Hidretos, Ácidos, Bases, Sais, Óxidos; Equações Químicas; Balanceamento; Sistemas Dispersivos.

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1 
Hidretos, ácidos, bases, 
sais e óxidos 
Disciplina: Química Geral I 
Aula 6 
Hidretos 
• Os hidretos são compostos binários formados pelo 
hidrogênio e outro elemento. 
• Hidreto é o íon H- cujo nox é -1. 
 
• Estes compostos se dividem em três grandes grupos: 
iônicos, metálicos e covalentes. 
 
Nomenclatura 
 
Hidreto de ____________ 
 
 
Exemplo: 
 
NaH – hidreto de sódio (hidreto iônico) 
SnH2 – hidreto de estanho(II) (hidreto metálico) 
BiH3 –
 hidreto de bismuto(III) (hidreto covalente) 
Ácidos de Arrhenius 
• Ácidos de Arrhenius são substâncias que liberam 
somente como íon positivo o cátion Hidrogênio (H+ -
formando em solução o íon hidrônio ou hidroxónio 
H3O
+), quando em soluções aquosas. 
 
• Podem ser classificados quanto : 
– número de hidrogênios ionizáveis; 
– ao grau de ionização; 
– número de elementos constituintes; 
– e presença ou não de átomos de oxigênio; 
 
 
 
 
Quanto ao número de Hidrogênios 
ionizáveis 
• monoácidos: na ionização a molécula libera apenas 1 cátion H+. 
Ex: HCl, HNO3, HCN Reação: HCl + H2O →H3O
+ + Cl- 
• diácidos: na ionização a molécula libera 2 cátions H+. 
Ex: H2SO4, H2MnO4, H2CrO4 
• triácidos: na ionização a molécula libera 3 cátions H+ 
Ex: H3PO4, H3AsO4, H3SbO4 
• tetrácidos: na ionização a molécula libera 4 cátions H+ 
Ex: H4P2O7, H4Fe(CN)6, H4Si2O4 
Quanto ao grau de ionização 
• Ácidos fortes : 50% ≤ α ≤ 100%. Ex: H2SO4, HNO3 
 
 
• Ácidos moderados: 5% ≤ α < 50%. Ex: H3PO4 
 
 
• Ácidos fracos: 0 ≤ α < 5%. Ex: HClO 
Quanto ao número de elementos 
constituintes 
• Binários: apresentam dois elementos. 
Ex.: HBr, HCl, H2S, HF. 
 
• Ternários: apresentam três elementos. 
Ex.: H2SO4, H3PO4. 
 
• Quaternários: apresentam quatro elementos. 
Exemplos: HOCN, H4Fe(CN)6. 
Quanto a presença ou não de 
Oxigênio na molécula 
• hidrácidos: não contêm oxigênio. 
Ex: HCl, H4Fe(CN)6, H2S 
 
• oxiácidos: contêm oxigênio. 
Ex: HNO3, H2MnO4, H3PO4, H4Si2O4 
Nomenclatura 
• Hidrácidos (ácidos que não contem oxigênio) 
 
 
 
• Oxiácidos 
1) elemento com NOx fixo 
 
 
Nomenclatura 
• Oxiácidos 
 2) elemento de mesmo nox, mas vários graus de hidratação 
 
 
3) elemento com dois Nox 
 
 
4) elemento com mais estados de oxidação (halogênios) 
Bases de Arrhenius 
• Bases de Arrhenius são substâncias que formam o 
íon OH- (íon oxidrila ou hidróxila) em solução 
aquosa. 
 
• Podem ser classificadas quanto: 
– a solubilidade em água; 
– e ao grau de ionização; 
 
 
Quanto à solubilidade em água 
• Solúveis: São os hidróxidos dos metais dos Grupo 1 
(metais alcalinos) e o NH4OH. 
 Ex: KOH, NH4OH, NaOH 
 
• Pouco solúveis: São os hidróxidos dos metais dos Grupo 2 
(metais alcalino-terrosos). 
 Ex: Ca(OH)2, Mg(OH)2 
 
• Praticamente não-solúveis: São os álcalis dos demais 
metais, que apresentam uma solubilidade muito baixa. 
• Ex: Fe(OH)3 ,Pb(OH)4, Sn(OH)4 
Quanto ao grau de ionização 
• Bases fortes : 50% ≤ α ≤ 100%. Bases envolvendo 
metais alcalinos e alguns alcalinos terrosos. Ex: KOH, 
NaOH 
 
• Bases fracas: α < 50%. Demias bases. Ex: NH4OH. 
 
Nomenclatura das bases 
a) Se a base têm um cátion com apenas um Nox 
 
Ex: Ca(OH)2, Mg(OH)2 
 
b) Se a base têm um cátions com dois estados de oxidação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sais 
• Sal é todo composto que em água se dissocia liberando 
um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-. 
• A reação de um ácido com uma base recebe o nome de 
neutralização. 
 
• Podem ser classificados quanto: 
– ao número de elementos; 
– a presença de água; 
– a presença de oxigênio; 
– e a natureza química. 
 
 
 
 
Quanto ao número de elementos 
• Binários: 
 
Ex.: CaCl2, KBr, NaCl 
 
• Ternários: 
Ex.: CaSO4, Al2(SO4)3 
 
• Quaternários: 
Ex.: NaCNO, Na4Fe(CN)6 
 
Quanto à presença de água 
• Hidratados: 
 
Ex.: CuSO4 ∙5H2O, CaSO4 ∙2H2O 
 
• Anidros: 
 
 Ex.: NaCl, KCl, CaSO4 
Quanto à presença Oxigênio 
• Oxissais: 
 
 KNO3, CaCO3, CaSO4 
Quanto à natureza 
• Sais normais (antigamente denominado sal neutro); 
são provenientes da neutralização total de um ácido 
ou de uma base. 
Ex.: KNO3, CaCO3, CaSO4 
 
Reação de formação: 
 
Reação de hidrólise: 
 
Quanto à natureza 
• Hidrogenossal (antigamente denominado sal ácido); 
são sais provenientes da neutralização parcial de um 
ácido. Estes sais apresentam dois íons, sendo um 
deles composto pelo íon H+ (hidrogênio ionizável) e 
somente um ânion. 
 
Ex.: NaHSO4, KH2PO4 
 
Reação para formação: 
 
Reação de hidrólise: 
 
Quanto à natureza 
• Hidróxissal (antigamente denominado sal básico); 
são sais provenientes da neutralização parcial de uma 
base. Estes sais apresentam dois íons, sendo um 
deles formado pelo íon OH e somente um cátion. 
 
Ex.: Ca(OH)NO3, Al(OH)Cl2 
Reação para formação: 
Reação de hidrólise: 
 
Quanto à natureza 
• Sais duplos ou mistos são sais que apresentam dois 
cátions diferentes (exceto o hidrogênio ionizável H+) 
ou dois ânions diferentes (exceto a hidroxila OH-). 
 
Ex.: NaNH4SO4 - sulfato (duplo) de sódio e amônio 
 
 
CaClBr - cloreto-brometo de cálcio 
Nome do ânion + (duplo) + de + nome dos dois cátions (separados pela conjunção e) 
 
 
 
 
Nomes dos ânions (separados por um hífen) + de + nome do cátion 
 
Nomenclatura de sais 
NOME DO SAL 
 nome do ânion + de + nome do cátion 
AgFeBO3 → Borato (duplo) de prata e ferro(III) 
FeISO4 → Iodeto-sulfato de ferro(III) 
 
Nomenclatura de sais 
NOME DO SAL 
 nome do ânion + de + nome do cátion 
Óxidos e nomenclatura 
• Compostos binários formados pelo oxigênio e outro 
elemento químico 
Representação geral 
ExOy 
Nomenclatura geral 
 
 
Óxidos e nomenclatura 
Nomenclatura para óxidos de metais 
 
 
 
Elementos de NOx fixo 
 
 
Metais com NOx variável 
 óxido de cobre(I) 
 óxido de cobre (II) 
 
 
Classificação dos óxidos 
• Óxidos ácidos ou anidridos são óxidos de não-metais 
(exceto NO, N2O, SiO2, H2O e CO) ou de metais com 
NOx elevado (+5,+6 ou +7). 
 
Reações características: 
Classificação dos óxidos 
• Óxidos básicos são óxidos de metais com NOx baixo 
(+1 ou +2), Grupos 1 e 2. 
 Obs: o ZnO possui NOx +2, mas ele é considerado um óxido anfótero. 
 
Reações características: 
Classificação dos óxidos 
• Óxidos anfóteros ou anfipróticos são óxidos de 
metais de NOx +3 ou +4, mais o ZnO, que possui NOx 
+2. 
 
Reações características: 
 
Classificação dos óxidos 
• Óxidos mistos, duplos ou salinos são óxidos que se 
comportam como se fossem o resultado da mistura 
de dois outros óxidos do mesmo elemento químico. 
 Estes óxidos são metálicos, sólidos e de estrutura iônica. 
 Possuem uma fórmula geral M3O4, onde M é um metal. 
 Reagem como se fossem mistura de dois óxidos. 
Reação característica: 
Classificação dos óxidos 
• Peróxidos são óxidos que reagem com água ou ácidos 
diluídos produzindo H2O2. Nos peróxidos, o NOx do 
oxigênio vale –1. 
 
O H2O2 é um líquido molecular. Os demais peróxidos são 
sólidos iônicos contendo o ânion O2
-2. 
 
Reações características: 
Estrutura da água oxigenada (peroxído de hidrogênio - H2O2 ). 
Classificação dos óxidos 
• Superóxidos ou polióxidos são formados por metais 
alcalinos e alcalinos-terrosos,mais frequentemente 
com K, Cs e Rb. São sólidos iônicos e possuem 
oxigênio com NOx = - ½. 
 
Ex.: KO2, RbO2, Na2O4, Li2O4, CaO4, MgO4 
Comparação entre os íons peróxido (O2-2), superóxido 
(O-2) e o oxigênio molecular. 
1 
Equações químicas, reações 
químicas e equilíbrio químico 
Disciplina: Química Geral I 
Aula 7 
Equação Química 
• Equações químicas são representações gráficas 
utilizadas para representar fenômenos químico 
através de fórmulas químicas. 
 
Ex.: HCl(aq)
 + NaOH(aq)
 → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
• Pode ser também utilizada para representar físicos. 
 
Ex.: H2O(l) 
∆ H2O(v)
 
 
Comportamento de dissolução de substâncias em água 
 
 Eletrolíticas. Não-eletrolíticas. 
 
 
 
 
 
 
 
3 
Tipos de representação 
• Molecular: 
 
Ex.: HCl(aq)
 + NaOH(aq)
 → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
• Iônica total 
 
Ex.: H+(aq) + Cl
-
(aq)
 + Na+(aq) + OH
-
(aq)
 → Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) 
 
• Iônica reduzida 
 
Ex.: H+(aq) + OH
-
(aq)
 → H2O(l) 
Classificação para reações químicas 
Tipos de 
reações 
Sem 
transferência 
de elétrons 
Com 
transferência 
de elétrons 
Classificação para reações químicas 
• Reações de síntese ou adição 
• Reações de decomposição 
• Reações de simples troca 
• Reações de dupla troca 
• Reações de combustão 
 
Com transferência de elétrons 
• Reações de oxirredução 
Classificação para reações químicas 
• Reações de síntese ou adição 
 Duas ou mais substâncias reagem produzindo 
uma única substância. 
aA + bB → dD 
Ex. 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) 
Classificação para reações químicas 
• Reações de decomposição 
 Apenas um reagente que se separa (decompõe) 
em duas ou mais substâncias (simples ou compostas) 
quando submetido a algum tipo de energia. 
aA → bB +cC 
Ex.: 2AgBr → 2Ag + Br2 (fotólise) 
2KClO3 → 2KCl + 3O2 (pirólise) 
Classificação para reações químicas 
• Reações de síntese ou adição 
 Duas ou mais substâncias reagem produzindo 
uma única substância. 
aA + bB → dD 
Ex. 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) 
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) 
Classificação para reações químicas 
• Reações de simples troca 
 Um elemento livre (substância simples) reagindo com um 
composto (substância composta – substância constituída por 
diferentes elementos). O elemento livre desloca (ou seja, substitui) 
outro elemento do composto. 
xA + yBC → zAB + wC 
Ex.: Zn(s) + 2HCl(g) → ZnCl2(s) + H2(g) 
Classificação para reações químicas 
• Reações de dupla troca 
 Uma reação entre duas substâncias compostas que origina, 
como produtos, também duas ou mais substâncias compostas. 
xAB +yCD → zAC + wBD 
 
Ex.: NaCl(s) + AgNO3(s)→ NaNO3(s) + AgCl(s) 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
Classificação para reações químicas 
• Reações de combustão 
 Uma reação que ocorre entre substâncias simples ou 
compostas e o oxigênio, liberando luz e calor. 
Ex. S(s) + O2(g) → SO2(g) 
 4P(s) + 5O2(g) → 2P2O5(s) 
2C8H18(l) + 25O2(g) → 16CO2(g) + 18H2O(l) 
 
Classificação para reações químicas 
Com transferência de elétrons 
• Reações de oxirredução 
 Reações ocorre variação no número de oxidação 
de pelo menos um elemento. 
2 H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g) 
Zn(s) + 2H
+
(aq) → Zn(aq) + H2(g) 
Balanceamento - Método direto ou das 
tentativas 
Modelo de balanceamento se mostra muito útil para as equações químicas 
simples, baseando-se nas seguintes regras práticas: 
• 1ª) Selecionar os elementos (ou radicais) que apareçam apenas uma vez no 
primeiro e segundo membros da equação química; 
• 2º - Caso vários elementos (ou radicais) satisfaçam a condição anterior, deve-
se optar por aquele que possui os índices maiores; 
• 3º – Após a seleção do elemento (ou radical), inverter os seus índices do 
primeiro para o segundo membro da equação e vice-versa, utilizando agora 
estes índices como coeficientes (escreva inclusive o coeficiente 1, apenas para 
lembrar que aquela parcela já foi justada); 
• 4º - Com a inversão feita, use os dois coeficientes para acertar os demais. 
Balanceamento - Método direto ou das 
tentativas 
Exemplo 
a) Zn + HCl → ZnCl2 + H2 
Balanceamento de equações de 
oxido-redução 
Regras práticas para balanceamento de equações redox 
• 1º – Determinar o número de oxidação dos elementos envolvidos na reação 
para facilitar os cálculos. 
• 2º - Calcular o total de elétrons perdidos de recebidos pelos elementos que 
sofrem oxidação e redução. Isto é feito multiplicando a variação do NOX pela 
maior atomicidade com que o elemento aparece na equação. 
• 3º - O total de elétrons perdidos será invertido com total de elétrons 
recebidos, isto é, o coeficiente do elemento que sofre oxidação será o total de 
elétrons recebidos, e o coeficiente de elemento que sofre redução será, 
respectivamente, o total de elétrons perdidos. 
• 4º - Escolha do membro da equação em que o total de elétrons perdidos ou 
recebidos (coeficientes da equação) será colocado. 
Balanceamento de equações de 
oxido-redução 
Exemplo 
• a) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 
Balanceamento 
Exercícios: 
S8 + O2 → SO3 
FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 
SiO2 + HF → SiF4 + H2O 
KClO3 → KClO4 + KCl 
Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O 
K4Fe(CN)6 + KMnO4 + H2SO4 → KHSO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 + HNO3 + CO2 +H2O 
Classificação para reações químicas 
Reações irreversíveis 
 Uma reação química em que os reagentes se rearranjam formando 
produtos e a reação ocorre num só sentido. 
2S(s) + O2(g) → SO2(g) 
 
Reações Reversíveis 
 Uma reação química que pode ocorrer no sentido na qual reagentes se 
transformam em produtos e no sentido na qual os produtos se transformam em 
reagentes. 
 
aA + bB ⇄ cC + dD 
 
Equilíbrio Químico 
20 
Condições para equilíbrio 
aA + bB ⇄ cC + dD 
Sistema 
fechado 
Reação 
reversível 
Velocidade da reação direta = Velocidade da 
reação inversa 
Equilíbrio Químico 
21 
Constante de equilíbrio: 
 
 
 
Kc (não entra sólidos ou solventes) 
Kp (só gases) 
 
São adimensionais devido à sua origem na 
termodinâmica. Relacionando-se à atividade ou a 
fugacidade da espécie química. 
 
Depende da temperatura. 
aA + bB ⇄ cC + dD Keq = produtos/ reagentes 
Princípio de Le Châtelier 
 
 
“Se um sistema em equilíbrio é perturbado por 
uma variação na temperatura, pressão ou 
concentração de um dos componentes, o 
sistema deslocará sua posição de equilíbrio de 
tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio.” 
Influência da Variação de Temperatura (T) 
• ↑ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação 
endotérmica. 
 
• ↓ T : Equilíbrio deslocado no sentido da reação 
exotérmica. 
 
Exemplo: PCl5 (g)  PCl3(g) + Cl2(g) ΔHº = 87,9 kJ 
 Reação direta = endotérmica. 
 Reação inversa = exotérmica. 
Influência da Variação de Pressão (P) 
• ↑ P (↓Volume) : Equilíbrio deslocado para o sentido da 
reação que possui menor quantidade gasosa. 
 
• ↓ P (↑Volume) : Equilíbrio deslocado para o sentido da 
reação que possui maior quantidade gasosa. 
 
 
Exemplo: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)‏ 
 4 mols 2 mols 
Influência da Concentração [C] 
• ↑ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de consumir 
essa substância. 
 
• ↓ [C] : Equilíbrio deslocado no sentido de produzir 
essa substância. 
 
Exemplo: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
 
1 
Teorias ácido-base 
Disciplina: QuímicaGeral I 
Aula 8 
Introdução 
• Conceitos de ácidos e bases de Arrhenius, 
Brönsted-Lowry e Lewis 
• Auto-ionização da água 
• A escala de pH 
• Ácidos e bases fortes e fracos 
• Relação entre Ka e Kb 
• Caráter ácido e base de soluções salinas 
• Comportamento ácido-base e estrutura 
química 
• Comportamento anfótero das aminas 
 
Ácidos e Bases de Arrhenius 
• Ácido: 
 Segundo Arrehnius é uma substância que libera 
íons H+ em meio aquoso 
 HCl(aq) + H2O(l) → H
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
• Base: 
 Segundo Arrehnius é a substância que em meio 
aquoso libera íons OH- 
 NaOH(aq) + H2O(l) → Na
+
(aq) + OH
-
(aq) 
 
Clusters H5O2
+ 
• Em água, H+(aq) 
forma clusters. 
• O cluster mais 
simples H3O
+(aq). 
• Usa-se ou H+(aq) 
ou H3O
+(aq). 
O íon H+ em água 
Clusters 
H9O4
+ 
ARRHENIUS 
PALADAR, 
TATO E VISÃO 
Evolução das teorias ácido-base 
LIMITAÇÕES: 
 Soluções aquosas; 
 NH3; 
 A natureza do solvente; 
 
Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry 
• Em 1923, Johannes Brönsted e Thomas Lowry 
propuseram uma definição mais geral de ácidos 
e bases, baseada na transferência de H+ entre 
substâncias. 
 
• ÁCIDO doa H+ enquanto BASE recebe esse H+. 
 
HCl(g) + H2O(l) → H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
Ácido Base 
Ácidos e bases de Brönsted-Lowry 
Pares ácido-base conjugados 
 Um ácido e uma base como HX e X-, que diferem 
apenas pela presença ou ausência de um próton, são 
chamados de par ácido-base conjugados. Exemplos: 
 HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
 ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE 
 CONJUGADO CONJUGADA 
 NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
 BASE ÁCIDO ÁCIDO BASE 
 CONJUGADO CONJUGADA 
 
Ácidos e bases de Brönsted-Lowry 
Força dos ácidos e bases; 
Equilíbrio da água 
H2O + H2O H3O
+(aq) + OH-(aq) 
espécie 
que doa 
H+ 
(ácido 1) 
espécie 
receptora 
de prótons 
(base 2) 
derivado 
da base 2 
(ácido 2) 
derivado 
do ácido 1 
(base 1) 
• Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio a 25 C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• O descrito acima é chamado de auto-ionização da água. 
O produto iônico da água 
Ácidos e bases de BrØnsted-Lowry 
 
• Na maioria das soluções a [H+(aq)] é bem pequena. 
• Definimos 
 
 
• Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00. 
• Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0  10-7, então o pH < 7,00. 
• Em soluções básicas, a [H+] < 1,0  10-7, então o pH > 
7,00. 
• Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica 
a solução. 
]OHlog[pOH ]Hlog[]OHlog[pH -3 

Escala de pH 
• Em 1909 Sorensen sugeriu uma maneira de 
medir a concentração de H+, a fim de 
determinar o grau de acidez ou de alcalinidade 
a 25ºC. 
 
 pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] 
 [H+] = Kw/[OH
-] pH + pOH = 14 
 
pH > 7 básico; pH = 7 neutro; pH < 7 ácido 
 
Ácidos e bases de Brönsted-Lowry 
• Quanto mais 
forte o ácido, 
mais fraca é sua 
base conjugada. 
• Quanto mais 
forte a base, 
mais fraco é seu 
ácido conjugado. 
 
Forças relativas 
Força do ácido em relação à 
estrutura química 
• Fatores que afetam a força de um ácido: 
 
1. Polaridade 
2. Força das ligações 
3. Estabilidade da base conjugada 
 
Ácidos binários: a força de ligação diminui e a acidez 
aumenta ao descer no grupo da tabela periódica. 
Oxiácidos: a força ácida aumenta com o aumento da 
eletronegatividade do átomo central. 
Ácidos carboxílicos: a força do ácido aumenta à medida 
que o número de átomos eletronegativos no ácido 
aumenta. 
 
BRONSTED 
E LOWRY 
ARRHENIUS 
PALADAR, 
TATO E VISÃO 
Evolução das teorias ácido-base 
LIMITAÇÕES: 
 Substâncias sem hidrogênio ionizável; 
 
 
 
 
Teoria Lux - Flood 
Ácidos: Receptores de óxido. 
 
 Bases: Doadores de óxido. 
 
Teoria Ianotrópica 
Ácidos: Receptores de cátions. 
 
 Bases: Doadores de ânions. 
 
Ácidos e bases de Lewis 
• Ácido de Lewis é um receptor de par de 
elétrons; 
• Base de Lewis é um doador de par de elétrons; 
 Esta definição aumenta o número de espécies 
que podem ser consideradas ácidos. 
Ácidos e bases de Lewis 
Ácidos e bases de Lewis 
• A maioria dos íons metálicos se comportam como 
ácidos em soluções aquosas. 
• Hidratação é a interação em que um íon metálico atrai 
os elétrons não compartilhados da água. 
Fe(H2O)6
3+
(aq)  Fe(H2O)5(OH)
2+
(aq) + H
+
(aq)
 
Ka = 2 x 10
-8 
• Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o 
aumento da carga e a diminuição do raio dos íons. 
Comportamento anfótero dos aminoácidos 
• É uma característica dos aminoácidos, onde eles 
se comportam tanto como ácido (ácido 
carboxílico) quanto como base (amina). 
 
Comportamento anfótero dos aminoácidos 
Devido a este comportamento, ocorre uma reação 
interna formando uma molécula chamada zwitterion 
(do alemão, íon híbrido). 
 LEWIS SOLVENTE 
‘’ 
 LEWIS 
 LUX E 
FLOOD 
 SOLVENTE BRONSTED 
E LOWRY 
ARRHENIUS PALADAR, 
TATO E VISÃO 
Evolução das teorias ácido-base 
Sistemas dispersivos 
Disciplina: Química Geral 
Aula 9 
1 
Substância pura é a substância (ou composto) formada 
exclusivamente por partículas (moléculas ou aglomerados) 
quimicamente iguais. 
 
Podem ser: 
• simples – formadas de um mesmo tipo de átomo. 
 Ex.:_____________________________________________ 
• Compostas – pela combinação de átomos de dois ou 
mais elementos químicos diferentes. 
 Ex.:______________________________________________ 
 
 
2 
3 
Mistura: é formada por duas, ou mais, substâncias, sendo 
cada uma destas denominada componente. 
 
 
 
4 
CLASSIFICAÇÃO DAS MISTURAS 
Fase: em uma mistura, é cada uma das porções que 
apresenta aspecto homogêneo ou uniforme. 
Mistura homogênea: toda mistura que apresenta uma 
única fase. 
Mistura heterogênea: toda mistura que apresenta 
pelo menos duas fases. 
5 
Água (H2O) + açúcar 
dissolvido (C12H22O11) 
Aspecto visual 
contínuo: uma única 
fase 
Óleo+ água 
Aspecto visual 
descontínuo: duas 
fases 
Água 
gaseificada 
Aspecto visual 
descontínuo: 
duas fases 
EXEMPLO: 
6 
Granito 
Leite 
maionese 
Sangue 
Toda mistura é uma dispersão 
7 
Quanto ao tamanho de partículas do soluto 
Soluções verdadeiras são misturas de duas ou 
mais substâncias de aspecto uniforme, sendo que 
suas partículas dispersas apresentam o tamanho 
menor que 1nm. 
Podem ser quanto ao estado físico: 
• Soluções sólidas Ex.:________________________ 
• Soluções líquidas Ex.:________________________ 
• Soluções gasosas Ex.:_________________________ 
 
- Espécie é menor quantidade é o soluto e a espécie 
em maior quantidade solvente. 
 
8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Ao compararmos as soluções A e B, notamos que o sal é 
menos solúvel que o açúcar e, a partir desse fato, podemos 
generalizar: 
 
 Substâncias diferentes se dissolvem em quantidades 
diferentes, numa mesma quantidade de solvente, na 
mesma temperatura. 
9 
Quanto a solubilidade do soluto. 
 
Podem ser: 
 
Saturada é a que contém a máxima quantidade de soluto 
numa dada quantidade de solvente, a uma determinada 
temperatura; essa quantidade máxima é denominada 
coeficiente de solubilidade. 
 
Insaturada é a solução com quantidadede soluto 
inferior ao coeficiente de solubilidade. 
 
 
 
 
10 
Quanto a solubilidade do soluto. 
 
Supersaturada é a solução em um estado intastavel que 
contém uma quantidade de soluto acima do limite do 
coeficiente de solubilidade. 
 
 
 
11 
Quanto à natureza do soluto e/ou solvente. 
 
 Eletrolíticas. Não-eletrolíticas. 
 
 
 
 
 
 
 
12 
13 
Descrição Fórmula Unidade 
Concentração comum g/L 
molaridade 
 ou 
mol/L 
número de mol mol 
título adimensional 
percentual % 
densidade g/mL 
Fração molar adimensional 
diluição 
 
Aspectos quantitativos das soluções 
13 
Dispersão coloidal ou coloide 
Apesar de muitas vezes, a olho nu, as dispersões 
coloidais serem confundidas com soluções verdadeiras, 
por apresentarem um aspecto homogêneo, algumas 
características as distinguem. 
 
Por exemplo, ocorre a formação de depósitos sob ação 
de uma centrífuga e suas partículas podem ser retidas 
por filtros. 
 
Disperso ⇢ soluto 
Dispersante ⇢ solvente 
 
14 
Efeito Tyndall 
15 
Efeito Tyndall - é um efeito óptico de espalhamento ou 
dispersão da luz provocado por partículas de uma dispersão 
coloidal. 
Tipos de dispersão coloidal ou 
coloide 
Espumas: consiste em um gás disperso em sólido 
ou líquido. 
 
• Espumas líquidas: espuma de sabão e de 
combate a incêndios e chantilly; 
 
• Espumas sólidas: isopor, poliuretano, pedra-
pomes, carvão e maria-mole; 
16 
Tipos de dispersão coloidal ou 
coloide 
Aerossol líquido: O aerossol líquido é um líquido 
disperso em um gás. Ex.: neblina e sprays. 
 
Aerossol sólido: É um sólido disperso em um 
gás. Ex.: fumaça e poeira. 
 
 
17 
Tipos de dispersão coloidal ou coloide 
Sol é um colóide formado pela dispersão de um 
sólido em líquido. 
 
Ex.: O plasma sanguíneo é formado por grandes 
moléculas orgânicas dispersas em água. 
 
Sol sólido: sólido disperso em outro sólido. 
 
Ex.: vidro e plástico pigmentado. 
 
18 
Tipos de dispersão coloidal ou coloide 
Gel é um colóide formado pela dispersão de um 
líquido em um sólido. Pode ser considerado um 
tipo de sol, no qual as partículas do dispersante 
sólido compõem um retículo contínuo, de 
estrutura aberta e semi-rígida. 
 
Ex.: gelatina, geleias, queijos, pasta de dente e 
tinta seca. 
 
19 
Tipos de dispersão coloidal ou 
coloide 
Emulsão: Tanto o disperso quanto o dispersante 
são líquidos. 
Ex.: maionese, leite, manteiga e cremes; 
 
• Emulsão sólida: margarina, opala e pérola; 
20 
Suspensões 
Em uma suspensão, as partículas 
do disperso possuem as seguintes 
características: 
 
• Possuem diâmetro maior que 
1000 Å ou 100 nm; 
 
• Sofrem sedimentação pela 
ação da gravidade ou pela ação 
de uma centrífuga comum; 
 
21 
Substâncias puras x misturas 
22 
Universidade Federal de Juiz de Fora 
Campus Governador Valadares 
Curso de Farmácia // Disciplina de Química Geral I // Prof. Jeferson Gomes da Silva 
2ª lista de exercícios 
Aluno(a): __________________________________________________________________________ valor: 5 pontos nota:_______ 
 
 
Questão 1 – Uma solução a 5% em massa de hipoclorito de sódio (NaOCl) em água é chamada comercialmente de água sanitária. 
Considerando-se a densidade da solução igual a 1,0 g/mL, a massa (em gramas) de NaOCl necessária para preparar 1L de água 
sanitária é: 
a) 0,5 g b) 5,0 g c) 95,0 g d) 55,0 g e) 50,0 g. (Só será aceita a resposta com os cálculos) 
 
Questão 2 – Quando se dissolve um comprimido efervescente contendo 1g de vitamina C em um copo de água, obtêm-se cerca de 
200 mL de uma solução aquosa. Qual a concentração em mmol L-1 de vitamina C nessa solução? 
(Dados: massa molar da vitamina C = 176,12 g mol-1) 
 
Questão 3 – O permanganato de potássio pode ser utilizado como germicida no tratamento de queimaduras. É um sólido brilhante e 
usado, habitualmente, como reagente comum nos laboratórios. Considere a dissolução em meio ácido de 0,395 g deste sal em água 
suficiente para produzir 250 mL de solução. A molaridade da solução resultante é: 
(DADOS: K = 39 g mol-1; Mn = 55 g mol-1; e O = 16 g mol-1) 
a) 0,001 mol L-1. b) 0,02 mol L-1. c) 10 mmol L-1. d) 0,04 mol L-1. e ) 5 mmol L-1. (Só será aceita a resposta com os cálculos) 
 
Questão 4 – No corpo humano, o transporte de oxigênio é feito por uma proteína chamada hemoglobina. Cada molécula de hemoglobina 
contém 4 átomos de ferro. O transporte de oxigênio, dos pulmões para os tecidos, envolve o equilíbrio reversível: 
 pulmão 
hemoglobina + O2 oxi-hemoglobina 
 tecido 
Mesmo um atleta bem treinado tem seu rendimento físico muito diminuído quando vai competir em localidades de altitude muito mais 
elevada do que a que está habituado (baixa concentração de O2). Após cerca de duas semanas de treinamento na nova altitude, o 
rendimento do atleta retorna ao normal. 
a) Explique, em termos de equilíbrio químico, por que o rendimento físico inicial do atleta diminui na altitude mais elevada. 
b) Explique por que, após o período de adaptação, o rendimento do atleta retorna ao normal. Justifique em termos da absorção de ferro. 
c) O que ocorre com as reservas originais de ferro livre do organismo em consequência da adaptação? 
(um dos balanceamentos é ponto extra) 
 
Questão 5 – Considere a equação química não-balanceada e admitindo que o sistema está em equilíbrio. 
Cℓ2(g) + H2O(g) ⇄ HCℓ(g) + O2(g) ΔH = + 113 kJ 
a) Escreva a constante de equilíbrio (Kc) para a reação 
b) O que ocorrerá ao número de mols de H2O no recipiente se: 
I) for adicionado O2(g). 
II) for adicionado Cℓ2(g). 
III) for retirado HCℓ(g). 
IV) o volume do recipiente for diminuído. 
V) a temperatura for diminuída. 
 
Questão 6 – A nanotecnologia e as nanociências contemplam o universo nanométrico, no qual a dimensão física é representada por uma 
unidade igual a 10–9 m. O emprego da nanotecnologia tem trazido grandes avanços para a indústria farmacêutica e de cosmético. As 
nanopartículas são, contudo, velhas conhecidas, uma vez que nas dispersões coloidais elas são as fases dispersas. Considerando 
nossos conhecimentos sobre suspensões coloidais complete a tabela abaixo: 
 
Tipo de coloide Fase dispersa Fase dispersante 
espuma 
gel 
emulsão 
sol 
aerossol 
 
 
Questão 7 – Tomando por base as definições clássicas, de ácidos e bases, de Arrhenius, Brönsted-Lowry e Lewis, comente cada uma 
das assertivas abaixo, indicando, em cada caso, se a assertiva esta certa ou errada com base na teoria ácido-base em que ela se aplica. 
I. Ácido é toda espécie química, íon ou molécula, que em solução aquosa libera o íon OH-. 
II. Ácido é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de receber um par de elétrons em uma ligação covalente coordenada; 
III. Ácido é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de receber um próton, H+ 
IV. Base é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de receber um par de elétrons em uma ligação covalente coordenada; 
V. Base é toda espécie química, íon ou molécula, capaz de receber um próton, H+; 
VI. Base é toda espécie química, íon ou molécula, que em solução aquosa libera como único ânion, o íon OH- 
 
Questão 8 – Identificar o ácido, a base em cada uma das seguintes reações: 
a) HClO4 + N2H4 ⇄ N2H5+ + ClO4- 
b) KOH(s) + H2O(l) ⇄ K+(aq) + OH-(aq) 
c) FeCl3 + Cl- → [FeCl4]- 
d) l- + I2 → I3- 
e) HCN + H2SO4 ⇄ H2CN+ + HSO4- 
f) HCl(g) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + Cl-(aq) 
 
Questão 9 – Balanceie as seguintes reações químicas e para cada caso indique qual é o agente oxidante e qual é o agente redutor. 
(um dos balanceamentos é ponto extra) 
 
a) Cr(OH)3 + IO3- + OH- → CrO42- + I- + H2O 
b) Cr2O72- + H2C2O4 + H+ → Cr3+ + CO2+ H2O 
c) MnO4- + SO32- + H+ → Mn2+ + SO42- + H2O 
 
Questão 10 – (A) Associe para uma das reações abaixo, a sua classificação. 
 
I. Decomposição II. Adição III. Simples troca IV. Dupla troca. 
 
( ) Zn + 2 HCl ⇄ ZnCl2+ H2 ( ) P2O5 + 3 H2O ⇄ 2 H3PO4 ( ) AgNO3 + NaCl ⇄ AgCl + NaNO3 
( ) CaO + CO2 ⇄ CaCO3 ( ) 2 H2O ⇄ 2 H2 + O2 ( ) Zn + Pb(NO3)2 ⇄ Zn(NO3)2+ Pb 
( ) FeS + 2 HCl ⇄ FeCl2 + H2S ( ) 2 NaNO3 ⇄ 2 NaNO2 + O2 ( ) N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3 
 
(B) Das reações acimas quais ocorrem com transferência de elétrons? (responda indicando apenas os algarismos em romanos) 
 
_______________________________________________________________________________________________________ 
 
Questão 11 – O sal de mohr, Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O, é utilizado na produção de meios de cultura, soluções hidropônicas, na agricultura, 
pesquisa e laboratórios em geral. Considerando sua formula química, responda: 
a) Qual o nox do Fe neste sal? 
b) A que classe esse composto pertence? E como pode ser designado? (Ex.: HCl = hidrácido) 
c) Qual o nome químico deste composto? 
d) Este composto pode reagir com o hidróxido de sódio em água e formar um hidróxido de ferro e liberar gás amônia (NH3). Escreva 
a equação química balanceada para essa reação química. (EXTRA) 
 
Questão 12 – Em intervenções cirúrgicas, é comum aplicar uma tintura de iodo na região do corpo onde será feita a incisão. A utilização 
desse produto deve-se à sua ação anti-séptica e bactericida. Para 5 litros de etanol, densidade 0,8 g/mL, a massa de iodo sólido (MM(I2) = 
254 g mol´-1), em gramas, que deverá ser utilizada para obter uma solução que contém 0,50 mol de I2 para cada quilograma de álcool, 
será de 
A) 635 g. B) 508 g. C) 381 g. D) 254 g. E) 127 g. (Só será aceita a resposta com os cálculos) 
 
	Aulas e lista QG - parte 2.pdf
	Binder1.pdf
	Aula 6.pdf
	Aula 7
	Aula 8 [Reparado]
	Aula 9
	2a prova de Química Geral Tipo 1
	2a prova de Química Geral - Final