Química Geral

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Professor Esp. Pedro Rogério Vilela Ribeiro
QUÍMICA GERAL
REITORIA Prof. Me. Gilmar de Oliveira
DIREÇÃO ADMINISTRATIVA Prof. Me. Renato Valença 
DIREÇÃO DE ENSINO PRESENCIAL Prof. Me. Daniel de Lima
DIREÇÃO DE ENSINO EAD Profa. Dra. Giani Andrea Linde Colauto 
DIREÇÃO FINANCEIRA Eduardo Luiz Campano Santini
DIREÇÃO FINANCEIRA EAD Guilherme Esquivel
COORDENAÇÃO DE ENSINO, PESQUISA E EXTENSÃO Profa. Ma. Luciana Moraes
COORDENAÇÃO ADJUNTA DE ENSINO Profa. Dra. Nelma Sgarbosa Roman de Araújo
COORDENAÇÃO ADJUNTA DE PESQUISA Profa. Ma. Luciana Moraes
COORDENAÇÃO ADJUNTA DE EXTENSÃO Prof. Me. Jeferson de Souza Sá
COORDENAÇÃO DO NÚCLEO DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA Prof. Me. Jorge Luiz Garcia Van Dal
COORDENAÇÃO DE PLANEJAMENTO E PROCESSOS Prof. Me. Arthur Rosinski do Nascimento
COORDENAÇÃO PEDAGÓGICA EAD Profa. Ma. Sônia Maria Crivelli Mataruco
COORDENAÇÃO DO DEPTO. DE PRODUÇÃO DE MATERIAIS DIDÁTICOS Luiz Fernando Freitas
REVISÃO ORTOGRÁFICA E NORMATIVA Beatriz Longen Rohling 
 Carolayne Beatriz da Silva Cavalcante
 Caroline da Silva Marques 
 Eduardo Alves de Oliveira
 Jéssica Eugênio Azevedo
 Marcelino Fernando Rodrigues Santos
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 Hugo Batalhoti Morangueira
 Vitor Amaral Poltronieri
ESTÚDIO, PRODUÇÃO E EDIÇÃO André Oliveira Vaz 
DE VÍDEO Carlos Firmino de Oliveira 
 Carlos Henrique Moraes dos Anjos
 Kauê Berto
 Pedro Vinícius de Lima Machado
 Thassiane da Silva Jacinto 
 
FICHA CATALOGRÁFICA
 Dados Internacionais de Catalogação na Publicação - CIP
R484q Ribeiro,Pedro Rogério Vilela 
 Química geral / Pedro
 Rogério Vilela Ribeiro. Paranavaí: EduFatecie, 2024.
 106 p.: il. Color.
 
 1. Química. 2. Química inorgânica. 3. Rações químicas
 I. Centro Universitário UniFatecie. II. Núcleo de Educação 
 a Distância. III. Título. 
 
 CDD: 23. ed. 540
 Catalogação na publicação: Zineide Pereira dos Santos – CRB 9/1577
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Professor Esp. Pedro Rogério Vilela Ribeiro
• Especialista em Enfermagem do Trabalho pelo ESAP (Instituto de Estudos 
Avançados e Pós-Graduação). 
• Perito Criminal da Superintendência da Polícia Técnica e Científica de São 
Paulo (SPTC).
• Bacharel em Enfermagem (UNESPAR). 
• Bacharel em Ciências Biológicas (UNIPAR). 
• Licenciado em Ciências Biológicas (UNIPAR).
• Docente do curso de Agronomia da disciplina Química Aplicada a Agronomia 
(UNIFATECIE).
• Docente do curso de Agronomia da disciplina Química Analítica a Agronomia 
(UNIFATECIE).
• Docente do curso de Direito da disciplina Medicina Legal (UNIFATECIE).
• Docente do curso de Biomedicina da disciplina Microbiologia (UNIFATECIE).
• Docente do curso de Enfermagem da disciplina Fisiologia Humana (UNIFATECIE).
• Coordenador regional da Olimpíada Brasileira de Física (OBF).
Ampla experiência como professor da disciplina de química e física, na área teórica 
e prática a nível de ensino médio e superior. 
CURRÍCULO LATTES: http://lattes.cnpq.br/5254643543424489
AUTOR
http://lattes.cnpq.br/5254643543424489
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Prezado (a) aluno (a), a disciplina de química é a ciência que estuda a composição 
e estrutura da matéria e as transformações que ela sofre. Devido ao fato de tudo no universo 
ser composto por matéria, química é o estudo do nosso mundo material. 
Nós praticamos química o tempo todo nas nossas atividades diárias, ou seja, o 
ato de cozinhar, lavar roupa, tomar remédio, adubar o gramado, pintar a casa, ou acender 
um palito de fósforo, por exemplo, estão diretamente relacionados com esta ciência. Em 
todas estas atividades, substâncias interagem e mudanças químicas ocorrem. No nosso 
corpo, quando respiramos, caminhamos e os alimentos sofrem digestão, reações químicas 
ocorrem constantemente. 
Os problemas ambientais que vivenciamos e lidamos hoje em dia, como a 
disposição de efluentes líquidos domésticos e industriais, a chuva ácida, o efeito estufa, 
o smog fotoquímico, dentre outros tantos, são todos essencialmente problemas químicos. 
Muitos bens são agora feitos de polímeros e cerâmicas ao invés de madeira e metal graças 
à nossa habilidade em produzir materiais com propriedades não encontradas na natureza. 
Na unidade I começaremos a nossa jornada pela evolução história dos modelos 
atômicos, a importância da experimentação na área de ciências, as principais funções 
da tabela periódica é a possibilidade de prever para que serve cada elemento químico e 
quais compostos irão resultar nas suas combinações e também as ligações químicas que 
são responsáveis pela formação de todos os compostos existentes no nosso planeta, 
sendo elas responsáveis pela estabilidade e pela diversidade de compostos, garantindo o 
surgimento de novas propriedades e de novas aplicações. 
Já na unidade II, estudaremos as funções inorgânicas. Estamos rodeados 
de compostos que exemplificam funções inorgânicas em nosso dia a dia: comprimidos 
antiácidos, sal de cozinha utilizado no preparo dos alimentos, substâncias adicionadas 
no tratamento da água potável que chega em nossas residências, entre outros exemplos. 
Na primeira parte dessa unidade, estudaremos os conceitos de dissociação e ionização, 
fundamentais para a compreensão das características e propriedades de cada função 
inorgânica. Na sequência, estudaremos as funções ácido, base, sais e óxidos. 
Depois, na unidade III, vamos falar sobre um dos assuntos mais delicados para os 
alunos: cálculo estequiométrico. Ao abordar este conteúdo, é necessário ter muita paciência 
e realizar aulas de exercícios resolvidos para que os alunos entendam como o cálculo 
APRESENTAÇÃO DO MATERIAL
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estequiométrico funciona e como resolver problemas que os envolvam. Na abertura da 
unidade, trazemos questões que vão auxiliá-lo no levantamento do conhecimento prévio. 
Ao final da unidade, retornaremos essas questões para avaliar o desenvolvimento da turma.
E finalmente na unidade IV vamos tratar sobre equilíbrio químico, um dos temas 
mais complexos para os alunos. Começamos a unidade com o capítulo sobre constante 
de equilíbrio e terminamos em produto de solubilidade, passando por todo o conteúdo 
de equilíbrio como princípio de Le Chatelier, equilíbrios iônicos, cálculo de pH e pOH e 
conceitos modernos de ácidos e bases
APRESENTAÇÃO DO MATERIAL
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UNIDADE 4
Reações químicas e fundamentos 
de equilíbrio químico
Cálculos químicos 
UNIDADE 3
Funções inorgânicas 
UNIDADE 2
Estudo da matéria
UNIDADE 1
SUMÁRIO
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
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compostos covalentes;
• Suas moléculas interagem por interações dipolo permanente iônicas, com 
exceção do peróxido de hidrogênio, cujas moléculas interagem por ligações de 
hidrogênio;
• Em geral, são solúveis em água.
• Normalmente, são mais densos que a água.
54FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
Caro (a) Aluno (a),
Nesta unidade buscamos destacar a importância das funções inorgânicas referente 
a classificação e a nomenclatura dos diferentes compostos, fase que requer atenção e 
cuidados especiais pois a simples substituição de um hidrogênio pode fazer toda a diferença. 
Além disso, clareamos os conceitos de ácidos, bases, óxidos, sais, hidretos e peróxidos 
compreendendo quando utilizá-los nas diferentes atividades envolvendo a química. 
Conhecemos os princípios que diferem a ionização da dissociação é como tal evento 
interfere no grau de ionização das substâncias fazendo que possam ser classificadas como 
fraca, moderada e forte. Os ácidos são considerados estruturas covalentes, ou seja, os 
elementos compartilham elétrons em suas ligações, eles têm a tendencia de sofrer ionização 
em água e formar íons, liberando o H+ como único cátion (segundo Arrhenius). Já as bases 
são classificadas de acordo com o número de hidroxilas liberadas em solução em sua maioria 
são substâncias iônicas e sua força está relacionada com o seu grau de dissociação. 
Vimos também que os sais são compostos iônicos que apresentam, no mínimo, 
um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-, podendo ser obtido em uma reação 
de neutralização, como exemplo um ácido e uma base. Além disso, compreendemos que 
os óxidos são compostos binários (iônicos ou moleculares), tendo a sua formula molecular 
formada por dois elementos, tendo o elemento oxigênio como obrigatório na sua composição, 
sendo ele o seu elemento mais eletronegativo.
CONSIDERAÇÕES FINAIS
55FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
MATERIAL COMPLEMENTAR
FILME/VÍDEO
• Título: Blade Runner, O Caçador De Andróides
• Ano: 1982.
• Sinopse: No início do século XXI, uma grande corporação 
desenvolve um robô que é mais forte e ágil que o ser humano e 
se equiparando em inteligência. São conhecidos como replicantes 
e utilizados como escravos na colonização e exploração de 
outros planetas. Mas, quando um grupo dos robôs mais evoluídos 
provoca um motim, em uma colônia fora da Terra, este incidente 
faz os replicantes serem considerados ilegais na Terra, sob pena 
de morte. A partir de então, policiais de um esquadrão de elite, 
conhecidos como Blade Runner, têm ordem de atirar para matar 
em replicantes encontrados na Terra, mas tal ato não é chamado 
de execução e sim de remoção. Até que, em novembro de 2019, 
em Los Angeles, quando cinco replicantes chegam à Terra, um 
ex-Blade Runner (Harrison Ford) é encarregado de caçá-los. O 
filme se passa na cidade de Los Angeles e o local está totalmente 
poluído por uma chuva ácida.
LIVRO
• Título: O menio do Pijama Listrado
• Autor: John Boun, Oliver Jefers.
• Editora: Seguinte.
• Sinopse: Alemanha, Segunda Guerra Mundial. O menino Bruno, de 
8 anos, é filho de um oficial nazista que assume um cargo importante 
em um campo de concentração. Sem saber realmente o que seu pai 
faz. Bruno se muda com os pais de Berlim para uma área isolada, onde 
não há muito o que fazer para uma criança. Os problemas começam 
quando ele decide explorar o local e acaba conhecendo Shmuel, um 
garoto de idade parecida, que vive usando um pijama listrado e está 
sempre do outro lado de uma cerca eletrificada. A amizade cresce 
entre os dois, e Bruno passa, cada vez mais, a visitá-lo, tornando essa 
relação mais perigosa do que eles imaginam. 
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
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Plano de Estudos
• Unidades de Medidas;
• Massas Atômicas;
• Massas Moleculares; 
• Reações Químicas e Equações Químicas.
Objetivos da Aprendizagem
• Capacitar o aluno a realizar as principais conversões de unidades 
utilizadas na química;
• Calcular a massa atômica, número de mols e diferentes 
concentrações molares;
• Demonstrar adequadamente as reações químicas através do uso 
de balanceamento por tentativas.
Professor Esp Pedro Rogério Vilela Ribeiro
CÁLCULOS CÁLCULOS 
QUÍMICOS QUÍMICOS 
UNIDADEUNIDADE3
57CÁLCULOS QUÍMICOS UNIDADE 3
INTRODUÇÃO
Neste módulo utilizaremos conceitos já́ apresentados no que se refere à estrutura 
e às fórmulas químicas no estudo das relações de massas de átomos e moléculas. As 
relações ajudam a explicar a constituição dos compostos e as mudanças que ocorrem na 
sua composição.
A massa do átomo de uma maneira geral depende do número de elétrons, prótons 
e nêutrons que o constituem. A compreensão referente a massa atômica é de extrema 
importância no trabalho laboratorial. Átomos são partículas extremamente pequenas – até 
o menor grão de poeira que a nossa vista consiga detectar contém cerca de 1x1016 átomos! 
Na prática, é impossível pesar um átomo, mas conseguimos determinar experimentalmente 
as relações de massas entre dois átomos. Primeiro devemos atribuir um valor de massa a 
um átomo de um dado elemento a fim de usá-lo como a massa padrão.
UNIDADES DE 
MEDIDA1
TÓPICO
58CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
De acordo com Vogel (2002) todas as propriedades mensuráveis da matéria podem 
ser classificadas em duas categorias: propriedades extensivas e propriedades intensivas. O 
valor medido de uma propriedade extensiva depende da quantidade de matéria considerada. 
Massa, comprimento e volume são propriedades extensivas. Mais matéria significa mais 
massa. Os valores da mesma propriedade extensiva podem ser somados. Por exemplo, 
duas moedas de cobre terão uma massa total que é igual à soma das massas de cada 
moeda; o volume total de água em dois béqueres é igual à soma dos volumes de água 
contidos em cada um deles. O valor medido de uma propriedade intensiva não depende da 
quantidade de matéria considerada. 
A temperatura é uma propriedade intensiva. Vamos supor que tenhamos dois béqueres 
com água a mesma temperatura. Se juntarmos os conteúdos de água dos dois béqueres em um 
béquer maior, a temperatura da água neste béquer será a mesma que aquelas dos béqueres 
separados. Ao contrário da massa e do volume, a temperatura e outras propriedades intensivas, 
tais como ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade, não são aditivas.
O estudo da química depende muito da realização e medidas, por exemplo, os 
químicos usam medidas para comparar propriedades de diferentes substâncias e para 
avaliar modificações ocorridas em um experimento. Alguns instrumentos comuns permitem-
nos medir propriedades de uma substância: a régua mede comprimento; a bureta, a pipeta, 
a proveta e o balão volumétrico medem volume (imagem abaixo); a balança mede massa; 
o termômetro, temperatura. 
59CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
O grupo desses instrumentos servem para medidas de propriedades macroscópicas, 
que podem ser determinadas diretamente. As propriedades microscópicas, na escala atômica 
ou molecular, têm de ser determinadas por métodos indiretos, uma quantidade medida é 
geralmente escrita na forma de um número acompanhado de uma unidade apropriada. Dizerque a distância de carro entre São Paulo e Rio de Janeiro por determinado caminho é 429 
não tem qualquer significado. Temos de especificar que a distância é de 429 quilômetros. Na 
ciência, as unidades são essenciais para expressar corretamente as medidas.
FIGURA 1: EQUIPAMENTOS LABORATORIAIS DE MEDIÇÃO
Fonte: Shutterstock
1.1 Unidades SI
Durante o desenvolvimento das ciências, pesquisadores registraram as medidas 
em unidades métricas, que estão relacionadas em termos decimais, isto é, por potências de 
10. Contudo, em 1960, a Conferência Geral de Pesos e Medidas, autoridade internacional 
em unidades, propôs um sistema métrico revisto denominado Sistema Internacional de 
Unidades (abreviadamente SI, do francês Système International d’Unités). A Tabela abaixo 
60CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
apresenta as sete unidades básicas do SI. Todas as outras unidades de medidas podem 
ser derivadas dessas unidades básicas. Tal como as unidades métricas, as unidades SI 
modificam-se em termos decimais por uma série de prefixos. As medidas que utilizaremos 
com frequência no nosso estudo de química incluem o tempo, a massa, o volume, a 
densidade e a temperatura.
TABELA 1: PRINCIPAIS UNIDADES DE MEDIDA UTILIZADAS NA QUÍMICA
Fonte: Shutterstock
1.2 Massa e Peso
Massa é uma medida da quantidade de matéria em um objeto. Os termos “massa” e 
“peso” são utilizados indistintamente, embora, estritamente falando, se refiram a grandezas 
diferentes. Em termos científicos, peso é a força que a gravidade exerce em um objeto. 
Uma maçã̃ que cai de uma árvore é atraída pela gravidade da Terra. A massa da maçã 
é constante e não depende da sua localização, mas o peso depende. Por exemplo, à 
superfície da Lua, a maçã pesaria apenas um sexto do que pesa na Terra, porque a massa 
61CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
da Lua é menor. Isso explica por que os astronautas são capazes de pular com relativa 
facilidade apesar de suas roupas e de seus equipamentos volumosos.
Na visão de Atkins e Jones (2012) a massa de um objeto pode ser facilmente 
determinada com uma balança, e, estranhamente, esse processo é denominado pesagem. 
A unidade básica SI da massa é o quilograma (kg), mas em química o uso da unidade 
menor, grama (g), é mais conveniente:
1 Kg = 1.000 gr = 1.103 gr
1.3 Volume
Volume é o comprimento (m) elevado ao cubo, assim a unidade SI correspondente 
é o metro cúbico (m3). Porém dentro da química, as unidades utilizadas são muito menores 
como o centímetro cúbico (cm3) e o decímetro cúbico (dm3):
1m3 = 106 cm3
Outra unidade de volume comum, que não pertence ao SI, é o litro (L). Um litro é o 
volume ocupado por um decímetro cúbico. Os químicos geralmente usam as unidades L e 
mL para líquidos. Um litro é igual a 1.000 mililitros (mL) ou 1.000 centímetros cúbicos
1L = 1.000ml = 1.000 cm3 = 1 dm3
1.4 Densidade
Densidade é a massa de um objeto dividida pelo seu volume:
FIGURA 2: FÓRMULA DA DENSIDADE
Fonte: Shutterstock
62CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
Onde d, m e V representam a densidade, a massa e o volume, respectivamente. 
Observe que a densidade é uma propriedade intensiva que não depende da quantidade 
de massa presente. Para dado material, V aumenta com o aumento de m, assim a razão 
da massa pelo volume é sempre a mesma. A unidade derivada do SI para a densidade é o 
quilograma por metro cúbico (kg/m3). Essa unidade é relativamente grande para a maior parte 
das aplicações químicas. Por isso, é comum usar gramas por centímetro cúbico (g/cm3) e o 
seu equivalente, gramas por mililitro (g/mL) para as densidades de sólidos e de líquidos. 
1.5 Escalas de Temperatura
Há três escalas de temperatura em uso, atualmente. As suas unidades são oF 
(graus Fahrenheit), oC (graus Celsius) e K (kelvin). A escala Fahrenheit define os pontos 
de congelamento e de ebulição normais da água como exatamente iguais a 32oF e 212oF, 
respectivamente. De acordo com KOTZ (2016, p. 28) a escala Celsius é usada no mundo 
todo para medições em laboratório. Entretanto, quando cálculos envolvem dados de 
temperatura, quase sempre adota-se a escala Kelvin. Na escala Celsius o intervalo entre 
o ponto de congelamento (0oC) e o ponto de ebulição (100oC) da água é de 100 graus. 
Como se pode observar na Tabela abaixo, kelvin é a unidade SI básica de temperatura; é 
a escala de temperatura absoluta. Por absoluto entende-se que o zero na escala kelvin, 
representado por 0 K, é a temperatura mais baixa que se pode atingir, em teoria. Por outro 
lado, os valores 0oF e 0oC têm base no comportamento de uma substância escolhida 
arbitrariamente — a água. A Figura compara as três escalas de temperatura.
FIGURA 3: ESCALAS TERMOMÉTRICAS
Fonte: Shutterstock
63CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
1.6 Trabalhando com Números
Discutimos anteriormente algumas das unidades usadas em química, agora vamos 
abordar as técnicas para trabalhar com números associados às medidas: notação científica 
e algarismos significativos.
Notação Científica
Os químicos muitas vezes lidam com números que são muito grandes 
ou muito pequenos. Por exemplo, em 1 g do elemento hidrogênio há cerca de 
602.200.000.000.000.000.000.000 átomos de hidrogênio. A massa de cada átomo de 
hidrogênio é de apenas 0,00000000000000000000000166 g. É complicado trabalharmos 
com esses números e fácil cometer erros ao realizarmos cálculos aritméticos. Considere a 
seguinte multiplicação:0,0000000056 x 0,00000000048 = 0,000000000000000002688
Facilmente seriamos levados a omitir ou colocar um zero a mais depois da vírgula. 
Portanto, quando trabalhamos com números muito grandes ou muito pequenos, empregamos 
um sistema denominado notação científica. Independentemente de sua magnitude, todos 
os números podem ser expressos na forma:.....N x 10n
Em que N é qualquer número entre 1 e 10 e n, o expoente, é um inteiro positivo 
ou negativo. Qualquer número expresso dessa forma está representado em notação 
científica. Vamos supor que, dado um número, devemos representá-lo em notação científica. 
Basicamente, temos que saber o valor de n. Contamos o número de casas que a vírgula 
deve se deslocar para obter o número N (que fica entre 1 e 10). Se a vírgula se moveu para a 
esquerda, então n é um número inteiro positivo; se foi para a direita, n é um inteiro negativo.
TABELA 2: NÚMEROS EM POTÊNCIA DE 10
Fonte: Shutterstock
64CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
1.7 Algarismos significativos
Na opinião de Fonseca (2004) com exceção dos casos em que todos os números 
são inteiros (por exemplo quando se conta o número de alunos em uma sala de aula), muitas 
vezes é impossível obter o valor exato da quantidade em estudo. Por isso, é importante 
apontar a margem de erro em uma medida indicando claramente o número de algarismos 
significativos, ou seja, os dígitos que têm significado em uma quantidade medida ou 
calculada. Quando se usam algarismos significativos, o último dígito é incerto. Por exemplo, 
podemos medir o volume de determinada quantidade de líquido utilizando uma proveta 
cuja escala nos dá́ uma incerteza de 1 mL na medida. Se o volume observado é igual a 
6 mL, então o volume real está no intervalo entre 5 mL e 7 mL. Esse volume do líquido é 
representado como (6,01) mL. Nesse caso, há apenas um algarismo significativo (o dígito 
6) que apresenta incerteza de mais ou menos 1 mL. Para maior exatidão, podemos usar 
uma proveta com divisões menores, de modo que o volume medido tenha uma incerteza de 
apenas 0,1 mL. Nesse caso, se o volume observado para o líquido é igual a 6,0 mL, o valor 
real fica entre 5,9 mL e 6,1 mL. Podemos melhorar ainda mais o instrumento de medida e 
obter mais algarismos significativos, porém, em todos os casos, o último dígito é sempre 
incerto; a grandeza dessa incerteza depende do instrumento de medida utilizado.
1.7.1 Orientação para o Uso de Algarismos Significativos
Em atividades de cunho científico, devemos nos atentar para escrever o número 
correto de algarismos significativos. Em geral,é bastante fácil determiná-lo levando em 
consideração as seguintes regras: 
01. Qualquer numeral diferente de zero é significativo. Por exemplo, 378 cm possui 
três algarismos significativos; 8,7895 kg possui cinco algarismos significativos e 
assim por diante. 
02. O algarismo zero entre dígitos diferentes de zero são considerados 
significativos. Desse modo, 704 m contém três algarismos significativos; 60.304 
kg possui cinco algarismos significativos e assim por diante.
03. O zero quando localizado à esquerda do primeiro dígito diferente de zero 
não são significativos. A função deles é indicar a posição da vírgula decimal. Por 
exemplo, 0,05 mL tem um algarismo significativo; 0,00003425 Kg possui quatro 
algarismos significativos e assim por diante.
04. Se um numeral for superior a 1, todos os zeros à direita da vírgula contam como 
algarismos significativos. Portanto, 5,0 mg possui dois algarismos significativos; 
50,098 mL contém cinco algarismos significativos e 7,020 dm contém quatro 
algarismos significativos. Se um número for inferior a 1, então apenas os zeros 
65CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
que estão no fim do número e os zeros que estão entre dígitos diferentes de 
zero são significativos. Isso quer dizer que 0,080 g contém dois algarismos 
significativos; 0,7004 L possui quatro algarismos significativos; 0,00540 min 
contém três algarismos significativos e assim por diante. 
05. Para os numerais que não possuem vírgulas, os zeros finais (isto é, os 
zeros que estão depois do último dígito diferente de zero) podem ou não ser 
significativos. Dessa maneira, 400 cm pode ter um algarismo significativo (o dígito 
4), dois algarismos significativos (40) ou três algarismos significativos (400). Não 
podemos saber qual das situações é a correta sem mais informações. Usando a 
notação científica, contudo, podemos evitar a ambiguidade o número 400 pode 
ser expresso como 4x102 para um algarismo significativo; 4,0x102 para dois 
algarismos significativos ou 4,00x102 para três algarismos significativos.
Como é possível determinar a massa de uma molécula?
Fonte: O Autor (2022).
MASSA ATÔMICA2
TÓPICO
66CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
Neste módulo, vamos estudar as relações de massa de átomos e moléculas, utilizando 
conceitos já aprendidos sobre estrutura química e fórmulas. Essas relações vão nos ajudar a 
explicar a composição dos compostos, e também como essas composições podem mudar. A 
massa de um átomo depende do número de elétrons, prótons e nêutrons que o constituem. 
O conhecimento da massa atômica é de extrema importância no trabalho laboratorial. Mas 
os átomos são partículas extremamente pequenas — mesmo o menor grão de poeira que a 
nossa vista possa detectar contém cerca de 1x 1016 átomos! Na prática, é impossível pesar 
um único átomo, porém, podemos determinar experimentalmente a relação de massa entre 
dois átomos. O primeiro passo é atribuir um valor de massa a um átomo de determinado 
elemento e considerá-la massa-padrão. Para Brown, Lemay e Bursten (2005) de acordo 
com uma convenção internacional, massa atômica (às vezes chamada de peso atômico) é 
a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u). Uma unidade de massa atômica 
é definida como a massa igual a exatamente 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. 
O carbono-12 é o isótopo do carbono constituído por seis prótons e seis nêutrons. Por 
convenção, estabeleceu-se que a massa atômica do carbono-12 é igual a 12 u, e é o padrão 
para a medida de massas atômicas de outros elementos. Experimentalmente, verifica-se 
que, em média, um átomo de hidrogênio contém apenas 8,400% da massa do carbono-12. 
Assim, se considerarmos que a massa de um átomo de carbono-12 é igual a exatamente 12 
u, a massa do hidrogênio será 0,084 x 12,00 u, ou seja, igual a 1,008 u.Cálculos análogos 
mostram que as massas atômicas do oxigênio e do ferro são, respectivamente, iguais a 16,00 
u e 55,85 u. Embora não tenhamos conhecimento de qual é a massa atômica média do ferro, 
sabemos que é 56 vezes superior à massa do hidrogênio.
67CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
2.1 Massa Atômica Média
Ao consultarmos a tabela de massas atômicas, como a que é apresentada logo no 
início deste livro, verificamos que o valor da massa atômica do carbono é 12,01 u e não 
12,00 u. Essa diferença pode ser explicada pelo fato de que a maior parte dos elementos 
(in- cluindo o carbono) existentes na natureza possui mais de um isótopo. Por essa razão, 
quando se determina a massa atômica de um elemento, geralmente indica-se o valor da 
massa média da mistura natural de seus isótopos. Por exemplo, as abundâncias naturais 
do carbono-12 e carbono-13 são, respectivamente, 98,90% e 1,10%. A massa atômica do 
carbono-13, determinada experimentalmente, é 13,00335 u. Na verdade, a massa atômica 
média do carbono pode ser calculada pela expressão:
massa atômica do carbono natural = (0,9890) x (12,00000 u) + 
(0,0110) x (13,00335 u) = 12,01 u
Observe que, nos cálculos, é necessário converter as porcentagens a valores 
fracionários. O valor de 98,90%, por exemplo, é igual a 98,90/100, ou seja, 0,9890. Uma 
vez que a abundância natural do isótopo carbono-12 seja muito superior à do carbono-13, 
o valor da massa atômica média está muito mais próximo de 12 u do que de 13 u.
É importante entender que ao dizermos que a massa atômica do carbono é 12,01 u, 
estamos nos referindo a um valor médio. Se fosse possível medir a massa de um único átomo 
de carbono, o valor encontrado seria 12,00000 u ou 13,00335 u, mas nunca igual a 12,01u
FIGURA 4: PROPRIEDADES DO ELEMENTO CARBONO
Fonte: Shutterstock
68CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
Verifica-se que os cálculos relacionados com a porcentagens são necessário a 
conversão em valores fracionários. Por exemplo, o valor de 75,80% será 75,80/100, ou seja, 
0,7580. Uma vez que a abundância natural do isótopo carbono-12 é muito superior à do 
carbono-13, o valor da massa atômica média é muito mais próximo da massa do isótopo mais 
abundante. É importante entender que, ao dizer que a massa atômica do carbono é 12,01 u, 
estamos nos referindo a um valor médio. Se fosse possível medir individualmente a massa de 
um átomo de carbono, o valor encontrado seria de 12 u ou 13,00335 u, mas nunca 12,01 u.
Qual é a importância de uma linguagem universal em ciências?
Fonte: O Autor (2022).
MASSAS 
MOLECULARES3
TÓPICO
69CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
Já a massa atômica estabelece uma escala relativa para as massas dos elementos. 
Os átomos possuem massas extremamente pequenas e não existe um instrumento de 
medição capaz de pesá-los diretamente em unidades de massa atômica. Como em situações 
concretas trabalhamos com amostras macroscópicas constituídas por enorme número de 
átomos, é conveniente utilizar uma unidade especial que possibilite descrevê-los. A idéia 
de usar uma unidade para representar um grande número de objetos não é nova. Por 
exemplo, um par (dois itens), uma dúzia (12 itens) e uma grosa (144 itens) são unidades 
familiares. Para os químicos, os átomos e moléculas são medidos em mols.
No sistema SI, o mol é a quantidade de substância que contém tantas entidades 
elementares (átomos, moléculas ou outras partículas) quantas existem em, exatamente, 12 g 
(ou 0,012 kg) do isótopo carbono-12. O número de átomos existente em 12 g de carbono-12 
foi determinado experimentalmente e denomina-se número de Avogadro (NA), em honra ao 
cientista italiano Amedeo Avogadro. O valor, atualmente aceito, para esse número é:
No ponto de vista de Carvalho (2003 p. 102) geralmente, utiliza-se o número de 
Avogadro para 6,022 x 1023. Dessa forma, 1 mol de átomos de hélio contém 6,022x1023 átomos 
de hidrogênio, assim como uma dúzia de laranjas contém 12 laranjas. Vimos que 1 mol de 
átomos de carbono-12 tem massa igual a exatamente 12 g e contém 6,022x1023 átomos. 
Essa massa do carbono-12 denomina-se massa molar (M), a qual é definida como a massa 
(em gramas ou quilogramas) de 1 mol de unidades (taiscomo átomos ou moléculas) de uma 
70CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
substância. Observe que a massa molar do carbono-12 (em gramas) é numericamente igual à 
sua massa atômica expressa em u. Do mesmo modo, a massa atômica do sódio (Na) é 22,99 
u e a sua massa molar é 22,99 g; a massa atômica do fósforo é 30,97 u e a sua massa molar 
é 30,97 g e assim por diante. Se soubermos a massa atômica de um elemento, saberemos 
também a sua massa molar. Usando a massa atômica e a massa molar, podemos calcular a 
massa em gramas de um único átomo de carbono-12. Com base nas considerações anteriores, 
sabemos que 1 mol de átomos de carbono-12 pesa exatamente 12 g. 
FIGURA 5: EQUAÇÃO DO NÚMERO DE MOLS
Fonte: Shutterstock
Em química estudamos os átomos e moléculas que possuem valores de massa extremamente baixos, então 
como trabalhar de uma maneira viável e que possa facilitar nossa forma de lidar com elementos, compos-
tos, partículas etc.? A resposta é o mol!
Esta unidade de medida é tão grande, que seu uso compensa os valores de massas atômicas tão baixas.
A química é o ramo da ciência que estuda a composição, a estrutura e a interação da matéria e os princí-
pios químicos são fundamentais nos mais diversos segmentos de nossas vidas, não apenas em questões 
científicas.
No sistema internacional, o mol (símbolo mol) foi definido como a sétima grandeza de base para caracte-
rizar quantidade de matéria.
Um mol é a quantidade de uma substância que contém tantas partículas quanto há átomos em exatamente 
12 g do isótopo carbono 12.
71CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
3.1 Curiosidades
Vamos agora ver alguns fatos interessantes sobre o mol e sobre a constante de 
Avogadro, para termos uma noção da magnitude desse número:
01. Se sepaarássemos um mol de grãos de arroz, toda a superfície da Terra seria 
coberta com uma camada de 75 metros de altura.
02. Um mol de grãos de arroz contém mais grãos do que todo o arroz que já foi 
cultivado desde o início dos tempos.
03. Alguns computadores conseguem contar numa taxa de 1 a 800 milhões por 
segundo. Nesse ritmo, este computador levaria mais de 25 milhões de anos para 
contar até 6,02 x 1023.
04. Se convertêssemos a constante de Avogadro para quilômetros, o comprimento 
resultante seria suficiente para irmos da Terra ao Sol mais de 4 013 333 333 333 
333 vezes, ou seja, mais de quatro quatrilhões de vezes!
05. Se convertermos a constante em metros e transformarmos o resultado em 
anos-luz, ela equivaleria a cerca de 63,6 milhões de anos-luz. Para termos alguma 
perspectiva sobre isso, o sol se encontra a 8 minutos-luz de nós, a estrela mais 
próxima se encontra a cerca de 4,6 anos-luz da Terra, nossa galáxia tem entre 
100-180 mil anos-luz, a galáxia Andrômeda está a 2,5 milhões de anos-luz de 
distância, e por aí vai.
É importante salientar que um mol de uma substância sempre possui o mesmo número de entidades, não 
importando qual seja a substância. Uma espectrometria de massa foi realizada para medir precisamente 
a massa do isótopo do carbono 12, e o valor encontrado foi de 1,992 648 x 10-23 g e a seguinte relação foi 
aplicada:
Este valor é tão importante que recebe um nome especial Constante de Avogadro, e para termos uma 
noção de quão grande é este número, vamos escrevê-lo inteiramente:
602 213 670 000 000 000 000 000
Assim, essa quantidade é o que representa o que é 1 mol. Mas não precisa se assustar!
Essa é uma forma comum de agruparmos certa quantidade de entidades; do mesmo jeito que ocorre 
quando falamos uma dezena, ou seja, estamos juntando algo num grupo de dez, uma dúzia quando é um 
grupo de doze, uma centena quando é grupo de cem, e por aí vai.
O mesmo raciocínio se dá com um mol, estamos juntando uma substância num grupo de 602 213 670 000 
000 000 000 000 unidades. Simples assim!
Normalmente o valor da constante é arredondado para 6,02 x 1023.
Fonte: VOGEL (2002).
72CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
06. Se voltássemos no tempo 602 213 670 000 000 000 000 000 segundos, 
simplesmente não saberíamos o que havia, pois isso seria muito antes do Big 
Bang, ou seja, muito antes do tempo existir!
3.2 Massa Molecular
Se conhecermos as massas atômicas dos átomos constituintes de uma molécula, 
podemos calcular a massa dessa molécula. A massa molecular (às vezes chamada de peso 
molecular) é a soma das massas atômicas (em u) dos átomos da molécula. Por exemplo, a 
massa molecular de H2O é 2 (massa atômica do H) + massa atômica do O ou 2 (1,008 u) + 
16,00 u = 18,02 u. Temos de multiplicar a massa atômica de cada elemento pelo número de 
átomos desse elemento presente na molécula e, depois, somar as contribuições de todos 
os elementos. Conhecendo a massa molecular, podemos determinar a massa molar de 
uma molécula ou composto. A massa molar (em gramas) é numericamente igual à massa 
molecular (em u). Por exemplo, a massa molecular da água é 18,02 u, logo a sua massa 
molar é 18,02 g. Note que 1 mol de água pesa 18,02 g e contém 6,022 x 1023 moléculas 
de H2O, tal como 1 mol de carbono elementar contém 6,022 x 1023 átomos de carbono. De 
acordo Chang e Goldsby (2013, p. 233): 
Para determinar a quantidade de substâncias envolvidas em uma reação 
química, utilizamos sempre a unidade mol como padrão de medida e, em 
seguida, pode-se converter para gramas (massa em quantidade de matéria), 
volume ou quantidade de moléculas.
3.3 Espectrômetro de Massa 
O método mais direto e preciso para determinar massas atômicas e moleculares 
é a espectrometria de massa, representada esquematicamente na Figura 3.3. Em um 
espectrômetro de massa, uma amostra gasosa é bombardeada com um feixe de elétrons de 
alta energia. Esses elétrons colidem com os átomos (ou moléculas) do gás arrancando um de 
seus elétrons e gerando os correspondentes íons positivos. Os feixes de íons positivos (de 
massa m e carga e) são acelerados ao passarem por duas placas carregadas com cargas 
opostas e, ao saírem, são defletidos para trajetórias curvas por um campo magnético. O raio 
de curvatura depende da razão carga–massa (ou seja, de e/m). Os íons com menor e/m 
apresentam curvaturas maiores do que aqueles com maior e/m, de modo que os íons que 
possuem a mesma carga, mas diferentes massas são separados uns dos outros. A massa 
de cada íon (e, portanto, a massa de cada átomo ou molécula que o origina) é determinada 
por meio da magnitude de sua deflexão. O detector registra uma corrente elétrica para cada 
tipo de íon que o atinge. As quantidades de corrente geradas são diretamente proporcionais 
ao número de íons, o que permite determinar a abundância relativa dos isótopos. 
73CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
O primeiro espectrômetro de massa, desenvolvido nos anos 1920 pelo físico inglês 
F. W. Aston, era rudimentar para os padrões atuais. Apesar disso, permitiu demonstrar de 
forma irrefutável a existência dos isótopos — neônio-20 (massa atômica igual a 19,9924 u e 
abundância natural de 90,92%) e neônio-22 (massa atômica igual a 21,9914 u e abundância 
natural de 8,82%). Com o desenvolvimento e aperfeiçoamento de espectrômetros mais 
sensíveis e sofisticados, os cientistas ficaram surpresos ao descobrirem que o neônio 
apresenta um terceiro isótopo estável com massa atômica igual a 20,9940 u e abundância 
natural de 0,257% (Figura 3.4). Esse exemplo ilustra bem a importância da precisão 
experimental em uma ciência quantitativa como é a química. O neônio-21 não pode ser 
detectado nas experiências iniciais em virtude de sua baixa abundância, que é de apenas 
0,257% (em outras palavras, apenas 26 em cada 10.000 átomos de Ne são de neônio-21). 
As massas das moléculas podem ser determinadas de forma semelhante com auxílio do 
espectrômetro de massa.
Para você, qual é a importância das fórmulas químicas?
Fonte: O Autor (2022).
REAÇÕES QUÍMICAS E 
EQUAÇÕES QUÍMICAS4
TÓPICO
74CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
Depois de termos estudado sobre as massas dos átomos e moléculas, vamos 
observar o que acontece aos átomos e moléculas em uma reação química,um processo no 
qual uma substância (ou substâncias) se transforma em uma ou mais substâncias novas. 
Para poderem se comunicar a respeito de reações químicas, os químicos estabeleceram 
uma forma-padrão de representá-las usando equações químicas. Uma equação química 
baseia-se no uso de símbolos químicos para mostrar o que acontece durante uma reação 
química. Neste módulo, aprenderemos a escrever e a balancear equações químicas.
Segundo Atkins e Jones (2011 ) as transformações que resultam na formação 
de novas substâncias a partir de outras são chamadas de reações químicas. Estas são 
representadas por equações químicas. Vamos considerar o que acontece quando hidrogênio 
gasoso (H2) queima-se ao ar (que contém oxigênio, O2) para formar água (H2O). Essa 
reação pode ser representada pela equação química 
Em que o símbolo “+” significa “reage com” e a seta significa “para formar”. Assim, 
essa expressão simbólica pode ser lida do seguinte modo: “O hidrogênio molecular reage 
com o oxigênio molecular para formar água”. Considera-se que a reação ocorra da esquerda 
para a direita conforme é indicado pela seta. No entanto, a Equação não está completa 
porque o número de átomos de oxigênio no lado esquerdo (dois) é igual ao dobro do número 
de átomos de oxigênio do lado direito (um) da seta. De acordo com a lei de conservação da 
massa, deve haver o mesmo número de cada tipo de átomos em ambos os lados da seta; 
75CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
isto é, devemos ter tantos átomos no final da reação quantos tínhamos antes dela se iniciar. 
Podemos balancear a Equação (3.2) colocando um coeficiente apropriado (2, nesse caso) 
na frente do H2 e do H2O: 
Essa equação química balanceada mostra que “duas moléculas de hidrogênio 
podem se combinar ou reagir com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de 
água”. Como a razão entre o número de moléculas é igual à razão entre o número de mols, a 
equação pode também ser lida desse modo “2 mols de moléculas de hidrogênio reagem com 
1 mol de moléculas de oxigênio para produzir 2 mols de moléculas de água”. Conhecendo a 
massa de um mol de cada uma dessas substâncias, podemos também interpretar a equação 
como “4,04 g de H2 reagem com 32,00 g de O2 para gerar 36,04 g de H2O”.
FIGURA 6: EXEMPLO DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
Fonte: Shutterstock
Referimo-nos ao H2 e ao O2 na Equação como reagentes, ou seja, os materiais 
de partida em uma reação química. A água é o produto, ou a substância formada como 
resultado da reação química. Uma equação química é, então, a forma mais prática de um 
químico descrever uma reação. Por convenção, em uma equação química os reagentes 
são escritos do lado esquerdo da seta e os produtos, do lado direito da seta:
Reagentes Produtos
Como informação adicional, os químicos, freqüentemente, indicam, os estados 
físicos dos reagentes e dos produtos usando as letras g, l, e s para gás, líquido e sólido, 
respectivamente. Por exemplo:
76CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
4.1 Balanceamento de Equações Químicas
Suponha que queiramos escrever uma equação para descrever uma reação química 
que acabamos de realizar no laboratório. Como devemos proceder? Como conhecemos as 
identidades dos reagentes, podemos escrever as suas fórmulas químicas. As identidades 
dos produtos são mais difíceis de estabelecer. Para o caso de reações simples, muitas 
vezes é possível prever qual(is) será(ão) o(s) produto(s). Para reações mais complexas, que 
envolvam três ou mais produtos, é necessário realizar testes adicionais a fim de comprovar 
a presença de compostos específicos. Assim, em uma reação química, os produtos têm 
massa igual à massa dos reagentes consumidos, como pode ser observado a seguir 
(JESPERSEN; BRADY e HYSLOP, 2017):
Uma vez identificados todos os reagentes e produtos da reação e tendo escrito 
corretamente as suas fórmulas, podemos agrupá-los na sequência convencional — os 
reagentes, no lado esquerdo, separados dos produtos, no lado direito, por uma seta. A 
equação escrita desse modo pode não estar balanceada, ou seja, os números de cada tipo 
de átomo em ambos os lados da equação podem não ser os mesmos. Em geral, podemos 
balancear uma equação química de acordo com as seguintes etapas:
01. Identifique todos os reagentes e produtos e escreva as suas fórmulas corretas 
nos lados esquerdo e direito da equação, respectivamente.
02. Inicie o balanceamento da equação testando diferentes coeficientes até́ 
chegar ao mesmo número de átomos de cada elemento em ambos os lados da 
equação. Podemos mudar os coeficientes (números que precedem as fórmulas), 
mas não os subscritos (números presentes nas fórmulas). Alterar os subscritos 
significa mudar a identidade da substância. Por exemplo, 2NO2 representa “duas 
moléculas de dióxido de nitrogênio”, no entanto, se dobrarmos os subscritos, 
obteremos N2O4, que é a fórmula do tetróxido de dinitrogênio, um composto 
completamente diferente.
77CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
03. Primeiro, observe os elementos que aparecem apenas uma vez, e com igual 
número de átomos, em cada lado da equação: as fórmulas que contêm esses 
elementos devem ter o mesmo coeficiente. Não é necessário ajustar os coeficientes 
desses elementos nesse momento. Em seguida, observe os elementos que 
aparecem apenas uma vez, mas com números de átomos diferentes, em cada 
lado da equação. Efetue o balanceamento desses elementos. Finalmente, efetue 
o balanceamento dos elementos que aparecem em duas ou mais fórmulas de um 
mesmo lado da equação.
04. Confira se a equação está balanceada, certificando-se de que o número total 
de cada tipo de átomo, em ambos os lados da seta da equação, seja o mesmo.
Consideremos um exemplo específico. No laboratório, pequenas quantidades 
de oxigênio gasoso podem ser obtidas por aquecimento de clorato de potássio 
(KClO3). Os produtos da reação são: oxigênio gasoso (O2) e cloreto de potássio 
(KCl). Com essa informação, podemos escrever:
(Para simplificarmos, podemos omitir os estados físicos dos reagentes e produtos.) 
Os três elementos (K, Cl e O) aparecem somente uma vez em cada lado da equação, mas 
apenas K e Cl aparecem com igual número de átomos em ambos os lados. Assim, KClO3 
e KCl devem ter o mesmo coeficiente. O passo seguinte consiste em igualar o número de 
átomos de oxigênio em ambos os lados da equação. Como há três átomos de O no lado 
esquerdo e dois átomos de O no lado direito da equação, podemos acertar os átomos de O 
colocando o número 2 antes do KClO3 e 3 antes do O2. 
Para conferir, podemos escrever uma tabela de balanceamento para os reagentes e 
produtos em que o número entre parênteses indica o número de átomos de cada elemento
Por fim, acertamos os átomos de K e Cl colocando o número 2 antes do KCl: 
Observe que a equação poderia também ser balanceada com coeficientes que são 
múltiplos 2 (para KClO3), 2 (para KCl) e 3 (para O2); por exemplo:
4.2 Quantidades de Reagentes e Produtos
Uma pergunta básica que surge em um laboratório químico é a seguinte: “Qual é a 
quantidade de produto que se formará a partir de determinadas quantidades específicas de 
78CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
materiais de partida (reagentes)?”. Ou, em outros casos, a questão é colocada ao contrário: 
“Qual é a quantidade de material de partida necessária para obter determinada quantidade 
específica de produto?”. Para interpretarmos quantitativamente uma reação química, temos 
de aplicar o nosso conhecimento sobre massas molares e conceito de mol. Estequiometria 
é o estudo quantitativo de reagentes e produtos em uma reação química. Segundo Brown, 
Lemay e Bursten (2005, p. 191) essas leis estabelecem relações entre quantidade de 
regentes consumidos e de produtos formados durante uma reação química, em que nenhum 
átomo é formado ou destruído, apenas ocorre a formação de novas substâncias.
Seja qual for a unidade usada para os reagentes (ou produtos): mols, gramas, 
litros (para gases), ou qualquer outra, devemossempre trabalhar com número de 
mols para determinar a quantidade de produto formado em uma reação química. Esse 
procedimento é denominado método do mol e significa, simplesmente, que podemos 
interpretar os coeficientes estequiométricos de cada substância, em uma equação química, 
como equivalentes aos seus correspodentes números de mols. Por exemplo, considere a 
combustão do monóxido de carbono, ao ar, que forma dióxido de carbono:
Os coeficientes estequiométricos mostram que duas moléculas de CO reagem com 
uma molécula de O2 para formar duas moléculas de CO2. Percebe-se que os números 
relativos de mols são iguais aos números relativos de moléculas:
Assim, essa equação pode ser lida da seguinte forma “2 mol de monóxido 
de carbono gasoso combinam-se com 1 mol de oxigênio gasoso para formar 2 mol de 
dióxido de carbono gasoso”. Nos cálculos estequiométricos, dizemos que 2 mol de CO são 
equivalentes a 2 mol de CO2
4.3 Reagentes Limitantes e Rendimento da Reação
Quando um químico realiza uma reação química, os reagentes geralmente não se 
encontram presentes em quantidades estequiométricas exatas, ou seja, nas proporções 
indicadas pela equação balanceada. Como o objetivo de qualquer reação é produzir a 
quantidade máxima de produto a partir dos materiais iniciais, frequentemente se utiliza um 
dos reagentes em excesso para assegurar que o reagente mais caro seja completamente 
convertido no produto desejado.
2CO(G) + O2(g)
2 Moléculas
2(6,022 x 1023 Moléculas)
2 Mol
1 Molécula
6,022 x 1023 Moléculas )
2 Mol
2CO2(g)
2 Moléculas
2(6,022 x 1023 Moléculas)
1 Mol
79CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
Como consequência, no final da reação, haverá sobra de algum dos reagentes. De 
acordo com Chang e Goldsby (2013) o reagente consumido em primeiro lugar em uma reação 
é designado reagente limitante, pois a quantidade máxima de produto formado depende da 
quantidade inicial desse reagente. Quando todo esse reagente é consumido, não se pode 
formar mais produto. Reagentes em excesso são os reagentes presentes em quantidades 
superiores aquelas necessárias para reagir com dada quantidade do reagente limitante.
O conceito de reagente limitante é semelhante à relação entre homens e mulheres 
em um concurso de dança em um clube. Se há 14 homens e somente 9 mulheres, apenas 
9 pares mulher/homem podem competir. Cinco homens ficarão de fora, sem formar par. O 
número de mulheres limita, então, o número de homens que podem dançar nesse concurso 
e, portanto, há um excesso de homens. Considerando a formação do dióxido de nitrogênio 
(NO2) a partir de óxido nítrico (NO) e oxigênio:
Suponha que, inicialmente, dispomos de 8 mol de NO e 7 mol de O2. Um modo de 
determinar qual dos dois reagentes é o reagente limitante é calcular o número de mols de 
produto (NO2) que pode se formar a partir dessas quantidades iniciais de NO e O2. Com 
base na definição anterior, sabemos que apenas o reagente limitante vai dar origem a uma 
quantidade menor de produto. A partir de 8 mol de NO, chegamos a um número de mols de 
NO2 produzido e partindo de 7 mol de O2, o número de mols de NO2 formado é:
E partindo de 7 mol de O2, o número de mols de NO2 formado é:
Como a quantidade de NO disponível produz a menor quantidade de NO2, o NO 
deve ser o reagente limitante. Assim sendo, O2 é o reagente que está em excesso. Nos 
cálculos estequiométricos envolvendo reagentes limitantes, o primeiro passo consiste em 
decidir qual deles é o reagente limitante.
Uma vez que o mol é uma unidade para quantidade, poderíamos pedir 1 mol de laranjas em uma feira?
Fonte: O Autor (2022).
80CÁLCULOS QUÍMICOS UNIDADE 3
Caro (a) Aluno (a),
Nesta unidade buscamos destacar a importância das unidades de medida que 
são mais utilizadas na química, assim como suas transformações tendo como referência 
o Sistema Internacional de Unidades (S.I.) é completamente escrito sobre sete unidades 
de medida básicas, baseadas nas grandezas físicas fundamentais: comprimento, tempo, 
massa, corrente elétrica, temperatura termodinâmica, quantidade de matéria, e intensidade 
luminosa, as unidades do SI referidas a tais grandezas e seus símbolos são, respectivamente: 
metro (m), segundo (s), quilograma (kg), ampére (A), kelvin (K), mol (mol) e candela (cd). 
Conhecemos os conceitos-base para os cálculos químicos que serão utilizados no 
desenvolvimento dos estudos quantitativos da química, como o número de mol, cálculo de 
massa atômica, molecular e molar, cálculo de fórmulas moleculares, mínima e percentual, 
bem como o princípio de Avogadro onde o mol possui dimensões recíprocas e seu valor é 
igual a 6,022 140 76 x 1023 mol−1.
Vimos também a importância das fórmulas químicas moleculares, mínima e 
percentual. Sabemos que os elementos químicos são representados por símbolos; então, 
as fórmulas apresentadas servem para representar compostos ou agregados de átomos. É 
preciso que você aluno (a) dominem o assunto para que possam fazer as transformações de 
um tipo de fórmula em outro, pois essa habilidade será exigida ao longo de sua graduação. 
Por fim, contextualizamos as reações químicas como processos que transformam 
uma ou mais substâncias, chamados reagentes, em outras substâncias, chamadas 
produtos, levando suas variáveis em consideração, com temperatura, pressão ou uso de 
catalizadores para acelerar o retardar uma determinada reação.
CONSIDERAÇÕES FINAIS
81CÁLCULOS QUÍMICOSUNIDADE 3
MATERIAL COMPLEMENTAR
FILME/VÍDEO
• Título: Erin Brockovich – Uma Mulher de Talento
• Ano: 2000.
• Sinopse: Erin Brockovich é a advogada que trabalha em um 
pequeno escritório. Baseado em uma história real, ao descobrir 
que a água consumida em uma cidade está sendo contaminada e 
disseminando doenças entre seus moradores, ela convence seu 
superior a deixá-la investigar o evento. Erin usa todas as suas 
qualidades e instintos, para convencer os cidadãos da cidade a 
cooperarem em um processo milionário onde os resíduos químicos 
não eram desprezados de maneira correta.
LIVRO
• Título: Tratado Elementar de Química
• Autor: Antoine Laurent Lavoisier.
• Editora: Madras.
• Sinopse: nesta obra, não apenas apresenta as nomenclaturas 
capazes de contribuir para a compreensão dessa ciência como 
também percorre seus fundamentos a partir de sua linguagem 
química. O livro é dividido em três partes: a primeira trata do 
raciocínio que deve ser desenvolvido para evitar equívocos, a 
segunda apresenta um resumo conciso de resultados extraídos de 
diferentes obras, e a terceira faz uma descrição detalhada de todas 
as operações relativas à Química Moderna.
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Plano de Estudos
• Estequiometria de reações;
• Equilíbrio químico;
• Constante de equilíbrio;
• Deslocamento do equilíbrio químico.
Objetivos da Aprendizagem
• Calcular valores através do uso de cálculos estequiométricos;
• Compreender os diferentes tipos de equilíbrio químico;
• Identificar o princípio de Le Chatelier nas reações químicas;
• Diferenciar os diferentes graus de ionização.
Professor Esp. Pedro Rogério Vilela Ribeiro 
REAÇÕES QUÍMICAS REAÇÕES QUÍMICAS 
E FUNDAMENTOS E FUNDAMENTOS 
DE EQUILÍBRIODE EQUILÍBRIO 
QUÍMICOQUÍMICO
UNIDADEUNIDADE4
83REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
INTRODUÇÃO
A química busca interpretar as reações que ocorrem com a matéria por meio 
das análises experimentais, envolvendo substâncias e misturas que interagem ou se 
decompõem para formar outros componentes diferentes das iniciais. Interpretar as análises 
das quantidades de reagentes que serão consumidos e dos produtos que serão sintetizados 
é uma das principais atividades que os químicos desempenham. 
As quantidades podem ser mensuradas por meio de cálculos estequiométricos 
que constituem uma ferramenta indispensável em química. Desse modo é possível 
estimar a quantidade de medicamentos a ser administrado em uma pessoa para tratar 
uma determinada doença, ou determinar a quantidade dos combustíveis hidrogênio (H) e 
oxigênio (O) necessária para lançar um foguete ao espaço. 
Neste módulo você vai estudar o balanceamento das reações químicas, fundamental 
para interpretar de forma quantitativa as transformações das substâncias, aprender 
a calcular a quantidade de reagentes e produtos envolvidos em uma reação química e 
aprender a relação existente entre as unidades de medidas, mol, massa e volume utilizadas 
em equações químicas. 
ESTEQUIOMETRIA 
DE REAÇÕES1
TÓPICO
84REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
As transformações químicas ocorrem nas mais variadas formas e praticamente a 
todo o momento, como na fotossíntese realizada por uma planta, na produção de alimentos, 
no envelhecimento da pele de uma pessoa, dentre tantas outras que estão presentes em 
nosso cotidiano. As transformações que resultam na formação de novas substâncias a 
partir de outras são chamadas de reações químicas. Estas são representadas por equações 
químicas (ATKINS e JONES, 2011). As equações químicas representam a reação química 
por meio das fórmulas dos reagentes que dela participam, bem como dos produtos que 
são formados. A equação química a seguir representa a reação de combustão do álcool 
utilizado em automóveis e vamos utilizá-la para compreender os componentes de uma 
equação química conforme abaixo. Os símbolos da equação química representam:
As substâncias que interagiram: etanol e oxigênio (C2H6O(l) e O2(g)), chamadas 
de reagentes, localizadas à esquerda da seta (antes da seta), e são representadas por 
fórmulas químicas (ex.: O representa a fórmula química do oxigênio).
• As substâncias formadas: gás carbônico e água (CO2(g) e H2O(g)), chamadas 
de produtos, localizados à direita da seta (depois da seta).
• O sinal de + (positivo) que significa interação ou “reage com”. 
• A seta → que significa formação.
85REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
• Os números subscritos representam os índices da fórmula química, ou seja, as 
quantidades de átomos presentes na molécula. A fórmula química, juntamente 
com os índices, forma a fórmula molecular (p. ex., C2H6O é a representação da 
fórmula molecular do etanol).
• As letras subscritas entre parênteses ao final da molécula representam estado 
físico das substâncias: sólido (s), líquido (l), gasoso (g) e solução aquosa (aq).
• Os números maiores posicionados na frente das fórmulas químicas são os 
coeficientes estequiométricos e representam o número de mols da substância.
As reações químicas não ocorrem ao acaso, mas obedecem a uma relação entre a 
quantidade de reagentes que podem interagir para formar a mesma quantidade em massa de 
outros produtos. Essa relação de massa entre produtos e reagentes obedece a lei de conservação 
de massas e de proporções, postulada pelos pesquisadores Antoine Laurent Lavoisier e Joseph 
Louis Proust, que formularam as leis ponderais das reações químicas. De acordo com Brown, 
Lemay e Bursten (2005, p. 213) apresentam um entendimento sobre ar reações:
Essas leis estabelecem relações entre quantidade de regentes consumidos e 
de produtos formados durante uma reação química, em que nenhum átomo 
é formado ou destruído, apenas ocorre a formação de novas substâncias, ou 
seja, se forem utilizadas 5 g de reagentes, e se a reação converter todos os 
reagentes em produtos, serão produzidas 5 g de produtos (BROWN; LEMAY 
e BURSTEN, 2005, p. 213). 
Quando as proporções de átomo presentes nos reagentes são proporcionais ao 
número de átomos dos produtos, considera-se que a equação química está balanceada. Como 
saber quando uma equação química mantém o número de átomos em reagentes e produtos? 
Vamos aprender a balancear uma reação química utilizando a relação entre a quantidade de 
reagentes químicos e produtos, que é chamada de estequiometria da reação química.
O balanceamento da reação química para que ela esteja proporcional, ocorre com a 
utilização dos coeficientes estequiométricos, que são únicos para cada reação química. Estes 
que estão localizados a frente da fórmula molecular em uma equação química, como visto na 
reação da combustão do etanol. Para balancear uma reação química, precisamos saber a 
fórmula molecular dos reagentes transformados e dos produtos que são formados. A reação 
de combustão do metano servirá de exemplo para realizar o balanceamento. Segundo Kotz et 
al. (2015) para compreender melhor o balanceamento de uma equação, vamos realizá-la em 
etapas e acertando o coeficiente estequiométrico para cada molécula que participa da reação.
Etapa 1: escrever as fórmulas corretas para os reagentes e produtos, e verificar se 
há proporções entre a quantidade de átomos para cada elemento presente nos reagentes 
e produtos, como segue:
86REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
FIGURA 1: BALANCEAMENTO QUÍMICO
Fonte: (BOTH, 2018).
 
Podemos constatar que os produtos do lado esquerdo da equação química têm 1 
átomo de carbono (C), 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio. Em comparação 
com os produtos (lado direito da equação), temos a mesma proporção de átomo de carbono, 
mas não de hidrogênio e oxigênio. Dessa forma, precisamos balancear a equação química. 
Em outras palavras, adequar o número de átomos para produtos e reagentes.
Etapa 2: balancear o número de átomos de hidrogênio. Em reações de combustão, 
é recomendável iniciar o acerto de coeficientes com o átomo de carbono, entretanto, na 
reação de combustão do etanol, a quantidade de átomos de carbono é a mesma para 
reagentes e produtos, então, iniciaremos com o hidrogênio. Nesse caso, 4 átomos de 
hidrogênio estão nos reagentes, portanto, 4 devem também estar nos produtos. Para isso, 
vamos atribuir o coeficiente estequiométrico 2 para a molécula de água que resultará em 4 
hidrogênios. Veja:
FIGURA 2: BALANCEAMENTO QUÍMICO, NÚMERO DE HIDROGÊNIOS
Fonte: (BOTH, 2018).
Quando é atribuído um coeficiente estequiométrico, o número que corresponde ao 
índice da substância é multiplicado pelo número que antecede a molécula, pelo coeficiente 
estequiométrico. Assim, além de alterar o número de hidrogênio, também é alterado o 
número de átomos de oxigênios, passando de 3 para 4 átomos nos reagentes. Isso ocorre 
porque o número atribuído ao coeficiente estequiométrico é valido para toda a molécula e, 
logo, modifica a quantidade de todos os átomos que a compõem.
87REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
Etapa 3: balancear os átomos de oxigênio. Há 2 átomos de oxigênio nos reagentes 
e 4 nos produtos (2 no CO2 Cada molécula de oxigênio tem 2 oxigênios (O2 atribuirmos o 
coeficiente 2 para a molécula de O2 suprirão os 4 átomos de oxigênio (2 · 2 = 4 no O2 para 
se igualar aos oxigênios dos produtos. e mais 2 · 1 = 2 na molécula de água) nos reagentes, 
portanto, se, duas moléculas de oxigênio dos reagentes) necessários para se igualar aos 
oxigênios dos produtos.
FIGURA 3: BALANCEAMENTO QUÍMICO, NÚMERO DE OXIGÊNIOS
Fonte: (BOTH, 2018).
Etapa 4: Observe se cada átomo está devidamente balanceado.
FIGURA 4: CONFERÊNCIA DA QUANTIDADE DE ELEMENTOS ENTRE REAGENTESE PRODUTOS
Fonte: (BOTH, 2018).
Na prática da realização de experimentos, pode-se prever a quantidade de matéria 
formada nos produtos a partir de uma quantidade de reagentes utilizados em uma reação 
química. Para interpretar a quantidade de produtos consumidos e formados em uma reação 
química, utiliza-se as massas molares e o conceito de mol de uma equação química que 
corresponde diretamente ao coeficiente estequiométrico de uma substância. Essa relação 
quantitativa entre substâncias participantes de uma reação recebe o nome de cálculos 
estequiométricos. Para determinar a quantidade de substâncias envolvidas em uma reação 
química, utilizamos sempre a unidade mol como padrão de medida e, em seguida, pode-
se converter para gramas (massa em quantidade de matéria), volume ou quantidade de 
moléculas (CHANG e GOLDSBY, 2013). Utilizando a reação de formação de óxido de ferro 
III, vamos ilustrar a relação entre os coeficientes estequiométricos, mol, molécula e massa..
88REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
Os coeficientes estequiométricos da equação química mostram que 4 moléculas de 
ferro (Fe) reagem com 3 moléculas de O2 de óxido de ferro III (Fe2 para formar 2 moléculas 
O3). Podemos observar que o número de moléculas corresponde também aos números de 
mols para cada substância, como segue:
FIGURA 5: RELAÇÃO DO NÚMERO DE MOLÉCULAS
Fonte: (CHANG e GOLDSBY, 2013).
Dessa forma, essa reação pode ser interpretada por meio da quantidade de mol 
de cada molécula, da seguinte forma: 4 mols de ferro combinam-se com 3 mols de O2 para 
formar 2 mols de óxido de ferro III. Em cálculos estequiométricos, diz-se que 4 mols de ferro 
são equivalentes a 2 mols de óxido de ferro III, representado da seguinte maneira:
Essa expressão é lida segundo Brown, Lemay e Bursten (2005) como 4 mols de Fe são 
estequiometricamente equivalentes (≏) a 2 mols de Fe2O3 e 3 mols de O2 são equivalentes a 2 
mols de Fe2O3. Essa relação permite escrever os seguintes fatores de conversão:
FIGURA 6: RELAÇÃO DO NÚMERO DE MOLS
Fonte: Brown, Lemay e Bursten, 2005.
A partir dessas relações de mol, podemos calcular a quantidade de uma dada 
substância em uma reação química. Suponhamos que na reação química de formação de 
4 Fe(s)
4 Moléculas
4 (6,022 x 1023 Moléculas)
2 mol
3 O2(g)
3 Moléculas
3 (6,022 x 1023 Moléculas)
3 mol
2 Fe2O3(s)
2 Moléculas
2 (6,022 x 1023 Moléculas)
2 mol
+
89REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
óxido de ferro III, 5,8 mols de ferro reajam completamente com O2 para formar óxido de ferro 
III. Qual seria a quantidade de óxido de ferro III formada? Para calcular a quantidade em mol 
de óxido de ferro III produzido, utiliza-se fator de conversão que tem ferro no denominador 
e escrevemos a seguinte relação matemática:
FIGURA 7: CÁLCULO DO NÚMERO DE MOLS PRODUZIDO
Fonte: Brown, Lemay e Bursten, 2005.
Como podemos observar, os cálculos para descobrir a quantidade de mols do 
produto formado quando alteramos a quantidade de mols de um reagente é simples, basta 
utilizar o fator de conversão. Entretanto, se o balanceamento da reação química não estiver 
correto, o cálculo também estará errado. Para calcular a quantidade de massa em uma 
reação química, as relações matemáticas não são tão simples. Vamos considerar que 8 g 
de ferro foram utilizados e reagiram completamente para a formação de óxido de ferro III. 
Qual será a massa de óxido de ferro III produzidos? Para resolução dessa questão, vamos 
utilizar a relação molar da equação balanceada para deduzir a relação entre ferro e óxido de 
ferro III. Vamos inicialmente converter 8 g de Fe em mol de ferro. Para isso, vamos utilizar 
a massa molar do ferro como fator de conversão e obtemos a seguinte relação matemática:
FIGURA 8: CÁLCULO DO NÚMERO DE MOLS DE FERRO
Fonte: Brown, Lemay e Bursten, 2005.
Agora que encontramos a quantidade de mol de óxido de ferro III produzida a partir 
de 8 g de ferro, precisamos apenas converter a quantidade de mol produzida de óxido de 
ferro III para gramas, utilizando a massa molar da substância como fator de conversão:
FIGURA 9: CÁLCULO DO NÚMERO DE MOLS A PARTIR DA MASSA MOLAR
Fonte: Brown, Lemay e Bursten, 2005.
Estas relações podem ser empregadas para trabalhar com cálculos de quantidades 
de mols ou gramas para substância O2 reações químicas. A sequência de passos na 
conversão pode ser resumida conforme consta na imagem.
? mol de Fe2O3 produzidos = 5,8 mol de Fe X 
2 mol de Fe2O3
4 mol de Fe
2,9 mol de Fe2O3 produzidos
? gramas de Fe2O3 produzidos = 0,07 mol de Fe2O3 X
159,68g de Fe2O3
1 mol de Fe2O3
= 11,17g de Fe2O3
90REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
FIGURA 10: SEQUÊNCIA DE CONVERSÃO
Fonte: (BOTH, 2018).
O resumo do procedimento geral utilizado para se calcular as quantidades e 
substâncias consumidas ou produzidas em reações, começando pelo número de gramas, 
pode ser representado conforme esquema abaixo.
FIGURA 11: SEQUÊNCIA PARA RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS
Fonte: (BOTH, 2018).
A reação de combustão do butano (C4 H10) — um dos gases que compõe o gás de cozinha e os isqueiros 
descartáveis — ocorre por meio da reação química representada pela seguinte equação química: 
 
Vamos balancear a equação química a fim de acertar os coeficientes estequiométricos para que os reagentes 
tenham o mesmo número de átomos que os produtos; posteriormente, a partir da equação já balanceada, 
vamos calcular a massa de dióxido de carbono produzida quando 3 g de butano são queimados.
Resposta: Iniciamos observando a quantidade de cada átomo presente nos reagentes e nos produtos. Para 
os reagentes, há 4 carbonos, 10 hidrogênios e 2 oxigênios. Já nos produtos, há 1 carbono, 3 oxigênios (2 O 
do CO2 e mais 1 O da H2O) e 2 hidrogênios.
Fonte: Silva (2012).
EQUILÍBRIO 
QUÍMICO2
TÓPICO
91REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
De acordo com Chang e Goldsby (2013) reações químicas são processos em 
que substâncias reagentes interagem para formar outras substâncias, os produtos, que 
apresentam propriedades diferentes das que reagiram. Algumas reações químicas que 
ocorrem em sistemas abertos processam totalmente. É o que ocorre, por exemplo, durante 
a decomposição térmica do carbonato de cálcio em óxido de cálcio e dióxido de carbono, 
representada pela equação: 
À medida que a reação se processa, a massa de carbonato de cálcio diminui, 
e a massa de óxido de cálcio e dióxido de carbono aumenta. Isso ocorre até que todo 
CaCO3 tenha sido consumido. A quantidade de CaO e CO2 formada é determinada pela 
estequiometria da reação e pela quantidade inicial de CaCO3 de mols de CaCO3.
Como a equação química mostra, o número, CaO e CO2 que participam da reação 
é o mesmo. Se, por exemplo, 200 g de CaCO3, ou seja, 2 mols, reagirem, serão formados 
(imagem “a”) 88 g de CO2 fechado, verificamos que, após certo tempo, a reação para, ou 
seja, a massa de CaCO3. mais. O mesmo ocorre com as massas de CaO e CO2 e 112 g de 
CaO, correspondendo a 2 mols para cada produto formado. No entanto, se o aquecimento 
do carbonato de cálcio ocorrer em um sistema fechado (imagem “b”) diminui até certo valor 
a partir do qual não se altera mais. Nesse ponto, a reação atingiu uma situação chamada 
equilíbrio químico. Nessa situação, coexistem, no mesmo sistema, o reagente CaCO3 e os 
produtos CaO e CO2.
CaCO3(s) CaO(s)
CO2(g)+
92REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
As quantidades das substâncias presentes no sistema permanecerão inalteradas 
indefinidamente, a não ser que algum fator externo interfira no sistema, como veremos adiante.
GRÁFICO 1: CONCENTRAÇÃO COMUM X TEMPO
Fonte: CHANG e GOLDSBY (2013).
FIGURA 12: REAÇÃO OCORRENDO EM UM SISTEMA FECHADO
Fonte: CHANG e GOLDSBY (2013).
93REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
Para compreender melhor as caraterísticas e o conceito de equilíbrio químico, 
podemos utilizar outra reaçãoquímica como exemplo, a reação de formação da amônia 
(NH3) a partir da reação entre nitrogênio (N2) e hidrogênio (H2).
No início, a reação produz amônia rapidamente, mas depois parece parar (imagem “a”). 
Como o gráfico mostra, mesmo que esperemos um longo tempo, não ocorrerá mais formação 
de produto. A reação atingiu o equilíbrio. Conforme aponta Atkins e Jones (2011) como acontece 
com as mudanças de fase, as reações químicas tendem a um equilíbrio dinâmico em que não 
há mudança de composição, mas as reações direta e inversa ainda ocorrem, porém na mesma 
velocidade. O que realmente acontece quando a formação da amônia parece parar é que a 
velocidade da reação inversa aumenta à medida que mais amônia se forma (imagem “b”). Em 
equilíbrio, a amônia se decompõe rapidamente assim que é formada.
GRÁFICO 2 : A) SÍNTESE DA AMÔNIA, B) OCORRÊNCIA DA REAÇÃO INVERSA
Fonte: ATKINS e JONES (2011).
Expressamos esse estado de equilíbrio dinâmico substituindo a seta da equação 
com sentido único (reagentes → produtos) pela seta de sentido duplo que indica o equilíbrio, 
como segue: 
94REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
Podemos afirmar que todos os equilíbrios químicos são equilíbrios dinâmicos. 
Embora não ocorra mudança no equilíbrio, as reações direta e inversa continuam a 
acontecer. Dizer que o equilíbrio químico é dinâmico significa dizer que, quando uma reação 
atingiu o equilíbrio, as reações diretas (reagentes → produtos) e inversa (reagentes ← 
produtos) continuam a ocorrer, mas os reagentes e os produtos estão sendo consumidos 
e recuperados com a mesma velocidade. O resultado é que a composição da mistura de 
reação permanece constante. Essa ideia pode ser observada no exemplo da síntese e 
decomposição da amônia (ATKINS e JONES, 2011). Assim, podemos conceituar o equilíbrio 
químico como a situação em que as concentrações dos participantes da reação química não 
se alteram, pois as reações direta e inversa estão se processando com velocidades iguais.
FIGURA 13: REAÇÃO DEMONSTRANDO O EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: Shutterstock
CONSTANTE DE 
EQUILÍBRIO3
TÓPICO
95REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
Vimos que, quando um sistema atinge o equilíbrio, reagentes e produtos estão 
presentes no sistema. No entanto, a equação química que representa a reação não nos 
informa a respeito de quanto de cada substância está presente no equilíbrio. Essa informação 
pode ser obtida por meio da constante de equilíbrio da reação. Experimentalmente, verifica-
se que, em um sistema em equilíbrio, as concentrações das substâncias guardam entre si 
uma relação sempre constante. Essa relação é chamada de constante de equilíbrio. Para 
compreender, vamos voltar a reação de síntese da amônia:
Para essa reação, a expressão da constante de equilíbrio (Kc) é:
Essa é a relação matemática da Lei de ação das massas de Guldberg-Waage que, 
por sua vez, exprime a relação entre as concentrações de reagentes e produtos na mistura 
reacional em equilíbrio. Segundo Brown, Lemay Júnior e Bursten (2005) os valores entre 
colchetes correspondem às concentrações molares das substâncias presentes no equilíbrio, 
e os expoentes, aos coeficientes estequiométricos das substâncias na equação química. 
O numerador da expressão da constante de equilíbrio é o produto das concentrações de 
todas as substâncias que estão relacionadas no segundo membro (produtos) da equação 
96REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
química, cada um elevado ao respectivo coeficiente estequiométrico. O denominador tem 
a mesma forma, mas envolve somente as substâncias que estão no primeiro membro 
da equação (reagentes). Observe que, conhecendo a equação química equilibrada da 
reação, podemos escrever a expressão da constante de equilíbrio, embora não se saiba o 
mecanismo da reação. A expressão da constante de equilíbrio depende, exclusivamente, 
da estequiometria da reação e não do seu mecanismo. Podemos exemplificar como a Lei 
de ação das massas foi descoberta empiricamente analisando o equilíbrio, em fase gasosa, 
entre o tetróxido de dinitrogênio e o dióxido de nitrogênio. A equação química de equilíbrio 
é representada da seguinte forma:
A equação da constante de equilíbrio para a reação será:
Como determinar o valor numérico de Kc independentemente das concentrações 
iniciais de NO2 e verificar que o valor é constante e de N2O4? Podemos efetuar várias 
experiências, principiando cada uma com diferentes concentrações de NO2 e N2O4, em 
tubos selados, para determinar as concentrações no equilíbrio, como mostra o Quadro 1. Os 
tubos são mantidos a 100oC até que não se observe alterações no gás. Como o NO2 é um 
gás castanho escuro, e o N2O4 é um gás incolor, é perceptível quando as alterações deixam 
de ocorrer no sistema. Analisa-se, então, as misturas a fim de obter-se as concentrações 
do NO2 e do N2 O4 no equilíbrio. 
TABELA 1: RELAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E A CONCENTRAÇÃO
Fonte: BROWN; LEMAY JÚNIOR e BURSTEN (2005).
 
97REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
A constante de equilíbrio (Kc) é calculada pelos valores das concentrações que 
entram na expressão da equação química. Por exemplo, com os dados da primeira 
experiência, [NO2] = 0,0172 mol e [N2O4]= 0,00140 mol, temos:
3.1 O valor da constante de equilíbrio
As constantes de equilíbrio podem ser muito grandes ou muito pequenas. O valor 
de certa constante proporciona informações importantes sobre a mistura em equilíbrio. 
Por exemplo, vejamos a reação entre monóxido de carbono e o cloro, ambos gasosos, a 
100oC, formando o fosgênio (COCl2), gás muito tóxico usado como gás de guerra durante a 
Primeira Guerra Mundial. A equação química é montada da seguinte forma:
A constante de equilíbrio (Kc) é:
Segundo CHANG; GOLDSBY (2013) para a constante de equilíbrio tenha esse 
valor tão grande, o numerador na expressão deve ser muito maior que o denominador. 
A amônia serve de matéria-prima para um número elevado de aplicações. Ela é utilizada na fabricação de 
fertilizantes agrícolas, fibras e plásticos, de produtos de limpeza, de explosivos etc. Entre tantos empregos, 
podemos destacar: 
• Fertilizantes: sulfato de amônio, fosfato de amônio, nitrato de amônio e ureia. 
• Produtos químicos: ácido nítrico (utilizado na preparação de explosivos). 
• Fibras e plásticos: nylon e outras poliamidas. 
• Produtos de limpeza: detergentes e amaciadores de roupa. 
Fonte: Silva (2021).
98REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
Então, a concentração do COCl3, no equilíbrio, deve ser muito maior que a do CO ou a do 
Cl2 reacional em equilíbrio é, praticamente, constituída pelo COCl2. Nesse caso, dizemos 
que o equilíbrio está deslocado para a direita da reação química, ou seja, para os produtos. 
Da mesma forma, uma constante de equilíbrio muito menor que 1 mostra que a mistura 
reacional em equilíbrio quase só contém os reagentes e, assim, o equilíbrio está deslocado 
para a esquerda, ou seja, para os reagentes.
Os equilíbrios químicos são classificados em dois grandes grupos: os equilíbrios homogêneos e os 
heterogêneos. Os equilíbrios homogêneos foram estudados até agora. São aqueles em que todos os 
participantes estão em uma mesma fase, constituindo, portanto, um sistema homogêneo. Exemplos:
 
Equilíbrios heterogêneos são aqueles em que os participantes estão em mais de uma fase, constituindo, 
portanto, um sistema heterogêneo. Exemplos:
 
Fonte: (BOTH, 2018).
DESLOCAMENTO DO 
EQUILÍBRIO QUÍMICO4
TÓPICO
99REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
4.1 Alteração da concentração de reagentes ou de produtos (Princípio de 
Le Chatelier)
Um sistema em equilíbrio encontra-se em estado dinâmico. As reações diretas e 
inversas ocorrem com velocidades iguais, e o sistema está em equilíbrio dinâmico. Uma 
alteração nas condições do sistema pode perturbar esse equilíbrio.Quando isso acontece, 
o sistema busca um novo equilíbrio. Para amenizar uma possível perturbação no sistema, 
ocorre um deslocamento no equilíbrio no sentido em que diminui ou reduz o efeito da 
alteração. Então, se um sistema químico está em equilíbrio e se juntarmos ao sistema 
uma substância, um reagente ou um produto, o sistema reage no sentido de restabelecer o 
equilíbrio, consumindo parte da substância adicionada. Se houver remoção de substâncias, 
a reação avança no sentido de formar a substância removida. Esse fenômeno é conhecido 
como princípio de Le Chatelier (BROWN; LEMAY JÚNIOR e BURSTEN, 2005). Como 
exemplo, voltamos à mistura de N2, H2 e NH3 em equilíbrio:
A adição do produto NH3 provoca um avanço da reação reduzindo o valor inicial. 
Esse avanço só pode ocorrer no sentido de e H2 no equilíbrio. Com isso, a concentração 
ganha mais intensidade.
A adição do produto NH3 provoca um avanço da reação reduzindo a concentração 
valor de NH3 inicial. Esse avanço só pode ocorrer no sentido de haver maior quantidade de N2 
e H2 em equilíbrio. Se houver adição de N2 e H2 ao sistema em equilíbrio, as concentrações 
alteram no sentido de formar mais NH3
100REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
4.2 Grau de equilíbrio
Quando analisamos sistemas que estão em equilíbrio químico, os químicos 
costumam utilizar, além da constante de equilíbrio Kc, outra grandeza chamada grau de 
equilíbrio, simbolizada por α. O grau de equilíbrio relaciona o número de mols de uma 
substância que reage e o número de mols inicial dessa substância, podendo ser expressa 
da seguinte forma:
Para compreendermos melhor o grau de equilíbrio, vamos exemplificar utilizando a 
reação entre tetróxido de dinitrogênio e dióxido de nitrogênio, representada na equação química:
Considerando que a quantidade inicial do reagente N2 do foi de 1 mol, e a quantidade 
que reagiu foi de 0,26 mol para formar NO2, qual é o grau de equilíbrio? Para resolver, basta 
relacionar os dados na fórmula matemática:
FIGURA 14: REAÇÃO DEMONSTRANDO O EQUILÍBRIO QUÍMICO
Fonte: Brown, Lemay e Bursten, 2005.
O grau de equilíbrio sempre será um número entre 0 e 1 (ou entre 0 e 100%), que 
expressará o rendimento da reação. Assim, dizer que uma reação apresenta, por exemplo, 
α = 26%, equivale a dizer que seu rendimento é de 26%.
101REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
Caro (a) Aluno (a),
Nesta unidade buscamos conceituar e contextualizar os tipos de reações químicas 
e suas classificações nos aspectos quantitativos das reações químicas, ou seja, o quanto de 
produto pode ser gerado e a quantidade de reagentes necessária para a ocorrência de uma 
reação, sabendo se é possível ter uma ideia da quantidade de reagente que iremos gastar 
e da quantidade de produto que iremos obter fazendo uso do cálculo estequiométrico.
Além disso, vamos aprender as leis que regem a estequiometria, o rendimento de 
reações, sobre a pureza dos reagentes utilizados e ainda o procedimento que deve ser 
adotado quando temos excesso de algum composto no meio reacional.
Conhecemos também o estado de equilíbrio químico sendo representando nas 
equações químicas por meio de uma seta de duplo sentido e que alguns fatores causam 
o deslocamento do equilíbrio, tais como a variação da temperatura, da concentração dos 
reagentes e/ou dos produtos e da pressão.
Apresentamos o princípio de Le Chatelier como sendo uma consequência da lei 
da conservação da energia e podendo ser descrito como: uma equação após atingir o 
equilíbrio químico ao sofrer uma perturbação (alteração da temperatura, da concentração 
ou da pressão, entre outros), o equilíbrio desloca-se no sentido que contraria essa alteração, 
até se estabelecer um novo estado de equilíbrio.
CONSIDERAÇÕES FINAIS
102REAÇÕES QUÍMICAS E FUNDAMENTOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICOUNIDADE 4
MATERIAL COMPLEMENTAR
FILME/VÍDEO
• Título: Morte no Everest
• Ano: 2015.
• Sinopse: No ano de 1996, dois grupos de alpinistas liderados por 
Rob (Jason Clarke) e Scott (Jake Gyllenhaal) se unem na tentativa 
de escalar o monte Everest, mas uma grande nevasca coloca a 
vida de todos em risco. Com a esposa grávida (Keira Knightley), 
Rob é menos aventureiro que Scott, se preocupando com a 
segurança dos membros de sua equipe, ele lutará bastante para 
tentar proteger a todos. Baseado em fatos reais, o filme mostra a 
dificuldade de alpinistas lidarem com a pressão atmosférica e com 
a falta de equilíbrio químico entre a hemoglobina e o oxigênio.
LIVRO
• Título: Equilíbrio Iônico: Aplicações em química analítica
• Autor: Orlando Fatibello Filho
• Editora: EdUFSCAR.
• Sinopse: Nesta obra o autor aborda de maneira diferenciada 
o efeito de variáveis como força iônica (ou atividades das 
espécies químicas), temperatura, constante dielétrica do solvente, 
concentração hidrogeniônica (pH), íon comum entre outras sobre 
o equilíbrio químico. Diversos conceitos e cálculos envolvendo 
constantes de equilíbrio ácido-base, precipitação, complexação 
e oxidação-redução e equações da termodinâmica (propriedades 
de estados) e aplicações em Química Analítica Qualitativa, em 
especial Quantitativa Clássica ou Instrumental são apresentadas.
103
Prezado (a) aluno (a),
Neste material, busquei trazer para você os principais conceitos da química geral, para 
tanto abordamos as definições teóricas sobre o estudo da matéria, neste aspecto acreditamos 
que tenha ficado claro para você que os conhecimentos referentes ao assunto passaram por 
uma evolução onde o contexto de átomo passou de aspecto teórico para um experimental. 
Destacamos também a importância das funções inorgânicas onde estamos rodeados de 
compostos que exemplificam funções inorgânicas em nosso dia a dia: comprimidos antiácidos, 
sal de cozinha utilizado no preparo dos alimentos, substâncias adicionadas no tratamento 
da água potável que chega em nossas residências, entre outros exemplos, enfatizamos a 
nomenclatura dos compostos inorgânicos através de suas regras para grupo de compostos.
Levantamos também os conceitos básicos referente aos cálculos químicos que são 
mais utilizados no desenvolvimento dos estudos da Química Quantitativa. Foram estudados 
mol, cálculo de massa atômica, molecular e molar, cálculo de fórmulas moleculares, mínima 
e percentual, bem como o princípio de Avogadro. 
Ao pensarmos nas reações químicas abordamos a lei de velocidade, como 
determiná-la para reações elementares, não elementares a partir do mecanismo de reação 
conhecido e não elementares onde utilizamos tabela de estudo cinético e equilíbrio químico. 
A partir de agora acreditamos que você já está preparado para seguir em frente 
desenvolvendo ainda mais suas habilidades nos estudos envolvendo conhecimentos da 
química geral.
Até uma próxima oportunidade. Muito Obrigado!
CONCLUSÃO GERAL
104
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
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Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788595026803/. Acesso 
em: 14 Jan 2022.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9. ed. Rio de 
Janeiro: Pearson, 2005.
CARVALHO,G. C. Química moderna: Introdução à atomística, química geral qualitativa, 
química geral quantitativa. 3. ed.. Scipione,São Paulo, 2003.
CHANG, R.; GOLDSBY, K. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013.
CHANG, Raimundo. Química Geral. São Paulo: ARTMED, Grupo A, 2010. 9788563308177. 
Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788563308177/. Acesso 
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FONSECA, M. R. M. Química Integral. São Paulo: FTD, 2004;
GAUTO, Marcelo. uma.; ROSA, Gilber. R. Química Industrial.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
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Plano de Estudos
• Estudo da matéria; 
•Tabela periódica;
•Periodicidade química;
•Ligações químicas.
Objetivos da Aprendizagem
• Conhecer e identificar os diferentes fenômenos químicos que 
ocorrem no nosso cotidiano;
• Interpretar a importância do desenvolvimento científico na 
evolução dos modelos atômicos;
• Compreender a organização da tabela periódica e a aplicação 
dessa organização nas ligações químicas; 
• Caracterizar e diferenciar os tipos das principais ligações 
químicas.
Professor Esp. Pedro Rogério Vilela Ribeiro
 ESTUDO DA MATÉRIA ESTUDO DA MATÉRIA1UNIDADEUNIDADE
INTRODUÇÃO
8 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
Não existe uma data específica que podemos designar como início da Química, mas 
sabemos que esta se firmou como ciência a partir do século XVIII, mais especificamente 
após 1789, com a publicação do Traité élémentaire de chimie, de Antoine Laurent Lavoisier 
(1743 ‑1794). Essa obra é considerada um marco histórico da ciência, pois Lavoisier utilizava 
uma metodologia rigorosa em seus experimentos e instrumentos de precisão, algo pouco 
comum na época. A Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações. 
Para compreendê‑la, precisamos desenvolver a habilidade de transitar entre três 
níveis: o macroscópico, o submicroscópico e o representacional. O primeiro trata das 
propriedades dos objetos visíveis, como a mudança de cor de uma folha de árvore, a 
queima da gasolina ou o enferrujamento de um pedaço de ferro. Já o segundo é aquele que 
não podemos ver a olho nu, como o arranjo das partículas de uma substância que está no 
estado sólido ou a interação entre partículas de substâncias que são miscíveis. A conexão 
entre esses dois níveis e a teoria explicativa das transformações é feita por uma linguagem 
simbólica, o nível representacional, que descreve os fenômenos químicos fazendo uso de 
símbolos e equações matemáticas.
ESTUDO DA MATÉRIA1
TÓPICO
9 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
1.1 Matéria e Teoria Atômica
Ao longo da história, pensadores, alquimistas e cientistas propuseram várias explicações 
para a constituição da matéria e suas transformações. Uma delas é a de que a matéria é 
constituída de pequenas partículas, denominadas átomos. Um átomo isolado não é palpável ou 
perceptível a olho nu, mas foi descrito de várias formas no decorrer dos anos e com a utilização 
de diferentes métodos: observação da natureza, pensamentos filosóficos, experimentos, entre 
outros. À tentativa de explicar e definir algo que não temos a capacidade de ver sem o uso de 
instrumentos ou que é muito complexo, damos o nome de modelo.
Os modelos são uma parte importante da Química, pois se constituem em um 
recurso didático utilizado para explicar tudo o que ocorre em nível submicroscópico.
Atualmente, os cientistas usam os modelos para compartilhar os resultados de 
suas pesquisas. Quando um cientista resolve pesquisar determinado assunto, ele precisa, 
primeiramente, estudar o que já foi descoberto a respeito. Com base nesse levantamento, 
faz questionamentos que irão ditar o rumo de sua pesquisa, levanta hipóteses, elabora 
experimentos e, de acordo com os dados coletados, consegue criar teorias, ou até mesmo 
leis, fazendo uso, muitas vezes, de equações matemáticas. Apesar disso, o modelo proposto 
nem sempre é fiel ou descreve perfeitamente o que está sendo estudado, podendo ser, 
mais tarde, refutado ou considerado limitado.
Para entender como funciona a proposição de modelos científicos, vamos imaginar 
a seguinte situação: há um objeto desconhecido dentro de uma caixa totalmente vedada e 
gostaríamos de descobrir o que há dentro dela.
10 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
Existe apenas uma regra: não podemos abrir a caixa. Para ter uma ideia do que 
há no interior da caixa, é possível realizarmos variados testes a fim de tentar determinar 
algumas características do objeto, como tamanho, peso, formato, entre outros.
Ao final desses testes, teremos uma quantidade de características que poderá ser 
utilizada para arriscarmos um palpite em algo que já conhecemos e pode se assemelhar 
ao objeto que está lá dentro. Também podemos fazer algum desenho, por exemplo, para 
representar o que imaginamos que há no interior da caixa. Nesse caso, usaremos um 
modelo: representando o objeto por meio de um recurso didático sem tê‑lo visto.
Ao longo da história, houve vários modelos propostos para tentar explicar a 
constituição da matéria e o átomo. Desse modo, é importante conhecermos o desenvolvimento 
e os detalhes de alguns deles. Assim, podemos valorizar e entender a ciência como uma 
construção humana, social e que está baseada em verdades que podem ser provisórias, 
mas que não devem ser totalmente descartadas. 
A constituição da matéria sempre foi um assunto intrigante ao longo da história, 
levando vários pensadores e estudiosos a fazerem propostas diversas a esse respeito. 
Na Grécia Antiga, por exemplo, filósofos como Leucipo (460 ‑420 a.C.) e seu discípulo 
Demócrito (460 ‑370 a.C.) acreditavam que a matéria poderia ser dividida várias vezes até 
que se chegasse a uma partícula que não poderia mais ser dividida. A essa partícula, que 
representaria a menor porção da matéria, deram o nome de átomo, do grego “átomos”, que 
significa “não divisível”.
Quando olhamos, a certa distância, para a areia que fica próxima ao mar, parece que 
ela é um material uniforme e compacto. No entanto, ao nos aproximarmos, verificamos que 
existem grãos, os quais compõem esse material (areia), constituindo ‑se, assim, na menor 
porção deste. Esse modelo, proposto pelos filósofos gregos atomistas, ficou conhecido 
como grãos de areia.
FIGURA 1 - ÁTOMO SEGUNDO DEMÓCRITO
Fonte: Shuttestock
11 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
FIGURA 2: DEMÓCRITO DE ABDERA
Fonte: Shutterstock
Demócrito viveu entre 460 e 370 a.C. Sua personalidade extrovertida o deu o 
reconhecimento de “o filósofo sorridente”. Esse filosofo é conhecido por ter estabelecido, 
juntamente com Leucipo, a primeira teoria atômica, o que deu impulso aos estudos antigos 
de Química (PORFÍRIO, online). 
Através de Demócrito também surgiu a palavra átomo, que quer dizer:
• a = não
• tomos = cortar ou dividir
Os conceitos sobre os átomos propostos por Demócrito e Leucipo se perpetuaram 
por aproximadamente 2000 mil anos até serem complementados pelo Inglês John Dalton 
no início do século XIX.
Em 1808, o britânico John Dalton (1766 ‑1844) que além de químico era também 
meteorologista e físico, propôs uma teoria atômica cientificamente fundamentada nos 
resultados propostos por Lavoisier e Proust. Ele retomou as ideias de Leucipo e Demócrito 
e as resumiu em alguns princípios (postulados):
• Toda matéria é formada por minúsculas partículas esféricas, maciças e 
indivisíveis, denominadas átomos.
• Todos os átomos de dado elemento químico são idênticos, tendo em particular 
os mesmos tamanho, massa e propriedades químicas. Já os átomos de elementos 
diferentes se distinguem entre si em, pelo menos, uma propriedade.
• Uma reação química consiste em uma separação, combinação ou reorganização 
de átomos, mas nunca na criação ou destruição destes.
12 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
Dessa forma, Dalton esclareceu de que maneira, em determinada substância, os 
átomos estão presentes na mesma proporção, explicando por que, em transformaçõesSão Paulo: Bookman: Grupo 
A, 2013. 9788565837613. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/
books/9788565837613/. Acesso em: 11 jan. 2022.
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7. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017. v. 1.
KOTZ, John. et al. Química Geral e Reações Químicas - Volume 1 - Tradução da 9ª edição 
norte-americana. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2016. 9788522118281. Disponível 
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KOTZ, John. et al. Química Geral e Reações Químicas - Volume 1 - Tradução da 9ª edição 
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WELLER, M. Química Inorgânica. 6º ed. Bookman, Porto Alegre: Grupo A, 2017. 
9788582604410. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/
books/9788582604410/. Acesso em: 24 Jan 2022.
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TELEFONE (44) 3045 - 9898
	Shutterstock
	Site UniFatecie 3:químicas, os componentes sempre se comportam segundo uma razão de massas 
constantes (lei das proporções definidas). O cientista também definiu as transformações 
químicas como formas de alterar o modo de agrupamento dos átomos, sem criá‑los ou 
destruí‑los. Assim, é possível explicar a lei da conservação das massas. Dalton utilizou 
símbolos para representar os elementos e as substâncias. Ele usou, por exemplo, círculos 
para representar a característica esférica do átomo. Em razão disso, foi feita uma analogia 
do modelo atômico de Dalton com bolas de bilhar.
FIGURA 3: MODELO PROPOSTO POR DALTON.
Fonte: Shutterstock
FIGURA 4: DALTON E A REPRESENTAÇÃO DOS ELEMENTOS
Fonte: Shutterstock 
13 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
Os termos utilizados por Dalton, em sua essência são utilizados até hoje, tendo 
como seu precursor Antoine Lavoisier considerado o pai da Química, foi o precursor na 
observação do oxigênio em contato com substâncias inflamáveis teria a capacidade 
de geral a combustão. Deduziu, também, baseado nos estudos e análises por meio da 
experimentação as reações químicas, onde relatou a célebre lei da conservação da matéria: 
“Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Com outros estudiosos, 
Lavoisier tentou ainda encontrar uma linguagem própria para a química (PINCELI, online). 
FIGURA 5: ANTONIE L. LAVOISIER CONSIDERADO POR MUITOS COMO PAI DA QUÍMICA
Fonte: Shutterstock
• Do que é composto nosso planeta? Será que é do mesmo material de que são feitas as estrelas, a Lua e até 
mesmo o Sol?
• E as plantas, os seres humanos e os outros animais são feitos de que material?
Fonte: Apostila virtual sistema POLIEDRO. Disponível em: https://livrodigital.p4ed.com/viewer/13404. 
Acesso em: 25 jan. 2022.
https://livrodigital.p4ed.com/viewer/13404
14 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
1.1.1 A descoberta do elétron
O modelo de Dalton foi muito importante para a época, porém não explicava a 
natureza elétrica da matéria, conhecida desde a época do filósofo grego Tales de Mileto 
(640 ‑548 a.C.) – ele descobriu que o âmbar, uma resina vegetal, adquiria carga elétrica 
quando em atrito com tecidos, como lã de carneiro ou seda. Também não explicava 
as observações que estavam sendo feitas em relação às propriedades dos compostos 
radioativos e da radioatividade, que começaram a ser descobertas entre o fim do século 
XIX e o começo do século XX, tais como a constituição das radiações α e β que emanavam 
desses compostos. Outra questão que não era contemplada no modelo de Dalton era a 
modificação na composição de materiais radioativos. Essas questões enfraqueceram a 
ideia de modelo atômico indivisível e imutável.
FIGURA 6: EXPERIMENTO DE THOMSON
Fonte: Adaptado da apostila: POLIEDRO (2020, p. 108)
No final do século XIX, o físico inglês Joseph John Thomson (1856 ‑1940) fez 
experimentos com tubos de descarga, conhecidos como tubos ou ampolas de Crookes, que 
continham gases a baixas ou médias pressões. Esses tubos possuíam eletrodos e uma válvula 
que permitia a pressão no interior da ampola de vidro. Quando o gás na ampola se encontrava 
a baixas pressões e se aplicava uma diferença de potencial entre os eletrodos, ocorria uma 
descarga elétrica com origem no cátodo que ia, em linha reta, no sentido do ânodo, atravessando 
a ampola até se chocar na extremidade oposta. Essa descarga elétrica recebeu o nome de 
raios catódicos, uma vez que se originou no eletrodo cátodo (polo negativo).
15 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
FIGURA 7: THOMSON
Fonte: Shutterstock
Em outros dois experimentos, Thomson conseguiu verificar que, quando aproximava 
outro eletrodo de carga positiva das laterais do tubo, o feixe de raios catódicos era atraído. 
Também observou que esse feixe poderia mover uma pequena ventoinha mecânica que 
fosse colocada dentro do tubo ou seja, os raios possuíam massa. Assim, Thomson concluiu 
que os raios catódicos tinham duas características fundamentais: a) eram formados por 
corpos menores que o átomo e b) esses corpos eram atraídos pelo polo positivo de um 
campo elétrico (isto é, eram negativos).
Com esses experimentos, o cientista confirmou a existência de uma partícula 
subatômica, que foi chamada de elétron (do grego “eléktron”, cujo significado é “âmbar 
amarelo”). As experiências realizadas no século XIX, juntamente com o átomo de Thomson, 
levaram à descoberta de uma parte positiva no átomo, posteriormente denominada de 
próton (do grego “prôtos”, que quer dizer “primitivo”). Com base nessas descobertas, em 
1903, Thomson determinou que o átomo seria um corpo neutro, formado por uma massa 
positiva que continha partículas negativas (elétrons) distribuídas e incrustadas. Por causa 
dessa descrição, o modelo atômico de Thomson até hoje é chamado, de “pudim de passas” 
(plum pudding).
1.1.2 O modelo proposto por Rutherford
No período entre o fim do século XIX e o início do século XX, vários cientistas fizeram 
experimentos para estudar a radioatividade – descoberta em 1896 pelo físico francês Antoine 
16 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
Henri Becquerel (1852 ‑1908) a fim de determinar a natureza dessas emissões. Em 1909, 
Ernest Rutherford (1871 ‑1937), então professor da Universidade de Manchester, orientou 
os seus alunos Johannes (Hans) Wilhelm Geiger (1882 ‑1945) e Ernest Marsden (1889 
‑1970) a fazer um experimento bombardeando uma fina folha de ouro (cuja espessura era 
da ordem de 10–4 mm) com um feixe de partículas alfa (α – partículas radioativas de carga 
elétrica positiva) emitidas pelo elemento químico polônio.
Para a contagem do possível desvio das partículas, foi usada uma placa revestida 
com um material fluorescente que envolvia quase por completo a folha de ouro. Rutherford 
imaginou que todas as partículas alfas passariam pela lâmina de ouro sem sofrer grande 
desvio, de acordo com o modelo atômico proposto por Thomson. No entanto, observou 
que, apesar de a maioria das partículas alfa não ter sofrido desvio, uma parte sofreu desvio 
em diferentes ângulos e, para sua grande surpresa, uma minoria retrocedeu.
Após estudar esse experimento e repeti-lo por muitas vezes, Rutherford chegou às 
seguintes conclusões:
• O que fazia a partícula alfa retroceder possuía carga positiva e grande massa;
• O átomo apresentava uma distribuição não uniforme de massa;
• Havia uma região pequena, mas de grande massa e carga positiva, no átomo;
• O restante do átomo deveria ser um imenso vazio por onde circulavam as 
partículas negativas, os elétrons
FIGURA 8: ERNEST RUTHERFORD
Fonte: Shutterstock
Para tentar explicar esses fenômenos observados, Rutherford aprofundou os seus 
estudos sobre as pesquisas recentes acerca da estrutura atômica e teve contato com as 
ideias propostas pelo físico japonês Hantaro Nagaoka (1865 ‑1950).
17 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
Nagaoka propôs um modelo atômico em que os elétrons estavam dispostos em 
órbitas em volta da esfera maciça positiva, inspirado na órbita dos satélites de Saturno.
FIGURA 9: EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.
Fonte: Shutterstock
Dessa maneira, um novo modelo atômico foi proposto por Rutherford, em 1911, 
para explicar os fenômenos observados em sua experiência. Ele concluiu que o átomo era 
um grande vazio formado por duas regiões: a) uma onde ficariam os elétrons (com massa 
desprezível) em órbitas, chamada eletrosfera; e uma área central minúscula (cerca de 10 
mil vezes menor que a eletrosfera), abrangendo praticamente toda a massa do átomo, 
denominada núcleo, preenchida pelos prótons.
Pesquisas feitas posteriormente levantaram questões que o modelo atômico proposto 
não explicava, como o número de prótons em qualquer elemento (determinado pela carga 
elétrica) ser menor que o peso do núcleo. Então, deveria existir uma terceira partícula com 
carga neutra. Rutherford imaginou tudo isso, mas foi em 1932 que James Chadwick (1891 
‑1974), físico britânico, aluno e amigo de Rutherford, comprovou a existência das partículas 
de carga neutra quehabitavam o núcleo: os nêutrons. Ele bombardeou uma folha de berílio 
com partículas alfa e verificou que dela saia uma radiação neutra, a qual conseguia tirar 
os prótons dos núcleos de outras substâncias. Chadwick concluiu que essa radiação era 
um fluxo de partículas com carga neutra e, aproximadamente, a mesma massa do próton. 
Sua presença ajudava a estabilizar o núcleo, já que os prótons, por serem cargas positivas, 
tendiam a se repelir, e ele, por não possuir carga, diminuía essa repulsão.
18 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
1.1.3 Modelo atômico de Bohr
O modelo de Rutherford apresentava uma falha em relação aos elétrons ao sugerir 
que se tratavam de partículas negativas que estariam girando ao redor de um núcleo positivo. 
De acordo com a Mecânica Clássica, uma partícula elétrica em movimento deveria emitir 
ondas eletromagnéticas de modo contínuo. Dessa forma, os elétrons perderiam energia 
constantemente, entrando em uma órbita espiral até cair sobre o núcleo; ou seja, conforme 
a Mecânica Clássica, o átomo de Rutherford seria instável.
Os estudos de vários cientistas sanaram as dúvidas quanto ao modelo de 
Rutherford. Ao se analisarem pesquisas feitas com radiações emitidas por lâmpadas de um 
único elemento (como hidrogênio ou hélio), verificou ‑se que, quando a luz emitida por essa 
lâmpada era decomposta por um prisma, originava um conjunto de raias (retas), chamado 
de espectro atômico, que não era contínuo e que serviria para identificar cada elemento, 
pois cada um produzia um espectro característico. 
Em 1900, o físico alemão Max Planck, ao estudar a luz emitida pelos corpos 
aquecidos, afirmou que a energia é transmitida de forma descontínua, em pequenos pacotes 
de energia, denominados quanta (no singular, quantum).
Com base nessas descobertas, em 1913, o físico dinamarquês Niels Henrik David 
Bohr (1885 ‑1962) apresentou uma nova proposta para compreender o átomo:
• O elétron estaria estável em algumas órbitas, com determinados valores de 
energia, chamados de níveis ou camadas de energia. Isso explicaria por que o 
elétron poderia se movimentar sem perder energia e não cair no núcleo.
• A energia das camadas aumentaria a partir do núcleo.
• Assim como uma escada sempre possui um número inteiro de degraus e uma 
pessoa só pode estar em cada um dos degraus e nunca entre eles, o elétron 
nunca será encontrado entre camadas, pois ocupam órbitas muito bem definidas.
• O elétron pode saltar do seu nível (estado fundamental) para um nível mais 
externo (estado excitado), absorvendo um pacote de energia (quantum). Ao 
retornar, ele libera a energia recebida na forma de ondas eletromagnéticas, como 
a luz (fóton). Esse processo recebe o nome de salto quântico.
TABELA PERIÓDICA2
TÓPICO
19 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
2.1 A origem da origem 
Todas as ciências modernas evoluíram de conhecimentos mais elementares, mais 
antigos. E com a química não foi diferente. Não se sabe de maneira precisa, como no 
descobrimento do Brasil ou da América, em que seja possível dizer no dia exato em que a 
Química foi inventada. Porém, é do senso comum que é uma ciência bastante antiga. Alguns 
afirmam que ela deriva da alquimia, porém é importante lembrar que antes da alquimia já 
existiam processos químicos muito sofisticados. Os antigos Egípcios não apenas conheciam 
os metais como já dominavam alguns processos siderúrgicos. Os antigos Astecas também 
possuíam conhecimentos nestas áreas. Desta forma, apresentamos alguns símbolos 
Egípcios para produtos químicos à esquerda.
À medida em que o tempo foi passando, algumas culturas caíram, ao passo em que 
outras ascenderam. Para a Química isto significou uma nova forma de representação de 
seus elementos e processos. Com a alquimia, surgiu todo um rico sistema de sinais, cheio 
de símbolos para representar os elementos químicos, porém todo este processo se iniciou 
com os quatro elementos básicos da antiguidade, o fogo, o ar, a água e a terra.
A tabela periódica atual foi concebida por um Russo, chamado Dmitri Ivanovitch 
Mendeleïev (Tobolsk, 1834 - São Petesburgo, 1907). Mendeleïev conseguiu ordenar os 
elementos de forma lógica demonstrando suas similaridades e diferenças. Na época, tal 
tabela causou espanto entre outros cientistas, pois ela apresentava os elementos químicos 
ordenados de forma lógica pelas suas massas atômicas e, mais curioso ainda, elementos 
que ainda não haviam sido descobertos na época tinham seu espaço reservado na tabela 
representado por um ponto de interrogação, como no caso dos elementos Escândio (Sc), 
Gálio (Ga), Germânio (Ge), Tecnécio (Tc), entre outros.
20 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
2.2 Princípios de construção da tabela periódica dos elementos - Lei 
Periódica
A Tabela Periódica é organizada seguindo um princípio bastante simples, 
denominado de Lei Periódica. A forma mais recente desta lei foi estabelecida por Moseley, 
atualizando o que Döbereiner havia proposto anteriormente, em 1829. Segundo Chang 
(2010, p. 36) “Mais da metade dos elementos hoje conhecidos foi descoberta entre 1800 
e 1900. Durante esse período, os químicos notaram que muitos elementos apresentavam 
fortes semelhanças entre si.”
Moseley mostrou que o número atômico é o fator determinante das propriedades 
químicas dos elementos e não o peso atômico como era proposto anteriormente. Ao verificar 
na tabela, vemos que o Argônio (peso atômico 39.948) aparece antes do Potássio (peso 
atômico 39.098).
TABELA 1: TABELA PERIÓDICA
Fonte: Shutterstock
2.2.1 Os períodos
A tabela é composta de sete linhas na horizontal, que recebem o nome de períodos. 
Estes possuem uma relação direta com a camada de valência de cada átomo. Ao todo, são 
7 períodos.
• O número do período indica o número de níveis eletrônicos de cada elemento 
em seu estado fundamental.
21 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
2.2.2 As famílias ou grupos
A tabela periódica possui 18 grupos, também chamados de colunas, ou famílias, que, 
de acordo com a União Internacional da Química Pura e Aplicada (do inglês International 
Union of Pure and Applied Chemistry, IUPAC), desde 1985, devem ser numerados com 
algarismos arábicos de 1 a 18. Contudo, a antiga numeração ainda é muito utilizada: 
coloca-se o número da família em algarismo romano, acrescentando-se a letra “A” para 
elementos representativos e a letra “B” para elementos de transição, os quais, por sua vez, 
são divididos em de transição interna e de transição externa. 
Alguns desses grupos recebem nomes especiais:
• Grupo 1 - Metais Alcalinos
• Grupo 2 - Metais Alcalinos Terrosos 
• Grupo 13 - Grupo ou Família do Boro 
• Grupo 14 - Grupo ou Família do Carbono 
• Grupo 15 - Grupo ou Família do Nitrogênio 
• Grupo 16 - Calcogênios
• Grupo 17 - Halogênios
• Grupo 18 - Gases Nobres
2.2.3 Classificação dos Elementos
Hoje em dia, os elementos químicos distribuem-se nos seguintes grupos:
• Metais: A maioria dos elementos da tabela periódica é classificada como 
metais. Eles possuem brilho, são bons condutores de corrente elétrica e de calor 
e são dúcteis (têm a capacidade de se reduzir ao formato de fios, por exemplo), 
Em geografia temos os elementos químicos que compõem o globo terrestre podem ser agrupados em 
quatro grandes famílias geológicas, de acordo com suas afinidades: os elementos atmófilos são aqueles 
localizados na atmosfera e na hidrosfera; os elementos litófilos estão presentes na litosfera (crosta terrestre 
composta de rochas) e possuem grande afinidade com a sílica; os elementos calcófilos, situados no manto 
inferior, ligam-se preferencialmente com enxofre, formando jazidas exploráveis; já os elementos siderófilos 
são encontrados no núcleo, sendo muito abundantes nos meteoritos de ferro (sideritos).
Fonte: POMEROL (2013).
22 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
maleáveis (conseguem se reduzir ao formato de chapas) e sólidos à temperatura 
ambiente (exceto o mercúrio, que é líquido). Ao formar íons, os metais geralmente 
doam elétrons, originando cátions.
• Não-Metais:Também chamados de ametais são os mais abundantes na 
natureza e possuem características contrárias às dos metais; logo, não são bons 
condutores de corrente elétrica e calor, não são maleáveis nem dúcteis. Quanto 
aos estados físicos, podem se apresentar como gases (por exemplo, o nitrogênio 
e o cloro), sólidos (enxofre e silício) e, até mesmo, líquidos (como é o caso do 
bromo). Na forma iônica, tendem a perder elétrons, formando ânions.
• Gases Nobres: representam um grupo isolado, que não tem tendência de se 
unir a outros elementos porque possuem características próprias, uma vez que 
apresentam oito elétrons na camada de valência. No entanto, na unidade 3, momento 
em que estudaremos as ligações químicas, vamos verificar que alguns compostos 
são formados por gases nobres. O elemento hélio é o único gás nobre que fica 
estável com dois elétrons na camada de valência, pois ele é do primeiro período, que 
apresenta apenas o subnível s, e este comporta no máximo dois elétrons.
• Hidrogênio: recebe uma classificação especial, pois ele possui características 
de metais (capacidade de formar cátions) e de ametais (capacidade de formar 
ânions). É gasoso à temperatura ambiente e é o elemento que possui menor 
densidade e menor tamanho da tabela periódica, o mais abundante do Universo 
e o principal constituinte das estrelas.
FIGURA 10: MODELO DE UMA USINA MOVIDA A HIDROGÊNIO 
Fonte: Shuttestock
PERIODICIDADE 
QUÍMICA3
TÓPICO
23 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
3.1 Propriedades periódicas e aperiódicas
O calendário nos indica, ainda, as estações do ano – primavera, verão, outono e 
inverno sendo comumente usados para guiar o cronograma escolar, muitas vezes dividido 
por bimestre ou trimestre, em que são realizadas as provas e obtidas as médias anuais.
Assim como em um calendário, na tabela periódica observamos que as propriedades que 
definem um elemento se repetem de acordo com as famílias e os períodos em que se encontra. 
Neste tópico, estudaremos detalhadamente o comportamento das propriedades periódicas.
Analisando os elementos dispostos na tabela periódica, verificamos que muitas 
propriedades químicas e físicas de cada um deles variam em intervalos regulares em função 
do número atômico; essas propriedades são denominadas propriedades periódicas. Há, 
também, algumas propriedades que não têm intervalo regular em função do número atômico, 
como é o caso da massa atômica; estas são chamadas de propriedades aperiódicas.
3.2 Variação das propriedades dos elementos em função da sua posição na 
tabela periódica.
3.2.1 Raio Atômico
O raio atômico é a distância entre o núcleo do átomo e o final da eletrosfera.
24 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
TABELA 2: PROPRIEDADE RAIO ATÔMICO
Fonte: Shutterstock
3.2.2 Densidade
A densidade é a relação entre a massa e o volume de um material, dada por: d 
=m/V. Os elementos também têm essa propriedade.
3.2.3 Ponto de fusão e ebulição
Como já estudamos, o ponto de fusão (PF) indica a temperatura em que ocorre 
a passagem do estado sólido para o estado líquido; já o ponto de ebulição (PE) indica a 
temperatura em que ocorre a passagem do estado líquido para o gasoso.
3.2.4 Energia ou potencial de ionização
A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de 
um átomo gasoso, isolado, no seu estado fundamental, vencendo assim a atração que o 
núcleo exerce sobre ele.
25 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
TABELA 3: VARIAÇÃO DA ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Fonte: CHANG (2010).
• Eletronegatividade (caráter não-metálico): É a tendência de um átomo 
atrair para si os elétrons em uma ligação química. Quanto menor o átomo, mais 
próximos os elétrons estarão do núcleo e maior será a força com a qual esse 
núcleo vai atrair os elétrons de uma ligação química.
• Eletropositividade (caráter metálico): É a tendência que um átomo tem de 
doar elétrons em uma ligação química. Quanto maior o raio, menor a atração do 
núcleo pela eletrosfera, sendo mais fácil doar elétrons.
• Volume atômico: Volume atômico é o volume ocupado por um mol do elemento 
no estado sólido. Ele aumenta de cima para baixo em um grupo, e do centro para 
as extremidades em um período
• Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: Afinidade eletrônica é a energia 
envolvida quando um átomo isolado, no estado gasoso, recebe um elétron.
LIGAÇÕES QUÍMICAS4
TÓPICO
26 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
O pequeno número de elementos em nosso universo forma milhões de compostos 
pelas diversas maneiras com que esses elementos se ligam aos outros. Assim, as ligações 
químicas são a parte fundamental da química e das reações químicas. 
4.1 Estabilidade dos Gases Nobres
Quando estudamos a tabela periódica, observamos que uma família apresenta uma 
característica peculiar em comparação com as demais, a tendência de não realizar ligações 
químicas. Essa família é chamada de gases nobres (grupo 18). Eles são encontrados na 
natureza na forma de espécies monoatômicas e, por isso, são chamados de estáveis. No 
começo do século XX, os cientistas tentaram justificar o comportamento verificado nos 
gases nobres pelo número de elétrons deles na última camada; desse modo, os demais 
elementos realizariam ligações químicas para ficar com o mesmo número de elétrons na 
camada de valência que um gás nobre, adquirindo a estabilidade. Em 1916, o físico--químico 
Gilbert Newton Lewis (1875-1946) resumiu tais conjecturas em um artigo denominado The 
Atom and The Molecule (O átomo e a molécula), em que propõe a regra do octeto: os 
elementos químicos realizam ligações químicas com a finalidade de igualar seus elétrons 
da camada de valência aos dos gases nobres (estáveis). A regra do octeto não explicou 
o motivo da estabilidade dos átomos, mas mostrou uma regularidade e se tornou muito útil 
para explicar a estrutura e a fórmula de diversas substâncias.
27 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
FIGURA 12: ELEMENTOS DA FAMÍLIA DOS GASES NOBRES
Fonte:Shutterstock
4.2 Ligação iônica ou eletrovalente
Uma ligação química é formada entre dois átomos quando o rearranjo de seus 
elétrons resulta em um conjunto com energia mais baixa que a energia total dos átomos 
separados. Quando as ligações são formadas, verificamos as mudanças de energia, que 
estão relacionadas com as mudanças na posição dos elétrons de valência dos átomos, ou 
seja, os elétrons da camada mais externa. Explicaremos os tipos de ligações químicas com 
base na distribuição eletrônica do átomo e na sua localização na tabela periódica, uma vez 
que as propriedades macroscópicas da matéria dependem em grande parte das estruturas 
microscópicas e das ligações químicas que mantêm os átomos unidos.
Os compostos iônicos apresentam elevada temperatura de fusão, uma vez que estão 
organizados em um retículo cristalino, que consiste em um arranjo de cátions e ânions empacotados 
para dar um arranjo de menor energia em comparação com os seus átomos neutros.
Qual a diferença entre os tipos de sais disponíveis no mercado atualmente? Escolha ao menos cinco tipos 
para diferenciá-los. Essas diferenças são físicas ou químicas? Qual a dose diária de consumo recomendada 
pela Organização Mundial de saúde (OMS)?
Fonte: O autor, 2021.
28 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
4.3 Ligação covalente
Uma ligação covalente resulta da união de dois átomos que buscam ganhar elétrons, 
compartilhando-os. Ela ocorre entre ametais, incluindo o hidrogênio. Lembre-se de que o 
hidrogênio não é classificado como metal nem como ametal; ele realiza ligações iônicas nos 
hidretos metálicos (como NaH, por exemplo) e ligações covalentes, formando substâncias 
simples (H2) quando ligado a outro átomo de hidrogênio, ou compostas, quando ligado a 
átomos de ametais (como HF, NH3, HNO3 etc.). Os compostos formados nesse tipo de 
ligação são chamados de compostos moleculares.
Na ligação covalente nenhum átomo tem tendência de perder elétrons (como acontece 
na ligação iônica), resultando assim no compartilhamento dos elétrons para atingir a estabilidade.
FIGURA13: EXEMPLOS DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS
Fonte: Shutterstock
4.4 Ligação Covalente Coordenada ou dativa
Em todas as moléculas estudadas até agora para a ligação covalente ocorrer 
cada átomo deve fornecer ao menos um elétron para ser compartilhado. A ligação 
covalente coordenada ou ligação dativa não ocorre dessa maneira: nela, o par de elétrons 
compartilhados é proveniente apenas de um dos átomos envolvidos. Vamos analisar a 
molécula do gás ozônio (O3). Cada oxigênio tem seis elétrons na camada de valência; 
assim, para adquirir a estabilidade, dois átomos de oxigênio compartilham dois pares de 
elétrons, realizando uma ligação dupla, e um átomo de oxigênio ainda precisa receber um 
par de elétrons. Aqui teremos uma ligação dativa, pois somente um átomo do par ainda 
precisa receber um par de elétrons para adquirir estabilidade.
4.5 Ligação metálica
Vimos nos capítulos anteriores que as ligações químicas são realizadas por pares 
de elétrons transferidos ou compartilhados entre espécies, e essa organização justifica as 
29 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
propriedades macroscópicas dos compostos iônicos e moleculares. No entanto, nenhuma 
teoria convencional sobre ligações químicas é capaz de justificar as propriedades dos 
compostos metálicos.
A ligação metálica ocorre entre metais, os quais tendem a perder elétrons para 
completar o octeto. Os metais perdem os elétrons mais externos e os compartilham em uma 
região comum, onde eles se transformam em íons positivos, organizados segundo um retículo. 
Nesse retículo, os elétrons podem circular entre outros átomos, por isso, dizemos que eles 
estão apenas parcialmente localizados. Isto forma uma nuvem eletrônica que envolve o retículo 
e lhe confere estabilidade. Tal fenômeno ficou conhecido como mar de elétrons ou nuvem de 
elétrons. A nuvem eletrônica mantém os íons positivos atraídos, e, por isso, esses elétrons 
ficam confinados na parte externa da estrutura metálica. Assim, é o comportamento do mar de 
elétrons que explica as propriedades macroscópicas dos metais e das ligas.
FIGURA 14: LIGAÇÃO METÁLICA
Fonte: Shutterstock
Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não é empregada em 
estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas em relação ao material inicial, o que visa, 
entre outras coisas, a reduzir os custos de produção, segundo Gauto e Rosa, para argumentar:
Uma liga metálica é toda mistura resultante da união de dois ou mais 
elementos em que pelo menos um é metálico. Há basicamente dois tipos de 
ligas metálicas: as ferrosas e as não ferrosas. As ligas ferrosas são aquelas 
em que o ferro é constituinte principal, enquanto nas não ferrosas, o ferro não 
é o elemento principal ou não se faz presente (GAUTO e ROSA, 2013, p.160).
Ligas metálicas mais comuns no cotidiano:
• Aço - constituído por Fe e C;
• Aço inoxidável - constituído por Fe, C, Cr e Ni;
• Ouro 18 quilates – constituído por ouro e cobre;
• Amálgama dental (utilizada em obturação) - constituída por Hg , Ag e Sn ;
• Latão (utilizado em armas e torneiras) - constituído por Cu e Zn;
• Bronze (utilizado em sinos) – constituído por Cu e Sn;
• “Liga leve” (utilizada em rodas) – constituída por Al e Mg;
• “Metal monel” (utilizado em moedas) – constituído por Ni e Cu;
30 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
Caro (a) Aluno (a),
Nesta unidade buscamos conceituar e contextualizar os princípios da química 
geral, observando a evolução dos modelos atômicos relacionado as principais descobertas 
de cada cientista. Sendo de extrema importância esse contexto inicial para o entendimento 
da aplicabilidade nos avanços da tecnologia. Vimos que a tabela periódica trás um número 
restrito de elementos e que esses elementos combinados entre si tem a capacidade de 
formar inúmeros compostos e que o desenvolvimento de novos elementos tem a capacidade 
de facilitar de trazer benefícios para a humanidade. 
Destacamos a importância de estabelecer as propriedades dos elementos químicos 
permitindo a construção de diferentes materiais levando em consideração a especificidade 
de cada um deles e essas características permitem que se tenha a afinidade de se ligar 
entre si ou com outros elementos. 
Na sequência, compreendemos os diferentes tipos de ligações que fazer como 
os materiais tenham propriedades diferentes como a formação das ligas metálicas tão 
empregada na construção civil atual.
CONSIDERAÇÕES FINAIS
MATERIAL COMPLEMENTAR
31 ESTUDO DA MATÉRIAUNIDADE 1
FILME/VÍDEO
• Título: Radioatividade
• Ano: 2019.
• Sinopse: Devota da ciência, Marie (Rosamund Pike) sempre 
enfrentou dificuldades em conseguir apoio para suas experiências 
devido ao fato de ser uma mulher. Ao conhecer Pierre Curie (Sam 
Riley), ela logo se surpreende pelo fato dele conhecer seu trabalho, 
o que a deixa lisonjeada. Logo os dois estão trabalhando juntos e, 
posteriormente, iniciam um relacionamento que resultou em duas 
filhas. Juntos, Marie e Pierre descobrem dois novos elementos 
químicos, rádio e polônio, que dão início ao uso da radioatividade.
• Comentário: Movida por uma mente brilhante e uma grande 
paixão, Marie Curie embarca em uma jornada científica com o 
marido, Pierre, para explicar elementos radioativos até então 
desconhecidos. Logo se torna evidente que seu trabalho pode 
levar salvar milhares de vidas se aplicado na medicina - ou destruir 
bilhões se for usado na guerra.
LIVRO
• Título: O sonho de Mendeleiev: a verdadeira história da Química
• Autor: Paul Strathern
• Editora: Zahar.
• Sinopse: A obra narra a história do sonho de Mendeleiev, que 
levou à tabela periódica organizada por massa atômica, além da 
história de outros cientistas famosos da época, que contribuíram 
para o desenvolvimento dessa ciência.
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 
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Plano de Estudos
• Ácidos e bases;
• Sais;
• Óxidos;
• Peróxidos e Hidretos.
Objetivos da Aprendizagem
• Identificar os principais compostos inorgânicos presentes no 
nosso cotidiano;
• Compreender as diferenças entre ácidos e bases;
• Estabelecer a nomenclatura correta dos compostos inorgânicos 
mais utilizados;
• Relacionar as funções ácido, base, sais e óxidos e a capacidade 
de reações entre elas.
Professor Esp. Pedro Rogério Vilela Ribeiro
FUNÇÕES FUNÇÕES 
INORGÂNICASINORGÂNICAS
UNIDADEUNIDADE2
INTRODUÇÃO
33FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
Os compostos químicos são classificados pelos cientistas em dois grandes grupos, 
os compostos orgânicos e os compostos inorgânicos. As substâncias orgânicas apresentam 
compostos estruturados por átomos de carbono, geralmente ligados entre si e, ainda, 
ligados a hidrogênios. 
Os compostos inorgânicos, direta ou indiretamente, são de origem mineral. A 
temos como exemplo o nitrato de sódio e sulfato de cálcio. Esses compostos são formados 
pela união de dois ou mais átomos diferentes de não metais, ou de átomos de elementos 
químicos do grupo dos metais ligados ao átomo de hidrogênio, chamados de hidretos, 
como o hidreto se sódio (NaH) e hidreto de cálcio (CaH2). Os elementos químicos são 
agrupados por semelhança de características, os compostos inorgânicos também 
possuem uma classificação. Esta leva em consideração, principalmente, à semelhançadas propriedades químicas. Esses compostos foram classificados em ácidos, bases, sais, 
óxidos e hidretos. Essa classificação também é conhecida como funções químicas dos 
compostos inorgânicos onde vários deles estão presentes no nosso cotidiano, podemos 
encontrar diversos exemplos: o ácido clorídrico (HCl), um ácido que está presente no nosso 
suco gástrico; o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), uma base popularmente conhecida como 
leite de magnésia, utilizada como laxante; o cloreto de sódio (NaCl), um sal frequentemente 
utilizado na cozinha para temperar alimentos; e o óxido de magnésio (MgO), um óxido que, 
ao entrar em combustão, emite uma luz semelhante àquela gerada pelo flash fotográfico. 
Iniciaremos nosso estudo das funções inorgânicas diferenciando os processos de 
dissociação e ionização e conhecendo a teoria de Arrhenius. Em seguida, analisaremos 
nossa primeira função inorgânica, os ácidos; estudaremos também as bases (capítulo 16); 
encontraremos nossa terceira função inorgânica – os sais –, ao reagirmos um ácido com 
uma base; e finalizaremos esta unidade estudando, os óxidos e peróxidos.
34FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
ÁCIDOS E BASES1
TÓPICO
1.1 Ácidos 
Para Atkins e Jones (2012) os ácidos são compostos que, em água, ionizam-se, 
produzindo íons hidrogênio e aumentando a concentração de cátions H+. Na prática, o cátion 
H+ se combina com uma molécula de água formando o cátion hidrônio ou hidroxônio (H3O+).
Exemplos:
A palavra ácido vem do Latim acidu. Os ácidos são substâncias que possuem pH 
inferior a 7,0, que, ao reagirem com bases, formam sais; são substâncias que conduzem 
corrente elétrica em solução aquosa sendo que outra propriedade interessante é sua ação 
sobre os indicadores colorimétricos, que pode ser vista na imagem a seguir:
35FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
FIGURA 1: PROCESSO DE IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO
Fonte: Shutterstock
É importante notar que, na verdade, a cor do indicador não depende do x, ele 
vem da relação dos íons H+ (liberados pelo ácido) e dos íons OH- (liberados pelo alcalino. 
Representação proposta por Chang e Goldsby (2013) quando as moléculas do HCl entram 
em contato com a água:
FIGURA 2: LIBERAÇÃO DE ÍONS H+ DA MOLÉCULA DE HCL
Fonte: Chang e Goldsby (2013).
1.2 Classificação dos ácidos
01) Quanto ao número de Hidrogênios ionizáveis (H+):
a) monoácidos: na ionização a molécula libera apenas 1 cátion H+. Ex: HCl, HNO
3
, HCN...
b) diácidos: na ionização a molécula libera 2 cátions H+. Ex: H
2
SO
4
, H
2
MnO
4
, H
2
CrO
4 ....
c) triácidos: na ionização a molécula libera 3 cátions H+. Ex: H
3
PO
4
, H
3
AsO
4
, H
3
SbO
4 ...
d) tetrácidos: na ionização a molécula libera 4 cátions H+. Ex: H
4
P
2
O
7
, H
4
Fe (CN)
6
, 
H
4
SiO
4
...
36FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
02) Quanto a presença ou não de Oxigênio na molécula:
a) hidrácidos: não contêm oxigênio. Ex: HCl, H
4
Fe (CN)
6
, H
2
S....
b) oxiácidos: contêm oxigênio. Ex: HNO
3
, H
2
MnO
4
, H
3
PO
4
, H
4
SiO
4
...
03) Quanto ao grau de ionização:
a) Ácidos fortes: 50% ≤ α ≤ 100%. Atenção: H
2
SO
4
, HNO
3
, HClO
4
, HBr, HCl e HI são 
ácidos fortes existentes.
b) Ácidos moderados: 5% ≤ αprovocar o fenômeno descrito como “água dura”.
Exemplos: Ca (OH)2, Mg (OH)2, ...
• Praticamente não-solúveis: São os álcalis dos demais metais, que apresentam 
uma solubilidade muito baixa.
Exemplos: Fe (OH)3 ,Pb(OH)4, Sn (OH)4 ...
Veja a tabela a seguir para comparar o grau de solubilidade de alguns álcalis:
TABELA 2: SOLUBILIDADE
Fonte: O autor (2022).
1.6 Quanto ao grau de dissociação iônica:
Conforme é o grau de dissociação iônica, as bases são classificadas como:
• Fortes: Se α próximo de 100% e temperatura igual à 25˚C. São bases fortes 
as bases pertencentes aos metais dos grupos1 (metais alcalinos) e 2 (alcalino-
terrosos). Este fato ocorre porque as bases dos metais já são compostos iônicos 
no estado sólido e, em soluções suficientemente diluídas, a dissociação atinge 
100%, pois as moléculas de água conseguem desmontar completamente o 
retículo cristalino.
• Fracas: Se α inferior à 5% (próximo de zero) e temperatura igual à 25˚C, as 
bases são consideradas fracas. As bases dos demais metais por serem pouco 
solúveis em água e moleculares só podem ser consideradas fracas. A única base 
da Química Inorgânica que é solúvel em água e não pertence aos grupos 1 e 2 
é o hidróxido de amônio (NH4OH), porém, como seu grau de ionização à 25˚C é 
próximo de 1%, esta também é uma base fraca.
α → Letra Grega alfa, que indica o grau de dissociação iônica.
41FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
FIGURA 5 – DISSOCIAÇÃO DO HIDRÓXIDO DE SÓDIO
Fonte: Shutterstock
1.7 Nomenclatura das bases
a) Base contendo apenas uma hidroxila (monobase):
Hidróxido de..............................................
Nome do elemento
Exemplos:
• NaOH – hidróxido de sódio
• KOH - hidróxido de potássio
b) Se a base contém duas hidroxilas, adiciona-se os sufixos ico ou oso após o 
nome do elemento, ou um algarismo romano indicando o número de oxidação do elemento.
Hidróxido de..........+ oso ou ico
Nome do elemento
Exemplos:
• Fe (OH)
3 – hidróxido férrico ou ferro III
• Fe (OH)2 - hidróxido ferroso ou ferro II
• Sn (OH)4 - hidróxido estânico ou estanho IV
• Sn (OH)2 - hidróxido estanoso ou estanho II
42FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
O aparelho utilizado para medir o pH de soluções e substâncias com precisão é o pHmetro. Entretanto, 
é muito comum o uso de indicadores ácido-base que, adicionados em pequenas quantidades à solução 
analisada, assumem cores diferentes, em diferentes faixas de pH. Os indicadores mais utilizados em 
laboratório são fenolftaleína, azul de bromotimol, alaranjado de metila, papel tornassol azul, papel 
tornassol vermelho e papel de indicador universal. Verifique no link a seguir o pH de alguns sistemas: 
Figura 6: Equipamento de medição de Ph
Fonte: Fogaça (2017).
ÓXIDOS2
TÓPICO
43FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
2.1 Conceito
O termo óxido, tem origem na palavra Grega oxýs, e significa azedo. Sob o ponto 
de vista químico, é a designação genérica de combinações binárias do oxigênio com outro 
elemento. Portanto, Óxidos são compostos binários formados pelo Oxigênio e outro elemento 
químico, onde o Oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Segundo Silva (2014, p. 255) 
os óxidos podem ser classificados como “óxidos básicos, óxidos ácidos, óxidos anfóteros, 
óxidos neutros, óxidos duplos ou mistos e peróxidos”. 
Exemplos:
• Na2O + H2O → 2NaOH SO3 + H2O → H2SO4 ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
• ZnO + NaOH → Na2ZnO2 + H2O Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2
• Na2O4 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 + O2(g)
OBS: Os compostos OF2 (fluoreto de oxigênio), O2F2 (difluoreto de dioxigênio) não 
são óxidos, pois o Flúor é mais eletronegativo que o Oxigênio.
2.2 Classificação dos óxidos
• Óxidos Ácidos ou anidridos: São óxidos de não-metais (exceto NO, N2O, 
SiO2, H2O e CO) ou de metais com NOx elevado. (+5, +6 ou +7)
44FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
1) Reações características
• óxido ácido + água → ácido. Ex: SO3 + H2O → H2SO4
• óxido ácido + álcali → sal + água. Ex: SO3 +2KOH → K2SO4 + H2O
• Ex.: Cl2O, Cl2O7, CO2, CrO3
• Óxidos Básicos: São óxidos de metais com NOx baixo (+1 ou +2), Grupos 1 e 
2. Obs: o ZnO possui NOx +2, mas ele é considerado um óxido anfótero.
1) Reações características
• óxido alcalino + água → álcali. 
• Ex: Na2O + H2O → 2NaOH óxido alcalino + ácido → sal + água. Ex: CaO + H2O 
→ Ca (OH)2
• Ex.: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O, MgO, 
• Óxidos Anfóteros ou anfipróticos: Óxidos de metais de NOx +3 ou +4, mais 
o ZnO, que possui NOx +2.
1) Reações características
• óxido anfótero + ácido → sal + água. Ex: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O óxido 
anfótero + álcali → sal + água. Ex: Al2O3 + 2KOH → 2KAlO2 + H2O
• Ex.: Al2O3, As2O3 e ZnO
• Óxidos Neutros: são NO, N2O, SiO2, H2O e CO. Estes óxidos não reagem com 
a água, nem com os ácidos, nem com as bases.
 
• Óxidos mistos, duplos ou salinos: São óxidos que se comportam como se 
fossem o resultado da mistura de dois outros óxidos do mesmo elemento químico. 
Estes óxidos são metálicos, sólidos e de estrutura iônica. Possuem uma fórmula 
geral M3O4, onde M é um metal. Reagem como se fossem mistura de dois óxidos.
1) Reações características:
• óxido salino + ácido → sal (1) + sal (2) + água. Exemplos:
• Fe3O4 + 8HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4,
• Peróxidos: São óxidos que reagem com água ou ácidos diluídos produzindo 
H2O2. Nos peróxidos, o NOx do Oxigênio vale –1. O H2O2 é um líquido molecular. 
Os demais peróxidos são sólidos iônicos contendo o ânion O-2.
45FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
1) Reações características
• peróxido + água → álcali + H2O2. Ex: Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2 peróxido + 
ácido → sal + H2O2. Ex: Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2
• Ex.: Li2O2, Na2O2, K2O2 e Rb2O2
• Superóxidos ou polióxidos: São formados por metais alcalinos e alcalinos-
terrosos, mais frequentemente com K, Cs e Rb. São sólidos iônicos e possuem 
oxigênio com NOx = - ½.
• Ex.: KO2, RbO2, Na2O4 e Li2O4 
2.3 Nomenclatura dos óxidos
Existem várias maneiras de nomearmos os óxidos. Estudaremos aqui duas dessas 
maneiras.
2.3.1 Nomenclatura Geral 
Considerando um óxido genérico do tipo ExOy, onde x é o índice do elemento 
ligado ao oxigênio e y é o número de oxigênios na fórmula. Podemos dar um nome para 
esse óxido utilizando o seguinte esquema:
prefixo + óxido de + prefixo + nome do elemento ligado ao oxigênio
Prefixos:
01. → mono (é omitido quando se refere ao elemento ligado ao oxigênio)
02. → di
03. → tri
04. → tetr
05. → pent
06. → hexa
07. → hept
Exemplos:
prefixo + óxido de + nome do elemento ligado ao oxigênio
 
CO2 → dióxido de carbono CO → monóxido de carbono SO2 → dióxido de enxofre
46FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
2.3.2 Nomenclatura para óxidos de metais
SO3 → trióxido de enxofre P2O5 → pentóxido de difósforo Br2O7 → heptóxido de dibromo
 
Para óxidos de metais com um único NOx (metais alcalinos, alcalinos-terrosos, 
Zinco, Prata e Alumínio), pode-se dar o nome para eles pela seguinte regra:
Óxido de + nome do metal
Exemplos:
• Na2O → óxido de sódio ZnO → óxido de zinco CaO → óxido de cálcio Al2O3 → 
óxido de alumínio
Para óxidos de metais com Nox variável (os demais óxidos), acrescenta-se o 
número de oxidação do metal em algarismos romanos.
Exemplos:
• CuO → óxido de cobre II Cu2O → óxido de cobre I Fe2O3 → óxido de ferro III 
FeO → óxido de ferro III
Essa nomenclatura segunda Both (2018), na qual se utiliza os algarismos romanos 
para se expressar o NOx do metal, é conhecida como Sistema Stock. O nome desse sistema 
foi dado em homenagem ao químico alemão Alfred Stock (1876-1946).
Também pode ser utilizada a nomenclatura que emprega as terminações ico e 
oso para os óxidos de mais elevado e mais baixo nox do metal, respectivamente. Essa 
nomenclatura, no entanto, obriga o aluno a conhecer os números de oxidação possíveis 
para cada metal.
Exemplos:
Fe2O3 → óxido férrico FeO → óxido ferroso
FIGURA 7: PRESENÇA DO DIÓXIDO DE CARBONO NA NATUREZA
Fonte: Pixabay
SAIS3
TÓPICO
47FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
3.1 Conceito
Na opinião de Atkins e Jones (2011, p. 114 ) “salé todo composto que em água se 
dissocia liberando um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-. A reação de um 
ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação”. 
Quando, em uma reação entre ácido e base, todos os íons H+ do ácido, 
reagem com todos os íons OH-+ 3H2O (formação do sal cloreto de alumínio), 
provenientes, oriundos da base, ocorre a neutralização total da reação, cha-
mada de reação de neutralização. Essa reação forma, como produto, um sal 
e água (ATKINS e JONES, 2011, p. 114). 
3.2 Classificação dos sais
Os sais podem ser classificados em 4 diferentes grupos, segundo a sua natureza:
• Sais normais (antigamente denominado sal neutro); são provenientes da 
neutralização total de um ácido ou de uma base. Na sua fórmula não aparece H+ 
nem OH-.
Exemplos: 
• Hidrogenossal (antigamente denominado sal ácido); são sais provenientes da 
neutralização parcial de um ácido. Estes sais apresentam dois íons, sendo um 
deles composto pelo íon H+ (hidrogênio ionizável) e somente um ânion.
Exemplos: 
48FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
• Hidróxissal (antigamente denominado sal básico); são sais provenientes da 
neutralização parcial de uma base. Estes sais apresentam dois íons, sendo um 
deles formado pelo íon OH- e somente um cátion.
Exemplos: 
• Sais duplos ou mistos; são sais que apresentam dois cátions diferentes (exceto o 
hidrogênio ionizável H+) ou dois ânions diferentes (exceto a hidroxila OH-).
Os sais também são classificados quanto à presença de água, presença de Oxigênio 
e quanto ao número de elementos:
1) Quanto à presença de água;
• Hidratados: CuSO
4
.5 H
2
O, CaSO
4
.2 H
2
O
• Anidros: NaCl, KCl, CaSO
4
2) Quanto à presença Oxigênio;
• Oxissais: KNO
3
, CaCO
3
, CaSO
4
3) Quanto ao número de elementos;
• Binários: CaCl2, KBr, NaCl
• Ternários: CaSO4, Al2(SO4)3
• Quaternários: NaCNO, Na4Fe (CN)6
3.3 Nomenclatura dos sais
Para sais normais utiliza-se a seguinte regra:
NOME DO SAL = nome do ânion + de + nome do cátion
O nome do ânion é proveniente do ácido que originou o sal. Para nomearmos o 
ânion, utilizaremos a seguinte tabela:
TABELA 2: NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS E SUAS VARIÁVEIS
Nome do ácido Nome do ânion
elemento ídrico TROCA elemento eto
hipo elemento oso TROCA hipo elemento ito
elemento oso TROCA elemento ito
elemento ico TROCA elemento ato
per elemento ico TROCA per elemento ato
Fonte: O autor (2022).
49FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
Exemplos:
• H2SO4 ácido sulfúrico, ânion SO4-2 sulfato 
• HCl ácido clorídrico, ânion Cl- cloreto
• HClO4 ácido perclórico, ânion ClO4- perclorato
O nome do cátion é proveniente da base que originou o sal. Exemplos:
• NaOH hidróxido de sódio, cátion Na+ sódio 
• Fe (OH)3 hidróxidos de ferro III, cátion Fe3+ ferro III 
• NH4OH hidróxido de amônio, cátion NH4+ amônio
Agora que já sabemos nomear os cátions e ânions, podemos usar a regra aprendida 
inicialmente para nomear os sais.
Exemplos:
• NaCl cloreto de sódio. 
• Na2CO3 carbonato de sódio.
• FeCl3 cloreto de ferro III ou cloreto férrico. 
• KClO4 perclorato de potássio.
• AgNO3 nitrato de prata. Na2SO3 sulfito de sódio.
FIGURA 8: REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
3.4 Hidretos e Peróxidos
Para os hidrogenossais, valem as regras estudadas para os sais normais, 
acrescentando-se no início do nome (mono, di ou tri) idrogeno.
Exemplos:
• Na2HPO4 monohidrogenofosfato de sódio. 
• NaH2PO4 diidrogenofosfato de sódio.
• NaHCO3 (mono)idrogenocarbonato de sódio ou bicarbonato de sódio.
50FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
No caso dos hidroxissais, acrescenta-se hidroxi no início do nome em vez de 
hidrogeno. 
Exemplos:
• Ca (OH)Br hidroxibrometo de cálcio. 
• Al (OH)
2
NO
3 diidroxinitrato de alumínio.
3.5 Hidretos 
Os hidretos são compostos binários formados pelo hidrogênio e outro elemento. 
Estes compostos se dividem em três grandes grupos: iônicos, metálicos e covalentes. É 
uma classe de compostos em que o Hidrogênio apresenta valência -1, lembrando que, 
exceto neste caso, o Hidrogênio sempre tem carga de valência +1.
• hidretos iônicos ou salinos. 
• hidretos metálicos ou intersticiais. 
• hidretos covalentes ou moleculares. 
3.5.1 Hidretos iônicos ou salinos
Os hidretos iônicos, assim como todos os compostos iônicos, são sólidos de elevado 
ponto de fusão. Os hidretos iônicos apresentam maior densidade que seus respectivos 
metais. Isto ocorre porque o H- ocupa os interstícios do retículo cristalino do metal sem 
provocar distorções no mesmo.
O Hidreto de Cálcio (CaH
2
), também conhecido como Hidrolita, é considerado como 
hidreto iônico mais importante O Hidreto de Cálcio é fabricado tanto para fins industriais quanto 
para fins militares, sendo um importante produtor do gás Hidrogênio, através da reação:
CaH
2 + 2 H
2
O → Ca (OH)
2 + 2 H
2
A reação de 1g desta substância com a água gera cerca de um litro de Hidrogênio. 
Graças à hidrolita é possível transportar grandes quantidades de H
2 em um pequeno volume.
3.5.2 Hidróxidos metálicos
Metais pesados como Níquel, Platina, Paládio, possuem a habilidade de absolver 
o Hidrogênio gasoso, dando origem aos hidretos metálicos. A ligação química nesta 
classe de hidretos é intermediária entre a ligação metálica e a covalente. Por apresentar 
características similares às de uma ligação metálica, o produto Metal/Hidrogênio pode ser 
considerado uma liga metálica.
51FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
Como caracteriza Weller (2017) o gás Hidrogênio (H2) penetra a interface metálica 
e se divide em átomos de Hidrogênio. Não se sabe ao certo se o Hidrogênio presente nas 
posições intersticiais fica na forma atômica ou na forma de íons H+ com elétrons deslocalizados. 
Todavia, o hidrogênio estocado desta forma apresenta propriedades redutoras muito altas, isto 
ajuda a compreender por que inúmeras reações são extremamente lentas e não se realizam 
do ponto de vista prático quando o gás hidrogênio está na forma de moléculas de H2, mas 
são facilmente realizadas com o hidrogênio ocluso dentro de um metal, isto é, sob a forma 
de hidreto metálico. Em função de as ligações metal-hidrogênio serem fracas e o hidrogênio 
estar praticamente no estado atômico, ele é muito mais reativo que o Hidrogênio gasoso. 
Assim, podemos dizer que o Hidrogênio em oclusão está em estado ativado.
Os hidretos metálicos são formados por metais do bloco d e f da Tabela Periódica. 
Porém, vale ressaltar que elementos centrais do bloco d não formam hidretos. A ausência da 
formação de hidretos nesta região da tabela periódica é chamada de “lacuna do hidrogênio”.
PERÓXIDOS4
TÓPICO
52FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
No ponto de vista de Oliveira (2013) os peróxidos são óxidos que contém o grupo 
– O – O – denominado peróxido. Os mais comuns são peróxidos de metais alcalinos e 
alcalinos terrosos. O principal é o peróxido de hidrogênio (H2O2). O peróxido de hidrogênio 
H – O – O – H é molecular e líquido em condições ambiente. Em solução aquosa, é vendido 
como água oxigenada. Os peróxidos alcalinos e alcalinos terrosos são sólidos iônicos que 
apresentam o ânion peróxido (O – O)2 ou O2 peróxido de cálcio (CaO2) caráter básico. 
São compostos binários (formados por dois elementos químicos) em que o oxigênio é o 
elemento mais eletronegativo. Os outros elementos químicos que podem fazer parte da 
composição dos peróxidos são:
• Metais alcalinos (Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio e Frâncio)
• Metais alcalinoterrosos (Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário e Rádio)
• Prata (Ag)
• Zinco (Zn)
• Hidrogênio
A fórmula dos peróxidos sofre variação apenas no índice atômico relacionado com 
o elemento que acompanha o oxigênio.
4.1 Características físicas dos peróxidos
São compostos iônicos, com exceção do peróxido de hidrogênio;
53FUNÇÕES INORGÂNICASUNIDADE 2
Fórmula estrutural do peróxido de hidrogênio
• Em temperatura ambiente, apresentam-se no estado sólido, com exceção do 
peróxido de hidrogênio;
• Possuem elevados pontos de fusão e ebulição quando