Resumão ITA Quimica

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Colégio Apogeu Química – Prof. Eurico Dias – Resumão Final ITA 
 
 
 
Conceitos e Equações 
 
I – Introdução a Química: 
1 – O estudo da química envolve três etapas fundamentais: observação, representação e interpretação. A primeira se refere as 
medições do mundo macroscópico; a representação implica o uso de símbolos e equações que facilitam a comunicação; a 
interpretação está baseada em átomos e moléculas, que pertencem ao mundo microscópico. 
2 – O método cientifico é um procedimento sistemático na investigação; se inicia ao reunir a informação por meio de 
observações e medições. No processo se encontram e compreendem hipóteses, leis e teorias. 
3 – Os químicos estudam a matéria e as mudanças que esta experimenta. As substancias que compõe a matéria possuem 
propriedades físicas únicas que se podem observar sem que percam sua identidade; também possuem propriedades químicas 
únicas que, quando são demonstradas, mudam a identidade das substancias. As misturas, sejam homogêneas ou 
heterogêneas, podem se separar em seus componentes por meios físicos. 
4 – Os elementos são as substancias químicas mais simples. Os compostos se formam pela combinação química de átomos 
de diferentes elementos em proporções definidas. 
5 – Em principio, todas as substancias podem existir em 3 estados: sólido, liquido e gasoso. 
 
II – Átomos e moléculas: 
1 – A química moderna iniciou com a teoria atômica de Dalton, que estabelece que toda a matéria é composta por partículas 
pequenas e indivisíveis chamadas átomos; que todos os átomos do mesmo elemento são idênticos; que os compostos 
possuem átomos de diferentes elementos combinados em relação de números inteiros, e que os átomos não se criam nem se 
destroem durante as reações químicas. 
2 – Os átomos dos elementos que constituem um composto em particular sempre se combinam na mesma proporção em 
massa (lei das proporções definidas). Quando dois elementos se combinam para formar mais de um composto, a massa do 
elemento que se combina com uma quantidade fixa de massa do outro elemento sempre é uma relação de números inteiros 
pequenos (lei das proporções múltiplas) 
3 – Um átomo está constituído por um núcleo central muito denso, que contem prótons e nêutrons, e por elétrons que se 
movem ao redor do núcleo a uma distancia relativamente grande. 
4 – Os prótons estão carregados positivamente, os nêutrons não possuem carga e os elétrons estão carregados 
negativamente. Os prótons e nêutrons possuem aproximadamente a mesma massa, que é cerca de 1836 vezes maior que a 
massa de um elétron. 
5 – O número atômico de um elemento é o numero de prótons presentes no núcleo de um átomo desse elemento; determina 
sua identidade. O numero de massa é a soma do numero de prótons e de nêutrons presentes no núcleo. 
6 – Os isótopos são átomos de um mesmo elemento, com o mesmo numero de prótons, mas diferentes números de nêutrons. 
7 – Nas formulas químicas se indica os símbolos dos elementos que as formam, utilizando como sub-indices números inteiros 
para indicar o tipo e numero de átomos contidos na unidade menor de um composto. 
8 – A fórmula molecular indica o numero e tipo específico de átomos combinados em cada molécula de um composto. A 
formula empírica mostra a relação mais simples dos átomos que formam uma molécula. 
9 – Os compostos químicos podem ser compostos moleculares (em que a unidade menor são moléculas individuais discretas) 
ou bem compostos iônicos (nos quais os íons positivos e negativos estão unidos por atração eletrostática) Os compostos 
iônicos estão formados por cátions e anions, que se formam quando os átomos perdem ou ganham elétrons, respectivamente. 
10 – Os nomes de muitos compostos inorgânicos se deduzem a partir de algumas regras simples. 
 Nome Químico Nome Comum Fórmula Exemplo de uso 
Ácido Clorídrico Ácido muriático HCl Ácido forte 
Ácido Nítrico HNO3 Ácido forte 
Ácido Sulfúrico H2SO4 Baterias de carro 
Amônia Amoníaco NH3 Solvente polar(liquido) 
Carbonato de Cálcio CaCO3 Cimento, creme dental 
Carbonato de Potássio Potassa K2CO3 
Manufatura de vidro e 
sabão 
Carbonato de Sódio Soda Na2CO3.10H2O 
Manufatura de vidro e 
sabão 
Carbureto de Silício Carborundum SiC Abrasivo 
Carbureto de Tungstênio WC Abrasivos 
Cianeto de Hidrogênio Cianureto HCN Veneno 
Cloreto de Amônia Sal Amoníaco NH4Cl Pilha seca 
Cloreto de Prata AgCl Fotografia 
Cloreto de Sódio Sal NaCl Sal de Cozinha 
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Dióxido de Carbono Gás carbônico CO2 Extintores de incêndio 
Dióxido de Nitrogênio NO2 Obtenção do ácido nítrico 
Fosfato de Amônia (NH4)2HPO4 Fertilizante 
Hidrogenocarbonato de 
sódio 
Bicarbonato de 
Sódio 
NaHCO3 Pó para bolos 
Hidróxido de Cálcio Cal extinta Ca(OH)2 Argamassa, estuque 
Hidróxido de Magnésio Mg(OH)2 Medicina (antiácido) 
Hidróxido de Potássio Potassa Cáustica KOH Manufatura de sabão 
Hidróxido de Sódio Soda Cáustica NaOH Manufatura de Sabão 
Hipoclorito de Sódio NaOCl Branqueador 
Monóxido de Carbono CO Agente redutor 
Monóxido de Nitrogênio Óxido Nítrico NO Obtenção do ácido nítrico 
Nitrato de Amônia NH4NO3 Explosivos, fertilizantes 
Nitrato de Potássio Salitre KNO3 Explosivos 
Nitrato de Sódio Salitre do Chile NaNO3 Fertilizante 
Óxido de Alumínio Alumina Al2O3 Abrasivo 
Óxido de Cálcio Cal, cal viva CaO Manufatura de vidro 
Óxido de Chumbo II Litargirio PbO Manufatura de vidro 
Óxido de Dinitrogênio Gás hilariante N2O Anestésico 
Óxido de Enxofre IV Dióxido de enxofre SO2 Conservante 
Óxido de Hidrogênio Água H2O Solvente 
Óxido de Manganês IV 
Dióxido de 
manganês 
MgO2 Pilha seca 
Óxido de Silício IV Sílica SiO2 Manufatura de vidro 
Óxido de Titânio IV Dióxido de titânio TiO2 Pigmento branco 
Óxido de Zinco ZnO 
Pigmento branco, 
cosméticos 
Permanganato de Potássio KMnO4 Desinfetante 
Peróxido de Hidrogênio Água oxigenada H2O2 
Desinfetante 
branqueador 
Sulfato de Alumínio Al2(SO4)3 Purificação da água 
Sulfato de Amônia (NH4)2SO4 Fertilizante 
Sulfato de Bário BaSO4 Chapas de raio X 
Sulfato de Cálcio CaSO4 Estuque de Paris 
Sulfato de Cobre II CuSO4 Fungicida 
Sulfato de Magnésio Sal amargo MgSO4 Medicina (laxante) 
Sulfato de Potássio-
alumínio 
Alúmen KAl(SO4)2.12H2O Corrosivo 
Sulfato de Sódio Sal de Glauber Na2SO4.10H2O Detergentes, pigmentos 
Sulfeto de Hidrogênio Ácido sulfídrico H2S Análise química 
Tetraborato dossódico Bórax Na2B4O7.10H2O Esmalte, vidro 
Tiossulfato de Sódio Fixador Na2S2O3 Fotografia 
 
III – Estequiometria: 
1 – As massas atômicas se medem em unidades de massa atômica (u), uma unidade relativa que se baseia em um valor de 
1/12 da massa do isótopo carbono-12. A massa atômica dada para os átomos de um elemento particular, em geral, é a media 
ponderada da massa dos isótopos naturais desse elemento, considerando como pesos a distribuição encontrada na natureza. 
A massa molecular de uma molécula é a soma das massas atômicas dos átomos que a constituem. Tanto a massa atômica 
como a massa molecular pode ser determinada com precisão no espectrômetro de massas. 
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2 – Um mol é o número de Avogadro (6,022 x 10
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) de átomos, moléculas ou outras partículas. A massa molar (em gramas) de 
um elemento ou de um composto é numericamente igual a sua massa em unidades de massa atômica (u) e contém o numero 
de Avogadro de átomos, de moléculas ou de unidades de formulas simples (no caso de compostos iônicos). 
O químico alemão Loschmidt foi o primeirocientista a determinar o número de moléculas em uma determinada massa 
de substância. Em 1865 ele determinou que 1 cm
3
 de qualquer gás a 0º e 1 atm de pressão encerra moléculas. 
Este número é denominado de Número de Loschmidt. Usando essa mesma teoria ele estimou o número de moléculas em um 
mol de substância gasosa (Avogadro nunca tentou medir a constante) que posteriormente (1909) foi batizada de Constante de 
Avogadro pelo Nobel de Física Jean Perrin. 
3 – A composição porcentual em massa de um composto é a porcentagem em massa de cada elemento presente. Se se 
conhece a composição porcentual em massa de um composto, é possível deduzir sua formula empírica, e sua formula 
molecular, se for conhecida sua massa molar aproximada. 
4 – As transformações químicas, chamadas reações químicas, são representadas por meio de equações químicas. As 
substancias que sofrem uma mudança, os reagentes, se escrevem do lado direito e as substancias que se formam, os 
produtos, aparecem do lado direito da seta. As equações químicas devem estar balanceadas, de acordo com a lei da 
conversação da massa. O numero de átomos de cada tipo de elemento nos reagentes e produtos deve ser o mesmo. ( e a 
carga também, se a reação for redox). 
5 – A estequiometria é o estudo quantitativo dos produtos e reagentes em uma reação química. Os cálculos estequiométricos 
se realizam de maneira que expressem tanto as quantidades conhecidas como as desconhecidas, em termo de moles e 
depois, se necessário, se convertem em outras unidades. Um reagente limitante é o reagente que está presente em menor 
quantidade estequiométrica; limita a quantidade de produto que se pode formar. A quantidade de produto que se obtem um 
uma reação (rendimento real) pode ser menor que a máxima quantidade possível (rendimento teorico). A relação dos dois se 
expressa como porcentagem de rendimento. 
 
IV – Reações em soluções aquosas: 
1 – As dissoluções aquosas conduzem a eletricidade se os solutos são eletrólitos. Caso contrario, não conduzem. 
2 – As três categorias principais de reações químicas que acontecem em solução aquosa são as reações de precipitação, as 
reações ácido-base e as reações de oxidação – redução. 
3 – A partir de regras gerais de solubilidade de compostos iônicos pode se prever se ocorrerá formação de precipitado em uma 
reação. 
 
4 – Os ácidos de Arrhenius se ionizam em água para formar íons H+; as bases de Arrhenius se ionizam em água para formar 
íons OH-. Os ácidos de Bronsted doam prótons, as bases de Bronsted aceitam prótons. 
5 – A reação entre um ácido e uma base se denomina neutralização. 
6 – Nas reações redox, a oxidação e a redução sempre ocorrem de forma simultânea. A oxidação de caracteriza pela perda de 
elétrons, a redução pelo ganho de elétrons. 
7 – Os número de oxidação facilitam a compreensão da distribuição de cargas em uma reação e são atribuídos a todos os 
átomos presentes em um composto ou íons de acordo com regras especificas. 
8 – Muitas reações podem ser classificadas em sub-tipos: de combinação (adição), de decomposição, de deslocamento 
(simples ou dupla troca) ou de dismutação (reação na qual dois compostos idênticos reagem entre si gerando produtos 
diferentes). 
9 – A concentração de uma dissolução é a quantidade de soluto presente em uma quantidade dada de solução. A molaridade 
expressa a concentração como o úmero de moles de soluto em 1L de solução. 
10 – Quando se adiciona solvente a uma solução, processo conhecido como diluição, diminui a concentração (molaridade) da 
solução sem que se mude o número total de moles de soluto presente na solução. 
11 – A análise gravimétrica é uma técnica que utiliza a medição de massa para determinar a identidade de um composto e/ou a 
concentração de uma solução. Os experimentos gravimétricos com freqüência implicam reações de precipitação. 
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12 – Em uma titulação ácido-base, adiciona-se gradualmente uma dissolução de concentração conhecida (por exemplo, uma 
base) a uma dissolução de concentração desconhecida (por exemplo, um ácido) com o objetivo de determinar a concentração 
que não se conhece. O ponto em que a neutralização tenha se completado se denomina ponto de equivalência. 
13 – A titulação de oxidação-redução é semelhante a titulação ácido-base. O ponto em que se completa a reação redox se 
denomina ponto de equivalência. 
 
V – Gases: 
1 – A 25°C e 1 atm, vários elementos e compostos moleculares existem na forma de gases. Os compostos iônicos são sólidos 
em condições ambientes. 
 
 
2 – Os gases exercem pressão porque suas moléculas se movem livremente e se chocam contra qualquer superfícies com que 
tenham contato. As unidades de pressão dos gases incluem milímetros de mercúrios (mmHg), torr, pascal e atm. Um atm é 
igual a 760 mmHg, ou 760 torr. 
3 – As relações de pressão e volume dos gases ideais estão governadas pela lei de Boyle: o volume é inversamente 
proporcional a pressão (a T e n constantes). 
4 – As relações de temperatura-volume dos gases ideais se descrevem pela lei de Charles e Gay-Lussac: o volume é 
diretamente proporcional a temperatura (a P e n constantes). 
5 – O zero absoluto (-273,25 ºC) é a menor temperatura teoricamente possível. A escala de temperatura Kelvin toma como 0 K 
o zero absoluto. Em todos os cálculos das leis dos gases, a temperatura deve ser expressa em kelvins. 
6 – As relações de quantidade e volume dos gases ideais se descrevem pela lei de Avogadro: volumes iguais de gases contém 
o mesmo número de moléculas (na mesma T e P). 
7 – A equação de gás ideal, PV = nRT, combina as leis de Boyle, Charles e Avogadro. Esta equação descreve o 
comportamento do gás ideal. 
8 – A lei de Dalton das pressões parciais estabelece que, em uma mistura de gases, cada gás exerce igual pressão como se 
estivesse só e ocupasse o mesmo volume. 
9 – A teoria cinética molecular, uma forma matemática de descrever o comportamento das moléculas dos gases, se baseia nas 
seguintes suposições: as moléculas dos gases estão separadas por distâncias maiores que suas próprias dimensões, 
possuem massa mas seu volume é desprezível, estão em constante movimento e com freqüência se chocam entre si. As 
moléculas não se atraem nem se repelem. 
10 – A curva de distribuição de velocidades de Maxwell indica quantas moléculas de um gás se movem em distintas 
velocidades em uma dada temperatura. Quando a temperatura se eleva, maior número de moléculas se movem em grande 
velocidade. 
 
A raiz da velocidade média quadrática de um gás (que pode ser interpretada como uma velocidade molecular média) é 
calculada da seguinte forma: 
 
 
11 - Livre percurso médio (caminho livre médio): distância que, em média, uma molécula vai percorrer entre duas colisões 
sucessivas. É menor quanto maior for o diâmetro da molécula do gás, e maior for sua densidade. 
12 – A difusão dos gases demonstra o movimento molecular aleatório. 
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13 – A equação de van der Waals é uma modificação da equação do gás ideal que leva em conta o comportamento não ideal 
dos gases reais. Faz correções considerando que as moléculas de um gás real exercem forças entre sim e que possuem 
volume. As constantes de van der Waals são determinadas experimentalmente para cada gás. 
 
 
 
 
 
VI – Termoquímica: Energia e Entalpia. 
1 – Energia é a capacidade de realizar um trabalho. Existem muitas formas de energia e se convertem entre si. A lei da 
conversação de energia estabelece que é constante a quantidade total de energia do universo. 
2 – Um processo que libera calor no meio é exotérmico; um processo que absorve calor do meio é endotérmico. 
3 – A mudançade entalpia (∆H, geralmente expresso em kJ) é uma medida do calor de reação (ou de qualquer outro 
processo) sob pressão constante. 
4 – Os calorímetros sob volume e pressão constantes são utilizados para medir as variações de energia que ocorrem nos 
processos físicos e químicos. 
5 – A lei de Hess estabelece que a variação total de entalpia em uma reação é igual a soma das mudanças de entalpia das 
etapas individuais que conduzem à reação total. 
6 – A entalpia padrão de uma reação se calcula a partir das entalpias padrão de formação dos reagentes e produtos. 
7 – O calor de dissolução de um composto iônico em água é a soma da energia reticular do composto e do calor de hidratação. 
A magnitude relativa destas duas quantidades determina se o processo de dissolução é endotérmico ou exotérmico. O calor de 
diluição é o calor absorvido ou liberado quando se dilui uma solução. 
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8 – O estado de um sistema se define por algumas propriedades, como composição, volume, temperatura e pressão. Estas 
propriedades são chamadas funções de estado. 
9 – A variação de uma função de estado para um sistema depende só do estado inicial e final do sistema e não do caminho 
pelo qual ocorreu o processo. A energia interna é uma função de estado; o trabalho e o calor não são funções de estado. 
10 – A energia pode se converter de uma forma em outra, mas não pode ser criada nem destruída (primeira lei da 
termodinâmica). A química se interessa principalmente na energia térmica, elétrica e mecânica, que em geral estão 
relacionadas com trabalho pressão-volume. 
11 – A entalpia é uma função de estado. Uma variação na entalpia ∆H é igual a ∆E + P∆V, para um processo sob pressão 
constante. 
 
VII – Teoria Quântica e Estrutura Eletrônica: 
1 – A teoria quântica desenvolvida por Planck explica plenamente a emissão de radiação pelos sólidos aquecidos. A teoria 
quântica estabelece que os átomos e moléculas emitem energia radiante em quantidades discretas (quanta) e não em forma 
contínua. Este comportamento está governado pela relação E = h.f, onde E é a energia da radiação, h é a constante de Planck 
e f é a freqüência da radiação. A energia se emite sempre em múltiplos inteiros de hf (1.h.f, 2.hf., 3 hf, ...). 
2 – Com a teoria quântica, Einstein resolveu outro mistério da física: o efeito fotoelétrico. Einstein propôs que a luz se comporta 
como uma corrente de partículas (fótons). 
3 – O espectro de linhas do hidrogênio, que era um mistério para os físicos do século XIX, também era explicado com a teoria 
quântica. O modelo que Bohr desenvolveu para o átomo de hidrogênio fazia a suposição que a energia de seu único elétron 
era quantizada, assim, era limitada a certos valores definidos de energia por um inteiro, o numero quântico principal. 
4 – O estado de energia mais estável de um elétron é o estado fundamental. Se diz que um elétron que se encontra em um 
nível de energia superior ao de seu estado mais estável está em um estado excitado. No modelo de Bohr, um elétron emite um 
fóton quando passa de um estado de maior energia (um estado excitado) a outro de menor energia (o estado fundamental ou 
outro estado menos excitado). A liberação de quantidades específicas de energia na forma de fótons explica as linhas do 
espectro de emissão do hidrogênio. 
5 – De Broglie ampliou a descrição de Einstein do comportamento onda-partícula da luz a toda matéria em movimento. A 
longitude da onda de uma partícula em movimento, de massa m e velocidade u, se expressa com a equação  = h/m.u 
elaborada por De Broglie. 
6 – A equação de Schrodinger descreve os movimentos e energias de partículas subatômicas. Esta equação revolucionou a 
mecânica quântica e iniciou uma nova era para a física. 
7 – A equação de Schrodinger expressa os possíveis estados de energia do elétron de um átomo de hidrogênio e a 
probabilidade de localizá-lo em certa região ao redor do núcleo. Estes resultados são aplicáveis com uma exatidão razoável 
aos átomos polieletrônicos. 
8 – Um orbital atômico é uma função () que define a distribuição de densidade eletrônica (²) no espaço. Os orbitais se 
representam com diagramas de densidade eletrônica ou diagramas de contorno de superfície. 
9 – Cada elétron presente no átomo se define por quatro numero quânticos: o numero quântico principal n, que identifica a 
camada ou nível de energia principal do orbital, o número quântico do momento angular l , que determina a forma do orbital; o 
número quântico magnético ml , que especifica a orientação do orbital no espaço; e o número quântico de spin eletrônico s, que 
indica a direção do spin do elétron em seu próprio eixo. 
10 – O orbital individual s de cada nível de energia é esférico e está centrado ao redor do núcleo. Cada um dos três orbitais p 
presentes no nível n = 2 e superiores possuem dois lóbulos; os pares de lóbulos formam ângulos retos entre si. A partir de n = 
3, há cinco orbitais d, de formas e orientações complexas. 
11 – A energia do elétron do átomo de hidrogênio está determinada apenas pelo seu número quântico principal. Nos átomos 
polieletrônicos, o número quântico principal e o secundário determinam a energia de um elétron. 
12 – Dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter os mesmos quatro números quânticos (princípio de exclusão de Pauli). 
13 – A distribuição eletrônica mais estável em um subnível é a que tem o maior número de spins paralelos (regra de Hund). Os 
átomos que tem um ou mais spins desemparelhados são paramagnéticos. Os átomos que possuem todos os elétrons 
emparelhados são diamagnéticos. 
14 – O princípio de Aufbau (princípio de construção) é o guia para a determinação correta das configurações eletrônicas dos 
elementos. É o preenchimento dos orbitais de um átomo levando em conta o princípio de Pauli e a regra de Hund, onde cada 
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elétron distribuído assume condições energéticas mais estáveis em relação ao núcleo e aos elétrons anteriormente 
distribuídos. Exceções clássicas: cobre e cromo. 
 
VIII – Tabela Periódica: 
1 – Os químicos do século XIX desenvolveram a tabela periódica organizando os elementos em ordem crescente de suas 
massas atômicas. Foram resolvidas algumas discrepâncias das primeiras versões da tabela periódica organizando os 
elementos em ordem crescente de seus números atômicos. 
2 – A configuração eletrônica determina as propriedades dos elementos. A tabela periódica moderna classifica os elementos de 
acordo com seus números atômicos e também segundo sua configuração eletrônica. A configuração dos elétrons de valência 
afeta de maneira direta as propriedades dos átomos dos elementos representativos. 
3 – Existem algumas propriedades físicas cujos valores só aumentam ou só diminuem com o número atômico e que são 
chamadas de Propriedades Aperiódicas. Dentre elas podemos citar a massa atômica (sempre aumenta com o aumento do 
número atômico) e o calor específico (sempre diminui com o aumento do número atômico). 
4 – As variações periódicas de propriedades físicas dos elementos são um reflexo da diferença na estrutura atômica. O caráter 
metálico dos elementos diminui ao longo de um período, inicia com os metais, continua com os metalóides e termina com os 
ametais, além de aumentar acima abaixo dentro de um grupo específico de elementos representativos. 
5 – O raio atômico varia periodicamente com a posição dos elementos na tabela periódica. Diminui da esquerda a direita e 
aumenta de cima para baixo. 
6 – A energia de ionização é uma medida da tendência de um átomo neutro evitar a perda de um elétron. Quanto maior a 
energia de ionização, maior é a força de atração do núcleo sobre o elétron. A afinidade eletrônicaé uma medida da tendência 
de um átomo neutro ganhar um elétron. Quanto mais positivo é o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo 
ganhar um elétron. Em geral, os metais possuem baixa energia de ionização e os ametais, alta afinidade eletrônica. 
7 – Os gases nobres são muitos estáveis devido aos seus subníveis externos ns e np estarem completamente preenchidos. Os 
metais dos elementos representativos (1A, 2A e 3A) tendem a perder elétrons até que seus cátions se tornem isoeletrônicos do 
gás nobre que os precede na tabela periódica. Os não metais dos grupos 5A, 6A e 7A tendem a aceitar elétrons até que seus 
ânions se tornem isoeletrônicos do gás nobre que os sucede na tabela periódica. 
 
IX – Ligação Química 01 (conceitos básicos): 
1 – Os símbolos de pontos nas fórmulas de Lewis representam o número de elétrons de valência que possuem um átomo de 
um elemento dado. Estes símbolos se usam principalmente para os elementos representativos. 
2 – Os elementos que tendem a formar compostos iônicos possuem valores baixos de energias de ionização (como os metais 
alcalinos e alcalino-terrosos, que formam cátions) ou afinidades eletrônicas elevadas (como os halogênios e o oxigênio, que 
formam ânions). 
3 – Uma ligação química é o produto das forças eletrostáticas de atração entre íons positivos e negativos. Um composto iônico 
é formado por uma grande rede de íons onde estão balanceadas as cargas negativas e as positivas. Na estrutura de um 
composto iônico sólido é máxima a força de atração total dos íons. 
4 – A energia reticular é uma medida da estabilidade do sólido iônico. É calculada por meio do ciclo de Born-Haber, que se 
baseia na lei de Hess. 
5 – Em uma ligação covalente, dois átomos compartilham dois elétrons (um par). Nas ligações covalentes múltiplas, dois 
átomos compartilham dois ou três pares de elétrons. Alguns átomos unidos por ligações covalentes também possuem pares 
livres, ou seja, pares de elétrons de valência que não participam nas ligações. A distribuição dos elétrons ligantes e os pares 
livres ao redor dos átomos é representada por meio da estrutura de Lewis. 
6 – A regra do octeto prediz que os átomos formam ligações covalentes suficientes para rodear-se de oito eletros cada um. 
Existem exceções para a regra do octeto, em particular para os compostos covalentes de berílio, para os elementos do grupo 
3A e para os elementos do terceiro período e subseqüentes da tabela periódica. 
7 – A eletronegatividade é uma medida da capacidade de um átomo de atrair elétrons em uma ligação química. 
8 – Para algumas moléculas ou íons poliatômicos existem duas ou mais estruturas de Lewis com a mesma estrutura básica 
que satisfaz a regra do octeto e são quimicamente aceitáveis. O conjunto de todas essas estruturas de ressonância 
representam com mais exatidão a molécula ou íon que somente uma estrutura de Lewis. 
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9 – A força de uma ligação covalente se mede em função de sua energia de ligação. A entalpia das reações se calcula com as 
energias de ligação. 
 
X – Ligação Química 02 (Hibridação e Geometria Molecular): 
1 – O Modelo de RPECV (Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência) que prevê a geometria molecular se 
baseia na suposição de que os pares de elétrons da camada de valência se repelem e tendem a permanecerem o mais 
separado possível. 
2 – De acordo com o modelo de RPECV, a geometria molecular pode ser prevista a partir do número de pares de elétrons 
ligantes e não-ligantes. Os pares livres repelem os outros pares com mais força dos que os pares ligantes, o que provoca uma 
distorção dos ângulos de ligação do que seria a geometria ideal. 
3 – O momento dipolar é uma medida da separação da carga em moléculas que contém átomos de diferentes 
eletronegatividades. O momento dipolar de uma molécula é a resultante de todos os momentos das ligações presentes nela. A 
partir das medições do momento dipolar se obtém informação sobre a geometria molecular. 
4 – Existem duas explicações da mecânica quântica para a formação da ligação covalente: a teoria da ligação de valência e do 
orbital molecular. Na teoria da ligação de valência se formam orbitais híbridos mediante a combinação e rearrranjo dos orbitais 
de um mesmo átomo. Todos os orbitais híbridos possuem a mesma energia e densidade eletrônica, e o número de orbitais 
híbridos é igual ao número de orbitais atômicos puros que se combinam. 
5 – A expansão da camada de valência se pode explicar supondo a hibridação dos orbitais s, p e d. 
6 – Na hibridação sp, os dois orbitais híbridos estão sobre uma linha reta; na hibridação sp
2
, os três orbitais híbridos estão 
dirigidos para os vértices de um triângulo; na hibridação sp
3
, os quatro orbitais híbridos estão apontando par os vértices de um 
tetraedro; na hibridação sp
3
d, os cinco orbitais híbridos se dirigem aos vértices de uma bipirâmide trigonal; na hibridação sp
3
d
2
, 
os seis orbitais híbridos apontam os vértices de um octaedro. 
7 – Em um átomo com hibridação sp
2
 (por exemplo, o carbono), o orbital p que não participou da hibridação pode formar uma 
ligação pi com outro orbital p. Uma ligação dupla carbono-carbono é formada por uma ligação sigma e uma ligação pi. Em um 
átomo de carbono com hibridação sp, os dois orbitais p que não participam da hibridação podem formar duas ligações pi, com 
dois orbitais p de outro átomo (ou de outros átomos). Uma ligação tripla CC é formada por uma ligação sigma e duas ligações 
pi. 
8 – A teoria do orbital molecular descreve as ligações em termos da combinação e rearranjo dos orbitais atômicos para formar 
orbitais moleculares que se associam com a molécula como um todo. 
9 – Os orbitais moleculares ligantes aumentam a densidade eletrônica entre os núcleos e possuem menor energia que os 
orbitais atômicos individuais. Os orbitais moleculares antiligantes apresentam uma região de densidade eletrônica zero entre os 
núcleos e possuem um nível de energia maior que os orbitais atômicos individuais. 
10 – O número de orbitais moleculares sempre é igual ao número de orbitais atômicos que se combinam. O princípio de 
exclusão de Pauli e a regra de Hund regem o preenchimento dos orbitais moleculares. 
11 – As moléculas são estáveis se o número de elétrons nos orbitais moleculares ligantes é maior que o número de elétrons 
nos orbitais moleculares antiligantes. 
12 – Os orbitais moleculares deslocalizados, nos quais os elétrons possuem liberdade para se moverem ao redor de uma 
molécula ou grupo de átomos, são formados por elétrons de orbitais p de átomos adjacentes. Os orbitais moleculares 
deslocalizados proporcionam uma alternativa às estruturas ressonantes para explicar as propriedades moleculares 
observadas. 
 
XI – Forças intermoleculares / Líquidos e Sólidos: 
1 – Todas as substâncias existem em um dos três estados: gasoso, líquido ou sólido. A principal diferença entre o estado 
condensado e o gasoso é a distância que separa as moléculas. 
2 – As forças intermoleculares atuam entre as moléculas ou entre moléculas e íons. Estas forças de atração quase sempre são 
muito mais débeis que as forças de ligação. 
3 – As forças dipolo-dipolo e as forças íon-dipolo atraem moléculas com momentos dipolares até outras moléculas polares ou 
íons. 
4 – As forças de dispersão se devem aos momentos dipolares temporários induzidos em moléculas apolares. O grau de 
polarização de uma molécula é uma medida da facilidade para induzir um momento dipolar. Com o termo “forças de van der 
Waals” se faz referência ao efeito total das interações dipolo-dipolo, dipolo-dipolo induzido e forças de dispersão. 
5 – A ponte de hidrogênio é uma interação dipolo-dipolo relativamente forte entre uma ligação polar que contém um átomo de 
hidrogênio e um átomoeletronegativo de O, N ou F. As pontes de hidrogênio são muito fortes, em especial entre as moléculas 
de água. 
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6 – Os líquidos tendem a adotar uma geometria que minimize sua área superficial. A tensão superficial é a energia necessária 
para expandir a área superficial de um líquido; as forças intermoleculares maiores conduzem a uma maior tensão superficial. 
7 – A viscosidade é uma medida da resistência de um líquido a fluir; esta propriedade diminui com o aumento de temperatura. 
8 – As moléculas de água no estado sólido formam uma rede tridimensional em que cada átomos de oxigênio está unido por 
ligações covalentes a dois átomos de hidrogênio, assim como a outros dois átomos de hidrogênio por ligações ou pontes de 
hidrogênio. Esta estrutura única explica porque o gelo é menos denso que a água líquida, propriedade que permite a 
sobrevivência dos seres vivos abaixo do gelo em tanques e lagos sob climas frios. 
9 – A água é também uma substância muito importante do ponto de vista ecológico graças a seu alto calor específico, outra 
propriedade devida às fortes pontes de hidrogênio. Os grandes depósitos de água possuem a capacidade de moderar o clima 
do planeta ao absorver e gerar quantidades substanciais de claro com apenas pequenas mudanças em sua temperatura. 
10 – Todos os sólidos são cristalinos (com uma estrutura regular de átomos, íons ou moléculas) ou amorfos (sem uma 
estrutura regular). O vidro é um exemplo de sólido amorfo. 
11 – A unidade estrutural básica de um sólido cristalino é a célula unitária, a qual se repete para formar um retículo cristalino 
tridimensional. A difração de raios-X fornece informação suficiente para se conhecer as estruturas dos cristais. 
12 – Os quatro tipos de cristais e das forças que mantém unidas suas partículas são: cristais iônicos, unidos por ligações 
iônicas; cristais covalentes unidos por ligações covalentes; cristais moleculares, unidos por forças de van der Waals e/ou 
pontes de hidrogênio, e cristais metálicos, unidos por ligações metálicas. 
13 – Um líquido contido em um recipiente fechado estabelece um equilíbrio dinâmico entre a evaporação e a condensação. 
Nestas condições a pressão de vapor sobre o líquido é a pressão de vapor de equilíbrio, conhecida simplesmente como 
“pressão de vapor”. 
14 – No ponto de ebulição, a pressão de vapor de um líquido é igual a pressão externa. O calor molar de vaporização de um 
líquido, isto é, a energia necessária para evaporar um mol de líquido, pode ser determinado ao se medir a pressão de vapor de 
um líquido em função da temperatura e com a equação de Clausius-Clapeyron. O calor molar de fusão de um sólido é a 
energia necessária para fundir um mol de sólido. 
15 – Para cada substância há uma temperatura, denominada temperatura crítica, acima da qual não é possível liquefazer sua 
fase gasosa. 
16 – As relações entre as fases de uma só substância se representam por meio de um diagrama de fases, onde cada região 
representa uma fase pura e os limites das regiões mostram as temperaturas e pressões nas quais duas fases estão em 
equilíbrio. No ponto triplo, as três fases estão em equilíbrio. 
 
ÁGUA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CO2 
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XII – Propriedades físicas das dissoluções: 
1 – As soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substancias, que podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. 
2 – A facilidade de dissolução de um soluto em um solvente depende das forças intermoleculares. A energia e desordem que 
resulta quando se misturam as moléculas do soluto e solvente para formar uma solução são as forças que impulsionam o 
processo de dissolução. 
3 – A concentração de uma solução pode ser expressa em porcentagem em massa, fração molar, molaridade e molalidade. A 
escolha da unidade de concentração dependerá das circunstâncias. 
4 – Em geral, o aumento de temperatura aumenta a solubilidade de substancias sólidas e liquidas e diminui a solubilidade dos 
gases em água. 
5 – De acordo com a lei de Henry, a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional a pressão parcial do gás 
sobre a solução. 
6 – A lei de Raoult estabelece que a pressão parcial de uma substancia A sobre uma solução é igual a fração molar de A (XA) 
multiplicada pela pressão parcial de A pura (PºA). Uma solução ideal obedece a lei de Raoult em qualquer intervalo de 
concentrações. Na prática, poucas soluções apresentam comportamento ideal. 
7 – A diminuição da pressão de vapor, a elevação do ponto de ebulição, a diminuição do ponto de congelamento e a pressão 
osmótica são propriedades coligativas das soluções, ou seja, dependem somente do número de partículas de soluto que estão 
presentes e não de sua natureza. 
8 – Nas dissoluções de eletrólitos, as interações entre os íons conduzem à formação de pares iônicos. O fator de van´t Hoff 
proporciona uma medida do grau de dissociação dos eletrólitos em solução. 
9 – Um colóide é uma dispersão de partículas (aproximadamente de 10³ pm a 10
6
 pm) de uma susbtância em outra. Um 
colóide se diferencia de uma solução também pelo efeito Tyndall, que é a dispersão da luz visível pelas partículas coloidais. Os 
colóides em água se classificam como colóides hidrofílicos e colóides hidrofóbicos. 
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XIII – Cinética Química: 
1 – A velocidade de uma reação química se manifesta na variação de concentração dos reagentes ou produtos com relação ao 
tempo. A velocidade não é constante, e varia continuamente à medida que muda a concentração. 
2 – A lei de velocidade é uma expressão que relaciona a velocidade de uma reação com a constante de velocidade e as 
concentrações dos reagentes, elevadas às potências apropriadas. A constante de velocidade k para uma determinada reação 
varia somente com a temperatura (ou adição de catalisador). 
3 – A ordem de uma reação em relação a um determinado reagente é o expoente a qual está elevada a concentração do dito 
reagente na lei de velocidade. A ordem global de uma reação é a soma dos expoentes em que estão elevadas as 
concentrações dos reagentes na lei de velocidade. A lei de velocidade e a ordem de reação não podem ser determinadas a 
partir da estequiometria da equação global da reação: devem ser determinadas experimentalmente. Para uma reação de 
ordem zero, a velocidade de reação é igual a constante de velocidade. 
4 – A meia vida de uma reação (o tempo que se leva para que a concentração de um reagente diminua à metade) pode ser 
utilizada para se determinar a constante de velocidade de uma reação de primeira ordem. 
5 – De acordo com a teoria das colisões, uma reação ocorre quando as moléculas se chocam com energia suficiente, 
denominada energia de ativação, e orientação adequada, para assim romper as ligações e iniciar a reação. A constante de 
velocidade e a energia de ativação se relacionam por meio da equação de Arrhenius. 
6 – A equação global balanceada para uma reação deve ser a soma de uma série de reações simples, chamada de etapas 
elementares. A série completa de etapas elementares para uma reação é o mecanismo de reação. 
7 – Se uma etapa de um mecanismo de reação é muito mais lenta que o restante, é a etapa determinante da velocidade. 
8 – Em geral, um catalisador acelera uma reação ao diminuir o valor de Ea. Um catalisador pode ser recuperado sem variação 
ao final de uma reação. 
9 – Na catálise heterogênea, que é de grande importância industrial, o catalisador é um sólido e os reagentes são gases ou 
líquidos. Na catálise homogênea, o catalisador e osreagentes estão na mesma fase. As enzimas são os catalisadores dos 
sistemas vivos. 
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XIX – Equilíbrio Químico: 
1 – O equilíbrio dinâmico entre fases se denomina equilíbrio físico. O equilíbrio químico é um processo reversível em que as 
velocidades das reações direta e inversa são iguais, e as concentrações dos reagentes e produtos não variam com o tempo. 
2 – Para a reação química geral aA + bB  cC + dD, as concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio se relacionam 
por meio da expressão da constante de equilíbrio. 
3 – A constante de equilíbrio para os gases, Kp, expressa a relação das pressões parciais de equilíbrio (em atm). 
4 – Um processo de equilíbrio químico é homogêneo quando todos os reagentes e produtos estão na mesma fase. As 
concentrações dos sólidos puros, líquidos puros e solventes são constantes e não aparecem na expressão da constante de 
equilíbrio de uma reação. 
5 – Se uma reação pode ser expressa como a soma de duas ou mais reações, a constante de equilíbrio da reação global é 
dada pelo produto das constantes de equilíbrio das reações individuais. 
6 – O valor de K depende da forma em que está balanceada a equação química, e a constante de equilíbrio para a reação 
inversa de uma reação em particular é o inverso da constante de equilíbrio da reação correspondente. 
7 – A constante de equilíbrio é a relação entre as constantes de velocidades das reações direta e inversa. 
8 – O quociente reacional Q tem a mesma forma que a constante de equilíbrio, mas se aplica a uma reação que pode não 
estar em equilíbrio. Se Q > K, a reação ocorrerá da direita para esquerda para que se alcance o equilíbrio. Se Q < K, a reação 
ocorrerá da esquerda para direita, até que Q = K. 
9 – O principio de Le Chatelier estabelece que se se aplica uma tensão externa a um sistema em equilíbrio químico, o sistema 
se ajustará para compensar e eliminar tal tensão. 
10 – Só a mudança de temperatura modifica o valor da constante de equilíbrio de uma reação em particular. As mudanças de 
concentrações, pressão ou volume podem alterar as concentrações de equilíbrio de reagentes e produtos. A adição de um 
catalisador acelera o momento em que se alcança o equilíbrio mas não modifica as concentrações de reagentes e produtos em 
equilíbrio. 
 
XV – Ácidos e Bases: 
1 – A acidez de um solução aquosa se expressa como seu pH, que de define como o logaritmo negativo da concentração de 
íons hidrogênio (em mol/L) 
2 – A 25ºC, uma solução ácida possui pH < 7, uma solução básica possui pH > 7, e uma solução neutra possui pH = 7. 
3 – Os seguintes ácidos se classificam como ácidos fortes em solução aquosa: HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4 (primeira etapa de 
ionização) e HNO3. As bases fortes em solução aquosa incluem os hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (exceto o 
berílio). 
4 – A constante de ionização ácida Ka aumenta quanto maior for a força do ácido. De forma semelhante, Kb expressa a força 
das bases. 
5 – A porcentagem (grau) de ionização é outra forma de medir a força dos ácidos. Quanto mais diluída é uma solução de um 
ácido fraco, maior será sua porcentagem de ionização. 
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6 – O produto da constante de ionização de um ácido e a constante de ionização de sua base conjugada é igual a constante do 
produto iônico da água. 
7 – As forças relativas dos ácidos se explicam qualitativamente em termos de sua estrutura molecular. 
8 – A maioria dos sais são eletrólitos fortes que se dissociam por completo em seus íons quando se dissolvem. A reação 
destes íons com a água, denominada hidrólise do sal, pode produzir soluções ácidas ou básicas. 
9 – Os íons metálicos com cargas elevadas, como o Al
+3
 e o Fe
+3
, se hidrolisam para formar soluções ácidas. 
10 – A maioria dos óxidos pode ser classificada como ácidos, básicos ou anfóteros. Os hidróxidos metálicos podem ser básicos 
ou anfóteros. 
11 – Os ácidos de Lewis aceitam pares de elétrons e as bases de Lewis doam pares de elétrons. A expressão “ácido de lewis” 
em geral se utiliza para substancias que estão em possibilidade de aceitar pares de elétrons mas não contém átomos de 
hidrogênio ionizáveis. 
 
XVI – Equilíbrios ácido-base e Equilíbrios de solubilidade: 
1 – O efeito do íon comum tende a suprimir a ionização de um ácido fraco ou de uma base fraca. Este efeito se explica por 
meio do princípio de Le Chatelier. 
2 – Uma solução tampão é uma combinação de um ácido fraco e sua base conjugada fraca (adicionada na forma de sal) ou 
uma base fraca e seu ácido conjugado fraco (adicionado na forma de sal). A solução reage com pequenas quantidades de 
ácido ou de base adicionados, de tal forma que o pH da solução permaneça quase constante. Os sistemas tamponados 
possuem função importante na manutenção do pH dos fluidos corporais. 
3 – O pH no ponto de equivalência de uma titulação ácido-base depende da hidrólise do sal formado na reação de 
neutralização. Nas titulações ácido forte - base forte, o pH do ponto de equivalência é 7; nas titulações ácido fraco - base forte, 
o pH do ponto de equivalência é maior que 7; nas titulações ácido forte – base fraca, o pH do ponto de equivalência é menor 
que 7. 
4 – Os indicadores ácido-base são ácidos ou bases orgânicas fracas que mudam de cor na proximidade do ponto de 
equivalência de uma reação de neutralização entre um ácido e uma base. 
5 – O produto de solubilidade Kps expressa o equilíbrio entre um sólido e seus íons em solução. A solubilidade pode ser 
calculada a partir do Kps e vice-versa. 
6 – A presença de um íon comum diminui a solubilidade de um sal ligeiramente solúvel. 
7 – A solubilidade dos sais ligeiramente solúveis que possuem ânions básicos aumenta com a elevação da concentração de 
íons hidrogênio. A solubilidade de sais que possuem ânions derivados de ácidos fortes não se modifica com o pH. 
8 – A análise qualitativa é a separação e identificação de cátions e ânions em solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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DIAGRAMA DE SEPARAÇÃO DE CÁTIONS METÁLICOS 
 
 
 
 
XVII – Química Ambiental: 
1 – A atmosfera da Terra está formada principalmente de nitrogênio e oxigênio, mais uma quantidade mínima de outros gases. 
Nos processos químicos que ocorrem na atmosfera, também influem a radiação solar, as erupções vulcânicas e a atividade 
humana. 
2 – O bombardeio de moléculas e átomos pelas partículas solares produz as auroras nas regiões externas da atmosfera. O 
resplendor (emissão intensa de luz) de satélites artificiais é causado pela excitação de moléculas adsorvidas (NO2 gasoso) na 
superfície do satélite. 
3 – O ozônio da estratosfera absorve a radiação nociva UV (200 a 300 nm) e desta forma protege a vida na Terra. Durante 
muitos anos, os compostos de CFC tem destruído a camada de ozônio. 
4 – As erupções vulcânicas podem contaminar o ar, diminuir o ozônio da estratosfera e alterar o clima. 
5 – O dióxido de carbono tem a capacidade de absorver a radiação infravermelha, o que permite aprisionar parte do calor que 
emana da Terra e aquece sua superfície. Outros gases como o CFC e metano também contribuem com o aquecimento do 
planeta (efeito estufa). 
6 – O dióxido de enxofre e, em menor grau, os óxidos de nitrogênio qu esse geram pela queima de combustíveis fosseis e os 
processos de queimas de sulfetos metálicos, ocasionam a chuva ácida. 
7 – Smog fotoquímico é produzido pela reação fotoquímica dos gases que emanam de veículos na presença da luz do Sol. 
Esta é umareação complexa em que participam os óxidos de nitrogênio, ozônio e os hidrocarbonetos. Cria uma nuvem 
poluente sobre os centros urbanos. 
8 – A contaminação do ar dos interiores domésticos (ou contaminação doméstica) é causada pelo radônio, um gás radioativo 
que se forma pela desintegração de urânio; o monóxido e o dióxido de carbono, que são produtos de combustão; e o 
formaldeído, uma substãncia orgânica volátil que se libera das resinas utilizadas nos materiais de construção. 
 
XVIII – Entropia, Energia Livre e Equilíbrio: 
1 – A entropia é uma medida da desordem de um sistema. Qualquer processo espontâneo deve conduzir a um aumento total 
na entropia do universo (segunda lei da termodinâmica). 
2 – A entropia padrão de uma reação química se calcular a partir das entropias absolutas dos reagentes e produtos. 
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3 – A terceira lei da termodinâmica estabelece que a entropia de uma substancia cristalina perfeita é zero a ok. Esta lei permite 
a medição das entropias absolutas das substancias. 
4 – Em condições de temperatura e pressão constantes, a mudança de energia livre ∆G é menor que zero para um processo 
espontâneo e maior que zero para um processo não espontâneo, Para um processo em equilíbrio, ∆G = 0. 
5 – Para um processo químico ou físico sob temperatura e pressão constante, ∆G = ∆H - T∆S. Esta equação se utiliza para 
prever a espontaneidade de um processo. 
6 – A mudança de energia livre de uma reação é obtida a partir das energias livres padrões de formação dos reagentes e 
produtos. 
7 – A constante de equilíbrio de uma reação e a variação de energia livre padrão da reação se relacionam por meio da 
equação ∆Gº= -R.T ln K. 
8 – A maioria das reações biológicas não são espontâneas. Ocorrem pela hidrolise da ATP, para qual o ∆Gº é negativo. 
 
XIX – Eletroquímica: 
1 – As reações redox implicam a transferência de elétrons. As equações que representam os processos redox são 
balanceadas com o método do íon-elétron. 
2 – Todas as reações eletroquímicas implicam a transferência de elétrons e, por tanto, são reações redox. 
3 – Em uma célula eletroquímica se produz eletricidade por uma reação química espontânea. A oxidação e a redução 
acontecem no ânodo e cátodo, respectivamente, e os elétrons fluem através de um circuito externo. 
4 – As duas partes de uma célula eletroquímica são as semi-células. Uma ponte salina permite o fluxo de íons entre elas. 
5 – A força eletromotriz (fem) de uma célula é a diferença de voltagem entre dois eletrodos. No circuito externo, os elétrons 
fluem do ânodo até o cátodo em uma célula eletroquímica. Em solução, os ânions se movem até o ânodo e os cátions até o 
cátodo. 
6 – O faraday é a quantidade de eletricidade que transporta um mol de elétrons, e é igual a 96500 C. 
7 – Os potenciais padrão de redução indicam a probabilidade relativa de que ocorram as semi-reações de redução. Também 
se utilizam para prever os produtos, a direção e a espontaneidade das reações redox entre várias substâncias. 
8 – A diminuição de energia livre de um sistema em uma reação redox espontânea é igual ao trabalho elétrico realizado pelo 
sistema sobre o meio, ou ∆G = -nFE. 
9 – A constante de equilíbrio de uma reação redox pode ser conhecida a partir da força eletromotriz padrão de uma célula. 
10 – A equação de Nernst proporciona a relação entre a fem da célula e as concentrações dos reagentes e produtos em 
condições de estado não padrões. 
11 – As baterias, que são formadas por uma ou mais células eletroquímicas, se utilizam amplamente como fontes de energia 
autônomas. As mais conhecidas são a pilha seca, tal como a célula de Leclanché, a bateria de mercúrio e a bateria ou 
acumulador de chumbo dos automóveis. As células de combustíveis produzem energia elétrica a partir de uma alimentação 
continua de reagentes. 
12 – A corrosão de metais, como a oxidação de ferro, é um fenômeno eletroquímico. 
13 – Para induzir uma reação química que não é espontânea em uma célula eletroquímica se emprega corrente elétrica de 
uma fonte externa. A quantidade de produto formado ou de reagente consumido dependerá da quantidade de eletricidade 
transferida ao eletrodo. 
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XX – Química Nuclear: 
1 – Para os núcleos estáveis de baixo número atômico, a relação nêutron-próton é aproximadamente igual a um. Para os 
núcleos estáveis mais pesados, a relação é maior que um. Todos os núcleos com 84 ou mais prótons são instáveis e 
radiativos. Os núcleos com número atômicos pares tendem a ter mais isótopos estáveis que os que possuem números 
atômicos impares. 
2 – A energia de união nuclear (energia necessária para romper um núcleo em seus prótons e nêutrons) é uma medida 
quantitativa de estabilidade nuclear. É possível calcular esta energia se for conhecido o defeito de massa do núcleo (diferença 
de massa entre o átomo e massa total de seus prótons, elétrons e nêutrons após um processo nuclear) e for utilizada a 
relação de equivalência massa-energia de Einstein. 
3 – Os núcleos radioativos emitem partículas α, partículas β, pósitrons ou raios γ. A equação de uma reação nuclear inclui as 
partículas emitidas, e deve se balancear tantos os números de massa quanto os números atômicos. 
4 – O Urânio-238 é o progenitor de uma série de desintegração radioativa natural que se utiliza para determinar a idade de 
rochas na Terra e de objetos vindos do espaço, dado sua meia vida ser grande. 
5 – Os elementos radioativos artificiais se geram ao bombardear outros elementos com partículas α, nêutrons ou prótons 
acelerados. 
6 – A fissão nuclear é a divisão de um núcleo grande em dois núcleos pequenos e um ou mais nêutrons. Quando os nêutrons 
livres se capturam de modo eficiente por outros núcleos, ocorre uma reação em cadeia. 
7 – Os reatores nucleares utilizam o calor de uma reação de fissão controlada para produzir energia. Os três tipos de reatores 
mais importantes são os reatores de água leve, os reatores de água pesada e os reatores de cria. 
- LWR - Light Water Reactors: Utilizam como refrigerante e moderador a água e como combustível o urânio enriquecido. Os 
mais utilizados são os BWR (Boiling Water Reactor ou Reator de água em ebulição ) e os PWR (Pressure Water Reactor ou 
Reatores de água a pressão), estes últimos considerados atualmente como padrão.. 
- CANDU - Canada Deuterium Uranium: Utilizam como moderador água pesada (cuja molécula é composta por dois átomos de 
deutério e um átomo de oxigênio) e como refrigerante água comum. Como combustível usam urânio comum. 
- FBR - Fast Breeder Reactors: Utilizam nêutrons rápidos no lugar de térmicos para o processo da fissão. Como combustível 
utilizam plutônio e como refrigerante sódio líquido. Este reator não necessita de moderador. 
8 – A fusão nuclear, que o tipo de reação que se produz no Sol, é a combinação de núcleos leves para formar um mais 
pesado; a fusão só ocorre em temperaturas muito altas, motivo pelo qual a fusão nuclear controlada em grande escala não 
acontece ainda. 
9 – Os isótopos radiativos se detectam com facilidade e por isso são usados, basicamente, de duas maneiras: como 
marcadores ou como fontes de energia. Isto é, pode-se colocar isótopos radioativos no lugar de outros elementos não-
radioativos, sem alterar as propriedades químicas do material de modo que torne-se possível obter informações sobre o 
material onde o isótopo se localiza, bem como pode-se fazer uso das propriedades de ionização da radiação para matar 
células, destruir tecidos de crescimento anormal, alterar o código genético dos seres vivos ou para fazer mapeamento do 
interior de materiais (detecção de falhas). 
10 – A radiação de alta energia causadanos aos sistemas biológicos pela ionização e formação de radicais livres. 
Radicais livres: são moléculas instáveis e que apresentam um elétron que tende a se associar de maneira rápida a outras 
moléculas de carga positiva com as quais pode reagir ou oxidar. No nosso organismo, os radicais livres são produzidos pelas 
células, durante o processo de queima do oxigênio, utilizado para converter os nutrientes dos alimentos absorvidos em energia. 
Os radicais livres podem danificar células sadias do nosso corpo, entretanto, nosso organismo possui enzimas protetoras que 
reparam 99% dos danos causados pela oxidação, ou seja, nosso organismo consegue controlar o nível desses radicais 
produzidos através do nosso metabolismo. 
 
XXI – Metalurgia e Química dos Metais: 
1 – Dependendo de suas reatividades, os metais existem na natureza em estado livre ou em forma combinada. 
2 – A obtenção de um metal a partir da sua mina é um processo em três etapas. Primeiro deve se preparar a mina. Depois se 
separa o metal, quase sempre por meio de um processo de redução, e por último, se purifica. 
3 – Os métodos comuns utilizados na purificação dos metais são destilação, eletrólise e refinação. 
4 – A ligação metálica pode ser visualizada como a força entre íons positivos imersos em um mar de elétrons. Em termos de 
teoria das bandas, os orbitais atômicos se fundem para formar bandas de energia. Uma substancia é um condutor quando 
seus elétrons podem ser promovidos com facilidade até a banda de condução, onde possuem liberdade para mover-se através 
da substancia. 
5 – Nos isolantes, o espaço energético entre a banda de valência e a banda de condução é tão grande que os elétrons não 
podem se promover até esta última. Nos semicondutores, os elétrons podem atravessar o espaço energético em maiores 
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temperaturas e, assim, a condutividade aumenta a medida que aumenta a temperatura, já que mais elétrons são capazes de 
chegar à banda de condução. 
6 – Os semicondutores tipo-n contém impurezas doadoras e elétrons extras. Os semicondutores tipo-p contém impurezas 
receptoras e lacunas positivas. 
7 – Os metais alcalinos são os mais reativos de todos os elementos metálicos. Possuem nox +1 em seus compostos. Em 
condições especiais alguns deles podem formar ânions com carga negativa (através de sais complexos em soluções metal-
amônia). 
8 – Os metais alcalino-terrosos são um pouco menos reativos que os metais alcalinos. Quase sempre possuem Nox +2 em 
seus compostos. As propriedades dos elementos 2A se fazem mais metálicas ao descer em seu grupo periódico. 
9 – Alumínio não reage com água devido a formação de um óxido protetor; seu hidróxido é anfótero. 
 
XXII – Elementos não-metálicos e seus compostos: 
1 – Os átomos de hidrogênio contêm um próton e um elétron. É o elemento mais simples. O hidrogênio se combina com muitos 
metais e ametais para formar hidretos; alguns hidretos são iônicos e outros são covalentes. (Há os hidretos intersticiais: nestes 
compostos, as moléculas de hidrogênio dissociam e os átomos de hidrogênio preenchem as lacunas do retículo cristalino do 
metal, sítios intersticiais. Os hidretos intersticiais geralmente não são estequiométricos, ao contrário dos hidretos iônicos e 
covalentes. Os átomos de hidrogênio, que estão dentro do retículo, podem migrar internamente, reagindo com impurezas ou 
alterando as propriedades do material. Estes compostos são condutores.) 
2 – Há três isótopos de hidrogênio: 
1
1H, 
2
1H (deutério) e 
3
1H (trítio). A água pesada contém deutério. 
3 – Os compostos inorgânicos importantes do carbono são os carbetos, os cianetos, a maioria dos quais são extremamente 
tóxicos; o monóxido de carbono, também tóxico; os carbonatos e bicarbonatos e o dióxido de carbono, um produto final do 
metabolismo e um componente do ciclo do carbono. 
4 – O gás nitrogênio, N2, possui uma tripla ligação e é muito estável. Os compostos nos quais o nitrogênio possui nox de -3 a 
+5 se formam entre átomos de nitrogênio e hidrogênio ou átomos de oxigênio. A amônia, NH3, se utiliza muito como 
fertilizante. 
5 – O fósforo branco, P4, é tóxico, muito reativo e inflamável; o fósforo vermelho polimérico, (P4)n, é mais estável. O fósforo 
forma óxidos e haletos, com nox de +3 a +5; também forma vários oxiácidos. Os fosfatos são compostos mais importantes do 
fósforo. 
6 – O gás oxigênio, O2, é paramagnético e possui dois elétrons desemparelhados. O oxigênio forma ozônio, óxidos, peróxidos 
e superóxidos. O oxigênio é o elemento mais abundante na crosta terrestre e é essencial para a vida na Terra. 
7 – O enxofre se extrai da crosta mediante o processo Frasch (consiste basicamente em injetar vapor de água superaquecido para 
fundir o enxofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido), como um líquido fundido. 
8 – O ácido sulfúrico é a base da industria química. Se produz a partir do enxofre (obtido da pirita, por exemplo) e 
transformação em SO2 e SO3, por meio do processo de contato. 
9 – Os halogênios são elementos tóxicos e reativos que se encontram apenas em compostos com outros elementos. O flúor e 
o cloro são agentes oxidantes fortes e se preparam por eletrólise de HF(l) e NaCl fundido, respectivamente.. 
10 – A reatividade, toxicidade e capacidade oxidante dos halogênios diminui do flúor até o iodo. Todos os halogênios formam 
ácidos binários (HX) e um conjunto de oxiácidos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Colégio Apogeu Química – Prof. Eurico Dias – Resumão Final ITA 
 
HISTÓRIA DA QUÍMICA 
 
 
Cronologia do desenvolvimento da Química no século 19 
 
1800 Alessandro Volta Produção de corrente elétrica por meios químicos 
1800 William Herschel Descoberta da radiação infra vermelho 
1801 John Dalton Lei das pressões parciais na mistura de gases 
1801 Humphrey Davy Desenvolvimento do arco elétrico 
1801 Humphrey Davis Uso de células voltaicas na decomposição de compostos 
1801 A.F. Fourcroy Métodos gerais de análise orgânica (qualitativa) 
1801 
J.W. Ritter e W.H. 
Wollaston 
 
Descoberta da ação da luz ultravioleta erió cristais de 
cloreto de prata 
1803 John Dalton Tábua dos pesos atômicos relativos 
1803 Jon Berzelius Decomposição eletrolítica de sais. 
1804 John Dalton Teorias atômica nas reações químicas 
1807 Humphrey Davis Obtenção de sódio e potássio por eletrólise 
1808 Gay-Lussac 
 
Lei dos volumes de combinação dos gases 
1808 Humphrey Davis 
Obtenção de magnésio, cálcio, estrôncio e bário por 
eletrólise 
1811 Amadeo Avogadro 
Hipótese de Avogadro erió número de partículas em 
volumes iguais de gases nas mesmas condições 
1812 Jon Berzelius Teoria dualística 
1813 Humphrey Davys Contrata Michael Faraday como assistente 
1815 William Prout Hipótese de que os elementos er compostos de hidrogênio 
1815 Jon Berzelius 
Calcula fórmulas de compostos orgânicos a partir de dados 
analíticos experimentais 
1819 Eilhardt Mitscherlich Lei do isomorfismo na cristalização de compostos 
1823 Michael Faraday Liquefação do cloro e outros gases 
1823 
Michel Eugéne 
Chevreul 
Corpos graxos de origem animal 
1824 
Michel Eugéne 
Chevreul 
Análise orgânica e suas aplicações 
1826 Jean Baptiste Dumas 
Método de medida da densidade de vapor para determinar 
peso atômico 
1828 Friederich Whöler Síntese da Urea e fim do Vitalismo 
1829 J.W. Döbereiner Introduz tríades de elementos e prediz pesos atômicos 
1832 
Justus von Liebig e F. 
Whöler 
Descoberta do radical benzoila 
1833 Michael Faraday Estabelece a terminologia da eletroquímica 
1833 ThomasGraham Classificação dos ácidos fosfóricos 
1834 David Brewster Análise química por absorção de radiação 
1844 
Adolf Wilhelm 
Hermann Kolbe 
Síntese de compostos orgânicos partindo de inorgânicos 
1855 Edward Frankland 
Introduz o conceito de valência na combinação de 
fragmentos orgânicos com metais 
1853 Robert Bunsen 
 
Inicia odesenvolvimento da análise química inorgânica 
instrumental com a invenção do espectroscopio 
1858 
Friedrich August 
Kelulé 
 
Introduz o conceito de carbono tetravalente e a habilidade de 
átomos de carbono ligarem-se uns aos outros 
1858 Stanislao Cannizaro 
Aplica a hipótese de Avogadro na determinação dos pesos 
atômicos e moleculares 
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1859 
Gustav Robert 
Kirchhoff 
Estabelece as leis da espectroscopia 
1860 
Robert Bunsen e G.R. 
Kirchhoff 
Descoberta do césio por via espectroscopica 
1861 
 
Robert Bunsen e G.R. 
Kirchhoff 
Descoberta do rubídio por via espectroscópica 
1861 William Crookes Descoberta do tálio por via espectroscópica 
1862 
A.E. Béguyer de 
Chancourttois 
Introduz a hélice telúrica para classificar os elementos 
segundo os pesos atômicos 
1863 
Ferdinand Reich e 
H.T. Richter 
Descoberta do índio por via espectroscópica 
1864 Lothar Meyer 
Publica uma tabela incompleta precursora da tabela 
 eriódica dos elementos 
1865 
Alexander Reina 
Newlands 
Tabela dos elementos segundo oitavas e descoberta da 
periodicidade 
1869 
Dmitrii Ivanovich 
Mendeleev 
Classificação periódica dos elementos 
1870 Lothar Meyer Propriedades periódicas duplas dos elementos 
 
Historia da Química Orgânica 
Os eventos importantes da história da química orgânica não podem ser completamente avaliados, a menos que antes se 
conheça um pouco da química orgânica, de modo a poder-se entender porque certas descobertas foram importantes. 
Embora os processos químicos tradicionais tais como a fabricação de sabões, o uso de corantes, a fermentação e refinação de 
açúcar fossem conhecidos e usados em larga escala há muitos séculos, poucos compostos orgânicos em estado puro eram 
conhecidos no começo do século XIX. A obtenção de álcool etílico razoavelmente puro era conhecida no século XI, e a 
produção de éter sulfúrico a partir de álcool e ácido sulfúrico foi descoberta no século XVI. Os ácidos carboxílicos conhecidos 
há mais tempo são o ácido fórmico, obtido da destilação de formigas a seco, e o ácido acético, da destilação de vinagre. O 
ácido benzóico era sublimado a partir de uma goma natural, e o ácido succínico produzido da sublimação de âmbar. A maior 
parte da literatura da química orgânica há 200 anos era descritiva, com ênfase em fontes vegetais ou animais e no valor 
medicinal das várias preparações. 
A associação da química orgânica e dos compostos orgânicos com produtos animais, tais como sangue, urina, saliva e pele, e 
com produtos vegetais, como açúcares e resinas, levou os químicos a imaginarem que estes materiais eram produzidos por 
uma força vital associada aos sistemas vivos e que esta força seria destruída fora destes sistemas. Entretanto, em 1828, 
Wöhler, acidentalmente, sintetizou uréia a partir de cianato de prata e cloreto de amônio, reconhecendo que o produto era 
idêntico ao obtido de procedência animal. Na verdade, já em 1811, o irmão de Humphry Davy, John, havia efetuado a mesma 
síntese, porém não havia identificado o produto. Assim, 1828 ficou sendo considerado o ano em que a teoria da força vital 
começou a desmoronar. 
A descoberta de compostos orgânicos puros através da manipulação química ou física de substâncias naturais foi processo 
lento e penoso. Scheele foi um dos pioneiros geniais neste campo. Ele isolou muitos ácidos carboxílicos diretamente de suas 
fontes naturais por formação do sal, seguida de acidulação com ácido sulfúrico. Isolou, também, muitos ácidos por degradação 
de produtos naturais, principalmente por oxidação. O metano (chamado, então, gás dos pântanos) e o etileno (chamado gás 
olefiante) já eram conhecidos em 1800. Joseph Louis Proust, que formulou a lei das proporções definidas, abriu o campo da 
química de carboidratos, quando isolou e identificou a glicose, a frutose, a sacarose e o manitol. 
A morfina, em estado cristalino, foi isolada em 1805, mas os alcalóides só foram reconhecidos como um grupo de substâncias 
em 1820, quando se isolou a estricnina, a brucina e a quinina. Durante os quinze anos que se seguiram, mais 25 outros 
alcalóides foram isolados. Chevreul foi o químico orgânico pioneiro no isolamento de substâncias relativamente puras a partir 
de gorduras. Ele descobriu que o processo de produção de sabão fornecia glicerol e um material identificado como um sal de 
ácido graxo. Até então, pensava-se que o material saponáceo era simplesmente o ácido graxo. 
Como muitas vezes acontece, esta descoberta de interesse meramente acadêmico adquiriu rapidamente muita importância 
industrial. A fabricação de sabões envolvia os sais de ácidos graxos, e a fabricação de velas, os ácidos graxos propriamente. A 
fabricação de velas e seu uso era um problema porque as velas queimavam com uma chama fumacenta e de odor 
desagradável. Além disto, com o calor da chama elas amoleciam e se desfaziam. Somente após as descobertas de Chevreul 
pôde a indústria desenvolver as reações necessárias para contornar o problema, passando a usar o ácido esteárico que funde 
a temperaturas mais altas como matéria-prima. 
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Foi Chevreul que introduziu o uso de pontos de fusão como critério de pureza e reconheceu que um composto só é puro 
quando, após muitas cristalizações, o ponto de fusão não mais se altera. 
Foi mais ou menos nesta época que Berzelius introduziu o conceito de isomeria, para distinguir compostos de mesma 
composição elementar. Berzelius aplicava o termo polimeria àqueles compostos contendo elementos nas mesmas proporções, 
mas nos quais os pesos moleculares eram múltiplos entre si. 
Embora tivesse sido Lavoisier o primeiro a realizar análises quantitativas de compostos orgânicos, e seus processos fossem 
seguidos pela grande maioria dos químicos de seu tempo, foi Liebig quem desenvolveu um método de precisão satisfatória. 
Seu processo, com ligeiras modificações é usado ainda hoje. 
Após muitas tentativas infrutíferas de determinar na mesma aparelhagem o conteúdo de carbono, hidrogênio e nitrogênio, 
Liebig chegou à conclusão de que as determinações de nitrogênio deveriam ser feitas por outro processo. A determinação 
quantitativa de nitrogênio foi desenvolvida por Dumas. 
O rápido aumento do conhecimento da química orgânica experimental levou à síntese de compostos puros em quantidade 
crescente. A síntese de Wöhler serviu de estímulo à pesquisa em química orgânica, mostrando que não havia uma separação 
total entre esta e a química mineral. A etapa que acelerou, entretanto, a pesquisa sistemática na química orgânica, foi o 
desenvolvimento da idéia de radicais como os equivalentes orgânicos dos átomos. A pesquisa mais importante neste assunto 
foi a de Liebig e Wöhler no radical benzoila, que encorajou outros químicos à descoberta de novos radicais pela transformação 
sistemática de substâncias orgânicas. Este esforço de síntese de compostos, aliado ao isolamento de novas substâncias 
orgânicas de fontes naturais, levou a um período de completa confusão. Como os pesos atômicos não podiam ser 
determinados com precisão e as diferenças entre pesos atômicos e equivalentes químicos não eram bem compreendidas, o 
tamanho das moléculas permanecia um mistério. 
A tabela abaixo mostra a diferença da formulação propostapara o álcool e para o éter por três dos mais eminentes químicos 
de seu tempo: 
 Berzelius Liebig Dumas 
Álcool C2H5O· H C2H3O· 3H C4H4· H2O 
Éter C4H10· H2O C4H6O· 6H 2C2H4· H2O 
 Estas diferenças provêm, em parte, das diferenças nos pesos atômicos de uso comum na época, como se vê na tabela: 
 Berzelius Liebig Dumas 
C 12 1 1 
H 1 1 1 
O 16 8 16 
O trabalho de Hofmann com aminas, Williamson com éteres e Wurtz com hidrocarbonetos resultou no isolamento de novos 
compostos orgânicos, levando ao estabelecimento do conceito de valência. Hofmann foi capaz de preparar e isolar aminas 
alifáticas primárias, secundárias e terciárias a partir de iodetos de alquila e amoníaco. Williamson preparou éteres usando os 
mesmos iodetos de alquila e alcoolatos, e Wurtz obteve hidrocarbonetos a partir dos halogenetos de alquila e sódio. As 
formulações escritas por estes três cientistas para descrever os novos compostos eram muito parecidas com nossos modelos 
moleculares atuais e permitiram a Franklin e Kolbe o desenvolvimento do conceito de valência para cada átomo dos compostos 
orgânicos. Logo a seguir, Kekulé e Couper reconheceram que o átomo de carbono era tetravalente (1857) e que os átomos de 
carbono tinham a capacidade de ligar-se uns aos outros (1858). Ainda assim, a química orgânica vivia em um estado de 
completa confusão porque a interpretação dos resultados experimentais publicados exigia o conhecimento específico dos 
detalhes de formulação de cada químico e de sua escola. Uma situação semelhante ainda hoje no campo dos íons "não 
clássicos", em que a interpretação da literatura exige o conhecimento da formulação de escolas ou grupos particulares. 
A confusão chegou a tal ponto que um congresso reuniu-se em Karlsruhe, em 1860, com a presença dos 140 melhores 
químicos da época. A idéia era encontrar respostas às questões que envolviam átomos, moléculas, radicais e equivalentes. O 
químico italiano Cannizzaro propôs, então, que uma explicação unificada poderia ser obtida para as questões levantadas, 
desde que, baseando-se no uso da hipótese de Avogrado (formulada 50 anos antes), fosse determinado experimentalmente o 
tamanho das moléculas a partir do peso do vapor. Cannizzaro não conseguiu convencer seus colegas durante a convenção, 
porém a fria lógica e a utilidade de sua proposta rapidamente ficaram aparentes quando, a reunião desfeita, voltaram os 
cientistas a seus laboratórios. 
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Embora Kekulé tivesse introduzido o conceito de ligação química, ele não a representava por traços ou linhas. Foi Couper, em 
1858, quem o fez pela primeira vez, e foi Hofmann, em 1865, quem primeiro construiu modelos moleculares (usando bastões e 
bolas de madeira) para representar os compostos orgânicos. 
O problema da formulação do benzeno e das estruturas aromáticas era particularmente difícil, e foi Kekulé, em 1865, quem 
propôs a melhor solução, através do uso de estruturas de ligações carbono-carbono alternadamente simples e duplas. O texto 
abaixo foi extraído de uma Conferência em Memória de Kekulé, feita por R. Japp: 
De acordo com sua própria versão, a idéia lhe veio durante o sono: "Eu estava sentado, escrevendo meu livro-texto; porém o 
trabalho não progredia, pois meus pensamentos estavam em outra parte. Voltei minha cadeira para a lareira e dormitei. 
Novamente os átomos estavam dançando em minha frente. Desta vez os grupos menores haviam ficado modestamente no 
fundo. Meu olho mental, habituado a estas visões, podia agora distinguir estruturas maiores de muitas conformações: cadeias 
longas, às vezes mais próximas umas das outras, todas girando e torcendo-se como cobras. Mas, de repente, vi que uma das 
cobras havia abocanhado sua própria cauda e a forma assim obtida dançava zombeteiramente diante de mim. Então, acordei 
rapidamente e passei o resto da noite trabalhando nas conseqüências desta hipótese". 
"Aprendemos, senhores, a sonhar", adicionou Kekulé, "e então talvez possamos encontrar a verdade... mas evitemos publicá-
los antes de colocar os sonhos à prova do mundo real". 
Ladenburg observou que a fórmula de Kekulé para o benzeno predizia a existência de dois isômeros orto (existe apenas um) e 
Kekulé propôs então que os átomos na molécula de benzeno deviam estar oscilando em torno de uma posição média. Embora 
muitos químicos tivessem interpretado esta sugestão como indicando uma alternação rápida entre ligações duplas e simples, o 
conceito original era mais complicado. 
Uma das descobertas mais importantes da química orgânica foi feita por Pasteur em 1848, durante sua investigação da 
quiralidade e atividade ótica de sais de ácido tartárico (ácido 2,3-di-hidroxi-succínico), um constituinte das uvas. A forma normal 
do ácido tartárico era dextrorrotatória, porém tinha sido descoberta uma nova variedade chamada ácido racêmico. 
Embora Biot tivesse mostrado que o ácido racêmico e seus sais não desviavam o plano da luz polarizada, Pasteur descobriu 
que, quando o tartarato de sódio e amônio era cristalizado abaixo de 28ºC, cristalizava-se em tetra-hidrato, no qual metade dos 
cristais tinha as faces hemiédricas orientadas para a direita, e a outra metade, orientadas para a esquerda. Pasteur separou 
cristais com a ajuda de pinças e lentes, mostrando que um dos tipos correspondia à forma dextrógira já conhecida e que o 
outro correspondia a um ácido levorrotatório até então desconhecido. A natureza fortuita da descoberta fica evidenciada pelo 
fato de que cristais assimétricos suficientemente grandes para serem vistos com lentes de aumento e separados com pinças 
são muito raros, tendo sido encontrados, desde aquela época, apenas uma dezena de casos. 
Embora a descoberta de Pasteur exigisse claramente assimetria na estrutura molecular destas substâncias, ele podia apenas 
especular sobre a possibilidade das moléculas serem hélices diretas ou inversas. Somente em 1874 puderam van’t Hoff e Le 
Bel, independentemente, sugerir a existência de átomos de carbono assimétricos. A publicação deste conceito levou o famoso 
químico alemão Kolbe a protestar violentamente; em 1877 ele publicou em um dos famosos jornais de química da época o 
seguinte: 
Em um trabalho recentemente publicado com o mesmo título (Sinal dos Tempos), insisti no fato de que uma das causas do 
retrocesso atual da pesquisa química na Alemanha é a falta de conhecimento químico geral e, ao mesmo tempo, fundamental. 
Muitos de nossos professores de química estão nesta situação e causam muito mal à ciência. Uma conseqüência imediata 
disto é que se está espalhando uma teia de aparente escolaridade e conhecimento, que não passa da filosofia natural, 
superficial e estúpida, desmascarada há cinqüenta anos pela ciência natural exata, e que, agora, ataca novamente, ajudada 
por pseudocientistas que tratam de disfarçá-la e apresentá-la como ciência, assim como se tentassem introduzir uma prostituta 
bem vestida e empoada na boa sociedade, à qual não pode pertencer. 
Qualquer um que possa pensar que os conceitos acima são exagerados poderá ler, se conseguir, o livro dos senhores van’t 
Hoff e Hermann sobre A Disposição dos Átomos no Espaço, recentemente publicado, e que está cheio de tolices e fantasias. 
Eu teria ignorado mais este livro se um químico de reputação não o tivesse recomendado calorosamente como uma realização 
de alto nível. 
O tal Dr. J. H. van’t Hoff, da Escola de Veterinária de Utrecht, aparentemente não tem tendência alguma à investigação 
química exata. Ele prefere montar Pégaso (aparentemente emprestado pela Escola de Veterinária) e proclamar em sua La 
chimie dans l’espace como lhe parecem estar os átomos dispostos no espaço, vistos do Monte Parnasso químico a que ele 
chegou voando. 
Outros importantes químicos da época criticaram as propostas