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Química Geral 
 
Classificação da Matéria 
 
 Substâncias: a classificação das diferentes substâncias é feita 
de acordo com sua composição. 
 
Substância pura: apresenta propriedades químicas e físicas 
próprias. As substâncias puras podem ser classificadas em: 
 
a) Substâncias Simples: é aquela formada por apenas um ele-
mento químico. Exemplo: Gás oxigênio (O2), Gás ozônio (O3), 
Sódio metálico (Na). 
 
b) Substâncias compostas: são aquelas formadas por dois ou 
mais elementos químicos. Exemplo: Água (H2O), Ácido sulfúrico 
(H2SO4). 
 
 Misturas: São formadas por duas ou mais substâncias, cada 
uma delas sendo denominada componente. Exemplo: o ar que 
respiramos é formado por uma mistura de gases (nitrogênio, 
oxigênio, argônio, gás carbônico). 
 
Tipos de Misturas: De acordo com o aspecto visual de uma 
mistura, ou seja, pelo número de fases as misturas são classifica-
das em: 
 
a) Mistura homogênea: apresenta uma única fase. Exemplo: soro 
caseiro, álcool hidratado. 
Obs.: Todas as misturas de quaisquer gases são sempre homo-
gêneas. 
 
b) Mistura heterogênea: apresenta pelo menos duas fases. 
Exemplo: água e óleo, água com gás. 
 
Estados Físicos da Matéria 
A matéria é constituída de pequenas partículas e, dependendo 
do grau de agregação entre elas, pode ser encontrada em três 
estados físicos: sólido, líquido e gasoso. 
 
Mudança de Estado Físico: 
 
 
 
Obs.: a vaporização pode ser classificada em ebulição, calefação 
ou evaporação. 
 
Diagramas de Mudança de Estado Físico 
 
1) Substância pura: a temperatura não varia durante as mudan-
ças de estado físico. Apresenta ponto de fusão e ponto de ebuli-
ção constantes. 
Ex.: água pura - PF = 0ºC PE = 100ºC 
 
 
2) Mistura comum: a temperatura vária durante as mudanças de 
estado físico. Não apresenta PF e PE constantes. 
Ex.: mistura de água e açúcar. 
 
3) Mistura eutética: a temperatura permanece constante durante 
a fusão. Não tem PE constante. 
Ex.: solda (Pb = 37% e Sn = 63%) 
 
 
 
4) Mistura azeotrópica: a temperatura permanece constante 
durante a ebulição. Não tem PF constante. 
Ex.: álcool hidratado (4% de água e 96% de etanol) 
 
 
 
 
Processos de Separação de Misturas 
 
A fim de se obter substâncias puras são utilizados métodos de separação de misturas. Os tipos de separação são: 
a) Decantação: processo utilizado para separar uma mistura heterogênea. Pode ser: 
 Mistura heterogênea: líquido e sólido. 
Exemplo: água e areia. 
 
 Mistura heterogênea: líquido e liquido. 
Exemplo: água e óleo. 
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b) Filtração: processo utilizado para separar substâncias em misturas heterogêneas envolvendo 
sólidos e líquidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Destilação: processo utilizado para separar uma mistura homogênea. Pode ser: 
 Destilação Simples: mistura homogênea entre sólido e líquido. Ex.: água e sal. 
 
 
 
 Destilação Fracionada: mistura homogênea entre líquidos. Ex.: água e álcool. 
 
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Tipos de Fenômenos: 
a) Fenômenos físicos: é todo aquele em que não há destruição 
ou formação de substâncias. Nesses fenômenos, a forma, o 
tamanho, a aparência e o estado físico podem mudar, porém a 
constituição da substância não sofre alterações. Ex.: as mudanças 
de estado físico. 
b) Fenômenos químicos: é toda transformação em que há 
destruição de moléculas e formação de novas espécies químicas. 
Quando ocorre um fenômeno químico, uma o mais substâncias se 
transformam e dão origem a novas substâncias, logo podemos 
dizer que ocorreu uma reação química. Exemplo: queima de 
materiais. 
ESTRUTURA ATÔMICA 
 
CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO 
* Número Atômico (Z) : é o número de prótons presentes no 
núcleo de um átomo. 
Z = P 
Obs.: átomos neutros e- = p 
 
ÍONS: excesso de carga 
Carga positiva – cátions ( perde elétrons) 
Carga negativa – ânions ( ganha elétrons) 
 
* Número de Massa (A): é a soma do número de prótons e de 
nêutrons. 
A = Z + n 
Obs.: n = A – Z 
 
Representação geral: z X A 
 
Semelhanças Atômicas 
 
 Z A p n e 
Isótopos =  =  = 
Isóbaros  =    
Isótonos    =  
 
Isoeletrônicos: Átomos ou íons com nº e = 
 
ELETROSFERA 
 
7 níveis (camadas) 
K L M N O P Q 
2 8 18 32 32 18 2 ou 8 
qtdade máxima de e- 
 
4 subníveis 
s p d f 
2 6 10 14 
qtdade máxima de e- 
 
NÚMEROS QUÂNTICOS 
São os nº que caracterizam um elétron. 
 
 Número quântico principal (n): está relacionado com o 
nível de energia do elétron. 
n = 1,2,3,4,5,6 ou 7 
 
 Número quântico secundário (l): está relacionado ao 
subnível de energia do elétron. 
Subnível s p d f 
Valores de l 0 1 2 3 
 
 Número quântico magnético (m): está relacionado à 
região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron, 
denominada orbital. 
 
s2 
 0 
 
p6 
 -1 0 +1 
 
d10 
 -2 -1 0 +1 +2 
 
 
f14 
 -3 –2 –1 0 +1 +2 +3 
 
 Número quântico spin (s): está relacionado à rotação do 
elétron. 
 
 
 
 
s = -1/2 s = +1/2 
 
Obs.: cada orbital suporta no máximo 2 elétrons de spins contrá-
rios 
Obs.: elétron celibatário (elétron desemparelhado) 
 
Tabela Periódica 
 
Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, 
em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, 
resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou perío-
dos). 
 
Elementos Químicos: Os elementos químicos são representados 
por letras maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma 
letra minúscula. 
Os Símbolos são de origem latina: 
 
Português Latim Símbolo 
Sódio Natrium Na 
Potássio Kalium K 
Enxofre Sulphur S 
Fósforo Phosphurus P 
Ouro Aurum Au 
 
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Períodos ou Séries: São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas preen-
chidas com elétrons. 
 
Famílias ou Grupos: São as colunas verticais da Tabela Periódica. Em um Grupo ou Família, encontram-se elementos com propriedades 
químicas semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo representa o nº de elétrons da última camada (camada de 
valência). 
 
 
 
 
 
 
 
Observações sobre a tabela: 
1 - São elementos líquidos: Hg e Br; 
2 - São Gases: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Cl, N, O, F, H; 
3 - Os demais são sólidos; 
4 - Chamam-se cisurânicos os elementos artificiais de Z menor 
que 92 (urânio): Astato (At); Tecnécio (Tc); Promécio (Pm) 
5 - Chamam-se transurânicos os elementos artificiais de Z maior 
que 92: são todos artificiais; 
6 - Elementos radioativos: Do bismuto (83Bi) em diante, todos os 
elementos conhecidos são naturalmente radioativos. 
 
Propriedades Periódicas 
 
- Raio e Eletropositividade 
 
 
 
 
- Afinidade eletrônica 
- Energia de ionização 
- Eletronegatividade* 
 
* gases nobres não apresentam eletronegatividade 
 
 
Diagrama de Linus Pauling 
 
 
Ligação química: É a força de atração suficientemente forte entre os átomos a fim de mantê-los unidos. 
 
Valência: Capacidade de combinação dos átomos. 
Regra do octeto: Os átomos, ao se unirem, procuram perder ou ganhar elétrons na última camada até atingirem a configuração eletrô-
nica de um gás nobre. 
 
Ligações Interatômicas 
Ligação Iônica Covalente Metálica 
Elementos 
Ligantes 
Metais e ametais. 
Metais e hidrogênio. 
 
Grande diferença de eletro-
negatividade. 
Ametais e ametais. 
Ametais e hidrogênio. 
Hidrogênio e hidrogênio. 
 
Pequena diferença de eletro-
negatividade. 
Metais 
 
Alta eletropositividade 
Como ocorre a 
ligação 
Transferência de elétrons dos 
metais (que formam cátions) 
para os ametais (que formam 
ânions). Cátions e ânions 
sofrem atraçãoelétrica. 
Compartilhamento de pares 
de elétrons de valência atra-
vés da formação de orbitais 
moleculares. 
Liberação parcial dos 
elétrons mais externos, 
formando uma estrutura 
de cátions envoltos pelos 
elétrons parcialmente 
liberados. 
Unidade 
formadora 
Cristal iônico, representado 
pelo íon-fórmula ou fórmula 
mínima (mínimo de cátions e 
ânions necessários para que a 
soma das cargas elétricas 
seja zero). 
Moléculas, representadas pela 
fórmula molecular ou cristal 
covalente (macro-molécula), 
representada pela reestrutura 
mínima seguida do índice n. 
Cristal metálico, represen-
tado pelo símbolo do 
elemento. 
Classificação Periódica 
 
 31 
 
Exemplo 
importante 
Cristal iônico de cloreto de 
sódio. 
íon-fórmula: NaCl. 
Molécula de água. 
Fórmula molecular: H2O 
Cristal covalente de diamante. 
Representação: Cn(s) 
Cristal metálico de alumínio. 
Representação: Al(s) 
 
Ligações Interatômicas 
 Definição e Ocorrência 
Forças de 
Van der 
Waals 
São forças de natureza elétrica de intensidade fraca. Uma 
das principais forças são as dispersões de London, ou seja, 
interações que ocorrem entre moléculas apolares e átomos 
de gases nobres quando, por um motivo qualquer, ocorre 
uma assimetria na nuvem eletrônica de uma molécula ou 
átomo, gerando um dipolo que induz as demais moléculas 
ou átomos a também formarem dipolos. Na fase sólida, 
formam cristais moleculares. He(l), Ne(l), CO2(S), Br2(l), I2(s) 
Dipolo 
Permanente 
Forças de natureza elétrica, que ocorrem entre moléculas 
polares, de modo que a extremidade negativa do dipolo de 
uma molécula se aproxime da extremidade positiva do 
dipolo de outra molécula. Na fase sólida, orienta a posição 
de cada molécula no espaço, formando os cristais dipolares. 
HBr, HCl, HI, H2S, PH3 
As forças intermolecu-
lares são as que man-
têm a coesão das 
moléculas ou partículas 
que compõem uma 
substância. Na prática, 
as forças intermolecula-
res podem atuar em 
conjunto e a interação 
entre as moléculas é 
calculada pela soma dos 
diversos tipos de forças 
intermoleculares atuan-
tes. Por exemplo, na 
água a principal força 
de interação molecular 
são as pontes de 
hidrogênio, embora 
também haja interações 
do tipo dipolo perma-
nente. 
Pontes de 
hidrogênio 
Forças de natureza elétrico do tipo dipolo permanente, 
porém bem mais intensas. Ocorrem quando a molécula 
possui hidrogênio ligado a um elemento muito eletronegati-
vo: flúor F, oxigênio O ou nitrogênio N, de modo que o 
hidrogênio de uma molécula estabelece uma ponte (ligação) 
com o átomo muito eletronegativo de outra molécula. H2O, 
HF, NH3 
 
Número de Oxidação (Nox) 
É o número que designa a carga elétrica real ou aparente de 
um átomo em função da diferença de eletronegatividade entre ele 
e seus ligantes. 
 
 
Regras 
 Substância simples = 0 
 Íon simples = carga de íon 
 A soma dos Nox de todos os átomos da molécula = 0 
 Metais alcalinos e a Ag = + 1 
 Metais alcalinos-terrosos e o Zn = +2 
 Alumínio, Bismuto e Boro = +3 
 Silício = +4 
 Fluor = -1 
 Halogênios em qualquer halogeneto = - 1 
 Oxigênio: normal = -2 
 peróxidos= -1 
 superóxidos= -½ 
 fluoretos= +1 e +2 
 Hidrogênio: normal= +1 
 hidretos iônicos = -1 
 
 Nox  +7 a -7 
 
 
CaCOCaCO33
--22+2+2
+4+4 --66+2+2 = 0= 0
+4+4+4+4
 
FeFe22SS33OO1212
--22+3+3
+18+18 --2424+6+6 = 0= 0
+6+6+6+6
FeFe22(SO(SO44))33
 
NHNH44++
+1+1
+4+4--33 = +1= +1
--33--33
 
 
 
Principais Cátions 
Monovalentes Bivalentes Trivalentes 
H+ Ag+ Mg2+ Fe2+ Al3+ Au3+ 
Li+ Cu+ Ca2+ Mn2+ Bi3+ Fe3+ 
Na+ Au+ Sr2+ Pb2+ Co3+ Sb3+ 
K+ NH4+ Ba2+ Sn2+ Cr3+ As3+ 
Rb+ H3O+ Ra2+ Pt2+ Ni3+ B3+ 
Cs+ Zn2+ Cu2+ 
 Co2+ Ni2+ 
 Cd2+ 
Tetravalentes Pentavalentes 
Pt4+ Sn4+ Pb4+ Mn4+ As5+ Sb5+ 
 
Principais ânions 
 
Monovalentes Bivalentes 
F- fluoreto O2- óxido 
Cl- cloreto O22- peróxido 
Br- brometo S2- sulfeto 
I- iodeto SO32- sulfito 
ClO- hipoclorito SO42- sulfato 
ClO2- clorito S2O32- tiossulfato 
ClO3- clorato CO32- carbonato 
CIO4- perclorato C2O42- oxalato 
NO2- nitrito SiO32- metassilicato 
NO3- nitrato SiF62- fluorsilicato 
CN- cianeto HPO32- fosfito 
OCN- cianato CrO42- cromato 
SNC- tiocianato Cr2O72- dicromato 
PO3- metafosfato MnO42- manganato 
H2PO2- hipofosfito MnO32- manganito 
AlO2- aluminato SnO22- estanito 
MnO4- permanganato SnO32- estanato 
OH- hidróxido PbO22- plumbito 
H- hidreto PbO32- plumbato 
 ZnO22- zincato 
 S2O62- hipossulfato 
 S2O72- pirossulfato 
 
Trivalentes Tetravalentes 
PO43- fosfato P2O74- pirofosfato 
AsO33- arsenito P2O64- hipofosfato 
AsO43- arseniato SiO44- silicato 
SbO33- antimonito Fe(CN)64- ferrocianeto 
SbO43- antimoniato 
BO33- borato 
Fe(CN)63- ferricianeto 
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Funções Inorgânicas: Veja o quadro que resume as principais funções inorgânicas 
 
Função Definição e Exemplos Propriedades 
Ácidos: 
Conceito de 
Arrhenius 
São soluções aquosas iônicas que possu-
em como único cátion o hidrônio H3O+, 
formado pela reação entre a água e 
determinados compostos covalentes. 
Exemplos: HCl(aq), H2SO4(aq), H3PO4(aq) 
Conduzem corrente elétrica, possuem 
sabor azedo e mantêm incolor uma 
solução de fenolftaleína. 
Bases: 
Conceito de 
Arrhenius 
São compostos capazes de se dissocia-
rem na água liberando íons, mesmo que 
muito poucos, dos quais o único ânion é 
o hidróxido OH1- 
Exemplos: NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 
Só conduzem corrente elétrica as 
bases de metais das famílias 1 e 2. 
Possuem sabor adstringente e mudam 
a cor de uma solução de fenolftaleína 
para vermelho. 
Sais 
São compostos capazes de se dissocia-
rem na água liberando íons, mesmo que 
muito poucos, dos quais pelo menos um 
cátion é diferente de H3O+ e pelo menos 
um ânion é dirente de OH1-. 
Exemplos: NaCl, NaHCO3, Mg(OH)Cl 
Só os sais predominantemente iônicos 
conduzem corrente elétrica, na fase 
líquida ou em solução aquosa. Possu-
em sabor salgado e mantêm ou 
mudam a cor de uma solução de 
fenolftaleína conforme o caráter ácido 
ou básico. 
Óxidos 
São compostos binários (formados por 
dois elementos), onde o oxigênio é o 
elemento mais eletronegativo e apresen-
ta NOX= 2-. 
Exemplos: CO2, CaO, Al2O3 
Os óxidos de caráter iônico conduzem 
corrente elétrica na fase líquida. Com 
exceção do CO, NO e NO2, que são 
neutros, podem manter ou mudar a 
cor de uma solução de fenolftaleína 
conforme reajam com a água forman-
do ácido ou base. 
Peróxidos 
São compostos binários formandos pelo 
oxigênio ligado a metais da família 1 ou 
2 prata ou zinco, onde o oxigênio apre-
senta NOX = 1-. 
Exemplos: H2O2, Na2O2, ZnO2 
O H2O2 é molecular e se decompõem 
em meio básico em O2 e H2O. os 
demais são iônicos, reagem com água 
produzindo base e H2O2 e com ácido 
produzindo sal e H2O2. 
Superóxidos 
São compostos binários formandos pelo 
oxigênio e metais das famílias 1 ou 2, onde 
o oxigênio apresenta NOX médio 1/2- 
Exemplos: Na2O4, K2O4, CaO4 
São extremamente instáveis. Reagem 
com água produzindo base, H2O2 e O2. 
Reagem com ácido, produzindo sal, 
H2O2 e O2. 
Hidretos 
São compostos que possuem o hidrogê-
nio como elemento mais eletronegativo. 
Exemplos: NaH, MgH2, LiAlH4 
Os hidretos metálicos são instáveis e 
reagem com água de modo violento 
produzindo base e H2. Os hidretos 
moleculares são estáveis e tóxicos. 
 
Características Gerais dos Ácidos 
 
Característica Definição Exemplos 
Nomenclatura 
Ácido + nome do ânion com terminação: 
trocada de eto para ídrico 
trocada de ito para oso 
trocada de ato para ico 
H2S(aq): ácido sulfídrico 
H2SO3(aq): ácido sufuroso 
H2SO4(aq):ácido sulfúrico 
Presença de 
oxigênio 
Oxiácidos possuem oxigênio na fórmula. 
Hidrácidos não possuem oxigênio 
HClO3(aq), H3PO4(aq), HNO3(aq) 
HCl(aq), HCN(aq), H2S(aq) 
Grau de 
ionização 
Fortes:  > 50% ou R > ou = 2 
Semifortes: 5% < ou =  < ou = 50% ou R < 2 
Fracos:  < 5% ou R < 2 
Onde R = y - x para HxEzOy 
Fortes: HCl(aq), HI(aq), 
H2SO4(aq). 
Semifortes: HF, H3PO4 
Fracos: HCN, H3BO3 
Ponto de 
ebulição 
Ponto de ebulição alto: ácidos fixos 
Ponto de ebulição baixo: ácidos voláteis 
H2SO4(aq) (340°C) e H3PO4(aq) 
(213°C) 
HCl(aq) (-85°C), HCN(aq) 
(26°C) 
 
Características Gerais das Bases 
 
 Definição Exemplos 
Nomenclatura Hidróxido + de + nome do cátion 
NaOH: hidróxido de sódios 
Fe(OH)2: hidróxido de ferro II 
Fe(OH)3: hidróxido de ferro III 
Solubilidade 
em água 
São solúveis as bases de metais alcalinos e de 
amônios. As bases de metais alcalino-terrosos 
são pouco solúveis e as demais são pratica-
mente insolúveis. 
NaOH: 0,95 (mol/L)2 
Ca(OH)2: 1,3 . 10-6 (mol/L)3 
Fe(OH)3: 6,0 . 10-38 (mol/L)4 
Força ou grau 
de dissocia-
ção 
São fortes as bases de metais alcalinos. 
Semifortes as bases de metais alcalino-
terrosos. 
As demais bases são fracas. 
O hidróxido de amônio é instável 
Fortes: LiOH, NaOH, KOH 
Semifortes: Mg(OH)2, Ca(OH)2 
Fracas: AgOH, Zn(OH)2, Al(OH)3 
<NH4OH(aq)>  NH3(g) + H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 33 
 
Características Gerais dos Sais 
 
Característica Definição Exemplos 
Nomenclatura Nome do(s) ânion(s) + de + nome(s) do(s) 
cátion(s) MgBr2: brometo de magnésio 
Caráter em 
solução aquo-
sa 
O caráter do sal depende do cátion e do 
ânion dos quais ele é formado. Sabendo que 
o cátion do sal vem da base e o ânion do sal 
vem do ácido, temos: 
Sal ácido: cátion de base fraca e ânion de 
ácido forte 
Sal básico: cátion de base forte e ânion de 
ácido fraco 
Sal Neutro: cátion de base forte e ânion 
de ácido forte ou cátion de base fraca e ânion 
de ácido fraco 
Sal ácido: Al2(SO4)3. sulfato de 
alumínio 
 
Sal básico: NaHCO3, bicarbona-
to de sódio ou carbonato 
"ácido" de sódio 
 
Sal Neutro: NaCl, cloreto de 
sódio 
Solubilidade 
em água 
De modo geral são solúveis os sais que 
contêm cátion de metal alcalino, metal 
alcalino-terroso e amônio, e também os sais 
que contêm ânion nitrato, e halogenetos 
(com exceção dos halogenetos de Ag1+, Pb2+ 
e Cu1+). Os demais são poucos soluveis ou 
praticamente insolúveis. 
Solúvel: NaCl, KNO3, MgSO4 
 
Pouco Solúvel: PbCl2, CaSO4 
 
Quase insolúvel: BiS, Ba3(PO4)2 
 
Características gerais dos Óxidos 
 
Característica Óxidos Iônicos Óxidos Covalentes Exemplos 
Nomenclatura óxido + de + nome 
do cátion 
Óxido + de + prefixo 
de quantidade + 
nome do elemento 
Na2O: óxido de sódio 
CuO: óxido de cobre II 
CO2 dióxido de (mono)carbono 
SO3: trióxido de (mono)enxofre 
Caráter básico ácido (anidridos) Na2O e CuO são básicos CO2 e SO2 são ácidos 
Reações 
Reagem com água 
produzindo base e 
reagem com ácido 
produzindo sal e 
água 
Reagem com água 
produzindo ácido e 
reagem com base 
produzindo sal e 
água 
Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(aq) 
CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq) 
SO3(g) + 2KOH  K2SO4(aq) + 
H2O(l) 
 
Além dos óxidos descritos, temos: 
Óxidos neutros: Não possuem caráter ácido nem básico. São 
todos covalentes: Ex: CO, NO e N2O. O gás N2O e conhecido 
como gás hilariante, pois ao ser inalado produz uma sensação de 
euforia. 
Óxidos anfóteros: reagem com água formando base, reagem com 
base como se fossem ácido formando sal e água e reagem com 
ácido com se fossem bases, formando sal e água. São formados 
por elementos de eletronegatividade média, que podem ser 
metais ou semimetais. 
 
Classificação das Reações Químicas 
 
Equação química: É a representação gráfica e abreviada da 
reação química. 
 
2H2 + ½ O2  2H2O 
reagentes produtos 
(1° membro) (2° membro) 
 
Equação iônica: É a equação química em que aparecem íons, 
além de átomos e moléculas. 
H+ + OH-  H2O 
 
 Reação de Síntese ou Adição 
CaO+H2O  Ca(OH)2 
 
 Reação de Análise ou Decomposição 
H2O2  H2O + O2 
 Pirólise: calor 
 Fotólise: luz 
 Eletrólise: eletricidade 
 
 Reação de Deslocamento ou Simples Troca 
Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 
 
 Reação de Dupla Troca ou Dupla Substituição 
NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3 
 
Reações de óxi-redução 
- aumenta o nox: oxidação (perde elétrons) 
- diminui o nox: redução (ganha elétrons) 
- agente oxidante: substância onde encontra-se o elemento que 
reduz 
- agente redutor: substância onde encontra-se o elemento que 
oxida 
 
Relações de Massa 
 
1 Mol --- M --- 6,02x1023 entidades químicas 
1 Mol --- 22,4 L (CNTP) 
 
Estequiometria 
- Lei de Lavoisier: a reação deve estar sempre balanceada. 
- Pureza e Rendimento: valores teóricos equivalem a 100% 
 
Soluções: São misturas de duas ou mais substâncias que 
apresentam aspecto uniforme. As soluções são sistemas homo-
gêneos formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (solu-
to) em outra substância em maior proporção na mistura (solven-
te). 
 
Aspectos quantitativos das Soluções 
 
massa da 
solução = 
massa do 
soluto + 
massa do 
solvente 
 
m = m1 + m2 
 
Unidades de Concentração 
1) Concentração comum (C) 
1mC
V
 Unidades: g/L, g/mL, g/cm3 , g.L-1 
Obs.: 1 L = 1000 mL = 1000 cm3 
 
2) Densidade (d) 
m
d
V
 Unidades: g/L, g/mL 
 
3) Título e porcentagem em massa (τ ou T) 
1
1 2
m
T
m m


 
Ex.: O soro glicosado possui 5 g de glicose em 95 g de água. 
Calcule o título e a porcentagem em massa. 
34 
 
T = 5 = 0,05 x 100 = 5 % 
 5+95 
 
Obs.: Título ou porcentagem em volume 
Ex.: o álcool é formado por 96 mL de etanol e 4 mL de água. 
T = 96 = 0,96 x 100 = 96% 
 96 + 4 
 
4) Molaridade ou Concentração molar ou Concentração 
em mol/L (M) 
M = m1 
Mol x V(L) 
Obs.: o volume deve ser necessariamente em Litros. Unidades: 
mol/L ou M (molar) 
 
Relações entre C, T, d, M 
 
C = d x T = M x Mol 
Obs.: C e d em g/L 
 
TERMOQUÍMICA 
 
É o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas 
durante as reações químicas. 
 
Exotérmicas: São as que liberam calor. 
CH4(g) + 2O2(g)  
CO2(g) + 2H2O(l) + 212,8 Kcal/Mol 
 
 
Endotérmicas: São as que absorvem calor. 
Cl2(g)  2 Cl(g) - 57,9 Kcal/Mol 
 
 
ECA = energia do complexo ativado 
Hf = entalpia final 
Hi = entalpia inicial 
H = variação de entalpia 
 
if HHH  
EA = energia de ativação  energia mínima que as moléculas 
devem possuir ao se chocarem, para haver reação. 
 
Estado padrão (convenção) 
 Temperatura: 25°C ou 298 K 
 Pressão: 1 atm ou 760 mmHg 
 Estado físico: mais comum 
 Forma alotrópica: mais estável 
 Entalpia das substâncias simples: H = 0 
 
 
 
 
Tipos de entalpia 
 
Entalpia de 
formação 
H0f 
calor absorvido ou liberado na 
formação de 1 mol de substância, a 
partir das substâncias simples no 
estado padrão. 
Entalpia de 
combustão 
Hc 
calor liberado na combustão total de 
1 mol de substância no estado 
padrão. 
Entalpia de 
neutralização 
Hn 
calor liberado na neutralização de 1 
equivalente-grama de um ácido por 
um equivalente-grama de uma base 
no estado padrão 
 
Energia de ligação 
É a quantidade de calor absorvida na quebra de um mol 
(6,02.1023) de ligações no estado padrão. H>0 
 
Lei de Hess 
A quantidade de calor liberada ou absorvida numa reação 
química depende dos estados inicial e final da reação. 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
É o estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores 
que nela influem.Velocidade média: 
t
Vm 




 
 
Fatores que influem na velocidade das reações: Temperatura, 
Eletricidade, Estado físico, Pressão, Luz, Concentrações dos 
reagentes 
 
Catalisador: É a substância que aumenta a velocidade da reação, 
sem ser consumida durante o processo. 
O catalisador diminui a energia de ativação e não altera o H 
da reação. 
 
EQUILÍBRIOS QUÍMICOS 
Reação reversível é aquela que se processa simultaneamente 
nos dois sentidos. 
aA + bB 
 
 
2
1
V
V
 cC + dD 
V1 = velocidade da reação direta 
V2 = velocidade da reação inversa 
 
Constante de equilíbrio: 
[B]b [A]a.
[D]d [C]c.KC  
Kc = constante de equilíbrio em função das concentrações mola-
res 
[ ] = concentrações molares no equilíbrio. 
 
b
B
a
A
d
D
c
C
p
pp
p .p
K

 
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões parciais 
p = pressões parciais no equilíbrio 
 
Deslocamento do equilíbrio 
Concentração  A adição de uma substância desloca o equilíbrio 
no sentido em que será consumida (lado oposto). 
A retirada de uma substância desloca o equilíbrio no sentido em 
que será refeita (mesmo lado). 
Pressão  Um aumento de pressão desloca o equilíbrio no 
sentido do menor volume. Uma diminuição de pressão desloca o 
equilíbrio no sentido de maior volume. 
Temperatura  Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio 
no sentido endotérmico. Uma diminuição da temperatura desloca 
o equilíbrio no sentido exotérmico. 
 
ESCALAS DE pH E pOH 
[H+] . [OH-] = 10-14 
[H+] = [OH-] solução neutra 
[H+] > [OH-] solução ácida 
[H+] < [OH-] solução básica 
 
pH + pOH = 14 
pH = 7 solução neutra 
pH > 7 solução básica 
pH < 7 solução ácida 
 
ELETROQUÍMICA 
 
 35 
 
Pilhas 
Oxidação Redução 
Ânodo Cátodo 
Pólo negativo Pólo positivo 
Corrosão Deposição 
 
Elétrons migram da oxidação para a redução 
- Representação oficial de uma pilha: 
ânodo//cátodo 
- Cálculo da voltagem: 
∆E = ERed maior – ERed menor 
 
Química Orgânica 
 
Destilação Fracionada do Petróleo 
 
 
 
Hibridação e geometria do Carbono 
sp3: 4 lig. simples (tetraédrica) 
sp2: 1 lig. dupla (trigonal plana) 
sp: 1lig. tripla ou entre 2 duplas (linear) 
 
Classificação de cadeias 
Aberta (alifática ou acíclica): 
Normal ou ramificada 
Saturada ou insaturada 
Homogênea ou heterogênea 
Fechada (cíclica): 
Alicíclica ou aromática 
Alicíclica (sat. ou insat. e homog. ou hetg.) 
Aromática (mononucleada ou polinucleada) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Funções Orgânicas 
 
36 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Isomeria plana 
 
 37 
 
 
Isomeria espacial 
 
 
 
Reações Orgânicas 
 
* Esterificação 
ácido carboxílico + álcool éster + água 
 
* Oxidação de Álcool 
álcool primário aldeído ácido carboxílico 
álcool secundário cetona 
álcool terciário não sofre oxidação 
 
* Hidrogenação de alcenos e alcinos 
Quebra de ligação dupla ou tripla e acréscimo de H2 
 
Bioquímica 
 
* Glicídios 
oses (monossacarídeos): aldoses (glicose) 
cetoses (frutose) 
osídios: dissacarídeos (sacarose) 
polissacarídeos (amido e celulose) 
 
* Lipídios 
- óleos: obtido a partir de ácido graxo insaturado 
- gordura: obtida a partir de ácido graxo saturado