
1/12 massa do carbono-12. Massa molecular (MM) 
é a soma da massa de todos os átomos q u e formam 
a molécu la, dada em u n idade de massa (u). Moi é a 
u n idade de medida para q uantidade de matéria. Um 
mo i equ iva le a 6 . 10'3 átomos, íons ou molécu las. 
Massa molar (M} é a massa de u m mo i de átomos, 
molécu las ou íons, d ada em gramas. 
CALCULOS ESTEQUIOMtTRICOS N u ma e q u ação 
balanceada, os coef ic ientes i n d icam a proporção, 
em moi, das su bstâncias empregadas. A quantidade 
de um gás depende das variáveis de estado: volume, 
tem peratura e p ressão. Essas três variáve is estão 
relac ionad as: a lterando-se u ma, alteram-se as d e­
mais . Temperatura termodinâmica é a med ida da 
energia c i nét ica das partícu las do gás, geral mente 
medida em Kelvin (K = oc + 273). Volume molar de um 
gás é o volume ocupado por um moi de gás em CNTP: 
22,4 L . G rau de pureza ou teor é a porcentagem de 
d eterm i n ad a su bstânc ia p resente n u m a m istura. 
O rendimento de u ma reação pode ser menor q u e 
100%: nem todo reagente reage, nem todo p roduto 
esperado é prod uz ido . 
SOLUÇÕES Di lu i r u ma solução s ign ifica acrescentar 
solvente à so l ução. Isso a u m enta o vo l u me fi nal, 
mas a q uantidad e de sol uto permanece a mesma. 
Daí, a concentração da so l ução ca i . Concentrar 
u m a so l ução é d i m i n u i r a q uant idade de solven­
te: o vo l ume da so lução cai, m as a q uantidade de 
so l u to perman ece constante. Por conseq uênc ia, 
a concentração aumenta. A curva de solubilidade 
i n d i ca a q u antidade de u ma substânc ia capaz de 
se d issolver e m 100 gramas d e água, a dada tem­
peratu ra. Concentração é a q uantidade de sol uto 
d istri bu ída em determ i nada q uantidade de solu­
ção. t sempre uma proporção e pode ser dada em 
d iversas u n idades, como partes por m i l hão (ppm); 
em massa de sol uto por volume de solução (g/L); ou 
em q uantidade de matéria por volume de solução 
(moi/L). E m misturas d e soluções sem reação entre 
solventes e solutos, o volume e a concentração final 
são d ife rentes dos valores or ig inais. Para soluções 
de m esmos so l uto e so lvente, nr = n. + nb + n, ... . 
Para o vo lume, V r = v. + Vb + v, .. . E, para sol uções 
com solutos d iferentes, alteram-se o vo l ume e a 
concentração. 
• GE QUIMICA 2015 • 77 
PETROBRÁS I DIVULGAÇÃO 
O leilão do maior campo 
de exploração de petróleo 
do pré-sal acirra críticas� 
mas aproxima o Brasil 
da autossuficiência 
Em outubro de 2013, o governo federal 
leiloou o Campo de Libra, o maior de 
exploração do petróleo do pré-sal, na 
Bacia de Santos. A oferta única foi apresen­
tada por um consórcio entre quatro grandes 
empresas petrolíferas estrangeiras e a Pe­
trobras. O Campo de Libra, descoberto em 
2010, ocupa 1,5 mil quilômetros quadrados, 
de onde se espera retirar até 12 bilhões de 
barris de óleo. E, pelo sistema de partilha 
adotado na política do pré-sal, a União ficará 
com cerca de 80% da produção. 
O modelo de produção do pré-sal re­
cebe críticas de todos os lados. Há os que 
consideram a participação das multina­
cionais uma privatização dos recursos na­
turais brasileiros. Há os que alegam que o 
modelo é estatizante e afasta investidores 
estrangeiros. Por fim, há os que duvidam 
da capacidade tecnológica do Brasil para 
arcar com as operações de exploração. 
A exploração do pré-sal tem importância 
estratégica para o Brasil. Grande parcela da 
energia consumida no país vem de fontes 
renováveis, como a eletricidade das hidre­
létricas e o etano! da cana-de-açúcar. O pe­
tróleo, porém, ainda representa mais de 40% 
da matriz. Caso as expectativas do pré-sal se 
confirmem - reservas de 50 bilhões de bar­
ris -, o Brasil se tornará um dos dez maiores 
produtores mundiais, com peso para intervir 
na regulação do mercado internacional. 
Internamente, o país consolidará a au­
tossuficiência. Hoje, o petróleo produzido 
no Brasil é do tipo pesado, bom para a pro­
dução de asfalto e óleos combustíveis. Esse 
é exportado. Para refinar gasolina e diesel, 
é usado um petróleo mais leve, que o Brasil 
importa. O Campo de Libra, como os demais 
da camada do pré-sal, contém o óleo leve. 
Daí que poderemos ser autossuficientes. 
Conteúdo deste capítulo 
• lnfográfico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . So 
aula 1 • Termoquímica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Sz 
aula z Reações de oxirredução . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87 
aula 3 Energia nuclear . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 90 
• Exercícios & Resumo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 94 
GE QUI MICA 1015 • 79 
Matéria e energia lnfográfico 
I -I' I ....___.-
Petróleo� preferência internacional 
S i m, a q u e i m a d e c o m b u stíve i s fósse i s te m efe i tos p rej u d i c i a i s ao 
p l aneta. A i n d a ass i m, o petró l eo d eve c o n t i n u ar m ove n d o o m u n d o p o r, 
pe lo m e n os, m a i s a l g u m as d écadas. A razão para essa p referê n c i a é 
u m a só: o petró l e o é extre m a m e n te ve rsát i l e tem a l to val o r e n e rgét ico 
QUEREMOS 
PETRÓLEO 
O consumo mundial de derivados 
de petróleo cresce e deve 
continuar crescendo. Confira no 
gráfico ao lado: entre 1971 e 2030, 
o consumo mundial de energia 
triplicará. Os combustíveis fósseis 
continuarãorespondendo 
pela maior parte do total de 
energia, mas numa proporção 
cada vez menor. 
De outro lado, as fontes 
consideradas mais l impas - como 
nuclear, eólica e hidráulica ­
crescem em participação. 
• 
ENERGIA NO 
MUNDO 
Matriz de energia primária 
no mundo, em bi lhões de teps * 
• Combustíveis fósseis 
(petróleo, carvão mineral e gás natural) 
Outras fontes 
(nuclear, hidráulica, eólica, solar, térmica, biomassa) 
20 
15 
lO 
1971 2004 2030** 
• tep; tonelada equivalente de petróleo. ta massa do 
material que, em combust:o, gera a mesma quantidade 
de energia que o petróleo • **Estimativa 
Fonte: AI E/ World 
USO DA ENERGIA 
De toda energia produzida no mundo, 
de todas as fontes, a maior parte é 
destinada à própria geração de energia 
- ou seja, para a transformação de um 
tipo de energia em outros tipos. 
As termelétricas, por exemplo, geram 
eletricidade com energia de várias 
fontes: petróleo, carvão mineral e 
lenha (que contém energia química). 
Por outro lado, a eletricidade pode 
também ser gerada pela força das 
águas de um rio (energia mecânica). 
NA INTIMIDADE DO MOTOR 
A combustão transforma a energia química 
dos combustfveis em energia térmica e, 
depois, em energia cinética 
O inicio de tudo 
A gasolina é uma mistura de 
hidrocarbonetos, compostos de 
carbono e hidrogênio. No motor, 
as moléculas 
se misturam 
com o ar. 
f) 
Explosão 
Uma faísca fornece energia para a 
combustão. Os átomos de carbono e 
hidrogênio dos hidrocarbonetos se 
rearranjam em dióxido de carbono e 
água, na forma de vapor. Essa reação 
é exotérmica - libera calor. 
8 
Expansão 
O calor l iberado aumenta a 
temperatura e, com isso, os gases se 
expandem. Essa expansão empurra .. · • 
os pistões do motor, que, por sua vez� · 
põem em movimento os eixos das 
rodas. É esse mesmo calor que faz 
com que o n itrogênio se agrupe com 
o oxigênio, formando óxidos que 
provocam a chuva ácida 
(veja o infográfico na pág. 96). 
� ., ,. 
MATA EXOTÉRMICA Toda queimada é uma reação de combustão: o oxigênio se combina com a matéria orgânica e produz gases, como co,, e libera muita energia na forma de calor 
Da matéri� a energia 
Toda transformação da matéria envolve 
uma transferência de energia - ou seja, 
toda reação química libera ou absorve 
energia do ambiente, geralmente na forma de 
calor. É o calor liberado na queima do gás buta­
no que cozinha os nossos alimentos. É também 
o calor liberado na combustão do álcool ou da 
gasolina que movimenta os veículos. Mesmo 
para qualquer ser vivo, a energia das reações 
químicas é importante: o metabolismo dos 
alimentos - uma cadeia de reações químicas -
fornece a energia para manter o funcionamento 
das células. A parte da química que estuda essas 
transferências de energia é a termoquímica. 
82 • 6E QUIMICA 2015 • 
EXOTÉRMICAS E ENDOTÉRMICAS 
Existem dois tipos de reações químicas: as 
que fornecem calor ao ambiente e as que con­
somem calor do ambiente. 
... Reações exotérmicas liberam calor. É o que 
ocorre, por exemplo, nas reações de com­
bustão de qualquer material. Veja a equação 
que representa a queima do etano!: 
C2H60(Il + 3 02cg) � 2 C02cg) + 3 H20(g) + calor 
... Reações endotérmicas absorvem calor. É 
uma reação endotérmica a fotossíntese, rea­
lizada pelos vegetais: 
6 C02(g) + 6 H20(I) + calor � C6Ht206Caq) + 6 02(g) 
VALE A PENA 
ANOTAR 
Na equação de uma reação 
exotérmica, o calor é 
somado aos produtos, 
pois ele foi gerado 
pela reação e l iberado 
para o ambiente. Já na 
equação de uma reação 
endotérmica, o calor é 
somado aos reagentes, 
pois é consumido como um 
deles, ao ser absorvido do 
ambiente. 
A lei da conservação de 
energia diz que num 
sistema isolado a energia 
se mantém constante. 
Isso significa que toda 
energia que parece ter 
desaparecido terá apenas 
se transformado de 
química em outro tipo de 
energia, como elétrica, 
térmica, mecânica. 
NA PRÁTICA 
A combustão do 
etano I é uma reação 
exotérmica, I i bera 
calor. Veja: 
C,HGOIII + 3 O,lg) -+ 
2 C0,1g1 + 3 H,01g1 + calor 
H, > Hp -+ à H < o 
A fotossín tese é uma 
reação endotérmica.: 
6 co,1g) + 6 H,0111 + calor -+ 
C6Hn061aql + 6 O,lgl 
H, < Hp -+ àH > o 
ENTALPIA 
Energia é a capacidade de produzir traba­
lho. A energia pode assumir diferentes formas, 
como química (das ligações entre os átomos 
e moléculas), térmica (calor) ou nuclear (das 
partículas do núcleo dos átomos). No Sistema 
Internacional de Unidades (SI), a unidade de 
medida da energia é o joule (J). 
A energia não pode ser criada nem destruída, 
apenas transfonnada de um tipo em outro. Toda 
substância guarda certa quantidade de energia 
química, que se transforma em calor quando rea­
ge. O total de energia armazenada nos reagentes 
e nos produtos de uma reação chama-se entalpia 
(H), medida em quilojoule (kJ). 
Numa reação química, a entalpia dos pro­
dutos e a dos reagentes varia. E a variação de 
entalpia é representada por 6H, e seu cálculo 
é simples: 
6H = Hp - H. , em que 
• 6H é a variação de entalpia; 
• Hp é a entalpia dos produtos; 
• H. é a entalpia dos reagentes. 
Uma reação pode ser exotérmica ou endo­
térmica. Numa reação exotérmica - aquela 
que libera calor -, a entalpia dos produtos (Hp) 
é menor que a dos reagentes (H,). Se Hp < H,, 
l:IH < O. Inversamente, numa reação endotér­
mica, a entalpia dos produtos (Hp) é maior que 
a dos reagentes (H,). Se HP > H,, l:IH > O. 
Entenda bem: a energia química fica ar­
mazenada nas ligações entre os átomos dos 
reagentes. Quando ocorre a reação, essas liga­
ções se rompem e os átomos se reorganizam 
em novos compostos. Se a energia necessária 
para manter as novas ligações é menor do que 
aquela que mantinha as ligações dos reagentes, 
a diferença é liberada como calor. 
Se, ao contrário, a energia necessária para 
manter as novas ligações é maior, então a re­
ação absorve calor do ambiente. Esse calor ab­
sorvido será armazenado nos produtos sob a 
forma de energia química. 
COMO VARIA A ENTALPIA 
Em laboratório é possível medir a energia ab­
sorvida ou liberada numa reação. A quantidade 
de calor envolvida numa reação é descrita numa 
equação termoquímica. 
A equação da reação que transforma os gases 
hidrogênio e cloro em ácido clorídrico é: 
H2Cgl + Cbcg) -+ 2 HCicgJ 
l:IH = -185 kJ (25 °C, 1 atm) 
Repare que a equação fornece os dados mais 
importantes da reação: 
.,.. O estado físico das substâncias - gasoso (g); 
.,.. Temperatura (25 oc ) e pressão (1 atm) sob as 
quais a reação ocorre; 
.,.. A proporção entre reagentes e produtos: um 
moi de H2 reage com 1 moi de Cl2 para formar 
2 mol de HCI; 
.,.. A variação de energia para essa reação espe­
cífica, que produz 2 moi de HCI, é =185 kJ. Para 
1 mol de H C I, l:IH = -92,5 kJ. 
.,.. Se a variação de entalpia dessa reação é ne­
gativa (t.H < 0), então a energia foi liberada 
como calor. Portanto, a reação é exotérmica. 
VALE A PENA ANOTAR 
.,.. A quantidade de calor liberado ou absorvido é proporcional à 
estequiometria da reação. Na produção de 2 moi de HCI, o calor 
l iberado vale, aproximadamente, 185 kL então, para a produção de 
4 mal de HCI, essa quantidade é duas vezes maior != 370 kJ). 
.,.. A quantidade de energia armazenada numa substância depende de 
seu estado físico. O estado gasoso é o de maior entalpia, e o sólido, o 
de menor. HCI em estado gasoso armazena mais energia do que no 
estado líquido porque as partículas têm maior energia cinética. 
.,.. A pressão e a temperatura em que uma reação ocorre também 
importam. Um gás comprimido ou aquecido tem mais energia do 
que um sob temperatura e pressão normais. 
Sempre que ocorre uma mudança do estado 
físico, a energia armazenada no sistema se alte­
ra e, consequentemente, a entalpia das substân­
cias. Veja: 
.,.. sólido -+ líquido -+ gasoso 
.,.. H, < H1 < Hg 
.,.. Então essas transições são endotérmicas. 
Inversamente, quando a temperatura cai: 
.,.. gasoso -+ líquido -+ sólido 
.,.. Hg > H1 > H, 
.,.. Essas transições são exotérmicas. 
EM RESUMOSublimação (endotérmica) 
Fusão 
(endotérmica) 
'l-
SÓLIDO LIQUIDO 
Vaporização 
(endotérmica) 
GASOSO 
t�------�1 t�----� 
Solidificação 
(exotérmica) 
Liquefação 
(exotérmica) 
Sublimação (exotérmica) 
GE QUIMICA 2015 • 83 
A variação da entalpia é representada em dia­
gramas de entalpia. Veja o diagrama para uma 
reação exotérmica e outra, endotérmica: 
liH = - 18S kJ 
2 HCI 1,1 
HP 
- - - - - - - - ------
Caminho da reação (tempo) 
HP 2 H l 111 - - - - - -
"' ·a. � H,lgl + 1 , 1,1 liH = + 52 kJ 
H, H,lgl+ 1, 111 -+ 2 Hl lgl 
Caminho da reação (tempo) 
ENTALPIA VAI, ENTALPIA VEM A primeira reação é exotérmica, 
e a segunda, endotérmica. Nos diagramas, a medida de entalpia 
está indicada no eixo vertical. O ponto H, é a medida de entalpia dos 
reagentes. Repare que essa entalpia permanece constante enquanto 
a reação não tem início. Quando a reação se completa, a entalpia dos 
produtos (Hp) está num ponto diferente, no eixo vertical - acima ou 
abaixo do ponto H,. lsso significa que a entalpia variou. A diferença 
de altura entre as duas retas indica a medida da variação de entalpia 
(àH) de cada uma das reações, e o sentido dessa variação mostra se a 
reação é exotérmica ou endotérmica. 
COMBUSTÃO 
Toda combustão é uma reação na qual um 
combustível reage com o oxigênio (Oz), que é 
um comburente, liberando energia - ou seja, 
toda combustão é uma reação exotérmica. 
A combustão completa de uma substância 
orgânica (que contém carbono) ocorre quando, 
na reação com o oxigênio do ar, forma-se gás 
carbônico (COz) e água (HzO). A respiração é 
uma combustão completa: o oxigênio inalado 
"queima" os alimentos, liberando energia para o 
organismo (veja mais no capítulo 6). 
Quando há pouco oxigênio, ocorre a combus­
tão incompleta, cujo produto é o monóxido de 
carbono (CO). A combustão incompleta libera 
menos calor que a completa e gera o poluente 
CO e fuligem. Numa combustão incompleta, 
uma mesma quantidade de combustível produz 
menos energia. Veja: 
.,. Combustão completa: 
CH4Cgl + 2 Ozcg) -+ COzcgl + 2 HzOcgl 
L\H = - 802 kJ/mol 
.,. Combustão incompleta: 
CH4Cg) + 3/2 Ozcg) -+ COcgl + 2 HzOcgl 
L\H = - 520 kJ/mol 
84 • GE QUIMICA 2015 • 
uma bomba é uma 
reação exotérmica que 
l ibera muita energia 
instantaneamente 
As condições-padrão 
são. temperatura de 
25 "C e pressão de 
1 atmosfera (atm) 
É nessas condições que 
são definidas a entalpia 
de qualquer substância 
e a entalpia padrão 
de qualquer reação. O 
expoente zero sobre 
o H, em H' ou !JH', 
significa que 
a entalpia e sua 
variação foram 
calculadas nessas 
condições. 
Sabendo-se a quantidade de calor liberada 
por diferentes combustíveis, pode-se comparar 
o valor energético de cada um deles - ou seja, 
quanta energia cada um rende no motor de um 
veículo, por exemplo. 
ENTALPIA-PADRÃO 
Em laboratório, consegue-se medir apenas a 
variação de energia de uma reação. Para fazer 
previsões quanto ao calor liberado ou absorvi­
do de uma reação - e, daí, definir a energia quí­
mica de cada substância -, os químicos criaram 
um padrão e, a partir dele, uma escala relativa 
- a entalpia-padrão (H0). 
Numa reação de combustão, falamos em 
entalpia-padrão de combustão. Nas reações 
que formam uma substância composta a partir 
de substâncias simples, falamos em entalpia­
-padrão de formação. A entalpia-padrão é 
sempre dada para a substância em seu estado 
físico mais comum nas condições-padrão. Por 
convenção, as substâncias simples (compostas 
de um único elemento químico, como Ccs), Oz(g), 
H2(g) e Fecsl) têm entalpia zero. 
ENTALPIA DE FORMAÇÃO 
Os gases hidrogênio (H2) e oxigênio (Oz) são 
substâncias simples e, por isso, têm entalpia­
padrão zero. Mas, ao reagir, os dois gases pro­
duzem água. Essa é uma reação exotérmica: 
L\H0 = - 286 kJ 
Como a água é o único produto formado pela 
reação, podemos dizer que toda a entalpia está 
nas moléculas de água. Esse valor é chamado 
entalpia-padrão de formação (AH0r). O valor 
da entalpia-padrão de formação é sempre cal­
culado para um moi da substância produzida. 
Todas as substâncias têm a entalpia de forma­
ção medida em laboratório. Veja a de alguns: 
ENTALPIA·PADRÃO DE FORMAÇÃO 
Substância IIH't (kJ/mol) 
Li H - 90,5 
BeH, - 19,3 
B,H6 1� 35,6 
CH4 1� - 74,8 
NH3 1g1 - 46,1 
H,O - 285,3 
H F1� - 271,1 
O grafite é um alótropo 
do carbono - ou seja, uma 
dentre várias substâncias 
compostas apenas de 
átomos de carbono. Outro 
alótropo do carbono é 
o diamante. A diferença 
entre eles é a conformação 
geométrica em que os 
átomos se organizam. 
NA PRÁTICA 
Não é p rec iso decorar o valo r da en ta l p i a-pad rão 
de formação de n e n h u m a su bstân cia . Nas p rovas, 
os valo res são fornec idos no e n u nc iado. Mas é 
prec iso saber traba l h a r com esses valo res. Veja: 
Qua l é o calo r envolv ido na obtenção de gás 
h id rogên io pe la reação entre água e gás metano� 
Dados: 
A eq uação: CH, 1g1 + H,01g1 � C01g1 + 3 H, 1g1 
liH1° dos com postos: 
• CH,1g1 = - 75 kJ/mo l 
· H ,01g1 = - 286 kJ/mo l 
• C01g1 = - 108 kJ/mo l 
� A en ta l p ia d o s reagentes é a s o m a da en ta lp ia 
da água e a do metano: H, = - 286 - 75 = - 361 
� A ental p i a dos produtos é a soma da en ta l p i a do 
CO e a do gás h i d rogên io : Hp = -108 + o = -108 
A variação de en tal p i a é liH = Hp - H , 
E n tão, n esta reação, liH = -108 - (-361) = 253 kj 
O valo r da en tal p ia é pos it ivo . Portan to, a reação é 
endoté rm ica. 
LEI DE HESS 
Em 1840, o russo Germain Henri Hess mediu 
o calor de várias reações e verificou que a quan­
tidade de calor liberada numa reação não de­
pende de seu caminho, mas somente dos estados 
inicial e final da reação. Hess enunciou sua lei: 
"A variação de energia térmica num processo 
químico depende somente das propriedades das 
substâncias nos estados inicial e final. Essa va­
riação é a mesma, não importando se o processo 
se realiza em um ou em diversos estágios." 
NA PRÁTICA 
O d ióxido de carbono (CO,) pode ser gerado da 
combustão do carbono grafite, por d uas reações 
d isti ntas. Veja 
início fim 
combustão Cgrafite + O, lgl completa - CO,Igl 
� / 
combustão combustão 
incompleta
�/ 
completa 
co1g1 + 112 o,1g1 
estado 
intermediário 
� Caminho 1: o CO, pode se formar por combustão 
comp leta do grafite 
C 1,1 + 0, 1g1 -+ CO, lgl liH = - 393 kj/mol 
� Caminho 2: o CO, pode se formar, também, por 
duas etapas de combustão: 
Etapa I : C 1,1 + 1h O, lgl -+ CO lgl 
liH, = - no kj/mol (combustão i n comp leta) 
Etapa 1 1 : CO lgl + 1h 0, 181 -+ C0, 18l 
liH, = - 283 kJ/mol (com bustão comp leta) 
O rganizando e somando as equações do cam inho 2: 
Etapa 1: C (grafite! + 1/2 O,lgl -+ COigl liH, = - 1 10 kj/mo l 
Etapa 1 1 : C01g1 + 1/2 0,181 -+ C0,1g1 liH, = -283 kj/mo l 
A soma das equações, passo a passo: 
� E l i m i namos substânc ias que foram formadas na 
etapa 1 e consum idas na etapa 2 - o CO; 
� Somamos o nú mero de m olécu las das substânc ias 
restantes: 1h O, + 1h O, = 1 O,; 
� Somamos, tam bém, as variações de entalp ia das 
d uas etapas liH = -110 - 283 = - 393 kJ/mol 
� A equação que resu lta da soma é o que se chama 
reação global - u ma equação que represen ta a 
reação d i reta, sem as etapas i n termed iárias 
Etapa 1 : C (grafite! + 1/2 O,lgl -+ 0igl liH, = - 1 10 kj/mo l 
Etapa 1 1 : 01g1 + 1/2 0,1g1 -+ C0,1g1 liH , = -283 kj/mo l 
Reação global: Clgrafite) + O,lgl -+ CO,Igl liH = -393 kj/mo l 
Compare o res u l tado dessa soma com a reação 
de combustão completa do carbono (cam i n h o 1). E 
confi rme a le i de Hess: 
� A reação g lobal é a reação do cam i n ho 1; 
� A soma das variações de entalp ia das duas etapas 
do cam i n ho 2 (liH, e liH,) é igual à variação de 
ental p ia da reação g lobal . 
A le i de H ess num d iagrama de enta l pia dessa reação: 
... � - 110 
� 
- 393 
C {graHte) + '/, O,{g) 
LIH , = - 110 kj/mol 
co1,, + '/, o,1,, 
- -LI: =� �93� LIH , = - 283 kJ/mol, .. , . . . _ , l C0,1,, 
- - - - - - - - - - -
�
--
Caminho da reação 
DIRETO OU COM ESCALAS O diagrama mostra a variação de 
entalpia de duas reações que, em sequência, produzem CO,. 
A reação 2 ocorre entre o co produzido na primeira reação 
com o,, resultando em CO,, numa combustão completa. 
A soma das duas variações de entalpia é a variação de entalpia da 
reação global: 11H = 11H, + 11H, = - 393 kj/mol 
GE QUI MICA 2015 • 85 
ATENÇÃO 
t comum que as equações 
químicas tragam coeficientes 
em frações. t o que acontece 
na equação da formação da 
água aqui apresentada, em 
que 1 H, reage com 112 O,. 
Meio O, não significa meia 
molécula, mas meio moi de 
moléculas de oxigênio 
(3 . 10'1 moléculas). As 
frações são necessárias 
quando se calcula a 
entalpia-padrão (sempre 
para um moi) de uma 
substância formada. 
MÚSCULOS AQUECIDOS 
A energia para os 
movimentos vem da 
queima de substâncias 
do organismo 
86 • GE QUIMICA 2015 • 
A MATEMÁTICA DAS REAÇÕES 
Ao calcular a variação de entalpia pela lei de 
Hess, comparamos duas ou mais reações quími­
cas. Nesse caso, é comum que precisemos somar 
as equações. Essa soma segue as regras para a 
soma de equações matemáticas. E, assim como 
na matemática, em química pode-se usar uma 
série de truques para resolver a conta: multipli­
car, dividir ou inverter as equações para obter 
os coeficientes estequiométricos necessários. 
Entenda, a seguir, a lógica dessa soma. 
NA PRÁTICA 
A formação do metano é uma reação m u ito 
lenta e envolve u ma série de reações secundárias. 
A variação de enta lp ia (liH) de cada uma dessas 
reações é dada abaixo • 
I . C fgran + 0,1&1 -+ CO,IgJ 
1 1 . H,1g1 + 1/2 0,1g1 -+ H,01,1 
1 1 1 . CH41g1 + 2 0,1&1 -+ CO,Igl + 2 H,O(I) 
liH = -393 kJ/mol 
liH = -285,5 kj/mol 
liH = -889,5 kJ/mol 
Para ca lcu lar a variação total de enta lp ia nessas 
reações, somamos as equações. A soma nos l eva ao 
essenc ia l • a reação global . Passo a passo• 
.,.. Queremos res u m i r as três equações na equação 
da reação g loba l . Para i sso, precisamos e l im i nar 
as etapas intermed iárias - os prod utos de u ma 
reação que são os reagentes da reação segui nte. 
Repare que, no nosso exem plo, três substâncias 
aparecem em d i ferentes equações• 
• 0, ( 1 , 1 1 e 1 1 1 ) 
• CO, ( I e 1 1 1 ) 
• H,O ( l i e 1 1 1 ) 
.,.. Mas a q uantidade da água (H,O) não é a mesma 
a reação l i produz u m mo i de água; a reação 1 1 1 
p roduz 2 moi . Para igualar essas quant idades, 
mu l ti p l i camos a equação li por 2. A variação 
de ental p i a é dada para cada moi. Então, se 
dob rarmos a q uantidade de moi n essa equação, 
teremos de dobrar, tam bém, a variação de 
enta lp ia Ficamos com 
1 1 . 2 H, + O, � 2 H,O liH = - 571 kj 
.,.. O q u e procuramos é a reação global de formação 
do metano CH4. Mas, nas eq uações fornecidas, o 
metano aparece na equação 1 1 1 como reagente, e 
não como p rod uto. Podemos i nverter o sentido 
da equação. Como a equação é i nvertida, o fl uxo 
de energia também tem de ser i nvertido, de 
exotérm ica para endotérmica. 
Trocamos o s i nal de li H. F icamos ass im• 
1 1 1 . CO, + 2 H,O � CH4 + 2 O, liH = 889,5 kj 
.,.. Agora é só somar• e l im i nar o que fo i p roduzido 
n u ma etapa e consu mido numa etapa segu i n te. 
t: fác i l ident i ficar, dos dois lados da equação 
.,.. Na equação I existe 1 O, Na li existe outro O,. Então 
temos 2 O, reagentes. Em 1 1 1 temos os mesmos 2 O,, 
agora como produto. Cancelamos todos os O,. 
.,.. Em I temos CO, como produto o mesmo CO, 
aparece em 1 1 1, agora como reagente. Cancelamos. 
.,.. Em l i temos 2 H,O como produto Em 1 1 1 os mesmos 
2 H,O aparecem como reagentes. Cortamos. 
Quando não se tem mais nenhum termo a cortar, 
chegamos à reação global 
C1grat1 + 2 H,,&l � CH•I&I 
I . c (gral) + .D1fgJ -+ re, (g) 
1 1 . 2H2 (gJ + �I -+ �111 
1 1 1 .0,1&1 + ���� -+ CH• I&I + p.6,1&1 
C (gran + 2 H, lgl 
Falta apenas calcu lar a variação de ental p ia da 
reação global. A le i de Hess d iz q u e, não importa o 
cam in ho, a formação de uma s u bstânc ia sem pre vai 
l i berar ou absorver a mesma q uantidade de energia. 
Então, liH dessa reação global é a soma da li H de 
cada u ma das reações parc ia is• 
liH = - 393 - 571 + 889,5 = -74,5 kJ 
A reação global da formação de metano e a variação 
de enta lp ia dessa reação são, então 
C1grat1 + 2 H,l&l � CH•I&I liH = -74,5 kj 
ATENÇÃO 
Na soma de equações químicas, podemos multipl icar, dividir ou 
inverter as equações para obter os coeficientes estequiométricos 
necessários. Mas não se esqueça de que: 
.,.. Ao inverter uma equação, o sinal algébrico de sua li H também é 
invertido; 
.,.. Se a equação tiver os coeficientes multipl icados ou divididos, li H 
deve ser multipl icado ou dividido pelo mesmo valor; 
.,.. Na soma, quando substâncias iguais em reações diferentes estão 
de lados opostos, podemos cancelá-las (ou simpl ificá-las, caso seus 
coeficientes sejam diferentes). 
Pilhas e baterias são 
dispositivos de mesma 
natureza. A diferença é 
que a bateria reúne uma 
série de pilhas. 
Espécie química é a 
expressão genérica a 
átomos, íons e moléculas. 
Capítulo_ Aula_ 
4 2 
PORTABILIDADE Os celulares funcionam graças a uma bateria, que transforma a energia química em energia elétrica 
Nliniusinas elétricas 
Aenergia elétrica que abastece a maioria 
das residências no Brasil vem das usinas 
hidrelétricas, por meio de fios. Mas a ele­
tricidade pode ser gerada e usada sem os fios 
de transmissão, em pilhas e baterias. Esses 
dispositivos, que transformam energia quími­
ca em energia elétrica, são fundamentais para 
tecnologias utilizadas em celulares, notebooks 
e aparelhos de MP3. 
OXIRREDUÇÃO 
As pilhas e baterias convertem em energia 
elétrica a energia química de substâncias em 
seu interior, por meio de uma reação de mor­
redução ou de oxidação-redução, em que 
espécies químicas transferem elétrons de uns 
para outros. Nas reações por transferência de 
elétrons, a espécie química que doa elétrons é 
o agente redutor, que sofre oxidação. A espé-
cie que recebe elétrons é o agente oxidante 
(espécie que sofre redução e gera a oxidação 
da outra espécie). Mantenha em mente: 
QUEM DA, QUEM TIRA A substância A perde elétrons e, portanto, é oxi· 
dada por um agente oxidante (B). A substância B, por outro lado, sofre re· 
dução porque recebe os elétrons cedidos por A, que é o agente redutor. 
GE QUIMICA 2015 • 87 
AQUI TEM HISTÓRIA 
A pr ime i ra p i l ha foi 
desenvolv ida pe lo 
ital iano Alessand ro 
Volta, em 1800. E le 
emp i lhou d iscos 
de metais variados 
(como p rata e z i nco) 
entremeados com 
fel tro embeb ido 
em água salgada. E 
descobr iu q u e a to rre 
gerava e l etr i c i dade. 
Anos depo is, o i ng lês 
Freder ic Dan i e l l 
aperfe içoou a 
engen hoca de Vo l ta 
e cr iou a p r ime i ra 
p i l h a efi c iente. 
Mas até h oje as 
p i l has func ionam 
com os pr inc íp ios 
descobertos 
por Vol ta. 
COISA OE MUSEU 
A pilha de Volta intercalava 
placas de diferentes metais 
com feltro embebido em 
uma solução 
88 • GEQUIMICA1015 • 
Acompanhe o raciocínio no exemplo a seguir 
de uma reação de oxirredução do zinco metáli­
co (na placa) e uma solução de sulfato de cobre: 
R 8 
Cu504 
lÂMINA DE ZINCO 
(CINZA) 
(•"'' ,-, L " tzn1,1 
CuS04(aq) 
APOS CERTO 
TEMPO 
A SOLUÇÃO 
FICA INCOLOR 
NA SUPERFÍCIE 
DO ZINCO DEPOSITA-SE 
UM MHAl AVERMELHADO 
(Cu1,1) 
.,.. Na placa, os átomos de zinco (Zn) estão uni­
dos por ligações metálicas. 
.,.. Já no sulfato de cobre (CuS04), que é um sal, 
os átomos se mantêm coesos por ligações 
iônicas (sobre os tipos de ligação atômica, 
veja o capítulo 1). O sulfato de cobre está dis­
solvido em água (H20). 
.,.. Em solução, as moléculas H20 separam os 
íons do CuS04: de um lado, os cátions de cobre 
(Cu2•), de outro, os ânions de sulfato (SOl"). 
.,.. Agora entra o zinco: a reação entre Zn e o sul­
fato de cobre libera na solução de íons Zn2• • 
.,..O cobre metálico fica depositado sobre a pla­
ca de zinco. A equação química que repre­
senta esse processo é: 
Zn + Cu2• -+ Zn2• + Cu 
.,.. Nessa reação, o zinco transferiu elétrons 
para o íon Cu2•• O zinco, então, que doou elé­
trons, sofreu oxidação, e o íon cobre, que re­
cebeu elétrons, sofreu redução. Daí o nome 
reação de oxirredução. 
Essa reação pode ser entendida em duas eta­
pas sequenciais: 
.,.. Oxidação do Zn, que doa dois elétrons e se 
transforma num cátion: 
Zn -+ Zn2• + 2 e-
.,. Redução do cátion Cu2+, que recebe os dois 
elétrons cedidos por Zn: 
Cu2• + 2 e- -+ Cu 
VALE A PENA ANOTAR 
Oxidação 
Redução 
Perda de elétrons 
Ganho de elétrons 
Agente oxidante Recebe e létrons 
Agente redutor Fornece elétrons 
PILHAS 
Você viu: na reação entre a placa de zinco 
e o sulfato de cobre, o zinco se oxida ao doar 
elétrons aos cátions de cobre soltos na solução. 
Por sua vez, os cátions de cobre que recebem 
os elétrons do zinco se depositam como cobre 
metálico na superfície da placa de zinco. 
Uma pilha nada mais é do que um dispositivo 
em que essa transferência de elétrons ocorre 
de maneira ordenada, ao longo de um fio, que 
conecta os dois metais. O inglês John Frederic 
Daniell construiu uma pilha eficiente. Veja: 
A PILHA DE DANIELL 
6 fio condutor 
ponte 
sal in<� 
(} 
� � 
. . . . 
O Uma barra de
· 
zinco foi mergulhada numa solução
.
de sulfato de 
zinco, carregada de íons de zinco. Esse é o eletrodo de zinco. 
O Outra barra, de cobre, foi mergulhada numa solução de sulfato de 
cobre, que contém íons de cobre. Esse é o eletrodo de cobre. 
{) Como o zinco tem maior tendência a se oxidar (a perder elétrons), 
a barra solta na solução íons Zn"- Ficam na placa os elétrons que 
foram abandonados (e·). O zinco sofre oxidação e se torna o polo 
negativo da pilha, ou anodo. 
6 Um fio condutor faz com que os elétrons cedidos pelo zinco 
cheguem à barra de cobre. Se o fio passar por uma lâmpada 
elétrica, ela se acenderá. 
O Os elétrons que chegam à barra de cobre se unem aos íons Cu'' da 
solução, reduzindo-os e transformando-os em cobre metálico. o 
eletrodo em que ocorre a redução é o catodo, ou polo positivo. 
(} Um tubo contendo uma solução de sal une as cubas com as duas 
soluções. Essa ponte salina tem a finalidade de neutralizar as duas 
soluções em torno dos eletrodos - ou seja, equil ibrar o excesso de 
íons de zinco, de um lado, e a falta de íons de cobre, de outro lado. 
6Com o tempo, a lâmina de zinco oxidada sofre corrosão e perde massa. 
No catodo, por outro lado, a redução faz com que cada vez mais cobre 
metálico se prenda à superfície da barra, que ganha massa. 
POTÊNCIA DE UMA PILHA 
A potência de uma pilha é a facilidade com 
que ocorre a transferência de elétrons de um 
eletrodo a outro. Os químicos construíram uma 
escala de potenciais-padrão de redução e de 
oxidação (E0red ou E00J, que são medidos em 
volts (V). A escala é baseada no hidrogênio, a 
que foi atribuído potencial-padrão zero. Todas 
as substâncias são comparadas ao hidrogênio. 
Ao comparar duas espécies, a de maior E0,,d re­
cebe elétrons, e a de menor doa elétrons. 
Forte poder Forma oxidada Forma reduzida Fraco poder 
oxidante o,(g) + 2 H,01Q + 4 e· 
Cu"(aq) + 2 e· 
Sn''raqJ + 2 e· 
Pb''raqJ + 2 e· 
Ni''raqJ + 2 e· 
Fraco poder 
oxidante Cd"raqJ + 2 e· 
Entenda a tabela: 
4 OH-raqJ 
cu1,1 
Sn"laqJ 
0,40 V redutor 
0,34 v 
0,15 v 
- 0,13 v 
- 0,26 v 
Forte poder 
- 0,40 V redutor 
.,.. Todo material com E0red negativo tem menor 
potencial que o hidrogênio de sofrer redução. 
São espécies químicas que tendem a doar elé­
trons ao íon H' . 
.,.. Os materiais com E0red positivo têm maior po­
tencial que o hidrogênio de sofrer redução. 
Tendem a receber elétrons de H2• 
.,.. O potencial de oxidação de um material tem 
o mesmo valor que seu potencial de redução, 
só que com o sinal invertido. Por exemplo: 
Potenc ial de redução: Zn ,.1aqJ + 2 e· � Zn1,1 
E�ed = - 0,76 V 
Potencial de oxidação: Zn1,1 � Zn''raqJ + 2 e· 
Eg, = + 0,76 V 
Quanto maior for a diferença de potencial de 
redução de duas espécies químicas, maior será 
a capacidade dessas substâncias de doar e re­
ceber elétrons em uma pilha. Para calcular essa 
diferença de potencial (llE), somamos o poten­
cial de redução da espécie que sofre redução 
ao potencial de oxidação da espécie que sofreu 
oxidação. No caso do zinco e do cobre: 
Anodo: Zn1,1 � Z n''raqJ + f-é­
Catodo: Cu,.raqJ + � � CUrsJ 
E�, = + 0,76 V 
E�ed = + 0,34 V 
Reação global: ZnrsJ + CU''raqJ � Zn,.laqJ + CUrsJ 
M = (�, + E�ed ) = 1,10 V 
ESPONTANEIDADE DA REAÇÃO 
É bom lembrar que todas as pilhas funcio­
nam por reações espontâneas e apresentam 
sempre um llE positivo (llE > O). Veja como se 
avalia a espontaneidade de uma reação: 
Fluxo de 
elétrons 
Como escrever a equação global de uma pilha: 
.,.. Escreva a semirreação no sentido da redução 
e copie o valor de E0,,d; 
.,.. Escreva a semirreação no sentido da oxida­
ção e inverta o sinal do valor de E0,,d; 
.,.. Se necessário, multiplique as equações para 
igualar o número de elétrons cedidos ao nú­
mero de elétrons recebidos; 
.,.. O valor do potencial-padrão dos eletrodos não 
deve ser multiplicado, pois não depende da 
quantidade de elétrons doados ou recebidos; 
.,.. Por fim, some as equações para obter a rea­
ção global. 
NA PRÁTICA 
Monte a eq uação da p i l ha formada por 
e letrodos de cobre (Cu ) e prata (Ag), dados os 
potenc ia i s-pad rão d e red ução abaixo 
Cu''raqJ + 2 e· � Cu 1s1 Ered = + 0,34 V 
Ag' laqJ + e· � Ag 1s1 Ered = + o,8o V 
.,.. Das d u as s u bstânc ias, Cu''1aqJ tem o menor 
potenc ia l d e red u ção - sofre ox idação. Já Ag'1aqJ 
tem maior potenc ia l d e red u ção - sofre red ução. 
.,.. A semirreação do cobre no sent ido da oxidação é 
CU1s1 � Cu''raqJ + 2 e· Eox = - 0,34 V 
.,.. A semi rreação da p rata no sent ido da red u ção é 
Ag'laqJ + e· � Ag rsJ Ered = + 0,80 V 
.,.. M u l t i p l icamos a reação de red ução da p rata por 
2 para igua lar o n ú mero d e e l étrons receb idos 
ao nú mero de e létrons doados : 
2 Ag• laqJ + 2 e· � 2 Ag rsJ 
.,.. Somando as equações 
2 Ag'(aq) + �- � 2 Ag(s) 
CUrsJ � Cu''raqJ + �-
Ered = + 0,80 V 
E�, = + o,8o V 
E�ed = - 0,34 V 
2 Ag'laql + CU1s1 � Cu''raqJ + 2Ag1s1 llE = (E�, + E;.�d ) = 0,46 V 
Essa é a equação da reação g loba l ped ida 
GE QUI MICA 2015 • 89 
DIAGNÓSTICO PRECISO Esta imagem de um coração, obtida por tomografia computadorizada, é assim detalhada graças ao desenvolvimento das tecnologias da medicina nuclear 
Transformações no núcleo 
Ocampo de estudo da química não se de­
dica ao estudo do núcleo dos átomos, 
apenas ao dos elétrons, responsáveis 
pelas ligações atômicas. Mas conhecer o com­
portamento básico das subpartículas nuclea­
res - prótons e nêutrons - é importante para 
algumas áreas da química. Por exemplo, para 
a produção de substâncias que, injetadas no 
organismo humano, permitam o diagnóstico 
por imagem. Para fabricar tais medicamentos, 
os químicos e bioquímicas precisam conhecer 
um pouco de física nuclear. 
ESTABILIDADE NUCLEAR 
Comece se perguntando: como é possível 
que os prótons permaneçam unidos no núcleo, 
uma vez que todos têm carga positiva e, por­
tanto, deveriam se repelir? Em primeiro lugar, 
o núcleo está sujeito a um grande número de 
forças, muitas delas ainda pouco conhecidas. 
Ainda assim, podemos dizer que a estabilidade 
90 • GE QUIMICA 2015 • 
do núcleo é dada pelo equilíbrio entre o nú­
mero de prótons e o de nêutrons. Quanto mais 
prótons existirem, mais nêutrons serão neces­
sários para manter o núcleo inteiro. No entan­
to, se a quantidade de prótons aumenta muito, 
a força de repulsão entre eles fica tão intensa 
que quantidade nenhuma de nêutrons é capaz 
de mantê-los unidos. 
Na natureza, a desintegração do núcleo ocor­
re com átomos que tenham mais de 83 prótons. 
Na tabela periódica, a partir do elemento de 
número atômico 85 (Z = 84), todos os núcleos 
são instáveis. Além disso,praticamente todos os 
elementos químicos têm algum isótopo radio­
ativo - aquele em que o número de nêutrons é 
muito maior que o de prótons. 
Na natureza tudo busca a estabilidade. Assim 
também os núcleos instáveis sofrem alterações 
espontâneas em sua constituição, em busca de 
estabilidade. Para isso, os núcleos emitem par­
tículas ou energia. 
VALE A PENA 
ANOTAR 
Existem núcleos instáveis 
mesmo com Z < 84, pois 
não é somente o número 
de prótons que determina 
a instabilidade do núcleo, 
mas também a relação 
entre esse número e o de 
nêutrons. 
Os chamados isótopos 
pesados de um elemento 
químico são aqueles que 
contêm mais nêutrons 
que o tipo mais comum 
de isótopo desse elemento. 
EMISSÕES RADIOATIVAS 
A energia e as partículas emitidas por um 
núcleo instável são genericamente chamadas 
de radiação, e os isótopos que a emitem são de­
nominados radionuclídeos, ou radioisótopos. 
Existem três tipos de radiação. 
Partículas alfa (2a4} 
São emissões nucleares constituídas de par­
tículas que contêm dois prótons e dois nêu­
trons. Representamos essa partícula pela letra 
grega ex . O radionuclídeo que emite uma partí­
cula ex tem seu número atômico (Z) diminuído 
em duas unidades e seu número de massa (A) 
diminuído em quatro unidades. 
Número de prótons 
(número atômico = Z) 
Número de prótons + nêutron 
(número de massa = A) 
Lembre-se: um elemento químico é identifi­
cado por seu número de prótons (veja o capítu­
lo 1, aula 1). Então, se um elemento emite uma 
partícula alfa - e, portanto, perde dois prótons 
-, ele se transforma em outro, com número 
atômico (Z) duas unidades menor. Quando isso 
acontece, dizemos que o elemento sofreu de­
caimento radioativo. Genericamente: � 9 G2 G I (Z - 2)y (A - •) I 
O elemento ... quando ... l ibera dois l . .. se transforma 
radioativo X, sofre prótons no elemento V, 
com número decaimento... e dois com Z menor em 
atômico Z nêutrons e... duas un idades 
e número 
de massa A ... 
NA PRÁTICA 
e A menor em 
quatro unidades. 
O el emento q u í m i co rád io ( Ra), com 88 p róto n s, faz 
parte do grupo de e lementos rad ioativos . Quando 
sofre decai mento, t ransforma-se no e lemento 
radôn io (Rn) Veja 
a• 
2 
Partículas beta (_�f3°J 
Elétrons, prótons e nêutrons são formados pela 
combina�ão de outras partículas ainda menores, os 
quarks. E importante saber que os quarks existem 
para compreender outro tipo de emissão radioativa, 
a radiação beta (/3). 
Assim como a radiação ex, a f3 também é emitida 
quando um núcleo instável se rearranja para ficar 
estável. Só que, neste caso, são os quarks dentro de 
um nêutron que se recombinam. O nêutron desapa­
rece, transformado em próton, elétron e antineu­
trino (outra subpartícula atômica, não estudada no 
ensino médio). Genericamente: 
nêutron � próton + elétron + antineutrino 
É claro que o núcleo de um átomo não contém 
elétrons. No entanto, os elétrons podem surgir da 
recombinação dos quarks. Esse elétron e o neutrino 
resultantes dessa transformação são liberados do 
núcleo e recebem o nome de radiação f3 · As partícu­
las beta são indicadas assim: 
O número de 
prótons aumenta 
Mas o número de massa 
permanece o mesmo 
A radiação f3 transforma um nêutron em próton. 
Então, o número atômico Z do novo núcleo fica 
maior. Por outro lado, o número de massa A (a soma 
de prótons e nêutrons) não se altera. Genericamente: 
, Lro�, ,x, 1�;, , c�; �: ,, 
y
l ·.: "'"'f"m' ., 
químico X, com sofre nêutron, elemento V, com um 
número atômico decaimento... mas ganha próton (Z + 1) a mais, 
z e número um próton e... mas mesmo número 
de massa A... de massa A. 
NA PRÁTICA 
O e l emento Césio (Cs) em ite uma partícu l a f3 e se 
transforma em Bário (Ba) Mas o nú mero de massa (A) 
permanece o mesmo. 
aaRa"6 � ,ex• + a& Rn"' 55Cs'37 � _, f3° + s6Ba'37 
Repare que o radônio (Rn) também tem Z > 83. Então ele também é 
radioativo e deve decair para outro elemento, e assim por diante, até Repare que nem o Césio (Cs), nem o bário (Ba) têm Z > 83. No entanto, como esses 
que se chegue a um elemento quím ico de núcleo estável. isótopos têm mais nêutrons do que prótons no núcleo, ambos são radioativos. 
GE QUIMICA 2015 • 91 
A meia-vida (ou período 
de semidesintegração) 
de um radioisótopo é o 
tempo necessário para a 
desintegração de metade 
dos átomos existentes em 
qualquer quantidade desse 
isótopo. Indica-se meia­
vida por tv, . 
ATENÇÃO 
Meia-vida refere-se à 
quantidade do material 
radioativo que permanece 
intacto. O restante 
do material, produto 
do decaimento, não 
desaparece, apenas não é 
mais o elemento químico 
original. 
92 • GE QUIMICA 2015 • 
Raios gama (0y0) 
Não são partículas, mas ondas eletromag­
néticas (semelhantes às da luz). Essas ondas 
são emitidas pelo núcleo imediatamente após 
a saída de partículas a ou f3· Ao emitir ondas 
eletromagnéticas, o núcleo não altera suas par­
tículas, apenas o nível de energia. 
NA PRATICA 
O elemento Ba, recém-formado, l i bera raios gama, mas não 
altera seu número atômico nem seu número de massa. 
Apenas fica mais estável em termos de energia. 
MEIA-VIDA 
Uma amostra radioativa sempre diminui de 
massa com o passar do tempo, pois parte dos 
átomos se desintegra, transformando-se em 
átomos de outros elementos. Quanto maior o 
tempo transcorrido do início de uma reação nu­
clear, menor a quantidade de átomos originais 
que permanecem intactos. Essa redução sofrida 
pela amostra é indicada por meia-vida. A meia­
vida de um radioisótopo não depende de sua 
quantidade inicial. 
A meia-vida do radônio-222 (Rn222) é de 3,8 
dias. Isso significa que, a cada 3,8 dias, qual­
quer massa desse radioisótopo cai pela meta­
de. Assim, se a massa inicial for de 10 gramas 
de Rn222, depois de 3,8 dias teremos apenas 
5 gramas desse isótopo na amostra. Passando­
-se mais 3,8 dias, a quantidade cairá, novamen­
te, pela metade: restarão apenas 2,5 gramas, e 
assim por diante. 
Cada elemento químico tem um período es­
pecífico de semidesintegração. O esquema a se­
guir mostra como a massa de uma amostra de 
elemento radioativo qualquer cai na proporção 
de sua meia-vida. Considere que: 
.,.. m
0 
é a massa inicial da amostra radioativa; 
.,.. t,1, é o período de meia-vida do elemento: 
100% 
amostra 
inicial 
• 
mo 
50% 25% 12,5% 6,25% 
---7 • ---7 • ---7 • ---7 • . . . 
mo 
-2-
mo 
-4-
mo 
-8-
mo 
16 
A MEIA·VIDA EM GRAFICO 
"@; 
1.2 
1 
0.8 � 0.6 
"' 
� 0-4 
0.2 
VAI SUMINDO, SUMINDO, SUMINDO ... O gráfico "massa 
por tempo" mostra o ritmo de decaimento radioativo de um 
radionuclídeo qualquer. Veja que a massa inicial era de 1 kg. 
Passados cerca de doze anos, essa massa cai so% - resta 
apenas o,s kg. Basta ler esse trecho do gráfico para concluir 
que a meia-vida desse elemento químico é de cerca de doze anos. 
NA PRATICA 
A meia-vida do césio-137 (Cs'37) é de 30 anos. Se 
tivermos 12 gramas desse e lemento, após quanto 
tempo sua massa será red uzida para 0,75 grama? 
.,.. Para o Cs137, t"' = 30 anos. 
.,.. Então, a cada 30 anos, a q uantidade de césio cairá 
pe la metade 
12g 
1 1/z ) 
6g 
30 anos 
t l/1 ) 
3g 
30 anos 
luz ) 
1,5g 
30 anos 
l uz ) 
o,75g 
30 anos 
Portanto, serão necessários 120 anos - ou 4 meias­
vidas - para que os 12 g de Cs137 se reduzam a 0,75 g. 
TIPOS DE REAÇÃO NUCLEAR 
A transformação de um elemento químico em 
outro é chamada transmutação. Pela radioati­
vidade, um átomo pode transmutar-se em outro, 
de maneira natural, pela emissão espontânea de 
partículas alfa ou beta. 
Mas um átomo pode sofrer transmutação, ain­
da, pela ação de um agente externo - por exem­
plo, ao ser bombardeado com outras partículas, 
em laboratório. Essas são as chamadas reações 
nucleares artificiais. 
Ernest Rutherford realizou a primeira trans­
mutação artificial, em 1919, ao bombardear 
átomos de nitrogênio com partículas a e obter 
átomos de oxigênio mais um próton solto. Foi 
a primeira vez que se "fabricou" um elemento 
químico a partir de outro, em laboratório.Veja 
a reação dessa transmutação: 
Os nêutrons são os agentes de transmutação 
mais utilizados, pois são as únicas partículas 
atômicas que não têm carga elétrica. Assim, 
não são repelidos pelos prótons (positivos) do 
núcleo do átomo bombardeado. Existem outros 
dois tipos de reação nuclear: a fissão e a fusão. 
Fissão nuclear 
Se um isótopo pesado de determinado ele­
mento químico é bombardeado com nêutrons 
de alta energia, esse isótopo pode se quebrar 
em núcleos menores. É o que se chama fissão 
nuclear. A fissão nuclear foi conseguida em 
laboratório, pela primeira vez, em 1938, na 
Alemanha, quando uma amostra de urânio foi 
bombardeada por nêutrons. 
Numa fissão nuclear ocorre uma reação em 
cadeia. No caso do urânio: 
.,.. um nêutron atinge um núcleo do isótopo U235; 
.,.. o choque quebra o núcleo em dois núcleos 
menores (com menor número de massa A); 
.,.. ao ser fragmentado, o núcleo original emite 
dois ou três nêutrons; 
.,.. esses nêutrons de novo se chocarão com ou-
A velocidade em que a reação em cadeia 
ocorre faz toda a diferença. Se ela não for con­
trolada, a reação libera toda a energia num cur­
tíssimo período. É a bomba atômica. Mas, se a 
reação for controlada, a energia é liberada aos 
poucos. É o que ocorre nas usinas nucleares, 
que geram eletricidade, como a de Angra dos 
Reis, no Rio de Janeiro. 
Fusão nuclear 
Outro modo de transmutar um elemento quí­
mico em outro é fundindo seus núcleos. A fu­
são nuclear é um processo inverso ao da fissão. 
Nele, núcleos menores se unem e formam nú­
cleos maiores. A reação de fusão também libera 
imensa quantidade de energia. 
É a fusão nuclear que gera a energia das es­
trelas, como o Sol: núcleos de hidrogênio se 
fundem e formam o hélio, liberando nêutrons 
e energia na forma de vários tipos de radiação, 
como luz visível e calor. A fusão do hidrogênio 
em hélio é a principal fusão nuclear do Sol (veja 
no infográfico abaixo). Mas não é a única. As 
estrelas são as usinas criadoras de todos os ele-
tros núcleos; mentos químicos existentes na natureza . 
.,.. daí a grande quantidade de energia liberada 
na fissão nuclear. FUSAO ESTELAR 
FISSAO NUCLEAR 
' I 
o 
1. Um nêutron é 2. 0 U236 3. Essa 
lançado contra é pesado fissão deixa 
o núcleo de demais para se sobrando 
um átomo de manter inteiro, três outros 
urânio·235 (U'31). e logo se nêutrons, que 
O núcleo desintegra em de novo são 
absorve o dois núcleos lançados com 
nêutron e menores, de alta energia 
o átomo se bário (Ba) e 
transforma no criptônio (Kr) 
isótopo u''' 
4. Se esses 
nêutrons se 
chocam com 
outro átomo de 
U'll, a reação 
voltará a ocorrer. 
A cada etapa 
da reação, é 
l iberada imensa 
quantidade 
de energia na 
forma de calor 
J 1. o combustível principal 
do Sol é o hidrogênio, na 
forma de dois isótopos, um 
de número de massa A = 2 
(com um nêutron), outro 
de A = 3 (dois nêutrons) 
�-- 2. Quando se chocam, esses 
núcleos se fundem, criando 
um núcleo de hélio (H e), com 
A= 4 (dois prótons e dois 1._ nêutrons) 
3. A fusão lança um nêutron, 
que continua se chocando 
aos núcleos de hélio. E o 
hélio se choca com outros 
,H' + ,H' -+ ,H e• + ,n' + energia núcleos, dando origem a 
núcleos mais pesados 
A energia para que dois núcleos atômicos se 
fundam é muito maior do que a exigida para a 
divisão nuclear. É que para juntar os prótons é 
preciso vencer a força de repulsão entre eles. 
Por isso, a fusão ocorre apenas em ambientes 
de temperaturas extremamente altas, na casa 
dos milhões de graus Celsius. Os pesquisadores 
ainda não desenvolveram um processo econo­
micamente viável e seguro de gerar energia pela 
fusão nuclear. 
VALE A PENA 
ANOTAR 
Não existe na natureza 
nenhum elemento 
químico estável com 
número atômico acima 
de 92. Mas vários 
podem ser fabricados 
em laboratório, a partir 
de bombardeamentos. 
Todos esses átomos 
superpesados se 
mantêm inteiros por 
pouquíssimo tempo. 
E logo decaem para 
outros, mais leves. 
GE QUI MICA 201S • 93 
11 
4 11 
L'==� li 
Capítulo_ 
EXERCÍCIOS 
1. 
(Unesp 2014) I n s u mo essenc ial na i n d ú str ia de t intas, o d ióx ido 
de titân io só l i do p u r o (TiO,) pode ser obt ido a part i r de m i nér ios 
com teor aprox imado d e 70% e m T iO, q u e, após moagem, é sub­
metido à segui nte seq uênc ia d e etapas: 
I . aq uec imento com carvão só l i do 
l!Hreaçao = +550 kj . m o i·' 
1 1 . reação d o t itân io metá l ico com c lo ro mo lecu lar gasoso 
Ti1s1 + 2CI ,Isl -7 TiC I 4111 l!Hreaçao = -804 kj . mo i·' 
1 1 1. reação do cloreto de titânio l íqu ido com oxigênio molecular gasoso 
TiC I4111 + 0,181 -7 TiO,,,! + 2CI ,,81 l!Hreaçao = -140 kj . mo i·' 
Cons iderando as etapas I e li do processo, é correto afi rmar q u e 
a reação para p rod ução d e 1 moi d e T iC I4111 a part i r de T i0,1,1 é 
a) exotérm ica, ocorrendo l i beração d e 1 354 k). 
b) exotérm ica, ocorrendo l i be ração de 254 kj . 
c) endotérmica, ocorrendo absorção de 254 kj . 
d) endotérm i ca, ocorrendo absorção de 1 354 k) . 
e) exotérm ica, ocorrendo l i be ração de 804 k). 
RESOLUÇÃO 
Podemos observar que estas duas etapas (I e 11) em sequência 
produzem Ti C!, e, desta forma, podemos utilizar a Lei de Hess (a 
variação de entalpia (tJH) é sempre a mesma, não importando se 
o processo de formação ou decomposição de uma substância é 
direto ou em diversos estágios). Assim, 
TiO,tsJ + Ctsl -7 Ti�O,tgl tJH, = +550 kj . mo/·' 
� 2Cf,tsl -7 Ti C!,(/) llHu = -804 kj . mo/·' 
TiO,tsJ + CrsJ + 2 CI,tsl -7 CO,tgJ + Ti C!,(/) tJH = tJH, + flHu 
tJH = +550 - 804 = -254k} 
O valor negativo da variação de entalpia indica que a entalpia dos 
produtos é menor do que a entalpia dos reagentes. Isso ocorre 
numa reação exotérmica, aquela que libera calor. 
Resposta: alternativa b 
2. 
(úece 2014) Norma lmente, u m a reação q u ím ica l i bera ou absor­
ve calor. Esse processo é representado no segu i n te d i agrama, 
considerando u m a reação específ ica. 
Energia 
- - - - - -I :8�3 �:a�(��:l�erado) H,olll 
- - - - - - - - - - - - - - -
94 • GEQUIMICA 2015 • 
Com relação a esse processo, ass ina le a equação q u ím ica correta. 
a) H,181 + lf20,1g1 -7 H,0111 - 68,3 kcal 
b) H,0111 - 68,3 kcal -7 H,1g1 + lf20,1g1 
c) H,0111 -7 H,1g1 + 1120,1g1 + 68,3 kcal 
d) H,1g1 + 1120,181 -7 H,0111 + 68,3 kcal 
RESOLUÇÃO 
A questão exige, apenas, que se leia com atenção os dados apre­
sentados no diagrama. Nele percebe-se que os reagentes são o 
gás hidrogênio (H,) e o gás oxigênio (O,) e que o produto é a água. 
Desta forma, a reação básica, já balanceada, é: 
H,lgl + 1h O,lgl -7 H,0111 
Outro dado que se tira diretamente do diagrama é que essa reação 
libera calor (68,3 kcal). Se ocorre liberação de calor, essa é uma 
reação exotérmica, na qual a entalpia dos produtos é menor que 
a dos reagentes. Logo, a quantidade de calor deve aparecer do 
lado direito da equação química, como energia liberada: 
H,181 + 1120,181 -7 H,0111 + 68,3 kcal 
Resposta: alternativa d 
3. 
(Fuvest 2013, adaptada) A matriz energética b rasi l e i ra é cons­
titu ída, pr inc i pa lmente, por us i nas h i d re l étri cas, te rmelétr icas, 
n u c leares e eó l i cas, e tam bé m por c o m bu stíve i s fósse i s (por 
exem p l o, petróleo, gaso l ina e ó leo d i esel ) e combustíve is reno­
váveis (por exem p lo, etano I e b iod iese l ) . 
A ental p ia de combustão do metano gasoso, pri nc i pal compo­
nente do gás natu ral, corr ig ida para 25"C, é -213 kcal/mo l e a do 
etano l l íq u i d o, à mesma tem peratu ra, é -327 kcal/mo l . 
Calcu le a energia l i berada na combustão de um grama de metano 
e na combustão de um grama de etano l . Com base nesses valores, 
qual dos combustíveis é mais vantajoso sob o ponto de vista ener­
gético� justif ique. (Dados: massa molar (g/mol): CH4 = 16; C,H60 = 46} 
RESOLUÇÃO 
Vamos, primeiro, trabalhar com o metano. O enunciado informa que 
a entalpia de combustão do metano (CHJ gasoso é -213 kcal/mol. 
E já fornece a massa molar desse combustível (16g/mol). Então, 
podemos estabelecer a relação: 
1 mo/ de CH, (16 g) 213 kcal liberadas 
Para descobrir a quantidade de energia liberada na combustão 
de 1 g de metano, basta fazer a regrinha de três para a entalpia: 
16g CH, - 213 kca/ liberadas 
1g CH, - HcH, 
HcH4 = 13,31 kcal liberadas 
Para o etano/, o raciocínio é o mesmo. A entalpia de combustão 
do etano/ (C,H60) líquido é de - 327 kcal/mol, e sua massa molar 
é 46 g/mol. Novamente, estabelecemos a relação: 
1 mal de C,H60 (46 g) - 327 kcal liberadas 
E descobrimos a quantidade de energia liberada na combustão 
de 1 g de etano/ (entalpia), também pela proporção: 
46g C,H60 - 327 kcal liberadas 
1g C,H60 - Hc,H6o 
Hc,H6o = 1,11 kcal liberadas 
Comparando a quantidade de energia liberada pelos dois combus· 
tíveis, verificamos que o poder calorífico do metano (13,31 kcal/g) 
é maior que o do etano/ (7,11 kcal/g). Portanto, o combustível mais 
vantajoso sob o ponto de vista energético é o metano, porque 
sua queima libera mais energia. 
4. 
(Mackenzie 2o11)A Unesco, em conjunto com a lupac, decid iu institu i r, 
em 2011, o Ano I nternacional da Química, tendo como meta promover, 
em âmbito mund ial, o conhecimento e a educação quím ica em todos 
os n íveis. Além da celebração dos i números benefícios da Química 
para a humanidade, o ano de 2011 também coincide com o centésimo 
aniversário do recebimento do prêmio Nobel de Química por Marie 
Cu ri e, celebrando a contribu ição das mu lheres à ciência. Mar i e Cu ri e 
e seu marido Pierre Cu ri e descobriram, em 1898, 0 elemento qu ím ico 
rad ioativo polôn io, de número atômico 84, que foi batizado com esse 
nome em homenagem a Polônia, pátria de origem de Marie Cu ri e. O 
elemento quím ico polônio tem 25 isótopos conhecidos, com números 
de massa que variam de 194 a 218. o Po-210 é o isótopo natural mais 
comum, com um período de meia-vida de 134,8 d ias, e sua reação de 
decaimento produz o chumbo (Pb-206). O decaimento do Po-210 a 
Pb-206 é corretamente expresso pela equação 
(Dados: n ú mero atôm ico (Z) Po = 84 e Pb = 82) 
a) noPO � >o6Pb + a 
b) ,8,�Po � ,�Pb + [3 
c) ��Po � ,��Pb + a + [3 
d) 21�4Po � ��Pb + a 
e) 'li�Po � '��Pb + [3 
210 206 
RESOLUÇÃO 
Primeiro, vamos relembrar como o elemento químico é represen· 
tado com seus números atômico e de massa: 
Número de massa (A) 
NúmeroatOmico (ZJ Símbolo 
Químico 
Desta forma a representação do polônio e do chumbo, utilizando 
as informações do enunciado são, respectivamente, 
s4Po e s,Pb 
210 206 
Analisando agora a variação no número de massa e no número 
atômico dos dois elementos, reparamos que, no decaimento: 
· o número atômico cai em duas unidades. Isso significa que o 
polônio emitiu dois prótons; 
· a massa atômica cai em quatro unidades. Então, juntamen te 
com os dois prótons, foram emitidos, também, dois nêutrons. 
Desta forma, a representação correta do decaimento é 
s4Po � 2 a+ s,Pb 
210 4 206 
Resposta: alternativa d 
11 
4 11 
1.:====:::!.1 11 
Capítulo_ 
ISTO É ESSENCIAL! 
LIBERAÇÃO E ABSORÇÃO DE CALOR As reações exo· 
térmicas I iberam calor, e as endotérmicas absorvem 
calor. A mudança de estado de u ma substância pode 
ser endotérm ica ou exotérmica: 
Sublimação (endotérmica) 
Fusão 
(endotérmica) 
'1-
SOLIDO LIQUIDO 
Vaporização 
(endotérmica) 
'l-
GASOSO 
t�----�1 t�----� 
Solidificação 
(exotérmica) 
Liquefação 
(exotérmica) 
Sublimação (exotérmica) 
VARIAÇÃO DE ENTALPIA (AH ) É a q uant idade d e 
e n e rg i a envo lv ida n u ma reação, med ida e m q u i· 
l ojou l e ( kj ). N u m a reação exotér m ica, a enta l p i a 
dos p ro d u tos (HP) é m e n o r q u e a d o s reagentes 
(H,) e li H < o. N u ma reação endotérm ica, a enta lp ia 
d os p rod utos (H P) é maior q u e o dos reagentes (H,) 
e liH > o. Toda su bstânc ia e toda reação têm u ma 
entalpia·padrão (H•), med ida a 25 °( e 1 atm. Lei 
de Hess: a var iação de e ntal p ia (AH) é s e m p re a 
mesma, não im portando se o p rocesso de fo rmação 
ou decomposição de uma substância é d i reto ou em 
d iversos estágios. 
OXIRREDUÇÃO 
Oxidação t a perda de elétrons 
Redução t o ganho de elétrons 
Agente oxidante Espécie química que recebe elétrons 
Agente redutor Espécie química que doa elétrons 
O potencial de redução e de oxidação (E•,.d ou E" •• ) 
mede, e m volts (V), a ten d ênc ia d e u m material d e 
sofrer ox idação ou red u ção. 
REAÇÕES NUCLEARES Radiação alfa (a) : Z d i m i n u i 
e m duas u n idades, e A, em q uatro un idades. Radiação 
beta ([3): Z cresce em u m a u n idade, m as A não se 
altera. Radiação gama (y) : não altera partícu las do 
núcleo, apenas seu n ível energético. Meia·vida (t,J 
tem po necessário para a des integração d e metade 
dos rad io i sótopos de uma amostra. 
GE QUIMICA 2015 • 95 
ROD SALM / TH E NATURE CONSERVANCY I AFP PHOTO 
M4·1!'Jt§;i.M 
O excesso de gás carbônico 
nos oceanos aumenta 
a acidez da água e 
compromete a flora 
e a fauna marinhas 
O crescimento na concentração de dió­
xido de carbono (C02) na atmosfe­
ra, além de provocar o aquecimento 
global, tem outra consequência danosa ao 
meio ambiente: a acidificação dos mares. 
Segundo os estudos mais recentes, essa 
concentração é a maior desde o final da úl­
tima era glacial, há 21 mil anos. Os estudos 
mostram, ainda, que 40% desse crescimen­
to ocorreu a partir da Era Industrial, no sé­
culo XIX. A saturação tem efeitos nefastos 
para toda a flora e fauna marinhas. 
Os oceanos são esponjas naturais da at­
mosfera. Calcula-se que a cada dia, cerca de 
24 milhões de toneladas de co2 atmosférico 
se dissolvam nas águas marinhas. Isso limita 
o aquecimento global. Mas C02 demais reduz 
o pH dos mares, aumentando sua acidez (veja 
sobre pH à pág. 110). A queda registrada no 
pH é de apenas 0,1 ponto, mas isso já é o sufi­
ciente para que a acidez fique 26% mais alta. 
Essa interferência abala ecossistemas in­
teiros, ameaçando a biodiversidade e dese­
quilibrando as teias alimentares marinhas, 
principalmente daquelas de águas rasas, 
como os corais de zonas tropicais. Um dos 
efeitos do C02 em excesso é a redução da 
população de microalgas que liberam nu­
trientes e cálcio para os corais, provocando 
a diminuição da concentração de carbona­
tos de cálcio, essenciais para a formação e 
manutenção de conchas e esqueletos de 
moluscos e crustáceos. Sem as microalgas, 
as colônias morrem. A Grande Barreira de 
Corais, na Austrália, já mostra sinais da 
agressão, com a morte em massa de algu­
mas espécies. Um coral morto significa me­
nos alimento para peixes, moluscos e crus­
táceos do hábitat. Na ponta final das teias 
alimentares, os mares reduzem o estoque 
disponível para a pesca. 
Conteúdo deste capitulo 
• I nfográfico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . gS 
aula 1 • Equilíbrio químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1oo 
aula 2 Deslocamento do equilíbrio . . . . . . . . . . . . . . 103 
aula 3 Equilíbrio iônico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1o6 
aula 4 pH e pOH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 109 
• Exercícios & Resum0 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 112 
GE QUIMICA 2015 • 97 
Equilíbrio 
químico 
lnfográfico 
A acidez do meio 
U m dos i n d icado res d e p o l u i ção am b i e ntal é o n íve l d e ac i d ez 
da água. O au m e nto d a ac i d ez o c o r re q u a n d o h á u m 
deseq u i l íb r i o nas reações e n tre a ág u a e o u t ras s u bstâ n c i as . 
É ass i m q u e c h u vas e r ios ficam mais ác i d os 
ATÉ CERTA DOSE É NATURAL 
A água da chuva já é um pouco ácida. 
O problema é quando essa acidez 
aumenta muito 
1 A água no ar 
A água pura é composta apenas 
de moléculas H,O, e tem pH = 7, 
ou seja, é neutra (veja a aula 4 
deste capítulo). 
Mas a água da atmosfera 
não é pu ra. As moléculasH20 
se combinam com o dióxido 
de carbono (C02). 
3 Essa reação produz ácido 
carbônico (H2C03). 
lt O ácido carbônico se ioniza e 
l ibera um íon hidrogênio (H'). 
O pH da água diminui e a chuva 
fica ligeiramente ácida. Normal. 
FUMAÇA VENENOSA 
A chuva ácida é causada por substâncias 
liberadas principalmente pela queima de 
combustíveis fósseis 
O PROCESSO DO NITROGENIO 
= 
Na atmosfera 
O NO reage com o oxigênio (02), 
formando dióxido de nitrogênio (N02). 
Esse gás, misturado com ful igem e 
poei ra, é que dá ao céu azul o tom 
marrom, comum nas grandes cidades. 
o 
Nos carros 
O calor l iberado pela explosão no motor 
dos automóveis fornece a energia 
necessária para a formação de NO e N02• 
Esse gás é liberado pelo escapamento. 
PROCESSO DO ENXOFRE 
= HN03 
o o 
Nas nuvens Outro vilão 
O N01 sofre novas O nitrogênio tem lá sua parte de 
reações e se culpa, mas o maior responsável 
transforma em ácido pela chuva ácida é o enxofre (S). 
nítrico (HN03). Esse A reação da gasolina e do diesel 
ácido eleva a acidez com o oxigênio, no motor, gera 
da água que cairá na dióxido e trióxido de enxofre 
forma de chuva. (S01 e S031 respectivamente), 
que são liberados pelo 
escapamento dos veículos. 
0 
Fábrica de ácido 
o sol que sobe para a atmosfera 
reage com as moléculas de água 
(H10}, formando ácido sulfuroso 
(H1S03}. O S01 reage também 
com o 021 produzindo trióxido 
de enxofre (S03}. Esse trióxido, 
por sua vez, combina-se com a 
água e cria o ácido sulfúrico 
(H1SOJ, que é muito forte. 
H2S04 H2S03 
0 
Efeito corrosivo 
O H1S04 reage com o 
mármore (CaC03) e 
provoca a corrosão de 
fachadas e monumentos 
feitos desse material. 
ESPUMANTEQuando uma garrafa de refrigerante ou de champanhe é aberta, uma reação química é deflagrada e forma gás carbônico. O gás escapa, criando a espuma 
Nem tudo o que vai volta 
Existem dois tipos de reação: as reversí­
veis e as irreversíveis. Uma reação ir­
reversível é aquela que não pode ser 
feita no sentido inverso. Por exemplo, a com­
bustão: na queima de uma folha de papel ou 
de gasolina, a substância original deixa de 
existir e é impossível recuperar o papel ou 
o combustível do produto da reação, co2 e 
cinzas. Uma reação reversível é aquela em 
que os reagentes se transformam em produ­
tos e esses produtos voltam a se transformar 
nm; substâncias originais, os reagentes. Um 
exemplo de reação reversível é a formação 
de gás carbônico quando se abre uma garrafa 
de refrigerante. O que define se uma reação 
é reversível ou irreversível tem a ver com o 
equilíbrio químico, ou equilíbrio dinâmico. 
Numa reação reversível, os elementos A e 
B reagem para formar C e D. Essa é a chama­
da reação direta: 
A + B � C + D 
100 • GEQUIMICA 2015 • 
No sentido contrário, os produtos C e D 
reagem para formar novamente A e B, numa 
reação inversa: 
C + D � A + B 
Representamos essa situação de reversibi­
lidade assim: 
A + B � C + D 
SITUAÇÃO DE EQUILÍBRIO 
Considere uma reação reversível que ocor­
re num sistema fechado (um recipiente que 
não permita que nenhuma substância saia 
nem entre). No início da reação existirão ape­
nas moléculas dos reagentes colidindo entre 
si até obter energia suficiente para formar os 
produtos, na reação direta. Desde o momen­
to em que surgem moléculas dos produtos no 
sistema, estas também entram em colisão, até 
obter energia para formar novamente os re­
agentes, na reação inversa. Ocorrem, então, 
duas reações simultaneamente. 
Quebra do 
equilíbrio 
Ao abrir uma garrafa de refrigerante 
você provoca várias reações 
A reação mais notável é a de 
formação do ác ido carbônico 
(H,CO,), que se decompõe em água 
(H,O) e gás carbônico (CO,). Com a 
garrafa fechada, e em temperatura 
constante, essa reação reversível 
permanece em equi l íbrio: o H,CO, 
se forma e, ao mesmo tempo, se 
decompõe. Quando a garrafa é 
aberta, a pressão no interior cai ­
o que altera a velocidade das duas 
reações. O líquido borbulha. 
Mantenha em mente: a concentração dos rea­
gentes influencia na velocidade da reação (veja 
o capítulo 2, aula 4). No início da reação direta, 
quando temos apenas moléculas dos reagentes, 
a velocidade de formação dos produtos é a máxi­
ma. Isso porque existem muitas moléculas para 
colidir e se transformar em produtos. À medida 
que os reagentes se transformam em produtos, 
a quantidade de reagentes cai e, por consequên­
cia, cai também a velocidade da reação direta. 
Por outro lado, a velocidade da reação inver­
sa é nula no início da reação, pois não há mo­
léculas de produtos. Mas, à medida que os pro­
dutos se formam, sua concentração aumenta, e 
também a velocidade da reação. 
Em algum momento desse processo de vai­
vém, a velocidade das reações direta e inversa se 
iguala. As reações continuam acontecendo, nos 
dois sentidos, mas a concentração de produtos 
e reagentes não mais se altera. Essa é a situação 
de equih'brio químico ou equihbrio dinâmi­
co. É como se fosse um jogo de cabo de guerra, 
em que as forças aplicadas de cada um dos lados 
são iguais, mas opostas, se anulando. 
Num gráfico, a variação na concentração das 
substâncias de uma reação qualquer fica assim: 
I[ i o u reagentes 
produtos 
Tempo 
TANTO DE UM, TANTO DE OUTRO Veja no eixo da concentração: no 
início, há bem mais reagentes do que produtos. Mas, a partir de certo 
momento, a velocidade da reação direta é a mesma que a da reação 
inversa (Vd = V,). A partir de então, as concentrações de reagentes e 
produtos se mantêm constantes. 
Para essa mesma reação genérica, o gráfico 
das velocidades das reações direta e inversa é: 
Velocidade da reação direta 
/ Equilíbrio Qulmico / v, = v, ��--------�--
�Velocidade da reação inversa 
Tempo 
JUNTINHAS Repare como a velocidade das reações varia no decorrer 
do tempo. No início, quando há apenas reagentes, a reação direta 
ocorre em alta velocidade. Nesse mesmo momento, a reação inversa 
ainda é muito lenta, pois praticamente não há produtos para 
reagir. Mas à medida que a reação ocorre, a velocidade da reação 
di reta se reduz e a da reação inversa cresce. Em certo momento, as 
velocidades se igualam (Vd = V;). É o equilíbrio químico. 
Se os dois gráficos forem comparados, o mo­
mento em que a concentração de cada substân­
cia se estabiliza coincide com o momento em 
que a velocidade das duas reações se iguala. 
EQUILIBR/0 QUI MICO NA PRATICA 
A reação de decompos ição do N,041gJ em N0,1g)é 
reversível N,041g1 � 2 N0,1g1 
O gás N,04 é i n co lo r; o gás NO, tem cor castanho· 
avermelhada. N u m s istema iso lado, à medida q u e as 
moléculas de N,04 se col idem e reagem, a cor vai se 
a lterando pe lo aumento gradual na concentração de 
NO,. Em determinado momento, a cor não se altera 
mais, pois o s istema entra em eq u i l íbr io. 
N,O, Isl 
0 
Num sistema 
fechado existem 
apenas moléculas 
de N,O, 
--------
N,O,Igl - 2 N,Oigl 
J, 
As moléculas de N,O, 
começam a reagir 
entre si e, aos poucos, 
surgem moléculas de 
NO,. A cor começa a 
se alterar 
N,O,I� �2 N,OigJ 
t 
A certa altura, existem 
tantas moléculas de 
N,O, quanto de NO,. 
A reação alcança o 
equilíbrio químico 
e a cor se estabiliza 
Num gráfico, a concentração de cada uma das 
duas substâncias nessa reação reversível é ass im 
representada: 
o 
... � 
� 8 
)\o, 
'\ 
I �o, 
I 
O No início 
da reação, a 
concentração de 
N,O, é a máxima. 
Não há nenhuma 
molécula 
de NO,. 
v I Ko """' � o 
Tempo 
O As moléculas 
de N,O, começam 
a reagir, e sua 
concentração cai. 
Por outro lado, a 
concentracão de 
NO, sobe. 
O Quando a 
reação entra em 
equilíbrio, as 
concentrações 
de N,O, e NO, 
permanecem 
constantes 
GE QUI MICA lOlS • 101 
LEMBRE· SE 
Lembre-se de que os 
colchetes são indicação de 
concentração. Por exemplo, 
[A] é a concentração 
da substância A. 
ATENÇÃO 
No cálculo de uma 
constante de equilíbrio, 
consideram-se as 
concentrações em moi/ L 
sempre da situação de 
equil íbrio. 
102 • GE QUIMICA 2015 • 
CONSTANTE DE EQUILIBRIO 
Nadécada de 1860, os cientistas noruegue­
ses Cato Guldberg e Peter Waage verificaram 
que, para qualquer reação reversível, o equilí­
brio químico apresenta uma regularidade. Eles 
criaram a lei de ação das massas, que define 
uma constante de equilíbrio (K.:) em termos 
de concentração. A lei diz que, em uma reação 
reversível, mantida constante a temperatura, a 
razão entre as concentrações de produtos e 
reagentes elevadas a seus coeficientes este­
quiométricos é constante. 
Considere a seguinte reação reversível: 
a A + b B � c C + d D 
.,._ A e B reagem para formar C e D; 
.,._ Ao mesmo tempo, C e D reagem para for­
mar A e B; 
.,._ As letras a, b, c e d são os coeficientes es­
tequiométricos da reação (o número que 
indica a quantidade de moi de cada subs­
tância participante da reação). 
A constante de equilíbrio para a reação 
a A + b B � c C + d D é dada pela expressão: 
K = 
[C]< [D)d 
c [A]a [B]b 
O valor da constante de equilíbrio é especí­
fico para cada reação e depende da temperatu­
ra. No entanto, não depende da concentração 
inicial de reagentes. Para diferentes concentra­
ções, os valores foram calculados experimen­
talmente em laboratório. 
NA PRATICA 
A tabe la abaixo mostra os resu l tados de d iversos 
exper imentos com a reação reversível entre N,O, e 
NO, todos real izados à temperatu ra de 100 oe: 
[N,O,) [N,O,) 
1 o 0,100 0,120 0,040 0,360 
2 0,100 0,100 0,160 0,070 0,366 
0,100 o 0,071 0,014 0,360 
Veja na col una Concentrações iniciais q u e: 
.,._ No experimento 1, o rec ip iente conti nha 
0,100 moi/L de N,O, e nada de NO,; 
.,._ No exper imento 2, o rec i p iente contém 
0,100 mo I/L de NO, e 0,100 mo I/L de N,O,; 
.,._ No exper imento 3, o rec i p iente conti nha somente 
0,100 mo I/L de NO,. 
Após determinado tempo, a co loração do gás 
estab i l izou-se dentro de cada rec ip iente, i nd icando 
que o s i stema entrou em eq u i l íbr io A co l una 
Concentrações n o equilíbrio mostra q uanto de NO, 
e de N,O, existia no momento em que o eq u i l íbr io 
foi a lcançado. Repare que as concentrações no 
equ i l íb rio d i ferem de u m experimento a outro, 
dependendo da concentração i n i cia l de reagentes. 
Agora observe a col una Razão de concentrações 
no equilíbrio Veja que os valores são m u ito 
próximos, praticamente iguais em todos os 
experi mentos. Esse valo r que se mantém é a 
constante de eq u i l íbr io da reação N,O, � 2 NO,. 
[C] ' [D]d Se K = ---
, [A]• [B]b 
Temos que, para N,0,1g1 � 2 N0,1g1 
[NO ]' K = --'- = 0 36 a 1oo °C 
' [N,O.] 
' 
Repare que, na razão que define K,, o 
numerador traz os produtos, e o denominador, 
os reagentes. Então, quanto mais produtos a 
reação formar, maior será sua K.,. 
Se o valor da constante de equilíbrio foi maior 
que 1, a reação direta é favorecida - ou seja, 
ocorre mais espontaneamente. Se o valor da 
constante for menor que 1, então a reação mais 
espontânea é a reação inversa. Para reforçar: 
.,._ K, > 1 -+ reação direta é favorecida; 
.,._ K, < 1 -+ reação inversa é favorecida. 
Se a reação N204 � N02 apresenta K, = 0,36, 
que é menor que 1, então a reação favorecida é 
a inversa, de N02 para N204. 
NA PRATICA 
Veja o que ocorre na reação de formação do sol a 
partir da reação en tre SO, e O,, a u ma temperatura 
de 25 oe: 
2 SO,Igl + O, lg) � 2 SOllg) 
K = [SOl]' 
c [S02P [02) 
9,9 10'5 
O resu l tado, maior que 1, i nd ica que a reação 
favorec ida é a d i reta, de SO, para SOl. 
Equilibra de ctí 
equilibra de lá 
-
E um bibelô: um galo azul que se torna rosado quando ameaça chover. 
Por trás dessa aparente mágica está um fenômeno químico muito 
simples, que envolve a concentração de substâncias que participam 
de uma reação. No caso, essas substâncias são um sal, que recobre a peça, 
e a água existente na forma de vapor, no ar. O sal, quando está seco, é 
azul. Mas, quando hidratado, muda de cor: 
Composto azul + H20(g) � Composto rosa 
O aumento na concentração de um dos reagentes (no caso, H20) provo­
ca o deslocamento do equilíbrio da reação: aumenta a produção de com­
posto rosa, e, por isso, o galinho acusa a proximidade da chuva. 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
Entre o fim do século XIX e início do XX, o francês Henry Le Chatelier 
notou que sistemas em equilíbrio podem ser influenciados por alguma 
ação externa. O princípio de Le Chatelier diz que: 
"Sempre que uma ação externa é exercida 
sobre um sistema em equilíbrio, o sistema 
tende a se reajustar, deslocando-se no sentido 
de minimizar a ação exercida e restabelecer o 
equilíbrio". 
Trocando em miúdos: uma reação química 
reversível que esteja em equilíbrio tende a pêr­
manecer nesse estado. No caso de falta de equi­
líbrio, a reação se altera, a fim de alcançá-lo. 
O deslocamento do equilíbrio pode ser provo­
cado por mudanças na concentração de produ­
tos ou de reagentes, ou por mudanças na tempe­
ratura ou na pressão. Em qualquer uma dessas 
alterações, o sistema responde imediatamente, 
aumentando ou diminuindo a velocidade da 
reação direta ou da inversa. Essa resposta do 
sistema é o deslocamento de equih'brio. 
INFLUÊNCIA DA CONCENTRAÇÃO 
Considere um sistema fechado em equilí­
brio, sob temperatura constante, em que ocor­
re a seguinte reação reversível: 
A2 + B2 � 2 AB 
A constante de equilíbrio Kc é dada por: 
K = 
[AB]2 , em que c [A2J . [B2J 
.... A2 e B2 são reagentes e 
.... AB é o produto. 
A adição de A2 (reagente) aumenta o valor do 
denominador. Então, para manter Kc constante, 
a concentração do produto AB (no numerador) 
deve também se elevar. O sistema se encarrega 
disso e restabelece o equilíbrio, agora com uma 
concentração maior de AB. Quando isso aconte­
ce, dizemos que a reação direta é favorecida e 
o equilíbrio é deslocado para a direita. É isso 
o que ocorre com o galinho da chuva. No senti­
do inverso: se reduzirmos a quantidade de rea­
gente A2, parte do produto AB vai se decompor, 
produzindo mais A2 e restabelecendo Kc. Isso 
significa que a reação inversa é favorecida e o 
equilíbrio é deslocado para a esquerda. 
O mesmo se dá quando alteramos a quan­
tidade de produto: para quantidade maior de 
AB, o valor do numerador sobe e a reação in­
versa é favorecida, com maior produção dos 
reagentes A2 e B2• Para quantidade menor de 
AB e Kc constante, a reação direta é favorecida, 
com deslocamento para a direita. Em qualquer 
um dos casos, a concentração de equilíbrio de 
cada substância difere da concentração origi­
nal. No entanto, no equilíbrio, Kc se mantém, se 
a temperatura for constante. 
&E QUI MICA 2015 • 103 
ATENÇÃO 
A quantidade de 
calor trocada por 
um sistema pode ser 
medida em calorias: 
Hal = 4,2 J 
104 • GE QUI MICA 2015 • 
NA PRATICA 
Veja o q u e acontece q uando na reação de s íntese 
da amôn ia (NH3) ad ic ionamos certa quantidade d e 
N, a u m s i stema i n i c ia lmente em eq u i l íbr io e sob 
temperatu ra constante. A reação reversível é 
N, lgl + 3 H, lgJ � 2 N H3 1gJ 
Equil íbrio inicial 
o 
H, 
o 
1,0 
N, 
' Restabelecendo o ' 
' 
equillbrio 
' 
' 
['..__ ' -
:,......-
' 
' 
f.-
/ N2 adicionado 
ao equilíbrio 
: neste ponto 
-,-
Novo equillbrio ' 
' 
' restabelecido 
' 
' 
' 
' 
' 
' H 
: NH 
' 
' N, ' 
' 
' 
' 
' 
' 
' 
TEMPO 
Aa faixa amare la mostra a concentração i n i c ia l 
de eq u i l íb r io dos reagentes e do p rod uto: 
.,. [H,] = 3,0 mo i/L 
.,. [ N H3) = 2,0 mo i/L 
.,. [N ,] = 0,5 mo i/L 
No momento t, acrescenta-se N, no rec ip iente. 
A concentração de N, se e leva de 0,5 para 1,5 mo I/L. 
I med iatamente há alteração na concentração das 
ou tras duas substâncias a de H, cai e a de N H3 sobe. 
Essa al teração provoca, também, m udança na 
concentração de N,, que volta a cai r u m pouco. Se a 
concentração de N H3 sobe, então a reação d i reta foi 
favorec ida houve des l ocamento do equ i l íbr io para a 
d i re ita. Tudo em busca do novo ponto de equ i l íbrio. 
Depo i s de a l g u m tem po, a part i r de t,, as reações 
d i reta e i nversavo l tam a se eq u i l i b rar, agora com 
as n ovas concentrações: 
.,. [H,] = 2,4 moi/L 
.,. ( N H3) = 2,3 mo i!L 
.,. [N,] = 1,3 mo i/L 
Podemos confi rmar q u e a a l te ração nas 
concentrações não afetou o K,, s u bsti tu i ndo os 
valo res conhec i dos na eq uação d e eq u i l íb r io. Para 
o eq u i l íb r i o (Ko), com as concentrações i n i c ia i s 
K 
- ( N H3)' 
" -
(N,] [ H,p 
Ko = 
(2,0)' 
0,5 . (3,0)3 
K _ 
4,0 
C1 - 13,5 
Ko == 0,29 
A constante de eq u i l íb r io com as novas 
concentrações (Kn}, depo i s do acrésc i m o de N,: 
K = 
(2,3)' 
C2 1,3 . (2,4)3 
K = 
5
.
3 
C2 17,9 
Confi rmado as concentrações se altera ram, mas 
o e q u i l íbr io permaneceu o mesmo. 
A INFLUENCIA DE 
OUTROS FATORES 
As condições a que uma reação está subme­
tida envolve outros fatores, como temperatura, 
pressão e a presença de um catalisador. Veja 
como um sistema se comporta sob a influência 
de cada um desses fatores. 
.,. Temperatura Mantenha em mente: as rea­
ções reversíveis envolvem sempre duas rea­
ções simultâneas: a reação direta e a inversa . 
Uma delas é endotérmica, e a outra, exotér­
mica. Um aumento da temperatura aumenta 
a energia disponível no sistema. Em resposta, 
o sistema absorverá mais energia - ou seja, as 
reações que absorvem energia (as endotér­
micas) serão aceleradas, ou favorecidas. Um 
decréscimo de temperatura causa o efeito 
contrário: para compensar a queda de energia 
no sistema, a reação exotérmica é favorecida. 
NA PRATICA 
Na reação de H, com N,, que resu l ta em amônia (NH3) 
3 H,1g1 + N,1g1 exotérmica 2 N H31g1 l'IH = - 22 kcal 
endotérmica 
.,. Se a temperatu ra s u b i r, a reação endotérm ica 
será favorec ida c resce a p rod u ção d e H, e N, . 
.,. Se a temperatura ca i r, a reação exotérm ica se rá 
favorecida: a umenta a p rodução de N H3. 
A temperatura é o único fator que pode 
alterar o valor da constante de equilíbrio. 
É fáci l entender por que, analisando a in­
fluência da temperatura sobre a reação entre 
nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2) que resulta 
em amônia (NH3). Retomando, a constante 
de equilíbrio dessa reação é dada por: 
Acompanhe o raciocínio: 
� Aumento da temperatura -+ reação endo­
térmica se acelera -+ aumenta a produção 
de H2 e N2 -+ Kc diminui; 
� Queda de temperatura -+ reação exotérmica 
favorecida -+ aumenta a produção de NH3 -+ 
Kc sobe. 
� A pressão sobre um sistema com substâncias 
no estado gasoso, se alterada, pode afetar o 
equilíbrio químico. Mas não tem praticamen­
te nenhum efeito sobre a constante de equilí­
brio. De acordo com o princípio de Le Chate­
lier, qualquer alteração no equilíbrio provoca 
uma mudança no sistema para minimizar a 
ação aplicada. Assim, se houver aumento de 
pressão, o sistema responde tentando dimi­
nuí-la: favorece a reação de menor volume. Se 
houver diminuição, o sistema tenta aumentá­
-la, favorecendo a reação de maior volume. 
Mas a constante permanece a mesma. 
NA PRATICA 
Cons iderando, mais u m a vez, a reação d e 
produção da amôn ia, temos 
3 H,181 + N,181 
3 moi 1 mol 
(3V) (lV) 
E:xotérmica 
endotérmica 2 N H3181 
2 moi 
(2V) 
llH = - 22 kcal 
Nessa reação, 3 mo i de h i d rogên io reagem com 
1 mo i d e n i trogên io para formar 2 mo i d e amôn ia. 
Em termos de vol u me molar (V), os gases reagentes 
ocu pam 4 V, e o gás res u l tante ocupa apenas 2V 
Se a p ressão aumentar, o s i stema terá o equ i l íbr io 
des locado no sent ido do menor vo lu me, a d i re ita ­
a reação d i reta será favoreci da, p rod uz indo mais do 
produto que ocupa vo l u m e menor. Se, ao contrár io, 
a p ressão sobre o s i stema for reduzida, a reação se 
des locará para a esquerda. A reação i nversa será 
favorec ida e c rescerá a p rod u ção de reagentes, 
q u e ocupam mais volu m e. De novo, a a lteração 
da pressão é m i n i m izada. Em todos os casos, Kc 
permanece constante. 
� Catalisadores jamais deslocam o equilíbrio 
- ou seja, não alteram o estado final de equi­
líbrio. Apenas aumentam a velocidade da 
reação direta e da inversa. A única consequên­
cia da aplicação de um catalisador sobre uma 
reação é fazer com que o sistema alcance o 
ponto de equilíbrio mais rapidamente. 
TUDO NUM ÚNICO DIAGRAMA 
Um diagrama de entalpia fornece todas as informações necessárias 
sobre o comportamento de uma reação reversível. Acompanhe no 
diagrama abaixo, considerando que o sistema está em equilíbrio: 
r �--�-� - ------ � 1 
A 111 + B ,,,� c ,,, • 
- - - - - - - - - � = - - � - - - -� - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - � 
: A ,,, + B (g) , �-Reagente j 
- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - � 
-- - - - - - - - Gi] c ,,, 
Produto 
_..,_ __ .._ ___ _ _ _ � 
1. A reação direta é A + 8 + C Esta é uma reação exotérmica, pois a entalpia dos produtos é menor 
que a dos reagentes.( Lembre-se: llH = Hp - H,, então llH = 10 - 25 e 4H = - 15 kJ.) Um aumento na 
temperatura do sistema não favoreceria essa reação porque o equilíbrio seria deslocado para a 
esquerda. O valor de K, diminuiria. 
1. A reação inversa é C + A + 8. f uma reação endotérmica e absorve a mesma quantidade de 
energia liberada pela reação direta. Então, 4H = + 15 kl Uma redução na temperatura do 
sistema não favoreceria essa reação porque deslocaria o equi l íbrio para a direita. O valor de K, 
aumentaria. 
3. Sabemos que a maior curva de energia de ativação (E,) se refere à reação não catalisada porque 
existe uma segunda curva, abaixo, que mostra que a energia de ativação pode ser menor. 
4. A curva mais baixa se refere, então, à reação catalisada. O catalisado r não altera o valor da 
constante de equi l íbrio (K.). No entanto, como a reação catalisada acontece mais rapidamente, o 
ponto de equilíbrio é atingido mais rapidamente. 
s. A adição de A ou de 8 provocaria um deslocamento para a direita e a formação de maior 
quantidade de C. No sentido contrário, a adição de C provocaria um deslocamento para a esquerda 
e a formação de maior quantidade de A e 8. 
6. Analisando a equação da reação, percebemos que o volume dos reagentes é maior que o do 
produto (2 V e 1 V, respectivamente). Então, se houver diminuição da pressão, o equilíbrio do 
sistema será deslocado para a esquerda, pois o volume dos gases reagentes é maior. O aumento da 
pressão deslocaria para a direita, pois o volume gasoso dos produtos é menor. 
EM RESUMO 
Adição de reagente 
Adição de produto 
Retirada de reagente 
Aumento da pressão 
Diminuição de pressão 
Aumento da temperatura 
Diminuição da temperatura 
Adição de catalisador 
No sentido dos produtos � 
No sentido dos reagentes t­
No sentido dos reagentes t-
No sentido da contração do volume = menor número de moi 
No sentido da expansão do volume = maior número de moi 
No sentido da reação endotérmica = absorve calor 
No sentido da reação exotérmica = libera calor 
Não desloca o equilíbrio 
GE QUIMICA 2015 • 105 
AQUARIO AMEAÇADO Os corais são especialmente vulneráveis à mudança no nível de acidez dos oceanos. A extinção de um banco de corais compromete toda uma comunidade 
Enquanto isso1 entre os íons ... 
106 • GE QUIMICA 2015 • 
As regras do equilíbrio químico valem tam­
bém para as reações reversíveis que envol­
vem íons e compostos iônicos, como bases 
e ácidos. É o caso da dissolução de um eletró­
lito ABcsl em água, em que ocorre a separação 
dos íons em entidades químicas A\aq) e s-caq) 
(veja capítulo 3). A reação reversível acontece 
também quando um ácido e uma base são dis­
solvidos em água e formam íons, no processo 
de ionização. O equilíbrio químico de reações 
que envolvem íons chama-se equilíbrio iônico. 
E sua constante de equilíbrio é a constante de 
ionização. Os fundamentos desse equilíbrio e 
dessa constante são semelhantes aos do equilí­
brio e da constante para compostos moleculares · 
(veja na aula 2) - só com algumas particularida­
des para ácidos e bases. 
As reações com compostos iônicos geralmente 
acontecem em presença da água. A natureza está 
repletade reações reversíveis entre compostos 
iônicos, com seus próprios pontos de equilíbrio. 
Quando algum fator é alterado, o equilíbrio é des­
locado. É o que ocorre no aumento da acidez dos 
oceanos, que afeta diretamente corais e, com isso, 
coloca em risco a fauna que depende da proteção 
desses bancos. A reação entre o dióxido de carbo­
no (C02) e as moléculas de água (H20) libera íons 
H+, responsáveis pelo aumento da acidez: 
Quanto mais dióxido de carbono, maior a 
acidez da água. A água já tem, naturalmente, 
algum grau de acidez. No entanto, o aumento 
Para os ácidos, a 
constante de ionização 
pode ser chamada de 
constante ácida (KJ. 
na concentração de C02 na atmosfera eleva 
também a concentração desse gás nas águas 
superficiais do planeta. O equilíbrio é desloca­
do pela maior concentração de reagentes ou de 
produtos. Nesse caso, o aumento de concentra­
ção de co2 desloca o equilíbrio para a direita. 
A reação de ionização aumenta e, então, sobe o 
nível de acidez da água. 
COMO OS MARES FICAM MAIS ACIDOS 
ácido se dissocia 
e forma um lon 
de bicarbOnato 
EQUILÍBRIO DE ÁCIDOS 
A ionização não se dá da mesma maneira para 
todos os ácidos (sobre ácidos e bases, veja capí­
tulo 2, aula 1). Eles podem ter maior ou menor 
capacidade de reagir com a água e formar íons. 
Os ácidos fortes são aqueles com grande ca­
pacidade de interagir com a água. Mais de 50% 
de suas moléculas sofrem ionização. Os ácidos 
fracos interagem menos com a água e, por con­
sequência, menos de 5% de suas moléculas io­
nizam quando em contato com solução aquosa. 
Essa porcentagem de moléculas que interagem 
é chamada de grau de ionização (a) e é direta­
mente associada à força de um ácido: 
.. Ácidos fortes: a � 50% 
.. Ácidos moderados: 5% < a < 50% 
.. Ácidos fracos: a � 5% 
Todo ácido tem sua constante de ioniza­
ção, calculada para determinada temperatura. 
Considere uma reação de ionização genérica, 
expressa assim: 
HAcaq) � H'caqJ + A·caq) 
A relação que define Ka é: 
Repare que a, b e c são os coeficientes este­
quiométricos da equação e valem l na reação 
apresentada. Essa é a expressão da constante 
química que você viu na aula 2. A única dife­
rença é que, na maioria das vezes, os ácidos 
liberam apenas um íon H' - são monoácidos. 
Então, não haverá na expressão de K. nenhum 
valor elevado a qualquer potência. 
Se o ácido for forte (se tiver grande tendência 
a se dissociar em íons), o valor de K será alto, 
já que o numerador será maior que � denomi­
nador. Se o ácido for fraco, o valor do denomi­
nador será maior que o denominador. Então, o 
valor de K. será baixo. 
Assim como ocorre com as constantes quími­
cas em geral, a constante de equilíbrio iônico 
também é definida experimentalmente. E cos­
tuma ser fornecida no enunciado das questões 
das provas. Tanto a constante de ionização (KJ 
quanto o grau de ionização (a) variam com a 
temperatura. 
NA PRÁTICA 
A eq u ação d e ion ização do ác ido c l o r íd r i co é 
HC I laql � H+ laql + C I- laql 
A constante ácida dessa su bstânc ia é dada por 
[H+] . [C I ·] 
K = ...:......,,.'----:,..,--.:... a [ HC I ] 
O ác ido c l o r íd r ico é um ác ido fo rte, com 
a " go% Porq ue e le tem grande capac idade 
d e se i on izar, o eq u i l íb r i o é a l cançado q u ando 
a concentração dos íons H ' e c l- é ma io r q u e a 
concent ração de ác ido não ion izado ( H CI ) Ass i m, 
o n u me rador é ma ior q u e o denom i nador e, por 
conseq uênc ia, Ka é ma ior a 1 (Ka > 1) 
Fazendo o mesmo rac ioc ín io para u ma ác ido 
fraco, como o c ian íd r ico (HCN ), q ue tem a < 5%, 
a eq uação d e ion ização d o ác ido c ian ídr i co é 
HCN � H' + CN-
[H ' ] . [CN·] 
E sua K. é dada por: K. = --,,..,-:�­
[HCN] 
Como o ác ido c ian íd r ico tem baixo grau 
de i on ização, o e q u i l íbr io oco rre q u ando a 
concent ração do HCN não i on izado é ma ior q u e 
a concent ração de í o n s H' e CN-. Nesse caso, o 
denom i nador é ma ior q u e o n u merador. 
En tão, o va lor de K. é menor q u e 1 (Ka < 1). 
6EQUIMICA201S . 107 
Para as bases, a 
constante de ionização 
pode ser também 
chamada de constante 
básica ou constante de 
basicidade (K j. 
108 • GE QUI MICA 2015 • 
EQUILÍBRIO DE BASES 
Para as bases, o raciocínio é similar: quanto 
mais íons OH- existirem numa solução, mais 
forte a base é. Como as bases contêm íons, sua 
constante de equilíbrio também é chamada 
constante de ionização. 
NA PRÁTICA 
A i on ização do h i d róx ido d e amôn ia 
K = [OH-IaqJ] [N H4iaqJ] = 1,8 . lo-s m o I/L (25 oq 
b [NH40HiaqJ] 
Perceba q u e esse Kb< 1. Em equ i l íbr io, a so lução 
tem menor concentração de íon s OH- e NH4 e maior 
concentração da base não ion izada ( N H40H) 
Quanto maior a concentração de íons, 
maior o valor de Ki (K. ou Kb). Conhecendo 
os valores das constantes de ionização de dois 
eletrólitos, podemos comparar suas forças em 
soluções de mesma concentração. 
NA PRÁTICA 
Cons i dere d uas s o l u ções 0,1 mo I/L dos ác idos 
benzo i co e barb i tú r i co a 25 oc E m qua l de las há 
ma ior concentração do íon H'' 
Dados 
Ácido benzo ico: Ka = 6,5 lo-s 
Ác ido barb i tú r i co Ka = 1,0 . lo-s (am bos a 25 oc) 
Para os do i s ác idos, Ka < 1. E n tão, a concentração 
de íons é menor q u e a de ác ido não ion izado. Daí 
q u e os do i s ác idos são f racos. Para saber qua l das 
so l u ções tem ma ior concentração d e íons, basta 
com parar seus K •. Confi ra o ácido benzoico l i bera 
mais íons ( Ka = 6,5 . lo-s) E l e é o ác ido mais forte. 
É possível relacionar as constantes de ioni­
zação (K. ou Kb) a outras medidas, como o grau 
de ionização e a concentração das soluções: 
• Constante e grau de ionização 
K. = [ ] • a2 (para ácidos) e Kb = [ ] . a2 (para 
bases), em que: 
.,.. K. é a constante de ionização do ácido; 
.,.. Kb é a constante de ionização da base; 
.,.. [ ] é a concentração do ácido ou da base; 
.,.. a é o grau de ionização. 
• Concentração e grao de ionização 
[H'] = [ ] . a (para ácidos) e [oH-] = [ ] . a (para 
bases), em que 
.,.. [H'] é a concentração de íons H'; 
.,.. [OH-] é a concentração de íons OH-; 
.,.. [ ] é a concentração do ácido ou da base; 
.,.. a é o grau de ionização. 
Lembre-se: todos os valores são definidos para 
determinada temperatura - no geral, 25 oc. 
DESLOCAMENTO 
Todos os conceitos sobre deslocamento de 
equilíbrio químico, estudados na aula 2 deste 
capítulo, valem também para os equilíbrios iô­
nicos, em fase aquosa. 
NA PRÁTICA 
Veja o q u e acontece com o des locamento do 
eq u i l íb r io i ô n i co e nt re o CO, atmosfér ico e a água 
de mares, que aumenta a ac idez da água 
t.H < O 
.,.. O aumento da concentração de co, des l oca 
o eq u i l íbr io para a d i re i ta, aumentando a 
concentração de H' e, po rtanto, a acidez da água. 
.,.. A ental p ia é menor que zero (LIH < o). E n tão, 
a reação d i reta é exotérm ica. A red u ção da 
temperatura favorece essa reação - mais íons H' 
são l i berados. Por isso, os mares mais fr ios tendem 
a ser mais ác idos . 
.,.. O eq u i l íbr io também pode ser afetado pe la 
p ressão sobre o gás q u e part i c i pa da reação. Um 
aumento de pressão des loca o eq u i l íbr io para a 
d i rei ta, neste caso, o lado q u e não tem nen h u m gás. 
O acréscimo de íons numa solução aquosa 
também pode interferir no equilíbrio. Veja: 
.,.. Numa solução de hidróxido de amônia, te­
mos o seguinte equilíbrio estabelecido: 
NH40Hcaql � NH4'C•ql + OH-caqJ 
.,.. Se adicionarmos o sal cloreto de amônia 
(NH4Cl) a essa solução, o sal se dissolve­
rá, estabelecendo seu próprio equilíbrio: 
NH4ClcaqJ + NH4\aql + CI-caql 
.,.. Os dois equilíbrios têm um íon em comum 
(NH4'). Aumentando a concentração desse 
íon, o equilíbrio da primeira reação se deslo­
ca para a esquerda. 
.,.. Se houver um íon comum entre os dois 
equilíbrios (como ocorre neste caso), o des­
locamento do primeiro afeta o segundo. A 
alcalinidade (basicidade)do hidróxido de 
amônio cai devido à redução de íons OH- e 
ao aumento da concentração da base não io­
nizada. A base se torna ainda mais fraca. 
DEPENDE DO pH Só em solos ácidos nascem hortênsias azuis. Se o solo for alcalino, as flores brotam rosadas 
As cores da acidez 
N a aula anterior, discutimos que molécu­
las de ácidos, como as do ácido clorídri­
co (HCl), ou de bases, como as da amô­
nia (NH3), têm a capacidade de interagir com 
as moléculas de água e formar íons. Quanto 
maior a capacidade de interação, mais íons são 
formados e mais forte é o eletrólito. 
Agora vamos ver que também as moléculas da 
água interagem entre si. Nessa interação, uma 
molécula de água se divide nos íons H• e OH-, no 
processo chamado auto ionização da água. E esse 
conceito é importante para entender outro con­
ceito muito usado no dia a dia - o de pH. 
O QUE É pH 
A concentração de íons H• numa solução de­
fine seu grau de acidez. Essa concentração é 
medida pelo pH, o potencial hidrogeniônico. 
Quanto mais H• uma solução tem, maior é 
sua acidez. Quanto menos H+, mais básica é a 
solução. O pH é o índice que mede a acidez 
ou a basicidade de uma solução. O pH segue 
uma escala de zero a 14, na qual: 
.,.. O � pH < 7 - soluções ácidas; 
.,.. pH = 7 - soluções neutras; 
.,.. 7 < pH � 14 - soluções básicas (ou alcalinas). 
GE QUI MICA 2015 • 109 
É toda substância 
que pode assumir 
caráter ácido ou 
básico, dependendo 
da substância com 
que interage. 
Considera-se 25 'C 
a temperatura-padrão 
para todas as medições 
referentes ao pH. 
Caso um texto (como 
o desta aula) ou uma 
questão de prova não 
traga explicitamente 
o dado, esta é a 
temperatura que deve 
ser considerada. 
110 • Gf QUI MICA 2015 • 
PRODUTO IONICO DA ÁGUA 
A água é o solvente universal, aquele em que 
praticamente todas as substâncias se dissol­
vem. Por isso, a escala de pH tem como base as 
concentrações dos ions H• e OH" na água pura. 
E daí a importância de entender a autoioniza­
ção da água. 
A água é neutra porque [H•] = [OH} A água 
é anfótera: dependendo da substância com que 
reage, ela doa íons H• ou recebe íons OH-. Isso 
significa que a água realiza sua própria ioniza­
ção. A equação química dessa auto ionização é: 
O caráter ácido ou básico de uma solução tem 
relação direta com a concentração de solutos 
no volume total da solução. E toda reação tem 
uma constante de equilíbrio - um ponto em 
que as reações direta e inversa se equilibram 
e as concentrações se estabilizam. A constante 
de equilíbrio da água (K) é dada pelo produto 
iônico, a multiplicação das concentrações de 
íons H• e OH-: 
Kw = [H•] . [oH-], em que 
.,.. Kw é a constante de equilíbrio da água (a le­
tra w vem de water, água em inglês); 
.,.. [H•] é a concentração de íons hidrogênio; 
.,.. [oH-] é a concentração de íons hidroxila. 
O valor de Kw é conhecido experimentalmen­
te: à temperatura de 25 °C, Kw = I0-14• Esse é um 
valor muito pequeno - 0,00000000000001 -, 
o que indica que a reação de autoionização da 
água não é fácil de ocorrer. A cada vez que libera 
um íon H+, a molécula H20 libera também um 
íon OH-. Portanto, na água pura, [W] = [OH-] 
Agora acompanhe o raciocínio: 
• Sabe-se que Kw = 10-14 
• E sabe-se que Kw = [H•] . [oH-] 
• Então [H•] = [OH-] = w-7 mol/L 
.,.. Uma concentração de w-7 mol/L significa 
que, na água pura, a cada lO milhões de 
moléculas H20, apenas uma libera um íon 
H· e um oH-; 
.,.. A concentração de OH- é igual à concen­
tração de H•; 
.,.. Como [H•] define a acidez, e [OH-], a ba-
. 
sicidade, se [H•] = [OH-], a água é neutra. 
A água pura é neutra. Mas a adição de um 
ácido faz com que [H•] aumente. Como efeito 
dessa alteração em [H•], o equilíbrio se deslo­
ca e [OH-] diminui. Assim, define-se: um meio 
ácido é aquele que tem [H•] > I0-7 moljL e 
[OH-] < w-7moljL. 
Por outro lado, com a adição de uma base à 
água pura, [OH-] cresce. O deslocamento do 
equilíbrio faz com que [H•] caia. Assim, defini­
mos: um meio básico ou alcalino é aquele que 
tem [oH-] > w-7 moljL e [H•] < w-' mol/L. 
O TRUQUE DA ESCALA pH 
Até agora, nestas aulas, a natureza ácida ou bási­
ca de uma solução foi indicada em termos de con­
centração. Mas você deve ter reparado que esses 
valores podem ser muito menores que 1 (por isso 
são dados como potências negativas de base lO). 
Para facilitar a vida dos pesquisadores, o 
bioquímica sueco Soren Peter Lauritz Soren­
sen teve uma ótima ideia: dispensar a base 10 
e trabalhar apenas com os expoentes - ou seja, 
com logaritmos (veja o quadro Lembre-se, na 
página ao lado). Ele foi o criador dos conceitos 
de pH (potencial hidrogeniônico) e pOH (po­
tencial hidroxiliônico). A definição: 
pH = - log [H•] e pOH = - log [OH-] 
ATENÇÃO 
Preste atenção na escala de pH: os valores maiores indicam soluções 
mais básicas. Os menores, soluções mais ácidas. 
Neutro (j) 
8 
o z :::; <( :;:: lO 
<( V'> 11 ;;;: 
::;: 12 
13 
14 
ESCALA DE pH 
_J Acido muriático lcloridricol I Acido de baterias J-i Suco de limão 
Refrigerantes à base de cola 
Vinagre 
Bananas, tomates 
Café 
Urina humana 
leite 
Agua destilada - Aguado mar 
- Bicarbonato de sódio 
Pasta dental 
leite de magnésia 
Amoniaco 
Alvejante 
LEMBRE-SE 
A notação científica usa as potências de base 10 para indicar 
grandezas muito altas ou muito pequenas: 
• 107 = 10 . 10 . 10 . 10 . 10 . 10 . 10 = 10 000 000 
• 10·7 = 1 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 : 10 = 0,0000001 
Mas, nos cálculos com tais valores, o logaritmo é bem mais orático. 
Logaritmo é a operação matemática que indica o expoente de 
determinada potência: 1ogb a = c � b' = a 
Mantenha em mente: 
• Podemos aplicar o logaritmo dos dois lados de uma igualdade, sem 
alterá-la: se a = b . c � log a = log (b . c) 
• Uma das propriedades dos logaritmos diz que: 
log (b . c) = log b + log c 
Aplicando essas definições e propriedades à expressão matemática 
do produto iônico, temos: 
• Sabemos que K. = 1o·'• 
Então log K. = - 14 
• Sabemos também que K. = [H'] . [OH·] 
Então log K. = log [H'] + log [OH·] ... -14 = log [H'] + log [OH·] 
Se, na água pura, [H'] = [OH"], então -14 = 1 . log [H'] 
Onde se conclui que log [H'] = - 14/1 ... log [H'] = -7 
(E também log [OH·] = - 7) 
Por definição, pH = - log [H'] 
Então, para a água pura, pH = pOH = - (- 7) = 7 
O pH DE SOLUÇÕES AQUOSAS 
Mantenha em mente: para qualquer solução 
aquosa, pH + pOH = 14. 
Para uma solução ácida, [H'] > I0-7 moljL e 
[OH-] < w-7 moljL. Então, para uma solução 
ácida, pH < 7 e pOH > 7 
Do mesmo modo, para uma solução básica, 
[H'] < w-7moljL e [OH-] > w-7moljL 
Então, para uma solução básica, 
pH > 7 e pOH < 7 
NA PRÁTICA 
Qua l é o val o r do p H e do pOH d e u ma s o l u ção 
aq uosa de ác ido c l or íd r i co (HC I ) de concentração 
o,o1 mo i/L7 (H C I é um ác ido m u i to fo rte. Podemos 
cons iderar a = 100%) 
• Tomamos a eq u ação de d i s soc iação iôn i ca do 
HC I , em água HCI � H' + C l· 
• Cal cu I amos a concentração d e íon s H' nessa 
so l u ção 
[ H') = [ ) . a ( [ ) = concentração i n i c ia l do so l uto, 
em mo i/L) 
[ H ') = 0,01 . 100 I 100 = 10·' mo I/L 
• Transformamos, agora, a concentração em p H : 
p H = - l o g [H') 
pH = - log 10·' = 2 
Se para q ua l que r so l ução aquosa p H + pOH = 14, 
en tão pOH = 14 - 2 --> pOH = 12 
Em gráfico, a variação da acidez do pH e do 
pOH da água é assim representada: 
pH 
14 
13 
12 
11 
10 Adição de 
9 ácido 
8 
pOH pH 
14 
A �; 
·� 11 
10 
9 
8 
14 
�; A. 
11 � 
10 
9 
8 
pOH 
14 
13 
12 
11 
Adição de 10 
base 9 
8 
COMO A ACIDEZ VARIA O diagrama da esquerda mostra o que 
ocorre quando um ácido é adicionado a uma solução aquosa. O da 
direita, o que acontece quando a substância adicionada é uma base. 
Em cada um dos gráficos, a escala de pH está à esquerda, e a escala 
de pOH, à direita. Repare que no centro das escalas pH = pOH = l­
Esses são os valores para a água pura. O primeiro gráfico mostra 
que, adicionado um ácido, o pH cai e o pOH sobe:a acidez fica maior. 
No segundo gráfico, acrescentada uma base à solução, o pH sobe e o 
pOH cai: a solução fica mais alcalina. 
EM RESUMO 
pH = - log [H'] 
pOH = - log [OH·] 
Para qualquer solução, 
pH + pOH = 14 
Solução ácida � pH < 7 
Solução básica � pH > 7 
Agua pura � pH = 7 
GE QUIMICA 2015 • 111 
11 
5 11 
t..======.�ll 
Capítulo_ 
EXERCÍCIOS 
1. 
(Unesp 2013 - adaptada) Leia a notícia pub l icada em janeiro de 2013. 
China volta a registrar níveis alarmantes de poluição atmosférica. 
Névoa voltou a encobrir céu de c idades ch inesas, como a 
capital Pequim. 
Governo chinês emitiu alerta à população para os próximos dias. 
(p.globo.com) 
O carvão m i neral é a pri nc i pal fonte de po lu ição do ar na Ch i na. 
Diariamente, o país que ima m i l hões de tone ladas de carvão para 
produzir energ ia e létrica, aqu ecer as casas e preparar a l imentos. 
Além do carvão, o aumento do número de carros movidos a gasol i na 
tem papel s ign ificativo no agravamento da polu ição atmosférica. 
Entre as substâncias q u e poluem o ar da Ch ina estão o S02 e com­
postos relac ionados. Cons idere as equações segu intes: 
(1) 2S02Igl + 02 "F 2S03Igl 
(2) S03Igl + H201g1 "F H2S0•1g1 
Escreva a equação q u ím ica q ue expressa a constante d e e q u i l í­
br io para a reação (1). 
RESOLUÇÃO 
Lembrando: a constante de equilíbrio é a proporção entre as concen­
trações dos produtos e reagentes de uma reação, elevados a seus co­
eficientes estequiométricos.A expressão matemática da constante é: 
[C] ' [D] d 
K - -:-,...:.�:-:­
' - [A] • [B] b 
Analisando a reação (1): 
2S02Igl + 02 "F 2S03Igl 
· O reagente 50, tem coeficiente 2; 
· O outro reagente (O,) tem coeficiente 1; 
• E o produto (503} tem coeficiente 2. 
Substituindo esses valores na expressão da constante de equi­
líbrio, temos 
K 
_ [S03)2 
c - [S02]2 [02] 
2. 
(UFSC 2013, adaptada) A efervescência observada em comprim idos 
hidrossol úveis de v itamina C (ác ido ascórbico) é provocada, pr inci­
palmente, pela presença de bicarbonato de sódio. Quando d issolvido 
em água, uma fração dos íons b icarbonato reage para formar ácido 
carbônico (reação 1), que se decompõe rapidamente para gerar C02 
gasoso (reação 1 1), que é pouco sol úvel e l i berado a partir da sol ução 
na forma de pequenas bolhas de gás. As reações são: 
Reação 1 : HC03- + H20 "F H2C03 + OH­
Reação 1 1 : H2C03 "F H20 + C021g1 
Cons iderando as informações aci ma, ass inale a(s) proposição(ões) 
corretas(s). 
112 • GE QUIMICA 2015 • 
a. Se o compri m i d o efervescente for d i sso lv ido e m meio ác ido, 
haverá produção d e maiores q uant idades de ácido carbôn ico. 
b. A efervescência será menos efetiva se o compr im ido d e v i ta­
m i n a C for d i sso lv ido em água a 35"C do q u e a 25°C, já q ue e m 
tem peraturas maiores a so l u b i l idade d o C02 aumenta. 
c. O ácido carbônico é um ácido forte, que se d issocia parcialmente 
e m água e apresenta dois h i d rogên ios ion izáveis . 
d. A d isso lução do comprimido efervescente em uma sol ução com 
pH maior que 8,o favorecerá a d i ssociação do íon b i carbonato. 
RESOLUÇÃO 
As duas reações acontecem em sequência: o produto da reação I é 
o reagente da reação 11. Analisando as afirmações: 
a. Um meio ácido tem maior concentração de W e, portanto, o 
equilíbrio é deslocado para a direita, favorecendo a reação 
direta, ou seja, a produção de H2C03. Na reação n o aumento 
da concentração do H2C03 (reagente) desloca o equilíbrio tam­
bém para a direita C021gb favorecendo a reação direta. Correta. 
b. Para ocorrer uma reação, é preciso que as partículas se choquem 
na orientação adequada e com velocidade suficiente para gerar 
energia superior à energia de ativação (E.). Aumentar a tempera­
tura resulta em aumentara movimento das partículas. Com mais 
energia cinética, a reação tende a ser mais rápida, e a efervescência 
será mais efetiva em temperaturas maiores. Incorreta. 
c. O ácido carbônico é um ácido fraco, pois interage menos com 
a água e só se ioniza parcialmente. Incorreta. 
d. Lembrando: na escala de pH, os valores maiores que 7 indicam 
soluções mais básicas (alcalinas, aquelas nas quais a concen­
tração de OH- é maior que a concentração de W). A dissolução 
do comprimido efervescente da reação I, nas condições da questão 
(pH maior que BpL temos uma grande quantidade de OH-(produto) 
- o que favorece a reação inversa. Incorreta. 
Resposta: a única alternativa correta é a 
3. 
(Fuvest 2013, adaptada) A u ma d eterm inad a tem peratu ra, as 
su bstâncias H I, H2 e l2 estão no estado gasoso. A essa temperatu ra, 
o eq u i l íbr io entre as três su bstânc ias foi estudado, e m rec i p ien­
tes fechados, parti n do-se de u ma m i stura eq u i m olar d e H2 e 1 2 
(exper i mento A) ou somente d e H I (exper imento B). 
� + lz � 2 Hl Oxlsaan!e de 
eqoilll>rio =- K, 
Hl 
t, 
Pela anál i se dos do is gráficos, pode-se concl u i r q u e 
a) no experimento B, a s concentrações das su bstâncias (H I , H2 e 
l 2} são igua is no i nstante t1. 
b) n o experimento A, a ve loc idade de formação de H I aumenta 
com o tem po. 
c) no exper imento B, a q uantidade de matér ia (em mo ls) de H I 
aumenta até q u e o eq u i l íbr io seja at i ng ido . 
d) n o exper imento A, o valo r d a constante d e e q u i l íbr io (K1) é 
maior d o q ue 1. 
RESOLUÇÃO 
Uma mistura equimolar é aquela que contém o mesmo número de 
moléculas das substâncias que a compõem. Repare que as reações 
apresentadas na questão são reversíveis. A primeira é a reação direta, 
a segunda, indireta. A curva dos gráficos representa a variação na 
concentração de reagentes e produtos, ao longo do tempo, em cada 
uma das reações. Repare que, a partir de certo momento, as curvas 
ficam paralelas - ou seja, a concentração de reagentes e produtos 
se mantém constante. As reações direta e indireta continuam acon­
tecendo, mas a velocidade da reação direta se iguala à da reação 
inversa. Por isso, as concentrações não mais se alteram. As reações 
atingiram o equilíbrio químico. 
Expelimeneo A 
H2 + 'z � 2 Hl Constanle de 
e<fJilibriio = K, 
A concentração 
do produto é 
maior que a dos 
[Produto) > [Reagentes) reagentes: 
Tempo 
&penn.n�G B i c � 2HI�� · � Constanle de 
equilíbrío = Kz 
o Hl 
[Reagente] ()--F='-----
[Produtos] < [Reagente] 
(Produtos] <t;;;:::�=====-
Tempo 
[H I] > [H2 + /2] 
A concentração 
dos produtos é 
menor que a do 
reagente: 
[H2 + /2] < H/ 
Vamos, agora, analisar cada uma das afirmações: 
a) No experimento 8, percebemos que a concentração de H2 é igual 
à de /2 (nos produtos). Mas a concentração de H/ é maior que 
ambas. Assim, em t, : {H I] > [H2] = [12J . Então a afirmação é falsa. 
b) A concentração das substâncias inclui na velocidade da reação. 
No início da reação não há moléculas de H/, por isso a velocidade 
é nula (reação ainda não começou). A medida que moléculas de H/ 
são formadas, sua concentração aumenta e também a velocidade 
com que elas se formam. Ao atingir o equilíbrio químico a sua 
concentração se torna constante e também a sua velocidade. 
Lembre-se que o equilíbrio químico se estabelece quando a reação 
da velocidade direta se iguala à velocidade da reação indireta. Falsa. 
c) Segundo nossa análise da curva do gráfico do experimento 
8, a concentração de H/ diminui. Portanto, a quantidade de 
matéria de H/ se reduz até que o equilíbrio seja atingido. Falsa. 
d) Já vimos que, no experimento A, a concentração do produto é 
maior que a dos reagentes: {H/] > [H2 + /2] 
A constante de equilíbrio dessa reação é: 
K _ [Produtos] > 
, _ 1 
[Reagentes) 
Afirmação verdadeira. 
Resposta: alternativa d 
Capítulo_ 
ISTO É ESSENCIAL! 
EQUILIBRIOQUIMICO Uma reação reversível é aquela 
em q u e os reagentes se transformam em prod utos, 
que voltam a se transformar nos reagentes. Na reação 
direta, os reagentes A e B formam C e D. Na reação 
i nversa, C e D formam novamente A e B. Uma reação 
reversíve l atinge o equi l íbrio químicoq uando as 
reações d i reta e inversa conti nuam acontecendo na 
mesma velocidade, nos dois sentidos, mas a concen­
tração de prod utos e reagentes não se a lte ra. 
CONSTANTE DE EQUILIBRIO Em uma reação reversível, 
mantida constante a tem peratura, a razão entre as 
concentrações de produtos e reagentes el evados a 
seus coef ic ientes estequ iométricos é constante. 
Para a reação aA + bB -+ cc + dD, a constante d e 
e q u i l íbr io (K,) é dada por: 
[C)' [D)d K, = [A]• [B] b 
DESLOCAMENTO DO EQUILIBRIO Uma reação qu ímica 
reversível q u e esteja em eq u i l íbr io tende a perma­
necer nesse estado. No caso de falta de equ i l íbr io, a 
reação se altera, a f im de al cançá-lo, favorecendo a 
reação d i reta ou a i nd i reta: 
· A ad i ção de reagentes favorece a reação d i reta; a 
adição de produto, a reação i nversa; 
· O aumento da pressão desloca o eq u i l íbrio no senti­
do de menor vol ume gasoso (menor nú mero de moi); a 
red ução, desloca no sentido de maior vol ume gasoso 
(maior número de moi ); 
· O aumento de temperatura desloca no sentido da 
reação endotérmica; a red ução des loca no sentido 
da reação exotérmica; 
• Catal isadores não deslocam o equ i l íbrio. 
EQUILIBRIO IONICO É o e q u i l íbr io de reações q ue 
envolvem íons e com postos i ô n i cos. A constante 
de eq u i l íbr io d esses compostos é a constante d e 
ion ização (K., K b ou K;). 
- [H'] . [A-] 
K. - [HA] 
Ka = [ ] . a ' 
[W) e [OH-) = [ ] . a 
ACIDEZ E pH pH = - log [H'] e pOH = - log [OH-] 
· Para qua lquer so lução aquosa, pH + pOH = 14 
· Para solução ácida: [H') > 10-7 mo I/L, [OH-) < 1o-7 moi/L 
(pH < 7 e pOH > 7) 
· Para solução bási ca, [W) < 10-7 moi/L e [OH-) > 10-7 
moi/L (pH > 7 e pOH < 7) 
GEQUIMICA2015 . 113 
--- · . .. --- .... . 
TRENT PENNY-THE A N N I STON STA R / AP PHOTO 
.. 
A obesidade afeta meio 
bilhão de pessoas no 
mundo. Na maioria dos 
casos1 a causa são maus 
hábitos de vida 
• 
E uma incoerência, mas é uma realida-
de: grande parte da população mun­
dial não tem alimento em qualidade 
nem quantidade suficientes para se manter 
saudável. Segundo a Organização das Nações 
Unidas (ONU), existem mais de 800 milhões 
de desnutridos ou subnutridos. De outro 
lado, uma proporção ainda maior da popula­
ção mundial é supernutrida. A Organização 
Mundial da Saúde (OMS) estima que 1,5 bi­
lhão de pessoas com mais de 20 anos de ida­
de estejam com o peso acima do ideal. Desse 
total, 500 milhões são obesos. O indicador 
mais utilizado para avaliar o peso de uma 
pessoa é o índice de massa corporal (IMC), 
que divide o peso da pessoa, em quilos, por 
sua estatura elevada ao quadrado. Conside­
ra-se sobrepeso resultados para o IMC entre 
25 e 29,9. De 30 para cima é obesidade. 
A obesidade já é considerada pandemia 
porque se espalha por todo o mundo. E não 
há como atribuir a culpa ao metabolismo 
de cada um. Os distúrbios hormonais são 
apontados como causa de apenas 5% dos 
casos. Nos restantes 95%, o excesso de 
peso se deve aos maus hábitos de vida. O 
primeiro mau hábito, a alimentação ina­
dequada, vem da facilidade com que se 
consomem alimentos industrializados, 
com altos teores de gordura e açúcar. Essas 
substâncias são essenciais para o funcio­
namento do organismo, mas, em excesso, 
acumulam-se como pneuzinhos (veja o in­
fográfico na próxima página). 
No Brasil, a última pesquisa Vigitel do 
Ministério da Saúde mostra que um quarto 
da população come carne gordurosa regu­
larmente, e apenas 33% têm o hábito de fa­
zer exercícios físicos. Resultado: metade da 
população está acima do peso ideal. 
Conteúdo deste capítulo 
• l nfográfico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . . . . . . . 116 
aula 1 • Com postos orgânicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 118 
aula 2 Propriedades físicas 
dos com postos orgânicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 124 
aula 3 Reações orgânicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127 
• Exercícios & Resumo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 130 
GE QUIMICA 2015 • 115 
Química 
orgânica 
lnfográfico 
HABITOS POUCO SAUDAVEIS 
A pesquisa Vigitel, do Min istério da 
Saúde, é feita por telefone com a 
população adulta (idade acima dos 18 
anos) de todas as capitais e do Distrito 
Federal. Ao longo dos anos, a pesquisa 
vem registrando um número cada vez 
maior de brasileiros acima do peso 
ideal. A maior parte dessa população 
peca em calorias demais e atividade 
ffsica de menos. 
% DA POPULAçAO QUE 
CONSOME REGULARMENTE 
Carne Refrigerantes Frutas e 
gordurosa verduras 
NO TEMPO LIVRE. .. 
não se exercitam 
na medida 
recomendada 
COMO RESULTADO.M 
(Porçao diaria) 
assistem à TV 
mais de 3 horas/dia 
51% 17% 
estão com estão 
excesso de peso obesos 
Usina viva 
Os n u tr ie ntes, obt idos dos al i m e ntos, parti c i pam 
d e uma cad e i a d e reações n o o rgan i m o. A lgu m as 
dessas reações resu l tam e m com postos o rgân icos 
mais c o m p l exos, q u e const ituem os tecid os. 
Outras desmancham os com postos e, ass i m, 
l i beram e n erg ia para manter os p rocessos v i ta is 
COMO VOCÊ ENGORDA 
Carboidratos e gorduras são os principais combustíveis 
do organismo. Mas, se abusar, a balança acusa 
t) Queima 
Aquele bolinho inocente 
Você come um pedaço de bolo. Os glicídeos 
(carboidratos, como a farinha e o açúcar) 
reagem com o oxigênio das célu las e 
l iberam energia muito rápido. 
Secos, molhados & engordurados 
A energia que não é consumida vai para 
o estoque: os carboidratos se transformam 
em l ipídeos (gordura) e são armazenados 
como reserva energética. 
O Acúmulo 
Depois do bolo, você faz uma 
atividade física. O corpo busca 
energia, primeiro, nos 
carboidratos. Na falta destes, 
apela para a reserva: a gordura 
é queimada e l ibera energia. 
Mas, se você come o bolo 
e não faz exercício, 
sobram carboidratos 
no organismo. O estoque 
de energia, a gordura, só 
cresce. Pronto, engordou. 
É assim que se evita engordar. 
E DA QUÍMICA SE FAZ O CORPO 
Os carboidratos e as gorduras são feitos, fundamentalmente, 
de carbono, nitrogênio, oxigênio e hidrogênio. Esses são os 
principais elementos dos compostos orgânicos. E estão 
presentes, também, em todas as células e proteínas do seu 
corpo. Mas existem outros elementos que, na forma de íons, 
são essenciais para o bom funcionamento do organismo 
Manganês e cobre 
O manganês (dos cereais 
integrais) engloba enzimas 
responsáveis pelo 
desenvolvimento e pela 
reprodução das células e, 
portanto, pelo crescimento e 
pela manutenção dos tecidos. 
Como o cobre (das nozes), 
o manganês é antioxidante: 
l iga-se aos radicais livres 
(moléculas instáveis l iberadas 
por algumas reações), evitando 
que elas ataquem as cél u las. 
Zinco e cobalto 
O zinco (de frangos, peixes 
e carnes em geral) é 
polivalente: participa do 
controle dos músculos e da 
atividade de várias enzimas. 
É fundamental, ainda, para 
o sistema imunológico. o 
cobalto (da sardinha e do 
amendoim) auxilia no 
metabolismo das proteínas. 
Flúor 
Os dentes são feitos 
basicamente de fosfato 
de cálcio (fósforo, cálcio e 
oxigênio). O flúor 
acrescentado à água 
tratada aumenta a 
DEPOSITO DE CARBONO Tudo o que é vivo numa floresta - seja vegetal, seja animal - tem o organismo construído de átomos de carbono, fundamentalmente 
O sueco jdns 
jakob Berzelius 
esquematizou a 
ideia de que só seres 
vivos sintetizavam 
compostos de carbono 
na chamada teoria da 
força vital. 
118 • GEQUIMICA201S • 
Os compostos da vida 
Em 1828, contrariando todas as expectati­
vas, o alemão Friederich Wõhler conse­
guiu sintetizar um composto orgânico em 
laboratório. Mais significativo ainda é que a 
ureia sintética foi obtida de cianato de amônia, 
uma substância mineral. Até então, acreditava­
se que os compostos orgânicos - aqueles que 
contêm carbono (C) - eram produzidas só por 
seres vivos. Desde a realização de Wõhler, mui­
tos outroscompostos foram sintetizados em la­
boratório, e a química orgânica deixou de ser a 
química dos seres vivos para se tornar o ramo 
que estuda os compostos de carbono. 
O ELEMENTO QUÍMICO CARBONO 
O carbono merece um ramo inteiro da quími- · 
ca. Esse elemento químico tem algumas caracte­
rísticas que lhe conferem propriedades únicas. 
.,. Um átomo de carbono tem quatro elétrons 
em sua camada de valência e, por isso, para 
completar o octeto (oito elétrons na última 
camada), precisa fazer quatro ligações co­
valentes com outros átomos. Essas ligações 
podem ser simples, duplas ou triplas. Veja: 
I I 
- c - - c = = c = - c -I 
A 0 0 A 
Os quatro Dois elétrons Quatro Um elétron 
elétrons em ligação elétrons, aos em ligação 
fazem cova lente pares, em covalente 
quatro simples e duas ligações simples e três 
ligações outros dois covalentes em ligação 
covalentes em ligação duplas covalente 
simples covalente dupla tripla 
Essa versatilidade na forma de compartilhar seus quatro elétrons per­
mite que o carbono estabeleça grande variedade de ligações. 
.,. Os carbonos podem se unir e formar longas cadeias, eventualmente 
incluindo átomos de outros elementos: 
I I I - c - c - c -
1 I I 
I I I 
- C - C - N - C -
I 
- C -
I I I I 
- ( - ( = ( - ( - ( -
1 I I I - I 
- ( - - (-
Além do carbono, os elementos químicos que mais aparecem nos com­
postos químicos são: hidrogênio (H), oxigênio (0), nitrogênio (N) e en­
xofre (S). Todos esses elementos são ametais que fazem ligações cova­
lentes entre si e com o carbono. Por isso, são raros os compostos iônicos 
entre as substâncias orgânicas. A maioria é molecular (sobre ligações 
iônicas e moleculares, veja capítulo 1, aula 4). 
REPRESENTAÇÃO 
Os compostos orgânicos podem ser representados de muitas manei­
ras. A tabela abaixo traz algumas delas. 
::s: Molecular 
s 
Butano C4Hlo 
Meti lp ropano C4Hlo 
Ciclobutano C4Hs 
Ácido C4H&02 but-2-enoico 
Benzeno 4H& 
Estrutural 
H H H H I I I I H -c -c -c -c -H I I I I H H H H 
H I H-C-H 
� I � H-C-C-C-H 
I I I H H H 
� � 
H - c--c - H I I H - c-- c - H 
I I 
H H 
� � � #o 
H-C-C=C-C 
H H H 'OH 
H 
I 
/ c � 
H-C C-H 11 I 
H-C C-H 
' c -r 
I 
H 
Estrutural 
Bastão 
S impl ificada 
HlC-CH, -CH, -HlC /V 
A CH3 
I 
H3C - CH - CH3 
H,C --CH, D I I 
H,c -- cH, 
H,C -CH=CH-COOH 
çO /'\./"oH 
o / CH "> 
CH CH 11 I @ CH CH 
' cH ""' 
Não se preocupe com o nome desses com­
postos por enquanto. Mas repare nas carac­
terísticas e nas limitações de cada fórmula. 
Acompanhe na tabela: 
.,. Uma mesma fórmula molecular pode indicar 
diversos compostos. Butano e metilpropano, 
por exemplo, têm como fórmula C4H10, mas 
são substâncias diferentes, com proprie·­
dades particulares. Isso confunde a identi­
ficação do composto. Por isso, as fórmulas 
moleculares não costumam ser utilizadas na 
química orgânica. 
.,. A fórmula estrutural também é pouco uti­
lizada porque estruturas maiores são muito 
difíceis de visualizar. 
.,. As fórmulas mais utilizadas são a estrutural 
simplificada e a bastão. Repare que na fór­
mula bastão a cadeia carbônica é mostrada 
como um zigue-zague, e os átomos de hidro­
gênio da cadeia costumam ser omitidos. Os 
demais átomos devem estar sempre explíci­
tos, como no exemplo abaixo 
CH, 
OH 
HO Estradiol 
Uma cadeia de carbono pode ser aberta ou 
fechada. Na cadeia aberta, os átomos de car­
bono organizam-se em linha (como no exem­
plo do butano, na tabela). Na cadeia fechada, 
esses átomos se fecham num anel, ou um ciclo. 
Este é o caso do ciclobutano. 
Cadeia principal é aquela que contém o 
maior número de átomos de carbono entre as 
extremidades. Muitas vezes, essa cadeia carrega 
outros átomos, "pendurados" como enfeites de 
árvore de Natal. Esses grupos de átomos extras 
são as ramificações (R). É importante conhe­
cer as principais ramificações porque são esses 
grupos de átomos que definem a natureza do 
composto. Veja uma cadeia ramificada: 
Cadeia Principal 
Ramificações 
Gl QUI MICA 2015 • 119 
VALE A PENA 
ANOTAR 
Quando o composto tem 
uma cadeia de carbono 
fechada, o nome deve 
começar pela palavra 
"ciclo". Por exemplo: 
ciclobutano, ciclopentano, 
ciclopropano. 
120 • GE QUIMICA 1015 • 
NOMENCLATURA 
A nomenclatura dos compostos orgânicos 
segue um princípio rígido: cada composto or­
gânico tem o próprio nome, e esse deve ser de­
duzido da fórmula estrutural do composto. O 
inverso também deve ser verdadeiro: a estru­
tura deve indicar o nome exato do composto. 
A lista de regras adotadas sobre esse princípio 
básico, para definição de nomes dos compos­
tos, é muito longa. Por isso, no ensino médio, 
estudamos compostos cujos nomes seguem 
uma regra mais simples, básica: todo nome de 
composto orgânico é dado por 
PREFIXO + INFIXO + SUFIXO 
.,.. Prefixo indica o número de átomos de car­
bono da cadeia principal; 
.,.. Infixo indica o tipo de ligação existente entre 
carbonos da cadeia principal- simples, dupla 
ou tripla; 
.,.. Sufixo indica a função orgânica à qual o 
composto pertence. 
Veja cada um desses elementos, abaixo: 
PREFIXO 
(número de C) 
SUFIXO 
(função orgânica) 
l C - M ET AN (l igação simp les) O - h idrocarboneto 
2 C - ET EN (uma ligação dupla) OL - álcool 
3 C - PROP IN (uma l igação tripla) ÚICO - ácido carboxíl ico 
4 C - BUT D IEN (duas ligações AL - aldeído 
5 C - PENT duplas) ONA - cetona 
6 C - HEX DI IN (duas l igações 
7 C - HEPT triplas) 
8 C - OCT 
9 C - NON 
lO C - DEC 
As ramificações também recebem nomes de 
acordo com o número de átomos de carbono 
que contêm. Nesse caso, ao prefixo que indi­
ca o número de carbonos da cadeia principal 
adiciona-se o sufixo il: 
Número Exemplo 
de C na Prefixo de cadeia 
cadeia secundária 
1 C 
2 ( 
3 ( 
Met 
Et - CH, - CH3 
Prop - CH, - CHr CHJ 
Número de C Prefixo + 
nas cadeias sufixo (cadeia 
secundárias secundária) 
1 + i l = metil 
+ il = etil 
+ i l = propi l 
NA PRÁTICA 
.,.. Pelas regras de nomenc latu ra, o metano 
· tem um carbono na cade ia pr inc i pal (p refixo met); 
· o carbono faz l i gações s im ples ( in fixo an); 
· o composto é u m h id rocarboneto (su fixo o) 
Então, sua fórmu l a estrutura l é 
H 
I 
H - C-H 
I 
H 
.,.. Pelas mesmas regras, o etano I 
· tem do is carbonos na cadeia p r i nc ipal (p refixo et); 
· os carbonos fazem l igações s imples ( in fixo an); 
· o composto é u m álcool (sufixo o/) 
Então, sua fórm u l a estrutural é: 
H H 
I I 
H - C - C-0-H 
I I 
H H 
O grupo-OH é 
característico dos 
álcoois 
Ou, na forma estrutural s i m p l ificada: 
CH3 - CH, - OH 
.,.. Podemos também deduz ir o nome de u m 
com posto a partir de s u a fórmula estrutura l . 
Para a fó rmu la: 
o 
I 
o grupo -c-
é característico 
das cetonas 
· São três carbonos, então prefixo prop; 
· todos os carbonos são u n idos por l igações s imp l es 
( i n fixo an); 
· para descobrir o sufixo, é preciso recon hecer na 
fórmu la os grupos atômicos que defi nem a função 
do com posto (veja na aula 3) Neste caso, a dup la 
l i gação do carbono com o oxigên io caracteriza a 
fu nção cetona (sufixo o na) 
Então, o com posto é prop 1 an 1 o na : propanona. 
HIDROCARBONETOS 
São compostos formados apenas de carbono 
(C) e de hidrogênio (H). Com exceção do meta­
no, eles se formam sob condições de alta pres­
são e temperatura e sofrem combustão facil­
mente. Por isso, são importantes combustíveis 
dos séculos XX e XXI. O gás natural é metano. 
O petróleo e o carvão mineral são misturas de 
hidrocarbonetos. Os hidrocarbonetos são divi­
didos em diversas classes de compostos, segun­
do o tipo de cadeia formada e de ligações entre 
os carbonos. Veja a tabela na página ao lado. 
Hidrocarboneto 
Fórmula 
Exemplo 
geral 
Alcanos (cadeia aberta - só 
CnH2n•2 Hf: - CH2 - CH3 Prop/an/o ligações simples entre C) 
Alcenos (cadeia aberta - uma 
C,H'" H,C-HC- CHJ Prop/en/o ligação dupla entre C) 
Alei nos (cadeia aberta -uma 
CnHln-2 HC� C- CH3 Prop/in/o ligação dupla entre C) 
compostos 
Alcadienos (cadeiaaberta -formados C, H'".' H,C= CH - CH = CH, Buta-1, 3/dien/O 
apenas por duas ligações duplas entre C) 
carbono e Cicloalcanos ou ciclanos H2C-CH2 
hidrogênio (cadeia fechada- só ligações C, H'" I I Ciclo/but/an/o 
simples entre carbonos) H2C-CH2 
Cicloalcenos ou ciclenos HC = CH 
(cadeia fechada - uma ligação C, H'".' I I Ciclo/but/en/o 
dupla entre carbonos, no anel) H2C-CH, 
Aromáticos @ Benzeno 
O benzeno - também chamado anel benzênico ou aromático - é 
uma cadeia de seis átomos de carbono unidos por ligações simples e 
duplas, intercaladas. O anel pode ser representado de duas formas: 
O<- l igação dupla 
<--l igação simples @ 
POSIÇÕES NUMERADAS 
O círculo indica que os seis átomos 
de carbono são unidos por l igações 
simples e duplas, alternadamente 
Para definir a posição de insaturações, grupos funcionais e ramifica­
ções, recorremos a números, que passam a integrar o nome do com­
posto. Para numerar a cadeia principal, seguimos a regra: 
• Caso exista um grupo funcional, começar a numeração pelo car­
bono da extremidade mais próxima dele; 
• Na ausência de um grupo funcional, começar na extremidade mais 
próxima de uma insaturação (ligação dupla ou tripla); 
• E, se houver apenas ramificações, iniciar pela extremidade mais 
próxima de uma delas. 
NA PRÁTICA 
Considere a segui nte fórm u la estrutural : 
CH3 
I 
CH3 - CH, - CH, - CH - CH - CH, - CH3 
I 
CH3 
A cade ia p r i n c i pal contém sete carbonos. E não existem nem gru po 
func iona l, nem i n satu ração, apenas d uas rami fi cações (CH3 , met i I ) @ramificação 
CH3 - CH, - CH, - CH - CH - CH, - CH3 �ramificação 
O carbono mais próxi mo de u ma ram if icação é o carbono de CH3, à d i re ita 
CH3 
7 6 5 4 1 3 2 1 
CH3 - CH, - CH, - CH - CH - CH, - CH3 I 
CH3 
O n o me do composto é defi n ido po r 
· n ú mero de carbonos na cade ia p r i n c i pal sete. P refixo hept 
· todas as l i gações são s i m p les . In fixo a n 
· a fu nção orgân ica é h i d rocarboneto. Su fixo o 
· ex istem d uas ram i ficações. P re fixo di 
· as ram i fi cações estão nas pos ições 3 e 4 
E n tão, o nome do composto é 3,4-d i meti l h eptano (C9H20) 
Características 
dos compostos 
Amaneira como os átomos de hidrogênio e 
carbono se unem dá origem a vários com­
postos orgânicos. Um composto pode, ain­
da, conter átomos de outros elementos, como 
oxigênio e nitrogênio. É o caso da molécula do 
analgésico paracetamol. 
Paracetamol (analgésico) 
Então, dependendo dos elementos químicos 
presentes, bem como da forma como esses ele­
mentos se ligam, os compostos orgânicos apre­
sentam diversas funções orgânicas. 
A função orgânica de um composto define 
suas propriedades químicas (e algumas físicas) 
- do mesmo modo como se definem as funções 
ácido, base, sal ou óxido, em química inorgâni­
ca. Na orgânica, as funções são definidas pelos 
grupos funcionais - determinados grupos de 
átomos que se ligam de maneira bem específica 
à cadeia principal. 
FUNÇÕES OXIGENADAS 
Contêm átomos de oxigênio (O). Podem ser 
classificadas em várias famílias: 
.,.. Álcoois A característica comum a esses com­
postos é ter uma hidroxila (OH) ligada a um 
carbono saturado, ou seja, com quatro liga­
ções simples (veja mais na aula 3 deste capítu­
lo). Observe: 
Cada traço ao 
redor do carbono 
indica uma l igação 
simples. Este é um 
carbono saturado 
I 
C - OH 
I Uma das ligações simples do carbono 
é com o radical hidroxila (OH) 
GE QUIMICA 2015 • 121 
ATENÇÃO 
Perceba que nos álcoois 
e fenóis o oxigênio está 
preso à cadeia de carbonos, 
mas não no meio dela. 
Nos éteres, o oxigênio 
interrompe a cadeia 
122 • GE QUIMICA lOlS • 
Pertencem ao grupo funcional dos álcoois o 
etano!, o metano! e a glicerina. 
• Metanol (CH3 - OH) O carbono saturado 
faz uma ligação simples com OH e outras três 
com três átomos de hidrogênio (H). 
• Etanol (CH3 - CH2 - OH) A partir da es­
querda, o primeiro átomo de carbono faz três 
ligações com três átomos de hidrogênio (H) e 
uma ligação com outro átomo de carbono. Este, 
por sua vez, liga-se a dois átomos de hidrogê­
nio (H) e a uma hidroxila (OH) 
• Glicerina (ou glicerol, C3HsOJ) Também 
chamado propan-1,2,3-triol (prop, por ter três 
carbonos, an, pelas ligações simples, e 1, 2, 3 -
trio/ porque as três hidroxilas estão em dife­
rentes átomos de carbono). 
H 
I 
H - C - OH 
I 
H - C - OH 
I 
H - C - OH 
I 
H 
Glicerina 
.,... Fenóis É outra função oxigenada. Apresen­
tam uma hidroxila (OH) ligada a um anel 
benzênico. Os fenóis são usados na fabrica­
ção de medicamentos e de polímeros (veja a 
aula 3 deste capítulo). 
HIDROXIBENZENO Também chamado feno I comum, tem apenas 
um radical h idroxila (OH) ligado ao anel benzênico 
.,... É teres Compostos com um átomo de oxigênio 
(O) entre os átomos de carbono. Genericamen­
te, os éteres podem ser assim representados: 
R e R' são cadeias de carbono. 
São éteres os seguintes compostos: 
H3C - O - CH, - CH3 
Metoxietano 
H3C - CH, - 0 - CH, - CH3 
Etoxietano 
.,... Aldeídos e cetonas Têm um oxigênio ligado 
a um carbono por dupla ligação (C=O, gru­
po carbonila). A carbonila na extremidade da 
cadeia caracteriza os aldeídos. No meio da ca­
deia, caracteriza a função cetona. 
Carbonila 
o 
11 
-c -
Cetonas 
o 11 R-CO-R ou R - C - R 
Aldeídos 
#"o 
R-C 
' H 
Benzaldeído 
(ingrediente do aroma de amêndoas) 
Acetofenona (pistache) 
ALDEIDO E CETONA O benzaldeído (à esq.) é um aldeído que 
entra como ingrediente do aroma de amêndoas. A acetofenona é 
uma função cetona e está presente nos grãos de pistache 
... Ácidos carboxílicos Têm o grupo funcio­
nal carboxila - um átomo de carbono da 
extremidade da cadeia ligado a um oxigênio 
por dupla ligação e, ao mesmo tempo, a uma 
hidroxila (COOU). Comparados com os de­
mais compostos orgânicos, estes são os áci­
dos mais fortes, porque o hidrogênio ligado 
à carboxila se ioniza. Genericamente, esses 
compostos são representados assim: 
COOH é o grupo funcional carboxila e R, uma cadeia de carbono. 
o 
11 c 
H / 'oH 
ACIDO METANOICO Também chamado ácido fórmico, porque foi inicialmente isolado de 
formigas 
.,. Ésteres São obtidos da reação entre ácidos carboxílicos e ál­
coois (veja reação de esteríficação, na aula 3). Nessa reação, a 
hidroxila (OH) do grupo carboxila é substituída pela cadeia 
carbônica do álcool e ocorre formação de água. Veja: 
o ; 
R - C 
'
oH 
Acido 
Acido carboxílico 
(ácido acético) 
+ 
+ 
o ; 
+ H - O - R1 -----. R - C + H 20 
Alcool 
Alcool ----+-
(etanol) 
' 
0 - R 1 
Éster 
Éster t Agua 
(acetato de etila) 
o ; 
CH3- C + H O ' 2 
O - CH2- CH3 
PRODUÇAO DE UM tSTER O acetato de etila resulta da reação de um ácido com um álcool 
O grupo funcional característico dos ésteres é: 
;O 
R- C 
' 
o - R' 
Os ésteres têm várias aplicações: como solventes, polímeros, 
medicamentos, sabões, mas são usados principalmente na indús­
tria alimentícia como flavorizantes, que dão sabor aos alimentos. 
o 
�o� 
Butanoato de etila 
Flavorizante de abacaxi 
SABOR ABACAXI O butanoato de etila é um flavorizante para doces 
FUNÇÕES NITROGENADAS 
São compostos que contêm nitrogênio. 
.,. Aminas Derivados da amônia em que áto­
mos de hidrogênio são substituídos por 
cadeias de carbono. São classificadas 
como aminas primárias (quando apenas 
um dos hidrogênios é substituído), secun­
dárias (dois hidrogênios substituídos) ou 
terciárias (três hidrogênios substituídos). 
FORMULA GERAL FORMULA GERAL FORMULA GERAL 
R - N - R' 
R - NH2 R- NH - R' I 
R" 
amina primária amina secundária amina terciária 
As aminas têm um comportamento si­
milar ao da amônia e, assim como ela, são 
substâncias básicas. Podem se formar da 
decomposição de material orgânico. São 
aminas, por exemplo, que dão o mau chei­
ro característico de carnes e peixes podres. 
Daí seus nomes sugestivos, como putresci­
na e cadaverina. 
� H2N NH2 
1,5·pentanod iam i na 
Cadaverina 
.,. Amidas Derivadas de ácidos carboxílicos 
em que a hidroxila (OH) é substituída pelogrupo amino (NH,), ou pelo nitrogênio (N) 
ligado a uma ou dÜas cadeias de carbono. 
FORMULA GERAL FORMULA GERAL FORMULA GERAL o o o 11 
11 11 R-C- N - R' 
R- C - NH2 R-C - N H -R' I 
R" 
amida primária amida secundária amida terciária 
A função amida é a função presente na 
ligação peptídica para formação das proteí­
nas (veja na aula 3 deste capítulo). 
Compostos orgânicos podem apresentar 
mais de uma função - ou seja, mais de um 
grupo característico de átomos. As proprie­
dades de cada um dependem da interação 
entre todos os grupos funcionais existentes 
em cada molécula. 
GE QUI MICA 2015 • 123 
124 • GE QUI MICA 2015 • 
DIFERENTES COMO AGUA E OLEO O petróleo não se dissolve no mar porque as moléculas que o constituem são apoiares, e as da água, polares 
O que mantém as 
moléculas unidas 
Os vários grupos de átomos presentes nos 
compostos orgânicos determinam pro­
priedades diferentes para cada um deles. 
Vamos, agora, juntar vários pontos que já co­
nhecemos: 
� A maioria dos compostos orgânicos são mo­
léculas, formadas por ligações covalentes; 
� Nas moléculas, sejam elas orgânicas, 
sejam inorgânicas, os átomos comparti­
lham elétrons para tornar-se estáveis se­
gundo a regra do octeto; 
� Esse compartilhamento pode ser desigual, 
como no caso da água: o oxigênio é um 
átomo muito mais eletronegativo que o 
hidrogênio, e atrai os elétrons com maior 
força - formando um dipolo. Esse tipo de . 
molécula é chamada molécula polar (veja 
no capítulo 3, aula 2). 
Portanto, podemos determinar a polarida­
de também dos compostos orgânicos, sempre 
pensando na diferença de eletronegatividade 
dos átomos. 
POLARIDADE 
Nas cadeias de carbono, os átomos se unem 
por ligações covalentes. Se os átomos de carbo­
no dividem igualmente seus elétrons, não exis­
te diferença de eletronegatividade de um lado 
ou de outro da cadeia. 
O mesmo acontece com cadeias de carbono e 
hidrogênio. Esses elementos têm eletronegati­
vidades muito próximas. Portanto, o comparti­
lhamento de elétrons entre seus átomos é bem 
equilibrado. Daí, os hidrocarbonetos, que só 
contêm carbonos e hidrogênios, são sempre 
substâncias apoiares. 
Mas um composto orgânico, em que exista 
outro elemento químico além do carbono e 
do hidrogênio, pode ser polar. Só depende do 
tamanho da cadeia principal e da eletronegati­
vidade dos grupos funcionais "pendurados" na 
cadeia principal. 
Nas funções oxigenadas e nitrogenadas, as 
ligações entre o carbono e os átomos de oxigênio 
ou nitrogênio são desiguais, pois a eletronegati­
vidade do carbono e dos dois outros elementos 
é muito diversa. Além disso, as funções oxigena­
das ou nitrogenadas podem, ainda, conter hidro­
gênios ligados a outros oxigênios ou nitrogênio. 
Nesse caso, também há diferença de eletronega­
tividade e, portanto, forma-se um dipolo - literal­
mente, dois polos, um positivo, outro negativo. 
Então, os compostos de funções oxigenadas 
e nitrogenadas têm sempre uma parte apo­
Iar (a cadeia carbônica que apresenta apenas 
átomos de carbono ligados a átomos de hidro­
gênio) e uma parte polar, em que há a forma­
ção de um dipolo. 
No entanto, as moléculas orgânicas apresen­
tam sempre um equilíbrio de forças: aquelas 
que têm um dipolo mas a parte apoiar é peque­
na (contendo de um a quatro átomos de carbo­
no, apenas) são predominantemente polares. 
Veja dois exemplos de moléculas desse tipo: 
H H 
I I 
H - c - c - lo H I 
I I polar H H 
apoiar ---.-/ 
Molécula polar 
H 
I w:l70 
H - C - C 
I '- o-H H polar 
apoiar 
Molécula polar 
Se a cadeia de carbono é grande (com mais 
de quatro átomos), mesmo que a molécula 
apresente um dipolo, dizemos que ela é predo­
minantemente apoiar. É o que acontece com 
os óleos essenciais, usados nas indústrias ali­
mentícia e farmacêutica: 
geraniol carvona 
CARVONA O dipolo está na 
"POLARIDADE E SOLUBILIDADE 
Já vimos na química inorgânica: 
� Para que um composto qualquer se dissol­
va em outro, é preciso que haja algum tipo 
de interação entre soluto e solvente; 
� Na dissolução de compostos iônicos em 
água, a interação ocorre entre os íons do 
composto e os dipolos da água (veja no ca­
pítulo 3, aula 3); 
� Também para os compostos moleculares, 
para que haja dissolução, tem de haver 
interação entre as moléculas do solvente 
(água) e do soluto. Moléculas polares inte­
ragem com moléculas polares, e moléculas 
apoiares, com moléculas apoiares. A regra 
geral: semelhante dissolve semelhante. 
Tudo isso é válido também para os compos­
tos orgânicos. 
Os hidrocarbonetos são sempre apoiares e, 
por isso, sempre insolúveis em água. Molé­
culas predominantemente apoiares como os 
óleos e as gorduras também são insolúveis em 
água. Já o etano!, o ácido acético e os açúcares, 
como a glicose e a frutose, são compostos pre­
dominantemente polares - o que lhes garante 
grande solubilidade em água. Na dissolução, os 
grupamentos polares interagem com as molé­
culas da água e, assim, o composto se dissolve. 
Veja abaixo os grupamentos polares de dois 
compostos: 
H, �o 
c 
I H - C - OH 
I HO - C - H 
I H - C - OH 
I H - C - OH 
I 
CH,OH Glicose 
CH,OH 
I C = O 
I OH - C - H 
I H - C - OH 
I H - C - OH 
I CH,OH 
Frutose 
De outro lado, a vitamina A (retino!) e a vi­
tamina D (calciferol) são moléculas predomi­
nantemente apoiares e, portanto, pouco solú­
veis em água. Mas são solúveis em gorduras, 
que são predominantemente apoiares. Veja: 
H,C 
� � OH 
GERANIOL O dipolo está 
na função álcool (C - OH). 
Mas a cadeia de carbonos 
função cetona (C=O). Mas, de novo, VITAMINA A As moléculas de retino/ contêm grande número de 
é muito grande. Molécula 
predominantemente apoiar 
é grande o número de átomos carbonos. Por isso, apesar de terem uma região de dipolo, são 
de carbono. Então, a molécula é predominantemente apoiares. Assim, só se dissolvem bem em 
predominantemente apoiar solventes também apoiares, como as gorduras 
ORGANICA EM BOTIJÃO 
Os botijões usados nas 
cozinhas contêm gás 
l iquefeito de petróleo 
(GLP), uma mistura dos 
hidrocarbonetos butano 
e propano 
GE QUIMICA 2015 • 125 
VALE A PENA ANOTAR 
o que mantém a água no 
estado sólido ou líquido são 
pontes de hidrogênio. 
Uma única molécula pode 
atrair até quatro outras 
moléculas. Veja: 
ATENÇÃO 
Ligações interatômicas 
são as que ocorrem entre 
os átomos para formar 
uma substância. Forças 
i ntermoleculares são as 
interações que ocorrem 
entre as moléculas, que 
põem a substância no 
estado sólido ou líquido. 
126 • GE QUIMICA 2015 • 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
São as forças de atração entre uma molécula 
e sua vizinha. A alteração do estado físico de 
uma substância depende da intensificação ou 
destruição dessas forças. No estado sólido, as 
moléculas estão mais próximas. Por isso, apre­
sentam interações intensas. No estado líquido, 
mais afastadas, as moléculas interagem mais 
fracamente. No estado gasoso, essas forças sim­
plesmente não existem. 
Quanto mais intensas são essas interações, 
mais difícil é mudar o estado físico de um mate­
rial, porque a destruição das forças intermolecu­
lares exige mais energia. Daí, podemos concluir 
que, quanto mais intensas forem as forças in­
termoleculares, mais altos serão o ponto de 
fusão (PF) e o ponto de ebulição (PE). 
Comparadas às ligações covalentes e iônicas, 
que unem os átomos, as forças intermolecu­
lares são fracas. Essas forças surgem devido à 
diferença de polaridade das moléculas e são 
diferentes para moléculas polares e apoiares. 
.,.. As moléculas apoiares interagem pelas 
forças de London ou forças de Van der 
Waals, as mais fracas de todas. São substân­
cias que apresentam os menores pontos de 
fusão e de ebulição entre os compostos or­
gânicos. Mas, quanto maior a cadeia carbô­
nica, maior a molécula e, também, maior a 
interação entre elas. Isso significa que entre 
as moléculas apoiares, o PF e o PE sobem à 
medida que a molécula cresce. Confira na ta­
bela abaixo. 
COMPOSTO FORMULA P.F. (•C) P.E. (•C) 
Metano CH, -183 -162 
EtanoCH3CH3 -172 - 88,5 
Propano CH3CH,CH3 -187 - 42 
Butano CH3(CH,),CH3 -138 o 
Pentano CH3(CH,h(H3 -130 36 
Hexano CH3(CH,),CH3 - 95 6g 
Heptano CH3(CH.ls(H3 - 90,5 g8 
.,.. Já as moléculas polares podem interagir por 
meio de dois tipos de força: os dipolos per­
manentes e as pontes de hidrogênio (ou . 
ligações de hidrogênio). Cetonas, aldeídos, 
éteres e ésteres não fazem pontes de hidro-
gênio. Suas moléculas interagem por dipolos 
permanentes. As pontes de hidrogênio se 
formam apenas quando, na molécula, um 
hidrogênio se liga ao flúor, ao oxigênio ou 
ao nitrogênio (F, O, N). As pontes aparecem 
nos álcoois, fenóis, ácidos carboxílicos, 
aminas e amidas. 
R - O - H 
álcool 
R - N - H 
I 
H 
amina 
fenol 
o 
o 
11 
R - C - OH 
ácido carboxílico 
li 
R - C - N - H 
I 
H 
amida 
PONTES DE HIDROGÊNIO Todos esses compostos orgânicos contêm 
um átomo de hidrogênio ligado ao oxigênio ou ao nitrogênio 
As pontes de hidrogênio são mais poderosas 
que os dipolos permanentes. Por isso, os com­
postos que contêm ligações de hidrogênio entre 
suas moléculas têm maiores PF e PE, se compa­
rados com os que interagem apenas por dipolos 
ou por forças de London. Nesse caso, também, 
quanto maior a molécula (quanto maior for a 
massa molar da substância), mais altos serão os 
PF e PE das substâncias. Veja na tabela abaixo: 
COMPOSTO 
1 CH3 - O - CH3 
2 CH3 - CH, - OH 
FUNÇÃO 
MASSA 
MOLAR 
PF 
(•() 
PE 
(•C) 
éter 46 g/mol -140 -24 
álcool 46 g/mol -ll5 78,3 
3 CH3 - CH, - O - CH, - CH3 éter 74 g/mol -n6 34,6 
4 CH3 - CH, - CH, - CH, - OH álcool 74 g/mol -go ll7,7 
A MASSA FAZ DIFERENÇA Entre compostos cujas moléculas têm 
massas molares próximas, têm PF e PE mais altos aqueles com força 
intermolecular mais intensa. Na tabela, entre os compostos 1 e 2, 
ou entre 3 e 4, a força intermolecular é maior nos compostos 2 e 4 
devido às pontes de hidrogênio. Por outro lado, entre compostos 
com mesmo tipo de interação intermolecular, quanto maior é a 
massa molar, mais altos são os PF e PE. Compare os PF e PE dos 
compostos 1 e 3 ou 2 e 4. 
_ Reasões 
orgamcas 
UMA AJUDINHA NA PIA Sabões e detergentes el iminam a gordura porque forçam a interação entre as moléculas de gordura e as da água 
Carbono por todos os lados 
São tantos os tipos de reações que envol­
vem compostos orgânicos, que as cadeias 
de carbono são praticamente onipresentes 
no nosso dia a dia. Existem desses compostos 
nos alimentos industrializados, nos frascos de 
xampu, no próprio xampu, no revestimento 
antiaderente das panelas, nas garrafas de refri­
gerante e na estrutura dos automóveis. 
Esta aula apresenta apenas algumas das mais 
importantes reações orgânicas: a hidrogena­
ção, a esterificação, a saponificação e as rea­
ções de polimerização. É importante que você 
aprenda a reconhecer as principais caracterís­
ticas desses compostos e reações, bem como 
sua estrutura básica. 
HIDROGENAÇÃO CATALÍTICA 
É a reação usada na produção de margarina 
com óleos vegetais. A reação ocorre pela adi­
ção de uma molécula de H2 a uma molécula de 
composto orgânico que faz uma ligação dupla 
ou tripla (chamadas insaturações). Veja: 
1. A molécula 
de eteno tem 
uma dupla 
ligação entre 
os átomos de 
carbono 
2. Cada átomo 
da molécula 
H, liga·se a um 
dos carbonos 
do eteno 
H H 
I I N i � H - C - C -H 
I I 
3 O símbolo N i 
indica que foi 
usado níquel 
como catalisado r. 
E o símbolo f1 
informa que a 
reação aconteceu 
sob aquecimento 
H H 
etano 
0 
4. Com a 
entrada dos 
átomos de 
hidrogênio, 
os carbonos 
trocam a 
ligação dupla 
por simples 
Essa é uma reação muito lenta e, por isso, preci­
sa ser catalisada. Os catalisadores mais utilizados 
são o níquel (como na reação acima) e o paládio. 
As gorduras e os óleos - como aqueles com 
que se fabrica a margarina - são triglicerídeos, 
triésteres do glicerol (ou glicerina). Ésteres são 
compostos formados de álcoois e ácidos car-
GE QUIMICA lOIS • 127 
boxílicos (veja na aula 2 e mais adiante, nesta 
aula). No caso dos óleos usados na produção de 
margarina, o álcool é o glicerol, e o ácido car­
boxílico, um ácido graxo. Abaixo você vê um 
exemplo de um triglicerídeo. Dependendo da 
cadeia lateral, o triglicerídeo é saturado (con­
tém apenas ligações simples) ou insaturado 
(apresenta ligações duplas). 
Triglicerídeos 
o 
� CH,- 0 O 
CH - 0� CH,- 0� 
glicerina + 3 ácidos graxos 
SATURADA 
Cada zigue·zague representa uma cadeia de carbonos de um ácido 
graxo, que se liga à molécula de glicerina. O triglicerídeo é saturado 
porque todas as ligações entre os carbonos dessa cadeia são simples. 
o 
� CH,- 0 O 
CH - 0� I � CH2- 0 -
MONOINSATURADO 
Este triglicerideo tem duas cadeias com ligações simples e uma 
delas com uma l igação dupla. E monoinsaturado. 
� CH,- 0 O -CH - 0� CH,- 0� 
POLHNSATURADO 
Este trigl icerideo é poiHnsaturado porque tem mais de uma cadeia 
de carbonos com ligações duplas. 
As gorduras são saturadas, e os óleos, insatura­
dos. Essa diferença na estrutura faz com que as 
gorduras tenham uma consistência muito mais 
firme que a dos óleos. Na fabricação da margari­
na, os óleos são total ou parcialmente hidrogena­
dos, dependendo da consistência desejada. 
A gordura saturada é mais prejudicial ao or­
ganismo. É ela que se acumula nas artérias e au­
menta o risco de doenças cardiovasculares. Esse 
tipo de gordura é próprio das carnes. Já as gor­
duras insaturadas aumentam o colesterol bom 
(HDL). A maioria dos óleos vegetais é consti­
tuída de triglicerídeos insaturados. O azeite de 
oliva é um óleo monoinsaturado. Já os óleos de 
canola e girassol são poli-insaturados. 
128 • GE QUIMICA 2015 • 
ESTERIFICAÇÃO 
É o produto da reação entre um ácido carboxílico e um álcool: 
Ácido carboxílico t Alcool 
o 1/ 
CH - C + 3 
\ 
OH 
És ter + Água 
A reação inversa - éster + água � ácido carboxílico + álcool - chama­
se hidrólise ácida dos ésteres, porque só ocorre em meio de pH < 7. 
Outro tipo de reação dos ésteres é a transesterificação. Nela, o ál­
cool que deu origem ao éster é substituído por outro tipo de álcool. O 
processo da transesterificação é utilizado, por exemplo, na produção do 
biodiesel com óleos vegetais. 
o 1 1 
o 1 1 
O- C - R + 3 H3C - OH OH + 3 R - C - O - CH 3 
o 1 1 
O - C - R 
Oleo vegetal ou animal 
(Ésteres de glicerina) 
SAPONIFICAÇÃO 
Alcool 
metílico 
G l icerina 
indústria de cosméticos, 
farmacêutica e al imentos 
És teres metílicos 
dos ácidos graxos 
t. 
BIODIESEL 
Também chamada de hidrólise básica de ésteres, a reação de sapo­
nificação é a que produz o sabão. Nela, forma-se um sal orgânico ou de 
ácido carboxílico. Para fabricar sabão, empregam-se óleos ou gorduras e 
hidróxido de sódio. Veja: 
H H 
I I 
H-C-0-0C-(CH )-CH H-C - OH 
I 2 14 3 
I 
H-y -O-OC-(CHl)ii;-CH3 + 3NaOH-. H-y -OH +3 CH3- (CHl)ii;- COO-Na+ 
H-C -O-OC-(CH2)ii;-CH3 H-C -OH 
I I 
H H 
Tripalmitil·glicerol 
é uma gordura, 
triglicerídeo saturado 
Hidróxido de sódio 
é um reagente na 
produção de sabão 
Glicerol é um álcool, 
um dos produtos 
da reação de 
saponificação 
Palmitato de sódio 
é um sal orgânico 
que tem uma 
extremidade polar 
e outra apoiar. 
Este é o sabão 
NA PRATICA 
A característica de ter u ma extrem idade polar 
e outra apoiar dá ao pal m i tato de sódio u ma 
p rop riedade i m portante é e le que poss ib i l ita 
d i ssolver a gord u ra em água. Por s i só, a água 
não remove gordu ras porque suas molécu las são 
polares, e as de ó leo, apoiares. (Lembre-se, q uanto 
à polaridade, iguais atraem iguais u m composto 
po lar d i ssolve só com postos polares, e um apoiar só 
d i sso lve compostos apoiares.) O sabão, no entanto, 
por sua estrutura, consegue "jogar nos do is t imes". 
A cadeia de carbono é apoiar. 
Por isso, interage bem com o 
óleo e a gordura, que também 
são apoiares 
A extremidade da 
cadeia é polar. Assim, 
i nterage com a água, 
que também é polar 
Quando se lava uma peça de rou pa, gotas 
m ic roscópicas de gord u ra são envolvidas pelasmo lécu las do sabão e formam estrutu ras chamadas 
micelas. Numa micela, a ponta apoiar da cadeia 
do sabão i n terage com o ó leo, e a extrem idade 
polar, com a água. A gord u ra é, ass im, arrancada da 
su perf íc ie e baia solta, na água. A roupa f ica l i mpa 
Agua �T� 
' Oleo � ······ Sabão 
MC.l \, 
POLIMERIZAÇÃO 
A palavra polímero já descreve que tipo de 
composto é este: poli (muitos) / meros (partes). 
Os polímeros são macromoléculas formadas por 
reações em que uma pequena parte (o monôme­
ro) se repete centenas ou milhares de vezes. 
1111 unidade monomérica 
O polietileno, por exemplo, o plástico mais 
popular do mundo, é fabricado pela reação de 
polimerização do monômero etileno. Veja: 
H H 
\ I 
n c = c etileno (ou eteno) 
I \ 
H H 
Os polímeros costumam ser representados assim: 
H H H H H H H H H H H H 
I ' { ' 1 } 1 I I 1 { 1 1 } 1 I 
c-e c-e c -c-c-e c- e c-e 
I I I I I I I I I I I I 
H H H H H H H H H H H H 
v 
H H Tudo o que está dentro dos { 1 1 J parênteses é o monômero 
C
1 
- C
1 
A letra n indica o 
número de vezes que 
H H n < esse monômero se 
polietileno 
repetirá numa molécula 
polimerizada • 
Este é um polímero de adição, pois um composto originalmente insa­
turado torna-se saturado. Esse tipo de reação cria muitos polímeros co­
muns no dia a dia, como isopor e borracha sintética. Veja alguns desses 
polímeros, seus monômeros e sua representação. 
NOME DO POLIMERO MONOMERO REPRESENTAÇAO DO POLI MERO 
Polietileno H2C = CH2 
-f CHl- CHih;-(plásticos) Eteno (etileno) 
H CI 
\ I JH,J�l Policio reto de vini la C = C 
(PVC) I \ 
H H 
Cloreto de vini la 
H ©J JH:2:l \ 
Poliestireno C = C 
(isopor) I \ 
H H 
Vini l benzeno (estireno) 
Outros polímeros são formados por condensação. Nesse caso, no pro­
cesso de união de muitas moléculas são eliminadas moléculas pequenas, 
como a da água. É o caso dos poliésteres, como o PET, e das poliamidas, 
como o náilon. É, também, o que acontece na formação das proteínas. 
As proteínas são polímeros naturais. Seus monômeros são aminoáci­
dos e eles são unidos por ligação peptídica - aquela em que um grupo car­
boxila se liga a um grupo amina. Veja a estrutura de um aminoácido: 
o 
1 1 
Cadeia lateral R - CH - COH Grupo carboxila 
I 
N H2 Grupo amina 
Quando dois aminoácidos reagem, o grupo carboxila de um se liga ao 
grupo amina do outro. Dessa combinação, escapa uma molécula H20. Duas 
moléculas de aminoácidos juntas formam um dipeptídeo. A junção de vá­
rias delas forma a macro molécula proteica, chamada polipeptídeo. Veja: 
O � ... ... ... H : R' Oipeptídeo QR' 
11 1 � - 1 I 1 1 I 
NH2CH -C -�OH o + H N-CH -C02H - H20 + NH2-CH C- N H CH - C02H 
I · - � / I 
R � R ligação peptldica 
GE QUI MICA 2015 • 129 
Capítulo_ 
EXERCÍCIOS 
1. 
(Espcex /Aman 2014, adaptada) O besouro bom barde i ro (Bra­
chynus crep ta ns) poss u i u m a a r m a q u ím i ca extremam ente 
poderosa. Quando n ecessár io, e l e gera u ma reação q u ím i ca 
em seu abdômen, l i b e rando uma su bstânc i a d e n o m i nada d e 
p-benzoq u i nona ( o u 1,4-benzoq u i n ona) na fo rma d e u m I íq u i d o 
quente e i rr i tante, c o m em i ssão de u m r u í d o semel hante a u m a 
pequena exp losão, d a n d o o rigem a o seu nome pecu l iar. 
o=\:)= o 
Fórmula estrutural da 
p-benzoqu inona 
Acerca dessa substância qu ímica, são feitas as seguintes afirmativas: 
I. Sua fó rm u la mo lecu lar é C6H402. 
11. Ela pertence à função feno I. 
Das afi rmativas fe itas está(ão) correta(s) apenas: 
a) 1 
b) l i 
c ) I e l i 
d) N e n h u m a afi rmação está correta. 
RESOLUÇÃO 
A questão exige que você tenha memorizado algumas regras de 
representação e função de cadeias carbônicas. Analisando cada 
uma das afirmações: 
1. a representa ção estrutural bastão, como a apresentada na 
questão, os á tomos de H são n orma lmente omitidos. Se co­
locássemos os hidrogênios n o diagrama, eles estariam n os 
seguintes pontos: 
H H 
I I 
c c 
o ==<C?= o 
c c 
I I 
H H 
Pela representação, podemos deduzir a fórmula m olecular, 
simplesmente contando o n úmero de átomos: 
· Seis carbonos: C6; 
· Qua tro H: H4; 
· Dois O: Oi 
Então a fórmula molecular geral é C6H40]. Afirmação correta. 
130 • GE QUIMICA 2015 • 
11. Existem, ainda, duas ligações duplas do C com O (grupo car­
bonila). 
cetona cetona 
Como essas ligações in terrompem a cadeia de C, a função é 
cetona. A afirmação está incorreta. 
Resposta: alternativa a 
2. 
(UEL 2014, adaptada) A gasol i na é uma mistura de vários compostos. 
Sua qual idade é medida em octanas, que def inem sua capacidade 
de ser compri m ida com o ar, sem detonar, apenas em contato com 
uma faísca e létrica p rod uzida pelas velas existentes nos motores 
de veícu los. Sabe-se que o heptano apresenta octanagem o (zero) e 
o 2,2,4-tr imeti l pentano ( isoctano) tem octanagem 100. Ass i m, u ma 
gasol i na com octanagem 8o é como se fosse u ma m istu ra de 8o% 
de isoctano e 20% de heptano. Com base nos dados apresentados e 
nos conhecimentos sobre h id rocarbonetos, responda: quais são as 
fórmu las estruturais s impl ificadas dos compostos orgânicos citados? 
RESOLUÇÃO 
Os compostos orgânicos citados no enunciado são o heptano e 
o 2,2,4-trimetilpentano. 
A través dos nomes temos as seguintes informações da cadeia 
principal. 
• Para o heptano: 
Prefixo: hept = 7 á tomos de carbono 
In fixo: an = ligações simples entre os átomos de carbono. 
Sufixo: o = hidroca rboneto (composto formado apenas por 
á tomos de carbono e hidrogênio). 
Portan to, a representação estrutural será: 
H3C - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 
· Para o 2,2,4-trimeti/pentano 
Prefixo: pent = 5 á tomos de carbono 
In fixo: an = ligações simples en tre os á tomos de carbono. 
Sufixo: o = hidrocarboneto (composto formado apenas por 
á tomos de carbono e h idrogênio). 
A informação 2,2,4-trimeti/ indica que há 3 radicais meti/ (CH3), 
dois na posição 2 e um na posição 4. Sabemos que as posições 
são definidas sempre da esquerda para a direita. 
Porta n to, a representação estru tural é: 
CH3 
1 1 2 3 4 5 
H3C - C - CH2 - CH - CH3 
3. 
I I 
CH3 CH3 
(Unesp 2014, adaptada) Segundo a Organ ização Mundia l da Saúde 
(OMS), atual mente ce rca de s% da popu lação m u n d ial sofre de 
depressão. U m a das su bstânc ias envo lv idas nesses d i stú rb ios é 
o neu rotransm issor seroton i na, p rod uz ido no metabo l i smo hu -
mano a part i r do tr i ptofano. O processo metabó l i co responsável 
pe la formação de seroton i na envolve a reação q u ím ica g lobal 
representada pela equação não balanceada fornec ida a segu i r. 
-
triptofano 
H 
�) 
HO� NH1 
serotonina 
A reação de conversão de tr i ptofano em seroton ina ocorre em 
d uas etapas metabó l i cas d i st i n tas. Com re lação a essas d uas 
s ubstânc ias e ao processo metaból ico em que elas estão envol · 
v idas, é correto af i rmar que 
a ) uma das etapas da conversão do tr i ptofano em seroton i na 
envolve a e l im i nação de um g rupo am ina. 
b) a seroton i na apresenta função álcool . 
c) uma das etapas da conversão do tr i ptofano em seroto n i na 
envo lve a e l im inação de um grupo carbox í l i co . 
d) apenas a seroton i na apresenta anel aromático. 
RESOLUÇÃO 
Analisando cada uma das alternativas: 
a) O composto pertence à função nitrogenada. Repare que dos 
dois lados da equação aparecem HN e NH, . Então não ocorre 
a eliminação de um grupo amina. Afirmação incorreta. 
-
HO 
triptofano 
b) Repare na fórmula do produto da reação: em um dos anéis ben· 
zênicos, o C faz uma ligação simples com a hidroxila (OH). Então a 
serotonina contém a função feno/, e não álcool. Afirmação incorreta. 
Fenol �'"' 
serotonina 
c) Uma das etapas da conversão do triptofano em serotonina 
envolve a eliminação de um grupo carboxílico (COOH). Repare 
que esse grupo some na reação. A afirmação está correta. 
triptofano serotonina 
d) O triptofano e a serotonina apresentam anéis aromáticos.Portanto, a afirmação está incorreta. 
Anel aromático 
Ov� NH1 
j o 
c -<" 
triptofano 
'oH 
Resposta: alternativa c 
Anel aromático 
- .,0-L,, 
serotonina 
Capítulo_ 
ISTO É ESSENCIAL! 
COM POSTOS ORGÃNICOS contêm uma cadeia 
pr inc ipal de átomos de carbono un idos por l i gação 
covalente s imp les, d u p la ou tr ip la a ametais - na 
maior ia das vezes, h i d rogên io, oxigên io, n i trogên io 
e enxofre. As cadeias podem ser abertas ou fechadas 
e ter ram i f icações. 
NOMENCLATURA Todo composto tem o nome for· 
mado por pref ixo ( núme ro de carbonos na cadeia 
princ ipal) + in fixo (ti po de l igações na cadeia) + sufixo 
(função orgânica do composto). 
PREFIXO 
(número de C) 
1 C - MET 
2 C - ET 
3 C - PROP 
4 C - BUT 
5 C - PENT 
6 C - HEX 
7 C - HEPT 
8 C - OCT 
9 C - NON 
10 C - DEC 
IN FIXO 
(tipo de ligação) 
AN (l igação s imples) 
EN (uma ligação dupla) 
IN (uma ligação tripla) 
DIEN (duas l igações 
duplas) 
DIIN (duas l igações 
triplas) 
SUFIXO 
(função orgânica) 
O - hidrocarboneto 
OL - álcool 
ÓICO - ácido carboxíl ico 
AL - aldeído 
ONA - cetona 
As ram if icações são nomeadas de acordo com o nú· 
mero de átomos de carbono que contêm. 
Número Exemplo 
de C na Prefixo de cadeia 
cadeia secundária 
1 C 
2 C 
3 ( 
Met 
Et 
Número de C Prefixo + 
nas cadeias sufixo (cadeia 
secundárias secundária) 
1 + il = metil 
+ il = etil 
+ i l = propil 
FUNÇÕES ORGÃNICAS Grupos funcionais são con· 
j u ntos de átomos q u e se l i gam de mane i ra bem 
específica à cadeia pr inc ipal, defi n i ndo uma função. 
Hidrocarbonetos contêm apenas átomos de carbo· 
no e h id rogên io . São d iv id idos em várias c lasses, 
de acordo com o t ipo de cadeia de carbono e o de 
l i gações - s imp les, d up las ou tr i p las. Pertencem às 
funções oxigenadas compostos com gru pos de 
átomos de ox igên io : á lcoo is, fenó i s, éteres, ác idos 
carbox í l i cos, ésteres, a lde ídos e cetonas. Campos· 
tos de funções n itrogenadas contêm n i trogên io : 
am inas e amidas. 
GE QUIMICA 2015 • 131 
CAPÍTULO 1 
1. 
(Mackenzie 2012, adaptada) Durante a rea l ização de uma au la 
prática a respeito da separação de misturas, o professor trouxe aos 
alunos três frascos A, B e C, contendo as seguintes m isturas binárias: 
A: l íqu ida homogênea, cujos pontos de ebu l ição d iferem em 25 oc. 
B: só l ida heterogênea, composta de nafta l i na (naftaleno) moída 
e areia. 
C: só l i do-l í qu ida homogênea, composta de NaCI e água. 
Dados: a naftal i na é um só l ido q u e sofre sub l imação; 
P E água = 100 o c; 
PE NaCI = 1 400 °( 
Assi nale a alternativa que contém, respectivamente, os processos 
ut i l izados para a separação i nequ ívoca dos componentes das 
m i stu ras A, B e C. 
a) dest i lação s imp l es, s ub l imação e f i l t ração. 
b) evaporação, catação e dest i lação frac ionada. 
c) desti lação fracionada, separação magnética e destilação simples. 
d) dest i lação frac ionada, sub l imação e dest i lação s imp les. 
e) dest i lação s imp l es, evaporação e dest i lação frac ionada. 
2. 
(UEPG 2012, adaptada) Um e lemento qu ím ico em seu estado 
fundamental apresenta a d istr i b u i ção e letrôn ica abaixo : 
- n ível 1 (K) : comp leto; 
- n ível 2 ( L): comp leto; 
- n ível 3 (M): 4 e létrons . 
Com relação a esse e lemento, ass inale o que for correto: 
a) Possu i n úmero atôm ico igua l a 14. 
b) Encontra-se no tercei ro período da tabela per iód i ca. 
c) Pertence à famí l i a do carbono. 
d) É um metal com e levada e letronegativ idade. 
e) _Nessa mesma fam í l ia, pode-se encontrar o e lemento germâ­
n i a (Z=32) 
3. 
(Fuvest 2012) Na obra O Poço do Visconde, de Monteiro Loba to, há 
o segu i nte d iálogo entre o Visconde de Sabugosa e a boneca Emíl ia: 
- Senhora Emília, explique-me o que é hidrocarboneto. 
A atrapalhadeira não se atrapalhou e respondeu: 
-São misturinhas de uma coisa chamada hidrogênio com outra 
132 • GE QUIMICA 2015 • 
coisa chamada carbono. Os carocinhos de um se ligam a os 
carocinhos de outro. 
Nesse trecho, a personagem Emíl ia usa o vocabu lário informal que 
a caracteriza. Buscando-se uma term inologia mais adequada ao 
vocabu lário ut i l izado em Química, devem-se su bst i tu i r as expres­
sões "mistur inhas", "co isa" e "caroci n hos", respectivamente, por: 
a) compostos, e lemento, átomos. 
b) m isturas, su bstânc ia, mo lécu las. 
c) su bstâncias compostas, mo lécu la, íons. 
d) m isturas, su bstância, átomos. 
e) compostos, íon, mo lécu las. 
4. 
(ITA 2009) Num exper imento, um estudante verif icou ser a mesma 
a temperatu ra de fusão de várias amostras de um mesmo material 
no estado só l ido e também que esta temperatu ra se manteve 
constante até a fusão comp leta. Cons idere que o material só l ido 
tenha s ido c lass i f icado como: 
I . Substânc ia s imples pura 
IL Substânc ia composta pura 
I IL Mistura homogênea eutética 
IV. Mistura heterogênea 
Então, das c lass i f icações acima, está(ão) e rrada(s) 
a) apenas I e 1 1 . 
b ) apenas l i e 1 1 1 . 
c) apenas 1 1 1 . 
d) apenas 1 1 1 e IV. 
e) apenas IV. 
CAPÍTULO 2 
S. 
(Udesc 2012) O le i te de magnésia é uma suspensão de Mg(OH), 1,1 
em água. Esta suspensão d isso lve-se com a ad i ção de HC 11aql 
gerando uma so lução f ina l aq uosa i nco lor que contém c loreto 
de magnésio. As fu nções qu ím icas das su bstâncias Mg(OH),, HCI 
e c loreto de magnési o, respectivamente, são: 
a) óxido, ácido e base 
b) óxido, ácido e sal 
c) base, ácido e óxido 
d) sal , ác ido e óx ido 
e) base, ácido e sal 
6. 
(Fuvest 2012) Observa-se que uma sol ução aq uosa satu rada de 
HC I l i be ra uma s u bstânc ia gasosa. Uma estudante de q u ím i ­
ca proc u ro u representar, por me io de uma f igu ra, os t ipos de 
part ícu las q ue predom inam nas fases aq uosa e gasosa desse 
s i stema - sem representar as partícu las de água. A f igura com a 
representação mais adequada ser ia 
® ® 
fase b) ® ® fase 
gasosa gasosa 
fase @ @ fase 
aquosa 0 ® aquosa 
c) @0 d) ®]) @0 fase @:(0 fase 
gasosa gasosa 
® ® fase @ ® fase ® @ aquosa ® @ aquosa 
e) ® ® 
® fase ® gasosa 
� · fase 
@@ aquosa 
7. 
(PUC-RJ 2013, adaptada) Para a reação entre duas su bstânc ias 
mo lecu lares em estado gasoso, cons iderando a teoria das co l i ­
sões, o aumento da velocidade da reação causada pela presença 
de um cata l i sador é devido: 
a) ao aumento i n stantâneo da temperatu ra que ace l e ra a agi ­
tação das mo lécu las. 
b) ao aumento da taxa de col isão entre os reagentes, porém preser­
vando a energia necessária para que a col isão gere prod utos. 
c) à d im i n u i ção da energ ia de ativação para que a co l i são entre 
as molécu las, no i n íc io da reação, gere prod u tos. 
d) ao aumento da energ ia de ativação que é a d iferença entre a 
energ ia f ina l dos reagentes e dos p rodu tos. 
e) à d im i n u i ção do calor l i berado na reação. 
8. 
(Espcex 2013) A água oxigenada ou so lução aquosa de peróx ido 
de h i d rogên i o H,O, é uma espéc ie bastante ut i l izada no d ia a 
d ia, na des i n fecção de l entes de contato e fer imentos. A sua 
decomposição produz oxigên io gasoso e pode ser acelerada por 
a lguns fatores, como o i ncremento da temperatu ra e a ad i ção de 
catal i sadores. Um estudo exper imental da ci nét ica da reação de 
decomposição da água oxigenada fo i real izado alterando-se fato­
res como a temperatu ra e o emprego de cata l i sadores, segu indo 
as cond i ções exper imenta is l istadas na tabela a segu i r: 
Tempo de 
Condição 
Duração da 
Temperatura 
Reação no Catalisador 
Experimental 
Experimento (t) (•q 
1 t, 60 ausente 
2 t, 75 ausente 
3 tl go presente 
4 t4 90 ausente 
Anal isando os dados fo rnec idos, ass i na le a alte rnat iva correta 
que i n d ica a o rdem crescente dos tempos de d u ração dos ex­
per imentos. 
a) t, < t, < t3 < t4 
b) tl < t4 < t, < t, 
c) tl < t, < t, < t4 
d) t4 < t, < tl < t, 
e) t, < t3 < t4 < t, 
9. 
(Ufop 2010, adaptada) Cons idere o gráf ico a segu i r,que mostra 
a variação de energia de uma reação q ue ocorre na ausência e 
na p resença de catal i sado r. 
Produtos 
Caminho de reação 
a) Qual das d uas c u rvas refere-se à reação não cata l i sada� 
b) Qual é a função do cata l i sador nesse processo� 
10. 
(Mackenzie 2009) Na Terra, há do i s gases no ar atmosfé r ico que, 
em consequênc ia de descargas e létricas em tempestades (raios), 
podem reag i r fo rmando monóx ido de n itrogên io e d ióxido de 
n itrogên io . As fó rmu las dos reagentes e dos produtos da reação 
c i tada são, respectivamente 
a) H, e O,; N, e N,O. 
b) O, e N,O; N, e NO,. 
c) N, e 0,; NO e NO,. 
d) O, e N,; N,O e NO,. 
e) N, e H,; N,O e N,04. 
GEQUIMICA2015 . 133 
11 
s 11 
.......... li 
Simulado_ 
11. 
(Udesc 2009) A água pu ra e o ácido c loríd r ico puro são péss imos 
cond utores de corrente e létr ica. Exp l i q ue como uma so l u ção 
d i l u ída de ácido c lor ídr ico em água pode ser boa condutora de 
corrente e létr ica. 
12. 
(Uemg 2010) O modelo a segu i r representa o estado in ic ial de um 
sistema em q u e átomos de um mesmo e lemento q u ím ico são 
representados por esferas de mesma cor, e átomos de e lementos 
químicos d istintos são representados por esferas de cores d iferentes. 
Ass ina le a alternativa que corresponde ao modelo correto para o 
sistema f inal, após uma reação qu ím ica envolvendo as molécu las 
representadas no s istema i n ic ia l , ac ima descr ito . 
b) � 
CAPÍTULO 3 
13. 
(UFF 2012) "Na natu reza nada se cr ia, nada se perde, tudo se 
transfo rma" é a def i n i ção do q u ím ico francês Anto i n e Lavo i ­
s ier (1743-1794) para sua teor ia de conservação da matéria. E le 
descobr iu q ue a combustão de uma matér ia só acontece com 
o.oxigên io, contrar iando a teor ia do a lemão Stah l . O háb i to de 
sempre pesar na balança tudo o que anal i sava levou Lavo is ie r a 
des.:obr i r que a soma das massas dos reagentes é igual à soma 
das massas dos produtos de uma reação e, ass im, a cr iar a Lei de 
Conservação das Massas. Cons id ere a reação não balanceada a 
segu i r: C6H n061sl + 0,1&1 -7 CO,Igl + H,0111 
Com base nos ens i namentos de Lavo is ie r, pode-se af i rmar que 
para reagi r com 25,0 g de g l i cose 
(Dados (g/mol) : C = 12; H = 1; O = 16} 
134 • GE QUIMICA 2015 • 
a) são necessárias 15,0 g de co,. 
b) são prod uz idas 36,7 g de H,O. 
c) são necessárias 32,0 g de O,. 
d) são produz idas 44,0 g de CO,. 
e) são necessárias 26,7 g de O,. 
14. 
(UFRGS 2012) Um exper imento cláss ico em au las p ráticas de 
q u ím ica consi ste em mergu l har past i l has de zi nco em sol ução de 
ácido clo ríd rico. Por meio desse proced imento, pode-se observar 
a formação de pequenas bolhas, devido à l i beração de h id rogên io 
gasoso, conforme representado na reação aj ustada abaixo. 
Zn + 2 HCI -7 ZnC I, + H, 
Ao real izar esse experimento, um aluno submeteu 2 g de past i l has 
de zi nco a um tratamento com ácido c lorídr ico em excesso. Com 
base nesses dados, é correto af i rmar q ue, no experimento real i­
zado pelo al uno, as bol has formadas l i beraram uma q uantidade 
de gás h i d rogên i o de, aproximadamente, 
(Dado (em g/mo l) : Zn = 65} 
a) 0,01 moi. b) 0,02 moi. c) 0,03 mo i . d) o,o6 moi. e) 0,10 mo i . 
15. 
(Enem 2011) "O peróxido de h i d rogên io é comumente ut i l izado 
como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em 
traba lhos de restau ração de quad ros enegrec idos e no c larea­
mento de dentes. Na presença de so l uções ácidas de oxidantes, 
como o permanganato de potáss io, este óx ido decompõe-se, 
conforme a equação a segu i r: 
5H,O,Iaql + 2 K M n 04faql + 3 H,5041aql -7 5 O,lgl + 2 M n S 04iaql + K,S04iaql 
+ 8 H,O(I) " 
Fonte.· ROCHA-FILHO, R. C R.; SILVA, R. R. I n trodução aos Cálculos da Química. 
São Paulo: McGraw-Hill, 1992. 
De acordo com a esteq u iometr ia da reação descr i ta, a quanti ­
dade de permanganato de potáss io ( K M n04} necessár ia para 
reag i r comp letamente com 20,0 mL de uma so l ução 0,1 mo i/L 
de peróx ido de h i d rogên io (H,O,) é igual a 
a) 2,0 . 10° mo i 
b) 2,0 . 10 3 mo i 
c ) 8,o . 10·' moi 
d) 8,0 . 10 4 moi 
e) 5,0 . 10 3 mo i 
16. 
(UEG 2011) Cons idere que a 100 mL de uma so lução aq uosa de 
s u l fato de cobre com uma concentração igua l a 40 g/L foram 
ad ic ionados 400 mL de água dest i lada. Nesse caso, cada L da 
nova so l u ção apresentará uma massa, em g, igual a : 
a) 2 
b) 4 
c) 8 
d) 10 
17. 
(UFG 2012) A equação a segu i r ind ica a obtenção do etano! (C,HGO) 
pe la fermentação da sacarose (C,,H,O,). 
Por este processo, para cada 1 026 gramas de sacarose, obtém-se 
uma massa de etano! de: 
a) 132 g 
b) 138 g 
c) 176 g 
d) 528 g 
e) 552 g 
Dados: 
M do c = 12 g/mol 
M do H = 1 g/mo l 
M do O = 16 g/mo l 
18. 
(UFPR 2010) Du rante a temporada de verão, um veran i sta i nte­
ressado em qu ím ica fez uma anál ise da água da P raia Mansa de 
Caiobá. Pôs para evaporar ao ar l ivre 200 ml de água dessa praia, 
e o material só l ido resu l tante e le colocou no forno de sua casa, 
l i gado a 180 •c, por algumas horas. Ao pesar o material resu l tan­
te, ele encontrou 6 gramas de só l ido como resu ltado. Supondo 
que o mater ia l encontrado pe lo veran i sta era NaCI (59 g/mo l), 
ass i na le a alternat iva que apresenta a concentração desse sal 
na água do mar, em mo I/L. 
a) o,s b) 1. c) 3,4. d) 0,2. e) 0,1. 
CAPÍTULO 4 
20. 
(UFRR) 2008) Desde a pré-h istória, q uando aprendeu a manipular 
o fogo para coz i n har seus al imentos e se aq uecer, o homem vem 
percebendo sua dependência cada vez maior das várias formas de 
ene rgia. A energia é importante para uso i ndustr ial e doméstico, 
nos transportes etc. Existem reações q u ím icas que ocorrem com 
l i beração ou absorção de energia, sob a forma de calo r, denomi­
nadas, respectivamente, exotérm icas e e ndotérmicas. Observe 
o gráf ico a segu i r e ass i nale a alternativa correta: 
entalpia (H) 
A H, 1------,-�- - - - - - - - - - - - - - - - -
4H 
H, - - - - - - -
' 
' 
B 
caminho da reação 
a) O gráf ico representa uma reação endotérmica. 
b) O gráf ico representa uma reação exotérm ica. 
c) A ental p ia dos reagentes é igual à dos prod utos. 
d) A ental p ia dos prod utos é maior que a dos reagentes. 
e) A variação de ental p ia é maior q ue zero. 
21. 
(CFTSC 2008) Observe as equações termoqu ím icas: 
I) H,O(I) � H2fgl + 1h 0,181 
1 1) CH4181 + O, lgl � CO,Igl + 2 H,O(g) 
1 1 1) H+laql + OH-Iaql � H,O(I) 
IV) CaOigJ Ca1s1 + 3 H,lgl 
L'.H = + 68,3 k cal 
L'.H = - 210, 8 kcal 
t.H = - 13,8 kcal 
L'.H = + 20,2 kcal 
19. São exotérm icas as reações i n d i cadas nas equações: 
(PUC-MG 2009) Cons idere o d iagrama energético de u ma reação a) li e 1 1 1 . b) I e 1 1 . c) I e IV. d) li e IV. e) I, li e I V. 
a segu i r: 
Energia 
Caminho da reação 
O valo r representado por A corresponde: 
a) à energia de ativação da reação. 
b) à enta lp ia da reação. 
c) à entropia da reação. 
d) à veloc idade da reação. 
22. 
(PUC-RJ 2013) A uma so l u ção aq uosa d e s u l fato d e cobre de 
coloração azu l i n troduz-se um prego de ferro. Após a lguns m i nu­
tos, nota-se na parte externa do prego co loração averme lhada, 
i n d i cando q u e ocorreu uma reação. Os potenc i ai s-pad rão de 
red ução do cobre e do ferro são i nd i cados abaixo: 
Cu" (aq) + 2 e· � Cu (s) E0 = + 0,34 V 
Fe3' (aq) + 3 e· � F e (s) E0 = - 0,44 V 
Sobre a espontaneidade deste fenômeno, é correto 
a) o íon Cu'' sofrer oxidação. 
b) o íon Fe3' sofrer redução. 
c) o cobre metál i co (Cu0) vai transfer i r e létrons ao íon ferro (Fe3'). 
d) o íon Cu'' ser o agente oxidante. 
e) a d i ferença de potenc ial-pad rão da p i l h a que se forma ser 
+ 0,38 v. 
GE QUIMICA 20JS • 135 
11 
s 11 
..._ ..... li 
Simulado_ 
23. 
(PUC-RS 2006) Uma i mportante ap l i cação dos calores d e d isso­
l ução são as compressas de e me rgênc ia, u sadas como p ri m e i ro 
socorro em contusões sofr idas, por exe m p l o, d u rante p ráti cas 
esportivas.Exem p los de su bstânc ias q u e podem ser u t i l izadas 
são CaCI , 1,1 e N H4N031,1, cuja d i sso l ução em águ a é rep resentada, 
respectivamente, pelas equações termoqu ím i cas: 
CaCI , 1,1 --) CaC 1 ,1aqJ t�H = - 82,7 kJ/mol 
N H4N031,1 -7 N H4N03taqJ tiH = + 26,3 kj/mol 
Com base nessas equações termoq uímicas, é correto afirmar que 
a) a compressa d e CaCI, é fr ia, pois a reação ocorre com absorção 
de calor. 
b) a com pressa d e N H4N03 é quente, u ma vez q u e a reação ocorre 
com l i be ração de calo r. 
c) a com pressa d e CaCI, é q uente, já q u e a reação é exotérm ica. 
d) a compressa de N H4N03 é fr ia, v i sto q u e a reação é exotérmica. 
e) o efeito té rm ico p rod uz ido em am bas é o mesmo. 
24. 
(UCS 2012) A d escoberta da bater ia de l ít io v iab i l izou o uso de 
marca-passos card íacos, poss i b i l i tand o o p ro longamento d a 
v i d a h u mana. Entre a s vantagens q u e a s bater ias de l ít io ofe re­
cem estão o seu pequeno tamanho, a baixa massa e o e l evado 
conteúdo energético. Cons ide rando as semi rreações de redução 
representadas abaixo, ass i na le a alternat iva correta. 
Li+ (aqJ + 1e· -7 LitsJ E0 = -3,05 V 
Zn2+ (aqJ + 2e· -7 ZntsJ P = -0,76 V 
a) O z inco metá l i co é oxidado espontaneamente, em presença 
do íon l ít i o. 
b) O l ít i o m e tá l i co é u m agente red u to r ma is fo rte d o q u e o 
z i nco m etál ico. 
c) O l ít io metá l i co é um agente ox idante mais fo rte do que o 
z i nco metá l ico . 
d) O íon l ít io e o z i nco metá l ico, em so lução e l etrol ítica, formam 
u ma cé l u la galvân i ca. 
e) O íon l ít io sofre red ução, em p resença do z i nco metál i co. 
25. 
(PUC·RJ 2008) O trabalho produz ido por uma p i l ha é p roporcional 
à d i ferença d e potencia l (dd p) nela desenvolv ida q uando se u n e 
u m a m ei a-p i l ha onde a reação de red u ção ocorre espontanea­
mente (catodo) com outra meia-p i l ha onde a reação de oxidação 
ocorre espontaneamente (anodo). 
Ag --) Ag+ + e E = - o,8o V 
Cu -7 Cu2+ + 2e E = - 0,34 V 
Cd --) Cd'+ + 2e E = + 0,40 V 
F e --) Fe2+ + 2e E = + 0,44 V 
Zn --) Zn'+ + 2e E = + 0,76 V 
136 • GE QUI MICA 2015 • 
Com base nas sem i rreações anter iores, co locadas no sent ido 
da oxidação, e em seus respectivos potenc ia is, ass i nale a opção 
q u e i n d ica os metais que produz i rão maior valor de d iferença d e 
potenc ia l q uando comb i nados para formar u m a p i l ha. 
a) Cobre como catodo e p rata como anodo. 
b) P rata como catodo e z i nco como anodo. 
c) Z i nco como catodo e cád m io como anodo. 
d) Cád m i o como catodo e cobre como anodo. 
e) Ferro como catodo e z i nco como anodo. 
26. 
(PUC·RJ 2013) O gráf ico abaixo se refere ao deca imento espon­
tâneo d e u ma amostra de um dado i sótopo rad ioativo, com a 
absci ssa i n d icando o tem po, em anos, e a ordenada i n d icando 
a massa, em gramas, do i sótopo: 
Part indo de 180 g d e uma amostra d esse i sótopo rad i oativo, o 
que restará de la, em gramas, após do is anos é aproxi madamente 
igual a: 
a) 5,6 
b) 11 
c) 22 
d) 45 
e) go 
27. 
(UEPG 2013) Com relação aos processos de fusão e f issão nuc lear, 
ass i nale o q u e for correto: 
a) Fusão n u c l ear cons iste na j u n ção de n ú c l eos peq uenos for­
m an d o n ú cleos maiores e l i berando u m a grande q uant idade 
d e energia. 
b) F issão nuc l ear é o p rocesso de queb ra de n ú cleos grandes em 
n úcleos menores, l i berando grande q uant idad e de energia. 
c) A fusão n u c l ear ex ige g rand e q uant idade de e nerg ia para 
ocorre r. 
d) o processo de fi ssão n uc lear é aproveitado pe lo homem para 
a geração de energ ia e l étr ica a parti r da energia n u clear em 
us i nas termonuc leares. 
e) O processo de fusão n uc lear ocorre natura lmente no so l, onde 
a tem peratu ra é suf ic ientemente alta para que ocorra a fusão 
dos átomos de h i d rogên io formando átomos mais pesados. 
28. 
(IFSP 2011) Com parando os i sótopos '3Na, não radioativo, e '4Na, 
rad ioativo, pod e-se afirmar q u e 
I . ambos têm o mesmo n ú m ero d e prótons; 
1 1 . o sód i o-23, não radioativo, tem n úcleo estável; e o sódio-24, 
rad ioativo, tem n úc leo i n stável; 
1 1 1 . o sód i o-24 apresenta em seu núc leo um nêutron a mais. 
É correto o q u e se afi rma em 
a) I , apenas. 
b) 1 1, apenas. 
c) 1 1 1, apenas. 
d) I e 1 1, apenas. 
e) I, 1 1 e 1 1 1 . 
CAPÍTULO 5 
29. 
(PUC·SP 2008} Nos m otores dos automóveis, ocorre a reação 
entre o n itrogên io (N,) e o oxigên io (O,), formando o óxido n ítr i ­
co (NO), um i mportante po l uente atmosférico. A equação q u e 
representa a reação é: 
N 2 (g) + 0 2 (g) ,. 2 NO (g) 
O gráfico a segu i r mostra a relação entre a constante de equ i l íbrio 
Kc e a temperatura do sistema. 
v-/ I 
I 
o 1000 2000 
Temperatura (K) 
A respeito da reação de formação d o óxido n ítr ico, foram fe itas 
as seguintes afirmações: 
I . Trata-se de um p rocesso exotérmico. 
1 1 . Em temperatu ras i nfer iores a 500 K, a ut i l ização d e um cata­
l i sado r proporc iona u m maior ren d i m ento de formação d e 
óxido n ítrico (NO). 
1 1 1 . No e q u i l íbr io, a 1 ooo K, a concentração d e NO é menor do 
q u e as concentrações d e N, e O,. 
IV. Aumentar a pressão do sistema não altera a concentração 
dos gases p resentes no eq u i l íbr io . 
Estão corretas as afi rmações 
a} l e l l . 
b) I e 1 1 1 . 
c ) 1 1 1 e IV. 
d) 1 1 e 1 1 1 . 
e) I e IV. 
30. 
(Fatec 2012) Para que uma transformação qu ím ica esteja em estado 
de eq u i l íbr io d inâm ico, é necessário, entre outros fatores, q u e 
a) o s reagentes e prod utos sejam i n co lores. 
b) os reagentes e produtos estejam em estados fís icos d i ferentes. 
c) haja l i be ração de calo r do s i stema para o amb iente. 
d) haja coexistênc ia de reagentes e prod utos no s i stema. 
e) as concentrações dos p rod utos aumentem com o tem po. 
31. 
(UFSJ 2012) Abaixo são fornec idas as constantes d e eq u i l íbr io 
para algu ns ácidos, a 25 ·e: 
Acido K 
a 
Acético 1,8 X 10-5 
C lo roso 1,1 X 10-1 
C ianíd r ico 4,0 X 10-10 
F l u o ríd r ico 6,7 X 10'4 
H i poc loroso 3,2 X 10'8 
Considerando so luções aquosas contendo a mesma concentração 
d esses ácidos, a ordenação correta d e suas forças é 
a) c loroso > f l uorídr ico > acético > h i poc lo roso > c ianíd rico. 
b) c ianíd rico > h i poc loroso > acético > f l uor ídr ico > c lo roso. 
c) f l uorídrico > c ianídr ico > h i poc loroso > acéti co > c loroso. 
d) f l uoríd r ico = c ianíd rico = h i poc loroso = acético = c lo roso, po i s 
são monoácidos. 
32. 
(Unicamp 2013) C o m o u m q u ím ico d escreve a ce rveja' " U m 
l íqu ido amare lo, homogêneo enq uanto a garrafa está fechada e 
uma mistura heterogênea q uando a garrafa é aberta. Constitu i-se 
de mais de 8 ooo substâncias, entre e las o d ióx ido de carbon o, 
o etano l e a água. Apresenta u m pH entre 4,0 e 4,5 e possu i u m 
teor d e etano I e m torno d e 4,5% (v /V)." 
Sob a perspectiva d o q u ím i co, a cerveja: 
a) apresenta u ma ú n ica fase e n quanto a garrafa está fechada, 
tem u m caráter l i ge i ramente básico e contém cerca de 45 
gramas d e álcool etíl ico por l itro do p rod uto. 
b) apresenta d u as fases logo após a garrafa ser aberta, tem um 
caráter ác ido e contém cerca d e 45 mL d e á lcoo l etíl ico por 
l itro d e prod uto. 
c) apresenta u ma ú n i ca fase l ogo após a garrafa ser aberta, tem 
um caráter l ige i ramente ácido e contém cerca d e 45 gramas 
de á lcool etí l ico por l i tro de p rod uto. 
d) apresenta d uas fases q uando a garrafa está fechada, tem um 
caráter l ige i ramente básico e contém 45 mL de á lcool etí l i co 
por 100 m l d e prod uto. 
GE QUI MICA 2015 • 137 
11 
s 11 
._ ..... li 
Simulado_ 
33. 
(Udesc 2012) Cons idere a segui nte reação em eq u i l íb r io: 
N,04 (g) ,. 2 NO, (g) t.H = + 58 kj 
Ass inalea alternat iva i ncorreta. 
a) A d i m i n u i ção da temperatura des l ocará o e q u i l íb r io para a 
d i re ita. 
b) A ad ição de N,04 (g) des locará o e q u i l íbr io para a d i re i ta. 
c) O aumento do vol u m e des locará o eq u i l íb r io para a d i re ita. 
d) A ad i ção de NO, (g) des locará o eq u i l íb r io para a esque rda. 
e) O aumento d a p ressão total des locará o eq u i l íb r i o para a 
esquerda. 
34. 
(FGV 2012) A prod u ção d e s u ínos gera uma q u ant idade m u i to 
grande e controlada d e d ejetos, q u e vêm sendo empregados em 
bioconversores para geração de gás metano (CHJ O metano, por 
sua vez, pode ser ut i l izado para a obtenção d e gás H, . Em u ma 
reação denom i nada reforma, o metano reage com vapor d'água 
na p resença de um catal isador, formando h i d rogê n i o e d ióx ido 
de carbono, d e acordo com o e q u i l íb r io: 
CH4 (g) + H, O (g) ,. 3 H, (g) + CO, (g) L'.H > O 
· O deslocamento do e q u i l íb r io no sent ido da fo rmação do H, é 
favorec ido por : 
I . aumento da pressão; 
l i . ad i ção do cata l i sador; 
1 1 1 . aumento da tem peratu ra. 
É correto apenas o q u e se afi rma e m 
a) l . b) l e l l . c) l l . d) l l e l l l . e) l l l . 
35. 
(Espcex 2012) U m a so lução aq uosa à temperatu ra d e 25 oc apre­
senta um potenc ia l h i d rogen iôn ico (pH) igual a 6 (se i s) . A con­
centração em m o i/L d e íons OH ,_ e seu potencial h i d roxi l i ôn i co 
(pOH) nesta so lução são, respectivamente: 
a) 10·6 , 8 b) 10-a , 8 c) 10·7, 7 d) 10-s , g e) 10·10 , 4 
CAPÍTULO 6 
36. 
(UFTM 2012, adaptada) Al imentos como abacate, azeite e salmão, 
por conterem e levado teor de gord u ra insatu rada, são i n d icados 
para c o n s u m o h u mano, pois contr i buem para red uz i r os n íve is 
d e LDL ("co lesterol r u i m") e manter os n íve is d e HDL ("co lesterol 
bom"). Nas f igu ras, são apresentadas as estrutu ras dos ácidos 
o le i co e esteárico. 
138 • G E QUIMICA 2015 • 
o 
OH 
ácido oleico 
o 
OH 
ácido esteárico 
A part i r das estrutu ras d estes ácidos, é correto af i rmar q u e 
a) a molécu la d e ácido ole ico apresenta maior n úmero de átomos 
de h i d rogên io . 
b) o ácido esteárico apresenta a função álcoo l . 
c) o ácido o l e ico pode ser i n d i cado na al i mentação h u m ana, por 
reduz i r os n íve is de LDL. 
d) o ácido esteárico é u ma substância predominantemente polar. 
e) o ácido o le ico é u m a su bstânc ia h i d rosso l úve l . 
37. 
(Fatec 2012) A fórmu la estrutu ral abaixo representa o antraceno, 
su bstânc ia i m portante como m atér ia-p r ima para a o bten ção 
de corantes. 
Exami nando essa fórm u l a, nota-se q u e o n ú m ero de átomos de 
carbono na mo lécu la do antraceno é 
a) 3. b) 10. c) 14. d) 18. e) 25. 
38. 
(UCS 2012) No sécu lo V a.C., H i póc rates, méd ico grego, escreveu 
que um p rod uto da casca do salgue i ro a l iv iava dores e d i m i n u ía 
a febre. Esse mesmo prod uto, u m pó ácido, é menc ionado i n ­
c l u s i ve em textos das c iv i l izações antigas do O riente Méd io, da 
Suméria, do Egito e da Assíria. Os nativos amer icanos usavam-no 
tam bém contra dores de cabeça, febre, reu matismo e tremores. 
Esse med icamento é um p recu rsor da asp i r i na, cuja estrutura 
q u ím i ca está representada abaixo. 
As funções o rgânicas p resentes na estrutu ra da asp i ri na, ac i m a 
representada, são 
a) ác ido carboxí l i co e éster. 
b) álcool e éter. 
c) am ina e .am ida. 
d) amina e éter. 
e) ami noác ido e á lcool . 
39. 
(Espcex 2013) A tabela abaixo cr ia uma v incu lação de u ma ordem 
com a fórm u l a estrutu ral do com posto o rgânico, bem como o 
seu uso ou característica: 
Ordem 
1 
2 
3 
4 
5 
Composto orgânico 
H I 
H , "" c � "' o ' 
C C H 
11 I c c 
H "' ' c � ' H 
I 
H 
H - C 
�o 
' H 
�o 
H C - C J 
' 0 - CH,- CH3 
H3C - C 
�o 
'oH 
�o 
H3C - C 
' N H, 
Uso ou característica 
Prod ução de 
des infetantes e 
med icamentos 
Conservante 
Essênc ia de maçã 
Componente 
do v i nagre 
Matéria-p r ima para 
produção de p lástico 
A alternativa correta que relaciona a ordem com o grupo funcional 
de cada com posto o rgân ico é: 
a) 1 - feno I; 2 - a lde ído; 3 - éter; 4 - álcool; s - n i trocom posto. 
b) 1 - álcoo l; 2 - feno I; 3 - cetona; 4 - éster; s - amida. 
c) 1 - fenol; 2 - á lcoo l; 3 - éter; 4 - ácido carboxí l i co; 
s - n i trocom posto. 
d) 1 - álcoo l; 2 - cetona; 3 - éster; 4 - aldeído; s - ami na. 
e) 1 - feno I; 2 - aldeído; 3 - és ter; 4 - ácido carboxí l ico; 5 - amida. 
40. 
(FGV 2012) A i nd ústria de a l imentos ut i l iza vários t ipos de agentes 
flavorizantes para dar sabor e aroma a balas e gomas de mascar. En­
tre os mais e m pregados, estão os sabores de cane la e de anis . 
o 
�,_N-/ 
I - flavorizante de canela 1 1 - flavorizante de anis 
A fórm u la m o lecu la r da s u bstânc ia I , q u e apresenta sabor d e 
cane la, é 
a) C9Hs0. b) C9H90. c) CsH60. d) CsH70. e) CsHsO. 
RESPOSTAS 
CAPÍTULO 1 
1. 
Uma mistu ra b inária é aquela que envolve apenas dois componen­
tes. O p rocesso adeq uado para separação d esses com ponentes 
depende do estado físico de cada um de les, e tam bém do t ipo 
de m i stura formada - se ho mogênea ou heterogênea. 
Mistura A- Homogênea de dois l íq u i dos, cujos pontos de ebu l ição 
são p róx imos. Deve ser separada por desti lação fracionada. 
Mistura B - Uma m istu ra de sól idos pode ser separada por i n úme­
ros p rocessos. Neste caso, o e n u nciado i n forma q ue a naftal i na 
é u m só l ido q u e s u b l i ma. E a are ia, sabe-se, é u m sól i do q u e não 
sofre s u b l i mação nem evaporação. Como os g rãos de areia são 
m u i to peq u e n os, não podemos propor u m a catação. Como ne­
nhum de les é metal, não podemos p ropor a separação magnética. 
O ú n ico p rocesso efetivo de separação é por sublimação. 
Mistura C - M istu ra homogênea de só l ido d i sso lv ido em l íq u ido 
(uma so lução), q uando os pontos d e ebu l i ção (PE) das d u as subs­
tâncias são m u i to d i st intos, pode ser separada por desti lação 
simples. É este o caso. 
Resposta: d 
2. 
Com os dados do e n u nciado, d ef in i mos a d istr ibu ição e letrôn i ca 
do e lemento: 1s' 2s' 2P6 3S' 3 P' 
Agora, é só anal isar cada u ma das propos ições: 
a. Pela d istri bu i ção e letrôn ica, conclu ímos que o átomo desse ele­
mento apresenta 14 e létrons. Sabendo que em átomos neutros 
o n ú mero de e l étrons é igual ao n ú m ero de p rótons, podemos 
afi rmar que este e l emento poss u i 14 p rótons. Verdadeira. 
b. O n úm e ro d e camadas e letrôn i cas d e u m átomo corresponde 
ao seu período na tabela per iód i ca. Ass i m, se o e l emento em 
q u estão tem 3 camadas e l etrô n i cas - K (1), L (2) e M (3), então 
e l e está no te rcei ro período da tabe la. Verdadei ra. 
c. Lem bre-se d e q u e todos os e lementos d e u ma mesma fam íl ia 
apresenta u m mesmo n ú mero d e e l étrons na ú l t ima camada. 
Pela d istri bu ição, vê-se que o e lemento apresenta 4 e létrons em 
sua camada d e valênc ia (a ú lt ima camada, M). A lém d i sso, este 
é um e lemento rep resentativo (seu s u b n ível ma is ene rgético 
é p). Logo, podemos conc l u i r q u e se encontra na famí l i a do 
carbono, fam í l ia 14. Verdadei ra. 
d . Pela posição da família 14 na tabela(veja abaixo), os seus elementos 
têm baixa e letronegatividade. Falsa. 
18 
---.--
13 14 15 16 17 H e ... 
8 c N o F Ne - ·- - ...... - -
AI Si p 5 Cl Ar 
�·-· .. � ·�" ·-M -
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In Sn Sb Te I X e ... - - ·- - -
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A L v 
'-"""'- """"' GE QUI MICA 2015 • 139 
11 
s 11 ..... __. -
Simulado_ 
e. Conhecendo o n ú m e ro atôm ico d o germân ia fazemos sua 
d istri bu i ção e l etrôn i ca: Ge = 1s' 2 s' 2p6 3S ' 3P6 4S' 3d'0 4P' 
Observe q u e a camada de valênc ia (4) apresen ta a mesma 
configuração e letrôn ica dacamada de valência do e lemento 
do exercício (a camada 3, naq ue le caso): ambas contêm quatro 
elétrons. Então ambos pertencem à mesma famíl ia. Verdadeira. 
Resposta: Estão corretas as proposições a, b, c e e. 
3. 
Devemos su bstitu i r: 
- misturinhas por com postos; 
- coisa por e lemen to q u ímico; 
- carocinhos por átomos; 
Então teremos: "São compostos dos elementos q u ím icos h idrogê­
n io e carbono. Os átomos de um se l i gam aos átomos de outro." 
Resposta: a 
4. 
Uma substância s imp les é aquela formada por um ú n ico elemento 
qu ím ico. Por exemplo, o gás oxigên i o (O,). Substância com posta é 
a formada por mais de u m e lemento q u ím ico - a água (H,O). Tanto 
su bstânc ias s i m p l es q uanto compostas podem ser p u ras. Para 
su bstâncias puras, a temperatura não se altera d u rante q ualquer 
mudança de estado. Então, as afirmações I e 1 1 estão corretas. 
Algumas m i sturas homogêneas (so l uções) se com portam como 
substâncias puras em um dos pontos de mudança de estad o - fusão 
ou ebu l i ção. As eutéticas alteram a tem peratura no intervalo de 
ebu l ição, mas não no ponto de fusão. A afi rmação 1 1 1 tam bém está 
correta. A ú n ica afi rmação incorreta é a IV: m i sturas heterogêneas 
sempre apresentam m udança de temperatura no i n tervalo das 
mudanças de estado, tanto de ebu l i ção q uanto de fusão. 
Resposta: e 
CAPÍTU LO 2 
S. 
Toda substância i norgân ica q u e tem h i d rox i la (OH ) é u m h i d róxi­
do. E h i d róxido é s i n ô n i m o de base. Então, Mg(OH), é u ma base. 
HCI é um ácido: em so l ução, se d i ssocia em íons H' e CJ·. Por f im, 
o c loreto de magnésio é u m sal. o própr io nome da substânc ia, 
com a terminação "eto" já i nd i ca essa classif icação. A lém d i sso, 
o e n unciado do prob lema i n forma q ue o c loreto de magnésio é 
resu ltante da reação entre uma base e u m ácido . E esse t i po de 
reaçao sempre resu l ta e m u m sa l e água. 
Resposta: e 
6. 
A su bstânc ia H C I é o ácido c lorídr i co. O e n u nc iado d iz que esse 
ácido foi d i sso lv ido e m água. Como todo áci d o, na água o HCI se 
ion iza em cátions H' e ânions c l -. Mas longe da água as molécu las 
140 • GE QUIMICA 2015 • 
HCI não se alteram - ou seja, no estado gasoso o ácido permanece 
i n tacto. Então, este é um sistema heterogêneo - apresenta HC I 
nas formas gasosa e ion izada (no estado l íqu i d o). A representa­
ção q u e mais se ade q ua à descrição das d uas fases do s istema é 
CE@ �-� fase � gasosa 
� ® -� fase �® . @ aquosa 
Resposta: c 
7. 
moléculas 
íons 
O catal i sador é uma substância q u e acelera a reação q u ím ica ao 
d i m i nu i r a energia de ativação - aque la necessária para o i n ício 
da reação. Com u ma barrei ra energética menor, é mais fác i l a 
reação ser deflagrada. 
Resposta: c 
8. 
U ma reação pode ser ace lerada por aumento da tem peratura o u 
pe la presença de u m catal isador. Anal i sando a s co lu nas Tempe­
ratura e Catalisador, na tabela, ver if icamos que : 
Exper imento 1 : ocorreu sob a tem peratu ra mais baixa de todas 
e sem nenhum cata l i sador. Portanto, de todos os experimentos, 
esta reação foi a q u e precisou de mais tempo. 
Experimento 2: não foi u sado nenhum cata l i sador, mas a tem pe­
ratura foi e levada. Em relação ao experi mento 1, a velocidade da 
reação é maior, e o tempo para ela ocorrer, menor. 
Experim ento 3: a reação ocorre na mesma tem peratu ra de 4. A 
pr incíp io, ambas teriam a mesma velocidade. Mas no exper imento 
3 existe um catal i sador, q u e acelera a reação. 
Exper imento 4: a tem peratura é mais alta q ue nos exper i men­
tos 1 e 2. Então, a velocidade da reação é maior, e o tempo de 
reação, m e n o r que naq ue les do i s experi m entos. No entanto, 
como não tem catal i sador n e n h u m, a velocidade é menor q u e 
a do experimento 3. 
O rgan izand o o tem po de d u ração de cada exper i m en to, e m 
ordem crescente, temos, então: 
b) t3 < t. < t, < t, 
Resposta: b 
9. 
As d uas respostas dependem só de você saber o q u e faz u m 
cata l i sador. Veja: 
· A ação de um cata l i sador é baixar a energia de ativação , ou seja, 
red uz i r a .energia necessária para o i n íc io da reação e, ass i m, 
fazer com q u e e la ocorra mais rap idamente. (Esta é a resposta 
para o item b da q uestão). 
· O gráf ico mostra d uas cu rvas. U ma com energ ia de ativação 
de 100 kJ e outra, de so kJ . A reação não catal isada é aq ue la em 
q u e a barre i ra energética é mais alta: c u rva I. (Resposta para o 
ite m a) 
10. 
A questão p ropõe d u as reações: 
1. Gás X + gás Y = monóxido de n itrogên io 
2. Gás X + gás Y = d ióxido de n i trogê n i o 
P e l o nome das su bstâncias p roduz idas, ded uzem-se fac i l mente 
os elementos q u ím icos envo lvidos na reação: n itrogên io (N) e oxi­
gên io (O). Na atmosfera, esses e lementos não permanecem como 
átomos soltos, mas formam molécu las N, (gás X) e o, (gás Y). 
As fó rmu las dos com postos dos p rod utos das reações também 
são ded uz id as de seus nomes: 
· monóxido de n i trogê n i o (um oxigên io só): NO 
·d ióx ido de n i trogên i o (do i s oxigên ios): NO, 
Então, as fórm u las dos reagentes e dos p rod utos são N,, O,, NO 
e NO,. 
A questão não pede, mas é fác i l descob r i r as eq uações balance­
adas d as d uas reações: 
N, + O, � 2 NO 
N, + 2 O, � 2 NO, 
Resposta: c 
11. 
A água p u ra e o ácido c loríd r ico são su bstânc ias mo lecu lares, 
ou seja, formadas por l i gações cova lentes. Ao contrár io das 
su bstânc ias i ôn i cas, as su bstânc ias mo lecu lares não têm carga 
e, sem carga, os e létrons não trafegam pelo s i stema. Substâncias 
moleculares são, então, péssimas condutoras de e l etri cidade. Mas, 
q uando colocado e m água, o ác ido c lo ríd r ico sofre ion ização e 
cede para a água um H': HCI + H,O = cl - + H30+. A molécula de água 
(H,O) é neutra (não tem carga e létri ca). Mas, com o acrésc imo de 
um íon H', fica com carga posit iva, um íon. A p resença dos íons 
C l - e H30+ na so lução torna-a boa cond utora d e e l etr ic i dade. 
12. 
Em toda e q ua lquer reação q u ím ica, todos os átomos do s i stema 
i n i c ia l d evem estar p resentes no s i stema fi na l . E les apenas se 
reagrupam na formação de novas su bstâncias. Basta saber d i sso 
para ident i f i car a alternativa correta: 
Alternativa a: d esapareceram os átomos rep resentados pelas 
esferas p retas. E há u m n ú mero maior de esfe ras b rancas do q u e 
no m o d e l o do s istema, antes da reação. Errada. 
Alternat iva b: há mais esferas b rancas q u e no s i stema i n i c ia l . 
Errada. 
Alternativa c: aparecem esferas c i nzas. I m possíve l . Numa reação 
q u ím ica os átomos de u ma su bstânc ia não se transformam em 
átomos d e outra su bstânc ia. Apenas se rearranjam. Errada. 
Alternativa d: O modelo do s istema no estado in i cial está represen­
tado corretamente: se is esferas b rancas e se is p retas. Correta. 
Resposta: d 
CAPÍTUlO 3 
13. 
O pr ime i ro passo é balancear a equação. 
·Aj u stamos, p r i m e i ro, o n ú m ero de áto m o s de carbono (C) 
e h i d rogên i o (H), q ue aparecem u ma ú n ica vez de cada Jado: 
C6H,06 + O, -7 6 CO, + 6 H ,O 
·Agora podemos aj ustar o n ú m ero d e átomos de oxigên io (O): 
C6H,06 + 6 O, -7 6 CO, + 6 H,O 
O enunciado oferece a massa molar de cada e lemento qu ímico, en­
tão, encontramos a massa molar dos reagentes e dos produtos: 
• Para C6H,06: 6 . 12 + 12 . 1 + 6 . 16 = 180 g 
• Para 0,: 2 . 16 = 32 g 
• Para CO,: 12 + 2 . 16 = 44 g 
• Para H,O: 2 . 1 + 16 = 18 g 
E, por f im, o cál cu lo esteq u iométrico nos dá a m assa para o nú­
mero d e mo i d e cada mo lécu la, na equação balanceada: 
C6H,06 
1 mo l 
180 g 
25 g 
+ 6 O, -7 6 CO, + 6 H ,O 
6 mo i 6 mo i 6 mo i 
6 . 3 2 g 6 . 44 g 6 . 18 g 
ml m, 
Se temos a massa de uma su bstância, encontramos a das demais 
por regra d e três: 
ml = 25 . 6 . 32 /180