19 Química Geral

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QUÍMICA GERAL 
 
 
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Química Geral 
Química é a ciência que estuda a composição, estrutura, propriedades da matéria, as mudanças 
sofridas por ela durante as reações químicas e a sua relação com a energia. O desenvolvimento 
desta ciência teve como base as observações de experimentos, sendo portanto, considerada uma 
ciência experimental. O cientista irlandês Robert Boyle é tido por muitos como o iniciador da química 
moderna, já que, em meados do século XVII, ele executou experimentos planejados, estabelecendo 
através deles generalizações. 
Apesar dos méritos de Boyle, muitos consideram o francês Antoine Laurent Lavoisier, que viveu no 
século XVIII, o pai da química, especialmente devido ao seu trabalho sobre o conceito 
de conservação da massa, sendo este considerado o marco do estabelecimento da química 
moderna, ocasionando a chamada Revolução Química. 
Os estudos de Lavoisier foram referência para que fosse proposto por John Dalton, no início 
do século XIX, o primeiro modelo atômico. A química experimentou grande desenvolvimento teórico e 
metodológico durante o século XX, especialmente pelo estabelecimento da mecânica 
quântica, métodos espectroscópicos e metodologias de síntese orgânica, que impulsionaram o 
descobrimento de novos fármacos, determinação da estrutura química de moléculas, como o ácido 
desoxirribonucleico e sofisticação das teorias já existentes. 
As disciplinas de química são agrupadas basicamente em cinco grande divisões a saber: a Química 
Inorgânica (que estuda a matéria inorgânica), a Química Orgânica (que estuda os compostos de 
carbono), a Bioquímica (que estuda a composição e reações químicas de substâncias presentes 
em organismos biológicos), a Físico-Química (que compreende os aspectos energéticos dos sistemas 
químicos em escalas macroscópicas, molecular e atômica) e a Química Analítica (que analisa 
materiais e ajuda a compreender a sua composição, estrutura e quantidade). A Química é chamada 
muitas vezes de ciência centralporque é a ponte entre outras ciências como a Física e outras ciências 
naturais, como Geologia e Biologia. [nota É considerada, juntamente com a Física e a Matemática, 
uma ciência exata. A química possui papel fundamental no desenvolvimento tecnológico, pois a 
utilização dos conceitos e técnicas desta ciência permite a obtenção de novas substâncias, além de 
preocupar-se com a prevenção de danos e exploração sustentável do meio ambiente. 
História 
 
O Alquimista, de Pietro Longhi. 
Os filósofos gregos Empédocles e Aristóteles acreditavam que as substâncias eram formadas 
por quatro elementos: terra, vento, água e fogo. Paralelamente, discorria outra teoria, o atomismo, 
que postulava que a matéria era formada por átomos, partículas indivisíveis que se podiam 
considerar a unidade mínima da matéria. Esta teoria, proposta pelo filósofo grego Demócrito de 
Abdera, não foi popular na cultura ocidental, dado o peso das obras de Aristóteles na Europa. No 
entanto, tinha seguidores (entre eles Lucrécio) e a ideia ficou presente até o princípio da Idade 
Moderna. 
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Entre os séculos III a.C. e o século XVI d.C a química estava dominada pela alquimia. O objetivo de 
investigação mais conhecido da alquimia era a procura da pedra filosofal, um método hipotético 
capaz de transformar os metais em ouro e o elixir da longa vida. Na investigação alquímica 
desenvolveram-se novos produtos químicos e métodos para a separação de elementos químicos. 
Deste modo foram-se assentando os pilares básicos para o desenvolvimento de uma futura química 
experimental. 
A Separação da Alquimia 
A química, como é conhecida atualmente, começou a desenvolver-se entre os séculos XVI e XVII. 
Nesta época estudou-se o comportamento e propriedades dos gases estabelecendo-se técnicas 
de medição. Aos poucos, foi-se desenvolvendo e refinando o conceito de elemento como uma 
substância elementar que não podia ser descomposto em outras. Também esta época desenvolveu-
se a teoria do flogisto para explicar os processos de combustão. 
Robert Boyle desenvolveu sua magnum opus "O Químico Cético", abandonando as teorias 
aristotélicas de alquimia e contemplando a pesquisa experimental e conclusões com base em 
experimentos. Georg Ernst Stahl e Johann Joachim Becher desenvolveram em 1700 a teoria do 
flogisto. Esta teoria, que se manteve por 80 anos até ser refutada, afirmava que as substâncias 
suscetíveis de sofrer combustão continham o flogisto, e que o processo de combustão consistia 
basicamente na perda desta substância. A causa da má interpretação da teoria do flogisto era a 
então substância ainda desconhecida presente no ar, o oxigênio. Joseph Priestley, estudando a 
composição do ar, percebeu a existência de uma substância no ar, a qual participava dos processos 
respiratórios e promovia reações de oxidação de metais aos seus óxidos. A teoria de elementos de 
Boyle considerava que um elemento químico era uma pluralidade de átomos idênticos, indivisíveis. 
Por volta do século XVIII a química adquire definitivamente as características de uma ciência 
experimental. Desenvolvem-se métodos de medição cuidadosos que permitem um melhor 
conhecimento de alguns fenómenos como o da combustão da matéria, Antoine Lavoisier, o 
responsável por perceber a presença do carbono nos seres vivos e a complexidade de suas ligações 
em relação aos compostos inorgânicos e refutador da teoria do flogisto, e assentou finalmente os 
pilares fundamentais da química moderna. 
Desenvolvimento da Tabela Periódica 
O período seguinte foi a busca de novos elementos químicos, a determinação de seus pesos 
atômicos exatos e sua caracterização por reações com outras substâncias, sendo esta uma das 
tarefas mais importantes da química inorgânica. Lothar Meyer e Dmitri Mendeleev ordenaram os 
elementos químicos por massa atômica e com base na capacidade de fazer ligações químicas, 
originando a tabela periódica. Svante Arrhenius, Jacobus Henricus van't Hoff e Wilhelm 
Ostwald estimaram a constante de dissociação de sais, ácidos e bases em soluções aquosas. Alfred 
Werner questionou a validade das teorias e modelos aceitos na química orgânica, estruturando a 
nova química inorgânica em termos dos conceitos de coordenação e de estereoquímica. 
Antes do século XIX, os químicos acreditavam que os compostos obtidos a partir de organismos vivos 
eram demasiadamente complexos para serem sintetizados. De acordo com o conceito de vitalismo, a 
matéria orgânica era dotado de uma "força vital". Estes compostos foram nomeados como 
"orgânicos", porém durante a primeira metade do século XIX, os cientistas descobriram que os 
compostos orgânicos poderiam ser sintetizados em laboratório. Em 1828, Friedrich Wöhler produziu 
a ureia, um componente da urina, a partir do sal inorgânico cianato de amônio e embora Wöhler 
sempre tenha sido cauteloso sobre a alegação de que teria refutado a teoria da força vital, este 
evento tem sido muitas vezes visto como um marco para o estabelecimento da química orgânica. A 
descoberta do petróleo e a sua separação em frações de acordo com a diferença no ponto de 
ebulição de seus componentes foi outra etapa importante da história da ciência. Já a indústria 
farmacêutica teve seu início na última década do século XIX, com a fabricação de ácido 
acetilsalicílico (mais conhecido por como aspirina) pela Bayer na Alemanha. 
Com os trabalhos sobre termodinâmica química, eletrólitos em soluções, cinética química e outros 
assuntos entre as décadas de 1860 a 1880, originou-se a físico-química moderna. O marco foi a 
publicação em 1876 por Josiah Willard Gibbs de seu artigo, sobre o equilíbrio de substâncias 
heterogêneas. Este artigo apresentou vários dos pilares da físico-química, como a energia livre de 
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Gibbs, os potenciais químicos e a regra das fases de Gibbs. Outros marcos incluem a introdução dos 
termos entalpia por Heike Kamerlingh Onnesnão confunda densidade com concentração comum, pois as duas relacionam massa com 
volume. Lembre-se de que na concentração comum se relaciona a massa de soluto com o volume da 
solução e, na densidade, a massa de solução com o volume da solução. 
Na natureza dificilmente as substâncias se apresentam na sua forma pura. Quase sempre elas se 
apresentam na forma de misturas. 
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Misturas homogêneas são aquelas em que é impossível distinguir individualmente cada um de seus 
componentes. Sua aparência é portanto uniforme e homogênea. 
Às misturas homogêneas dá-se o nome de soluções. 
As soluções podem ser: 
– Gasosas, como por exemplo, o ar, que é uma mistura de gases. 
– Líquidas, como a água do mar, que apresenta uma série de materiais sólidos (sais como cloreto de 
sódio, sulfato de magnésio, etc.). 
– Sólidas, como as ligas metálicas (latão, que é uma liga de cobre e zinco). 
Existem também soluções de gases em líquidos; um exemplo comum é o gás carbônico dissolvido no 
refrigerante. 
1. Quantificação das soluções 
 
Os componentes de uma solução são o solvente e o soluto. Normalmente dissolve-se o soluto no 
solvente. A quantidade de soluto a ser dissolvido depende da temperatura em que ocorre a solução, 
da natureza do soluto e do solvente, e da concentração, que é a grandeza que relaciona a massa de 
soluto com o volume total da solução. 
 
Obs.: Os índices aqui usados serão 1 para o soluto, 2 para o solvente e ausência de índice para a 
solução como um todo. 
Densidade de uma solução é a relação entre a massa e o volume da solução: 
 
Título em massa de uma solução é relação entre as massas de soluto e da solução: 
 
Título em porcentagem de uma solução é relação entre as massas de soluto e da solução dada em 
porcentagem: 
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Título em volume de uma solução é relação entre o volume de soluto e da solução, pode ser dada em 
porcentagem: 
 
Molaridade, ou concentração em mol por volume, ou concentração molar de uma solução é relação 
entre o número de mols de soluto e o volume da solução: 
 
Molalidade, ou concentração em molal de uma solução é relação entre o número de mols de soluto e 
a massa solvente: 
 
Relações entre a concentração, o título, a densidade e a molaridade: 
 
Fração molar é a relação entre o número de mols do soluto (ou do solvente) pelo número de mols da 
solução: 
 
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Relações entre a concentração, o título, a densidade e a molaridade: 
 
2. Diluição de soluções (mesmo soluto) 
Ao se adicionar mais solvente a uma solução há uma diluição da solução inicial, com: 
 
3. Mistura de soluções (mesmo soluto e mesmo solvente) 
Ao se misturar soluções de mesmo soluto e mesmo solvente: 
 
Obs.: para a mistura de soluções de mesmo solvente e solutos diferentes é uma diluição dos solutos 
em um volume maior de solvente proveniente da soma das duas soluções. 
Uma solução é definida como uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. 
As quantidades relativas dos componentes pode ser alterada gradualmente dentro de certos limites. 
O componente da solução presente em menor quantidade é chamado soluto, enquanto que o 
componente presente em maior quantidade de solvente é chamado. por exemplo, numa solução de 
glucose a 5% em água, soluto é a glicose e o solvente é a água. Quando a água representa o 
solvente solução é chamada solução aquosa. 
Soluções Químicas – O que é 
As soluções são grupos de moléculas que são misturados e distribuídos uniformemente num sistema. 
Em química, uma solução apresenta uma mistura homogênea composta por duas ou mais 
substâncias. 
Numa tal mistura, de um soluto seja uma substância dissolvida em uma outra substância, conhecido 
como um solvente. 
A solução mais ou menos preciso sobre as características do solvente, incluindo a sua fase, e o 
solvente seja geralmente o principal fração da mistura. A concentração de um soluto numa solução 
seja uma medida da quantidade de soluto que é dissolvido no solvente, no que diz respeito a quanto 
solvente está presente. 
É importante distinguir entre três termos estreitamente relacionados soluto, solvente, e solução: 
Soluto – A substância que se dissolve para formar uma solução deSolvente – A substância em que 
um soluto se dissolveSolução – Uma mistura de um ou mais solutos dissolvidos num solvente 
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As seguintes regras pode ser utilizado para decidir qual o componente de uma solução representa o 
soluto e que é o solvente: 
Existem três estados da matéria: sólidos, líquidos e gases. Qualquer reagente que sofre uma 
mudança de estado quando se forma uma solução representa o soluto. Soluções existem em todos 
estes estados. Se nenhum reagente muda de estado, o reagente presente na menor quantidade é o 
soluto. 
Características 
Uma solução representa uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias. As partículas de 
soluto em uma solução não pode ser visto a olho nu. A solução não permita que feixes de luz se 
espalhe. A solução representa estável. O soluto a partir de uma solução não pode ser separado por 
meio de filtração (ou mecanicamente). É composto por uma única fase. 
Homogênea significa que os componentes da mistura de formam numa fase única. 
As propriedades da mistura (tais como a concentração, temperatura e densidade) pode ser distribuído 
uniformemente através do volume, mas só na ausência de fenômenos de difusão ou após a sua 
conclusão. Normalmente, a substância presente em maior quantidade é considerado o solvente. Os 
solventes podem ser gases, líquidos ou sólidos. Um ou mais componentes presentes na solução que 
não seja o solvente são chamados solutos. A solução tem o mesmo estado de agregação como o 
solvente. 
Soluções Químicas – Componentes 
Soluções Químicas são quando os componentes de uma mistura, são uniformemente misturados, ou 
quando uma mistura for homogênea, é chamada de uma solução. 
As soluções aquosas, aqueles que contêm água, são as soluções mais comuns. 
As soluções são misturas compostas por duas ou mais substâncias em proporções que podem 
mudar. 
As soluções são misturas homogêneas 
Diferentes tipos de soluções têm solventes e solutos em diferentes fases. Solutos são dissolvidas no 
solvente. Numa solução em que o dióxido de carbono é dissolvida em água, a água é o solvente e o 
dióxido de carbono representa o soluto. Dois conceitos importantes no estudo de soluções químicas 
são concentração da solução e equilíbrio de solubilidade. Propriedades das soluções como um todo 
são chamados de propriedades coligativas. 
As soluções são misturas homogêneas 
O principal componente é chamado de solvente, e os componentes menores são chamados de 
soluto. Se ambos os componentes em uma solução são de 50%, o termo soluto pode ser atribuído a 
qualquer dos componentes. Quando o gás ou o material sólido se dissolver num líquido, o material 
gasoso ou sólido é chamado o soluto. Quando dois líquidos dissolver um no outro, o componente 
principal é chamado o solvente e o componente menor é chamado o soluto. 
Muitas reações químicas são realizadas em soluções e soluções também estão intimamente 
relacionados com nossas vidas diárias. O ar que respiramos, os líquidos que bebemos, e os fluidos 
do nosso corpo são todas as soluções. Além disso, estamos rodeados por soluções como o ar e as 
águas (em rios, lagos e oceanos). 
Soluções Químicas – Classificação 
As soluções podem ser classificadas de diversas maneiras: 
De acordo com o estado da matéria, conforme visto anteriormente; De acordo com a condução de 
corrente elétrica: soluções eletrolíticas (compostas por íons) e soluções não-eletrolíticas (compostas 
apenas por moléculas); De acordo com as quantidades proporcionais de soluto e solvente: solução 
concentrada e solução diluída; 
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Quanto ao estado físico: 
SólidasLíquidas Gasosas 
Quanto à condutividade elétrica: 
Eletrolíticas ou iônicas Não-eletrolíticas ou moleculares 
Quanto à proporção soluto/solvente: 
Diluída Concentrada Não-saturada Saturada Supersaturada 
Concentração das Soluções 
Um sistema homogêneo (solução) em equilíbrio fica bem definido após o conhecimento das nsq 
substâncias químicas que o constituem (análise química qualitativa), da pressão e temperatura 
(variáveis físicas quantitativas) e da quantidade de cada um de seus componentes (análise química 
quantitativa). Estas quantidades em geral são expressas em relação à quantidade de solução; outras 
vezes utiliza-se como referência a quantidade de um de seus constituintes que poderá então ser 
chamado solvente e em geral é o disperso predominante. Tais frações quantitativas são chamadas 
concentração. 
Concentração é um termo genérico. Por si só não é uma entidade físico-química bem definida, 
faltando para tanto caracterizá-la dimensionalmente através da escolha das grandezas 
representativas das quantidades das substâncias químicas em questão. Por vezes é adimensional, 
representando, por exemplo, a relação entre a massa de soluto e a massa da solução; outras vezes é 
expressa em massa por volume; ou através de inúmeras outras maneiras. A escolha dimensional 
obedece a critérios baseados puramente na conveniência particular ao estudo que se pretenda 
efetuar. E esta conveniência particular em geral apóia-se no estabelecimento de equações 
simplificadas para expressar os princípios e leis do estudo em questão; ou então na maleabilidade 
operacional destas equações. 
Convém-nos adotar grandezas intimamente relacionadas ao número de moléculas das substâncias 
em estudo. 
Tipos de concentração 
% em massa: 
massa de soluto 
100 
massa de solução 
% em volume: 
volume de soluto 
100 
volume de solução 
(só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos). 
Concentração em g/L: 
massa de soluto em gramas volume de solução em litros 
Concentração em mol/L: 
_quantidade de soluto (mol)_ volume de solução em litros 
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Concentração em molalidade: 
quantidade de soluto (mol)_ massa do solvente em kg 
Concentração em fração molar de soluto: 
quantidade de soluto (mol)_ quantidade de solução (mol) 
Soluções Gasosas 
As soluções gasosas são aquelas em que o disperso em maior quantidade é um gás. Estudaremos 
neste tópico apenas as soluções gasosas em que todos os seus constituintes são gases; e 
chamaremos estas soluções de misturas de gases visto que quase sempre tais misturas constituem 
sistemas homogêneos ou unifásicos. 
Como exceção a esta regra temos misturas de gases situadas num campo de força gravitacional, 
particularmente quando a altura é grande o bastante para que não se possa desprezar este efeito; 
assim, a fração molar dos gases da atmosfera é função da altitude e, portanto, a atmosfera não 
constitui uma solução. 
As propriedades de estado mais utilizadas para descrever as misturas de gases são em número de 
nC + 4 e estão representadas na tabela 3; nC é o número de componentes independentes e neste 
capítulo será sempre igual ao número de substâncias químicas nSQ. 
As equações empíricas que correlacionam as propriedades de estado constituem as expressões 
matemáticas das leis gerais dos gases ou equações de estado do sistema considerado. Iniciaremos o 
estudo para situações em que o número de componentes é igual a um, generalizando-o a seguir para 
as misturas de gases propriamente ditas. 
Soluções Liquidas 
Soluções líquidas são aquelas em que o disperso presente em maior quantidade é um líquido. Os 
outros dispersos podem ser sólidos, gases, vapores ou mesmo outros líquidos. As quantidades 
relativas dos dispersos podem, em teoria, assumir proporções as mais diversas. Na prática isto nem 
sempre é possível, pois dependendo das substâncias consideradas, a miscibilidade em certas 
condições não é total. Conseqüentemente, uma ou mais substâncias em maior ou menor grau se 
separa da solução, constituindo outras fases. 
Consideraremos inicialmente apenas soluções binárias, constituídas por duas substâncias totalmente 
miscíveis (miscíveis em todas as proporções) e das quais uma seja líquida. A partir desse estudo, e 
sempre que possível, estenderemos as considerações para soluções mais complexas. 
Dispersões 
Dispersões: é uma mistura onde uma substância se distribui (dispersa) em toda superfície de uma 
outra substância. 
Disperso: (fase dispersa) ou Soluto; 
Disperso ou Soluto + Dispersante, dispergente ou Solvente = Dispersão ou Solução. 
OBS: toda solução também é dispersão, mas nem toda dispersão é solução. 
 
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Principios de Solubilidade 
O grau de dissolução de um soluto em um solvente depende de vários fatores. Os mais importantes 
são: 
- A natureza das partículas de solvente e soluto e as interações entre elas. 
- A temperatura na qual a solução é formada. 
- A pressão de um soluto gasoso. 
Regra de Solubilidade 
 
Solubilidade 
Quando se fala em solubilidade, é comum a afirmação “semelhante dissolve semelhante”. Ou seja, 
uma substância polar tende a se dissolver num solvente polar e uma substância apolar tende a se 
dissolver em um solvente apolar. 
Sendo assim, fica mais fácil entender por que muitas substâncias inorgânicas, como os sais e os 
ácidos, que são polares dissolvem-se na água que é um solvente polar, como por exemplo, água e 
álcool. Já as substâncias orgânicas que, geralmente, são apolares dissolvem-se em solventes 
orgânicos também apolares; por exemplo, é possível dissolver a parafina na gasolina, a gasolina no 
querosene, mas o mesmo não acontece se o solvente for a água. O mesmo acontece com óleo e 
água, que não se misturam. 
Saturação de uma solução 
Quando adicionamos sal comum à água gradativamente em temperatura constante e agitando 
continuamente, é possível observar que, em dado momento, não ocorrerá a dissolução do sal, 
utilizando como exemplo o NaCl. Isso ocorrerá quando houver aproximadamente 360 g de sal para 
cada litro de água. A partir desse ponto, dizemos que a solução tornou-se saturada ou que a solução 
atingiu o seu ponto de saturação, pois qualquer quantidade de sal que for adicionada ao sistema 
irá precipitar ou formar corpo de fundo. 
O ponto de saturação depende do soluto, do solvente e das condições físicas ( a temperatura sempre 
influi e a pressão, em especial, em soluções que contêm gases).Este ponto é definido pelo coeficiente 
ou grau de solubilidade. 
Coeficiente de Solubilidade 
O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma 
quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão. 
Por exemplo, os coeficientes de solubilidade em água a 0ºC: 
- Para o NaCl é igual a 357g/L 
- Para o CaSO4 é igual a 2 g/L 
Quando o coeficiente de solubilidade de uma substância em um determinado solvente possui valor 
próximo de zero, ou seja, praticamente nulo, dizemos que a substância é insolúvel nesse solvente. 
Um exemplo é o AgCl, cujo coeficiente de solubilidade em água é 0,014g/L. Quando se trata de dois 
líquidos, podemos dizer que são imiscíveis, é o caso da água e óleo. 
Em função do ponto de saturação, podemos classificar as soluções em: 
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- Insaturadas: são aquelas que contêm menos soluto do que o estabelecido pelo coeficiente de 
solubilidade; 
- Saturadas: são aquelas que atingiram o coeficiente de solubilidade. Está no limite da saturação; 
- Supersaturadas: ultrapassam o coeficiente de solubilidade. 
 
Esquema do aumento de massa de soluto em uma quantidade fixa de solvente 
Observando a representação gráfica, é possível notar que o ponto de saturação representa um limite 
de estabilidade de uma solução. Por consequência, as soluções supersaturadas só existem em 
condições especiais e, quando ocorrem, são sempre instáveis. 
CURVASDE SOLUBILIDADE 
Curvas de solubilidade são os gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade 
em função da temperatura. A tabela abaixo representa os coeficientes de solubilidade do KNO3 
/100g. Desses dados, resultou a curva de solubilidade representada. 
Solubilidade do KNO3 em água 
Temperatura (°C) (g) KNO3 /100g de água 
0 13,3 
10 20,9 
20 31,6 
30 45,8 
40 63,9 
50 85,5 
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60 110 
70 138 
80 169 
90 202 
100 246 
 
 
Curva de Solubilidade do KNO3 
- Para qualquer ponto em cima da curva de solubilidade, a solução é saturada. 
- Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada. 
- Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada. 
Solubilidade de gases em líquidos 
Os gases, em geral, são pouco solúveis em líquidos. Sua solubilidade depende consideravelmente da 
pressão e da temperatura. Aumentando-se a temperatura ,o liquido tende a “expulsar” o gás e, 
consequentemente, a solubilidade do gás diminui. 
Aumentando-se a pressão sobre o gás, estaremos, de certo modo, empurrando o gás para dentro do 
liquido ,o que equivale a dizer que a solubilidade do gás aumenta. Quando o gás não reage com o 
líquido, a influência da pressão é expressa pela Lei de Henry, que estabelece: em temperatura 
constante, a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás. 
Lei de Henry 
S = k.P, onde k é uma constante de proporcionalidade que depende da natureza do gás e do líquido, 
e também, da própria temperatura. 
A influência da solubilidade de um gás é utilizada no engarrafamento de refrigerantes. Essas bebidas 
são engarrafadas sob pressão de CO2. Quando a garrafa é aberta ,a pressão acima do liquido cai, e 
o excesso de CO2 antes dissolvido, escapa rapidamente , arrastando o liquido e produzindo a 
espuma que sai pela boca da garrafa. 
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Uma outra consequência do efeito da pressão na solubilidade de um gás é o doloroso e às, vezes, 
fatal acidente conhecido como “descompressão”. Isto ocorre quando uma pessoa sobe rapidamente 
de águas profundas (alta pressão) para a superfície (pressão menor). A rápida descompressão faz 
com que o ar, dissolvido no sangue e nos outros fluídos do corpo, borbulhe para fora da solução. 
Essas bolhas impedem a circulação do sangue e afetam os impulsos nervosos. 
Existem três tipos de soluções que podemos preparar quanto à saturação, que são: insaturada, 
saturada e supersaturada. Porém, antes de explicarmos cada uma delas, é necessário saber alguns 
termos que serão usados na explicação desse conteúdo: 
• Soluto: substância dissolvida pelo solvente. Por exemplo, na mistura de água e sal, o sal é o 
soluto; 
• Solvente: substância que dissolve o soluto. No exemplo citado no item anterior, a água é o 
solvente; 
• Solução: misturas homogêneas de duas ou mais substâncias, isto é, de aspecto uniforme. 
Exemplos: água e sal, água e álcool, água e açúcar, ligas metálicas, o ar, etc.; 
• Corpo de chão, corpo de fundo ou precipitado: é a parte de soluto que não se dissolve no solvente 
e fica no fundo do recipiente; 
• Coeficiente de solubilidade: é a medida da capacidade que um soluto possui de se dissolver numa 
quantidade-padrão de um solvente, em determinadas condições de temperatura e pressão. Em 
outras palavras, é a quantidade máxima que pode ser dissolvida de soluto numa dada quantidade de 
solvente, a uma determinada temperatura e pressão. 
Por exemplo, a 20°C, a quantidade máxima de sal de cozinha (Cloreto de Sódio – NaCl) que se 
dissolve em 100 gramas de água é 36 g. Logo, dizemos que o coeficiente de solubilidade do NaCl é: 
36g NaCl/100 g de água a 20ºC. 
Esteja atento a esse exemplo, pois ele será usado em todo o texto. 
Sabendo esses conceitos, podemos agora definir cada uma das soluções citadas anteriormente: 
• Soluções insaturadas ou não saturadas: são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvido 
ainda não atingiu o coeficiente de solubilidade. Isso significa que se quisermos dissolver mais soluto, 
isso será possível. 
Por exemplo, se dissolvermos apenas 15 g de sal em 100 g de água a 20ºC, teremos uma solução 
insaturada, pois ainda faltam 21 g para atingir a quantidade máxima de soluto a ser dissolvido nessas 
condições. 
 
• Soluções saturadas: são aquelas que atingiram exatamente o coeficiente de solubilidade. 
Se misturarmos 50g de sal em 100 g de água a 20ºC, veremos que os 36g irão se dissolver e o 
restante (14g) irá precipitar, formando corpo de fundo. Nesse caso teremos então uma solução 
saturada com corpo de fundo. Porém, se quisermos apenas a solução saturada, basta realizar uma 
filtração simples para separar o precipitado da solução saturada. 
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• Soluções supersaturadas: possuem mais soluto dissolvido do que seria possível em condições 
normais. 
Por exemplo, se pegarmos a solução saturada com corpo de fundo, citada anteriormente, que possui 
36g de sal dissolvidos e 14 g no corpo de fundo, e a aquecermos, notaremos que os 14 g que 
estavam precipitados irão se dissolver. Isso acontece porque com o aumento da temperatura o 
coeficiente de solubilidade, nesse e na maioria dos casos, também aumenta. Posteriormente, 
deixamos essa solução em repouso para que volte à temperatura inicial, que era de 20°C. Ao 
fazermos isso, os 50g continuam dissolvidos na água. Desse modo, haverá mais soluto dissolvido 
(50g) do que deveria ter (36g) naquela temperatura e pressão. É, portanto, um caso de solução 
supersaturada. 
 
No entanto, esse tipo de solução é muito instável. Agitando-a ou adicionando a ela um pequeno 
cristal de NaCl, ocorrerá a precipitação dos 14 g de sal. 
Concentração de Soluções 
Uma solução é uma mistura homogênea (tipo de mistura onde não é possível distinguir de forma 
individual cada um dos seus componentes) de um soluto (substância sendo dissolvida) em um 
solvente (substância que efetua a dissolução). As soluções são encontradas em quaisquer dos três 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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estados físicos: gasoso , líquido ou sólido. O ar, solução gasosa mais comum, é uma mistura de 
nitrogênio, oxigênio e quantidades menores de outros gases. Muitas ligas metálicas são soluções 
sólidas como o “níquel” das moedas (25% Ni, 75% Cu). As soluções mais familiares estão no estado 
líquido, especialmente aquelas nas quais a água é o solvente. 
Solução Solvente Soluto Exemplo 
Sólida Sólido Sólido 
Líquido 
Gasoso 
Ouro +Prata 
Ouro +Mercúrio 
Platina +Hidrogênio 
Líquida Líquido Sólido 
Líquido 
Gasoso 
Água + Açúcar 
Água +Álcool 
Água +Ar (dissolvido) 
Gasosa Gasoso Gasoso Ar (Nitrogênio+Oxigênio) 
 
Quanto a proporção soluto/solvente, as soluções podem ser diluídas, concentradas, insaturadas, 
saturadas ou supersaturadas. Podemos descrever uma solução contendo uma pequena quantidade 
de soluto como diluída e outra, contendo mais soluto na mesma quantidade de solvente como 
concentrada. 
As soluções saturada onde a quantidade de soluto é igual ao coeficiente de solubilidade (quantidade 
limite de soluto que pode ser adicionado a um determinado volume de solvente),as soluções 
insaturadas são as que possuem quantidade de soluto menor que o seu coeficiente de solubilidade e 
as super - saturadas apresentam a quantidade de soluto maior que o seu coeficiente de solubilidade, 
sendo estas muito instáveis e de difícil preparo. 
Quanto à condutividade elétrica, as soluções podem ser eletrolíticas ou iônicas. As partículas 
dissolvidas são íons, bons condutores de eletricidade. É o caso das soluções aquosas de ácidos, 
bases e sais. E não–eletrolíticas ou moleculares onde as partículas dissolvidas são moléculas não 
conduzindo eletricidade. É o caso da sacarose em água. 
CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES 
A concentração de uma solução deve ser expressa em unidades quantitativas. São usadas as 
chamadas unidades deconcentração que são medidas quantitativas da afinidade de soluto que se 
dissolve. 
A quantidade relativa de uma substância é conhecida como concentração e é expressa em diferentes 
unidades. 
Concentração Comum (C) 
Também chamada concentração em g/L (grama por litro), relaciona a massa do soluto em gramas 
com o volume da solução em litros. 
C=m1V 
C = concentração comum (g/L) 
m1 = massa do soluto (g) 
V = volume da solução (L) 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Densidade (d) 
Relaciona a massa e o volume da solução, geralmente, as unidades usadas são g/mL ou g/cm3. 
Devemos tomar cuidado pois a concentração comum relaciona a massa de soluto com o volume da 
solução e densidade, a massa de solução com o volume da solução. 
d = msolução⋅V 
msolução = msoluto + msolvente 
V = volume da solução 
Concentração em Quantidade de Matéria (Cn) 
Cientificamente, é mais usual esta concentração, que relaciona a quantidade de soluto (mol) com o 
volume da solução, geralmente em litros. Sua unidade é mol/L: 
Cn=n1⋅V, sendo, n1=m1M1 
m1 = massa de soluto em solução (g) 
M1 = massa equivalente a 1 mol do mesmo. 
Título (T) 
Pode relacionar a massa de soluto com a massa da solução ou o volume do soluto com o volume da 
solução. 
T = m1m ou T = V1V 
m1 = massa de soluto em solução (g) 
V1 = volume do soluto 
m e V = massa e volume da solução respectivamente. 
O valor do título nunca será maior do que 1, não possui unidade e ao multiplicarmos o resultado 
obtido por 100 teremos a porcentagem de soluto presente em solução. 
Fração Molar 
A fração molar (X) de um componente ”a” em solução é a razão do número de mols deste 
componente pelo número total de mols de todos os componentes. 
XA = nAnA+nB+nC+… 
XB = nBnA+nB+nC+… 
A soma das frações molares de todos os componentes de uma solução deve ser igual a 1. Isto é: XA 
+XB+... = 1. 
Molaridade (M) 
Molaridade ou concentração molar é o número de mols do soluto dissolvido por litro de solução. 
 
M = n1⋅V 
M = molaridade (mol/L) 
n1 = número de mols do soluto (mol) 
V = volume da solução (L) 
Molalidade (m) 
Molalidade é o número de mols de soluto dissolvido por quilograma (1000 g) de solvente 
 
m=no de mols do solutomassa de solvente em Kg 
Partes por milhão (ppm) 
Unidade que nos permite expressar a concentração de substâncias extremamente diluídas, 
relacionando a massa do soluto e a massa da solução em grama, multiplicada por 106 (1.000.000). 
ppm = msolutomsolução⋅106 
Podemos fazer também a relação entre concentração comum, densidade e título para calcular a 
concentração de uma solução. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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C = 1000⋅d⋅T 
Existem vários tipos de concentração das soluções químicas, entre eles, temos: 
·Concentração Comum 
·Concentração em mol/L 
·Densidade 
·Título ou Porcentagem em massa de uma solução 
As fórmulas usadas para calcular cada uma dessas concentrações são: 
 
É importante lembrar que o índice 1 indica que a grandeza se refere ao soluto, índice 2 se refere ao 
solvente e quando não há índice, trata-se da solução. Por exemplo: 
m1 = massa do soluto; 
m2 = massa do solvente; 
m = massa da solução (m1 + m2). 
Podemos relacionar esses tipos de concentração das soluções e, dessa forma, chegar a novas 
fórmulas que podem ser usadas quando conveniente. Veja algumas dessas relações: 
• Relação da concentração comum com o título: 
C = m1 → m1 = C . V 
 V 
T = m1 → m1 = T . m 
 m 
C . V = T . m 
C = T . m (I) 
 V 
Da fórmula da densidade, temos: 
d = m 
 V 
Então, podemos fazer a seguinte substituição em (I): 
C = T . d 
É importante lembrar que a concentração comum (C) e a densidade devem estar nas mesmas 
unidades. Não pode acontecer, por exemplo, de a densidade estar em g/L e a concentração em 
g/cm3. 
Agora temos uma nova fórmula que relaciona concentração comum, título e densidade. Veja um 
exemplo de exercício em que podemos usar essa relação: 
Exemplo: 
“Numa estação de tratamento de água, adicionou-se cloro até 0,4% de massa. A densidade da 
solução final era de 1,0 g/mL. Qual será a concentração de cloro nessa solução em g/L?” 
Resolução: 
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/concentracao-comum.htm
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/concentracao-mol-l.htm
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/densidade.htm
http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/titulo-ou-porcentagem-massa-uma-solucao.htm
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Dados: 
d = 1,0 g/mL 
T = 0,4 %= 0,004 
C = ? g/L 
A primeira coisa que temos que fazer é igualar as unidades, passando a densidade de g/mL para g/L: 
1000 mL = 1 L 
1,0 g ---------- 1 mL 
x -------------- 1000 mL 
x = 1000 g → d = 1000 g/L 
Agora usamos a fórmula que encontramos para descobrir a concentração comum: 
C = T . d 
C = 0,004 . 1000 g/L 
C = 4 g/L 
• Relação entre concentração comum e concentração em mol/L: 
C = m1 → m1 = C . V 
 V 
M = n1 → M = ___m1___ → m1 = MM1 . V . M 
 V MM1 . V 
C . V = MM1 . V . M 
C = MM1 . V . M 
 V 
C = MM1 . M 
Em que: 
C = Concentração comum; 
MM1= massa molar do soluto; 
M = concentração em mol/L (molaridade). 
Exemplo: 
“Determine a concentração em mol/L e em g/L de 30g de ácido acético presente em cada 5L de 
vinagre (H3CCOOH). (Massa molar do H3CCOOH = 60 g/mol).” 
Resolução: 
Dados: 
m1 = 30g 
V = 5 L 
MM1 = 60 g/mol 
C = ? g/L 
M = ? mol/L 
Podemos encontrar o valor da concentração comum pela sua fórmula básica: 
C = m1 
 V 
C = 30g 
 5L 
C = 6 g/L 
Agora podemos usar a relação abaixo para encontrar o valor da concentração em mol/L: 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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C = MM1 . M 
M = __C__ 
 MM1 
M = __6 g/L __ 
 60 g/mol 
M = 0,1 mol/L 
Podemos estabelecer o seguinte também: 
C = MM1 . M 
C = T . d 
MM1 . M = T . d 
Vamos usar essa relação para resolver mais um exercício: 
Exemplo: 
“O ácido sulfúrico (H2SO4) é um reagente muito importante para trabalhos desenvolvidos em 
laboratório. Observe o frasco abaixo e indique qual é a concentração em mol/L desse ácido sulfúrico. 
(Massa molar do H2SO4= 98 g/mol).” 
 
Resolução: 
Dados: 
d = 1,84 g/cm3 
T = 95% = 0,95 
MM1 = 98 g/mol 
M = ? mol/L 
Primeiro temos que passar a densidade para g/L. Se 1 cm3 = 1 mL e 1000 mL = 1 L, então: 1000 
cm3 = 1 L: 
1,84 g---------- 1 cm3 
x -------------- 1000 cm3 
x = 1840 g → d = 1840 g/L 
Agora usamos a relação encontrada para descobrir o valor da concentração em mol/L: 
MM1 . M = T . d 
M = T . d 
 MM1 
M = 0,95 . 1840 g/L 
 98 g/mol 
M = 1748 g/L 
 98 g/mol 
M = 17,8 mol/L 
Concentração Comum 
No cotidiano, muitas vezes preparamos sucos que vêm na embalagem bem concentrados. Fazemos 
isso adicionando água à determinada quantidade desse suco, diminuindo a sua concentração ou 
deixando-o mais diluído. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Desse modo, quando falamos em concentração, estamos nos referindo à quantidade de soluto 
dissolvido em determinada quantidade da solução (soluto + solvente). Se tiver muito soluto dissolvido 
em pouco solvente, como no caso do suco inicial, dizemos que a concentração está alta ou que ele 
está muito concentrado e vice-versa. 
Em laboratório, essa relação entre a quantidade de soluto e a quantidade da solução é calculada para 
soluções que estão sendo analisadas e usadas em experimentos. Esse cálculo é feito por meio da 
fórmula abaixo: 
 
Sendo que: C = Concentração Comum; 
 m1 = massa do soluto (o índice 1 indica que a grandeza se refere somente ao soluto); 
 v = volume da solução (o fato de estar sem índice indica que se refere à solução inteira, isto é, o 
volume do soluto e do solvente juntos). 
A unidade no SI (Sistema Internacional) para a Concentração Comum é o g/L (gramas por litro). 
Essa relação mostra a quantidade de soluto presente em cada litro da solução. 
Observe um exemplo de exercício em que se utiliza essa grandeza: 
“Um adulto possui, em média, 5 L de sangue dissolvidos na concentração de 5,8 g/L. Qual a massa 
total de NaCl no sanguede uma pessoa adulta?” 
Resolução: 
• Dados: 
C= 5,8 g/L 
m1= ? 
v = L 
• Invertendo a fórmula para isolar a massa do soluto, temos: 
 
• Substituindo na fórmula: 
m1 = C . v 
m1 = 5,8 g/L. 5L 
m1 = 29 g 
A concentração mostra que em cada litro do sangue humano há 5,8 g de NaCl e, portanto, em 5 litros 
tem-se 29 g. Isso também poderia ser feito por regra de três: 
5,8 g --------------- 1 L 
m1 -------------------- 5 L 
m1 = 5,8 g/L. 5L 
m1 = 29 g 
Concentração em mol/L 
A concentração em mol/L (M) é também muito conhecida como Concentração Molar, e também 
Molaridade. No entanto, esses nomes, apesar de bastante difundidos, não são recomendados pela 
SBQ (Sociedade Brasileira de Química). Os nomes corretos são Concentração em mol/L ou 
Concentração em quantidade de matéria. 
Em laboratórios e indústrias químicas, essa é a concentração mais utilizada, pois é a recomendada 
pelo Sistema Internacional de Unidades (SI) e pela União Internacional da Química Pura e Aplicada 
(IUPAC). É uma relação mais sofisticada que a concentração comum. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Seu cálculo é feito dividindo-se a quantidade de matéria ou substância (mol) pelo volume da solução, 
conforme a expressão matemática abaixo: 
 
Onde M = concentração em mol/L 
 n1 = número de mols do soluto (mol), lembrando que o índice 1 indica grandezas relacionadas ao 
soluto 
 v = volume da solução (L) 
 
Desse modo, se for dito que uma solução tem concentração de 4,5 mol/L, quer dizer que em cada 
litro da solução (não do solvente) tem-se dissolvidos 4,5 mols do soluto. 
Porém, em laboratório é mais fácil conseguir a massa em gramas do soluto e a sua massa molar, do 
que a sua quantidade de máteria em mols. Assim, sabendo-se que: 
 
ou se referindo ao soluto: 
 
Podemos substituir o valor de n1 na fórmula da concentração em mol/L e teremos: 
 
Considere o problema abaixo para ver como se usa essa fórmula a fim de determinar a concentração 
de uma solução: 
“Qual será a concentração em quantidade de matéria de uma solução que foi preparada dissolvendo-
se 120 g de hidróxido de sódio em 2 L de água e obteve-se uma solução com 2 L?” 
Dados: 
m1 = 120 g 
v = 2 L 
MM (NaOH) = 40 g/mol 
• Substituindo os valores dados na fórmula: 
 
Concentração em Densidade 
Densidade é a massa por unidade de volume de uma substância. O cálculo da densidade é feito pela 
divisão da massa do objeto por seu volume. 
 
Densidade = massa 
volume 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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A densidade existe para determinar a quantidade de matéria que está presente em uma determinada 
unidade de volume. O que você entenderia se te dissessem que o chumbo 
possui maior densidade do que o alumínio? A explicação é que, num dado volume de chumbo há 
mais matéria que em uma mesma quantidade de alumínio. 
 
Podemos caracterizar uma substância através de sua densidade. A densidade dos sólidos e líquidos 
é expressa em gramas por centímetro cúbico (g/cm3). Vejamos a densidade de alguns compostos: 
 
Água .......................................0,997 g/cm3 
Álcool etílico...........................0,789 g/cm3 
Alumínio ................................ 2,70 g/cm3 
Chumbo...................................11,3 g/cm3 
Diamante ..................................3,5 g/cm3 
Leite integral............................1,03 g/cm3 
Mercúrio .................................13,6 g/cm3 
Título ou Porcentagem em Massa de uma Solução 
O título (τ) de uma solução refere-se à relação entre a massa do soluto (m1) e a massa da solução 
(m), segundo a expressão abaixo: 
 
A massa da solução pode ser obtida somando-se a massa do soluto com a massa do solvente (m = 
m1 + m2). 
 
O título é adimensional, isto é, um número puro e sem unidades. No entanto, se você quiser 
expressar essa relação em porcentagem em massa (τ%), basta multiplicar o resultado por 100%. 
 
Assim, quando dizemos que determinada solução possui título igual a 0,35, isso significa que para 
cada unidade de massa da solução há 0,35 unidade de massa de soluto e 0,65 unidade de massa de 
solvente. 
Um exemplo bastante comum do uso da porcentagem no cotidiano ocorre em soluções aquosas, 
como é o caso do soro fisiológico. O soro fisiológico é uma solução de NaCl (cloreto de sódio – sal de 
cozinha), que apresenta uma porcentagem em massa de 0,9 %. Isso significa que existem 0,9 grama 
de NaCl para cada 100 gramas de solução. Assim, podemos concluir que seu título é 0,009. 
 
O exemplo é uma solução líquida, mas o título é usado para exprimir a concentração em qualquer 
estado de agregação (sólido, líquido ou gasoso). 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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No caso de soluções em que todos os componentes são gasosos ou são líquidos é possível também 
calcular o título em volume (τv), por relacionar o volume do soluto com o volume da solução (v), 
segundo a fórmula: 
 
O título em volume também pode ser expresso em porcentagem: 
 
A diferença que existe quando se trabalha com o título em volume é que no título em massa, 
conforme dito anteriormente, a massa da solução pode ser obtida somando-se a massa do soluto 
com a massa do solvente. Já aqui isso não é possível, isto é, não podemos somar o volume do soluto 
com o volume do solvente para obter o volume da solução. Isso ocorre porque as forças 
intermoleculares existentes entre esses líquidos alteram os seus volumes quando se misturam. 
Portanto, o volume da solução deve ser medido experimentalmente ou fornecido no exercício. 
Por exemplo, a seguir temos a imagem de um frasco de álcool etílico que indica a porcentagem em 
volume de 96%. Isso quer dizer que em cada 100 unidades de volume da solução, 96 unidades são 
do álcool e apenas 4 são de água. 
 
Diluição de Soluções 
As soluções são misturas homogêneas formadas pelo soluto (aquele que é dissolvido) e o solvente 
(aquele que dissolve). Diluir uma solução consiste em adicionar a ela uma porção de solvente puro. 
Atividades comuns do dia a dia, como acrescentar água a um suco de fruta, misturar o detergente na 
água durante a lavagem de roupas, adicionar água a um medicamento ou aplicar solventes próprios 
às tintas para deixá-las mais fluidas são bons exemplos de diluição. O procedimento inverso à 
diluição é a concentração de soluções. 
Ao diluir uma solução, a massa (m1) do soluto não se altera, sendo a mesma na solução inicial e na 
final. O volume da solução aumentará (de V para V'), uma vez que será adicionada uma porção de 
solvente. A concentração, por sua vez, diminuirá (diluição e concentração são processos opostos). 
Logo, pode-se concluir que volume e concentração são grandezas inversamente proporcionais, ou 
http://www.infoescola.com/quimica/solucoes/
http://www.infoescola.com/quimica/misturas-homogeneas/
QUÍMICA GERAL 
 
 
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seja, o primeiro aumenta à mesma proporção que o outro diminui. 
Para calcular, utilizamos: 
• para a concentração inicial: C = m1 / V 
• para a concentração final: C' = m1 / V' 
Dado que a que a massa do soluto (m1) continua constante, chega-se à fórmula: 
CV = C'V' 
Observe o exemplo: 
1) Ao diluir 100 mL de uma solução de cloreto de sódio, cuja concentração é igual a 15 g/L ao volume 
final de 150 mL, qual será a concentração final da solução? 
Aplicando a fórmula de diluição CV = C’V’, temos: 
100 . 15 = 150 . C’ 
C’ = 10 g/L 
Esta questão pode, ainda, ser resolvida de uma segunda maneira, para a qual se utiliza a definição 
de concentração comum. Assim, temos: 
• Solução inicial: 
1000 mL de solução --------------- 15 g de NaCl 
100 mL de solução --------------- x 
x = 1,5 g de NaCl 
Essa massa de soluto obtida (1,5 g de NaCl) não se altera na solução final. 
• Solução final: 
150 mL de solução --------------- 1,5 g de NaCl 
1000 mL de solução --------------- y 
y = 10 g/L 
Fazemos uma diluição quando adicionamos mais solvente a uma solução já existente, de modo que a 
concentração da solução diminua. 
No cotidiano é muitocomum realizarmos diluições. Por exemplo, geralmente os rótulos de sucos 
concentrados indicam que o preparado desses sucos deve ser feito acrescentando-se água numa 
proporção determinada. Quando fazemos isso, estamos diluindo o suco. 
 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Atenção: Não confunda diluição com dissolução. Quando estamos fazendo um suco e adicionamos o 
soluto (refresco em pó, por exemplo) ao solvente (água), está ocorrendo uma dissolução. Mas 
quando acrescentamos mais água a uma solução de água com refresco em pó, temos uma diluição. 
Essa prática também é muito comum nos laboratórios, pois geralmente as soluções que são 
comercializadas vêm numa concentração bem alta e, de acordo com a finalidade, os cientistas 
preparam soluções mais diluídas a partir da solução inicial. 
Essas soluções costumam ser preparadas pegando-se uma alíquota, isto é, uma parte da solução 
inicial com uma pipeta, que é um instrumento utilizado para medir e transferir volumes de líquidos 
com alta precisão. Essa alíquota é transferida para um balão volumétrico e, por último, acrescenta-se 
a água até atingir o volume desejado e indicado pelo balão volumétrico. 
 
Mas surge uma pergunta: Como saber o volume da alíquota que se deve pegar para preparar a 
solução? 
Bem, isso depende de qual concentração queremos que a solução tenha. Quando realizamos uma 
diluição, a massa do soluto permanece inalterada, como mostra a imagem abaixo: 
 
No entanto, a massa do solvente mudou e, consequentemente, a massa e a concentração da solução 
também mudaram. Tendo em vista que a fórmula da concentração comum é dada pela divisão entre 
a massa do soluto pelo volume da solução, temos o seguinte: 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Cinicial = __m1__ Cfinal = __m1__ 
 Vinicial Vfinal 
m1 = Cinicial . Vinicial m1 = Cfinal . Vfinal 
 Cinicial . Vinicial = Cfinal . Vfinal 
Por meio dessa relação é possível determinar a concentração da solução final. Veja um exemplo 
abaixo: 
“500 mL de água foram adicionados a uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4(aq)) de volume 
inicial igual a 200 mL e concentração de 20 g/L. Qual a concentração da solução após essa diluição?” 
Resolução: 
Dados: 
Se a concentração inicial era de 20 g/L, isso significa que em cada litro da solução há 20 gramas de 
soluto (ácido sulfúrico) dissolvido. Assim, basta fazer uma regra de três para descobrir qual a massa 
do soluto que está dissolvida em 200 mL (0,2 mL) da solução: 
20 g de ácido sulfúrico --------- 1 L de solução 
 m1 --------- 0,2 L 
 1 . m1 = 0,2 . 20 
 m1 = 4 g 
Agora, para descobrir a concentração final basta usar a expressão abaixo: 
Cinicial . Vinicial = Cfinal . Vfinal 
(20 g/L) . 0,2 L = Cfinal . (0,2 L + 0,5 L) 
Cfinal = _4g_ 
 0,7L 
Cfinal = 5,7 g/L 
A mesma relação pode ser feita com a concentração em mol/L, com o título em massa e com a fração 
molecular, como mostra a tabela abaixo: 
 
Reações Químicas 
A Lei de Conservação das Massas descoberta por Lavoisier é muito conhecida, ela diz: "Na natureza 
nada se cria e nada se perde, tudo se transforma". 
Essa lei nos mostra que quando ocorrem reações químicas a massa se conserva porque não 
ocorrem criação nem destruição dos átomos, eles apenas se rearranjam para formar novas 
substâncias. Os átomos permanecem inalterados, porém os agregados atômicos dos reagentes são 
desfeitos e novos agregados atômicos são formados, originando os produtos. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Portanto, a quantidade de átomos de cada elemento em uma equação química que representa uma 
reação deve ser a mesma nos reagentes (1º membro) e nos produtos (2º membro). Essa igualdade é 
obtida por meio do balanceamento dos coeficientes da equação. * 
 
Existem vários métodos utilizados para realizar o balanceamento de uma equação, mas o mais 
utilizado é o método das tentativas, que é baseado nos seguintes princípios: 
 
Veja a seguinte reação: 
FeS2(g) + O2(g) → Fe2O3(s) + SO2(g) 
Observe que o único elemento que não podemos começar o balanceamento é o oxigênio, pois ele 
aparece mais de uma vez no segundo membro. Podemos começar ou pelo ferro ou pelo enxofre. 
Seguindo a segunda regra, o ferro do 2º membro possui índice igual a 2, que é o maior, por isso, 
vamos começar por ele, colocando o índice 1 na substância Fe2O3(s): 
FeS2(g) + O2(g) → 1 Fe2O3(s) + SO2(g) 
Note que há dois átomos de ferro no 2º membro. Logo, deve haver o mesmo número desse elemento 
no lado esquerdo: 
2 FeS2(g) + O2(g) → 1 Fe2O3(s) + SO2(g) 
Agora sabemos também que existem 4 átomos de enxofre (S) do lado esquerdo da equação (lembre-
se de que é preciso multiplicar o índice pelo coeficiente para saber quantos átomos existem), então 
esse será o coeficiente desse elemento no lado direito: 
2 FeS2(g) + O2(g) → 1 Fe2O3(s) + 4 SO2(g) 
Agora só falta acertar o oxigênio. Veja que no 2º membro temos um total de 11 átomos de oxigênio (1 
. 3 + 4 . 2 = 11). No 1º membro, existem dois átomos de oxigênio, então seu índice será a fração 
(11/2): 
2 FeS2(g) + 11/2 O2(g) → 1 Fe2O3(s) + 4 SO2(g) 
QUÍMICA GERAL 
 
 
47 WWW.DOMINACONCURSOS.COM.BR 
A reação dessa forma está balanceada. Porém, é importante notar que os coeficientes são 
necessariamente os números inteiros menores possíveis. Portanto, é preciso eliminar a fração 11/2 
sem acabar com a proporção estequiométrica. Podemos fazer isso ao multiplicar todos os coeficiente 
por 2 e dessa forma teremos a equação química devidamente balanceada: 
4 FeS2(g) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g) 
Para ver se ficou correto, basta verificar se a quantidade de cada elemento nos dois membros está 
igual: 
4 FeS2(g) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g) 
REAGENTES: PRODUTOS: 
Fe = 4 . 1 = 4 átomos Fe = 2 . 2 = 4 átomos 
S = 4 . 2 = 8 átomos S = 8 . 1 = 8 átomos 
O = 11 . 2 =22 átomos O = (2 . 3) + (8 . 2) = 22 átomos 
Equações Químicas 
A equação química é a forma de se descrever uma reação química que envolve os reagentes e 
produtos. Representação de uma Equação Química: 
 
Reagentes → Produtos 
Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes 
substâncias que entram nessas reações. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação 
e os produtos no lado direito. Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos 
somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: 
o número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita. Sendo assim, 
balancear uma equação é fazer com que ela entre em equilíbrio. 
Exemplo de uma Equação Química não equilibrada: 
 
H2 + Cl2 → HCl 
 
Repare que a equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H2 e Cl2) dois átomos 
de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. 
Exemplo de uma Equação Química equilibrada: 
 
H2 + Cl2 → 2 HCl 
 
Agora, a equação está balanceada com a adição do coeficiente 2 nos produtos que indica a 
existência de duas moléculas de ácido clorídrico (HCl), esse número que antecede o elemento, no 
caso o número 2, é chamado de coeficiente estequiométrico. A função desse coeficiente é indicar a 
quantidade de cada substância que participa da reação. 
Podemos saber praticamente tudo sobre uma reação química através de sua equação, ela pode 
oferecer, por exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais como: 
 
Quando a reação é reversível: ↔ 
Presença de luz: λ 
Catalisadores ou aquecimento: ? 
Formação de um precipitado: ↓ 
 
A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo participante da reação, através 
das letras respectivas entre parênteses: 
 
Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido (s) Cristal (c) 
 
A presença de átomos, íons ou moléculas em solução aquosa é representada pela abreviatura: (aq). 
Reações Químicas 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Quando ocorre uma mudança ou transformação em uma substância em que a constituição da matéria 
é alterada,dizemos que este é um fenômeno químico, ou melhor, que ocorreu uma reação química. 
Neste caso, os átomos permanecem praticamente intactos, o que ocorre é que eles são 
“rearranjados” em novas moléculas. Por exemplo, observe a reação química abaixo: 
 
Reação de formação da água. 
No exemplo acima, ocorreu uma reação em que foram necessárias duas moléculas de hidrogênio 
(H2) e uma molécula de oxigênio (O2) para formar duas moléculas de água. Os átomos não foram 
alterados, apenas as moléculas iniciais se “desmontaram” e seus átomos foram reaproveitados para 
“montar” as moléculas finais. 
Porém, para representar de maneira universal e de forma mais prática essa e outras reações mais 
complexas, foram criadas as equações químicas; isto é, uma representação simbólica e abreviada de 
uma reação química, que segue a seguinte regra geral: 
 
No caso da reação citada acima, temos a seguinte equação química: 
 
Equação química. 
As fórmulas mostradas nas equações químicas (como H2 e O2) indicam quais são as substâncias 
que estão participando da reação. Os valores que vêm antes dessas fórmulas (como o 2 que veio 
antes do H2) são chamados de coeficientes estequiométricos, ou simplesmente coeficientes, e 
servem para indicar a proporção de moléculas que participam da reação. Observe que o coeficiente 1 
não é escrito. Além disso, esses valores servem para balancear a reação, ou seja, o número total de 
átomos dos reagentes deve ser igual ao número total de átomos dos produtos. 
As equações também nos fornecem outras informações, veja alguns exemplos abaixo: 
• Mostra o estado físico da substância, por exemplo: gás (g), vapor (v), líquido (l), sólido (s), cristal (c); 
• Mostra se está dissolvido em água, solução aquosa (aq); 
• Desprendimento de gás ( ); 
• Formação de precipitado (↓); 
• Necessidade de aquecimento (∆); 
• Presença de luz (ʎ); 
• Reações reversíveis não utilizam uma seta apenas, mas uma dupla seta (↔). 
Balanceamento de Equações Químicas 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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A estequiometria de uma reação química é de suma importância por informar o reagente limitante, a 
massa e volume (no caso de gases) finais dos produtos, a quantidade de reagentes que deve ser 
adicionada para que determinada quantidade de produto seja obtido, dentre outros dados. Portanto, 
o balanceamento de equações químicas deve ser feita sempre que se deseja retirar alguma 
informação acerca de uma reação fornecida. 
Para que o balanceamento de reações químicas seja feito de maneira correta, deve-se atentar para 
os seguintes princípios: 
1) Lei de conservação de massa: Essa lei indica que a soma das massas de todos os reagentes deve 
ser sempre igual à soma das massas de todos os produtos (princípio de Lavoisier). 
2) Lei das proporções definidas: Os produtos de uma reação são dotados de uma relação 
proporcional de massa com os reagentes. Assim, se 12g de carbono reagem com 36g de oxigênio 
para formar 48g de dióxido de carbono, 6g de carbono reagem com 18g de oxigênio para formar 24g 
de dióxido de carbono. 
3) Proporção atômica: De maneira análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes 
estequiométricos devem satisfazer as atomicidades das moléculas de ambos os lados da equação. 
Portanto, são necessárias 3 moléculas de oxigênio (O2) para formar 2 moléculas de ozônio (O3). 
Deve-se lembrar que, de acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os 
menores valores inteiros possíveis. 
Métodos de Balanceamento 
MÉTODO DAS TENTATIVAS 
Como o nome já sugere, consiste na escolha de números arbitrários de coeficientes 
estequiométricos. Assim, apesar de mais simples, pode se tornar a forma mais trabalhosa de 
balancear uma equação. 
MÉTODO ALGÉBRICO 
Utiliza-se de um conjunto de equações, onde as variáveis são os coeficientes estequiométricos. 
Sendo que, essas equações podem ser solucionadas por substituição, escalonamento ou por 
matrizes (através de determinantes). 
Exemplo: NH4NO3 → N2O + H2O 
Passo 1: Identificar os coeficientes. 
aNH4NO3 → bN2O + cH2O 
Passo 2: Igualar as atomicidades de cada elemento respeitando a regra da proporção atômica. 
Assim, deve-se multiplicar a atomicidade de cada elemento da molécula pelo coeficiente 
estequiométrico identificado anteriormente. 
Para o nitrogênio: 2a = 2b (pois existem 2 átomos de N na molécula NH4NO3) 
Para o hidrogênio: 4a = 2c 
Para o oxigênio: 3a = b + c 
Ou seja, o número de átomos de cada elemento deve ser igual no lado dos reagentes e no lado dos 
produtos. 
Passo 3: Resolver o sistema de equações 
Se 2a = 2b, tem-se que a = b. 
Se 4a = 2c, tem-se que 2a = c. 
http://www.infoescola.com/quimica/estequiometria/
http://www.infoescola.com/quimica/reagente-limitante/
http://www.infoescola.com/fisico-quimica/gases/
http://www.infoescola.com/quimica/lei-de-lavoisier/
http://www.infoescola.com/quimica/dioxido-de-carbono/
http://www.infoescola.com/quimica/molecula/
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/ozonio/
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/ozonio/
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/ozonio/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/nitrogenio/
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, tem-se: 
a = 2, b = 2, c = 4. 
Mas, como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis: 
a = 1, b = 1, c = 2. 
Passo 4: Substituir os valores obtidos na equação original 
1NH4NO3 → 1N2O + 2H2O, ou simplesmente, NH4NO3 → N2O + 2H2O 
MÉTODO REDOX 
Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos de modo a igualar o 
número de elétrons cedidos com o número de elétrons ganhos. Se no final do balanceamento redox 
faltar compostos a serem balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas e completar com 
os coeficientes restantes. 
Exemplo: Fe3O4 + CO → FeO + CO2 
Passo 1: Identificar os átomos que sofrem oxirredução e calcular as variações dos respectivos 
números de oxidação. 
Sabendo-se que o Nox do oxigênio é -2 para todos os compostos envolvidos. O Nox do Ferro varia 
de +8/3 para +2. E, o Nox do carbono de +2 para +4. 
Portanto, o ferro se reduz e o carbono se oxida. 
ΔFe = 8/3 – 2 = 2/3 (variação de Nox do ferro) 
ΔC = 4 – 2 = 2 (variação de Nox do carbono) 
Passo 2: Multiplicar a variação de Nox pela respectiva atomicidade no lado dos reagentes e atribuir o 
valor obtido como o coeficiente estequiométrico da espécie que sofreu processo reverso. Assim, o 
número obtido pela multiplicação da variação de Nox do ferro pela sua atomicidade deve ser atribuído 
como o coeficiente estequiométrico da molécula de CO. 
Para o ferro: 2/3 . 3 = 2 
Para o carbono: 2 . 1 = 2 
Portanto, o coeficiente do Fe3O4 é igual a 2, e o coeficiente do CO também. 
2Fe3O4 + 2CO → FeO + CO2 
Simplificando-se os coeficientes para os menores valores inteiros possíveis, tem-se: 
Fe3O4 + CO → FeO + CO2 
Passo 3: Acrescentar os coeficientes restantes 
Para completar o balanceamento, pode-se realizar o mesmo procedimento utilizado no lado dos 
reagentes (multiplicando a variação de Nox pela atomicidade do elemento na molécula) ou realizar o 
método de tentativas. 
A primeira opção é a mais viável, embora para equações mais simples (como a indicada como 
exemplo) possa ser utilizado o segundo método. O fato é que ambos os métodos devem levar à 
mesma resposta final. 
Como a atomicidade do carbono no CO2 é igual a 1, multiplicando-se pela variação do Nox 2, obtém-
se o coeficiente 2 para o FeO. Do mesmo modo, sendo a variação de Nox do ferro igual a 2/3, 
multiplicando-se pela atomicidade 1 na molécula de FeO, obtém-se o coeficiente 2/3 para o CO2. 
http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-nox/
http://www.infoescola.com/quimica/oxirreducao/
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Agora, basta balancear o lado dos produtos: 
Fe3O4 + CO → 2FeO + 2/3CO2 
Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis, deve-semultiplicar a equação 
por 3/2 a fim de retirar o coeficiente fracionário do CO2: 
Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2 
MÉTODO ÍON-ELÉTRON 
Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução em duas semi-equações. Sendo que, para a 
semi-equação de redução deve-se acrescentar os elétrons no lado dos reagentes e o ânion no lado 
dos produtos. De forma análoga, para a semi-equação de oxidação, deve-se adicionar os elétrons no 
lado dos produtos junto à espécie oxidada, enquanto que no lado de reagentes deve estar a espécie 
mais reduzida. 
Exemplo: CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu 
Passo 1: Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução 
No composto CuSO4, o cobre possui Nox +2 e transforma-se em cobre puro com Nox 0. Assim como, 
o Níquel puro passa do estado 0 para o estado de oxidação +2. Portanto, o cobre 2+ sofre redução e 
o níquel oxidação. 
Passo 2: Escrever as semi-equações 
Cu2+ + 2e → Cu 
Ni → Ni2+ + 2e 
Passo 3: Somar as semi-equações de modo a balanceá-las e cancelar os elétrons cedidos com os 
ganhos 
Cu2+ + Ni → Ni2+ + Cu, ou simplesmente, CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu 
Caso a quantidade de elétrons cedidos e ganhos não fosse igual, as duas semi-equações deveriam 
ser multiplicadas por números inteiros de modo a equilibrar as cargas. 
Se a equação inicial possuir íons H+ em um dos lados ou átomos de oxigênio, também em um dos 
lados, deve-se balancear a primeira espécie com moléculas de hidrogênio e a segunda com 
moléculas de água. 
Conceito de Mol 
Mol é uma unidade de medida utilizada para expressar a quantidade de matéria microscópica, 
como átomos e moléculas. É um termo que provém do latim mole, que significa quantidade, e foi 
proposto pela primeira vez em 1896 pelo químico Wilhem Ostwald. Porém, foi Amedeo Avogadro que 
sugeriu, em 1811, que a mesma quantidade de matérias diferentes apresentaria a mesma quantidade 
de moléculas, o que foi chamado de Constante de Avogadro. 
Apenas no século XX, após os estudos do químico Frances Jean Baptiste Perrin, é que os cientistas 
conseguiram determinar qual é a quantidade de matéria presente em um mol, que é: 
6,02.1023 entidades 
 
A partir desse conhecimento, foi possível determinar a quantidade em um mol de qualquer matéria ou 
componente do átomo (como elétrons, prótons e nêutrons). Veja os casos a seguir: 
• 1 mol de feijão = 6,02.1023 grãos de feijão 
• 1 mol de celulares = 6,02.1023 aparelhos celulares 
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/cobre/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/niquel/
http://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-atomo.htm
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/moleculas-macromoleculas.htm
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/amedeo-avogadro.htm
QUÍMICA GERAL 
 
 
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• 1 mol de reais = 6,02.1023 reais 
Utilizações gerais da unidade mol 
O termo mol pode ser utilizado para qualquer matéria ou componente dela, mas é mais comumente 
utilizado no estudo de quantidades relacionadas com átomos, moléculas e componentes atômicos. 
a) Para elemento químico 
Sempre que estivermos trabalhando com elemento químico (conjunto de átomos isótopos), 
deveremos utilizar a seguinte expressão: 
1 mol de um elemento = 6,02.1023 átomos deste elemento 
Exemplo: Elemento Cobre (Cu) 
Se tivermos um mol de cobre, teremos, então, 6,02.1023 átomos de cobre. 
b) Para moléculas 
Sempre que estivermos trabalhando com uma substância poliatômica (formada pela interação de dois 
ou mais átomos), que é um grupo de moléculas iguais, deveremos utilizar a seguinte expressão: 
1 mol de qualquer substância = 6,02.1023 moléculas 
Exemplo: Água (H2O) 
Se tivermos um mol de água, teremos 6,02.1023 moléculas de água. 
Relações com a unidade mol 
Como a unidade mol é utilizada para expressar quantidade de matéria (e matéria é tudo o que ocupa 
um volume e possui massa), podemos relacionar o mol de qualquer matéria com sua massa, assim 
como podemos determinar o volume (desde que a matéria esteja no estado gasoso) que uma matéria 
ocupa a partir do mol. 
a) Relação entre mol e massa 
A relação entre mol e massa depende da massa atômica (encontrada na Tabela Periódica) de um 
elemento ou da massa molecular de uma substância. Quando relacionadas com o mol, tanto a massa 
atômica quanto a massa molecular são trabalhadas na unidade grama, como nos exemplos a seguir: 
Exemplo 1: Elemento cobre (massa atômica 63,5 u) 
Sabe-se que um mol de cobre apresenta 6,02.1023 átomos de cobre e que a massa do elemento é 
63,5 u, assim sendo, em: 
1 mol de cobre------ 6,02.1023 átomos de cobre---- pesa 63,5 g 
Exemplo 2: Substância H2O (massa molecular 18 u) 
Sabe-se que um mol de água apresenta 6,02.1023 moléculas de água e que a massa da molécula é 
de 18 u, assim sendo, em: 
1 mol de H2O ------ 6,02.1023 moléculas de H2O ---- pesa 18 g 
b) Relação entre mol e volume 
Quando a matéria está no estado gasoso, podemos determinar o espaço ocupado por qualquer 
quantidade molar dela. Isso é possível porque uma mesma quantidade em mol da matéria gasosa 
sempre ocupa o mesmo espaço, que é de 22,4 L. 
1 mol de matéria gasosa-------ocupa 22,4L 
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/elemento-quimico.htm
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Exemplo 1: Elemento argônio (massa atômica 40 u) 
Sabe-se que um mol de argônio apresenta 6,02.1023 átomos de argônio e que a massa do elemento 
é 40 u, assim sendo, em: 
1 mol de argônio------ 6,02.1023 átomos de argônio----- ocupa 22,4 L-----pesa 40g 
Exemplo 2: Amônia (massa molecular 17 u) 
Sabe-se que um mol de amônia apresenta 6,02.1023 moléculas da substância amônia e que a massa 
da molécula é de 17 u, assim sendo, em: 
1 mol de NH3 ------6,02.1023 moléculas de NH3 ----ocupa 22,4 L-----pesa 17 g 
c) Exemplo de cálculo envolvendo mol 
A partir do mol, podemos calcular a massa, o volume, o número de átomos e o número de moléculas 
de qualquer substância. Veja um exemplo: 
Exemplo: (FCC-BA) A massa de uma molécula de ácido acético, CH3COOH, é: (Dado: massa 
molecular do ácido acético = 60 u) 
a) 1,0 . 10-21g 
b) 1,0 . 10-22g 
c) 1,0 . 10-23g 
d) 1,0 . 10-24g 
e) 1,0 . 10-25g 
Resolução: A substância ácido acético possui fórmula CH3COOH e massa molecular igual a 60 u. 
Assim, podemos relacionar esses dados com a unidade mol da seguinte maneira: 
1 mol de CH3COOH ------ 6,02.1023 moléculas de CH3COOH -----pesa 60 g 
Para determinar a massa de uma única molécula em gramas, basta montar uma regra de três a partir 
da expressão proposta acima, como demonstrado a seguir: 
1 mol de CH3COOH ------ 6,02.1023 moléculas de CH3COOH ----- 60 g 
 1 molécula de CH3COOH ------ x 
60.1 = 6,02.1023.x 
x = 60 
 6,02.1023 
X = 9,966.10-23 
ou, arredondando: 
X = 10.10-23 ou X = 1.10-22 
Do latim, Mol indica amontoamento de pedras, que estão no mar. Já na química a palavra Mol indica 
o amontoamento de partículas, como por exemplo, átomos, elétrons, moléculas entre outras. Se 
tratando desse amontoado, podemos dizer que ele sempre irá conter 6,02. 1023unidades. Vejamos: 
Um mol de moléculas são 6,02. 1023moléculas. 
Um mol de elétrons são 6,02. 1023 elétrons. 
Um mol de grãos são 6,02. 1023 grãos. 
Para exemplificar melhor: 
6,02. 1023 moléculas de O2: 32 g/mol. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Nas imagens acima vemos um milheiro (1000) de tijolos, uma resma de folhas de papel (500), uma 
dúzia de ovos (12) e uma grosa de lápis (144). Esses exemplos servem para mostrar que no 
cotidiano é muito comum e muito mais fácil referir-se a quantidades de objetos muito pequenas não 
de forma isolada, mas considerando o conjunto. 
Um raciocínio similar aplica-se aos átomos, moléculas, partículas, elétrons e íons que compõem as 
substâncias. É impossível medir em uma balança convencional a massa dessas entidades isoladas. 
Para se ter uma ideia, a menor partícula visível em um microscópio comum contém mais de dez 
bilhões de átomos! 
Por isso, os cientistas acharam por bem usar uma unidade que abrangesse umconjunto com um 
número imenso de moléculas, cuja massa pudesse ser medida.Surgiu então o conceito de mol, 
palavra criada por Wilhelm Ostwald (1853-1932), em 1896, que vem do latim moles, que significa 
“porção”, “monte”, “quantidade”. É dessa palavra que deriva a palavra “molécula”, que significa 
“pequena quantidade”. 
O conceito de mol é o seguinte: 
“Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são 
os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de carbono-12.” 
O mol é uma grandeza ideal porque, conforme explicado no texto Massa Atômica de um Átomo, a 
massa de um átomo é a massa desse elemento expressa em u (unidade de massa atômica), isto é, é 
a massa de 1/12 do átomo de carbono 12. 
Assim, 1 mol de qualquer substância terá uma quantidade de átomos que, se for “pesada” em 
gramas, terá o mesmo número da massa atômica. 
Por exemplo, a massa atômica do cálcio é igual a 40 u. Assim, 1 mol de cálcio “pesa” 40 g. 
Outro fator importante é que 12 g de carbono-12 contêm 6,02 . 1023 átomos (número de Avogadro), o 
que significa que 1 mol de qualquer substância contém 6,02 . 1023 entidades. 
Por exemplo, no caso do cálcio, 1 mol possui massa de 40 g e 6,02 . 1023 átomos de cálcio. Veja 
como isso ocorre para outros elementos e moléculas: 
 
Exemplo de relação entre mol, massa e número de moléculas e átomos de algumas substâncias 
A partir dessas informações, surgiu o conceito de massa molar (M), que é a massa, em gramas, de 
um mol de substância (elemento, íon, etc.). 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/massa-atomica-um-atomo.htm
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Se 1 mol de cálcio possui 40 g, então sua massa molar é 40 g/mol. Isso vale tanto para átomos 
quanto para moléculas. Por exemplo, 1 mol de H2O possui a massa molar igual a 18 g/mol, ou seja, 1 
mol tem 18 g. 
Desse modo, o número de mols (ou a quantidade de matéria, que é simbolizada por “n”) pode ser 
encontrado pela divisão da massa pela massa molar: 
n = m 
 M 
Resumidamente, podemos estabelecer a seguinte relação: 
1 mol ↔ massa molar (em g/mol) ↔ 6,02 . 1023 entidades (Número de Avogadro) 
A palavra “mol” pode ser usada tanto para fazer referência ao nome da unidade de quantidade de 
matéria quanto para o símbolo dessa unidade. Se estamos falando do nome, podemos usar o plural 
de mol, que é mols; mas se falamos do símbolo, não podemos usar o plural. Por exemplo, você pode 
escrever 5 quilogramas (nome da unidade), mas não escreve 5 kgs, e sim 5 kg (no singular). O 
mesmo ocorre com o uso de mol e mols. 
Outro aspecto que podemos relacionar com o mol é que, em uma equação química balanceada, os 
coeficientes das substâncias indicam a quantidade de matéria ou o número de mols de cada 
substância que participa da reação. 
Por exemplo, considere a reação a seguir: 
4 FeS2(g) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g) 
Veja que reagem 4 mol de FeS2(g) com 11 mol de O2(g), produzindo 2 mol de Fe2O3(s) e 8 
mol de SO2(g). 
Essas informações são muito importantes na resolução de exercícios que envolvem 
a estequiometria das reações químicas. 
Massa Molar 
A massa molar é a massa em gramas de um mol de entidades elementares – átomos, moléculas, 
íons, elétrons, outras partículas ou outros grupos específicos de tais partículas. É representada pela 
letra "M" e expressa na unidade g/mol. 
Relação entre massas atômica e molar 
• A massa molar de um elemento químico ou de uma substância é numericamente igual à massa 
atômica desse elemento ou do total das massas atômicas componentes da substância em unidades 
de massa atômica. Desta forma, conhecendo-se a massa atômica de um elemento (expressa em 
unidades de massa atômica, u.m.a.) ou dos elementos constituintes da substância, sabe-se também 
a sua massa molar – expressa em g/mol. 
Exemplo: a massa atômica total da substância água, H2O = 18 u.m.a., logo M = 18 g/mol - massa de 
6,022 x 1023 moléculas de água, do total de seus átomos. 
Raramente as massas molares são listadas em tabelas, pois podem ser calculadas a partir das 
massas atômicas padrões, frequentemente listadas em catálogos químicos, tabelas periódicas ou 
em MSDS (Fichas de Segurança de Material). As massas molares normalmente variam entre: 
1–238 g/mol para átomos de elementos que ocorrem naturalmente; 
10–1000 g/mol para compostos químicos simples; 
1000–5,000,000 g/mol para polímeros, proteínas, fragmentos de DNA, etc. 
Os átomos, elétrons, moléculas e íons são entidades muito pequenas, invisíveis aos olhos humanos. 
Quando se fala, por exemplo, da massa atômica de um elemento, não se trata de uma quantidade 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/estequiometria.htm
https://pt.wikipedia.org/wiki/Massa_molar#cite_note-JeremeLawrence-1
https://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%81gua
https://pt.wikipedia.org/wiki/Hidrog%C3%AAnio
https://pt.wikipedia.org/wiki/Oxig%C3%AAnio
https://pt.wikipedia.org/wiki/MSDS
https://pt.wikipedia.org/w/index.php?title=Compostos_qu%C3%ADmicos_simples&action=edit&redlink=1
https://pt.wikipedia.org/wiki/Pol%C3%ADmero
https://pt.wikipedia.org/wiki/Prote%C3%ADna
https://pt.wikipedia.org/wiki/DNA
http://manualdaquimica.uol.com.br/estequiometria/massa-atomica.htm
QUÍMICA GERAL 
 
 
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que possa ser trabalhada pelos cientistas, pois, uma unidade de massa atômica corresponde a doze 
avos (1/12) da massa de um átomo de carbono-12. Temos, por exemplo, que a massa atômica de 1 
átomo de hidrogênio é 1 u, a do oxigênio é 16 u e da molécula de água (H2O) é 18 u (2 . 1 + 16). 
Portanto, os químicos precisavam de uma quantidade que fosse mensurável, que pudesse ser 
“pesada” em gramas. Por isso, eles começaram a adotar “porções” de átomos. Eles queriam uma 
quantidade de átomos que representasse em gramas o mesmo valor da massa atômica. Por 
exemplo, como mostra o esquema abaixo, 1 átomo de cálcio tem massa atômica de 40 u. Então, para 
o cálcio, a grandeza que se buscava deveria ter uma quantidade de átomos que, sendo “pesada”, 
fornecesse 40 gramas: 
 
Relação entre massa atômica do cálcio e grandeza que se buscava 
Foi aí que surgiu o conceito de “mol”, palavra criada em 1896 pelo químico alemão Wilhelm Ostwald 
(1853-1932). Essa palavra vem do latim moles, que significa “porção”, “monte”, “amontoado” ou 
“quantidade”. 
O mol é uma das sete grandezas de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) e é denominada 
de quantidade de matéria. Ele pode ser conceituado da seguinte maneira: 
“Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantos são 
os átomos contidos em 12 gramas de carbono-12.” 
Isso significa que 1 mol de C-12 tem 12 g, da mesma forma que 1 mol de Ca tem 40 g, que 1 mol de 
H tem 1g, que 1 mol de O tem 16 g e que 1 mol de água tem 18 g. 
A palavra “mol” pode criar algumas confusões, pois ela é usada tanto para se referir ao nome da 
unidade como para se referir ao símbolo dela. Por exemplo, a título de comparação, temos que a 
grandeza de comprimento possui como unidade o metro, que é simbolizado por “m”. Assim, quando 
falamos o nome “metro”, ele pode aparecer no plural, mas quando nos referimos ao símbolo “m”, ele 
não vai para o plural, como se pode ver nos dois exemplos a seguir: 
• “O comprimento dessa caixa é 2 metros.” → nome no plural; 
• “O comprimento dessa caixa é 2 m.” → símbolo não vai para o plural. 
O mesmo vale para o mol. Se estivermos nos referindo ao nome da unidade, podemos falar o plural 
“mols”, como em “Quantos mols correspondem a 88 g de CO2?”; mas se for o símbolo da unidade, 
isso não pode acontecer, como em “88 g de CO2 têm 2 mol.”. 
Assim, quando nos referimos à massa de 1 mol de qualquer substância, elemento, átomo, íon, etc., 
estamos nos referindo à massa molar, simbolizada por “M” e cuja unidade é gramas por mol (g/mol). 
Por exemplo, a massa molar do cálcio é 40 g/mol e a da água é 18 g/mol. 
Então, temos que o valor da massa molar será o mesmo dado para a massa atômica, mudando 
somente a unidade,que de “u” vai para “g/mol”. 
O número de mol ou quantidade de matéria também pode ser simbolizado pela letra “n”. Para calcular 
quantos mols existem em uma determinada massa de um elemento químico ou de uma substância, 
basta usarmos regras de três ou a seguinte fórmula matemática: 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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n = m 
 M 
Sendo que: 
n = quantidade de matéria (em mol); 
m = massa dada (em gramas); 
M = massa molar (em g/mol) 
Mas surge outra questão: Quantas entidades (partículas, átomos, moléculas, elétrons ou íons) tem 1 
mol de qualquer substância? 
Isso é atualmente determinado por vários métodos experimentais, tais como eletrólise, emissões 
radioativas, raios X, entre outras, e todas apontam para valores muito próximos à constante de 
Avogadro, cujo valor é 6,02 . 1023. Portanto, temos que 1 mol sempre contém 6,02 . 
1023 entidades. Veja os exemplos abaixo: 
• 1 mol de H2O possui 6,02 . 1023 moléculas; 
• 1 mol de Ca possui 6,02 . 1023 átomos; 
• 1 mol de O2- possui 6,02 . 1023 íons; 
• 1 mol de NaCl possui 6,02 . 1023 fórmulas. 
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_________________________________________________________________________________e processos macromoleculares. 
O primeiro método de análise instrumental foi desenvolvido por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff e 
foi baseado na espectroscopia de absorção atômica de chama. Utilizando esta técnica, eles 
descobriram, em 1860, elementos como o rubídio (Rb) e o césio (Cs). Durante este período a análise 
instrumental tornou-se progressivamente dominante. Em particular, muitas das técnicas 
espectroscópicas e de espectrometria básicas foram descobertas no início do século XX e 
aperfeiçoadas até o final do século XX. Os processos de separação se desenvolveram na linha de 
tempo de modo similar e também tornaram-se cada vez mais instrumentais. 
Bioquímica e Química Quântica 
A bioquímica, anteriormente chamada de química biológica ou fisiológica, surgiu a partir das 
investigações de fisiologistas e químicos sobre compostos e conversões químicas em seres humanos 
e plantas no século XIX O termo bioquímica foi proposto pelo químico e médico alemão Carl 
Neuberg (1877-1956) em 1903, embora no século XIX grandes pesquisadores 
como Wohler, Liebig, Pasteur e Claude Bernard estudassem a química da vida sobre outras 
denominações. 
Com a Segunda Guerra Mundial, o mundo ingressou na era atômica, marcada pelo descobrimento 
dos elementos transurânicos e pelos avanços na radioquímica. A disponibilização de isótopos 
permitiu a realização de experimentos importantes sobre o comportamento cinético e mecanístico dos 
compostos inorgânicos, o qual foi racionalizado por Henry Taube, em 1949, com base nas teorias de 
ligação. O entendimento lógico do caráter lábil/inerte dos compostos de coordenação lançou a 
semente dos mecanismos de transferência de elétrons, propostos por Taube em 1953, 
definitivamente consagrados com o Prêmio Nobel que lhe foi outorgado em 1983. 
Desde a metade do século XX com o desenvolvimento de novas técnicas como a cromatografia, a 
difracção de raios X, marcação por isótopos e o microscópio eletrônicohouve avanço na área da 
bioquímica. Estas técnicas abriram o caminho para a análise detalhada e a descoberta de muitas 
moléculas e rotas metabólicas das células, como a glicólise, ciclo de Krebs (ciclo dos ácidos 
tricarboxílicos) e a fosforilação oxidativa (cadeia transportadora de elétrons). 
Princípios da Química Moderna 
Tradicionalmente, os princípios da química se iniciam com o estudo das partículas elementares, 
átomos, moléculas, substâncias e outros agregados da matéria. Matéria é tudo aquilo que 
ocupa espaço e possui massa de repouso (ou massa invariante). É um termo geral para a substância 
da qual todos os objetos físicosconsistem. Tipicamente, a matéria inclui átomos e 
outras partículas que possuem massa. A massa é dita por alguns como sendo a quantidade de 
matéria em um objeto e volume é a quantidade de espaço ocupado por um objeto, mas esta definição 
confunde massa com matéria, que não são a mesma coisa. Diferentes campos usam o termo de 
maneiras diferentes e algumas vezes incompatíveis; não há um único significado científico que seja 
consenso para a palavra "matéria", apesar do termo "massa" ser bem definido. 
A matéria pode ser encontrada principalmente nos estados sólido, líquido e gasoso, em forma isolada 
ou em combinação. Reações químicas e outras transformações como as mudanças de fase 
envolvem o rearranjo de ligações químicas e outras interações entre as moléculas. Estas 
transformações envolvem invariavelmente diversos conceitos importantes como energia, equilíbrio 
químico entre outros. A seguir serão explanados as principais entidades usadas para descrever a 
matéria bem como alguns conceitos que permeiam as transformações sofridas pela matéria. 
Espécies Químicas 
Átomo 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Representação clássica de um átomo segundo modeloproposto por Rutherford e Bohr. 
O átomo é a unidade básica de matéria que consiste de um núcleo denso central rodeado por uma 
nuvem de elétrons de carga negativa. O núcleo atômico contem prótons carregados positivamente 
e nêutrons eletricamente neutros (exceto o hidrogênio-1, que é o nuclídeo estável sem nêutrons). Os 
elétrons de um átomo interagem com o núcleo por força eletromagnética, e do mesmo modo, um 
grupo de átomos permanecem ligados uns aos outros por ligações químicas baseadas nesta mesma 
força, formando uma molécula. 
Um átomo que contém o mesmo número de prótons e elétrons é eletricamente neutro, caso contrário 
é carregado positivamente ou negativamente e é chamado de íon. Um átomo é classificado de acordo 
com o número de prótons e nêutrons no seu núcleo: o número de prótons determina o elemento 
químico e o número de nêutrons determina o isótopo do elemento.[nota O modelo atualmente aceito 
para explicar a estrutura atômica é o modelo da mecânica quântica. 
Antiátomo 
Antiátomos constituem a antimatéria, possuindo cargas elétricas inversas aos dos átomos. São 
compostos por antipartículas denominadas pósitrons, antiprótons e antinêutrons. 
Elemento 
Elemento químico é o termo coletivo para todos os tipos de átomos com o mesmo número atômico. 
Assim, todos os átomos de um elemento químico possuem necessariamente o mesmo número de 
prótons no núcleo. Um elemento é identificado por um símbolo, uma abreviatura que é na maioria dos 
casos derivada do nome em latim do elemento (por exemplo, Pb (plumbum), Fe (ferrum). Os 
elementos estão dispostos na tabela periódica em ordem crecente do número atômico. Um total de 
118 elementos são conhecidos até esta data (2013). 
Composto 
Um composto químico é uma substância química pura composta por dois ou mais elementos 
químicos diferentes. Os compostos químicos têm uma estrutura química única e definida e consistem 
em uma razão fixa de átomos, que são mantidos juntos num arranjo espacial definido por ligações 
químicas. Os átomos de um composto químico podem ser unidos por ligações covalentes, ligações 
iônicas, ligações metálicas ou por ligações covalentes coordenadas. Os elementos químicos não são 
considerados compostos químicos, mesmo que consistam em moléculas que contenham múltiplos 
átomos de um único elemento (como H2, S8, etc), sendo estas chamadas moléculas diatômicas ou 
moléculas poliatômicas. 
A nomenclatura de compostos químicos é uma parte crucial da linguagem química. No início da 
história, estes eram batizados com o nome de seu descobridor. No entanto hoje, a nomenclatura 
padrão é definida pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). O sistema IUPAC de 
nomenclatura permite a distinção dos compostos por nomes específicos. 
Substância 
Uma substância química é um tipo de matéria com composição e conjunto de propriedades definidos. 
Estritamente falando, uma mistura de compostos, elementos e compostos ou elementos não é uma 
substância química, mas pode ser chamado de produto químico. A maioria das substâncias que 
encontramos em nossa vida diária são misturas, como por exemplo o ar e a biomassa. 
Molécula 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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A estrutura de uma molécula apresenta ligações covalentes e é eletricamente neutra, como 
observado na estrutura do Paclitaxel. 
Uma molécula é uma entidade eletricamente neutra formada de dois ou mais átomos unidos por 
ligações covalentes. As moléculas são distinguidas dos íons pela ausência de carga elétrica. No 
entanto, em física quântica, química orgânica e bioquímica, o termo molécula é usado 
frequentemente com menor rigor, sendo aplicado também aos íons poliatômicos. 
 Na teoria cinética dos gases, a molécula termo é frequentemente utilizado para qualquer partícula 
gasosa, independentemente da sua composição. De acordo com esta definição, átomos de gases 
nobres são considerados moléculas, apesar do fato de que elas são compostas por um único átomo 
sem ligação química. 
Uma molécula pode ser constituída por átomos de um único elemento químico, tal como com o 
oxigênio gasoso (O2), ou de diferentes elementos, como acontece com a água (H2O). Átomos e 
complexos ligados por ligaçõesnão-covalentes, como pontes de hidrogênio ou ligações iônicas 
geralmente não são considerados moléculas individuais. 
Íon 
O íon (português brasileiro) ou ião (português europeu) é uma partícula eletricamente carregada, ou 
seja, é um átomo ou uma molécula que perdeu ou ganhou elétrons. Um íon é chamado cátion quando 
perde um ou mais elétrons, que são negativos, ficando carregado positivamente (por exemplo, o 
cátion sódio: Na+). Por outro lado, os ânionssão os íons carregados negativamente, ou seja, 
ganharam eletróns (por exemplo, ânion cloreto: Cl-). Como exemplos de íons poliatômicas podem ser 
citados os íon hidróxido (OH-) ou o íon fosfato (PO43-). Os íons no estado gasoso são 
frequentemente chamados de plasma. 
Conceitos Envolvidos na Transformação da Matéria 
Acidez e Basicidade 
Substâncias possuem propriedades ácidas e/ou básicas. Existem diferentes teorias que explicam o 
comportamento ácido-base. A mais simples é a teoria de Arrhenius, que diz que um ácido é uma 
substância que produz íons hidrônio, quando dissolvida em água; e uma base é uma substânccia que 
produz íons hidroxila, quando dissolvida em água. 
De acordo com a teoria ácido-base de Brønsted-Lowry, ácidos são substâncias que doam um cátion 
hidrogênio a outra substância em uma reação química; por extensão, uma base é a substância que 
recebe estes íons hidrogênio. A terceira teoria é teoria ácido-base de Lewis, o qual é baseado na 
formação de ligações químicas. A teoria de Lewis explica que um ácido é uma substância que é 
capaz de aceitar um par de elétrons de uma outra substância durante o processo de formação da 
ligação química, enquanto que a base é uma substância que cede um par de elétrons para formar 
uma nova ligação. 
Existem várias outras maneiras em que uma substância pode ser classificada como um ácido ou de 
uma base, como é evidente na história deste conceito. 
A acidez pode ser mensurada especialmente por dois métodos. Uma delas, com base na definição de 
Arrhenius de acidez, é o potencial hidrogeniônico (pH). O pH é definido como o logarítmo decimal do 
inverso da atividade de íons hidrogênio, aH+, em uma solução. Assim, as soluções que têm um baixo 
pH tem alta concentração de íons hidrônio, e pode-se dizer que são mais ácidas. 
Outra maneira, que tem como base a definição de Bronsted-Lowry, é a constante de dissociação de 
um ácido (Ka), que medem a capacidade relativa de uma substância para agir como um ácido sob a 
definição de Bronsted-Lowry. Isto é, as substâncias com um Ka maior são mais propensas a doar 
íons hidrogênio em reações químicas do que aquelas com menores valores de Ka. 
Fase 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Um típico diagrama de fase, detalhando a variação de fases da água em termos de pressão e 
temperatura. A linha pontilhada dá o comportamento anômalo da água. As linhas verdes marcam 
o ponto de congelamento e a linha azul o ponto de ebulição. 
Em ciências físicas, fase é uma região do espaço (um sistema termodinâmico), no qual todas as 
propriedades físicas são essencialmente uniformes. Exemplos de propriedades físicas incluem 
a densidade, índice de refração, magnetização e composição química. Uma descrição mais simples é 
que uma fase é uma região de um material que é quimicamente uniforme, fisicamente distinta e 
(frequentemente) mecanicamente separáveis. Num sistema composto por gelo e água num frasco de 
vidro, os cubos de gelo são uma fase, a água é uma segunda fase e o ar úmido sobre a água é uma 
terceira fase. 
A termo fase é usado às vezes como sinônimo de estado da matéria. Além disso, por vezes é 
utilizado para se referir a um conjunto de estados de equilíbrio demarcados em termos de variáveis 
de estado, tais como pressão e temperatura por um limite de fase em um diagrama de fases. Como 
os limites de fase se relacionam às alterações na organização da matéria, tais como a mudança do 
estado líquido para o estado sólido ou de uma alteração mais sutil de uma estrutura de cristal para o 
outro, este último uso é semelhante à utilização de fase como sinônimo de estado da matéria. No 
entanto, o uso dos termos estado da matéria e diagrama de fase não são compatíveis com a 
definição formal citada acima e o significado pretendido deve ser determinado a partir do contexto em 
que o termo é utilizado. Diferentes tipos de estados ou fases são considerados com 
o sólido, líquido e gasoso, o condensado de Bose-Einstein e o plasma, sendo que esttes dois últimos 
são estudados em níveis avançados da física. 
Ligação 
Uma ligação química ocorre quando uma interação entre os átomos permite a formação de 
substâncias químicas que contêm dois ou mais átomos. A ligação é provocada por força de atração 
eletrostática entre as cargas opostas, quer entre elétrons e os núcleos, ou como o resultado de 
uma atração dipolar. A força das ligações químicas varia consideravelmente em termos energéticos; 
existem "ligações fortes", como as ligações covalentes ou iônicas e "ligações fracas", tais 
como interações dipolo-dipolo, a força dispersão de London e ligações de hidrogênio. A muitos 
compostos, a teoria da ligação de valência, o modelo de repulsão dos pares eletrônicos (VSEPR) e o 
conceito do número de oxidação são usados para explicar a estrutura molecular e formação das 
ligações químicas. Outras teorias de ligação, como a teoria do orbital molecular também são muito 
utilizadas. 
Reação 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Vídeo demonstrando uma reação química. Duas soluções incolores são misturadas (uma solução 
contendo íons persulfato ou outra contendo íons iodeto). Aparentemente nada acontece. Passados 
alguns segundos, a solução se torna azulada. Iodo molecular e íons sulfato são os produtos desta 
reação. 
Uma reação química é um processo que leva a transformação de uma substâncias a outra. 
Classicamente, as reações químicas compreendem alterações que envolvem o movimento dos 
elétrons na formação e quebra de ligações químicas entre os átomos. A substância (ou substâncias) 
inicialmente envolvida numa reação química é chamada de reagente. As reações químicas produzem 
um ou mais produtos, que em geral têm propriedades diferentes das dos reagentes. Reações muitas 
vezes consistem de uma sequência de subetapas e as descrição exata sobre o curso destas reações 
ilustram um mecanismo de reação. As reações químicas são descritas com equações químicas que 
apresentam graficamente os materiais de partida, os produtos finais e os intermediários, por vezes, 
as condições de reação. 
Reações químicas acontecem a uma taxa reacional característica a uma dada concentração e 
temperatura. Reações que ocorrem rapidamente são descritas como espontâneas, que não exigem o 
fornecimento de energia extra. As reações não espontâneas ocorrem tão lentamente que exigem a 
introdução de algum tipo de energia adicional (tal como o calor, luz ou de eletricidade), a fim de se 
completar ou atingir o equilíbrio químico. 
Diferentes reações químicas são combinadas durante a síntese química, de modo a obter um produto 
desejado. Em bioquímica, uma série de reações químicas formam as vias metabólicas. Estas reações 
são geralmente mediadas por enzimas. Estas enzimas catalisam muitas reações que não ocorreriam 
sob condições presentes no interior de uma célula. 
O conceito geral de reação química foi estendido para entidades menores do que os átomos, 
incluindo as reações nucleares, decaimentos radioativos e reações entre partículas elementares, 
como descrito pela teoria quântica de campos. 
Mol 
O mol é o nome da unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) para a 
grandeza quantidade de matéria. É uma das sete unidades de base do Sistema Internacional de 
Unidades. O seu uso é comum para simplificar representações de proporções químicas e no cálculo 
de concentração de substâncias. O Escritório Internacional de Pesos e Medidas define: " Mol é a 
quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quantosão os 
átomos contidos em 0,012 quilograma de carbono-12". 
Redox 
Reações redox (redução-oxidação) incluem todas as reações químicas em que átomos têm o 
seu estado de oxidação alterado por transferência de elétrons, seja pelo ganho (redução) ou perda de 
elétrons (oxidação). As substâncias que possuem a capacidade de oxidar outras substâncias são 
chamadas de oxidantes (agentes oxidantes). Do mesmo modo, as substâncias que tem a capacidade 
de reduzir outras substâncias são ditas redutoras e são conhecidos como agentes redutores. Um 
redutor transfere elétrons a outra substância, então ele sofre oxidação. A oxidação e redução refletem 
a alteração no número de oxidação - a transferência efectiva de electrões nunca pode ocorrer. Assim, 
a oxidação é melhor definida como um aumento no número de oxidação, de redução e como uma 
diminuição no número de oxidação. 
Equilíbrio 
Em uma reação química, o equilíbrio químico é o estado em que ambos os reagentes e produtos 
estão presentes em concentrações e estas não tendem a se alterar com o tempo. Geralmente, este 
estado resulta quando a reação (produtos para reagentes) prossegue à mesma taxa que a reação 
inversa (produtos para reagentes). As taxas reacionais de ambas não são iguais a zero, mas sendo 
iguais, não existem alterações líquidas das concentrações tanto dos reagentes quanto dos produtos. 
Este processo é chamado de equilíbrio dinâmico. 
Energia 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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No contexto de química, a energia é um atributo de uma substância como uma consequência da 
agregação de sua estrutura atômica ou molecular. Uma vez que uma transformação química gera 
mudanças na estrutura de uma substância, o processo é invariavelmente acompanhado por um 
aumento ou diminuição de energia nas substâncias envolvidas. Parte da energia é transferida entre o 
ambiente e os reagentes sob a forma de calor ou de luz, assim, os produtos de uma reação podem 
ser mais ou menos energéticos do que os reagentes. 
A reação é dita ser exergônica a variação da energia livre de Gibbs tem valor negativo, indicando a 
possibilidade de uma reação espontânea. No caso de endergônicas a situação é inversa. A reação é 
dito ser exotérmica se liberta calor para o ambiente e as reações exotérmicas absorvem o calor do 
meio. 
As reações químicas são invariavelmente impossível, a menos que os reagentes superem uma 
barreira de energia conhecida como energia de ativação. A velocidade de uma reação química (em 
dada temperatura T) está relacionada com a energia de ativação E pelo Fator de 
Boltzmann, {\displaystyle e^{-E/kT}} que expressa a possibilidade de uma molécula ter uma energia 
maior ou igual a E em dada temperatura T. Esta dependência exponencial da taxa de reação em 
dada temperatura é conhecida como equação de Arrhenius. A energia de ativação necessária para 
que uma reação química ocorra pode ser na forma de calor, luz, eletricidade ou força mecânica sob a 
forma de ultra-som. 
O conceito de energia livre, que também incorpora considerações sobre entropia, é um meio muito 
útil para prever a possibilidade de ocorrência de uma reação química e determinar o estado de 
equilíbrio de uma reação em termodinâmica química. A reacção só é possível se a mudança total na 
energia livre de Gibbs negativa, {\displaystyle \Delta G\leq 0\,}, e, se for igual a zero, a reação química 
está em equilíbrio. 
Existem apenas limitados possíveis estados de energia para elétrons, átomos e moléculas. Estas são 
determinadas pelas regras da mecânica quântica, que exigem quantização da energia. Os átomos e 
moléculas em um estado energético estão em estado excitado. Moléculas e átomos que substância 
neste estado energético são frequentemente muito mais reativos, isto é, mais passíveis de reações 
químicas. 
A fase de uma substância é determinada pela sua energia própria e a energia do ambiente. Quando 
as forças intermoleculares de uma substância é tal que a energia do ambiente não é suficiente para 
superá-las, ocorrem então as fases mais ordenada, como líquido e sólido, como é o caso com a água 
(H2O), um líquido à temperatura ambiente porque a sua moléculas estão ligados por ligações de 
hidrogênio. O sulfeto de hidrogênio (H2S) é um gás a temperatura e pressão padrão, porque suas 
moléculas interagem por interações dipolo-dipolo, que são mais fracas. 
A transferência de energia a partir de uma substância química para outra depende do tamanho 
dos quantas de energia emitidos a partir de uma substância. No entanto, a energia térmica é 
frequentemente transferida mais facilmente de qualquer substância para outra, porque 
os fônons responsáveis pelos níveis de energia vibracional e rotacional em uma substância têm muito 
menos energia do que os fótons invocados para a transferência de energia eletrônica. Assim, pdevido 
os níveis de energia vibracional e rotacional serem mais próximos espacialmente mais espaçados do 
que os níveis eletrônicos de energia, o calor é mais facilmente transferido entre substâncias em 
relação à luz ou de outras formas de energia eletrônica. Por exemplo, a radiação eletromagnética 
ultravioleta não é transferida com o máximo de eficiência de uma substância a outra como a energia 
térmica ou elétrica. 
A existência de níveis de energia característicos para as diferentes substâncias químicas é útil para a 
sua identificação por meio da análise de linhas espectrais. Diferentes tipos de espectros são 
frequentemente utilizados em espectroscopia, por exemplo, o infravermelho e microondas. A 
espectroscopia também é utilizada para identificar a composição de objetos remotos - 
como estrelas e galáxias distantes - analisando os seus espectros de radiação. 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Espectro de emissão do ferro 
Química inorgânica 
 
A química inorgânica estuda todos os elementos da tabela periódica e alguns compostos de carbono. 
A química orgânica dedica-se especialmente ao estudo dos compostos de carbono. 
Química inorgânica é o campo da química que estuda a estrutura, reatividade e preparação 
dos compostos inorgânicos e organometálicos. Este domínio abrange todos os compostos químicos, 
com exceção dos compostos orgânicos, que são temas de estudo da química orgânica. A distinção 
entre as duas disciplinas está longe de ser absoluta e há muita sobreposição, especialmente na 
disciplina química organometálica. A química inorgânica tem aplicações em todos os aspectos 
da indústria química, incluindo catálise, ciência dos 
materiais, pigmentos, surfactantes, revestimentos, medicamentos, combustíveis e agricultura. 
Classificação dos compostos inorgânicos 
 
Uma dos conceitos para explicar a basicidade ou acidez de um composto é a Teoria de Lewis. Na 
figura é ilustrado a reação de protonação de uma molécula de amônia: o par de elétrons livre do 
átomo de nitrogênio é "doado" ao íon hidrogênio para formar o íon amônio, caracterizando deste 
modo a amônia como uma base de Lewis. 
Os compostos inorgânicos são classificados em quatro grandes grupos: os sais, os óxidos, 
os ácidos e as bases. Os sais são constituídos de um cátion e um ânion unidos por uma ligação 
iônica, como por exemplo o brometo de sódio NaBr, que é constituído de um cátion Na+ e um ânion 
de brometo Br−. Os sais são caracterizados por um alto ponto de fusão e são maus condutores de 
eletricidade no estado sólido. Outras características importantes são a solubilidade em água e a 
facilidade de cristalização. Alguns sais (por exemplo NaCl) são muito solúveis em água e outros (por 
exemplo BaSO4) não o são. 
Um óxido é um composto químico que contém pelo menos um átomo de oxigênio e um outro 
elemento químico em sua fórmula química. Óxidos de metais contêm tipicamente um ânion de 
oxigênio no estado de oxidação de -2. A maior parte da crosta terrestre é constituída de óxidos 
sólidos, resultado de elementos que são oxidados pelo oxigênio no ar ou dissolvido na água. A 
combustão de hidrocarbonetos produz os dois principais óxidos decarbono: monóxido de 
carbono e dióxido de carbono. 
A teoria de Brønsted-Lowry define como bases como aceitadores de íons de hidrogênio, enquanto 
a teoria de Lewis define bases como doadores de par de elétrons. A teoria mais antiga é 
de Arrhenius que define bases como espécies que liberam ânion hidróxido quando em solução e é 
estritamente aplicável aos compostos alcalinos. 
A definição para ácidos segue o raciocínio contrário da definição de base. A teoria de Brønsted-Lowry 
define como ácidos substâncias que doam íons hidrogênio, enquanto a teoria mais geral de Lewis 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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define ácidos como aceitadores de par de elétrons. A teoria de Arrhenius define como ácidos 
espécies que liberam íons hidrogênio em solução aquosa. 
Química de Coordenação 
 
Pentacarbonilo de ferro: exemplo estrutural de um composto de coordenação contendo um metal de 
transição (ferro) e ligantes (monóxido de carbono). 
Os compostos de coordenação tradicionais apresentam metais ligados a pares de elétrons que se 
encontram nos átomos dos grupos ligantes, tais como H2O, NH3, Cl- e CN-. Em compostos de 
coordenação modernos quase todos os compostos orgânicos e inorgânicos podem ser utilizados 
como ligantes. O metal é geralmente um metal dos grupos 3-13, assim como os trans-
lantanídeos e trans-actinídeos. A estereoquímica dos complexos de coordenação pode ser muito rica, 
como sugerido por Alfred Werner após a separação de dois enantiômeros de [Co((OH)2Co(NH3)4) 
6+, uma manifestação precoce de que a quiralidade não é inerente aos compostos orgânicos. Um 
tema dentro deste tópico é a química supramolecular de coordenação. 
Exemplos de compostos de coordenação: [Co(EDTA)]−, [Co(NH3) 3+, TiCl4(THF)2. 
Os principais elementos da tabela periódica estão nos grupos da 1, 2 e 13-18 (excluindo o 
hidrogênio), mas devido à sua reatividade, os elementos do grupo 3 (Sc, Y, La) e do grupo 12 
(Zn, Cd e Hg) são também geralmente incluídos entre os principais. 
Principais compostos de grupo 
Compostos do grupo principal são conhecidos desde os primórdios da química como o enxofre 
elementar e o fósforo branco. Experimentos com oxigênio, O2, realizados 
por Lavoisier e Priestley não só identificou um gás diatômico importante, mas abriu o caminho para 
descrever compostos e reações de acordo com razões estequiométricas. A descoberta de 
uma síntese da amôniabastante prática usando catalisadores de ferro por Carl Bosch e Fritz Haber no 
início de 1900 impactou a humanidade profundamente, demonstrando a importância da síntese 
inorgânica. Típicos compostos do grupo principal são SiO2, SnCl4, e N2O. Muitos compostos do 
grupo principal pode também ser classificados como "organometálicos", uma vez que contêm grupos 
orgânicos, por exemplo, B(CH3)3). Os compostos do grupo principal também ocorrem na natureza, 
por exemplo, fosfato de DNA e, portanto, podem ser classificados como bioinorgânicos. Por outro 
lado, os compostos orgânicos que não estão ligados a hidrogênio são classificados como compostos 
inorgânicos, tais como os fulerenos e os óxidos de carbono. 
Os compostos que contêm metais do grupo 4 a 11 são considerados compostos de metais de 
transição. Alguns compostos de um metal do grupo 3 ou 12 são, por vezes, também incorporadas 
neste grupo, mas também muitas vezes classificados como compostos do grupo principal. Compostos 
de metais de transição mostram uma química de coordenação rica, variando 
de tetraedros de titânio (por exemplo, TiCl4) à geometria quadrado planar de alguns complexos 
de níquel e complexos de coordenação octaédrica para compostos de cobalto. Uma gama de metais 
de transição podem ser encontrados em compostos biologicamente importantes, tais como 
o ferro na hemoglobina. 
Exemplos de composto contendo metais de transição: pentacarbonilo de ferro e cisplatina. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Química analítica 
Química analítica é um ramo da química que visa estudar a composição química de um material ou 
de uma amostra, usando métodos laboratoriais. É dividida em química analítica quantitativa e química 
analítica qualitativa. A busca por métodos de análise mais rápidos, seletivos e sensíveis também é 
um dos objetivos essenciais da química analítica. Na prática, é difícil encontrar um método de análise 
que combinem essas três características e, em geral, qualquer uma delas pode ser suprimida em 
benefício de outra. 
Química analítica quantitativa 
 
Em destaque, um processo de titulação com base em uma neutralização: as gotas do titulante que 
está na bureta caem na solução do analito contida no Balão de Erlenmeyer. Um indicador ácido-
base presente nesta última solução mudará de cor de forma permanente, ao atingir o ponto final da 
titulação. 
Em química, análise quantitativa é a determinação da abundância relativa ou absoluta (muitas vezes 
expressa como uma concentração) de uma, várias ou todas as substâncias presentes em uma 
amostra. Vários métodos foram desenvolvidos para este tipo de análise, dentre elas a análise 
gravimétrica e a análise volumétrica. A análise gravimétrica descreve um conjunto de métodos para a 
determinação da quantidade de um analito com base na massa sólida. Um exemplo simples é a 
determinação da quantidade de sólidos em suspensão em uma amostra de água: um volume 
conhecido de água é filtrado e os sólidos recolhidos no filtro são então pesados. 
A análise gravimétrica fornece dados precisos sobre a composição de uma amostra e seu tempo de 
execução pode ser elevado. Já a análise volumétrica, por outro lado, é rápida e os resultados são na 
maioria dos casos satisfatórios: estas análises consistem basicamente em processos de titulação, 
também conhecido como titulometria, onde são monitorados os volumes usados nestas etapas. Um 
reagente, chamado o titulante é preparado como uma solução padrão. 
Uma concentração conhecida e volume de titulante reage com uma solução de analito ou de titulante, 
para determinar a concentração. Análise volumétrica pode ser simplesmente uma titulação com base 
numa reação de neutralização, mas também pode ser uma precipitação ou uma reação de formação 
de um complexo, bem como a titulação com base em uma reação redox. 
No entanto, cada método de análise quantitativa tem uma especificação geral, em neutralização, por 
exemplo, a reação que ocorre é entre um ácido e uma base, a qual produz um sal e água, daí o nome 
de neutralização. Nas reações de precipitação, a solução padrão é na maioria dos casos de nitrato de 
prata, que é usada para reagir com os íons presentes na amostra no intuito de formar um precipitado 
insolúvel. Métodos de precipitação são muitas vezes chamado simplesmente de argentometria. Nos 
dois outros métodos, a situação é a mesma. A 
 titulação de formação de um complexo é uma reação que ocorre entre os íons de um metal e uma 
solução padrão que contem na maioria dos casos, o EDTA (ácido etilenodiaminotetra-acético). Em 
uma titulação redox, a reação é ocorre entre um agente oxidante e um agente redutor. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Química Analítica Qualitativa 
 
Teste da chama: sais contendo o metal lítioapresentam cor avermelhada quando em contato com 
chama. 
Enquanto a análise quantitativa se preocupa em determinar a quantidade de determinada(s) 
substância(s) em uma amostra, a análise qualitativa usa diversas metodologias clássicas que visam 
especificar a composição elementar de compostos inorgânicos. É focada principalmente em detectar 
íons em uma solução aquosa: então para que materiais sólidos sejam analisados, estes devem 
preferencialmente serem convertidos em soluções, geralmente por um processo 
denominado digestão. A solução é então tratada com diversos reagentes para testar a reações 
características de determinados íons, que podem causar mudança da cor da solução em análise, 
formação de precipitado ou outras mudanças visíveis. 
De acordo com as suas propriedades, os cátions são classificadosem seis grupos. Cada grupo 
possui um reagente de comum que pode ser utilizado para separá-los a partir da solução. Para se 
obter resultados significativos, a separação segue uma sequência especifa chamada marcha 
analítica. Outra importante técnica usada para identificar cátios metálicos é o teste da chama: este 
procedimento se baseia no espectro de emissão característico para cada elemento, quando em 
contato com chama. O teste envolve a introdução da amostra em chama e a observação da cor 
resultante. 
As amostras geralmente são manuseadas com um fio de platina previamente limpo com ácido 
clorídrico para retirar resíduos de analitos anteriores.O teste de chama é baseado no fato de que 
quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso 
da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta 
energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado 
excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia 
recebida anteriormente em forma de radiação. Cada elemento libera a radiação em um comprimento 
de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para 
cada elemento. A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na faixa 
do espectro visível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-los através de cores. Assim, é 
possível identificar a presença de certos elementos devido à cor característica que eles emitem 
quando aquecidos numa chama. 
Físico-química 
Físico-química é o estudo das propriedades físicas e químicas da matéria, incluindo fenômenos 
macroscópicos, atômicos e subatômicos, sob a ótica das leis e conceitos da física. A físico-química 
aplica os princípios, práticas e conceitos da física 
como movimento, energia, força, tempo, termodinâmica, mecânica quântica, mecânica 
estatística e dinâmica para explicar fenômenos químicos. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Disciplinas da físico-química 
A físico-química pode ser subdividada em diversas disciplinas. Dentre estas, podem ser citadas 
a química quântica, a termodinâmica química, a cinética química, a mecânica estatística e 
a eletroquímica. 
 
A termodinâmica químicaestuda as causas e os efeitos de mudanças 
de temperatura, pressãoe volume em sistemas químicos. Em destaque o derretimento do gelo - um 
exemplo de aumento de entropia. 
A química quântica é um ramo da físico-química cujo foco principal é a aplicação dos conceitos da 
mecânica quântica a modelos físicos e experimentais de sistemas químicos. Uma das ferramentas 
mais usadas nestes estudos é a espectroscopia, por meio do qual a informação sobre 
a quantização de energia em escala molecular pode ser obtida. Os métodos espectroscópicos mais 
comuns são a espectroscopia de infravermelho (IR) e de ressonância magnética nuclear (RMN). Os 
estudos em química quântica são bastante teóricos e os trabalhos possuem grande interface com 
a química computacional, visando calcular as previsões da teoria quântica às espécies poliatômicas. 
Estes cálculos são realizados em computadores. Com estes meios, os químicos quânticos investigam 
aspectos envolvidos em reações química como o estado fundamental e excitado de átomos em 
moléculas e o estado de transição que ocorre durante as reações químicas. Os objetivos principais de 
química quântica incluem o aumento da exatidão dos resultados para pequenos sistemas 
moleculares e o processamento de moléculas de maiores dimensões, o qual é limitado por um 
motivo: o tempo de cálculo aumenta quanto maior for o número de átomos de uma molécula. 
Outro conjunto de questões importantes giram em torno da espontaneidade das reações químicas e e 
quais as propriedades de uma mistura de compostos químicos. Estes aspectos são estudados 
pela termodinâmica química, que prevê a possibilidade de uma reação prosseguir, a quantidade de 
energia que pode ser convertida em trabalho e o estudo de propriedades tais como o coeficiente de 
dilatação térmica, a variação de taxa de entropia de um gás ou de um líquido. A termodinâmica 
clássica está mais preocupada com os sistemas em equilíbrio e as mudanças reversíveis. 
A ideia fundamental da cinética química é a existência de um estado de transição de energia elevada 
quando reagentes são convertidos em produtos, ou seja uma barreira energética. De um modo geral, 
quanto maior for esta barreira energética, mais lenta será a reação. A segunda ideia fundamental é 
de que a maioria das reações químicas ocorrem como uma sequência de reações elementares, cada 
uma com seu próprio estado transição. As questões principais da cinética química incluem como a 
velocidade de uma reação depende da temperatura e das concentrações dos reagentes e de 
catalisadores na mistura reacional, bem como a forma como os catalisadores e condições de reação 
podem ser manipuladas para otimizar a taxa de reação. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Um dos alvos de estudo da eletroquímica, as pilhas são dispositivos que utilizam reações de óxido-
redução para geração de energia elétrica. 
A medida de quão rápida uma reação pode ocorrer pode ser especificada com apenas poucas 
amostragens da concentrações e pelo monitoramento da temperatura, ao invés de medir todas as 
posições e velocidades de cada molécula em uma mistura. Este é um caso especial de um outro 
conceito fundamental em físico-química: a mecânica estatística. A mecânica estatística estuda o 
comportamento de sistemas com elevado número de entidades constituintes a partir do 
comportamento destas entidades. Os constituintes podem ser átomos, moléculas, íons, entre outros. 
A eletroquímica é um ramo da química que estuda reações químicas que ocorrem em uma solução 
envolvendo um eletrodo (um metal ou um semicondutor) e um condutor iônico (em geral uma solução 
eletrólítica), envolvendo trocas de elétrons entre o eletrodo e o eletrólito. Este campo científico 
abrange todos os processos químicos que envolvam transferência de elétrons entre substâncias, 
logo, a transformação de energia química em energia elétrica. Quando tal processo ocorre, 
produzindo transferência de elétrons, produzindo espontaneamente corrente elétrica quando ligado a 
um circuito elétrico, ou produzindo diferença de potencial entre dois pólos, é chamado 
de pilha ou bateria (que muitas vezes é formada de diversas células). Quando tal processo é 
proporcionado, induzido, pela ação de uma corrente elétrica de uma fonte externa, este processo é 
denominado de eletrólise. 
Química orgânica 
A química orgânica é uma especialidade dentro da química que envolve o estudo científico da 
estrutura, propriedades, composição, reações e preparação (por síntese ou por outros meios) de 
compostos contendo carbono e seus derivados. Estes compostos podem conter átomos outros 
elementos, incluindo o hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, além de halogênios, fósforo, silício e enxofre. 
Compostos orgânicos formam a base de toda a vida terrena e são estruturalmente bastante 
diversificados. A gama de aplicação de compostos orgânicos é enorme, sendo os principais 
componentes de muitos produtos, como plásticos, medicamentos, produtos 
petroquímicos, alimentos, materiais explosivos e tintas. 
Cromatografia e identificação estrutural 
 
Espectrometria de ressonância magnética nuclear: uma das diversas técnicas utilizadas para a 
identificação estrutural de um composto orgânico. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Os compostos orgânicos naturais ou mesmo produtos sintéticos estão muitas vezes em misturas e 
uma variedade de técnicas foram desenvolvidas para avaliar a pureza e separar uma substância da 
outra. As técnicas mais modernas para separação e análise de amostras orgânicas são 
a cromatografia líquida de alta eficiência e cromatografia gasosa. Os métodos tradicionais de 
separação incluem a cristalização, destilação, extraçãocom solvente e por cromatografia em coluna. 
A espectroscopia de ressonância magnética nuclear (RMN) é a técnica mais habitualmente utilizada 
para a determinação da estrutura de compostos orgânicos e permite a atribuição completa da 
conectividade dos átomos e mesmo a estereoquímica. Outros métodos bastante usados para a 
análise de compostos orgânico são a espectrometria de massa e a cristalografia. Técnicas como 
a análise elementar,a espectroscopia de infravermelho, rotação óptica e a espectroscopia 
UV/visível fornecem dados complementares, não sendo usadas isoladamente para determinação 
estrutural. 
Propriedades físicas 
As propriedades físicas dos compostos orgânicos incluem tanto aspectos quantitativos quanto 
qualitativos. Informação quantitativas incluem o ponto de fusão, ponto de ebulição e índice de 
refração. As propriedades qualitativas incluem odor, solubilidade, consistência e cor. Os compostos 
orgânicos, quando comparados aos inorgânicos, possuem baixo ponto de fusão e ebulição, sendo 
estes valores correlacionados diretamente à polaridade das moléculas e ao seu peso molecular. 
Alguns compostos orgânicos, especialmente os simétricos, sublimam, isto é eles evaporam sem 
passar pelo estágio de fusão. Um exemplo bem conhecido de um composto orgânico sublimável 
é para-diclorobenzeno. 
Compostos orgânicos não são geralmente muito estáveis a temperaturas acima de 300 °C, apesar de 
algumas exceções existirem. Os compostos orgânicos tendem a ser hidrofóbicos, isto é, elas são 
menos solúveis em água do que em solventes orgânicos. As exceções incluem compostos orgânicos 
que contêm grupos ionizáveis, bem como álcoois de baixo peso molecular, aminas e ácidos 
carboxílicos em que ocorrem a ligação de hidrogênio. 
Nomenclatura e estrutura 
 
A estrutura da cânfora, uma substância orgânica, representada por fórmula de linha. 
A nomenclatura destes compostos seguem a sistemática estipulada pelas especificações da IUPAC. 
Para utilizar a nomenclatura sistemática, deve-se reconhecer a estrutura principal e os substituintes. 
Nomes não sistemáticos são comuns para moléculas complexas, especialmente para produtos 
naturais. Assim, a dietilamida do ácido lisérgico ou LSD, desta modo informalmente chamado, é 
sistematicamente denominado (6aR,9R)-N,N-Dietil-7-metil-4,6,6a,7,8,9-hexahidroindolo- ,3-fg] - 
quinolina - 9 - carboxamida. As moléculas orgânicas são descritas por fórmulas estruturais, 
combinações de desenhos e símbolos químicos. A fórmula de linha é bastante utilizada para 
representar as molecular orgânicas por ser simples e não ambígua. Neste sistema, os pontos de 
extremidade e os cruzamentos de cada linha representa um átomo de carbono e os átomos de 
hidrogênio podem ser notados ou explicitamente assumida para estar presente como implícito no 
carbono tetravalente. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
16 WWW.DOMINACONCURSOS.COM.BR 
O conceito de grupos funcionais é central na química orgânica, tanto como um meio para classificar 
estruturas e como para a previsão de suas propriedades físico-químicas. Um grupo funcional é um 
módulo molecular, e a reatividade de um determinado grupo funcional, dentro de certos limites, é 
semelhante em diferentes moléculas. As moléculas são classificadas com base em seus grupos 
funcionais. Álcoois, por exemplo, possuem sempre a subunidade C-OH. Os hidrocarbonetos alifáticos 
são subdividos em três grupos de séries homólogas de acordo com seu estado de saturação: 
parafinas ou alcanos, não possuem quaisquer ligações duplas ou triplas; olefinas ou alcenos, contêm 
uma ou mais ligações duplas e os alcinos têm uma ou mais ligações triplas. As outras moléculas são 
classificadas de acordo com os grupos funcionais presentes: álcool, ácido 
carboxílico, éter, éster, aminas, amida entre outros. 
Compostos saturados e insaturados existem também como estruturas cíclicas. Os anéis mais 
estáveis contêm cinco ou seis átomos de carbono. Outra importante classe de compostos orgânicos 
são os aromáticos: o benzeno é a substância mais conhecida, simples e estável. Estes 
hidrocarbonetos aromáticos contém diversas ligações duplas conjugadas e que obedecem 
ao modelo postulado por Kekulé. Outra importante propriedade do carbono é que formam cadeias, ou 
redes, que são ligados por ligações carbono-carbono. Este processo de ligação é chamado 
de polimerização, ao passo que as cadeias ou redes, são chamadas polímeros. O composto de 
origem é chamado um monómero. Dois grupos principais de polímeros existem: polímeros sintéticos 
e biopolímeros. Os polímeros sintéticos são artificialmente produzido e são comumente referidos 
como polímeros industriais. 
Reações em química orgânica 
Reações orgânicas são reações químicas envolvendo compostos orgânicos. A teoria geral dessas 
reações envolve conceitos de afinidade eletrônica do átomo-chave, impedimento estérico, ácido-
base e intermediários reativos. Os tipos de reação básicos são: reações de adição, reações de 
eliminação, reações de substituição, reações pericíclicas, reações de rearranjo e reações redox. 
Cada reação possui um mecanismo de reação passo a passo que explica como acontece a 
sequência reacional, embora a descrição detalhada de alguns passos nem sempre é clara a partir de 
uma lista de reagentes isolados. O curso passo a passo de qualquer mecanismo de reação pode ser 
representado usando setas curvas, que indicam a movimentação de elétrons entre os reagentes, 
intermediários e produtos finais. 
 
Mecanismo de uma reação de substituição utilizando setas: representação do movimento de pares de 
elétrons. 
A química orgânica aplicada é chamada de química orgânica sintética. A síntese de um novo 
composto é normalmente uma tarefa de resolução de problemas. Os compostos são sintetizados 
seguindo uma rota sintética, onde a molécula ganha forma depois de várias etapas de conexão de 
moléculas menores. A prática de criar novas vias sintéticas para moléculas complexas é chamada 
de síntese total. Devido a complexidade e a utilização de reagente muitas vezes caros, é necessário 
um adequado planeamento de cada etapa reacional, sempre visando o máximo rendimento possível. 
Bioquímica 
Bioquímica é a ciência que estuda os processos químicos que ocorrem nos organismos vivos. De 
maneira geral, ela consiste do estudo da estrutura e função metabólicade componentes 
celulares e virais, como proteínas, enzimas, carboidratos, lipídios, ácidos nucléicos entre outros. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Bioquímica estrutural 
 
 
 
 
A Bioquímica estrutural, como o nome diz, estuda os aspectos estruturais das biomoléculas. A figura 
ilustra o pareamente entre as bases guanina (G) e citosina (C), e entre timina (T) e adenina (A), em 
uma molécula de ácido desoxirribonucleico (DNA), por ligações de hidrogênio. 
Este ramo da bioquímica preocupa-se em estudar os aspectos estruturais das biomoléculas. As 
quatro principais classes de biomoléculas são os carboidratos, os lípidos, as proteínas e os ácidos 
nucleicos. Muitas moléculas biológicas são polímeros: neste terminologia, os monômeros são 
micromoléculas relativamente pequenas que estão ligadas em conjunto para gerar estas grandes 
macromoléculas. Diferentes macromoléculas podem reunir-se em complexos maiores, muitas vezes 
necessários para a atividade biológica. Os carboidratos, por exemplo, são constituídos de diversos 
monômeros chamados monossacarídeos. 
Alguns destes monossacáridos incluem a glicose (C6H12O6), a frutose (C6H12O6) e 
a desoxirribose (C5H10O4). Os lipídeos são biossintetizados a partir de uma molécula 
de glicerol combinado com outras moléculas. Os triglicerídeos, a principal classe de lipídeos, são 
constituídos por uma molécula de glicerol e três moléculas de ácidos graxos. Os ácidos graxos, 
também considerados monômeros, podem ser saturados ou insaturados. As proteínas são 
biomoléculas muito grandes - macro-biopolímeros - sintetizadas a partir de monômeros 
chamados aminoácidos. Existem 20 aminoácidos essenciais, cadaum contendo um grupo carboxilo, 
um grupo amino e uma cadeia lateral, chamada de grupo "R". 
O grupo "R" varia entre os aminoácidos, o que faz com que cada um destes aminoácido seja diferente 
um do outro. Estas diferenças e as propriedades destas cadeias laterais influenciam imensamente a 
conformação tridimensional de uma proteína. Quando os aminoácidos se combinam, formam uma 
ligação especial chamada ligação peptídica. Estas são reações de desidratação e os produtos podem 
ser um peptídeo ou uma proteína. Por fim, os ácidos nucleicos são as biomoléculas envolvidas no 
armazenamento, transferência e tradução da informação genética: o DNA e os RNAs. Estes ácidos 
nucleicos possuem elevada massa molecular, e contêm em sua estrutura molecular ácido 
fosfórico, pentoses (monossacarídeo) e bases purínicas e pirimidínicas. São portanto 
macromoléculas formadas por nucleotídeos. 
Os nucleotideos são a adenina, citosina, guanina, timina e uracila, sendo que timina é presente 
somente no DNA e a uracila somente no RNA. A adenina liga-se com a timina e a uracila; a guanina e 
citosina pode ligar apenas uma com a outra. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Bioquímica Metabólica 
A bioquímica metabólica estuda os processos de anabolismo e catabolismo de biomoléculas, as vias 
metabólicas e os processos energéticos envolvidos nestas reações químicas. Os carboidratos têm 
como uma de suas funções o armazenamento de energia. A glicose, dentre as biomoléculas, possui 
papel central como fonte de energia para a maioria das formas de vida. 
Os polissacarídeos de reserva são decompostos em seus monómeros: em animais, o glicogênio é 
degradado enzimaticamente em resíduos de glicose). A glicose é metabolizada principalmente por 
uma via muito importante de 10 etapas chamada glicólise ou via glicolítica. O resultado líquido desta 
sequencia de reações para quebrar uma molécula de glicose em duas moléculas de piruvato, é a 
produção de duas moléculas de ATP (adenosina trifosfato), a fonte de energia das células, 
juntamente com dois equivalentes reduzidos sob a forma de NADH. Energia também pode ser obtida 
por meio de processos anaeróbicos, quando as células não contam com a presença 
de oxigênio suficiente. Estes processos são denominados fermentação. 
Outras vias importantes são as de biossíntese e degração de lipídeos. A síntese de ácidos graxos 
envolve moléculas de acetil-CoA e subsequentemente a esterificação para a produção 
de triglicerídeos, em um processo chamado de lipogênese. Os ácidos graxos são sintetizados pela 
ação da enzima ácido graxo sintase, que polimerizam e reduzem as unidades acetil-CoA. As cadeias 
acílicas são estendidos por um ciclo de reações que adicionam o grupo acetila, reduzem-na a um 
álcool e desidratam-lo a um grupo alceno e depois reduzi-la novamente a um grupo alcano. 
Os ácidos graxos podem ser subsequentemente convertidos em triglicerideos, que serão 
armazenados no fígado e no tecido adiposo. Já a degradação de lipídeos é realizada pelo processo 
de betaoxidação e ocorre nas mitocôndrias e/ou em peroxissomos para gerar acetil-CoA. Para a 
maior parte, os ácidos graxos são oxidados por um mecanismo que é similar, mas não idêntico, a 
reação inversa de síntese de ácidos graxos. 
Ou seja, dois fragmentos de carbono são removidos sequencialmente da extremidade do ácido, após 
as etapas de desidrogenação, hidratação e oxidação, para formar um cetoácido, que será então 
fragmentado em uma reação de tiólise. A acetil-CoA é então convertido em ATP, em última análise, 
CO2, H2O, utilizando o ciclo do ácido cítrico e a cadeia transportadora de elétrons. É interessante 
notar que por este fato, o Ciclo de Krebs pode começar em acetil-CoA, quando a gordura está sendo 
usado como fonte de energia quando há pouca ou nenhuma disponível. O rendimento energético da 
oxidação completa de uma molécula de ácido palmítico, por exemplo, é de 106 moléculas de ATP. 
Insaturados e ímpares Ácidos graxos insaturados e com número ímpar de átomos de carbono 
requerem passos adicionais para a degradação enzimática. 
 
A Bioquímica metabólica investiga as vias metabólicas nos organismos vivos e analisa o consumo 
energético destas reações bioquímicas. A reação apresentada mostra a última etapa reacional no 
processo de degradação de ácidos graxos: estas moléculas são degradas em uma molécula menor, 
chamada acetil CoA, que gerará energia na forma de ATP em reações subsequentes. 
Sonoquímica 
Sonoquímica, é o ramo da química que estuda o uso de ondas sonoras de alta frequência, 
(ultrassons) para a promoção de reações químicas. A cavitação acústicagerada por métodos 
sonoquímicos, possibilita a produção de compostos como: TiO2 (dióxido de titânio), H2O2 (peróxido 
de hidrogênio), radicais livres e outros. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Química, educação e sociedade 
 
A química possui papel fundamental no aumento da expectativa e qualidade de vidada população 
mundial, pela aplicação de metodologias para descoberta, preparação e produção de uma 
diversidade de produtos bem como o uso racional de recursos naturais. A imagem destaca a 
disponibilidade de tratamento de infecções usando o antibiótico penicilina em meados da década de 
1940. Nesta mesma época teve início a produção em escala industrial deste medicamento. 
A aplicação da química aos processos industriais e o desenvolvimento de novos produtos trouxe, sem 
dúvida, inestimáveis benefícios a toda a humanidade. O descobrimento de medicamentos - como 
exemplo a penicilina e o taxol - provenientes de fontes naturais e a possibilidade de obter substâncias 
sintéticas em laboratório - como a dipirona e o omeprazol - proporcionou alívio e a cura de diversas 
doenças. Consequentemente, a expectativa de vida população aumentou. Além de medicamentos, a 
pesquisa na área química gerou o desenvolvimento de novos combustíveis, materiais como 
o polietileno e o náilon, produtos cosméticos e de higiene 
pessoal, alimentos, petroquímicos, tintas e vernizes entre outros Acompanhando o desenvolvimento 
dos processos químicos industriais, problemas gerados pelo descarte inadequando de substâncias e 
produtos químicos acarretaram novos problemas, como a poluição ambiental. Diante destas 
consequencias indesejáveis coube aos profissionais químicos não somente o desenvolvimento novos 
produtos e processos químicos eficientes, mas planejar que estes não fossem poluentes, evitando os 
danos causados por algumas substâncias químicas. Propostas e ações de remediação ambiental, 
visando a correção de áreas afetadas bem como o aproveitamento racional dos recursos naturais são 
preocupações inerentes a estes profissionais. 
A profissão de químico é regulamentada e a ele são atribuídos o magistério, a atuação em ambientes 
industriais e de pesquisa. A gama de atividades ainda envolvem o projeto, planejamento e controle de 
produção; desenvolvimento de produtos; operações e controle de processos químicos; saneamento 
básico; química forense; tratamento de resíduos industriais; segurança; gestão de meio ambiente e, 
em alguns casos específicos, vendas, assistência técnica, planejamento industrial e direção de 
empresas. 
O primeiro laboratório para ensino de química em Portugal foi o Laboratório Chimicoinstalado 
na Universidade de Coimbra. Edificado em 1772 a mando do Marquês de Pombal e hoje abriga 
o Museu da Ciência da Universidade de Coimbra. No Brasil, a química se tornou uma disciplina em 
uma série de instituições após a chegada da corte portuguesa ao país em 1808. A primeira destas 
disciplinas foi ministradas em cursos existentes na Real Academia Militar, fundada em 1810 no Rio de 
Janeiro pelo príncipe regente João VI de Portugal. Devido a falta de pessoal local para o cargo de 
professor de química, o químico britânico Daniel Gardner foi contratado para exercer esta função. Ele 
ocupou a cadeira até sua aposentadoria em 1825. 
 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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Fachada lateral do LaboratorioChimico, o primeiro centro de ensino de ciências químicas em 
Portugal. 
Os cursos de química são generalistas - privilegiando a química orgânica, química inorgânica, 
química analítica, físico-química e bioquímica -, com aulas teóricas e experimentais. A primeira 
metade do curso contempla também disciplinas como cálculo diferencial e integral e física, 
fundamentais para aprofundamento em determinados assuntos. 
Muitos faculdades permitem a escolha de opções no decorrer da graduação: formação de 
professores de química (com disciplinas pedagógicas e estágio em estabelecimentos de ensino); 
química básica (para os alunos que possuem interesse em pesquisa básica e/ou desejam seguir os 
estudos na pós-graduação e a química industrial (o aluno cursa um rol de disciplinas que permitem 
uma visão sobre operações industriais, além do estágio em indústrias). Outras faculdades oferecem a 
habilitação já na matrícula, como química industrial, tecnológica, ambiental, de alimentos, petróleo ou 
têxtil. 
Dentre as importantes sociedades científicas nas comunidades lusófonas, podem ser citadas 
a Sociedade Brasileira de Química e a Sociedade Portuguesa de Química. Estas instituições são 
destinadas a cuidar de assuntos de mérito da química, em seus aspectos científicos, 
espistemológicos, metodológicos e pragmáticos. 
Estas sociedades são abertas a participação de profissionais em química e áreas afins e atuam no 
desenvolvimento e consolidação da comunidade, na divulgação da química e de suas relações, 
aplicações e consequências para o desenvolvimento do país e para a melhoria da qualidade de vida 
dos cidadãos. 
 
Marie Curie foi a primeira mulher agraciada com o Nobel de Química em 1911. Cem anos depois foi 
comemorado o Ano Internacional da Química. 
Diversas competições científicas, nacionais e internacionais, foram criadas para estimular o interesse 
pela química no meio estudantil. Desde 1986, o Brasil promove a Olimpíada Brasileira de Química. A 
primeira Olimpíada Iberoamericana de Química foi realizada no ano de 1995, em Mendoza 
(Argentina). Em 1968, a cidade de Praga, na então República Tcheca, sediou a primeira Olimpíada 
Internacional de Química. 
O ano de 2011 foi considerado o Ano Internacional da Química, em resultado da reunião 
da Assembleia Geral das Nações Unidas(AGNU), que decorreu em 31 de julho a 6 de agosto de 
2009, em Glasgow, na Escócia. A agenda de comemorações foi organizada pela União Internacional 
de Química Pura e Aplicada (IUPAC) e pela Organização das Nações Unidas para a Educação, a 
Ciência e a Cultura (UNESCO). O objetivo do Ano Internacional da Química foi celebrar as 
contribuições da química para o bem-estar da humanidade, com ênfase à importância da química 
para os recursos naturais sustentáveis. Em 2011 também foi comemorado o centenário da primeira 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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vez que o Prêmio Nobel de Química foi entregue a uma mulher, Marie Curie, por suas pesquisas 
com radioisótopos. Foi a primeira vez também que uma mulher ganhava uma das cinco modalidades 
do prêmio. Este fato motivou diversas celebração pela contribuição das mulheres à ciência durante a 
Ano da Química. 
O Prêmio Nobel é atribuído anualmente pela Academia Real das Ciências da Suécia a 
diversos cientistas de diferentes campos, entre eles a química. A premiação foi criada a partir do 
desejo de Alfred Nobel de galardoar personalidades que contribuissem para o bem-estar da 
humanidade. Este prêmio é administrado pela Fundação Nobel, adjudicado por um comité constituído 
por cinco membros eleitos pela Academia Real das Ciências da Suécia. O primeiro Nobel de Química 
foi atribuído em 1901 a Jacobus Henricus van't Hoff, dos Países Baixos, por sua descoberta das leis 
da dinâmica da química e pressão osmótica em soluções. 
Soluções 
As soluções são misturas homogêneas, ou seja, que apresentam um aspecto visual uniforme com 
uma única fase que podem se apresentar nos estados físicos sólido, líquido ou gasoso, compostas 
por partículas menores que 1 nm e que são compostas basicamente por soluto e solvente. 
Devido às reduzidas dimensões das partículas que compõe as soluções, não é possível realizar 
a separação da mistura através dos processos tradicionais, como filtros por exemplo. 
• Soluto: O soluto é uma substância que está dispersa em um solvente, ou seja, é a substância que 
será dissolvida em um meio chamado solvente afim que formar uma solução qualquer desejada. Os 
solutos são normalmente compostos iônicos, mas podem se apresentar também como compostos 
moleculares polares. 
• Solvente: O solvente é uma substância onde o soluto é disperso, ou seja, é a parte que se 
apresenta em maior quantidade em uma solução e onde o soluto é dissolvido. O solvente mais 
utilizado é a água, que também é conhecido como solvente universal. 
As soluções podem ser classificadas de diferentes maneiras, pelo estado físico em que se 
encontram, com relação à natureza do soluto ou ainda pela quantidade de soluto e solvente que 
compõe a solução. 
Com relação ao estado físico de agregação em que se encontram, podemos classificar as soluções 
em: 
• Soluções sólidas: ouro 18 quilates, latão e outras ligas metálicas diversas. 
• Soluções líquidas: soro fisiológico, álcool comercial e água com açúcar. 
• Soluções gasosas: ar atmosférico entre outras misturas gasosas de interesse comercial. 
Em casos onde todos os componentes da solução se encontram no mesmo estado físico, considera-
se o soluto o composto presente em menor quantidade e solvente o composto presente em maior 
quantidade na mistura. 
Com relação à natureza do soluto, classificamos as soluções em: 
• Soluções iônicas: São compostas de solutos iônicos, por exemplo, NaCl em água. 
• Soluções moleculares: São compostas por solutos de origem molecular, por exemplo, água com 
açúcar (C12H22O11 + água). 
• Há casos especiais onde há presença de compostos iônicos e moleculares compondo a solução, 
como o caso do ácido acético em água, que possui moléculas CH3COOH e íons CH3COO- e H+. 
Com relação entre a quantidade de soluto e solvente que compõe a solução (saturação da solução), 
classificamos as mesmas em: 
• Soluções insaturadas: Possuem menor quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. 
QUÍMICA GERAL 
 
 
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• Soluções saturadas: Possuem a máxima quantidade de soluto em determinada quantidade de 
solvente. 
• Soluções supersaturadas: Possuem maior quantidade de soluto em relação à quantidade de 
solvente. 
As soluções podem ser concentradas ou diluídas, de acordo com a necessidade e aplicação a qual 
se destinam. Nas soluções concentradas, o volume total de solução diminui, porém, a concentração 
de soluto se mantém a mesma, já nas soluções diluídas, o volume total é aumentado, contudo a 
concentração de soluto se mantém a mesma. Para realizar diluições ou aumentar a concentração de 
soluções, utiliza-se a seguinte fórmula: 
C(inicial) x V(l) (inicial) = C(final) x V(l) (final) 
Onde: 
• C = Concentração (inicial e final, respectivamente) 
• V = Volume de solução em litros (inicial e final, respectivamente). 
Unidades de concentração 
As diferentes relações entre a quantidade de soluto, de solvente e de solução são denominadas 
genericamente de concentrações. 
Concentração comum (C) 
Também chamada concentração em g/L (grama por litro), relaciona a massa do soluto em gramas 
com o volume da solução em litros. 
C = m/V 
Concentração em quantidade de matéria (Cn) 
Relaciona a quantidade de soluto (mols) com o volume da solução, em litros. Sua unidade é mol/L: 
Cn = n/V 
Título (T) 
Relaciona a massa de soluto (m) com a massa da solução (M) ou o volume do soluto (v) com o 
volume da solução (V). 
T = m/M 
T = v/V 
O título não tem unidade, pois é uma divisão de dois valores de massa ou volume. 
Densidade da solução (d) 
Relaciona a massa (m) e o volume da solução (V): 
d = m/V 
Geralmente as unidades usadas são g/mL ou g/cm3. 
Cuidado: