Aulas QUI112

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QUI 112 QUÍMICA ANALÍTICA APLICADA 
1 º semestre de 2016 
 
Profa. Astréa F. de Souza Silva (T4) 
 
 
 APRESENTAÇÃO DA DISCIPLINA 
 
 NORMAS DE FUNCIONAMENTO 
 
 CRITÉRIO DE AVALIAÇÃO 
 
 MATERIAL DE APOIO 
 
 INTRODUÇÃO AO CURSO 
 
 
 
Coordenadora: – Profa. Astréa F. de Souza Silva DEQ - Sala 210 – astrea@ufv.br 
 
Avaliação (1) Valor (pontos) 
P1 35 
P2 35 
P3 30 
2ª chamada(2) igual ao da avaliação perdida 
Exame final 100 
Obs. 1: O conteúdo das avaliações é acumulativo; 
Obs. 2: A 2ª chamada destina-se apenas para alunos com processo 
aprovado pelo Registro Escolar. Abrange todo o conteúdo da disciplina. A 
nota substituirá a prova perdida, com o seu respectivo peso. 
Obs 3: Calculadoras, borrachas, etc. não podem ser compartilhados e será 
obrigatória a apresentação da carteira estudantil ou documento com foto. 
Obs. 4: “cola” (ou qualquer outro tipo de fraude) implica em anulação da 
avaliação. 
Critérios de avaliação 
 
Critério de aprovação : 
 S= (P1 + P2 + P3) 
 
 S ≥ 59,5 o aluno é aprovado 
 S < 39,5 o aluno é reprovado 
 39,5≤ S ≤ 59,0 direito a exame final EF valor 100 pontos 
5,59
2

 EFS
o aluno é reprovado 
5,59
2

 EFS
o aluno é provado 
Observações: 
1) Não é permitido ao aluno fazer prova em turma na qual não esteja 
matriculado 
2) Salas a serem divulgadas na página do Registro Escolar 
3) Datas e horários sujeitas à alterações pelo Registro Escolar (acessar 
página) 
4) É obrigatória a apresentação de um documento com foto 
5) Segunda chamada e exame ocorrem com turmas unificadas mas 
provas distintas para cada professor 
Turma P1 P2 P3 
T1 - Fernando 19/abril - 10 h 24/maio - 10 h 05/julho - 10 h 
T2 - Leonardo 19/abril - 16 h 24/maio - 16 h 05/julho - 16 h 
T3 - Leonardo 20/abril - 8 h 25/maio - 8 h 06/julho - 8 h 
T4 - Astréa 19/abril - 10 h 24/maio - 10 h 05/julho - 10 h 
2ª chamada Previsão 07/ julho (confirmar) 
Exame Previsão 15 / julho (confirmar) 
Datas das Avaliações (em horário de aula) 
Horário de Aulas 2016/1 
Segunda Terça Quarta Quinta Sexta 
07:00 
08:00 
QUI 112 T3 
PVB 207 Leonardo 
 
QUI 112 T1 
PVA 115 Fernando 
09:00 
QUI 112 T3 
PVB 207 Leonardo 
 
QUI 112 T4 
PVB 307 Astréa 
10:00 
QUI 112 T1 
PVA 313 
Fernando 
QUI 112 T4 
PVA 115 
Astréa 
 
QUI 112 T3 
PVB 209 Leonardo 
11:00 
QUI 112 T1 
PVA 313 
Fernando 
QUI 112 T4 
PVA 115 
Astréa 
 
12:00 
14:00 
QUI 112 T2 
PVB 310 Leonardo 
15:00 
16:00 
QUI 112 T2 
PVB 310 Leonardo 
 
17:00 
QUI 112 T2 
PVB 310 Leonardo 
 
18:30 
Sobre Frequência 
 
QUI 112: frequência inferior a 75% 
reprovação (conceito L). (11 a 13 faltas). 
 
Não haverá permuta de presença para aulas 
assistidas em turmas na qual o aluno não 
esteja matriculado. 
 
Atestados médicos não serão aceitos diretamente 
pelos professores da disciplina, devem ser 
encaminhados diretamente ao Registro Escolar. 
7 
Andamento do Curso com alterações para acompanhar QUI 119: 
• Objetivos da Química Analítica; slides 13-21 
• Termos importantes em Química Analítica slides 22-24 
• Revisão de Estados físicos da matéria e solvatação química: slides 25-40 
 
• Estudo sobre Linguagem Química para representar reações slides 41 -53 
• Revisão sobre grupos da Tabela Periódica, principais Funções Químicas e 
nomenclatura de compostos: slides 41-50 
• Balanço de carga e matéria nas reações químicas: slide 51 
• Fases típicas de alguns reagentes: slide 52 
• Tipos de setas em reações e processos químicos : slide 53 
• Estudo de Sistemas Químicos onde ocorrem reações completas 
• Exemplos de Sistemas Químicos onde ocorre equilíbrio químico 
• (tipos de equilíbrio químico e constantes associadas) 
• Revisão Unidades de concentração e conversão de unidades 
• Diagramas esquemáticos de procedimentos experimentais 
• Acompanhamento de número de número de mol em diluições simples e em múltiplas 
etapas 
• Cálculos envolvendo razão molar em reações completas. 
 
• Titulação: Visão Geral e Tipos de titulação estudadas em QUI 119 
• Cálculos envolvendo razão molar ou estequiométrica 
• A condição estequiométrica será fornecida para todas as titulações, exceto 
para titulação redox, cujas semi-reações serão fornecidas 
 
 
 
Conceito ácido –base de Bronsted Lowry 
Lei de ação das massas no equilíbrio ácido –base e pKa 
Autoionização da água 
Lei de Ação das massas e pKw 
Definição de pH 
 
Ácidos orgânicos e Inorgânicos de Bronsted (Grupos doadores e aceptores de prótons) 
Aspecto Qualitativo do Equilíbrio ácido –base de Bronsted 
Princípio de Le Chatelier e Influência do pH no equilibrio ácido base 
 
Aspecto Quantitativo do Equilíbro ácido –base de Bronsted: 
Concentração analítica 
Concentração no equilíbrio 
Fração no equilíbrio 
Balanço de matéria 
Balanço de carga 
Diagrama de distribuição de espécies em equilíbrio ácido-base 
Preparo de soluções tampão usando balanço de carga 
 
Equilíbrio gás-líquido (1/2 h apenas); Lei de Ação das massas, PLC e diagrama distr espécies 
 
Hidrólise de cátions metálicos e o conceito ácido –base de Bronsted Lowry 
Avaliação qualitativa da hidrólise ( PLC) 
Avaliação Semi-Quantittativa (interpretação de DDE) 
 
Equilíbriode solubilidade 
Lei de Ação das massas 
Estudo de Fatores que afetam a solubilidade de um sal pouco solúvel 
Efeito do íon comum (PLC) 
Influência do pH (PLC) 
Interpretação de DDE 
 
Conceito ácido-base de Lewis e Equilíbrio de complexação 
(neste semestre exceto hidroxocomplexos) 
Lei de Ação das massas 
Avaliação qualitativa (PLC) e semi quantitativa (DDE) 
Influência da complexação na solubilidade de sais poucos solúveis 
Equiíbrios simultaneos (escrever reações e interpretar por Le Chatelier) 
 
Titulação Potenciométrica ácido –base 
Curvas de titulação sobrepostas à diagrama de distribuição de espécies 
Seleção de indicadores para titulação visual a partir de curva de titulação potenciométrica 
 
Troca iônica 
Espectrofotometria UV-visível 
 
Bibliografia (Todos disponíveis na bibilioteca) 
 
Para reações completas e equilíbrio químico 
 OLIVEIRA, A.F. Equilíbrio Químico em Solução Aquosa orientado à 
aplicação - Campinas: Átomo, 2009. 
 
Demais assuntos (por ex.) técnicas analíticas clássicas e métodos 
instrumentais 
 HARRIS, D.C. Análise Química Quantitativa; LTC. 
 SKOOG, D. A. et. al.. Fundamentos de Química Analítica. 8a ed. São 
Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2006. 
 MENDHAN, J; et al. Vogel - Análise Química Quantitativa. 6a ed. Rio 
de Janeiro: LTC, 2002. 
 OHWEILLER, O. A. Química Analítica Quantitativa. Rio de Janeiro: 
Livros Técnicos e Científicos, 1976. 3 vols. 
 VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. São Paulo: Mestre Jou. 
1981. 
 
Material de apoio para aula 
 
No PVANet: Disciplina Química Analítica Aplicada 
Área: Profa. Astréa 
 Pastas importantes: Notas de aula 
 Listas de Exercícios 
 Gabarito das Listas de Exercícios 
 Tabelas úteis 
 Plano de ensino da disciplina 
 
 12 Listas de Exercícios abrangendo todos os assuntos 
abordados ao longo do curso (Cuidado com versões 
antigas desatualizadas pois a ordem de abordagem foi 
alterada) 
 Listas e gabaritos liberados gradualmente 
 
 
 
 
12 
 
FÍSICO 
QUÍMICA 
 
 
CIÊNCIAS 
AMBIENTAIS 
CIÊNCIAS 
AGRÁRIAS 
CIÊNCIAS 
BIOLÓGICAS 
QUÍMICA 
ORGÂNICA 
 
QUÍMICA 
INORGÂNICA 
 
QUÍMICA 
ANALÍTICA 
Reações químicasCompleta ou equilibrio químico 
Razão molar ou estequiométrica 
Equilíbrios simultâneos podem ocorrer 
Reações são influenciadas pelo pH do meio 
Princípio de Le Chatelier e/ou Diagrama de 
Distribuição de espécies para interpretar os 
sistemas químicos 
 Avaliação da fertilidade do solo 
 Avaliação de Contaminação ambiental (água, solo..) 
 Sistemas de tratamento água, esgoto, efluentes 
 Nutrição humana, plantas, animais 
 Produção e conservação de alimentos 
 Análises clínicas 
 Liberação e Absorção de fármacos... Etc.... 
 
 
Uso de razão molar ou estequiométrica (razão e proporção) ≠ regra 3 matemática 
Padronização da linguagem química e matemática: facilitar a comunicação técnica 
 entre a química e as áreas multidisciplinares de aplicação 
 entre o futuro profissional e seus interlocutores técnicos 
ir para Slide 14  Exemplos de Aplicações da Química Analítica 
Aspectos importantes das aplicações 
Fundamentos da metodologia de estudo 
13 
•Agronomia ,Engenharia Agrícola e Engenharia Florestal voltar Slide 13 
•Avaliação da Fertilidade de Solos 
•Quantificação de N,P,K,NO2-,NO3-,NH3,SO42-,Al3+,H3O+,Ca2+,Mg2+, B, metais biodisponíveis,... 
•Engenharia de alimentos, tecnologia de alimentos, tecnologia de laticínios, 
•Nutrição Humana (avaliação composição nutricional de um produto(% diária recomendada) 
•Agronomia e Veterinária 
•Nutrição Animal (quantificação de nutrientes essencias para produção de ração balanceada) 
•Engenharia Florestal 
•Nutrição Vegetal (avaliação de deficiência de crescimento, fitopatologias ) 
•Bioquímica, Veterinária 
•Análises Clínicas (análise de sangue, plasma, urina, para diagnóstico de doenças) 
•Engenharia ambiental 
•Análises ambientais (avaliação da contaminação do solo, água, ar por metais pesados, 
 pesticidas, etc.) 
•Química Orgânica, Farmacêutica e Inorgânica (quantiicação, estabilidade, absorção, degradação) 
•Síntese e caracterização de compostos (complexos/catalisadores,fármacos,pesticidas,etc..) 
•Química de produtos naturais 
•Separação e quantificação de principios ativos , elucidação de estruturas etc......... 
Exemplos de Sistemas e Aplicações por área 
14 
QUÍMICA ANALÍTICA : Definição 
 
 
ramo da Química que se preocupa com 
a identificação e/ou a quantificação de 
espécies químicas (analitos) em 
amostras de interesse. 
Disciplina: Química analítica aplicada 
15 
 
ANALÍSE QUALITATIVA: QUEM? 
 
•Objetivos 
 
•Reações químicas típicas A + R → P 
 
rota analítica para cátions e ânions (QUI 119) 
 
Observação visual da ocorrência de reação: 
 
•Cor Ex. Fe3+ complexado por SCN- forma complexo vermelho Fe(SCN)6
3- 
 
•Odor: Ex. ácido acético, amônia, sulfeto 
 
•desprendimento de gases: Ex. bicarbonato na presença de excesso de H+ 
 
•formação de precipitados; Ex. Ca2+ com oxalato 
 
•TF, TE,.....etc... 
Testes químicos sem preocupação com estequiometria 
16 
•1) quantificação de 1 componente apenas 
 reagente ou técnica seletiva (específico) 
•método clássico análise Ex. gravimetria, titulação 
 
•2) quantificação de + de 1 componente: 
•método de separação clássico 
 Ex. extração por solvente, troca iônica, etc. 
 
•método separação instrumental 
 Ex. HPLC, CG, EC (separam e quantificam) 
• ANALISE QUANTITATIVA: Quanto? 
Fatores importantes 
 
Aplicação da reação quimica típica 
 
 
 
• estequiometria 
• sobre reagente (concentração e consumo) 
• sobre analito : (quantidade de amostra analisada) 
 
 
 
 
 
Reação balanceada : a A + r R → p P 
UV-Vis; AA, EA , não separam mas medem uma propriedade específica 
17 
Exemplos de Métodos Clássicos da Química Analítica 
1) adição de reagente (seletivo) na amostra 
Causa precipitação do analito 
 
2) Filtração (separação entre ppt e 
 sobrenadante) 
 
3) Retenção do ppt no suporte(papel de filtro 
ou membrana) 
 
4) Pesagem do material obtido 
 
2) amostra com 
indicador 
Visual 
V conhecido 
1) padrão 
primário 
seletivo 
3) medida do volume 
de reagente gasto 
Quando atinge a razão molar entre 
Reagente e anallito 
B)Titulação ou análise volumétrica 
A) gravimetria 
 
C conhecida 
18 
compartimento 
para amostra 
mede propriedade 
especifica proporcional 
 à concentração 
 (ex, absorbância no UV) 
registro do sinal 
se
pa
ra
çã
o 
Exemplo de método instrumental: HPLC separa e quantifica 
(ex, separação de colesterol e demais hormônios no sangue. 
19 
Preciso fazer a separação de A e B : 
(A e B são solúveis em água) 
(A é mais solúvel que B em solvente orgânico apolar) 
Fase aquosa (polar) 
com mistura 
de componentes 
Fase orgânica (apolar) 
Separação das fases 
Fases 
Imiscíveis 
 
Rico em A 
Rico em B 
Exemplo de Método Clássico de Separação 
Extração por solvente (diferença de solubilidade) 
20 
Finalidades dos métodos de separação: 
 
(Separar o analito do interferente (ambos tem propriedades químicas similares) 
 
Por ex. separar o colesterol (analito) do anticoncepcional estradiol (interferente) 
 
 
Etapa de pré-tratamento de amostra 
 
 A) Aumentar seletividade do método 
 
 B) Pré-Concentrar amostras muito diluídas 
 
 
ex. extração por solvente, gravimetria, troca iônica 
Determinação de nitrito NO2
- em alimentos 
• Usado como conservante (inibe bactérias que causam botulismo) 
• Confere coloração rosa ao alimento 
• Reagem com aminas secundárias produzindo nitrosaminas 
 (compostos carcinogênicos) 
• MAPA (valor máximo permitido : 15 mg NO2
- / 100 g amostra 
 
Determinação de NO2
- na urina 
• presença indica infecção das vias urinárias, causadas 
por microrganismos que reduzem o nitrato a nitrito. 
• Resultado desejado: não detectável 
• Requer método com baixo limite de quantificação 
 
 Determinação de NO2
- em água 
(água mineral, água de abastecimento, água de poço, água de rios 
• (devido à formação de compostos carcinogênicos) 
• Portaria 2914 MS: para consumo humano VMP = 1,0 mg NO2
-/L 
• Requer método com baixo limite de quantificação 
 
 
Analito e Matriz 
Termos importantes em análise química 
22 
Termos importantes em análise química 
Análise: Determinação de colesterol no sangue 
Colesterol (analito) 
Hemáceas 
 
Plaquetas 
 
Leucócitos 
 
Anticoncepcional 
Ex.estradiol 
 
Matriz: sangue 
(interferente) 
Método de separação 
Ou uso de agente mascarante (6) 
concomitantes 
(2) 
(1) 
(3) 
(4) 
(5) 
(7) Método de análise : clássico ou intrumental 
(8) Figuras de mérito : ⇩LOD,⇩LOQ, ⇧faixa linear ,⇧S 
 
 
(1) Analito: componente da amostra que é alvo de análise química qualitativa e 
/ou quantitativa. 
 
(2) Matriz: todos os constituintes da amostra exceto o analito; “Ambiente químico” 
do analito. 
 
(3) Concomitantes: demais espécies químicas presentes na matriz exceto o 
analito. 
 
(4) Interferente: concomitante presente na amostra que apresenta reações 
semelhantes ao analito quando se usa reagentes não específicos e portanto 
afetam o resultado da análise. Reagentes específicos, métodos de separação e 
agentes mascarantes são necessários para eliminar essa interferência. Nem 
todos os concomitantes são interferentes. 
(5) Método de separação: separa o analito do interferente 
(6) Agente mascarante: reage com o interferente mas não reage com o analito 
(7) Método de análise : clássico (gravimetria, titulação, etc)ou instrumental (Espectrofotometria, HPLC, CG, EC 
(8) Figuras de mérito em uma curva analítica: ↓ LOD (limite de detecção) 
, ↓ LOQ (limite de quantificação) , ↑sensibilidade, faixa linear (ampla) 
 
 
 
....PP....RR carga2(fase)
carga
1(fase)
carga
2(fase)
carga
1(fase) 
seta 
Linguagem Química para reações: 
Reações em meio aquoso 
Revisão sobre estados físicos da 
matéria e mecanismos de 
solvatação de compostos em 
solução aquosa 
(solubilização) 
26 
Interação entre as moléculas 
nos diferentes estados físicos da matéria 
 Estado Gasoso 
 
• Pouca interação 
• Baixa ordenação 
•baixa densidade 
•ocupa todo o 
volume do 
recipiente que o 
confina 
Estado Sólido 
 
•alta densidade 
•arranjo estruturado 
 Estado Líquido 
 arranjo e densidade 
 intermediários 
 
1) Quais são os estados físicos da matéria? 
2) O que caracteriza ou permite diferenciar cada estado físico? 
Aumento da intensidade das forças de coesão 
(forças intermoleculares) 
27 
Tipos de Forças que atuam sobre as espécies químicas 
Forças intramoleculares: atuam entre os átomos de uma ligação química 
 ligação covalente apolar 
 ligação covalente polar 
 ligação iônica 
Propriedades períodicas que influenciam a formação das ligações químicas: 
Potencial de Ionização:Energia requerida para retirar um elétron de um átomo isolado no estado gasoso 
Afinidade Eletrônica: Energia liberada quando um átomo isolado gasoso recebe um életron 
Forças intermoleculares: atuam entre espécies químicas 
forças íon-dipolo 
ligação de hidrogênio 
forças dipolo-dipolo (permanentes) 
forças de dispersão de London (dipolo induzido-dipolo induzido) 
 
Propriedades Periódicas que influenciam a Polaridade das moléculas: 
Eletronegatividade: tendência de um átomo participando de uma ligação química, em 
 atrair para si os elétrons da ligação 
Eletropositividade : (caráter metálico) : tendência do átomo em perder elétrons de sua 
camada de valência 
 
Escala de eletronegatividade de Pauling F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H 
 
 . 
29 
 
 
Química analítica aplicada: 
Estudo das Reações em meio aquoso 
Molécula de água: propriedades 
Geometria 
Vetor Momento de dipolo 
Polaridade 
Formação de ligações hidrogênio 
Interação entre Dipolos da água 
 
Formação de clústeres temporários 
devido movimento Browniano 
movimento aleatório das moléculas e íons 
 devido à temperatura 
Alguns reagentes importantes e seus estados físicos 
Exemplos de Compostos iônicos cujo estado físico é sólido 
 
• Sais: composto formado por um cátion de metal e um ânion 
 Ex: NaCl, KCl, AgNO3, CaSO4, NaHCO3; etc 
• Bases: composto formado por um cátion de metal e íon hidroxila 
 Ex: KOH, AgOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 
 
Exemplos de Compostos covalentes polares (estados físicos diversificados) : 
(ácido pela definição de Arrhenius: composto que em solução aquosa se ioniza produzido H+ 
• Ácidos fortes cujo estado físico é líquido: 
 Ex.: HClO4, H2SO4 (somente a 1ª ionização é total) 
• Ácidos fortes cujo estado físico é gasoso: 
 Ex.: HCl, HNO3 
• Alguns compostos covalentes polares que são sólidos 
Exemplos de Compostos covalentes apolares 
(estados físicos diversificados): 
 Aumenta Tamanho, massa molar, forças de London 
 
F2(g) , Cl2(g) Br2(l) I2(s) iodo molecular 
 
31 
NaCl(s) (cloreto de sódio) 
Um cristal de NaCl ampliado 
Diagrama esquemático 
Do arranjo cúbico ordenado de íons Na+ e Cl- 
 
Ligações iônicas 
Sais muito solúveis sofrem dissociação completa: 
S= 35,9 g/100 mL (25 °C) 
32 
Momento de dipolo e Solvatação 
rede cristalina 
NaCl 
moléculas de água 
Exemplo: NaCl 
alta solubilidade de espécies iônicas em solução 
interação íon dipolo promove dissolução de íons por solvatação 
composto iônico 
33 
Na+(aq) + Cl
-
(aq) NaCl(s) 
composto iônico 
no estado físico de partida 
Ligação iônica 
íons solvatados em solução 
Como representar a dissolução (ou dissociação completa) de 
sais muito solúveis em água devido interação íon-dipolo 
solução insaturada ( cuja concentração está abaixo do limite de solubilidade) 
C< 35,9 g/100 mL (25 °C) 
Reação de dissociação iônica completa 
34 
ligação 
covalente 
 
H+(aq) + Cl
-
(aq) 
Acidos inorgânicos fortes com ligação covalente polar 
Passam por Ionização completa: 
composto covalente 
no estado físico de partida 
(g) 
(g) 
íons solvatados em solução 
Compostos covalentes polares que são gasosos e ácidos fortes 
Como escrever a reação de ionização completa do HCl? 
Quais as semelhanças e as diferenças entre os 
Processos de dissociação completa dos sais muito solúveis e 
ionização completa de ácidos fortes? 
• Caráter da ligação nos sais é predominantemente iônico 
• Caráter da ligação nos ácidos fortes é predominantemente 
covalente 
 
• Dissociação completa de sais muito solúveis e Ionização completa 
de ácidos fortes 
 ambas produzem íons solvatados (aq) em solução 
 
36 
C12H22O11(s) sacarose→ 
Cristais ampliados 
Estrutura molecular 
Compostos covalentes polares: sacarose (açúcar) 
solubilidade em água = 211,5 g/100 ml (20 °C) 
37 
 
 
 
 
 
solubilidade em água = 211,5 g/100 ml (20 °C) 
solvatação de molécula covalente polar 
δ- δ+ 
δ+ δ- 
δ- δ+ 
C12H22O11 (s) sacarose 
-interação dipolo-dipolo 
com água 
-formação de ligação hidrogênio 
- com a água 
Observe que não há quebra de ligações e formação de íons 
Interação entre os dipolos da sacarose e da água 
38 
C12H22O11(s) → C12H22O11(aq) 
 
Supondo que C< 211,5 g/100 ml (20 °C) 
No caso da solubilização da sacarose não ocorre formação de 
íons em solução, como ocorre com NaCl e HCl 
ou solução insaturada 
Qual a diferença entre a solubilização da sacarose em 
comparação com a solubilização do NaCl e do HCl? 
Como representar a dissolução completa da sacarose 
(composto covalente polar) em água? 
39 
Solvatação de Moléculas Apolares por “cluster” 
Porque uma quantidade muito 
pequena de I2 (apolar) dissolve em 
água (polar) ? 
Exemplos: 
I__ I 
molécula apolar 
“ cluster” temporário de água 
algumas molécular apolares ficam “presas” na 
cavidade temporária formada pelos “clusters” 
de água 
 S = 0,335 g/L em água a 25°C. 
O iodo é pouco solúvel em água, não é insolúvel em água 
40 
Também no caso do I2 não ocorre formação de íons em solução 
Para ocorrer a solvatação, as interações dos dipolos 
induzidos causam a ruptura das ligações e formação de 
íons? 
Como representar a solvatação ou solubilização 
parcial do I2(compostos covalente apolar pouco 
solúvel em água) 
I2(s) ⇌ I2(aq) 
41 
Diferença entre solução insaturada, saturada sem corpo de 
fundo, saturada com corpo de fundo e solução supersaturada 
2) Solução saturada sem corpo de fundo 
Q (quantidade de soluto) é igual a S 
 I2(s) ⇌ I2(aq) solução homogênea; 
1) Solução insaturada: Q (quantidade de soluto) é menor que S 
 I2(s) → I2(aq) 
3) Solução saturada com corpode fundo 
 Q (quantidade de soluto) é maior que S 
 I2(s) ⇌ I2(aq) 
 
sistema heterogêneo; 2 fases 
Usando I2 como exemplo, e sabendo que S = 0,335 g/L 
....PP....RR carga2(fase)
carga
1(fase)
carga
2(fase)
carga
1(fase) 
seta 
Linguagem Química para reações: 
43 
1)Descrição das fases 
 
2) Grupos Importantes da Tabela Periódica, estados de 
oxidação adequados, funções químicas, fórmulas e nomes dos 
compostos 
 
3)Simbologia das setas em reações químicas 
 
4) Balanço de matéria e balanço de carga na reação 
 
5)Convenções adotadas ao escrever as reações 
(especifica para cada tipo de equilíbrio químico e sua constante) 
 
Linguagem Química para reações: 
Entender e Descrever o comportamento 
das espécies químicas em solução 
44 
a
lca
linos 
a
lca
linos te
rrosos 
Metais de transição 
H
a
logê
nios 
F
a
m
ília
 d
o b
oro 
F
a
m
ília
 d
o ca
rb
ono 
F
a
m
ília
 d
o nitrogê
nio 
F
a
m
ília
 d
o ox
igê
nio 
1) Grupos importantes da T.P. Ga
se
s N
ob
re
s 
Lantanídeos e Actnídeos 
45 NH4+ íon amônio (cátion) NH3 amônia (neutra) 
H+´ próton ou íon hidrogênio 
 
cátions de Metais alcalinos 
Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ 
 
cátions de metais alcalinos terrosos 
Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ 
 
Outros cátions de metais 
Ag+ íon prata 
Zn2+ íon zinco 
Ni2+ íon niquel 
Cu2+, íon cobre 
Al3+ , íon alumínio 
Cátions mais importantes (cargas positivas) 
Cátions de Metais 
Com estados de oxidação variáveis 
Cr3+, Cr(VI), íon cromo 
Fe3+, Fe2+ íon férrico; íon ferroso 
Ce3+, Ce4+ íon cério; 
Co2+, Co3+ íon cobalto 
Pb2+, Pb4+ íon chumbo 
Mn2+, Mn(VII)O4-, Mn(IV)O2 Íon manganês 
46 
Cr2O7
2- íon dicromato 
CrO4
2- íon cromato 
MnO4
- íon permanganato 
SO3
2- íon sulfito 
SO4
2- íon sulfato 
HSO4
- íon bissulfato (hidrogenosulfato) 
S2O8
2- íon persulfato 
S2O3
2- íon tiossulfato 
S4O6
2- íon tetrationato 
CO3
2- íon carbonato 
HCO3
- íon bicarbonato (hidrogenocarbonato) 
NO3
- íon nitrato 
NO2- íon nitrito 
C2O4
2- íon oxalato 
CN- íon cianeto 
SCN- íon tiocianato 
Ânions importantes 
(cargas negativas) 
F- íon fluoreto 
Cl- íon cloreto 
Br- íon brometo 
I- íon iodeto 
S2- íon sulfeto 
OH- íon hidroxila 
 ou íon hidróxido 
 Nox do cloro variável 
ClO4
- íon perclorato (+7) 
ClO3
- íon clorato (+5) 
ClO2
- íon clorito (+3) 
ClO- íon hipoclorito (+1) 
Ácidos: conceito de Arrhenius: 
 em solução aquosa se ioniza liberando H+ 
Prefixo 
do sal 
teminação 
do sal 
Nox do 
elemento central 
Prefixo 
do ácido 
Terminação 
 do ácido 
------ eto --- ----- ídrico* 
Hidrácidos - ácidos não oxigenados - HX * 
Cátion + Ânion = Sal 
 
Representação da fórmula dos sais: 
Cátion seguido do ânion: 
Exemplos: NaCl, Al2(SO4)3; 
Incorreto ClNa, 
 
Nomenclatura dos sais: 
Nome do ânion seguido do nome do cátion 
Exemplos: NaCl cloreto de sódio, Al2(SO4)3 sulfato de alumínio 
 
Nomenclatura de Hidrácidos (ácidos sem oxigênio) de fórmula HX 
ânion nome ácido Nome 
F- fluoreto HF ácido fluorídrico 
Cl- cloreto HCl ácido clorídrico 
Br- brometo HBr ácido bromídrico 
I- iodeto HI ácido iodídrico 
CN- cianeto HCN ácido cianídrico 
 S2- sulfeto H2S ácido sulfídrico 
Prefixo 
do sal 
teminação 
do sal 
Nox do 
elemento central 
Prefixo 
do ácido 
Terminação 
 do ácido 
hipo ito +1 ou +2 hipo oso 
ito +3 ou +4 oso 
ato +5 ou +6 ico 
per ato +7 per ico 
Ácidos oxigenados – HxEOy 
 
 
 
E = Cl, P, N, S 
HClO 
HClO2 
HClO3 
HClO4 
ânion nome ácido nox de E ácido observação 
ClO- hipoclorito HClO +1 ou +2 ácido hipocloroso 
ClO2
- clorito HClO2 +3 ou +4 ácido cloroso 
ClO3
- clorato HClO3 +5 ou +6 ácido clórico 
ClO4
- perclorato HClO4 +7 ácido perclórico 
NO2
- nitrito HNO2 +3 ácido nitroso 
NO3
- nitrato HNO3 +5 ácido nítrico 
SO3
2- sulfito H2SO3 +4 ácido sulfuroso 
SO4
2- sulfato H2SO4 +6 ácido sulfúrico 
H2PO2
- hipofosfito H3PO2 +1 ácido hipofosforoso 1 H
+ ionizável 
HPO3
2- fosfito H3PO3 +3 ácido fosforoso 2 H
+ ionizáveis 
PO4
3- fosfato H3PO4 +5 ácido fosfórico 3 H
+ ionizáveis 
CO3
2- carbonato H2CO3 +4 ácido carbônico exceção 
SiO4
- silicato H4SiO4 +4 ácido silícico exceção 
B(OH)4
- borato H3BO3 +3 ácido bórico exceção 
Exemplo 
Nomenclatura dos ácidos de fórmula geral Hx E Oy 
í 
Bases: conceito de Arrhenius: em solução aquosa se ioniza liberando OH- 
Hidróxido de (nome do cátion) 
KOH hidróxido de potássio 
NaOH hidróxido de sódio 
Al(OH)3 hidróxido de alumínio 
 
H3PO4 ácido orto-fosfórico H3PO4 – H2O HPO3 ácido metafosfórico 
 2 . H3PO4 – H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico 
Significado dos prefixos meta e piro em ácidos 
Exemplo 
52 
2)Balanço de matéria e balanço de carga na reação 
 
 Fórmula química: cátion antecede do ânion 
 Nome do sal: citação do ânion antes do cátion 
Dissociação completa do sulfato de ferro(III) 
ou sulfato férrico em solução aquosa 
Fe3+2(SO4)
2-
3(s) → Fe3+(aq) + SO42-(aq) 
Reação com balanço de matéria e carga: 
Fe2(SO4)3(s) → 2 Fe3+(aq) + 3SO42-(aq) 
cátion = carga positiva ânion = carga negativa 
53 
3) Descrição das fases dos reagentes 
estado gasoso (g); HCl(g); HNO3(g), (ácidos fortes), CO2(g) 
estado líquido (l); H2SO4(l), HClO4(l) (ácidos fortes) 
estado sólido (s); NaCl(s), sais em geral, NaOH(s), bases em geral 
 Sacarose(s); fenol(s); ácido benzóico(s) 
espécie solvatada em solução: (aq) 
CO2(g) + H2O(l) ⇋ H2CO3(aq) (equilíbrio gás líquido do gás carbônico em água) 
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq) ionização completa do ácido clorídrico em água 
 
 
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) (dissociação completa do cloreto de sódio em solução aquosa) 
C6H12O6(s) ⇋ C6H12O6(aq) (equilíbrio de solubilidade da glicose) 
Exemplos 
54 
Tipos de setas usados em reações/processos químicas 
ou ou 
REAÇÃO COMPLETA 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
RESSONÂNCIA OU FORMAS CANÔNICAS (NÃ UTILIZADA EM QUI 112) 
PROCESSOS CINÉTICOS (NÃO UTILIZADA EM QUI 112)