apostila da unisa de quimica geral experimental II

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Química Geral e 
Experimental II
Deise Zamboni Schaffer
Marcolina Aparecida Eugênio Silva
Adaptada por Deise Zamboni Schaffer (setembro/2012)
É com satisfação que a Unisa Digital oferece a você, aluno(a), esta apostila de Química Geral e Expe-
rimental II, parte integrante de um conjunto de materiais de pesquisa voltado ao aprendizado dinâmi-
co e autônomo que a educação a distância exige. O principal objetivo desta apostila é propiciar aos(às) 
alunos(as) uma apresentação do conteúdo básico da disciplina.
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ciplinares, como chats, fóruns, aulas web, material de apoio e e-mail.
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a Biblioteca Central da Unisa, juntamente às bibliotecas setoriais, que fornecem acervo digital e impresso, 
bem como acesso a redes de informação e documentação.
Nesse contexto, os recursos disponíveis e necessários para apoiá-lo(a) no seu estudo são o suple-
mento que a Unisa Digital oferece, tornando seu aprendizado eficiente e prazeroso, concorrendo para 
uma formação completa, na qual o conteúdo aprendido influencia sua vida profissional e pessoal.
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APRESENTAÇÃO
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO ............................................................................................................................................... 5
1 SOLUÇÕES .................................................................................................................................................. 7
1.1 Descrição e Classificação ..............................................................................................................................................7
1.2 Estudo das Soluções .......................................................................................................................................................9
1.3 Estudo da Solubilidade ..........................................................................................................................................10
1.4 Propriedades Coligativas das Soluções ...............................................................................................................17
1.5 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................23
1.6 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................24
2 ESTUDO DAS REAÇÕES QUÍMICAS ........................................................................................ 27
2.1 Características das Reações Químicas ..................................................................................................................27
2.2 Tipos de Reações Químicas .......................................................................................................................................29
2.3 Indícios de Ocorrência de uma Reação ................................................................................................................34
2.4 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................38
2.5 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................39
3 CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO .......................................................................................... 41
3.1 Cinética Química ...........................................................................................................................................................41
3.2 Equilíbrio Químico .......................................................................................................................................................48
3.3 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................53
3.4 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................54
4 ÁCIDOS E BASES .................................................................................................................................. 57
4.1 Conceitos de Ácidos e Bases ....................................................................................................................................57
4.2 A Força de Ácidos e Bases .........................................................................................................................................61
4.3 Produto Hidrogeniônico (pH) ..................................................................................................................................66
4.4 Resumo do Capítulo ....................................................................................................................................................68
4.5 Atividades Propostas ...................................................................................................................................................68
RESPOSTAS COMENTADAS DAS ATIVIDADES PROPOSTAS ..................................... 71
REFERÊNCIAS ............................................................................................................................................. 79
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INTRODUÇÃO
Prezado(a) aluno(a),
Na Química Geral e Experimental I, aprofundamos os conceitos científicos sobre a estrutura da ma-
téria, os átomos e suas ligações. Na Química Geral e Experimental II, iremos desenvolver os conhecimen-
tos de Química na prática das reações que ocorrem na natureza e na indústria.
Teremos quatro capítulos teóricos e um capítulo de resolução das atividades. Os capítulos teóricos 
compreendem:
ƒƒ O estudo das Soluções e suas características;
ƒƒ Reações Químicas e suas classificações;
ƒƒ Cinética e Equilíbrio Químico, em que veremos a rapidez das reações e sua reversibilidade;
ƒƒ Funções Inorgânicas principais, como ácidos e bases, e o comportamento dessas substâncias 
frente às reações químicas.
Esperamos que você aproveite bem esta disciplina e que ela possa contribuir para a sua formação 
como Engenheiro.
Abraços das autoras,
Deise e Marcolina
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SOLUÇÕES1 
O sistema constituído de uma mistura de substâncias em que uma delas distribui-se no interior de 
outra sob a forma de pequenas partículas é chamado dispersão. Assim, denomina-se dispersa a substân-
cia envolvida por outra e dispergente, aquela que envolve. Toda dispersão é formada por pelo menos um 
disperso e um dispergente.
A classificação das dispersões pode ser feita de acordo com o tamanho da partícula do disperso, 
ou seja, dispersões que apresentam partículas dispersas com diâmetro até 1 nm são chamadas soluções 
verdadeiras; dispersões coloidais têm partículas entre 1 e 100 nm; e, quando as partículas são maiores do 
que 100 nm, as dispersões são denominadas suspensões.
 0 nm 1 nm 100 nm
ß-----------------------------àß-------------------------------àß---------------à
 soluções verdadeiras | dispersões coloidais | suspensões
nm = nanômetro (1 nm = 10-9 m).
O aspecto observado da dispersão também será diferente dependendo do tamanho das partículas 
dispersas. Pode ser um material homogêneo (formado de uma única fase), quando apresentar aspecto 
uniformeem toda a sua extensão, ou heterogêneo (formado por mais de uma fase), quando essa caracte-
rística não for observada. Todavia, a percepção da uniformidade dos materiais dependerá do instrumen-
to óptico a ser utilizado. Assim, um material homogêneo, a olho nu, pode ser considerado heterogêneo 
se for observado, por exemplo, em um microscópio.
A suspensão apresenta partículas dispersas com diâmetro médio superior a 100 nm, permitindo a 
visualização das partículas a olho nu ou por meio de microscópio óptico. Desse modo, constitui um ma-
terial heterogêneo e o disperso sedimenta-se espontaneamente ou por centrifugação e pode ser sepa-
rado utilizando filtros comuns. Exemplos: areia dispersa em água e alguns medicamentos em que, após 
a agitação, ocorre fácil dispersão da fase sólida na líquida, porém sua sedimentação acontece de forma 
lenta.
As dispersões coloidais apresentam partículas dispersas bem definidas quimicamente, com diâme-
tro médio inferior a 100 e superior a 1 nm, são visualizadas somente com ultramicroscópio, depositam-se 
sob a ação de uma centrífuga e só podem ter seus componentes separados com o uso de ultrafiltros (po-
ros de diâmetro muito menor do que o de filtros comuns). Exemplos: a espuma é constituída de bolhas 
de gás espalhadas em um líquido; nuvem e neblina nada mais são do que gotículas de água espalhadas 
no ar atmosférico (gás); gelatina preparada (proteína dispersa em água) etc.
1.1 Descrição e Classificação
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A fumaça é um bom exemplo de dispersão que pode ser classificado dependendo do tamanho de 
suas partículas dispersas no ar, isto é, pode ser uma dispersão coloidal (disperso com diâmetro até 100 
nm) ou uma suspensão (disperso com diâmetro acima de 100 nm).
As soluções, por possuírem partículas com diâmetro menor do que 1 nm, são sempre materiais ho-
mogêneos quando observadas com ou sem microscópios. Seus componentes não podem ser separados 
por nenhum filtro e as partículas do disperso não se sedimentam. Em uma solução, existe sempre, pelo 
menos, uma substância dispersa (dissolvida) em outra. A substância que está dispersa é chamada soluto. 
Aquela que dispersa ou dissolve as outras é chamada solvente. No caso de uma solução aquosa de clore-
to de sódio, o sal é o soluto e a água é o solvente.
A diferenciação de dispersões coloidais de soluções, quando não há à disposição equipamentos 
ópticos, pode ser feita por meio da observação de um fenômeno luminoso denominado efeito Tyndall. 
Em dispersões coloidais, é possível perceber o trajeto da luz, pois existem partículas muito pequenas 
para serem vistas a olho nu, mas grandes o bastante para dispersar os raios luminosos. O que não acon-
tece em soluções, já que o feixe luminoso atravessa o meio sem se dispersar. 
Esse efeito pode ser observado na Figura 1, sendo o sistema da direita (vermelho) uma dispersão 
coloidal e, portanto, refletindo o feixe luminoso, o que não acontece no sistema da esquerda (amarelo), 
uma solução.
Figura 1 – Sistema 1.
Fonte: http://www.colegioweb.com.br/quimica/propriedades-dos-coloides.
Observe os exemplos de misturas apresentados nas figuras que representam os sistemas 2, 3 e 4, 
a seguir:
Figura 2 – Sistema 2.
Fonte: http://www.eb1-setubal-n17-amoreiras.rcts.pt/notasoltas/exper1a/experiencias.htm.
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Figura 3 – Sistema 3.
Fonte: http://margensdapoesia.blogspot.com/2008_10_26_archive.html.
Figura 4 – Sistema 4.
Fonte: http://www.infopedia.pt/mostra_recurso.jsp?recid=1110.
O sistema da Figura 2 é uma dispersão de um sólido (areia) em água. Nesse caso, cada componente 
constitui uma fase do sistema e cada fase pode ser visualizada a olho nu. As fases sólida e líquida podem 
ser separadas por filtração comum. No sistema da Figura 3, há partículas muito pequenas de poeira e 
gotículas de água no ar (neblina). Nesse tipo de dispersão, o disperso (gotículas de água ou poeira) é 
formado por partículas de um diâmetro um pouco maior em relação às soluções e reflete a luz que incide 
nele. O sistema da Figura 4 é uma solução aquosa de sulfato cúprico. As partículas do disperso (soluto) – 
sulfato cúprico – não podem ser visualizadas.
O sistema representado na Figura 2 é classificado como suspensão ou mistura heterogênea; o re-
presentado na Figura 3, como dispersão coloidal; e o da Figura 4, como mistura homogênea.
1.2 Estudo das Soluções
Das dispersões, as soluções compreendem o grupo mais importante e, por apresentarem as me-
nores partículas dispersas – íons e/ou moléculas com diâmetro médio inferior a 1 nm –, são invisíveis a 
qualquer instrumento de pesquisa. Exemplos: açúcar dissolvido em água, qualquer mistura de gases e 
ouro 18 K (solução sólida de átomos de ouro e cobre).
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A solução é uma mistura homogênea constituída de soluto e solvente. Geralmente, é o solvente 
a substância que se apresenta em maior proporção na mistura e condiciona o estado de agregação da 
solução. A quantidade de soluto que uma quantidade fixa de solvente consegue dissolver depende da 
natureza do soluto e do solvente, da temperatura da solução e, em alguns casos, da pressão em que a 
mistura foi feita. Em soluções contendo água, esta é considerada o solvente.
AtençãoAtenção
SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE
1.3 Estudo da Solubilidade
A solubilidade pode ser definida como a capacidade do soluto de se dissolver no solvente. Essa 
capacidade, no que diz respeito à dissolução de sólido em líquido, é limitada, isto é, existe um máximo 
de soluto que se pode dissolver em certa quantidade de um solvente. A temperatura interfere na capaci-
dade de dissolução de um solvente com relação a certo soluto. 
Assim, o Coeficiente de Solubilidade (CS) ou Solubilidade (S) é definido como a maior quantidade 
dissolvida de soluto, a dada temperatura, em uma quantidade padrão de solvente (1000 g ou 100 g ou 
1 litro). A cada temperatura, tem-se um determinado valor para o CS ou S. Exemplo: CS = 13,3 g de KNO3 
por 100 g de H2O a 0 °C. O significado é: “13,3g de KNO3 é a maior massa de nitrato de sódio que pode ser 
dissolvida em 100 g de água a zero graus Celsius”. Se 25 g desse sal for adicionado a 100 g de água, haverá 
dissolução de 13,3 g (é a máxima capacidade de soluto), enquanto o excesso, 11,7 g, geralmente vai se 
sedimentar (corpo de fundo). 
Curvas de Solubilidade
As curvas de solubilidade são representações gráficas obtidas experimentalmente, que medem os 
diferentes coeficientes de solubilidade de determinado soluto, em diferentes temperaturas. Dessa forma, 
é possível estabelecer, por meio dessas curvas, a solubilidade do soluto em uma quantidade padrão de 
solvente, uma vez conhecida a temperatura.
Nesses gráficos, em abscissas, coloca-se a temperatura e, em ordenadas, os respectivos coeficientes 
de solubilidade. 
No gráfico seguinte, representado na Figura 5, observa-se como varia a solubilidade de algumas 
substâncias em água.
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Figura 5 – Curvas de solubilidade.
Fonte: http://www.ensinoonline.com.br/provas/UFT%20(Universidade%20
Federal%20do%20Tocantins)/2007/1%C2%AA%20Fase%20-%20Quimica.htm.
Classificação das Soluções
As soluções podem ser classificadas de acordo com:
1. Estado de agregação da solução
Em uma solução sólida, tanto o soluto quanto o solvente se encontram no estado sólido. Geral-
mente, essas soluções são formadas por ligas metálicas. São exemplos de liga metálica o ouro 18 quilates 
(mistura de ouro e prata ou ouro e cobre), o bronze (mistura de cobre e estanho), o latão (mistura de 
cobre e zinco) etc.
Uma mistura de gases sempreserá uma solução gasosa, pois os gases são solúveis entre si. O ar 
atmosférico sem fuligem é um exemplo de solução gasosa e possui a seguinte composição:
Gás % em volume
N2 78
O2 21
Ar 0,9
CO2 0,04
Outros gases 0,06
 
A grande maioria das soluções conhecidas é líquida e pode ser formada por combinações de dife-
rentes estados físicos de soluto em solvente no estado líquido:
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ƒƒ Solução de gás em líquido: por exemplo, oxigênio do ar nas águas dos mares, rios e lagos. A 
solubilidade de gases na água depende de fatores como temperatura e pressão. O aumento 
de pressão provoca elevação da solubilidade de gases em líquidos. Por outro lado, o aumento 
de temperatura diminui a solubilidade dos gases em líquidos, ou seja, quando a temperatura 
sobe, a solubilidade dos gases em água diminui;
ƒƒ Solução de líquidos: por exemplo, o vinagre é uma solução aquosa de ácido acético; o álcool 
hidratado é uma mistura de álcool e água;
ƒƒ Solução de sólido em líquido: por exemplo, o soro fisiológico é uma mistura de cloreto de sódio 
em água.
2. Natureza do soluto
As soluções podem ser moleculares ou iônicas. As moleculares apresentam somente moléculas 
dispersas, como, por exemplo, glicose, sacarose e ureia na água, e, por não conduzirem corrente elétri-
ca, são também conhecidas como soluções não eletrolíticas. As iônicas são aquelas que possuem íons 
dispersos, como ácidos, bases e sais em água, e, por conduzirem corrente elétrica, são denominadas 
soluções eletrolíticas.
3. Coeficiente de solubilidade
Quanto ao coeficiente de solubilidade, há três tipos de soluções: insaturada, saturada e supersatu-
rada. Solução insaturada é a solução que contém quantidade de soluto inferior à capacidade máxima 
de dissolução do solvente, sendo, portanto, capaz de dissolver nova adição de soluto. Solução saturada 
é aquela que não é capaz de dissolver nova adição de soluto; na prática, é reconhecida pela presença de 
corpo de fundo, pois é a única que pode conter sólido no fundo do recipiente. Solução supersaturada 
é uma solução instável, que contém dissolvida uma quantidade de soluto superior à necessária para a 
saturação e não apresenta corpo de fundo. 
Por exemplo, considerando a dissolução de cloreto de sódio em água a 0 °C, o seu coeficiente de 
solubilidade é: CS = 357 g de NaCl por litro de água a 0 °C. 
A solução que contém exatamente 357 g de NaCl dissolvidos por litro de água a 0 °C é saturada. 
A solução saturada pode não apresentar corpo de fundo (a massa adicionada é igual ao coeficiente de 
solubilidade) ou apresentar corpo de fundo (a massa adicionada é excessiva).
A solução que contém menos de 357 g de NaCl por litro de água é considerada insaturada. A so-
lução insaturada pode ser concentrada (grande massa de soluto) ou diluída (pequena massa de soluto).
A solução que contém massa superior a 357 g de NaCl dissolvidos por litro de água a 0 °C é super-
saturada (não pode apresentar corpo de fundo). Qualquer perturbação provocará a mudança da solução 
supersaturada em saturada com corpo de fundo.
AtençãoAtenção
•	Quantidade	do	soluto	˂	CS	=	Solução	Insaturada;
•	Quantidade	do	soluto	=	CS	=	Solução	Saturada;
•	Quantidade	do	soluto	> CS	=	Solução	Supersaturada,	que	é	instável e	se	transformará	em	solução	saturada com corpo 
de fundo	(precipitado).
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Concentração das Soluções
Como muitas substâncias são utilizadas em soluções, é importante saber determinar a quantidade 
de soluto numa dada quantidade de solução, qual é a massa de solvente etc. 
A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de sol-
vente/solução. A quantidade da solução e dos seus componentes (soluto e solvente) pode ser em massa, 
volume, quantidade de matéria etc.
1. Concentração em massa (C)
Concentração em massa = 
massa do soluto (g)
volume da solução (mL)
. .
.
C =
msoluto
Vsolução
A concentração em massa é a relação entre a massa do soluto e o volume da solução. É importante 
que não seja confundida com a densidade de uma solução, que é representada por:
Saiba maisSaiba mais
Podemos	preparar	soluções	em	laboratório	para	as	mais	diversas	utilidades	e	podemos,	através	de	soluções	supersatu-
radas,	produzir	cristais	(minerais)	em	laboratório.	É	uma	técnica	complexa,	mas	muito	bonita.
A	imagem	a	seguir	foi	extraída	de	um	site	que	vale	a	pena	visitar.	É	da	Professora	Clementina	Teixeira,	especialista	em	
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de	cristais	e	rochas.
Fonte: http://web.ist.utl.pt/clementina/cristais
Como	preparar	uma	solução	supersaturada?	
Por	exemplo:	sabe-se	que	uma	solução	contendo	60	g	de	acetato	de	sódio,	em	100	g	de	água	a	50	°C,	é	insaturada	(CS	
=	80	g/100	g	de	H2O	a	50	°C).	Para	torná-la	supersaturada,	deve	resfriá-la	cuidadosamente,	sem	oscilar	ou	mexer,	até	20	
°C.	Dessa	forma,	o	excesso	de	soluto	permanece	em	solução.	Não	há	corpo	de	fundo,	mas,	no	sistema,	têm-se	60	g	de	
acetato	de	sódio	dissolvidos	em	100	g	de	água	a	20	°C	(CS	=	46,5	g/100	g	de	H2O	a	20	°C).
Se	um	pequeno	cristal	de	acetato	de	sódio	for	adicionado	ou	a	solução	sofrer	agitação	constante,	ocorrerá	rápida	cris-
talização	do	excesso	(60	g	–	46,5	g)	e	a	solução	tornar-se-á	saturada,	constituindo	um	sistema	heterogêneo,	pois	haverá	
presença	de	corpo	de	fundo.
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Densidade = 
massa da solução (g)
volume da solução (mL)
. .
.
d =
msolução
Vsolução
Concentração em massa do soluto e densidade da solução são grandezas diferentes; enquanto a 
primeira indica a massa do soluto presente em determinado volume de solução, a segunda demonstra a 
relação da massa da solução no volume que ela ocupa.
2. Fração percentual (X)
Relacionada à quantidade de soluto na solução, pode ser massa/massa, volume/volume ou quan-
tidade de matéria/quantidade de matéria:
Fração em massa = 
massa do soluto (g)
massa da solução (g)
. .
.
Xm/m =
msoluto
msolução
=
msoluto
msoluto + msolvente
Fração em volume = 
volume do soluto (mL)
volume da solução (mL)
. .
.
Xv/v =
vsoluto
vsolução
=
vsoluto
vsoluto + vsolvente
Fração em quantidade
 de matéria 
quantidade de matéria do soluto (mol)
. .
.
Xqm/qm =
nsoluto
nsolução
=
nsoluto
nsoluto + nsolventequantidade de matéria do solvente (mol)
=
Obs.: Multiplicando X por 100, obtém-se %.
Exemplo:
Determine a fração em massa da água na solução produzida pela adição de 9,0 g de ácido acético 
glacial em 41 g de água.
Resolução:
Xm/m =
9 g
41 g
=
msoluto
msoluto + msolvente 9 g +
= 0,18
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3. Partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb)
Para quantidades muito pequenas, podem ser utilizadas as concentrações ppm e ppb, em relações entre 
massas (m/m), massa e volume (m/v) ou entre volumes (v/v):
1 ppm = 
1 parte
1 milhão de partes
1 parte
106 partes
=
 
1 ppb = 
1 parte
1 bilhão de partes
1 parte
109 partes
=
Exemplo:
Em um ar poluído, a concentração de partículas sólidas é 135 ppm em massa. Significado: em cada 
milhão de gramas de ar, há 135 gramas de partículas sólidas:
135 ppm = 
135 g de partículas
=
106 g de ar
135 mg de partículas
=
106 mg de ar
135 mg de partículas
1 kg de ar
Obs.: 1 milhão = 106.
 
4. Concentração em quantidade de matéria: MOLARIDADE (M)
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto e o volume da solução:
Concentração em mol/L= 
quantidade de matéria do soluto (mol)
volume da solução (L)
. .
.
M =
nsoluto
Vsolução
Exemplo:
Qual a concentração molar (mol/L) de uma solução aquosa preparada por adição de 5,3 g de Na-
2CO3 (massa molar de 106 g/mol) em água até completar 100 mL de solução?
Resolução:
M =
nsoluto
Vsolução
=
msoluto
MMsoluto
=
Vsolução
5,3 g
106 g/mol
0,100 L
= 0,5 mol/L
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5. Molalidade
É a relação entre a quantidade de matéria do soluto e a massa do solvente em quilogramas:
Molalidade = 
quantidade de matéria do soluto (mol)
massa do solvente (kg)
. .
.
Ml =
nsoluto
msolvente
Diluição e Mistura de Soluções
É possível diminuir a concentração de uma solução por adição de um volume conhecido de solven-
te; esse processo é denominado diluição. Na diluição, a quantidade de soluto permanece constante, mas 
o volume final da solução e, consequentemente, a sua concentração se alteram.
solução solvente solução diluida+ =
massa de soluto = m1
concentração = C
volume = V
massa de soluto = m1
concentração = C'
volume = V'
C =
m1
V
. .
.
m1 = C . V C'=
m1
V
'
. .
.
m1 = C' . V'
A massa de soluto é a mesma antes e depois da diluição, portanto:
C . V = C' . V'
Na mistura de soluções em que não ocorrem transformações químicas e considerando o mesmo 
soluto, há uma somatória nas quantidades de soluto e nos volumes das soluções, obtendo-se uma nova 
solução, com concentração intermediária às concentrações das soluções misturadas. 
A massa de soluto é a mesma antes e depois de diluição, portanto:
solução diluída
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solução' solução'' solução final+ =
m1 = C . Vm1' = C' . V'
m1'
V'
C'
m1''
V''
C''
m1' + m1'' = m1
V' + V'' = V
C
m1'' = C'' . V''
C'.V' + C''.V'' = C.V
Propriedades coligativas são as propriedades das soluções que dependem exclusivamente da con-
centração de partículas do soluto não volátil. Essas propriedades não dependem da natureza das partí-
culas. 
Para determinar o número de partículas dispersas, deve-se considerar a natureza do soluto: mole-
cular ou iônica. O número de partículas dispersas (Nd) de soluto molecular que não ionizam é igual ao 
número de partículas dissolvidas (Npd). 
Npd = Nd
No entanto, para um soluto molecular que ioniza, o número de partículas dispersas é o número 
de moléculas não ionizadas somado ao número de íons formados. Para um soluto iônico, o número de 
partículas dispersas será determinado considerando a quantidade de íons separados.
Existe um fator que fornece a quantidade de partículas produzida por fórmula de soluto, denomi-
nado fator de Van’t Hoff (i) e que pode ser determinado por: 
i = 1 + α (q – 1)
Sendo: 
ƒƒ i = fator de Van’t Hoff;
ƒƒ α = grau de ionização do soluto;
ƒƒ q = número de íons formados na ionização.
1.4 Propriedades Coligativas das Soluções 
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Nesse caso, o número de partículas dispersas será:
Npd = Nd.i
Exemplo:
Considere a dissolução de 100 moléculas de HCl em água. Supondo que 90 moléculas ionizam e 
formam 90 cátions H+ e 90 ânions Cl-, restam 10 moléculas de HCl sem sofrer ionização.
Resolução:
HCl àH+ + Cl-
Das 100 moléculas dissolvidas:
90 moléculas ionizam à 90 íons H+
 90 íons Cl-
 10 moléculas permanecem intactas
 190 partículas dispersas nessa solução
Ou, utilizando o fator de Van’t Hoff: i = 1 + α (q – 1)
α = 90 moléculas ionizam = 0,9 
 100 moléculas dissolvidas
Número de íons formados na ionização: HCl àH+ + Cl- (2 íons por molécula):
i = 1 + 0,9(2−1) = 1,9
Npd = 100.1,9 = 190 partículas dispersas nessa solução.
As propriedades coligativas são:
1. Abaixamento da pressão de vapor (TONOSCOPIA)
Quando um líquido é mantido em um sistema fechado, com espaço disponível acima do seu nível, 
ocorre coexistência entre a fase líquida e a fase vapor, de modo que a composição de cada fase perma-
nece constante, isto é, a rapidez da evaporação é igual à rapidez de condensação (estão em estado de 
equilíbrio). A pressão que o vapor exerce sobre a superfície do líquido é chamada pressão de vapor.
Para que um líquido entre em ebulição, a sua pressão de vapor deve se igualar à pressão atmosféri-
ca, ou seja, ponto de ebulição é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão 
que existe sobre a superfície do líquido (pode ser a pressão atmosférica). Se a pressão de vapor do líquido 
é elevada, não há necessidade de aquecer muito o líquido para que o seu ponto de ebulição seja atingi-
do, pois rapidamente as pressões irão se igualar. Assim, quanto maior a pressão de vapor nas condições 
ambientes, menor o ponto de ebulição e mais volátil o líquido.
Se um soluto (substância não volátil) for adicionado a um líquido, as partículas dispersas irão cons-
tituir um impedimento que dificulta que parte das moléculas do líquido passe para a fase gasosa; como 
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consequência, haverá menos moléculas de vapor para exercer pressão. A diferença entre a pressão de 
vapor do líquido puro (p) e a pressão de vapor do líquido na solução (p’) denomina-se abaixamento da 
pressão de vapor (∆p): 
∆p = p – p’
A relação existente entre o abaixamento de pressão de vapor e a concentração em uma solução é 
estabelecida pela Lei de Raoult: “a pressão de vapor de um líquido sobre uma solução, no qual é solvente, 
é dada pelo produto da pressão de vapor do líquido puro e a fração em quantidade de matéria deste 
líquido na solução.”
p' = p . Xsolvente
Sendo:
ƒƒ p’ = pressão de vapor do líquido na solução;
ƒƒ p = pressão de vapor do líquido puro;
ƒƒ Xsolvente = fração em quantidade de matéria do líquido na solução.
Exemplo:
A pressão de vapor da água pura a 25 °C é igual a 5,6 atm. Determine a pressão de vapor, na mesma 
temperatura, de uma solução de 0,20 mol de glicose em 1,80 mol de água. Utilize a Lei de Raoult.
Resolução:
p' = p . Xsolvente
Xsolvente =
nsolvente
nsoluto + nsolvente
=
1,80 mol
0,20 mol + 1,80 mol
= 0,90
Então: p' = 5,6 atm . 0,90 = 5,04 atm
2. Abaixamento da temperatura de congelamento (CRIOSCOPIA)
De maneira análoga à tonoscopia, a adição de soluto não volátil provocará o abaixamento da tem-
peratura de congelamento de um líquido, pois as partículas dispersas também “impedem” a mudança de 
estado (líquido para sólido) das moléculas do líquido. Assim, para que ocorra essa mudança de estado, 
a temperatura deve ser mais baixa. A diminuição da temperatura de congelamento de um líquido por 
adição de um soluto é conhecida como crioscopia. 
∆tc = tc – tc’
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Sendo:
ƒƒ ∆tc = abaixamento da temperatura de congelamento;
ƒƒ tc = temperatura de congelamento do líquido puro;
ƒƒ tc’ = temperatura de congelamento da solução (líquido com soluto).
O abaixamento da temperatura de congelamento de um líquido causado pela dissolução de uma 
substância qualquer que forma uma solução molecular é diretamente proporcional à concentração da 
solução em quantidade de matéria do soluto por quilograma de solvente (lei de Raoult):
tc = Kc . Ml
Sendo:
ƒƒ ∆tc = abaixamento da temperatura de congelamento;
ƒƒ Kc = constante crioscópica (específica para cada solvente);
ƒƒ Ml = concentração mol/kg (molalidade).
 Para soluções iônicas:
tc = Kc . Ml . i
Sendo: i = fator de Van’t Hoff.
Exemplo:
Uma solução foi preparada dissolvendo 1,2 mol de etilenoglicol em 3 kg de água. Calcule a tempe-ratura de congelamento da água na solução. Dados: temperatura de congelamento da água pura = 0 °C; 
Kc = 1,86 °C.kg/mol.
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Resolução:
A solução formada com a adição de etilenoglicol é molecular.
tc = Kc . Ml
Ml =
nsoluto
msolvente
=
1,2 mol
3 kg
= 0,4 mol/kg
∆tc = 1,86 °C.kg/mol . 0,4mol/kg = 0,74 °C
∆tc = tc – tc’ 0,74 °C = 0 °C – tc’ tc’ = 0,74 °C
3. Elevação da temperatura de ebulição (EBULIOSCOPIA)
Se a pressão de vapor na solução diminui por haver menos moléculas da substância no estado de 
vapor, conclui-se que será necessária muito mais energia proveniente de aquecimento para que esse 
líquido entre em ebulição. Por isso, afirma-se que a temperatura de ebulição de um líquido tem uma ele-
vação quando nele se dissolve uma substância não volátil. O aumento da temperatura de ebulição, após 
adição de soluto, denomina-se elevação da temperatura de ebulição (∆te).
∆te = te’ – te
Sendo:
ƒƒ te’ = temperatura de ebulição da solução (líquido com soluto);
ƒƒ te = temperatura de ebulição do líquido puro;
ƒƒ ∆te = elevação da temperatura de ebulição.
Segundo a Lei de Raoult, a elevação do ponto de ebulição de um líquido, pela dissolução de uma 
substância não volátil (dando solução molecular), é diretamente proporcional à concentração da solução 
em mol por quilograma de solvente. Assim:
tc = Kc . Ml . i
Sendo:
ƒƒ ∆te = elevação da temperatura de ebulição;
ƒƒ Ke = constante ebulioscópica (específica para cada solvente);
ƒƒ Ml = concentração mol/kg (molalidade).
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Para soluções iônicas:
te = Ke . Ml . i
Sendo: i = fator de Van’t Hoff.
Exemplo:
Julgue, como verdadeiras ou falsas, as afirmações que foram feitas a respeito da fervura da água 
contida em um béquer no qual um termômetro acusa a temperatura de 97 °C.
I. Nessa temperatura, a pressão de vapor da água é igual à pressão ambiente.
II. Existe algum soluto dissolvido na água, o que abaixa a temperatura de ebulição.
III. Nessa temperatura, estão sendo rompidas ligações intermoleculares.
IV. A temperatura de ebulição independe da pressão ambiente.
Resolução:
I. Verdadeira, pois, se a água está fervendo, significa que a sua pressão de vapor se igualou 
à pressão ambiente.
II. Falsa, pois o soluto disperso provocaria a elevação da temperatura de ebulição da água.
III. Verdadeira, pois, entre as moléculas da água líquida, há forças intermoleculares (ligação de 
hidrogênio) unindo-as; quando ocorre a mudança para o estado gasoso, essas interações 
são rompidas.
IV. Falsa, pois a temperatura de um líquido terá valores diferentes em lugares que apresentem 
pressão ambiente diferente; por exemplo: a água ferve, em São Paulo, a aproximadamente 
97 °C e, ao nível do mar, a 100 °C.
4. Pressão osmótica (OSMOMETRIA)
A pressão osmótica é uma propriedade coligativa, porque depende da concentração de partículas 
dispersas na solução. É equivalente à pressão que se deve aplicar sobre a solução para bloquear a entrada 
de solvente por meio de uma membrana semipermeável (aquela que permite a passagem de solvente).
A passagem do solvente pela membrana semipermeável ocorre quando existir duas soluções com 
concentrações diferentes. É denominada osmose e sempre acontece da solução mais diluída para a mais 
concentrada.
Quanto maior for a diferença de concentração entre as soluções, maior será o fluxo de solvente 
que atravessa a membrana e maior será a pressão osmótica. A pressão osmótica pode ser calculada pela 
expressão: 
π = M.R.T.i
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Sendo:
ƒƒ π = pressão osmótica;
ƒƒ M = concentração do soluto em mol/L;
ƒƒ R = constante universal dos gases;
ƒƒ T = temperatura (em K);
ƒƒ i = fator de Van’t Hoff.
Exemplo: 
Considere uma solução obtida pela dissolução completa de 5,85 g de cloreto de sódio (NaCl) em 
1000 mL de solução, a 27 °C. A pressão osmótica dessa solução pode ser determinada conhecendo: R = 
0,082 atm.L/K.mol; massa molar do NaCl = 58,5 g/mol. 
Na dissolução do sal, há separação de íons: NaCl à Na+ + Cl-
π = M.R.T.i
M =
nsoluto
Vsolução
=
msoluto
Vsolução
=
MMsoluto
5,85 g
1 L
=
58,5 g/mol
0,1 mol/L
T = 27 °C + 273 = 300 K
i = 1 + α(q−1) = 1 + 1(2−1) = 2 
π = 0,1 mol/L. 0,082 atm.L/K.mol. 300 K.2 π = 4,92 atm
1.5 Resumo do Capítulo
No primeiro capítulo, foram apresentadas as características das soluções, que compõem o principal 
grupo no conceito de dispersões. As soluções são misturas homogêneas, constituídas em soluto e solvente. 
Podem ser classificadas como: sólidas, líquidas ou gasosas; iônicas ou moleculares; eletrolíticas ou 
não eletrolíticas; e saturadas, insaturadas ou supersaturadas.
Para diferenciar as soluções de coloides, verifica-se se o sistema é capaz de dispersar um feixe lumi-
noso (efeito Tyndall), característica própria dos coloides. 
É importante saber determinar a quantidade de soluto numa dada quantidade de solução, qual é a 
massa de solvente etc. Assim, as concentrações das soluções podem ser: concentração em massa, fração 
percentual, partes por milhão ou bilhão, concentração em mol/L e molalidade.
Diluição é o processo no qual é possível diminuir a concentração de uma solução por adição de 
um volume conhecido de solvente. A concentração também pode ser alterada se duas ou mais soluções 
forem misturadas.
As propriedades das soluções que dependem exclusivamente da concentração de partículas do so-
luto não volátil são denominadas coligativas. Essas propriedades são: abaixamento da pressão de vapor, 
elevação da temperatura de ebulição, abaixamento da temperatura de congelamento e pressão osmótica.
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1. Têm-se 540 g de uma solução aquosa de sacarose, saturada sem corpo de fundo, a 50 °C. Qual 
a massa de cristais que se separam da solução, quando ela é resfriada até 30 °C? Dados: Cs a 30 
°C = 220 g/100 g de água; Cs a 50 °C = 260 g/100 g de água.
2. Quatro tubos contêm 20 mL de água cada um. Coloca-se, nesses tubos, dicromato de potássio 
(K2Cr2O7) nas seguintes quantidades:
Tubo A Tubo B Tubo C Tubo D
Massa de K2Cr2O7(s) 1,0 g 2,4 g 5,2 g 7,0 g
Classifique o sistema formado em cada tubo e o tipo de solução que apresentam após agita-
ção. Sabe-se que a solubilidade do composto é igual a 12 g por 100 mL de água a 20 °C.
3. O gráfico a seguir expressa o Coeficiente de Solubilidade (CS) do KClO3 em 100 g de água, em 
várias temperaturas.
Calcule:
a) A porcentagem de KClO3 que dissolve quando se adicionam 12 g de KClO3 em 100 g de água a 25 °C.
b) A massa de KClO3 contida em 240 g de solução saturada a 50 °C.
4. No preparo de solução alvejante de tinturaria, 521,5 g de hipoclorito de sódio são dissolvidos 
em água suficiente para 10,0 L de solução. Qual a concentração, em mol/L, da solução obtida? 
(Massa Molar do NaClO = 74,5 g/mol).
5. Em 200 g de solução alcoólica de fenolftaleína, há 8,0% em massa de soluto. Qual a massa de 
fenolftaleína, em gramas, contida na solução?
1.6 Atividades Propostas
 
20
16
12
 8
 4
 10 20 30 40 50
Cs(g/100g de H2O)
T(ºC)
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6. O propilenoglicol (C3H8O2) é um líquido utilizado como umectantede doces, produtos de ca-
cau e carne. Para preparar 100 mL de solução a 3 mol/L de propilenoglicol, quantos gramas 
devem-se pesar desse composto? (Massas molares em g/mol: C=12; O=16; H=1).
7. Se 25 mL de H2O são adicionados a 100 mL de uma solução aquosa a 1,2 mol/L, qual é a nova 
concentração?
8. 100 mL de ácido clorídrico a 0,1 mol/L são adicionados a 150 mL do mesmo ácido a 0,2 mol/L. 
Calcule a concentração, em mol/L, da mistura final.
9. As curvas de pressão de vapor de duas substâncias (A e B) são dadas a seguir:
temperatura (oC)
pressão de vapor (mmHg)
100
200
300
400
500
600
700
800
-10 0 10 20 30 40 50 60 70 80
A B
a) Quais os pontos de ebulição dessas substâncias a 700 mmHg? 
b) A 300 mmHg e 40 °C, qual é o estado físico de cada uma dessas substâncias? Justifique.
10. Dissolvem-se, em 100 g de água, 1,8 g de glicose e 3,42 g de sacarose. Qual o ponto de ebulição 
da solução? Dados: Ke = 0,52 °C.kg/mol; massa molar da glicose = 180 g/mol; massa molar da 
sacarose = 342 g/mol; pressão atmosférica = 760 mmHg.
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27
Uma reação química é uma transformação na estrutura da matéria (ou seja, nas ligações químicas 
dos reagentes), produzindo uma nova substância. 
Exemplos de Reações Químicas
A digestão, nos animais, envolve a quebra das moléculas dos alimentos, através de substâncias do 
organismo denominadas enzimas.  
A dissociação é a quebra dos compostos em outros mais simples, que podem ser recombinados.  
A combustão é o processo que ocorre quando o oxigênio combina-se rapidamente com outra 
substância, ocorrendo queima do material envolvido, sendo esta uma reação irreversível.  
A corrosão ocorre na superfície dos metais, reagindo esses metais, por exemplo, com o ar atmosférico.  
A eletrólise ocorre quando uma corrente elétrica atravessa um composto químico, fazendo com 
que os elementos desse composto sejam separados em partes mais simples. 
A fermentação é a alteração de substâncias orgânicas causada pelas enzimas.  
A oxidação ocorre quando uma substância perde elétrons. Estes são capturados por outras subs-
tâncias. Essa reação consiste na chamada redução. Ambas as reações descritas ocorrem em conjunto, 
portanto uma reação de oxirredução é aquela na qual ocorre transferência de elétrons de uma substân-
cia para outra. 
Enfim, a queima de uma vela, a obtenção de álcool etílico a partir de açúcar e a ferrugem que se for-
ma em um pedaço de ferro são exemplos de transformações químicas, nas quais são formadas substân-
cias com propriedades diferentes das substâncias de origem. Tais transformações são chamadas reações 
químicas. As substâncias que interagem são chamadas reagentes e as formadas, produtos. 
Algumas reações ocorrem somente sob determinadas circunstâncias (ex.: fornecimento de calor, 
presença de luz ou eletricidade). Algumas reações são acompanhadas de indicações externas (ex.: mu-
dança de cor, desprendimento de gás, calor ou luz). 
Equações Químicas 
As reações são os processos que ocorrem na natureza, no laboratório, ou seja, é o que ocorre na 
“prática”, mas, para podermos estudar essas reações, é necessário criarmos padrões de escrita e os quími-
cos utilizam as expressões, chamadas equações químicas, para representar as reações químicas. 
ESTUDO DAS REAÇÕES QUÍMICAS2 
2.1 Características das Reações Químicas
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Para escrever uma equação química, é necessário: 
ƒƒ saber quais substâncias são consumidas (reagentes) e quais são formadas (produtos); 
ƒƒ conhecer as fórmulas dos reagentes e dos produtos; 
ƒƒ escrever a equação usando a convenção da seguinte forma:
Reagentes
Lado esquerdo
Produtos
Lado direito
Quando mais de um reagente ou mais de um produto participar da reação, as fórmulas das subs-
tâncias serão separadas pelo sinal “+”. Se for preciso, colocam-se números, chamados coeficientes este-
quiométricos (que vimos em Química Geral e Experimental I), antes das fórmulas das substâncias, de for-
ma que a equação indique a conservação dos átomos (Lei de Lavoisier, lembra-se?). Esse procedimento é 
chamado balanceamento ou acerto de coeficientes de uma equação. 
Utilizando essas regras para representar a formação da água, temos: 
ƒƒ Reagentes: hidrogênio e oxigênio; produto: água;
ƒƒ Fórmulas das substâncias: H2; O2; H2O;
ƒƒ Equação: H2 + O2 → H2O;
ƒƒ Acerto dos coeficientes: a expressão indica que uma molécula de hidrogênio (formada por 
dois átomos) reage com uma molécula de oxigênio (formada por dois átomos) para formar 
uma molécula de água (formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio). Vemos, 
portanto, que a expressão contraria a lei da conservação dos átomos (lei da conservação das 
massas de Lavoisier), pois, antes da reação, existiam dois átomos de oxigênio e, terminada a 
reação, existe apenas um. No entanto, se ocorresse o desaparecimento de algum tipo de áto-
mo a massa dos reagentes deveria ser diferente da massa dos produtos, o que não é verificado 
experimentalmente.
Como dois átomos de oxigênio (na forma de molécula O2) interagem, é necessário supor que 
duas moléculas de água sejam formadas, mas, como duas moléculas de água são formadas por 
quatro átomos de hidrogênio, serão necessárias duas moléculas de hidrogênio para fornecer 
essa quantidade de átomos. Assim sendo, o menor número de moléculas de cada substância 
que deve participar da reação é: hidrogênio, duas moléculas; oxigênio, uma molécula; água, 
duas moléculas. A equação química que representa a reação é:
2 H2 + O2 → 2 H2O
(que é lida da seguinte maneira: duas moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de oxi-
gênio para formar duas moléculas de água). 
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Quanto ao Calor
A maioria das reações químicas ocorre com transferência de calor entre reagentes e produtos (ab-
sorção ou liberação de calor).
Reações endotérmicas 
Veja que endo = para dentro e térmica = calor. É toda reação química que ocorre com absorção de 
calor pelos reagentes. 
Por exemplo, a decomposição do calcário: 
CaCO3 ∆ → CaO↓ + CO2↑
O símbolo ∆, que pode vir acima ou abaixo da seta de equação, representa o aquecimento dos 
reagentes para que ocorra a reação química. 
As setas ↓ indicam produtos sólidos precipitados e ↑, produtos gasosos.
Reações exotérmicas
Observe que exo = para fora e térmica = calor. É toda reação química em que ocorre liberação de calor. 
Por exemplo, temos a combustão do hidrogênio: 
2 H2O(g) + O2(g) → 2 H2O (g) + calor
Quanto à Velocidade
Reações rápidas
As que ocorrem rapidamente e, algumas vezes, de forma explosiva, como, por exemplo, a combus-
tão (queima) do álcool etílico: 
AtençãoAtenção
Algumas	considerações	para	o	balanceamento	de	uma	equação	química:	
•	Deve-se	começar	o	acerto	dos	coeficientes	pelo	elemento	que	aparece	uma	única	vez	nos	dois	membros;	
•	Se	os	índices	do	elemento	escolhido	forem	múltiplos,	a	simplificação	pode	ser	feita	antes	da	transposição;	
•	As	fórmulas	das	substâncias	não	podem	ser	modificadas;	por	isso,	nunca	coloque	números	entre	os	símbolos	de	
uma	mesma	fórmula.	
2.2 Tipos de Reações Químicas
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C2H6(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor
Reações lentas
Ocorrem devagar, como, por exemplo, a formação da ferrugem (oxidação do ferro):
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + calor
Quanto à Reversibilidade
Reações reversíveis 
São reações que ocorrem simultaneamente nos dois sentidos, indicando um equilíbrio químico 
(que veremos detalhadamente no próximo capítulo), representado pela dupla seta: 
H2CO3 H2O+ CO2
Reações irreversíveis 
Reações que ocorrem num só sentido. 
Exemplo:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
Quanto à Transferência de Elétrons
Reação sem transferência de elétrons
São aquelas em que não se verifica mudança na estrutura eletrônica de cada elemento envolvido, 
ou seja, reagentes e produtos mantêm seus elementos com as mesmas valências.
Exemplo:
NaOH + HNO3 → H2O + NaNO3
Reação de oxirredução (redox)
Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro ou reação com variação de nox 
(ver a seguir a descrição) de pelo menos um elemento. 
Número de oxidação (nox)
As reações redox são fáceis de identificar, quando nelas participam espécies iônicas. Mas nem sem-
pre isso acontece, podendo ocorrer também em espécies moleculares.
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Exemplo:
H2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl(g)
Nos compostos covalentes, a transferência de elétrons é apenas parcial; então, foi desenvolvida 
uma notação própria, que atribui a cada átomo um número capaz de descrever o seu estado de carga 
elétrica.
Tal número é chamado Número de Oxidação (NOX), que é a carga que um átomo adquiriria, se os 
elétrons de cada ligação fossem atribuídos ao átomo mais eletronegativo.
Exemplo:
 ∆+ ∆–
 H – Cl
 +1 –1
Regras para a determinação dos números de oxidação
ƒƒ A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos numa molécula é igual a zero;
ƒƒ A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos num íon é igual à carga do íon;
ƒƒ O número de oxidação de qualquer elemento no seu estado elementar é zero. Exemplos: nox.
(Zn) = 0; nox.(O2) = 0;
ƒƒ O número de oxidação do átomo de oxigênio é, geralmente, -2, exceto nos peróxidos, em que é -1;
ƒƒ Os números de oxidação dos metais alcalinos e alcalino-terrosos são, respectivamente, +1 e +2;
ƒƒ O número de oxidação dos halogêneos (família 7A) é geralmente -1, exceto nos casos em que 
estes se encontram ligados a átomos mais eletronegativos;
ƒƒ O número de oxidação do hidrogênio é, geralmente, +1, exceto nos casos em que este se en-
contra ligado a átomos menos eletronegativos, como nos hidretos metálicos. Exemplo: Hidreto 
iônico – NaH: nº de oxidação (Na) = +1; nº de oxidação (H) = -1.
Oxidação: perda de elétrons ou aumento de nox. 
Redução: ganho de elétrons ou diminuição de nox. 
Oxidante ou substância oxidante: substância que sofre a redução ou substância que ganha elétrons. 
Redutor ou substância redutora: substância que sofre a oxidação ou substância que perde elétrons.
Exemplos: 
Zn (s) + Cu+2 (aq)→Zn
+2 (aq) + Cu(s)
ƒƒ Redução: Cu+2 ganha 2 elétrons;
ƒƒ Oxidação: Zn perde 2 elétrons
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ƒƒ Semiequação de oxidação: Zn (s) → Zn+2 (aq) + 2e–;
ƒƒ Semiequação de redução: Cu+2 (aq) + 2e → Cu(s);
ƒƒ Equação Global de Oxirredução: Zn (s) + Cu+2 (aq)→Zn+2 (aq) + Cu(s)
Assim, o Zn é a espécie Redutora, porque:
ƒƒ Cede elétrons;
ƒƒ Sofre oxidação.
O Cu+2 é a espécie Oxidante, porque:
ƒƒ Capta elétrons;
ƒƒ Sofre redução.
Balanceamento de equações de oxirredução: fundamenta-se no fato de o número de elétrons 
cedidos na oxidação ser igual ao número de elétrons recebidos na redução. 
Quanto aos Reagentes e Produtos
Reação de síntese 
A reação de Síntese ou Combinação Direta é a reação em que duas ou mais substâncias se combi-
nam diretamente para formar uma nova substância. 
Fórmula Geral: A + B → AB
 
Exemplo:
 Fe + S → FeS
 Ferro + Enxofre → Sulfeto de Ferro II
Outros exemplos:
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Reação de análise
A reação de análise também é chamada reação de decomposição e é um tipo de reação em que um 
composto químico se quebra (decompõe-se) em duas ou mais substâncias. Se a decomposição requer 
uma fonte de calor, é chamada decomposição térmica.
Dependendo do fator gerador da decomposição, poderemos ter:
ƒƒ Pirólise: é a reação de decomposição ocasionada pela ação do calor;
ƒƒ Fotólise: é a reação de decomposição ocasionada pela ação da luz;
ƒƒ Eletrólise: é a reação desencadeada pela energia elétrica.
Fórmula Geral: AB → A + B
Exemplo de Pirólise:
 CaCO3 → CaO + CO2 
Carbonato de Cálcio → Óxido de Cálcio + Dióxido de Carbono 
 Exemplo de Fotólise:
 2H2O2 → 2H2O + O2 
Peróxido de Hidrogênio → Água + Oxigênio 
Reação de deslocamento
A reação de deslocamento também é chamada simples troca e é a reação em que um elemento 
mais reativo substitui outro em uma substância química para produzir uma nova substância. O elemento 
deslocado normalmente é um metal menos reativo que o que o deslocou. 
Fórmula Geral: A + BC → AC + B
Exemplo:
 Fe0 + CuSO4 → FeSO4 + Cu
0 
Ferro metálico + Sulfato de cobre II → Sulfato de ferro II + Cobre metálico 
Quando a substância simples  (A) é um metal, ela deverá ser mais reativa (eletropositiva) que B, para 
poder deslocá-lo. Para isso, devemos nos basear na fila de reatividade ou eletropositividade. 
Reatividade ou eletropositividade aumenta
 
Cs  Li  Rb  K  Ba  Sr  Ca  Na  Mg  Be  Al  Mn  Zn  Cr  Fe  Co  Ni  Sn  Pb  H  Sb  As  Bi  Cu  Ag  Hg  Pt  Au 
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Um metal que vem à esquerda da fila desloca um que vem à direita.
2 Na0     +     FeCl2    →      2 NaCl    +     Fe0
A reação ocorre, pois o Na é mais reativo que o Fe.
Já quando a substância simples é um não metal, a reação ocorre se o não metal A for mais reativo 
(eletronegativo) que o não metal B. Para isso, devemos nos basear na fila de reatividade ou eletronega-
tividade.
Reatividade ou eletronegatividade aumenta 
 
F     O     N     Cl     Br     I     S     C     P..........H
Exemplo: 
H2S + Cl2 → 2 HCl + S
Reação de dupla-troca
A reação de Dupla-Troca é a reação em que duas substâncias trocam seus radicais para formar ou-
tras substâncias novas. 
Fórmula Geral: AB + CD → AD + CB
Exemplo:
 KCl + AgNO3 → KNO3 + AgCl↓ 
Cloreto de potássio + Nitrato de prata → Nitrato de potássio + Cloreto de prata 
A reação de dupla-troca ocorre quando o produto formado AD e/ou CB, quando comparado com 
o reagente, for:
ƒƒ Menos solúvel (precipitado);
ƒƒ Eletrólito mais fraco (ácidos e bases mais fracos);
ƒƒ Mais volátil (formação de produtos gasosos).
As evidências observáveis para a ocorrência da reação podem ser:
2.3 Indícios de Ocorrência de uma Reação
Química Geral e Experimental II
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35
ƒƒ Mudança de coloração no sistema; 
ƒƒ Liberação de gás (efervescência); 
ƒƒ Precipitação (formação de composto insolúvel); 
ƒƒ Liberação de calor (elevação da temperatura do sistema reagente). 
Regras de Solubilidade dos Sais
A seguir, temos uma tabela simplificada para verificação da solubilidade de sais em água, lembran-
do que, para que uma reação ocorra, um dos fatores é a formação de um sal insolúvel (precipitado).
Compostos Solubilidade Observações
Ácidos Solúveis
Bases de metais alcalinos Solúveis É também solúvel o NH4OH.
Bases de metais alcalino-
terrosos Parcialmente solúveis 
Bases de outros metais Insolúveis
Sais: Nitratos, Cloratos, Acetatos Solúveis
Sais: Cloretos, Brometos, Iodetos Solúveis São insolúveis: Ag, Cu, Hg(2+)2, Pb(2+), HgI2 e BiI3.
Sais: Sulfatos Solúveis São insolúveis: Ca(2+), Sr(2+), Ba(2+) e Pb(2+).
Sais: Sulfetos Insolúveis São solúveis os sulfetos de metais alcalinos e NH(+)4 .
Outros ânions Insolúveis São solúveis os sais de metais alcalinos e NH(+)4.
Figura 6 – Exemplos de reações.
Fonte: http://www.colegioweb.com.br/quimica/regras-para-ocorrer-reacao.html.Deise Zamboni Schaffer e Marcolina Aparecida Eugênio Silva
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Força dos Eletrólitos
Chamamos eletrólitos aquelas substâncias que, quando dissolvidas em água, liberam íons, que 
transmitirão a corrente elétrica. Por exemplo, os ácidos (que são substâncias covalentes, mas se IONI-
ZAM) e as bases ou hidróxidos (que são compostos iônicos, que se DISSOCIAM).
Força dos ácidos
ƒƒ Principais ácidos fortes: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3;
ƒƒ Principais ácidos semifortes: HF, H3PO4, H2SO3; 
ƒƒ Principais ácidos fracos: H2S, HCN, CH3-COOH. 
Força das bases
As bases (hidróxidos) dos metais alcalinos e alcalino-terrosos são solúveis, portanto FORTES, ou 
seja, toda a base misturada na água se decompõe. 
O restante das bases é fraco e também insolúvel: Fe (OH)3, Zn(OH)2, Al(OH)3 etc.
Já se tratando do hidróxido de amônio, podemos dizer que ele é considerado solúvel, porém fraco; 
mistura-se em grande extensão, porém continua, em sua maior parte, na forma molecular:
 
Volatilidade
É a capacidade de algumas substâncias terem baixo Ponto de Ebulição (PE) e, dessa forma, se trans-
formarem em gases na temperatura ambiente. 
Todo composto iônico é não volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são não voláteis 
(lembre-se de que eles são iônicos, portanto altos PE e PF).
 
ƒƒ Principais ácidos voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3 e CH3-COOH;
ƒƒ Única base volátil: hidróxido de amônio;
ƒƒ Principais ácidos fixos ou não voláteis: H2SO4 e H3PO4.
Instabilidade
É a característica de algumas substâncias se transformarem em gases.
Principais compostos INSTÁVEIS:
ƒƒ Ácido carbônico (H2CO3);
ƒƒ Ácido sulfuroso (H2SO3);
ƒƒ Ácido tiossulfúrico (H2S2O3);
ƒƒ Hidróxido de amônio (NH4OH). 
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37
Exemplos:
a) Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑
b) K2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + H2O + SO2↑
c) Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + S↓ + SO2↑
d) NH4Cl + NaOH → NaCl + H2O + NH3↑ 
AtençãoAtenção
Lembre-se	das	evidências	para	que	ocorra	uma	reação	química:
•	Menos	solúvel	(precipitado);
•	Eletrólito	mais	fraco	(ácidos	e	bases	mais	fracos);
•	Mais	volátil	(formação	de	produtos	gasosos).
AtençãoAtenção
Não	é	necessário	que	TODAS	as	evidências	ocorram	ao	mesmo	tempo	para	dizermos	que	ocorreu	uma	reação.	Basta	
uma	delas	(formação	de	precipitado	ou	gás	ou	eletrólito	mais	fraco),	em	apenas	um	dos	produtos,	para	identificarmos	
a	ocorrência	da	reação	química.
Saiba maisSaiba mais
A	partir	da	Revolução	Industrial	na	Inglaterra	(do	século	XVIII	até	o	presente),	certos	produtos	químicos	tornaram-se	
de	interesse	comercial,	necessários	em	grande	escala.	O	ácido	sulfúrico	é	uma	mercadoria	importante,	pois	foi	um	dos	
primeiros	desses	“produtos	industriais”.	Até	já	foi	dito	que	se	mede	o	grau	de	industrialização	de	um	país	pela	quanti-
dade	de	ácido	sulfúrico	produzido	por	seu	parque	industrial.	Desse	modo,	as	indústrias	investiram	muito	na	tarefa	de	
melhorar	o	processo	de	produção	de	ácido	sulfúrico.	
O	principal	uso	(60%	do	total	mundial)	do	ácido	sulfúrico	é	na	produção	de	ácido	fosfórico	por	via	úmida,	que,	por	sua	
vez,	é	usado	na	produção	de	fertilizantes	fosfatados	e	de	trifosfato	de	sódio,	usado	em	detergentes.	A	matéria-prima	
usada	para	a	fabricação	de	ácido	fosfórico	na	equação	a	seguir	é	a	fluorapatita:
Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + 10H2O → 5 CaSO4.2H2O + HF + 3H3PO4
Outro	uso	importante	do	ácido	sulfúrico	é	na	fabricação	de	sulfato	de	alumínio.	Esse	sal	reage	com	pequenas	quantias	
de	sabão	em	fibras	de	polpa	de	papel,	de	forma	a	dar	carboxilatos	gelatinosos	de	alumínio,	que	ajudam	na	coagulação	
das	fibras	para	formar	o	papel	propriamente	dito.	O	sal	de	alumínio	também	é	usado	para	fazer	hidróxido	de	alumínio,	
que	é	usado	em	plantas	de	tratamento	de	água,	para	filtrar	impurezas	e	melhorar	o	sabor	da	água.	O	sulfato	de	alumí-
nio	é	feito	pela	reação	da	bauxita	com	ácido	sulfúrico:
Al2O3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
O	ácido	sulfúrico	é	ainda	usado	para	diversos	outros	fins	na	indústria	química.	Por	exemplo,	é	o	catalisador	ácido	co-
mum	na	conversão	de	ciclo-hexanona	oxima	em	caprolactama,	que	é	usada	para	fazer	nylon;	é	usado	com	sal	para	a	
fabricação	de	ácido	clorídrico;	no	refino	de	petróleo,	é	um	catalisador	da	reação	do	isobutano	com	isobutileno,	que	dá	
iso-octano	(2,2,4-trimetilpentano),	um	composto	para	aumentar	a	octanagem	de	gasolina.
Deise Zamboni Schaffer e Marcolina Aparecida Eugênio Silva
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Neste capítulo, pudemos observar os vários tipos de reações químicas e suas classificações: Síntese, 
Análise, Simples Troca e Dupla-Troca.
Verificamos as Evidências que demonstram que a reação química ocorreu, tais como formação de 
precipitado (que é um sal insolúvel), formação de gás (que pode ser também um composto mais volátil) 
e formação de eletrólitos mais fracos. 
Observamos as características de sais insolúveis, ácidos e bases voláteis, lembrando que essas ca-
racterísticas dizem respeito ao tipo de interação (química) entre os elementos constituintes da fórmula e 
suas energias de ligação (estudos do módulo de Química Geral e Experimental I).
Verificamos que, quando se misturam soluções em que todos os constituintes continuam isolados 
na forma de íons livres, então podemos concluir que não houve reação química. 
As	baterias	de	chumbo	ácido	presentes	em	automóveis	são	recarregáveis	e	também	contêm	ácido	sulfúrico	como	
eletrólito.	O	ácido	sulfúrico	também	é	o	principal	ingrediente	de	alguns	tipos	de	substâncias	desentupidoras	de	pia	
especializadas	em	desbloquear	entupimentos	com	papel,	pedaços	de	tecido	e	outros	materiais	não	dissolvidos	por	
soluções	alcalinas.
Entretanto,	na	produção	industrial	ou	mesmo	no	trânsito,	existe	a	queima	de	combustíveis	fósseis,	que	libera	na	atmos-
fera	grande	quantidade	de	óxidos	de	enxofre	(SO2	e	SO3),	que,	ao	entrarem	em	contato	com	a	água,	geram	a	chuva	
ácida,	conforme	as	reações:
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)
SO3(g) + H2O → H2SO4 (l)
Fonte:	www.mma.gov.br/port/conama/legiabre.cfm?codlegi=23.
A	chuva	ácida,	ao	cair	na	superfície,	altera	a	composição	química	do	solo	e	das	águas,	atinge	as	cadeias	alimentares,	
destrói	florestas	e	lavouras,	ataca	estruturas	metálicas,	monumentos	e	edificações.
Fonte:	http://www.quimica.com.br/revista/qd389/perspectivas5.htm.
2.4 Resumo do Capítulo
Química Geral e Experimental II
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1. Um laboratorista recebeu quatro rótulos contendo, separadamente, informações sobre os se-
guintes reagentes: Fe(NO3)2, AgNO3, NaCl e K2CO3. Recebeu também quatro frascos, cada um 
contendo um desses reagentes, porém sem identificação. Com o objetivo de rotulá-los ade-
quadamente, o técnico numerou-os de 1 a 4 e fez alguns testes com amostras das soluções de 
cada frasco, obtendo as seguintes informações:
I – Com a adição de ácido clorídrico, houve desprendimento de gás na amostra do frasco 2 e 
formação de precipitado na amostra do frasco 1;
II – Com a adição de cloreto de sódio, observou-se formação de precipitado na amostra do 
frasco 1;
III – Com a adição de hidróxido de sódio, observou-se a formação de precipitado nas amostras 
dos frascos 1 e 3;
IV – Com a adição dos 3 reagentes dos itens anteriores, não se observou nenhuma reação na 
amostra do frasco 4. 
De acordo com os resultados dos testes realizados, qual o conteúdo dos frascos 1,2, 3 e 4?
2. Indique o tipo de reação que ocorre em: 
a) H2 + Br2 → 2 HBr
b) NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
c) ZnCO3 → ZnO + CO2 
d) CaO + CO2 → CaCO3
e) 2AgCl → 2Ag0 + Cl2
3. Equacione as reações de dupla-troca a seguir e diga se elas ocorrem ou não.
a) CaCl2 + PbSO3 →
b) NaNO3 + K3PO4 →
c) H2SO4 + KI →
d) NaSO4 + BaCl2 →
4. Se misturarmos duas soluçõesaquosas de ácido clorídrico e nitrato de prata, ocorrerá algum 
tipo de reação? Exemplifique.
5. A cebola, por conter derivados de enxofre, pode escurecer talheres de prata. Esse fenômeno 
pode ser representado pela equação química:
4Ag(s) + 2H2S(g) + O2(g) à 2Ag2S(s) + 2H2O(l)
Como é classificado esse tipo de reação? Determine o elemento que oxidou e o que reduziu. 
Indique quais são a substância oxidante e a substância redutora.
2.5 Atividades Propostas
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Vimos, no capítulo anterior, as evidências de uma reação química e conseguimos diferenciar os 
vários tipos de reação química. Entretanto, ainda não comentamos por que as reações ocorrem, ou seja, 
sabemos, da Química Geral e Experimental I, que os átomos se ligam em ligações químicas para se es-
tabilizar energeticamente; no entanto, por que algumas reações químicas ocorrem e outras não? Como 
será esse mecanismo?
Tentaremos verificar essas condições neste capítulo. A primeira coisa que devemos observar é as 
condições mínimas necessárias para que uma reação química ocorra.
Condições para Ocorrência de uma Reação
Para que uma reação química ocorra, devem ser satisfeitas as seguintes condições:
ƒƒ Afinidade Química entre os Reagentes: é a tendência natural de cada substância reagir com 
outra substância. Por exemplo: ácidos têm afinidades por bases, não metais têm afinidades por 
metais, reagentes nucleófilos têm afinidade por reagentes eletrófilos; entretanto, só a afinida-
de não basta;
ƒƒ Contato entre as Moléculas dos Reagentes: o contato entre os reagentes é imprescindível à 
ocorrência de reação, mas, novamente, não basta apenas o contato;
ƒƒ Choques efetivos entre as Moléculas dos Reagentes: as reações químicas ocorrem como resul-
tado de choques entre as moléculas dos reagentes, que se encontram em permanente movi-
mento.
Exemplo:
A2 + B2 2AB
Para haver reação, o choque entre as moléculas deve provocar rompimento das ligações presentes 
em A2 e B2, permitindo que novas ligações aconteçam, formando, assim, a substância AB. Esse tipo de 
choque é denominado choque efetivo.
O choque será efetivo se houver um direcionamento ideal entre as moléculas dos reagentes, que 
devem colidir  numa orientação e num ângulo adequados.
CINÉTICA E EQUILÍBRIO QUÍMICO3 
3.1 Cinética Química
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Figura 7 – O ângulo e a orientação não favorecem a ocorrência da reação.
Fonte: http://www.profpc.com.br/cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica.htm.
Figura 8 – O ângulo e a orientação não favorecem a ocorrência da reação.
Fonte: http://www.profpc.com.br/cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica.htm.
Figura 9 – O ângulo e a orientação favorecem a ocorrência da reação.
Fonte: http://www.profpc.com.br/cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica.htm.
Quando o ângulo e a orientação favorecem a ocorrência da reação, possibilitam ultrapassar a ener-
gia de ativação para se atingir o complexo ativado.
Energia de ativação é a quantidade de energia que devemos dar aos reagentes para que eles se 
transformem em complexo ativado, que é um composto intermediário e altamente instável, resultante 
de choques eficientes, em que as ligações iniciais se enfraquecem e as novas ligações começam a se for-
mar. O complexo ativado é o composto mais energético da reação; por isso, ele é instável e, após a sua 
rápida formação, o produto irá se consolidar sempre com uma energia mais baixa do que a do complexo 
ativado.
Figura 10 – Exemplo de complexo ativado.
Fonte: http://www.profpc.com.br/cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica.htm.
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Gráficos de Reação
Definimos ENTALPIA (H) como a energia interna POTENCIAL que toda substância possui. Tudo na 
natureza possui o seu conteúdo energético próprio e característico, que é a somatória de vários fatores 
energéticos, entre eles, a energia das ligações químicas que compõem a substância.
Dessa forma, quando uma reação química se processa, existe a troca energética entre reagentes e 
produtos; assim, teremos dois tipos básicos de reações:
ƒƒ Quando os produtos possuem um conteúdo energético MENOR que os reagentes, a energia 
excedente será “jogada para fora da reação” na forma de CALOR; chamamos esse tipo de reação 
de REAÇÃO EXOTÉRMICA;
ƒƒ Quando os produtos possuem um conteúdo energético MAIOR que os reagentes, a reação 
para se processar precisará de energia extra; assim, deveremos aquecer para que os produtos 
se formem. Chamamos esse tipo de reação de REAÇÃO ENDOTÉRMICA.
À diferença de entalpia, damos o nome ΔH, que será:
ΔH = Hprodutos - Hreagentes
Se representarmos em gráfico os níveis de energia dos reagentes, complexo ativado e produtos em 
função do caminho da reação, teremos:
Gráfico 1 – Reação exotérmica (ΔH < 0).
Fonte: www.soq.com.br/formulas/cinetica/index_clip_image024.jpg.
Na qual, temos:
ƒƒ Ea sem catalisador: energia de ativação da reação sem auxílio de catalisador (que aumenta a 
rapidez da reação);
ƒƒ Ea com catalisador: energia de ativação com o auxílio de catalisador;
ƒƒ Variação de entalpia (ΔH): diferença de Energia Interna entre Produtos e Reagentes.
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Gráfico 2 – Reação endotérmica (ΔH > 0).
Fonte: http://www.profpc.com.br/2002-51-131-40-i006.gif.
Na qual, temos:
ƒƒ Energia de ativação;
ƒƒ Variação de entalpia (ΔH).
Rapidez das Reações
A Energia de Ativação é uma “barreira energética” que irá definir se a reação irá se processar rápida 
ou lentamente. Algumas reações são extremamente rápidas, como, por exemplo, as explosões, enquanto 
outras são muito lentas, como é o caso da formação de petróleo. O estudo da rapidez das reações quími-
cas e dos fatores que podem acelerá-las ou retardá-las constitui a chamada cinética química. O estudo 
da cinética das reações é muito útil, já que muitas reações químicas de interesse industrial podem ser 
aceleradas, gastando menos tempo para ocorrerem e, portanto, tornando o processo mais econômico.
Fatores que Interferem na Rapidez das Reações
Estado físico dos reagentes
Gases reagem mais rapidamente que os líquidos e estes, mais rapidamente que os sólidos, pois, 
quanto maior a distância entre as partículas, mais rapidamente elas se movimentam; assim, a probabili-
dade de choques é maior.
AtençãoAtenção
Para	que	uma	reação	ocorra,	é	necessário	que	os	reagentes	tenham:
•	Afinidade;
•	Contato;
•	Choques	efetivos.
Para	a	diferença	de	Entalpia:	ΔH = Hprodutos - Hreagentes
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Temperatura
Todo aumento de temperatura provoca aumento da energia cinética média das moléculas, fazen-
do com que aumente a probabilidade de choques efetivos; então, aumentando a temperatura, aumenta 
a rapidez de qualquer reação, seja exotérmica ou endotérmica.
Uma regra prática, que relaciona o aumento de temperatura com a velocidade de uma reação, é a 
regra de Van’t Hoff: “Um aumento de 10 °C na temperatura duplica a velocidade de uma reação química”.
Exemplo:
Se um princípio ativo se forma em uma reação a uma velocidade de 3,0 mols/min a 20 °C, calcule a 
velocidade de produção desse princípio ativo a 50 °C.
Resolução:
20 °C    __________    3,0 mols/min
30 °C    __________    6,0 mols/min
40 °C    __________    12 mols/min
50 °C    __________    24 mols/min
Eletricidade
A energia elétrica fornece energia para que algumas moléculas possuam condições de reagir (for-
mação do complexo ativado). O calor liberado pela própria reação é suficiente para desencadear a reação 
na sua totalidade.
Exemplo:
Os gases O2 e H2 têm afinidade, estão em contato na atmosfera nem por isso formam-semoléculas 
novas de H2O a todo instante. Entretanto, quando temos uma tempestade com raios, a faísca elétrica 
fornece energia para que esses gases possam reagir:
2H2(g) + O2(g) 2H2O
Luz
Muitas reações absorvem energia luminosa, principalmente nas radiações ultravioletas. A luz e ou-
tras radiações eletromagnéticas exercem um efeito semelhante ao da eletricidade, fornecendo energia 
para que, de início, algumas moléculas apresentem condições de reação (energia igual ou superior à 
energia de ativação).
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Exemplo:
H2(g) + Cl2(g) 2HCl2
Pressão
A pressão só influencia a rapidez de reações em que só temos gases. 
Superfície do reagente sólido
Todos sabemos (principalmente, os ansiosos) que, quando partimos um comprimido efervescente 
de vitamina C, ele dissolve mais rápido. Isso ocorre porque quanto maior a superfície de contato do rea-
gente sólido, maior será o número de colisões entre as partículas reagentes e consequentemente mais 
rápida será a reação. 
Catalisador e inibidor
Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem sofrer qualquer trans-
formação em sua estrutura. O aumento da velocidade é conhecido como catálise. O catalisador acelera 
a velocidade, alterando o mecanismo da reação, o que provoca a formação de um complexo ativado de 
energia mais baixa, ou seja, diminui a energia de ativação. São características dos catalisadores:
a) O catalisador não fornece energia à reação;
b) O catalisador participa da reação, formando um complexo ativado de menor energia;
c) O catalisador não altera o H da reação;
d) O catalisador pode participar das etapas da reação, mas não é consumido por ela.
Figura 11 – Catalisador e inibidor.
Fonte: http://www.profpc.com.br/cin%C3%A9tica_u%C3%ADmica.htm.
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O inibidor é uma substância que diminui a velocidade das reações, por formar um complexo ativa-
do de alta energia de ativação. Contudo, o inibidor é consumido pela reação.
Promotor de reação ou ativador de catalisador é uma substância que ativa o catalisador, mas, 
isoladamente, não tem ação catalítica na reação. 
Enzima é uma proteína que atua como catalisador em reações biológicas. Caracteriza-se pela sua 
ação específica e pela sua grande atividade catalítica. Apresenta uma temperatura ótima, geralmente ao 
redor de 37 °C, na qual tem o máximo de atividade catalítica. 
Concentração dos reagentes
Quanto mais concentrados os reagentes, maiores as chances de choques efetivos, portanto maior 
será a velocidade de processamento. Entretanto, cada reagente de uma reação terá uma influência espe-
cífica na concentração e rapidez dessa reação (Lei de Ação das Massas). Assim, teremos a Lei da Velocida-
de de uma Reação: “Lei de velocidade de uma reação química é uma equação que relaciona a velocidade 
de uma reação com a concentração dos reagentes elevadas em certos expoentes”
Para uma reação química geral:
aA + bB → cC + dD
Velocidade = k [A]m [B]n
Sendo m e n determinados experimentalmente.
Os valores de m e n são as ordens da reação química; portanto, essa reação é de ordem m em rela-
ção ao reagente A, de ordem n em relação ao reagente B e de ordem (m + n) para a reação total.
A constante de proporcionalidade k é chamada constante de velocidade da reação.
Por exemplo, se uma reação ELEMENTAR, ou seja, que ocorre em uma ÚNICA ETAPA, ocorrer em 
várias etapas, a etapa mais lenta irá determinar a velocidade da reação total e teremos que determinar os 
coeficientes da Lei de Velocidade EXPERIMENTALMENTE. Assim, podemos ter:
A + 2B → AB2
Como a equação é elementar, então podemos assumir os coeficientes como 1 para o reagente A e 
2 para o reagente B; então, temos:
v= k [A]1 [B]2
Isso significa que a velocidade dessa reação irá dobrar, se dobrarmos a concentração de A, e qua-
druplicar, se dobrarmos a concentração do B, ou seja, é de 1ª ORDEM para A e 2ª ORDEM para B, com 
ordem geral da reação 3.
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AtençãoAtenção
Fatores	que	interferem	na	rapidez	das	reações:
•	Estado	físico	dos	reagentes;
•	Superfície	de	contato;
•	Temperatura;
•	Pressão	(só	para	gases);
•	Catalisadores;
•	Concentração	dos	reagentes	(Lei	de	Ação	das	Massas);
•	Luz;
•	Eletricidade.
3.2 Equilíbrio Químico
Se os produtos de uma reação tiverem afinidade entre si e permanecerem em contato, eles acaba-
rão por reagir novamente e regenerar os reagentes; isso ocorre com MUITA frequência em grande parte 
das reações químicas e damos o nome EQUILÍBRIO QUÍMICO. 
Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são muito importantes é 
que todas as reações tendem a alcançar um equilíbrio. De fato, se permitirmos, todas as reações químicas 
atingem um estado de equilíbrio, embora isso nem sempre seja evidente. Às vezes, dizemos que uma 
reação química terminou, pois não observamos mais nenhuma evidência de reação, entretanto não exis-
tem reações que consumam 100% dos reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de 
equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidos, até 
que seja quase impossível de se mensurar. 
Condições para Ocorrência do Equilíbrio Químico
ƒƒ Reagentes e Produtos estarem em contato;
ƒƒ Velocidades das Reações de formação do produto e de regeneração dos reagentes serem 
IGUAIS, ou seja, velocidades direta e reversa iguais;
ƒƒ Concentrações de Reagentes e Produtos CONSTANTES, ou seja, não se alteram mais;
ƒƒ O Equilíbrio Químico é DINÂMICO, ou seja, um se transforma no outro o tempo todo;
ƒƒ É representado na Equação Química por seta dupla ( ).
Exemplo:
CO2 (g) + H2 (g) CO(g) + H2O(g)
Se temos uma quantidade de gases CO2 e H2 contida em um recipiente fechado, após o início da 
reação, percebemos que as concentrações dos reagentes (CO2 e H2) diminuem e que as dos produtos (CO 
e H2O) aumentam (todas essas concentrações aumentam e diminuem na mesma proporção, já que a re-
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lação estequiométrica de todas as substâncias envolvidas, em razão mol por mol, é de 1:1). Veja a seguir 
o gráfico que representaria esse equilíbrio químico:
Figura 12 – Equilíbrio químico.
Fonte: www.agracadaquimica.com.br/imagens/artigos/clip_image002_0034.gif.
Considerando que a reação se inicia no instante t0, as concentrações dos reagentes diminuíram e as 
dos produtos, aumentaram. Veja, pelo gráfico, que as variações de concentração vão se tornando menos 
acentuadas desde o início da reação até o instante t3, em que o equilíbrio foi atingido. No tempo t0, que é 
o inicio da reação, só temos a reação no sentido da formação dos produtos: A + B C + D (reação di-
reta). Entretanto, após certo tempo, quando temos uma maior quantidade de produto formado, inicia-se 
a reação no sentido contrário, ou seja, de se regenerarem os reagentes: C + D A + B (reação inversa). 
A velocidade da reação direta diminui com o tempo, devido à diminuição na concentração dos reagen-
tes (lembre-se: menor número de choques efetivos). Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa 
aumenta, por causa do aumento da concentração dos produtos.
Finalmente, em t3, a velocidade da reação direta diminui e a da reação inversa, aumenta, a ponto de 
se igualarem. A partir daí, não há mais variação das concentrações de reagentes e produtos (concentra-
ção CONSTANTE), pois ambos são formados e consumidos em velocidades iguais:
CO2 (g) + H2 (g) CO(g) + H2O(g)
AtençãoAtenção
O	Equilíbrio	Químico	ocorre	quando:
•	As	concentrações	de	produtos	e	reagentes	permanecem	CONSTANTES;
•	As	velocidades