Apostila de Química

Prévia do material em texto

Apostila 
 
de 
 
Química 
 
 
Pré-vestibular são 
Bartolomeu 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ÍNDICE 
 
1. Estrutura atômica 
2. Tabela Periódica 
3. Propriedades periódicas dos elementos 
4. Número de oxidação 
5. Óxidos, ácidos, bases e sais 
6. Funções orgânicas 
7. Tipos de reações químicas 
8. Balanceamento de reações 
9. Estequiometria 
10. Tipos de concentração de reação 
11. Eletroquímica 
12. Eletrólise 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ESTRUTURA ATÔMICA 
 
Os átomos são as menores estruturas da matéria e são constituídos de: 
 
 
IMPORTANTE:Os átomos, quando possuem o mesmo numero de prótons e de elétrons 
são chamados de ELEMENTOS QUIMICOS. 
 
 
 Distribuição por camadas: 
Os elétrons ficam ordenados em diversas camadas, cada qual com sua capacidade, conforme abaixo: 
o K - Suporta 2 Elétrons 
o L - Suporta 8 Elétrons 
o M - Suporta 18 Elétrons 
o N - Suporta 32 Elétrons 
o O - Suporta 32 Elétrons 
o P - Suporta 18 Elétrons 
o Q - Suporta 8 Elétrons 
Para distribuir os elétrons em camadas eletrônicas, deve-se fazer o seguinte: Na camada mais próxima ao núcleo, 
adicionamos o número máximo de elétrons. 
Observação 1: Se, numa camada, o número de elétrons for inferior a seu número máximo, coloca-se nela o número 
máximo da camada anterior. 
 
Observação 2:REGRA DO OCTETO  A última camada não pode conter mais que 8 elétrons, os elétrons restantes 
devem ser colocados na próxima camada. 
Exemplos: 
1) Distribua um átomo com 11 elétrons (sódio): 
K- 2 L- 8 M- 1 
2) Distribua um átomo com 20 elétrons (cálcio): 
K- 2 L- 8 M- 8 N- 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Distribuição por subníveis ou diagrama de Pauling: 
As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K,L,M,N,O, P e 
Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. 
Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, 
representados pelas letras s,p,d,f, em ordem crescente de energia. Cada subnível contem um numero máximo de 
eletrons conforme a seguir: 
 
s2 p 6 d 10 f 14 
 
Com isto e sabendo que cada nível suporta uma quantidade de elétrons, Linus Pauling desenvolveu o seguinte 
diagrama: 
 
 
 
IMPORTANTE:Note que cada nível ainda mantém a quantidade máxima descrita na 
distribuição de camadas (K2, L8, M18...) 
 
TABELA PERIÓDICA 
 
 CARATERÍSTICAS GERAIS: 
1ª—Formada por 112 elementos dispostos em ordem crescente de seus números atômicos. 2ª—A Tabela periódica 
está dividida em 18 GRUPOS (colunas verticais) e 7 PERÍODOS (fileiras horizontais). 
3ª—Os 7 PERÍODOS correspondem às 7 CAMADAS ELETRÔNICAS. 
4ª—Os 18 GRUPOS atualmente sao numerados de 1 à 18, no entanto ainda usa-se a clasificação antiga, na qual estão 
divididos em 2 subgrupos A e B. 
5ª—Os elementos pertencentes aos subgrupos A são chamados de REPRESENTATIVOS, sendo os mais importantes 
e tendo como principal característica o seguinte fato: Nº do subgrupo = Nº de elétrons na ultima camada. 
6ª—Os elementos pertencentes aos subgrupos B são chamados de Elementos de TRANSIÇAO. 
7ª—Dos 112 elementos temos: 90 naturais e 22 artificiais, estes, de acordo com a sua posição em relação ao Urânio 
(92U), são classificados em : 
- ELEMENTOS CISURÂNICOS: estão situados antes do Urânio, são eles: Tecnécio (43Tc) e Promécio (61Pm). 
- ELEMENTOS TRANSURÂNICOS: são todos os elementos situados depois do Urânio. 8ª—Quanto ao estado físico os 
elementos podem ser: líquidos ( Hg e Br ), gasosos ( H, F, O, N, Cl e os Gases Nobres ) e sólidos (os demais). 
 
 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS: 
O número de elementos conhecidos atualmente e o conhecimento preciso das propriedades nos permitem ir além e 
agrupar os elementos em 5 grupos diferentes, considerando as principais propriedades químicas e as características 
físicas das substâncias simples que eles formam, estes grupos são: Metais, Ametais, Semimetais, Gases Nobres e o 
Hidrogênio. Atualmente, a IUPAC classifica os elementos em 4 classes, de acordo com as suas propriedades físicas e 
químicas, nesta nova classificação os Semimetais foram excluídos. 
 
1 – METAIS: Dos 112 elementos químicos que constam na tabela, 90 são metais. A principal característica 
química dos elementos metálicos é a sua tendência de perder elétrons (eletropositividade), e formar cátions, ao 
produzir substâncias simples ou compostas. Fisicamente, os metais apresentam as seguintes características: 
1. São bons condutores de calor. 
2. São bons condutores de eletricidade. 
3. São maleáveis, ou seja, podem ser transformados em lâminas. 
4. São dúcteis, isto é, podem ser transformados em fios. 
5. Possuem brilho metálico característico. 
6. Possuem cor entre acinzentado e prateado, com exceção do ouro (dourado) e do cobre (avermelhado). 
7. Possuem altos pontos de fusão e ebulição. A 25o C e 1 atm são sólidos (com exceção do mercúrio, que é 
líquido). O ouro é o metal mais maleável e dúctil que existe. Para se ter uma idéia, 1 grama de ouro pode ser 
transformado em uma lâmina de área igual a 0,5 m2 ou em um fio de 2 km de extensão. 
 
2 – AMETAIS OU NÃO-METAIS: São 15 os elementos que compõem essa categoria: Boro, Carbono, Silicio 
Nitrogênio, Fósforo, Arsênio, Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio, Flúor, Cloro, Bromo, Iodo e Astato. A principal 
característica química dos ametais é sua tendência a ganhar elétrons (eletronegatividade), e formar anions, ao produzir 
substâncias compostas. Fisicamente, os ametais apresentam-se de maneira inversa aos metais, salvo algumas 
exceções. De um modo geral temos o seguinte: 
1. Não são bons condutores de calor (são isolantes térmicos). 
2. Não são bons condutores de eletricidade (são isolantes elétricos). 
3. Não possuem brilho característico como os metais. 
As exceções são o iodo, I2(s), que se apresenta como um sólido cinza escuro com brilho metálico e a grafita, 
uma forma alotrópica do carbono, Cn(s), que também possui brilho "metálico" e é um bom condutor de calor e 
eletricidade. 
O silício - misturado a quantidades mínimas de boro ou de fósforo - é utilizado como semicondutor de corrente 
elétrica em circuitos eletrônicos como chips de computador. Os chips são eficientes e rápidos porque a corrente elétrica 
precisa percorrer apenas pequenas distâncias ao longo desses circuitos. 
 
3 – GASES NOBRES: Os gases nobres formam um conjunto de 6 elementos: hélio, neônio, argônio, criptônio, 
xenônio e radônio. Apresentam como principal característica a inércia química. São relativamente raros e os únicos 
encontrados na natureza na forma de átomos isolados. 
Apesar de os cientistas conseguirem obter em laboratório vários compostos de gases nobres (como os óxidos de 
xenônio, XeO3 e XeO4), esses elementos não formam compostos espontaneamente, pois são muito estáveis na forma 
isolada e não possuem tendência natural a doar ou a receber elétrons. 
 
4 – HIDROGÊNIO: É um elemento atípico; por isso, não se enquadra em nenhum grupo da tabela periódica. É o 
mais simples dos átomos e, no estado fundamental, possui apenas 1 nível de energia com 1 único elétron. É encontrado 
na forma de H2(g) nas altas camadas da atmosfera ou combinado a outros elementos, principalmente ao oxigênio 
(ametal), formando a água. Mas também forma compostos com metais e semimetais (os hidretos) e seu comportamento 
químico se modifica sensivelmente em cada caso. Acredita-se que é o elemento mais abundante de todo o Universo (≈ 
90% em massa). É o principal constituinte das estrelas, como o Sol. Na Terra é o nono elemento mais abundante, 
considerando % em massa, ou o terceiro, considerando % em número de átomos. 
 FAMILIAS DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: 
 
1. GRUPO 1A ou 1: FAMILIA DOS METAIS ALCALINOS: 
Li Na França KomCésio e Rubídio 
2. GRUPO 2A ou 2: FAMILIA DOS METAIS ALCALINOS TERROSOS: 
Sr CaRa BeBa Magnésio 
3. GRUPO 3A ou 13: FAMILIA DO BORO: 
Botafogo Almeja Ganhar Invicto Título 
4. GRUPO 4A ou 14: FAMILIA DO CARBONO: 
CeSi Gemeu Sentada no Pombal 
5. GRUPO 5A ou 15: FAMILIA DO NITROGÊNIO: 
Não Pode Assinar Sobre a Bíblia 
6. GRUPO 6A ou 16: FAMILIA DOS CALCOGÊNIOS: 
OS SeTe Porquinhos 
7. RUPO 7A ou 17: FAMILIA DOS HALOGÊNIOS: 
Foi Clópatra e Brutus que Incendiaram Atenas 
8. GRUPO 8A ou 18: FAMILIA DOS GASES NOBRES: 
Helio Negou Arma de Kalibre ao Xerife Radônio 
 
 
 
 
 
 
 
 DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS: 
Os elementos estão distribuídos na Tabela Periódica em Blocos de acordo com o seu subnível mais energético 
(último subnível da distribuição eletrônica do elemento). 
 
 
 
 
 ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: 
Os elementos dos Grupos A ou dos Grupos 1,2 e 13 à 18 (chamados de Representativos) possuem como 
subnível mais energético o subnível s ou o subnível p. Confira a distribuição eletrônica na tabela anexa e faça a 
 
 
 ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO: 
Os elementos dos Grupos B ou dos Grupos 3 à 12 (chamados de Transição) possuem como subnível mais 
energético o subnível d ou o subnível f. Os elementos do Bloco d, possuem o subnível mais energético “d” na 
penúltima camada e são chamados de Elementos de Transição Externa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propriedades periódicas dos elementos 
 
São propriedades que variam periodicamente de acordo com o Grupo e o Período dos elementos na Tabela 
Periódica. 
1. RAIO ATÔMICO ou TAMANHO DO ÁTOMO: Corresponde à metade da distancia internuclear entre dois 
a esquerda) 
 
 
 
Obs: Raio Iônico: Corresponde ao raio de um íon (cátion ou anion) e é inversamente proporcional ao número de 
prótons para Espécies Isoeletrônicas (átomos e íons com o mesmo número de elétrons). 
 
 
 
2. ELETROPOSITIVIDADE ou CARÁTER METÁLICO: Corresponde à tendência de um elemento perder elétrons. 
Varia de forma direta ao Raio Atômico. 
 
Obs: Os gases nobres não possuem essa propriedade 
 
 
 
 
 
 
3. ELETRONEGATIVIDADE ou CARÁTER AMETÁLICO: Corresponde à tendência de um elemento ganhar elétrons. A 
Eletronegatividade varia de forma inversa à Eletropositividade. 
 
 
 
Obs: Os gases nobres não possuem essa propriedade 
4. POTENCIAL OU ENERGIA DE IONIZAÇÃO: Corresponde a energia mínima necessária para arrancar um elétron de um átomo 
isolado no estado gasoso. O potencial de ionização varia de forma inversa ao raio atômico. 
 
 
 
5. ELETROAFINIDADE ou AFINIDADE ELETRÔNICA: Corresponde a energia liberada quando um átomo isolado no estado 
gasoso recebe 1 elétron. A Eletroafinidade varia de forma inversa ao Raio Atômico. 
 
 
 
Obs: Os gases nobres não possuem essa propriedade 
 
Número de oxidação 
 
É a propriedade dos elementos que descreve sua facilidade ou dificuldade de perder ou ganhar elétrons. 
O número de oxidação (NOX) segue algumas regras, conforme veremos a seguir: 
 
1. O nox de um elemento em uma substância simples é igual a zero. 
2. Nos íons formados por um elemento, o nox é igual a carga. 
3. Os metais alcalinos (Li, Na, Fr, K, Cs, Rb), H e Ag em espécies compostas, possuem Nox = + 1. 
4. Os metais alcalinos terrosos (Sr, Ca, Ra, Be, Ba, Mg), Zn e Cd em espécies compostas, possuem Nox=+2. 
5. O alumínio (Al), em espécies compostas, possui Nox =+ 3. 
6. O oxigênio (O), em espécies compostas, em geral possui Nox = - 2 . 
7. O flúor (F) e a hidroxila (OH-1), em espécies compostas, possui Nox = – 1. 
8. Os elementos da família 6A (S, Se, Te, Po), não ligado ao oxigênio, possuem Nox = – 2 . 
9. Os elementos da família 7A (Cl, Br, I, At), não ligado ao oxigênio, possuem Nox fixo = – 1. 
10. Em substâncias compostas, a soma total do Nox =zero. 
11. Em íons compostos, a soma total do Nox = carga do íon. 
 
EXCEÇÕES: 
1- O hidrogênio ligado a metal possui Nox = – 1. 
2- O oxigênio, nos peróxidos ( - 0 – 0 - ) possui Nox = –1 
 
 
 
Óxidos, ácidos, bases e sais 
 
1. Óxidos: São compostos binários (apenas dois elementos) oxigenados, onde o oxigênio é o elemento mais 
eletronegativo. 
 FÓRMULA GERAL: ExOy 
 Nomenclatura: 
 
 
2. Ácidos: 
 
São divididos em 2 tipos, os Hidrácidos (que não possuem oxigênio) e os oxiácidos. 
 
 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS: 
 
A – Nomenclatura dos Hidrácidos (HnX): 
ÁCIDO + NOME DO X + ÍDRICO 
Exemplos: 
HF: Ácido Fluorídrico 
HCl: Ácido Clorídrico, vendido comercialmente impuro com o nome de Ácido Muriático. 
HCN: Ácido Cianídrico, também conhecido como “Gás da Morte”, pois mata por cianose sendo utilizado nas Câmaras de 
Gás. 
 
 B – Nomenclatura dos Oxiácidos (HnXOm): O nome do Oxiácidos é feito pela seguinte regra: 
ÁCIDO + PREFIXO + NOME DO X + SUFIXO 
O prefixo e o sufixo são determinados pelo cálculo do nox do elemento central (X): 
NOX DO 
X 
PREFIX
O 
SUFIXO 
+1 ou 
+2 
HIPO OSO 
+3 ou 
+4 
----- OSO 
+5 ou 
+6 
----- ICO 
+7 PER ICO 
Exemplos: 
H2SO4: Ácido sulfúrico, também conhecido como: ácido para bateria ; óleo de vitríolo ; ácido fertilizante ; sulfato de 
hidrogênio. 
HNO3: Ácido Nítrico, O ácido nítrico puro é um líquido viscoso, incolor e inodoro. Frequentemente, distintas impurezas o 
colorem de amarelo-acastanhado. A temperatura ambiente libera fumaças (fumos) vermelhos ou amareladas. 
 
HCO2: Ácido Cloroso 
HCO3: Ácido Clórico 
HCO4: Ácido Perclórico 
EXCEÇÕES 
H2CO3 : ÁCIDO 
CARBÔNICO 
H4SiO4 : ÁCIDO SILÍCICO 
H3BO3 : ÁCIDO BÓRICO 
 
 
3. BASES OU HIDRÓXIDOS: 
As Bases são compostos muito prsentes no nosso dia-a-dia. Muitas delas são usadas como líquidos de limpeza 
como Soda Cáustica e Amoníaco. Também são usadas como antiácidos estomacais, como o Leite de Magnésia. 
 CONCEITO DE ARRHENIUS: 
As Bases são substâncias que em solução aquosa sofrem DISSOCIAÇÃO cátion qualquer e o anion OH 
 FÓRMULA GERAL: M(OH)n 
Ex.: NaOH; Mg(OH)2; A_(OH)3; Sn(OH)4 
Nomenclatura das bases: 
 
OU 
 
Exemplos: 
Fe(OH)2: Hidróxido de Ferro II ou Hidróxido Ferroso 
Fe(OH)3: Hidróxido de Ferro III ou Hidróxido Férrico 
HgOH:Hidróxido de Mercúrio I ou Hidróxido Mercuroso 
Hg(OH)2: Hidróxido de Mercúrio II ou Hidróxido Mercúrico 
 
 
 
 
 
4. Sais: 
 
 Nomenclatura: 
Ânion+ de + NOME DO METAL 
 
 
 
 Formulação dos sais: 
 
 
Funções orgânicas 
A. ALCANOS OU PARAFINAS 
São hidrocarbonetos saturados de cadeia aberta (acíclica). Possuem fórmula geral: CnH2n+2. 
I. Fundamentos da Nomenclatura Orgânica: 
PREFIXO + AFIXO + SUFIXO 
Prefixo: indica o número de átomos de carbono pertencentes a cadeia principal. 
1C = met 6C = hex 11C = undec 
2C = et 7C = hept 12C = dodec 
3C = prop 8C = oct 13C = tridec 
4C = but 9C = non 15C = pentadec 
5C = pent 10C = dec 20C = eicos 
 
Afixo ou infixo: indica o tipo de ligação entre os carbonos: 
 
todas simples = an duas duplas = dien 
uma dupla = en três duplas = trien 
uma tripla = in duas triplas = diin 
 
Sufixo: indica a função química do composto orgânico: 
hidrocarboneto=no 
álcool=ol 
aldeído=al 
cetona=ona 
ácido carboxílico=óico 
amina=amina 
éter= óxi 
 
II. Nomenclatura dos Alcanos de Cadeia Normal: 
Junta-se o prefixo + o infixo + o sufixo. Por exemplo: metano, etano, propano, butano, pentano, hexano, heptano, 
octano, nonano, decano, undecano, dodecano etc. 
 
III. Grupos ou Grupamentos derivados dos alcanos. 
Grupamento: é a estrutura que resulta ao se retirar um ou mais átomos de uma molécula. 
Grupamento alquil(a) ou alcoil(a) é o grupamento formado a partir de um alcano pela retirada de um átomo de 
hidrogênio: 
Obs.: Apesar da palavraradical ser muito usada ela está errada o nome correto é grupo ou grupamento: grupo metil 
(correto), radical metil (errado). 
 
IV. Nomenclatura dos Alcanos Ramificados. 
Para dar nome a um alcano ramificado, basta você seguir as seguintes regras estabelecidas pela IUPAC: 
1.º considerar como cadeia principal, a cadeia carbônica mais longa possível; se há mais de uma cadeia de mesmo 
comprimento, escolha como cadeia principal a mais ramificada. 
2.º numere a cadeia principal de forma que as ramificações recebam os menores números possíveis (regra dos menores 
números). 
3.º elaborar o nome do hidrocarboneto citando as ramificações em ordem alfabética, precedidos pelos seus números de 
colocação na cadeia principal e finalizar com o nome correspondente a cadeia principal. 
4.º os números são separados uns dos outros por vírgulas. 
5.º os números devem ser separados das palavras por hífens. 
Obs.1: no caso de haver dois, três, quatro, etc. grupos iguais ligados na cadeia principal, usam-se os prefixos di, tri, 
tetra, etc. diante dos nomes dos grupos. 
 Obs.2: Os prefixos di, tri, tetra, iso, sec, terc, neo não são levados em consideração na colocação dos nomes em ordem 
alfabética. 
 
 
 
 
 
 
B. ALCENOS OU OLEFINAS 
Alcenos, alquenos, olefinas ou hidrocarbonetos etenilênicos são hidrocarbonetos de cadeia aberta (acíclicos) 
contendo uma única dupla ligação. Possuem fórmula geral CnH2n . 
I) Nomenclatura dos Alcenos de Cadeia Normal e de Cadeia Ramificada 
É muito semelhante a nomenclatura utilizada para os alcanos. Troca-se a terminação ano do alcano por eno . 
1) A cadeia principal é a mais longa que contém a dupla ligação. 
2) A numeração da cadeia principal é sempre feita a partir da extremidade mais próxima da dupla ligação, 
independentemente das ramificações presentes na cadeia. No nome do alceno a posição da dupla é dada pelo número 
do primeiro carbono da dupla; esse número é escrito antes do nome do alceno. 
3) Se houver mais de uma possibilidade para a cadeia principal adota-se a regra dos menores números. 
 
C. ALCINOS OU ALQUINOS 
Alcinos, alquinos ou hidrocarbonetos acetilênicos são hidrocarbonetos acíclicos contendo uma única ligação tripla. 
Possuem fórmula geral CnH2n-2. 
Nomenclatura dos Alcinos de Cadeia Normal e de Cadeia Ramificada 
É muito semelhante a nomenclatura utilizada para os alcanos. Troca-se a terminação ano do alcano por ino. 
1) A cadeia principal é a maior cadeia que contenha a ligação tripla. 
2) A numeração da cadeia é feita a partir da extremidade mais próxima da ligação tripla. (As outras regras vistas para os 
alcenos também valem par os alcinos). 
 
D. ALCADIENOS 
São hidrocarbonetos acíclicos (abertos) contendo duas duplas ligações. Possuem fórmula geral: CnH2n-2. 
Nomenclatura dos Alcadienos de Cadeia Normal e de Cadeia Ramificada 
I. A nomenclatura IUPAC é feita com a terminação DIENO. 
II. A cadeia principal é a mais longa possível e deve conter as duas duplas ligações. 
III. A numeração da cadeia se inicia pela extremidade mais próxima das duplas ligações de forma que as duplas ligações 
fiquem com os menores números possíveis. 
IV. Em caso de empate na posição das duplas ligações, deve-se numerar a cadeia de forma que as ramificações fiquem 
com os menores números possíveis; 
 
E. CICLANOS OU CICLOALCANOS OU CICLO-PARAFINAS 
São hidrocarbonetos de cadeia cíclica (fechada) e saturada. Possuem fórmula geral CnH2n onde "n" deve ser maior ou 
igual a 3. 
Nomenclatura dos Ciclanos de Cadeia Normal e de Cadeia Ramificada 
I. O nome é dado adicionando-se o prefixo CICLO ao nome do alcano correspondente; 
II. Quando a cadeia for ramificada, a numeração da cadeia se inicia a partir da ramificação mais simples e segue-se o 
sentido horário ou anti-horário, de maneira a se respeitar a regra dos menores números; 
III. As ramificações devem ser citadas em ordem alfabética; 
 
F. CICLENOS OU CICLO-ALQUENOS OU CICLO-OLEFINAS 
São hidrocarbonetos cíclicos com uma dupla ligação. A fórmula geral é CnH2n-2; 
Nomenclatura dos Ciclenos de Cadeia Normal e de Cadeia Ramificada 
I. O nome é dado adicionando-se o prefixo CICLO ao nome do alceno correspondente; 
II. Quando a cadeia for ramificada, a numeração da cadeia se inicia a partir do carbono da ligação dupla (a dupla deve 
ficar entre o carbono 1 e 2) e segue-se o sentido horário ou anti-horário, de maneira a se respeitar a regra dos menores 
números; 
III. As ramificações devem ser citadas em ordem alfabética; 
 
G. HIDROCARBONETO AROMÁTICO 
São os hidrocarbonetos que possuem um ou mais anéis benzênicos, que também são chamados de anéis aromáticos. 
Nomenclatura dos Hidrocarbonetos Aromáticos 
I. A nomenclatura IUPAC considera os hidrocarbonetos aromáticos como derivados do benzeno; 
II. Quando o anel benzênico possui mais de uma ramificação, a numeração da cadeia se inicia a partir da ramificação 
mais simples e segue-se o sentido horário ou anti-horário, de maneira a se respeitar a regra dos menores números; 
III. Quando o anel benzênico possuir duas ramificações, iguais ou diferentes, pode-se usar a nomenclatura orto, meta, 
para, ao invés de numerar o anel benzênico. A posição 1,2 passa a ser indicada por orto ou simplesmente por "o", a 
posição 1,3 passa a ser indicada por meta ou simplesmente por "m" e finalmente a posição 1,4 passa a ser indicada por 
para ou simplesmente por "p". 
IV. As ramificações devem ser citadas em ordem alfabética; 
 
03. ÁLCOOL (R-OH) (OH ligado a carbono saturado) 
Obs.: R= grupo ou grupamento orgânico; Ar = anel aromático ou anel benzênico. 
Oficial (IUPAC) 
I. Troca-se a terminação do hidrocarboneto correspondente por OL; 
II. A cadeia principal é a maior fila de átomos de carbono que contenha a hidroxila; 
III. Quando houver mais de uma possibilidade para a posição da hidroxila, esta deve ser numerada; 
IV. A numeração da hidroxila se inicia pela extremidade mais próxima da mesma; 
Obs.: Em moléculas complexas a hidroxila pode ser considerada como uma ramificação chamada: hidróxi; 
Obs.: álcoois insaturados: posição da insaturação + hidrocarboneto correspondente + posição do OH + OL 
Obs.: diálcool (terminação: DIOL); trialcool (terminação: TRIOL) etc. 
Usual: 
I. álcool + nome do grupo ligado a hidroxila + ICO 
II. Nomenclatura de Kolbe (metanol=carbinol) e todos os demais álcoois são considerados como seus derivados (nome 
dos grupamentos + carbinol). 
 
04. ÉTER (R-O-R' ou Ar-O-Ar ou Ar-O-Ar) 
Oficial (IUPAC): 
(grupo menor) ÓXI + (hidrocarboneto correspondente ao grupo maior) 
Usual: 
éter (grupo menor) - (grupo maior) + ICO 
 
05. FENOL (Ar-OH) 
Oficial (IUPAC): 
Usa-se o prefixo HIDRÓXI; 
Havendo necessidade de numeração, esta se inicia pela hidroxila e segue o sentido dos menosres números; 
Obs.: O número "1" atribuído a hidroxila pode ser omitido; 
Usual: 
O hidróxi-benzeno é chamado de FENOL e todos os outros fenóis são considerados como seus derivados; 
06. ALDEÍDO (H-COH ou R-COH ou Ar-COH) 
Oficial (IUPAC): 
Troca-se a terminação do hidrocarboneto correspondente por AL; 
A numeração se inicial pelo carbono do grupo funcional; 
Usual: 
Os aldeídos possuem nomes usuais correspondentes aos nomes usuais dos ácidos carboxílicos: metanal (aldeído 
fórmico ou formaldeído); etanal (aldeído acético ou acetaldeído); etanodial (aldeído oxálico ou axaldeído); fenil-metanal 
(aldeído benzóico ou benzaldeído) etc. 
 
07. CETONA (R-CO-R' ou R-CO-Ar ou Ar-CO-Ar) 
Oficial (IUPAC): 
Troca-se a terminação do hidrocarboneto correspondente por ONA; 
A numeração da cadeia se inicia pela extremidade mais próxima da carbonila (-CO-); 
Obs.: cetonas insaturadas: posição da insaturação + hidrocarboneto correspondente + posição da carbonila + ONA; 
Usual: 
(grupo menor)-(grupo maior)-CETONA 
 
08. ÁCIDO CARBOXÍLICO (H-COOH ou R-COOH ou Ar-COOH) 
Oficial (IUPAC):Troca-se a terminação do hidrocarboneto correspondente por ÓICO; 
ÁCIDO + hidrocarboneto correspondente + ÓICO; 
Usual: 
A nomenclatura usual dos ácidos carboxílicos está relacionada com a origem do ácido ou de suas propriedades: ácido 
metanóico (ácido fórmico); ácido etanóico (ácido acético); ácido propanóico (ácido propiônico); ácido butanóico (ácido 
butírico); ácido etanodióico(ácido oxálico) etc. 
 
09. ÉSTER (H-COO-R ou R-COO-R ou Ar-COO-R ou Ar-COO-Ar) 
Oficial (IUPAC): 
Substitui-se a terminação ICO do ácido carboxílico correspondente por ATO e acrescenta-se o nome do grupamento 
ligado ao oxigênio; 
Obs.: o nome do grupamento deve terminar com ILA e não com IL. EX.: metila, etila etc. 
Obs.: Um raciocínio mais fácil é acrescentar ATO ao hidrocarboneto correspondente, não sendo assim necessário, 
raciocinar com o ácido carboxílico correspondente; 
Usual: 
Está, a exemplo dos aldeídos, baseada na nomenclatura dos ácidos carboxílicos: metanoato = formiato; etanoato = 
acetato; propanoato = propionato. 
 
10. AMINA (R-NH2 ou R-NH-R' ou R-NR'-R'') 
Oficial (IUPAC): 
(grupos ligados ao N) + AMINA; 
Obs.: Os grupamentos ligados ao N devem ser colocados em ordem alfabética (a ordem crescente de complexidade não 
é recomendada pela IUPAC); 
Obs.: Em moléculas complexas o grupamento característico das aminas pode ser considerado uma ramificação 
chamada de AMINO; 
 
 
 
 
11. AMIDA (H-CONH2 ou R-CONH2 ou Ar-CONH2; ou H-CONH-R' ou R-CONH-R' ou Ar-CONH-R'; ou H-CONR'-R'' ou 
R-CONR'-R'' ou Ar-CONR'-R'') 
São compostos que apresentam o seguinte grupo funcional: 
 
Oficial (IUPAC): 
Troca-se a terminação ICO do ácido carboxílico correspondente por AMIDA; 
Obs.: Um raciocínio mais fácil é acrescentar AMIDA ao hidrocarboneto correspondente, não sendo assim necessário 
raciocinar com o ácido carboxílico correspondente; (raciocínio semelhante foi proposto para os ésteres). 
 
12. NITRILA (R-CN ou Ar-CN) 
Oficial (IUPAC): 
Dá-se o nome do hidrocarboneto correspondente, acrescentando-lhe a terminação NITRILA, (hidrocarboneto 
correspondente + NITRILA); 
Usual: 
Cianeto de (nome do grupamento ligado ao -CN); 
 
13. NITROCOMPOSTO (R-NO2 ou Ar-NO2) 
Oficial (IUPAC): 
Usa-se o prefixo NITRO antecedendo o nome do hidrocarboneto que origina o nitrocomposto (NITRO + hidrocarboneto 
correspondente) 
 
14. HALETO ORGÂNICO (Compostos derivados dos hidrocarbonetos pela substituição de um ou mais hidrogênios por 
halogênios(F, Cl, Br, I). 
Oficial (IUPAC): 
Considera-se os haletos como derivados dos hidrocarbonetos correspondentes; 
O nome do halogênio antecede ao nome do hidrocarboneto como se fosse um grupamento qualquer; 
Obs.: Se na cadeia existir apenas halogênios como ramificações, a numeração da cadeia se inicia pela extremidade 
mais próxima destes, mas se existir qualquer outro grupo ligado a cadeia principal a numeração se inicia pela 
extremidade onde seja possível se obter os menores números possíveis. 
Usual: 
Usam-se as palavras cloreto de, brometo de, etc., seguidas do nome do grupamento orgânico ligado ao halogênio; 
(nome do haleto) de (nome do grupo); 
 
15. ANIDRIDO; São compostos que apresentam o seguinte grupo funcional: 
 
Obs.: Os anidridos são considerados como derivados dos ácidos carboxílicos; 
Nos anidridos com cadeias carbônicas iguais, deve-se mencionar o nome do ácido correspondente, precedido da 
palavra ANIDRIDO; 
Quando o anidrido possuir cadeias diferentes deve-se escrever primeiro o nome do menor ácido existente; 
 
16. SAL ORGÂNICO - Compostos que apresentam o seguinte grupo funcional: 
 
Oficial (IUPAC): 
Substitui-se a terminação ICO do ácido carboxílico correspondente por ATO e acrescenta-se o nome do metal ligado ao 
oxigênio; 
Obs.: Um raciocínio mais fácil é acrescentar ATO ao nome do hidrocarboneto correspondente, semelhante ao que já foi 
proposto para outras funções anteriores; 
Usual: 
Está baseada na nomenclatura usual dos ácidos carboxílicos: metanoato = formiato; etanoato = acetato; propanoato = 
propionato; 
 
 
Tipos de reações químicas 
 
01 - Reação de adição: quando dois reagentes formam um único produto. 
Exemplo: Reação entre o eteno ou etileno com bromo. Forma-se o 1,2-dibromo-etano ou brometo de etileno. 
 
 
02 - Reação de substituição: quando um átomo ou radical é substituído por outro átomo ou radical na molécula orgânica. 
Exemplo: 
 
Regra de Markownikov: Nas reações de substituição, o hidrogênio preso ao carbono menos hidrogenado é o mais 
facilmente substituído. 
Exemplo: 
 
03 - Reação de eliminação: quando átomos ou radicais são eliminados da molécula orgânica. 
Exemplo: 
Regra de Saytzeff: Nas reações de eliminação, o 
hidrogênio preso ao carbono menos hidrogenado é mais facilmente eliminado. 
Exemplo: 
 
04 - Reação de oxidação: quando ocorre - na maioria das vezes - com adição de oxigênio. A reação da oxidação pode 
ser: parcial ou total. 
4.1 - Oxidação parcial de álcool primário. 
Exemplo: 
 
 4.2 - Oxidação parcial de álcool secundário. 
Exemplo: 
 
 4.3 - Oxidação de aldeído. 
Exemplo: 
 
4.4 - Oxidação total de álcool primário. 
Exemplo: 
 
05 - Reação de redução: é o inverso da reação de oxidação. Ocorre - na maioria das vezes - com adição de hidrogênio. 
A reação de redução pode ser: parcial ou total. 
5.1 - Redução parcial de ácido orgânico. 
Exemplo: 
 
5.2 - Redução de aldeído. 
Exemplo: 
 
5.3 - Redução de cetona. 
Exemplo: 
 5.4 - Redução total de ácido orgânico. 
Exemplo: 
 
06 - Reação de esterificação: é a reação entre ácido orgânico e álcool, dando éster orgânico e água. 
OBS.: A reação é reversível. No sentido da formação do éster é chamada de esterificação e no sentido inverso é 
chamada de hidrólise. 
Exemplo: 
 
07 - Reação de saponificação: é a reação entre éster de ácido graxo e base mineral, dando sal de ácido graxo (sabão) e 
triálcool. 
Exemplo: 
 
08 - Reação de polimerização: produz macromoléculas constituídas por moléculas que se repetem. 
A unidade repetida é chamada de monômero e o produto final é chamado de:. 
- dímero = quando o monômero é repetido duas vezes. 
Exemplo: 
 
- trímerto = quando o monômero é repetido três vezes. Exemplo: 
- polímero = quando o monômero é repetido muitas vezes. 
Exemplo: 
 
8.1 - Reação de adição: quando o polímero é formado a partir de um só monômero. 
 
Exemplo: 
8.2 - Reação de copolimerização: quando o polímero é formado a partir de dois ou mais monômeros diferentes. 
 
 
Exemplo: 
 
8.3 - Reação de condensação: quando o polímero é formado a partir de dois ou mais monômeros diferentes, com 
eliminação de um produto inorgânico - geralmente água ou amônia. 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Balanceamento de Reações 
 
O balanceamento de equações químicas consiste em igualar o número de elementos do produto com os 
reagentes. Na prática existem 2 métodos de balanceamento: por tentativas ou por oxi-redução. 
 Método das Tentativas: Consiste em erros e acertos dos coeficientes seguindo a ordem abaixo: 
Metais; 
Ametais; 
Semi-metais; 
Carbono 
Hidrogênio; 
Oxigênio. 
Exemplos 
a) N2 + H2 = NH3 (N2 + 3H2 = 2NH3) 
b) H2 + O2 = H2O (2H2 + O2 = 2H2O) 
 
RELEMBRANDO: 
Número de Oxidação: Refere-se à carga de um elemento em uma espécie química (íon ou substância). Para 
entendermos os números de oxidação, devemos saber muito bem as regras a seguir: 
1. O nox de um elemento em uma substância simples é igual a zero. 
2. Nos íons formados por um elemento, o nox é igual a carga. 
3. Os metais alcalinos (Li, Na, Fr, K, Cs, Rb), H e Ag em espécies compostas, possuem Nox = + 1. 
4. Os metais alcalinos terrosos (Sr, Ca, Ra, Be, Ba, Mg), Zn e Cd em espécies compostas, possuem Nox=+ 2. 
5. O alumínio (Al),em espécies compostas, possui Nox =+ 3. 
6. O oxigênio (O), em espécies compostas, em geral possui Nox = - 2. 
7. O flúor (F) e a hidroxila (OH-1), em espécies compostas, possui Nox = – 1. 
8. Os elementos da família 6A (S, Se, Te, Po), não ligado ao oxigênio, possuem Nox = – 2 . 
9. Os elementos da família 7A (Cl, Br, I, At), não ligado ao oxigênio, possuem Nox fixo = – 1. 
10. Em substâncias compostas, a soma total do Nox = zero. 
11. Em íons compostos, a soma total do Nox = carga do íon. 
 
EXCEÇÕES. 
1- O hidrogênio ligado a metal possui Nox = – 1. 
2- O Oxigênio em peróxidos possui nox -1 ou -1/2 dependendo de quem estiver ligado com ele. 
 
 Método de Oxi-redução: deve-se balancear de acordo com o número de oxidação dos elementos. 
1. Calcular o nox dos elementos; 
2. Identificar o oxidante e o redutor; 
3. Calcular o nox do oxidante/redutor; 
4. Multiplicar o Δnox(diferença numérica do nox do reagente/produto) pelo número de elementos; 
5. Tomar o resultado anterior como coeficiente do oxidante/redutor, intervendo-os; 
6. Balancear os demais elementos pelo método das tentativas. 
Exemplos 
a) Bi2O3 + NaClO + NaOH --> NaCl + H2O + NaBiO4 
Bi(+3) -> Bi(+7): Oxidação/Agente Redutor Δnox = 4x2=8 Cl(+1) -> Cl(-1): Redução/Agente Oxidante Δnox = 2x1=2 
M.M.C. = 8 
b) 1Bi2O3 + 4NaClO + NaOH --> 4NaCl + H2O + 2NaBiO4 (M.M.C. dividido pelo numero de eletrons ganhamos ou 
perdidos na substancia analisada) 
E agora por tentativa: 
c) 1Bi2O3 + 4NaClO + 2NaOH --> 4NaCl + 1H2O + 2NaBiO4 
 
 
 
 
Estequiometria 
 
Estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações 
químicas. 
Regra geral: 
a. Escrever a reação química; 
b. Acertar os coeficientes; 
c. Estabelecer uma regra de três. 
 
OBS: 
 Número de mol ou massa molar: O mol é o nome da unidade de base do Sistema Internacional de Unidades (SI) 
para a grandeza quantidade de matéria ou quantidade de substância (símbolo: mol). É uma das sete unidades de base 
do SI muito utilizada na Química. Seu uso é comum para simplificar representações de proporções químicas e no cálculo 
de concentração de substâncias. A unidade mol é muitas vezes comparada à "dúzia", pois ambas são adimensionais 
(sem unidades) e são utilizadas para descrever quantidades. Porém, o uso do mol mostra-se adequado somente para 
descrever quantidades de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons, outras partículas, ou grupos 
específicos de tais partículas). 
O conceito de mol está intimamente ligado à constante de Avogadro (antigamente chamada de número de 
Avogadro), onde 1 mol tem aproximadamente 6,022 × 10
23 
entidades. Este é um número extremamente grande, pois se 
trata de uma medida da ordem de sextilhões. 
1 MOL=6,022X1023 
 
-1 mol de moléculas de um gás possui aproximadamente 6,022 × 10
23
 moléculas deste gás, ou seja, seiscentos e dois 
sextilhões de moléculas. 
-1 mol de íons equivale a aproximadamente 6,022 × 10
23
 íons, ou seja, seiscentos e dois sextilhões de íons. 
-1 mol de grãos de areia equivale a aproximadamente 6,022 × 10
23
 grãos de areia, ou seja, seiscentos e dois sextilhões 
de grãos de areia. 
 
Exemplo 1: 
Calcular a massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de cobre metálico. 
Dados: Cu = 63,5 e O = 16 
1º) Vamos escrever a reação química: 
Cu + O2 => CuO 
2º) A equação está desbalanceada, acertemos os coeficientes! 
Cu + 1/2 O2 => CuO 
3º) E agora? Como calcular a massa de óxido cúprico? É fácil, é só fazer a regra de três das partes envolvidas. 
 Cu + ½O2 => CuO 
mol 63,5 79,5 
massa 2,54 X 
A massa de óxido cúprico a partir de 2,54 g de cobre metálico é = 3,18 g 
 
Exemplo 2: 
15 litros de H2, medidos a Condição Normal de Temperatura e Pressão (CNTP), reagem completamente com cloro. Qual 
o volume de gás clorídrico produzido nas mesmas condições? 
Dados: H = 1 e Cl = 35,5 
1º) Vamos escrever a reação química: 
H2 + Cl2 = HCl 
2º) Agora falta balanceá-la. 
H2 + Cl2 = 2 HCl 
3º) Vamos aos cálculos? 
 H2 + Cl2 = 2HCl 
quant. mol 1 mol 1 mol 2 mol 
mol 2 71 73 
CNTP 22,4 22,4 2 x 22,4 
CNTP 15 X 
O volume de gás clorídrico produzido nas CNTP é = 30 litros 
 
Casos Particulares de Estequiometria 
 Quando aparecem reações consecutivas 
 
Exemplo: Qual a massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 8 toneladas de enxofre? 
Dados: S = 32 e H2SO4 = 98 
 
1º) Observe quantas reações químicas são necessárias para se obter ácido sulfúrico a partir do enxofre: 
S + O2 => SO2 
SO2 + ½O2 => SO3 
SO3 + H2O => H2SO4 
Reação Global: S + 1½O2 + H2O => H2SO4 
2º) Faça os cálculos a partir da reação global. 
 S + 1½O2 + H2O => H2SO4 
mol 32 98 
massa 8 X 
A massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 8 toneladas de enxofre é = 24,5 ton. 
 
 Quando são dados as massas dos reagentes 
Exemplo: Foram misturados 147 g de H2SO4 e 100 g de NaOH para reagir. 
Qual a massa de Na2SO4 formada? 
Há algum reagente em excesso? Se afirmativo, qual deles? 
Quanto é esse excesso? 
Dados: S = 32, Na = 23, O = 16 e H = 1 
 
 
1º) Faça a equação da reação e verifique as massas necessárias para as reações. 
H2SO4 + NaOH => Na2SO4 + 2H2O 
 H2SO4 + NaOH => Na2SO4 + H2O 
mol 98 80 142 
massa 147 X 
massa Y 100 
Massa de X (massa de NaOH para reagir com 147 g de H2SO4) = 120,0 g 
Massa de Y (massa de H2SO4 para reagir com 100 g de NaOH) = 122,5 g 
Logo, podemos responder às questões acima: 
Questão A) A massa de Na2SO4 formada é 177,5 g de acordo com os cálculos abaixo. 
 H2SO4 + NaOH => Na2SO4 + H2O 
mol 80 142 
massa 100 X 
Questão B) Há reagente em excesso, é o Ácido Sulfúrico. 
 
Questão C) O excesso de ácido sulfúrico é de 24,5 g de acordo com os cálculos abaixo. 
massa adicionada 147,0 g 
massa que reagiu 122,5 g 
massa em excesso 24,5 g 
 
Obs2: 
 Lei da velocidade de reação 
aA + bB + ... ® produtos v = k [A]p [B]q 
p e q são experimentalmente determinados 
k = constante de velocidade de reação; aumenta com a temperatura 
p = ordem da reação em relação a A 
q = ordem da reação em relação a B 
p + q + ... = ordem da reação 
 
 Constantes de equilíbrio 
Dada a reação genérica: 
aA + bB ⇌ yY + zZ , 
 
onde A, B, Y e Z representam as espécies químicas envolvidas e a, b, y e z os seus respectivos coeficientes 
estequiométricos. A fórmula que descreve a proporção no equilíbrio entre as espécies envolvidas é: 
 
 
 
 
Os colchetes representam o valor da concentração (normalmente em mol/L) da espécie que está simbolizada 
dentro dele ([A] = concentração da espécie A, e assim por diante). Kc é uma grandeza chamada de constante de 
equilíbrio da reação. Cada reação de equilíbrio possui a sua constante, a qual sempre possui o mesmo valor para uma 
mesma temperatura. De um modo geral, a constante de equilíbrio de uma reação qualquer é calculada dividindo-se a 
multiplicação das concentrações dos produtos (cada uma elevada ao seu respectivo coeficiente estequiométrico) pela 
multiplicação das concentrações dos reagentes (cada uma elevada ao seu relativo coeficiente estequiométrico). 
Um exemplo disso é a formação do trióxido de enxofre (SO3) a partir do gás oxigênio (O2) e do dióxido de enxofre 
(SO2(g)) — uma etapa do processo de fabricação do ácido sulfúrico: 
2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g) 
A constante de equilíbrio desta reação é dada por: 
 
É possível determinar experimentalmente o valor da constante de equilíbrio para uma dada temperatura. Por 
exemplo, a constante dessa reação na temperatura de 1000 K é 0,0413 mol/L (é comum observar a omissão da unidade 
da constante, uma vez que sua unidade pode variar de equilíbrio para equilíbrio). A partir dela, dadauma certa 
quantidade conhecida de produtos adicionados inicialmente em um sistema nessa temperatura, é possível calcular por 
meio da fórmula da constante qual será a concentração de todas as substâncias quando o equilíbrio for atingido. 
 
Constante para a soma de reações 
Se uma reação química pode ser expressa pela soma de duas ou mais reações (ou etapas individuais), então a 
constante de equilíbrio da reação global será a multiplicação das constantes de cada uma das reações individuais. 
2P(g) + 3Cl2(g) ⇌ 2PCl3(g) 
 
PCl3(g) + Cl2(g) ⇌ PCl5(g) 
 
2P(g) + 5Cl2(g) ⇌ 2PCl5(g) 
 
 
Neste caso, a terceira reação é igual à soma da primeira mais duas vezes a segunda: 
 
+ 
2P(g) + 3Cl2(g) ⇌ 2PCl3(g) 
PCl3(g) + Cl2(g) ⇌ PCl5(g) 
PCl3(g) + Cl2(g) ⇌ PCl5(g) 
 2P(g) + 5Cl2(g) ⇌ 2PCl5(g) 
E a sua constante de equilíbrio pode ser expressa por: 
 
 
Pode se perceber que caso uma reação apareça duas ou mais vezes na soma, ela aparece esse mesmo número 
de vezes na multiplicação. 
 
Quando se fala em elementos gasosos há a chamada Constante de equilíbrio de pressão (kp) que é dada da 
mesma forma que kC, contudo utiliza-se pressão ao invés de concentração. 
 
 
 
 
Relação entre as constantes Kp e Kc 
Existe uma relação matemática entre as constantes de equilíbrio em função da concentração Kc e em função da 
pressão parcial Kp, baseada na equação de Clapeyron: 
 
em que: R é a constante universal dos gases, T é a temperatura absoluta e Δn é a diferença entre a soma dos 
coeficientes inteiros dos produtos gasosos e a soma dos coeficientes inteiros dos reagentes gasosos. Por exemplo, no 
equilíbrio: 
aA(g) + bB(g) + cC(s) ⇌ yY(g) + zZ(g) 
Δn = (y + z) - (a + b) 
Essa expressão matemática apresenta uma limitação, não admitindo a presença de um ou mais líquidos na 
reação em questão. Isso não significa que a reação não apresente Kp e Kc, significa apenas que a expressão é inválida 
para esse caso. 
 
Obs3: 
 Reações endotérmicas e exotérmicas: Uma reação exotérmica é uma reação química cuja energia total 
(entalpia) dos seus produtos é menor que a de seus reagentes, ou seja, ela libera energia (o que se dá na forma de 
calor). Um exemplo disso é a reação de combustão da madeira, que forma gás carbônico e água, liberando energia. 
 
REAÇÃO EXOTÉRMICA: reação química que libera calor, sendo, portanto, a energia final dos produtos menor que a 
energia inicial dos reagentes. Disso se conclui que a variação de energia é negativa. 
 
REAÇÃO ENDOTÉRMICA: reação química que absorve calor, sendo, portanto, a energia final dos produtos maior que a 
energia inicial dos reagentes. Desta forma a variação de energia é positiva. 
 
 
 
 
FATORES QUE INFLUENCIAM O VALOR DA VARIAÇÃO DE ENTALPIA 
O valor da variação de entalpia, D H, de uma reação química está sujeito a variações conforme mudem as 
condições em que a reação foi realizada. Sendo que os fatores que influenciam D H são: 
 
 
1. TEMPERATURA: O valor de D H varia sensivelmente com a temperatura em que se deu a reação. 
Se uma reação ocorre a uma temperatura X, obtém-se D Hx. Se essa mesma reação ocorrer a uma temperatura Y > X, 
por exemplo, obtém-se um D HY diferente de D Hx. Isso ocorre porque a quantidade de calor necessária para elevar a 
temperatura dos reagentes de X até Y é diferente da quantidade de calor necessária para elevar a temperatura dos 
produtos de X até Y. 
 
2. PRESSÃO:O valor de D H em uma reação envolvendo substâncias sólidas e líquidas praticamente não varia com a 
mudança de pressão. No caso de reações que envolvem substâncias gasosas, o valor de D H começa a variar de modo 
significativo para pressões de ordem de 1000 atm. Com as reações normalmente são feitas sob pressão atmosférica 
normal (1 atm.), não é necessário levar em conta a variação no valor de D H com a pressão. 
 
 
 
 
3. QUANTIDADE DE REAGENTES E PRODUTOS: A quantidade de calor envolvida em uma reação química é 
proporcional à quantidade de reagentes e produtos que participam da reação. 
 
 
 
Se por exemplo, a quantidade de reagentes e produtos for dobrada, a quantidade de calor irá dobrar igualmente 
como no exemplo: 
1 H2(g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (g) D H = - 44,2 Kcal 
2 H2(g) + 2 Cl2(g) ® 4 HCl (g) D H = - 88,4 Kcal 
 
4. FASE DE AGREGAÇÃO: A energia das substâncias aumenta progressivamente à medida que elas passam da fase 
sólida para a líquida e a gasosa. energia da fase sólida < energia da fase líquida < energia da fase gasosa. Seja por 
exemplo, uma reação química exotérmica: 
· Quanto menos energética for a fase de agregação dos produtos formados, maior será a energia liberada na reação. 
· Quanto mais energética for a fase de agregação dos produtos formados, menor será a energia liberada na reação, pois 
a energia ficará contida no produto. 
 
Exemplo: 
2 H2(g) + O2(g) ® 2 H2 O( l ) D H = - 68,3 Kcal 
2 H2(g) + O2(g) ® 2 H2 O( g ) D H = - 57,8 Kcal 
 
 
· 5. VARIEDADE ALOTRÓPICA: Entre a s formas alotrópicas de um mesmo elemento há aquela mais estável e, 
portanto, menos energética, e também a menos estável, portanto, mais energética. Seja, por exemplo, uma reação 
química exotérmica: 
· Partindo-se do reagente na forma alotrópica mais estável (menos energética) obtém-se menor quantidade de energia 
liberada na reação. 
· Partindo-se do mesmo reagente na forma alotrópica menos estável (mais energética) obtém-se maior quantidade de 
energia liberada na reação. 
 
Exemplo: 
C(grafita) + O2(g) ® CO2(g) D H = - 94,00 Kcal 
C(diamante) + O2(g) ® CO2(g) D H = - 94,45 Kcal 
· 6. PRESENÇA DE SOLVENTE: ·Quando dissolvemos uma determinada substância em um solvente qualquer, ocorre 
liberação ou absorção de energia na forma de calor. Assim, se fizermos uma reação na ausência de um solvente, o valor 
de D H será diferente daquele obtido quando fazemos a mesma reação na presença de um solvente. 
 
Exemplo: 
1H2 (g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (g) D H = - 44,2 Kcal 
H2O 
1 H2(g) + 1 Cl2(g) ® 2 HCl (aq) D H = - 80,2 Kcal 
Sendo que a diferença: 80,2 - 44,2 = 36,0 Kcal é igual à energia liberada na dissolução de 2 moléculas de HCl 
em água ( cada 1 mol de HCl dissolvido em água libera 18,0 Kcal). 
 
 
Concentração de soluções 
 
Concentração significa quanto soluto está presente em um volume ou massa específica. Existem diversas 
maneiras como os químicos exprimem a concentração de uma solução, a continuação descreveremos as formas mais 
comuns de expressar concentração. 
1. MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO MOLAR: A molaridade de uma solução da espécie A, é o número de 
moles de essa espécie contidos em 1 L de solução (NÃO em 1 L de solvente). Sua unidade é M, que tem dimensões de 
mol L-1. A molaridade exprime também o número de milimoles (mmol ou10-3 mol) de um soluto por mililitro (mL ou 10-3 
L de solução: 
 Molaridade = solução mL Nº
soluto mmol ºN
solução L Nº
soluto mol Nº

 
 
Relembrando que o Nº de mols de uma substância está relacionado a seu peso em gramas através do peso 
molecular (PM), teremos 
 Quantidade (mols) = PM
(gramas) peso
 
ou 
 Quantidade (milimols) = PM
s)(miligrama peso
 
2. Normalidade se define como o ―Nº de equivalentes de soluto contido em 1 L de solução (NÃO solvente) ou o Nº 
de miliequivalentes em 1 mL‖. Uma solução 1 normal (1N) contém 1 equivalente (eq) por L, ou 1 miliequivalente (meq) 
por mL. 
 Normalidade = (mL) solução volume
(meq). soluto de quantidade
 
(L) solução volume
(eq) soluto quantidade

 
 
O equivalente ou miliequivalente, tal qual o mol e o milimol, são unidades para descrever a quantidade de uma 
espécie química. Em contraste ao mol, a quantidade de substância contida em 1 equivalente PODE VARIAR de uma 
reação para outra. Conseqüentemente, o peso de 1 equivalente de um composto NUNCA poderáser computado sem se 
referir à reação química na qual esse composto vai, direta ou indiretamente, participar. Analogamente, a normalidade de 
uma solução jamais poderá ser especificada sem um conhecimento acerca de como a solução vai ser usada. 
 A definição de 1 equivalente em termos de molaridade depende da reação que a substância experimenta. 
 Um equivalente é uma unidade similar ao mol e está relacionado ao peso de uma substância através de seu 
peso equivalente (PEq) 
 Quantidade (equivalentes) = PEq
(g) peso
 
ou 
 Quantidade (miliequivalentes) = PEq
(mg) peso
 
 O PEq está relacionado ao peso molecular pela fórmula: 
 PEq = h
PM
 
Onde h tem unidades de eq/mol. O valor numérico de h depende da reação química na qual a substância está 
envolvida. A mesma substância participando em reações diferentes pode ter valores diferentes de h, conseqüentemente, 
diferentes pesos equivalentes. 
Normalidade está relacionada a molaridade da mesma maneira que peso equivalente está relacionado ao peso 
molecular: 
Normalidade = molaridade x h 
3. Concentração percentual (título): A percentagem (partes por cem) de uma substância em uma solução 
freqüentemente exprime-se como porcentagem em peso, que se define como 
 Percentagem em peso (p/p) = 
% 100 x
solução peso
soluto peso
 
4. Molalidade: A molalidade, m, se define como o número de moles de soluto por quilograma de solvente. A maior 
vantagem desta unidade, muito utilizada na medição de grandezas físicas, é que ela é independente da temperatura, 
enquanto a molaridade dependente da temperatura. Uma solução aquosa diluída expande-se aproximadamente 0,02 % 
por grau centígrado.quando aquecida perto dos 20 ºC. Conseqüentemente, os moles de soluto por litro (molaridade) 
diminui pelo mesmo percentual. 
 
m = 
 
solvente kg
soluto de moles
 
OBS. 
 Diluição de soluções: Com freqüência é necessário preparar uma solução diluída de um reagente a partir de uma 
solução mais concentrada. Uma equação muito útil para calcular o volume de reagente concentrado é: 
M1 x V1 = M2 x V2 
Devido a que M x V = (moles/L) x (L) = MOLES esta equação simplesmente estabelece que os moles de soluto 
em ambas soluções são iguais. A diluição acontece porque o volume muda. Dito de outra forma, o número de moles de 
soluto não muda quando diluímos, não importando o volume final da diluição. Em geral podemos escrever a equação 
anterior: 
C1 x V1 = C2 x V2 = C3 x V3 = ... = Cn x Vn = CONSTANTE 
 
 
 
 
 
Eletroquímica 
A Eletroquímica é a parte da química que estuda o relacionamento entre a corrente elétrica e as reações químicas: 
 Produção de corrente elétrica, através de uma reação química: pilha 
 Ocorrência de uma reação química pela passagem da corrente elétrica: eletrólise 
Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução. 
 Oxidação: Quando uma espécie química perde elétrons na reação. 
 Redução: quando uma espécie química recebe elétrons na reação. 
 
A Série da Reatividade Química 
Analisando em conjunto os resultados obtidos na seqüência anterior de experiências verificamos que existe uma 
determinada ordem para que a reação ocorra, isto é, não basta simplesmente juntar duas espécies químicas: um metal e 
uma solução. A natureza impõe condições para que haja reação entre um determinado par de metal/catíon. 
Nas experiências que descrevemos, observamos que: 
 Al cede elétrons ao Zn ; 
 Zn cede elétrons ao Cu ; 
 Cu não cede elétrons ao Zn . 
Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder elétrons, ou, como é chamada, 
uma série de reatividade química. 
 
Pilha 
Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. 
Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha. 
Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha. 
Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha. 
 
Pilhas comerciais 
 * Pilha seca comum (Leclanché) 
 * Pilha alcalina comum 
 * Pilha de mercúrio 
 * Bateria de níquel-cádmio 
 * Bateria de chumbo 
 * Pilha de combustível 
Representação convencionada pela IUPAC 
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo 
Exemplo: Pilha de Daniell ® Zn/Zn2+//Cu2+/Cu 
 
Eletrodo padrão 
Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 
25°C. No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. 
Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu potencial padrão de redução é igual 
a zero: 
2H
+
 + 2e
- 
® H2 
E
0
red = 0 (convenção) 
A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser usada a expressão potencial de redução. 
A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na 
qual uma das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E
0
red se quer medir. 
 Quanto maior for o E
0
red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante. 
 Quanto menor for o E
0
red, mais difícil será a redução e mais fraco será o oxidante. 
 Quanto maior for o E
0
red, mais difícil será a oxidação e mais fraco será o redutor. 
 Quanto menor for o E
0
red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor. 
MENOR 
E
0
red 
 fluxo de elétrons 
¾¾¾¾¾¾¾¾® 
reação espontânea 
(DG < 0) 
 
fluxo de elétrons 
¬¾¾¾¾¾¾¾¾ 
reação não-espontânea (DG > 
0) 
MAIOR 
E
0
red 
 
 
 
Corrosão 
Corrosão do ferro 
Reação global: 2Fe + 
3
/2O2 + xH2O ® 
Fe2O3 
· 
xH2O 
 
ferrugem
 
 
 
 
Proteção contra a corrosão 
* Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco) 
* Lata (ferro revestido de estanho) 
* Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que funcionam como eletrodo de sacrifício 
 
Eletrólise 
Eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea produzida pela passagem da corrente elétrica. 
Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é, ligado ao pólo negativo do gerador. Nele ocorre sempre uma 
reação de redução. Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é, ligado ao pólo positivo do gerador. Nele 
sempre ocorre uma reação de oxidação. 
 
Pólo 
Positivo 
Pólo 
Negativo 
Pilha Cátodo ânodo 
Célula 
Eletrolítica 
ânodo Cátodo 
 
Na eletrólise em solução aquosa de sais de metais alcalinos (Na
+
, K
+
...), alcalino-terrosos (Ca
2+
, Ba
2+
...) e de 
alumínio (Al
3+
), a descarga no cátodo não é a dos respectivos cátions, mas ocorre segundo a equação: 
 
2H2O + 2e
-
 ® H2 + 2(OH)
- 
 
Nas eletrólises em solução aquosa e com ânodo inerte (Pt ou grafite) de sais oxigenados (SO4
2-
, NO3
-
, PO4
3-
...) 
não há a descarga dos respectivos ânions oxigenados, mas ocorre a descarga segundo a equação: 
 
H2O ® 2H
+
 + ½O2 + 2e
- 
 
O ânion F
-
, embora não seja oxigenado, comporta-se como os ânions oxigenados em relação à descarga no 
ânodo. Nas eletrólises em solução aquosa com ânodo de metal não-inerte M (prata ou metal mais reativo que a prata), a 
descarga que ocorre no ânodo é segundo a equação: 
M ® M
 x+
 + xe
-
 
Ag ® Ag
+
 + e
-
 
Cu ® Cu
2+
 + 2e
-
 
 
Purificação eletrolítica do cobre - Faz-se a eletrólise de CuSO4 em solução aquosa usando como cátodo um fio 
de cobre puro e como ânodo um bloco de cobre impuro. Nesse processo, precipita a lama anódica que contém 
impurezas de Au, Ag, Pt, etc., da qual são posteriormente extraídos esses metais. 
Galvanoplastia - Douração, prateação, niquelação, cromeação, etc.,feitas por via eletrolítica. 
Aplicações da eletrólise 
 Obtenção de metais (Al, Na, Mg) 
 Obtenção de NaOH, H2 e Cl2 
 Purificação eletrolítica de metais 
 Galvanoplastia