Apostila de Química I

Prévia do material em texto

1 
 
 
 SERVIÇO PÚBLICO FEDERAL 
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, 
CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE MATO GROSSO 
CAMPUS CUIABÁ – OCTAYDE JORGE DA SILVA 
DIRETORIA DE ENSINO 
DEPARTAMENTO DE ÁREA DE CONSTRUÇÃO CIVIL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apostila de QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor: Dario Perna 
 
 
 
 
 
 
 
Cuiabá MT 2013 
 
 
 
 
2 
 
 
TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA 
Qualquer transformação sofrida pela matéria 
é considerada fenômeno, ou ainda qualquer 
acontecimento na natureza que podem ser 
classificados em: 
 Fenômenos físicos; 
 Fenômenos químicos. 
 
FENÔMENOS FÍSICOS 
São aqueles que não alteram a natureza 
da matéria, isto é, a sua composição. Ou ainda: 
Fenômeno físico é toda e qualquer 
transformação sofrida por um material sem que 
haja alteração de sua constituição íntima, sendo 
possível a sua recuperação por métodos 
elementares. 
Ex: mudanças de estado físico da matéria 
(estado de agregação); dissolução do açúcar em 
água; cortar uma árvore; acender uma lâmpada; 
uma fruta caindo da árvore, etc. 
 
FENÔMENOS QUÍMICOS 
Quando ocorre um fenômeno químico, 
uma ou mais substâncias se transformam e dão 
origem a novas substâncias. Então, dizemos que 
ocorreu uma reação química. 
Os fenômenos químicos ou 
transformações químicas são também chamados 
de reações químicas. 
Numa reação química ou transformação 
química uma ou mais substâncias (os reagentes) 
são transformados em uma ou mais diferentes 
substâncias (os produtos), com diferentes 
propriedades físicas tais como cor, ponto de fusão 
e solubilidade. 
Numa reação química, no nível 
molecular, ocorre a produção de um novo arranjo 
de átomos (nova substância), sem ganho ou perda 
no número de átomos de cada espécie envolvida 
no fenômeno. As moléculas presentes depois da 
reação (produtos) são diferentes daquelas 
presentes antes da reação. 
Exemplo: 
 
 Esta apresentação simbólica da 
transformação química é denominada equação 
química. Os símbolos usados numa equação 
química são representados na tabela seguir. 
Como não há nem criação nem 
destruição de átomos, uma equação química deve 
ter o mesmo número de átomos de cada elemento 
nos dois membros. Quando esta igualdade existe, 
a equação está equilibrada. 
Símbolos de uma Reação Química 
Símbolo Significado 
→ Produz 
+ Reage com 
Δ Calor 
s Sólido 
g Gasoso 
l Líquido 
aq. Solução aquosa 
 
Para escrevermos a equação química de 
uma reação temos que determinar, pela 
experiência, quais os reagentes e os produtos. 
Com as fórmulas químicas dos reagentes e 
produtos, podemos escrever a equação química 
não equilibrada. Depois, equilibramos a equação 
pela introdução de coeficientes que proporcionam 
a igualdade dos números de cada átomo em cada 
membro da equação. 
Exemplos: 
 
CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) (não equilibrada) 
 
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) (equilibrada) 
 
Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g) (não equilibrada) 
 
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) (equilibrada) 
 
 
Visualização de um Fenômeno Químico ou 
Reação Química 
Uma maneira bem simples de 
reconhecermos a ocorrência de um fenômeno 
químico é a observação visual de alterações que 
ocorrem no sistema. A formação de uma nova 
substância está associada a: 
1. Mudança de cor. Exemplos: queima de 
papel; cândida ou água sanitária em tecido 
colorido; queima de fogos de artifício. 
2. Liberação de um gás (efervescência). 
Exemplos: antiácido estomacal em água; 
bicarbonato de sódio (fermento de bolo) em 
vinagre. 
Às vezes, uma única substância, ao ser 
aquecida, transforma-se em outras, antes de 
3 
 
atingir uma temperatura que possibilite sua 
mudança de estado. Assim, o aquecimento do 
carbonato de cálcio, existentes nas rochas 
calcárias, não leva à fusão, mas à sua 
decomposição, na qual se obtém um gás: 
 
 CaCO3 → CaO + CO2 
 carbonato óxido de gás 
 de cálcio cálcio ou cal carbônico 
 (sólido) (sólido) (gás) 
 
 
3. Formação de um sólido (formação de 
precipitado). Ao misturar dois sistemas líquidos 
ou um sistema líquido e um gás poderá ocorrer a 
formação de uma nova substância sólida, que 
chamamos de precipitado. Com o tempo o sólido 
formado se deposita no fundo do recipiente, isto é, 
sofre decantação. Exemplos: líquido de bateria de 
automóvel + cal de pedreiro dissolvida em água; 
água de cal + ar expirado pelo pulmão (gás 
carbônico). 
4. Uma outra forma de reconhecermos se 
ocorreu uma reação química é a alteração da 
quantidade de energia na reação. 
Quando colocamos magnésio metálico 
em ácido clorídrico, além de observarmos a saída 
de gases, notamos que o recipiente em que eles 
foram misturados fica aquecido, isto é, há 
liberação de calor para o ambiente. As 
combustões são reações que liberam calor. 
Efeitos térmicos acompanham as reações 
químicas; quanto a eles as reações podem ser: 
Exotérmicas: liberam calor para o ambiente. 
Endotérmicas: absorvem calor do ambiente. 
 
Pense um Pouco! 
 Fatos comuns envolvendo 
materiais e transformações químicas são de 
conhecimento recente ou antigo? 
 Quais as atividades do seu dia 
em que a química está presente? 
 
Exercícios de Aplicação 
 
1. (U.E.CE) Assinale a alternativa correta: 
a) Oxidação do ferro é um fenômeno físico 
b) Fusão do chumbo é um fenômeno químico. 
c) Combustão da madeira é um fenômeno 
químico. 
d) Queima do papel é um fenômeno físico. 
 
2. (UFSC) Indique na relação abaixo os 
fenômenos físicos (F) e os fenômenos 
químicos (Q). 
a) ( ) Queima da gasolina nos motores dos carros 
b) ( ) Digestão dos alimentos ingeridos 
c) ( ) Formação de ferrugem 
d) ( ) Quebra de um objeto 
e) ( ) Enfiar um prego na madeira 
f) ( ) Derretimento de um iceberg 
 
3. (UFPR) Aquecer uma barra de ferro até o ponto 
de fusão, recolher o líquido em uma forma 
esférica, transformando a barra em uma bola de 
ferro, é exemplo de fenômeno: 
a) Químico, pois altera a forma da barra de ferro. 
b) Físico, pois a substância continua sendo ferro. 
c) Físico-químico, pois há alteração na forma da 
substância. 
d) Não é exemplo de fenômeno. 
 
Exercícios Complementares 
 
4. (F.E.-SP) Sejam os seguintes fenômenos: I. 
sublimação da naftalina, II. formação da 
ferrugem, III. queima do álcool comum, IV. fusão 
do gelo. São químicos: 
a) todos 
b) nenhum 
c) somente II e III 
d) somente I e III 
e) somente II e IV 
 
5. (MACKENZIE-SP) I. Fusão do gelo, II. 
Sublimação do iodo, III. Digestão dos alimentos, 
IV. Queima de madeira. São exemplos de 
fenômenos: 
a) I e II químicos 
b) I e IV físicos 
c) II e III físicos 
d) II e IV químicos 
e) III e IV químicos 
 
6. (UDESC) Aquecendo uma fita de magnésio até 
a combustão, notamos o desprendimento de 
fumaça, restando um pó branco. Isso é exemplo de 
fenômeno: 
a) Físico, pois alterou a estrutura do magnésio. 
b) Químico, pois houve a formação de novas 
substâncias. 
c) Físico, pois podemos juntar o pó branco e a 
fumaça, recuperando o magnésio. 
d) Não é exemplo de fenômeno. 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
SUBSTANCIA PURA E MISTURA 
A substancia é considerada pura quando, 
no sistema onde está contida, encontramos apenas 
partículas dessa substancia. Caso haja no sistema 
mais de um tipo de substancia, teremos uma 
mistura. 
 
Diferença Pratica Entre Uma Substancia Pura 
e Uma Mistura 
A substância pura apresenta propriedades 
físicas bem definidas, inclusive pontos de fusão e 
ebulição (temperaturas que permanecem fixas 
durante todo o processo). 
Quando o material não possui todas as 
propriedadesdefinidas e bem determinadas ou 
quando as propriedades de um material variam 
mesmo que as condições de temperatura e pressão 
sejam mantidas, dizemos que esse material é uma 
mistura. 
 
Veja os gráficos das Figuras 1 e 2. 
 
 
 
Não existem duas substâncias com todas as 
propriedades iguais. 
 
Assim, como exemplos de substâncias 
puras podemos citar: 
· Água destilada 
· Álcool etílico 
· Gás carbônico 
· Ferro 
· Mercúrio 
· Oxigênio 
 
Como exemplos de misturas podemos 
citar, dentre outros: 
Granito: mica, quartzo e feldspato em 
proporções variadas; 
Petróleo: inúmeras substâncias como 
metano, etano, eteno, propano, butano, etc. 
Madeira: celulose, lignina, água, ácido 
acético e outras substâncias em porcentagens 
variadas. 
Aço: ferro(98,5%), carbono(1,5%¨), em 
massa; 
Ar atmosférico: gás nitrogênio(78%), gás 
oxigênio(≡20%), gás argônio(≡1%), gás 
carbônico, vapor d’água e outros gases(≡1%), em 
volume. 
Os materiais podem ser formados de uma 
substância ou de uma mistura de substâncias. Para 
classificá-los de uma forma ou de outra, basta 
verificar se suas propriedades físicas, químicas, 
organolépticas, e funcionais são constantes e bem 
determinadas (substancia) ou se são variáveis 
(misturas). 
Outro critério para classificar um 
material --- Substância e mistura --- é observar o 
numero de fases que ele possui. 
Cada fase de um material é identificada 
pelas seguintes características: 
Possui aspecto visual uniforme, mesmo 
ao ser examinada num ultramicroscópio. 
Possui propriedades específicas 
constantes em toda a sua extensão. 
Assim, por exemplo, se examinamos ao 
ultramicroscópio o aspecto visual de um sistema 
com álcool hidratado e de outro com sangue, 
veremos que o primeiro é totalmente uniforme, 
portanto constituído de uma única fase; já o 
segundo apresenta um aspecto desigual que não 
pode ser percebido a olho nu, mas é claramente 
visível ao ultramicroscópio, portanto é constituído 
de mais de uma fase. 
Dizemos que um material ou sistema é 
homogêneo quando ele possui uma única fase, ou 
seja, é monofásico. 
Material ou sistema homogêneo é 
aquele que possui uma única fase. 
Como exemplos, podemos citar: 
Qualquer substância que se apresenta 
numa única fase de agregação, como água liquida, 
fero sólido, amônia gasosa. 
Qualquer mistura na qual as substância 
componentes estejam, totalmente dissolvidas 
umas nas outras (uniformemente distribuídas e 
espalhadas), como álcool hidratado( água e álcool 
etílico) ou gás oxigênio e gás nitrogênio ou ouro 
de 18 quilates( 75% de ouro, 12,5% de prata e 
12,5% de cobre) 
5 
 
 
Soluções: Misturas homogêneas 
As misturas homogêneas são 
denominadas soluções. 
Do ponto de vista prático, consideramos 
que as soluções são formadas de um solvente ( o 
componente que se encontra em maior 
quantidade) e um ou mais solutos( componentes 
em menor quantidade). 
 
Características: 
Não podem ser observadas nem com 
ajuda de um ultramicroscópio, embora exista 
atualmente um aparelho denominado microscópio 
de tunelamento eletrônico, capaz de simular por 
computador a imagem das partículas que 
compõem determinadas soluções sólidas (ouro 18 
quilates, por exemplo). 
Não podem ser separadas do solvente por 
nenhum processo mecânico, como a 
ultracentrifugação ou a ultrafiltração. 
Podem ser encontradas em qualquer fase 
de agregação: sólidas, liquidas ou gasosas. 
Dizemos que um material ou sistema é 
heterogêneo quando ele possui mais de uma fase; 
nesse caso pode ser bifásico (duas fases), 
trifásico(três fases), tetrafásico (quatro fases) ou 
até polifásico( inúmeras fases). 
 
Material ou sistema heterogêneo é aquele que 
possui duas ou mais fases 
Os materiais ou sistemas heterogêneos 
podem ser divididos em dois grupos distintos; as 
dispersões grosseiras e as dispersões coloidais; os 
componentes de uma misturas heterogênea, 
também do ponto de vista prático, são divididos 
em dispergente (o componente que se encontra 
em maior quantidade) e um ou mais 
dispersos(componentes em menor quantidade). 
 
 
ANÁLISE IMEDIATA 
Na natureza, raramente encontramos 
substâncias puras. Em função disso, é necessário 
utilizarmos métodos de separação se quisermos 
obter uma determinada substância. 
Para a separação dos componentes de 
uma mistura, ou seja, para a obtenção separada de 
cada uma das suas substâncias puras que deram 
origem à mistura, utilizamos um conjunto de 
processos físicos denominados análise imediata. 
Esses processos não alteram a composição das 
substâncias que formam uma dada mistura. 
A escolha dos melhores métodos para a 
separação de misturas exige um conhecimento 
anterior de algumas das propriedades das 
substâncias presentes. Assim, se tivermos uma 
mistura de açúcar e areia, devemos saber que o 
açúcar se dissolve na água, enquanto a areia não 
se dissolve. 
Muitas vezes, dependendo da 
complexidade da mistura, é necessário usar vários 
processos diferentes, numa sequência que se 
baseia nas propriedades das substâncias presentes 
na mistura. 
Alguns dos métodos de separação são tão 
comuns que nem pensamos neles como processos 
de separação, por exemplo, a "escolha" dos grãos 
de feijão (catação) e a separação de amendoim 
torrado das suas cascas (ventilação), ou ainda as 
máquinas existentes em bancos, as quais separam 
as moedas em função de seus tamanhos 
(tamisação). Esse processo é também usado para 
separar laranjas em diferentes tamanhos ou 
quando usamos uma peneira. 
 
Vamos estudar agora, alguns desses principais 
processos de separação. 
 
01. Separação Dos Componentes De 
Misturas Heterogêneas 
 
I - Sólido - Sólido 
a) Catação: usando a mão ou uma pinça, 
separam-se os componentes sólidos. 
b) Ventilação: o sólido menos denso é 
separado por uma corrente de ar. 
c) Levigação: o sólido menos denso é 
separado por uma corrente de água. A levigação é 
usada, por exemplo, para separar areia e ouro: a 
areia é menos densa e por isso, é arrastada pela 
água corrente; o ouro, por ser mais denso, 
permanece no fundo da bateia. 
d) Separação magnética: um dos sólidos 
é atraído por um ímã. Esse processo é utilizado 
em larga escala para separar alguns minérios de 
ferro de suas impurezas. 
e) Cristalização fracionada: todos os 
componentes da mistura são dissolvidos em um 
líquido que, em seguida, sofre evaporação 
provocando a cristalização separada de cada 
componente. A cristalização fracionada é usada, 
por exemplo, nas salinas para a obtenção de sais a 
partir da água do mar. A evaporação da água 
permite a cristalização de diferentes sais, sendo 
que o último a ser obtido é o cloreto de sódio 
(NaCl), usado na alimentação. 
f) Dissolução fracionada: um dos 
componentes sólidos da mistura é dissolvido em 
um líquido. Por exemplo, a mistura sal + areia. 
Colocando-se a mistura em um recipiente com 
água, o sal irá se dissolver e a areia se depositar 
6 
 
no fundo do recipiente, podendo agora ser 
separados pelos seguintes processos: a filtração 
separa a areia (fase sólida) da água salgada (fase 
líquida) e com a evaporação da água obteremos o 
sal. 
g) Peneiração: usada para separar 
sólidos constituintes de partículas de dimensões 
diferentes. São usadas peneiras que tenham 
malhas diferentes. Industrialmente, usam-se 
conjuntos de peneiras superpostas que separam as 
diferentes granulações. 
h) Fusão fracionada: Serve para separar 
sólidos, tomando por base seus diferentes pontos 
de fusão. Baseia-se, portanto, num aquecimento 
da mistura com controle da temperatura. 
i) Sublimação: é usada quando um dos 
sólidos, por aquecimento, se sublima (passa para 
vapor), e o outro permanece sólido. Exemplo: sal 
e iodo ou areia e iodo (o iodo se sublima por 
aquecimento). 
Obs.:As principais substâncias que podem ser 
separadas por sublimação são: o iodo, o enxofre e 
a naftalina (naftaleno). 
 
II- Sólido - Líquido 
a) Decantação: a fase sólida, por ser 
mais densa, sedimenta-se, ou seja, deposita-se no 
fundo do recipiente 
Obs.: a separação das duas fases pode ser feita de 
duas maneiras: 
 vira-se lentamente a mistura em um outro 
frasco; 
 com o auxílio de um sifão, transfere-se a 
fase líquida para um outro frasco 
(sifonação) 
b) Centrifugação: é uma maneira de 
acelerar o processo de decantação, utilizando um 
aparelho denominado centrifuga. Na centrífuga, 
devido ao movimento de rotação, as partículas de 
maior densidade, por inércia , são arremessadas 
para o fundo do tubo. 
c) Filtração simples: a fase sólida é 
separada com o auxílio de papéis de filtro. A 
preparação do café e o filtro de água são dois 
exemplos do uso da filtração no dia-a-dia. 
d) Filtração à vácuo: O processo de 
filtração pode ser acelerado pela filtração à vácuo, 
onde uma trompa de vácuo "suga" o ar existente 
na parte interior do kitassato, o que permite um 
mais rápido escoamento do líquido. Observe o 
esquema ao lado. 
 
III- Líquido - Líquido 
Decantação: separam-se líquidos 
imiscíveis com densidades diferentes; o líquido 
mais denso acumula-se na parte inferior do 
sistema. Em laboratório usa-se o funil de bromo, 
também conhecido como funil de decantação, ou 
ainda, funil de separação. Num sistema formado 
por água e óleo, por exemplo, a água, por ser mais 
densa, localiza-se na parte inferior do funil e é 
escoada abrindo-se az torneira de modo 
controlado. A decantação pode ser feita de uma 
maneira mais rudimentar, utilizando-se um sifão 
(sifonação). 
 
IV- Gás - Sólido 
a) Decantação: a mistura passa através 
de obstáculos, em forma de zigue-zague, onde as 
partículas sólidas perdem velocidade e se 
depositam. 
Industrialmente, esse processo é feito em 
equipamento denominado câmara de poeira ou 
chicana, conforme o esquema: 
b) Filtração: A mistura passa através de 
um filtro, onde o sólido fica retido. Esse processo 
é muito utilizado nas indústrias, principalmente 
para evitar o lançamento de partículas sólidas na 
atmosfera. A filtração é também usada nos 
aspiradores de pó, onde o sólido é retido (poeira) à 
medida que o ar é aspirado. 
 
02 . Separação dos Componentes de Mistura 
Homogênea 
 
I- Sólido - Líquido 
Nas misturas homogêneas sólido-líquido 
(soluções), o componente sólido encontra-se 
totalmente dissolvido no líquido, o que impede as 
sua separação por filtração. A maneira mais 
comum de separar os componentes desse tipo de 
mistura está relacionada com as diferenças nos 
seus pontos de ebulição (PE). Isto pode ser feito 
de duas maneiras: 
a) Evaporação: a mistura é deixada em 
repouso ou é aquecida até o líquido (componente 
mais volátil) sofra evaporação. Esse processo 
apresenta um inconveniente: a perda do 
componente líquido. 
b) Destilação simples: a mistura é 
aquecida em uma aparelhagem apropriada, de tal 
maneira que o componente líquido inicialmente 
evapora e, a seguir, sofre condensação, sendo 
recolhido em outro frasco. Veja como é feita a 
destilação em laboratório: 
Obs: A entrada de água corrente no 
condensador deve ser feita pela parte inferior do 
aparelho para permitir que seu tubo externo esteja 
sempre completamente preenchido por água fria, 
que irá sair pela parte superior. 
 
 
7 
 
II - Liquido - Líquido 
a)Destilação fracionada: consiste no 
aquecimento da mistura de líquidos miscíveis 
(solução), cujos pontos de ebulição (PE) não 
sejam muito próximos. Os líquidos são separados 
na medida em que cada um dos seus pontos de 
ebulição é atingido. Inicialmente, é separado o 
líquido com menor PE; depois, com PE 
intermediário e assim sucessivamente até o 
líquido de maior PE. A aparelhagem usada é a 
mesma de uma destilação simples, com o 
acréscimo de uma coluna de fracionamento ou 
retificação. Um dos tipos mais comuns de coluna 
de fracionamento apresenta no seu interior um 
grande número de bolinhas de vidro, em cuja 
superfície ocorre condensação dos vapores do 
líquido menos volátil, ou seja, de maior ponto de 
ebulição, que voltam para o balão. Enquanto isso, 
os vapores do líquido mais volátil atravessam a 
coluna e sofrem condensação fora dela, no próprio 
condensador, sendo recolhidos no frasco. Só 
depois de todo o líquido mais volátil ter sido 
recolhido é que o líquido menos volátil passará 
por evaporação e condensação. 
Obs: Esse processo é muito utilizado, 
principalmente em indústrias petroquímicas, na 
separação dos diferentes derivados do petróleo. 
Nesse caso, as colunas de fracionamento são 
divididas em bandejas ou pratos. Esse processo 
também é muito utilizado no processo de 
obtenção de bebidas alcoólicas (alambique). 
Existem casos de misturas homogêneas 
de líquidos que não podem ser separadas por 
processos físicos como, por exemplo, a destilação. 
Isso porque tais misturas destilam em proporções 
fixas e constantes, como se fosse uma substância 
pura. Essas misturas são denominadas misturas 
azeotrópicas. Assim, o álcool etílico forma com a 
água uma mistura azeotrópica (95,5% de álcool e 
4,5% de água) que destila à temperatura de 78,1° 
C. 
Então, para obtermos o álcool anidrido 
ou álcool absoluto (álcool puro) utilizamos 
processos químicos. Adicionamos à mistura 
azeotrópica água e álcool, por exemplo, óxido de 
cálcio (CaO), que reage com a água produzindo 
hidróxido de cálcio Ca(OH)2. A seguir, 
submetemos a mistura a uma destilação, pois 
agora somente o álcool destila, sendo portanto, 
recolhido puro no béquer. 
 
Observe na tabela abaixo, alguns casos de 
misturas azeotrópicas: 
 
 
 
MISTURA AZEOTRÓPICA PE 
álcool etílico (95,5%) + água (4,5%) 78,1° C
acetona (86,5%) + metanol (13,5%) 56° C
álcool etílico (7%) + clorofórmio (93%) 60° C
ácido fórmico (77,5%) + água (22,5%) 107,3° C
 
III - Gás - Gás 
a) Liquefação fracionada: a mistura de 
gases passa por um processo de liquefação e, 
posteriormente, pela destilação fracionada. 
Obs.: Uma aplicação desse processo 
consiste na separação dos componentes do ar 
atmosférico: N2 e O2. Após a liquefação do ar, a 
mistura líquida é destilada e o primeiro 
componente a ser obtido é o N2, pois apresenta 
menor PE (-195,8 ° C); posteriormente, obtém-se 
o O2, que possui maior PE (-183 ° C). 
b) Adsorção: Consiste na retenção 
superficial de gases. 
Algumas substâncias, tais como o carvão ativo, 
têm a propriedade de reter, na sua superfície, 
substâncias no estado gasoso. Uma das principais 
aplicações da adsorção são as máscaras contra 
gases venenosos. 
 
Testes de Revisao do Capítulo 
 
1) Sao fenômenos que envolvem transformações 
químicas, exceto: 
a) Azedamento do leite 
b) Cozimento do feijao 
c) Digestao do amido 
d) Congelamento da carne 
 
Assinale entre as afirmativas abaixo, a que 
apresenta apenas fenômenos químicos: 
a) Acender uma lâmpada, ferver água, tocar uma 
nota no violão 
b) Explodir uma carga de dinamite, secar a roupa 
no varal, queimar álcool 
c) Congelar água, fundir ferro, misturar agua com 
açúcar 
d) Cozinhar um ovo, digerir os alimentos, 
descorar a roupa com água sanitária 
 
Qual dos fenômenos abaixo nao envolve uma 
transformação química? 
a) A fusão do gelo 
b) A digestão dos alimentos 
c) A combustão da gasolina 
d) A queima de uma vela 
 
Fenômeno químico e sinônimo de: 
a) Elemento químico 
b) Composto químico 
c) Equação química 
d) Reação químico 
8 
 
 
(CEFET-2005) O vinho, bebida alcóolica 
conhecida em todo o mundo, e uma mistura 
homogênea. Para separar seus componentes pode-
se usar a: 
a) filtração 
b) destilação 
c) decantação 
d) centrifugação 
 
LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS 
 
A Química, até meadosdo século XVIII, 
era apenas uma arte. As reações químicas eram 
praticadas sem que o homem conseguisse 
estabelecer uma relação entre massas de reagentes 
e produtos. Com a utilização da balança por 
Lavoisier, a Química passou do empirismo para o 
rigor dos métodos científicos. A partir daí, 
estabeleceram-se as Leis que regem as 
Combinações Químicas. As Leis das 
Combinações Químicas classificam-se em: 
 
LEIS PONDERAIS 
São aquelas que estabelecem relações 
entre as massas das substâncias que participam de 
uma reação química. As leis ponderais são: 
 
Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da 
Massa. 
 
ENUNCIADO QUÍMICO: "Nas reações químicas 
realizadas em recipientes fechados, a soma das 
massas dos reagentes ou reatantes é igual à soma 
das massas dos produtos". 
ENUNCIADO FILOSÓFICO: "A matéria não 
pode ser criada nem destruída, pode apenas ser 
transformada". Ou ainda, "na natureza, nada se 
cria, nada se perde, tudo se transforma". 
 
Comprovação da Lei 
Considerando a reação que ocorre numa 
"lâmpada flash" (é um sistema fechado que 
contém em seu interior o metal magnésio e o gás 
oxigênio). Pela passagem de corrente elétrica 
através do magnésio e oxigênio, ocorre uma 
reação química e o magnésio se incendeia. O 
magnésio e o oxigênio desaparecem e há 
formação de um novo composto branco, o óxido 
de magnésio. Comparando-se a massa inicial e a 
final, constata-se que a mesma permanece 
constante. 
 
 
 
É interessante notar que durante séculos a 
humanidade não despertou para a idéia da 
conservação da massa numa reação química. Os 
sistemas montados eram sempre abertos e, com 
isso, os resultados obtidos apresentavam sempre 
uma variação de massa, uma vez que os gases 
podiam sair e entrar do sistema. Os antigos 
acreditavam que, quando se queimava uma 
substância, a matéria desaparecia. Mas na verdade 
esqueciam de computar na massa final os gases 
que se desprendiam da reação, ou seja, eram 
computadas apenas as cinzas. 
 
Lei de Proust ou Lei das Proporções 
Constantes. 
 
"A proporção com que um ou mais 
elementos se combinam para formar uma 
substância é constante". 
"Numa reação química, seja qual for, as 
massas das substâncias participantes guardam 
entre si uma relação fixa e constante". 
"Um determinado composto químico, 
qualquer que seja a sua procedência, ou método 
de preparação, é sempre formado pelos mesmos 
elementos químicos combinados na mesma 
proporção em massa". 
 
Comprovação da Lei 
Retornemos à reação entre magnésio e o 
oxigênio, que se verifica na "lâmpada flash". Se a 
quantidade de magnésio que reage é 2,4 g 
verifica-se, experimentalmente, que a quantidade 
de oxigênio que reagiu é 1,6 g, mesmo que a 
reação seja repetida várias vezes. 
 
Se utilizarmos 1,2 gramas de magnésio, a 
quantidade necessária de oxigênio será 0,8 g, ou 
seja, a proporção entre oxigênio e magnésio deve 
ser a mesma: 3:2. 
 
Consequências da Lei de Proust 
A lei de Proust permitiu o cálculo da 
composição centesimal e as fórmulas dos 
compostos. Composição centesimal são as 
porcentagens, em massa, dos elementos 
formadores de um composto. 
9 
 
 
Lei de Dalton ou Lei das Proporções Múltiplas 
 
"As diferentes massas de um elemento, 
que reagem com a massa fixa de outro elemento 
para formar compostos distintos, em cada caso, 
estão, numa relação de números inteiros e 
geralmente simples, entre si ". 
"Quando dois elementos se combinam 
para formar compostos mantendo-se constante a 
massa de um deles, as massas do outro variam 
segundo números inteiros e pequenos". 
 
 
Comprovação da Lei 
O nitrogênio se combina com o oxigênio, 
formando diferentes óxidos: 
 
Óxidos Nitrogênio Oxigênio
N2O1 28 g 16 g 
N2O2 28 g 32 g 
N2O3 28 g 48 g 
N2O4 28 g 64 g 
N2O5 28 g 80 g 
 
Verifica-se que, permanecendo constante 
a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, 
entre si, numa relação simples de números inteiros 
e pequenos, ou seja, 1:2:3:4:5. 
 
Lei de Richter-Wenzel ou Lei das Proporções 
Recíprocas 
 
"A massa de dois elementos que se 
combinam separadamente com a mesma massa de 
um elemento, são as mesmas, suas múltiplas ou 
submúltiplas, com que eles se combinam entre si, 
caso isso seja possível". 
"Quando a massa fixa de um elemento se 
combina com massas variáveis de outros 
elementos para formar diferentes compostos, se 
estes elementos se combinam entre si, combinar-
se-ão segundo estas mesmas massas, ou múltiplas, 
ou submúltiplas". 
 
Comprovação da Lei 
 Combinando-se agora, o cloro e o oxigênio na 
mesma proporção com que foram combinados 
com o hidrogênio, teremos: 
 
LEIS VOLUMÉTRICAS 
São aquelas que estabelecem relações 
entre os volumes dsa substâncias que participam 
de uma reação química. As leis volumétricas 
podem ser englobadas em uma única lei, que é a 
Lei de Gay-Lussac. 
 
 
 
Lei de Gay-Lussac 
 
"Os volumes dos gases que reagem e os 
volumes dos gases formados numa reação química 
guardam, entre si, uma relação simples, expressas 
por números inteiros e pequenos, quando medidos 
nas mesmas condições de temperaturas e pressão". 
Comprovação da Lei 
 
 
Hipótese de Avogadro. 
 
“Volumes iguais de gases 
quaisquer à mesma pressão e 
temperatura contêm o mesmo número 
de moléculas”. 
A hipótese de Avogadro introduziu o 
conceito de molécula em química. 
Consequências da hipótese de Avogadro 
- A proporção volumétrica numa reação é dada 
pelos coeficientes das substâncias na equação da 
reação, quando essas substâncias estiverem no 
estado gasoso, à mesma pressão e temperatura: 
 
aA(g) + bB(g) ® cC(g) + dD(g) (mesma pressão e 
temperatura) 
 
Exercícios de Leis Ponderais 
 
1) A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de 
oxigênio produziu 27g de água, ao lado de 
gás carbônico. A massa de gás carbônico 
obtida foi de: 
 
a) 44g. 
b) 22g. 
c) 61g. 
d) 88g. 
e) 18g. 
 
2) Dado o fenômeno abaixo: 
 metano + oxigênio → gás carbônico + água 
(x + 3)g (6x + 2)g (6x - 8)g (3x + 3)g 
 
10 
 
Podemos afirmar que: 
 
a) Estão reagindo 5g de metano com 32g de 
oxigênio. 
b) A massa de água produzida é de 33g. 
c) São obtidos 38g de gás carbônico. 
d) O oxigênio usado pesa 32g. 
e) A massa total dos reagentes é de 15g. 
 
3) Num recipiente foram misturados 5g de 
hidrogênio com 42g de oxigênio. Após a 
reação pudemos observar, ao lado do 
oxigênio, a formação de 45g de água. A 
massa do oxigênio em excesso é de: 
 
a) 47g b) 15g c) 40g d) 87g. e) 2g. 
 
4) Considerando a reação 2NO + O2 → 2NO2 , 
efetuada a pressão e temperatura constantes, 
podemos afirmar que, durante a reação, 
permanecem constantes: 
 
a) A massa e o volume totais do sistema. 
b) A massa total e o número total de moléculas. 
c) A massa total e o número total de átomos. 
d) O volume total e o número total de moléculas. 
e) O volume total e o número total de átomos. 
 
5) Comparando reagentes e produto na reação CO 
(g) + 1 / 2 O2 (g) → CO2 (g), pode-se dizer 
que apresentam iguais: 
I. - Número de átomos. 
II. - Número de moléculas. 
III. - Massa. 
 
 Dessas afirmações, apenas: 
 
a) I é correta. 
b) II é correta. 
c) III é correta. 
d) I e II são corretas. 
e) I e III são corretas. 
 
6) A afirmativa “Numa reação química, a soma 
das quantidades dos reagentes é igual à soma 
das quantidades dos produtos da reação”. 
 
a) É sempre verdadeira na química. 
b) Só é verdadeira quando as quantidades 
forem em massa. 
c) Só é verdadeira quando as quantidades 
forem em volume. 
d) É verdadeira quando as quantidades forem 
em massa ou em número de moléculas. 
 e) É verdadeira quando as quantidades forem 
em volumes ou em número de moléculas 
 
7) De acordocom a lei de Lavoisier, quando 
fizermos reagir completamente, em ambiente 
fechado 1,12g de ferro com 0,64g de enxofre, 
a massa, em gramas, de sulfeto de ferro obtida 
será de: 
 
a) 2,76g b) 2,24g c) 1,76g d) 1,28g e) 0,48g 
 
8) Provoca-se reação da mistura formada por 
10,0g de hidrogênio e 500g de cloro. Após a 
reação, constata-se a presença de 145g de 
cloro remanescente, junto com o produto 
obtido. A massa, em gramas, da substância 
formada é: 
a) 155g. b) 290g. c) 365g. d) 490g. e) 510g. 
 
9) Os pratos A e B de uma balança foram 
equilibrados com um pedaço de papel em 
cada prato e efetuou-se a combustão apenas 
do material do prato A. Esse procedimento 
foi repetido com palha de aço em lugar de 
papel. Após cada combustão, observou-se: 
 
Com papel Com palha de aço
A A e B no mesmo 
nível
A e B no mesmo 
nível 
B A abaixo de B A abaixo de B 
C A acima de B A acima de B 
D A acima de B A abaixo de B 
E A abaixo de B A e B no mesmo 
nível 
 
10) 18g de um metal são adicionados a 40g de 
enxofre. Após a reação, verifica-se a 
formação de 50g de sulfeto do metal ao lado 
de excesso de enxofre. A massa de enxofre 
que não reagiu foi de: 
 
a) 4g b) 6g c) 8g d) 10g e) 12g 
 
11) Sabemos que 7g de nitrogênio reagem 
totalmente com 1,5g de hidrogênio, 
produzindo gás amoníaco. A massa de gás 
amoníaco que iremos obter nessa reação 
quando misturamos 2,1g de nitrogênio com 
uma quantidade suficiente de hidrogênio é: 
 
a) 8,1g. 
b) 10,2g. 
c) 2,55g. 
d) 4,00g. 
e) 3,60g. 
 
11 
 
12) 8g de hidróxido de sódio reagem com 
quantidade suficiente de ácido sulfúrico 
produzindo 14,2g de sulfato de sódio e 
certa quantidade de água. Que massa de 
hidróxido de sódio é necessária para, em 
reação com o ácido sulfúrico, produzir 
35,5g de sulfato de sódio? 
 
a) 7,1g. b) 14,2g. c) 21,3g. d) 20g. e) 16g. 
 
13)Analise os dados abaixo referentes a uma série 
de três experiências realizadas, envolvendo uma 
determinada reação (os dados constantes nesta 
tabela correspondem às quantidades 
estequiometricamente envolvidas na reação). 
 
 REAGENTES PRODUTOS
 A B C D
1ª MA MB MC 7,0g
2ª 2 MA 24,0g 15,0g m’D
3ª 12,5g m’’B m’’c 35,0g
 
 Na terceira experiência houve formação de 
35,0g de “D”. A massa de C na terceira 
experiência foi de: 
 
a) 25,0g. 
b) 37,5g. 
c) 45,0g. 
d) 75,0g. 
e) 105,0g. 
 
14) O quociente entre as massas de dois elementos 
A e B, que reagem exatamente entre si 
originando o composto AB, é igual a 0,75. 
Misturando-se 24,0g de A e 40,0g de B, ao 
término da reação, verifica-se que: 
 
a) Houve a formação de 64,0 g de AB. 
b) Houve a formação de 56,0 g de AB, 
com excesso de 8,0 g de A. 
c) 80 % da massa de B reagiram 
completamente com 24,0 g de A. 
d) 16,0 g de A reagem integralmente com 
40,0 g de B. 
e) Não há reação, porque as massas 
postas em contato não são 
estequiométricas. 
 
15) Considere as substâncias M, P, Q, R, 
componentes da equação M + P → Q + R. 
Ao se utilizar 10,0 g de P, obteve-se 4,0 g de 
Q; em outra experiência utilizou-se 10,0 g de 
M e obteve-se 20,0 g de R. Concluiu-se que, 
num terceiro experimento, a massa de R 
obtida a partir de 5,0 g de P é: 
 
a) 2,0 g. 
b) 5,0 g. 
c) 6,0 g. 
d) 10,0 g. 
e) 20,0 g. 
 
 
 
16) Na reação genérica A + B → C + D a 
relação entre as massas de A e B é igual a 
0,6 e de B e C é igual a 2. Colocando-se 
80 g de B para reagir com A, pode-se 
afirmar que a massa formada de D é igual a: 
 
a) 40 g. b) 48 g. c) 80 g. d) 88 g. e) 100 g. 
 
17) (Covest-2000-2ªf) O etanol é obtido da 
sacarose por fermentação conforme a equação: 
 
C12H22O11 (aq) + H2O (l) ↔ 4C2H5OH (aq) + 4CO2 (g) 
 
Determine a massa de etanol obtida pela 
fermentação de 171g de sacarose. As massas 
molares da sacarose e do etanol são, 
respectivamente, 342 g e 46 g. 
 
 
LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
É impossível se pensar em átomos como 
os constituintes básicos da matéria sem se pensar 
em ligações químicas. Afinal, como podemos 
explicar que porções tão limitadas de matéria, 
quanto os átomos, possam formar os corpos com 
que nos deparamos no mundo macroscópico do 
dia-a-dia. Também é impossível se falar em 
ligações químicas sem falarmos em elétrons. 
Afinal, se átomos vão se unir uns aos outros para 
originar corpos maiores, nada mais sensato do que 
pensar que estes átomos entrarão em contato entre 
si. Quando dois átomos entram em contato, o 
fazem a través das fronteiras das suas eletrosferas, 
ou seja, de suas últimas camadas. Isso faz pensar 
que a última camada de um átomo é a que 
determina as condições de formação das ligações 
químicas. 
Em 1868, Kekulé e Couper, propuseram 
a utilização do termo valência para explicar o 
poder de combinação de um átomo com outros. A 
valência de um dado elemento é que determina as 
fórmulas possíveis ou não de compostos formados 
por ele. 
A primeira situação seria entender por 
que dois ou mais átomos se ligam, formando uma 
substância simples ou composta. Como, na 
12 
 
natureza, os únicos átomos que podem ser 
encontrados no estado isolado (moléculas 
monoatômicas) são os gases nobres, logo se 
pensou que os demais átomos se ligariam entre si 
tentando alcançar a configuração eletrônica do gás 
nobre mais próximo deles na tabela periódica. 
Todos os gases nobres, com exceção do He, 
possuem 8 elétrons. 
Esta maneira de pensar a ligação entre os 
átomos passou a ser conhecida por Teoria do 
octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início 
do século XX. Baseado nessa idéia, a valência de 
um átomo passou a ser vista como a quantidade de 
elétrons que um átomo deveria receber, perder ou 
compartilhar para tornar sua última camada 
(camada de valência) igual a do gás nobre de 
número atômico mais próximo. 
As ligações químicas podem ser 
classificadas em três categorias: 
Iônica 
Covalente normal e dativa 
Metálica 
 
Ligação Iônica 
Como o próprio nome já diz, a ligação 
iônica ocorre com a formação de íons. A atração 
entre os átomos que formam o composto é de 
origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde 
elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais 
eletronegativo arranca os elétrons do de menor 
eletronegatividade. Ocorre entre metais e não 
metais e entre metais e hidrogênio. 
Átomo com facilidade para liberar os 
elétrons da última camada: metal 
Átomo com facilidade de adicionar 
elétrons à sua última camada: não metal 
A ligação iônica ocorre entre metais e 
não metais. Num composto iônico, a quantidade 
de cargas negativas e positivas é igual. 
A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro 
(17Cl) é um exemplo característico de ligação 
iônica. Observe a distribuição dos elétrons em 
camadas para os dois elementos: 
 
Na → 2 - 8 - 1 Cl → 2 - 8 - 7 
 
Para o cloro interessa adicionar um 
elétron à sua última camada, completando a 
quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio 
interessa perder o elétron de sua camada M, assim 
a anterior passará a ser a última, já possuindo a 
quantidade necessária de elétrons. Na 
representação da ligação, utilizamos somente os 
elétrons da última camada de cada átomo. A seta 
indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada 
elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. 
Esta representação é conhecida por fórmula 
eletrônica ou de Lewis. 
 
 
O sódio possuía inicialmente 11 prótons 
e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de 
prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. 
O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 
elétrons, tem sua quantidade de elétrons 
aumentada de uma unidade após a ligação.Com 
isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 
1-. A força que mantém os dois átomos unidos é 
de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito 
forte. Como foram utilizados um átomo de cada 
tipo, a fórmula do composto será NaCl. 
De maneira análoga podemos observar a 
ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al). O 
alumínio perde os três elétrons de sua última 
camada, pois a penúltima já possui os oito 
elétrons necessários. Como o átomo de flúor 
possui 7 elétrons em sua última camada, precisa 
de apenas mais um elétron. São necessários três 
átomos de flúor para acomodar os três elétrons 
cedidos pelo alumínio. 
 De maneira análoga ao exemplo anterior, 
ocorre a formação de íons positivo e negativo 
devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades 
de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio 
passa a ser um íon de carga 3+ e o flúor 1-. A 
fórmula do composto será AlF3. 
 
Ligação covalente simples 
É o tipo de ligação que ocorre quando os 
dois átomos precisam adicionar elétrons em suas 
últimas camadas. Somente o compartilhamento é 
que pode assegurar que estes átomos atinjam a 
quantidade de elétrons necessária em suas últimas 
camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra 
com um elétron para a formação de um par 
compartilhado, que a partir da formação passará a 
pertencer a ambos os átomos. Ocorrem entre não 
metais e não metais, não metais e hidrogênio e 
entre hidrogênio e hidrogênio. 
O hidrogênio possui somente uma 
camada contendo um único elétron, 
compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade 
13 
 
necessária para a camada K, que é de dois 
elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser 
contados para as eletrosferas dos dois átomos 
participantes da ligação. 
 
 
Na molécula de nitrogênio ocorrem três 
ligações covalentes entre os dois átomos. 
7N → 2 - 5 
 Estas três ligações garantem que os dois 
átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito 
elétrons nas suas últimas camadas. A ligação 
covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, 
pois nela os elétrons são compartilhados de 
maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força 
que o outro para atrair o elétron para si. 
A molécula de CO2 é formada por dois 
átomos de oxigênio e um de carbono unidos 
através de ligações covalentes. 
 
6C → 2 - 4 8O → 2 - 6 
 
O átomo de carbono compartilha 4 
elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo 
assim que ambos atinjam os oito elétrons nas 
últimas camadas. 
 
 
Como a ligação é entre átomos diferentes 
e com diferentes eletronegatividades, a ligação é 
dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si 
mais fortemente os elétrons compartilhados. 
Além da fórmula eletrônica, os 
compostos covalentes podem ser representados 
pela fórmula estrutural, onde cada par 
compartilhado é representado por um traço. 
Ex: H - H, O = C = O. 
Uma ligação covalente unindo dois 
átomos é dita simples. O conjunto de duas 
ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. 
O conjunto de rês ligações unindo dois átomos é 
dito tripla ligação. 
 
Ligação covalente dativa ou 
coordenada 
A existência de algumas moléculas não 
pode ser explicada simplesmente através da 
ligação covalente simples. Para estes casos foi 
formulada a teoria da ligação covalente 
coordenada. Neste tipo de ligação, um dos átomos 
que já estiver com última camada completa entra 
com os dois elétrons do par compartilhado. Este 
par de elétrons apresenta as mesmas 
características do da ligação covalente simples, a 
única diferença é a origem dos elétrons, que é 
somente um dos átomos participantes da ligação. 
Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os 
átomos participantes. A ligação covalente 
coordenada é representada por uma seta que se 
origina no átomo doador e termina no átomo 
receptor. 
Dadas as distribuições eletrônicas em 
camadas para os átomos de 16S e 8O. 
 
S → 2 - 8 – 6 O → 2 - 6 
 
Compartilhando dois elétrons através de 
ligações covalentes simples, ambos os átomos 
atingem os oito elétrons na última camada. 
 No entanto, esta molécula ainda pode 
incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. 
Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar 
um ou dois pares de elétrons não envolvidos em 
ligações para formar um ou dois pares dativos 
com o oxigênio. 
 
 
 
Outra molécula que não pode ser 
explicada somente com a ligação covalente 
simples é a de CO2. O interessante desta molécula 
é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo 
mais eletronegativo (O) para o menos 
eletronegativo (C). 
 
14 
 
 
Ligação metálica 
É o tipo de ligação que ocorre entre os 
átomos de metais. Os átomos dos elementos 
metálicos apresentam forte tendência a doarem 
seus elétrons de última camada. Quando muitos 
destes átomos estão juntos num cristal metálico, 
estes perdem seus elétrons da última camada. 
Forma-se então uma rede ordenada de íons 
positivos mergulhada num mar de elétrons em 
movimento aleatório. Se aplicarmos um campo 
elétrico a um metal, orientamos o movimento dos 
elétrons numa direção preferencial, ou seja, 
geramos uma corrente elétrica. 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
As reações químicas são processos 
através dos quais substâncias são transformadas 
em outras através do rearranjo dos seus átomos. O 
estado inicial é representado pelos reagentes e o 
final pelos produtos. A representação gráfica de 
uma reação através das fórmulas das substâncias 
participantes é chamada de equação química. 
 
H2O + O2 => 2 H2O (faísca) 
 
O número escrito antes da fórmula de 
uma substância revela a quantidade de moléculas 
da mesma que participam da reação e é 
denominado coeficiente. Quando omitido, 
subentende-se que o mesmo é 1. O número 
subscrito do lado direito do elemento revela a 
quantidade de átomos do mesmo na fórmula da 
substância e é denominado índice. Quando 
omitido, também subentende-se que o mesmo é 1. 
São os coeficientes que permitem o 
balanceamento e a conservação dos átomos na 
equação química. Nos dois lados da reação as 
quantidades de cada tipo de átomo devem ser 
iguais. 
 
 2 H2 + O2 → 2 H2O 
04 átomos de H 04 átomos de H 
02 átomos de O 02 átomos de O 
 
 
 
Tipos de reações químicas 
Reações de Síntese: duas ou mais 
substância originam somente uma como produto. 
A + B → AB 
H2 + S → H2S 
C + O2 → CO2 
 
Reações de análise ou decomposição: 
formam-se duas ou mais substâncias a partir de 
uma outra única. 
AB → A + B 
NaCl → Na + ½ Cl2 
CaCO3 → CaO + CO2 
 
Reações de deslocamento ou simples 
troca: substância simples desloca um elemento de 
uma substância composta, originando outra 
substância simples e outra composta. 
AB + C → CB + A 
Quando a substância simples (C) é um 
metal, ela deverá ser mais reativa (eletropositiva) 
que A, para poder deslocá-lo. Para isso, devemos 
nos basear na fila de reatividade ou 
eletropositividade. 
 
<== reatividade ou eletropositividade aumenta =< 
Cs Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe 
Co Ni Sn Pb H Sb As Bi Cu Ag Hg Pt Au 
 
Um metal que vem antes na fila desloca 
um que vem depois. 
2 Na + FeCl2 => 2 NaCl + Fe 
A reação ocorre pois o Na é mais reativo 
que o Fe. 
Quando a substância simples é um não 
metal, a reação ocorre se o não metal (C) for mais 
reativo (eletronegativo) que o não metal B. Para 
isso, devemos nos basear na fila de reatividade ou 
eletronegatividade. 
 
← reatividade ou eletronegatividade aumenta← 
F O N Cl Br I S C P 
Não metal que vem antes na fila é mais 
reativo (eletronegativo) e desloca um que vem 
depois. 
H2S + Cl2 → 2 HCl + S 
 
Reações de substituiçãoou dupla troca: duas 
substâncias compostas são formadas a partir de 
outras duas. Substituem-se mutuamente cátions e 
ânions. 
AB + CD → AD + CB 
As reações de neutralização são 
exemplos característicos de rações de dupla troca. 
HCl + KOH → KCl + H2O 
Para a ocorrência das reações de dupla 
troca, deve ocorrer uma das condições. 
Forma-se pelo menos um 
produto insolúvel 
Forma-se pelo menos um 
produto menos ionizado (mais fraco) 
Forma-se pelo menos um 
produto menos volátil. 
15 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO: pH, pOH e Kw 
 
Na água ocorre o fenômeno de auto-
ionização em baixa extensão: 
 
H2O + H2O = H3O1+ + OH1- 
 
A representação da constante de 
equilíbrio para o processo seria: 
K = [H3O1+] [OH1-] / [H2O] [H2O] 
K [H2O]2 = [H3O1+] [OH1-] 
Como a concentração de H2O é 
constante, pode ser incorporada a K, originando 
Kw. O Kw é conhecido como produto iônico da 
água e é dado por: 
 
Kw = [H3O1+] [OH1-] 
 
O seu valor varia com a temperatura. A 
25ºC ele é igual a 10-14. Em outras palavras, 
 
 
Kw = [H3O1+] [OH1-] = [H1+] [OH1-] = 10-14 
 
Daí se conclui que na água pura a 25ºC 
 
[H1+] = [OH1-] = 10-7 
 
Este equilíbrio iônico faz com que 
sempre produto iônico da água seja respeitado. Se 
adicionarmos íons H1+ na água pura, a 
concentração do íon OH1- se reduz para manter a 
constância do produto iônico. Se adicionarmos 
íons OH1- na água pura, a concentração do íon H1+ 
se reduz pelo mesmo motivo. 
A acidez ou basicidade de uma solução 
depende do predomínio do íon H1+ ou OH1-. Uma 
maneira bastante prática de expressar a acidez ou 
basicidade de uma solução é a chamada escala de 
pH. Esta varia de 0 a 14. O ponto médio, pH = 7, 
representa o meio neutro ([H1+] = [OH1-]). Para os 
valores menores que 7, temos o intervalo das 
soluções ácidas. Nele quanto mais próximo de 
zero, mais elevado o caráter ácido da 
solução([H1+] > [OH1-]). Para os valores maiores 
que 7, temos o intervalo das soluções básicas. 
Nele quanto mais próximo de 14, mais elevado o 
caráter básico da solução([H1+] < [OH1-]). 
 
 
O pH de uma solução pode ser definido a 
partir da concentração molar de íons H3O1+ ou H1+ 
[H1+] = 10-pH 
 
soluções 
ácidas 
soluções 
neutras 
soluções 
básicas 
pH < 7 pH = 7 pH > 7
[H3O1+] > 10-
7 mol/L
[H3O1+] = 10-7 
mol/L[ 
[H3O1+] < 10-7 
mol/L
[OH1-] < 10-7 
mol/L
[OH1-] = 10-7 
mol/L 
[OH1-] > 10-7 
mol/L
 
As definições de pH e pOH são dadas por: 
 
pH = log (1/[H1+]) => pH = - log [H1+] 
 
pOH = log (1/[OH1-]) => pH = - log [OH1-] 
 
Como 
 
[H1+] [OH1-] = 10-14 
log [H1+] + log [OH1-] = log 10-14 
log [H1+] + log [OH1-] = -14 
- log [H1+] - log [OH1-] = 14 
 
pH + pOH = 14 
 
 [H1+] = 0,001M = 10-3M 
pH = 3 
como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), 
temos que 
pOH = 11 
[OH1-] = 10-11 
[OH1-] = 0,01 = 10-2M 
pOH = 2 
como a soma de pH e pOH sempre dá 14 (25°C), 
temos que 
pH = 12 
[H1+] = 10-12M 
 
Generalizando, 
[H1+] = 10-n 
pH = n 
[OH-1] = 10-14/10-n = 10(-14 - n) 
pOH = 14 - n 
 
Exemplo 1: (ESPM) Um proprietário de 
terras resolveu construir tanques de pesca. 
Escavou a terra, encheu o tanque de água e 
colocou algumas espécies de peixes. Após algum 
tempo, observou a contragosto que alguns peixes 
morreram. Levando uma amostra da água para 
análise, foi constatado que a água estava muito 
ácida e a concentração de íons H3O1+ era igual a 
10-5mol/L. Dado o pH de sobrevivência de 
algumas espécies de peixe (abaixo desse pH os 
peixes morrem), responda quais espécies poderão 
sobreviver neste tanque. 
16 
 
 
peixe pH de sobrevivência 
trutas 5,2 
carpas 5,4 
piabas 4,5 
 
pH = - log [H3O1+] 
como [H3O1+] = 10-5M 
pH = - log 10-5 
pH = - (-5) log 10 
como log 10 = 1 
pH = 5 
As trutas suportam pH até 5,2 e as carpas até 5,4. 
Estes dois tipos de peixe morreriam nas condições 
do tanque. Como as piabas podem sobreviver até 
em pH = 4,5 , elas sobreviveriam. 
 
Exemplo 2 (FUVEST) Ao tomar dois 
copos de água, uma pessoa diluiu seu suco 
gástrico (solução contendo ácido clorídrico), de 
pH = 1, de 50 para 500mL. Qual será o pH da 
solução resultante logo após a ingestão da água? 
a) 0 
b) 2 
c) 4 
d) 6 
e)10 
pH = 1 
temos que através de [H3O1+] = 10-pH 
[H3O1+] = 10-1 M 
como a diluição foi de um volume de 50 para um 
de 500mL, a diminuição na concentração de 
H3O1+ foi de 10 vezes. A concentração caiu de 10-
1 M para 10-2 M. 
[H3O1+] = 10-2 M 
pH = - log [H3O1+] 
pH = - log 10-2 
pH = - (-2) log 10 
como log 10 = 1 
pH = 2 e a alternativa correta é a b. 
 
 
FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
Funções químicas são grupos de 
substâncias, que por apresentarem comportamento 
químico em comum, são estudadas em grupos. 
 
Eletrólitos e não-eletrólitos 
 
Eletrólitos são substâncias que, quando 
dissolvidas em água, conduzem a corrente 
elétrica. São exemplos de eletrólitos, o NaCl e o 
HCl. Não eletrólitos, nesta mesma condição, não 
conduzem a corrente elétrica. São exemplos de 
não-eletrólitos, o açúcar e o álcool etílico 
(C2H5OH). Todos os compostos iônicos são 
eletrólitos e alguns moleculares (ou covalentes) 
também. 
O químico Arrhenius, em 1889, sugeriu 
em sua teoria que os eletrólitos, em solução, se 
dissociariam em duas partes (íons): uma positiva e 
outra negativa. Isso explicaria a condução de 
corrente elétrica por estas soluções. 
Na realidade, nos compostos iônicos, os 
íons já se encontram presentes. A água, neste 
caso, somente separa (dissociação) os íons já 
existentes. Nos compostos covalentes que são 
eletrólitos, a água cria condições para que os íons 
sejam formados e separados. Este processo recebe 
o nome de ionização. 
Ionização: HCl → H+ + Cl- 
Dissociação: NaCl → Na+ + Cl- 
 
Conceitos de ácidos e bases 
Seguindo critério baseado na 
dissociação/ionização, Arrhenius propôs a Teoria 
da Dissociação Eletrolítica, onde divide as 
substâncias em grupos com características 
químicas distintas. 
 
ARRHENIUS: Teoria Iônica (1887) 
 Ácido é todo composto neutro que, em 
solução aquosa, forma íons H+ como único cátion. 
 Base é todo composto neutro que, em 
solução aquosa, forma íons OH- como único 
ânion. 
 
BRÖNSTED-LOWRY: Teoria Protônica 
(1923) 
 Ácido é toda espécie química (molécula 
ou íon) que doa um próton (H+) numa reação. 
 Base é toda espécie química (molécula 
ou íon) que recebe um próton (H+) numa reação. 
 
LEWIS: Teoria Eletrônica (1923) 
 Ácido é toda espécie química (molécula 
ou íon) que recebe um par de elétrons numa 
reação 
Base é toda espécie química (molécula 
ou íon) que doa um par de elétrons numa 
reação. 
Obs: O átomo de hidrgênio possui 1 próton 
no núcleo e 1 elétron na eletrosfera. Ao 
perder o elétron, o átomo de hidrogênio 
transforma-se no íon H+, isto é, no próton que 
sobrou. 
H+ = próton 
Assim, é sempre necessária a presença de 
hidrogênio na espécie química que age como 
ácido de Brönsted-Lowry. 
17 
 
O íon H+ tem estabilidade, devendo 
juntar-se sempre a outra espécie química. Em 
solução aquosa ele une-se a uma molécula de água 
formando o íon hidrônio (H3O+). 
 
H+ +H2O → H3O+ 
 
Para entender o conceito de Lewis, é 
necessário ter as fórmulas de Lewis, que 
descrevem a estrutura eletrônica do último nível 
dos elementos de uma espécie química. Assim, se 
não existirem pares de elétrons disponíveis (não 
ligantes) num elemento de espécie envolvida, ele 
jamais poderá agir como uma base de Lewis, pois 
não poderá doar elétrons. Da mesma forma, se 
todos os elementos da espécie envolvida 
apresentarem o seu último nível completo, ela 
jamais poderá agir como um ácido de Lewis (pois 
não poderá receber elétrons). 
Os conceitos não são contraditórios. Umácido ou uma base de Arrhenius também pode ser 
um ácido ou uma base de Brönsted-Lowry ou de 
Lewis. Entretanto, nem todo ácido ou base de 
Lewis (conceito mais amplo de todos) será 
também um ácido ou uma base de Brönsted-
Lowry ou de Arrhenius. Da mesma forma, nem 
todos os ácidos ou bases de Brönsted-Lowry serão 
ácidos ou bases de Arrhenius (conceito mais 
restrito de todos). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As teorias não são contraditórias. 
 
 
 
CLASSIFICAÇÕES DOS ÁCIDOS 
 
Presença ou não de oxigênio 
 
Oxiácidos: presença de oxigênio na 
molécula. 
Exemplos: H2SO4, HNO3 
Hidrácidos: oxigênio não presente na 
molécula. 
Exemplos: HCl, HCN 
 
Número de hidrogênios ionizáveis 
 
Monoácidos: presença de 1 H ionizável. 
HCl → H+ + Cl- 
 
Diácidos: presença de 2 H ionizáveis. 
H2SO4 → 2 H+ + SO42- 
 
Triácidos: presença de 3 H ionizáveis. 
H3PO4 → 3 H+ + PO43- 
 
Volatilidade 
Voláteis: são gasosos ou líquidos e com 
baixo ponto de ebulição: HNO3, HCl e H2S 
Fixos: muito pouco voláteis, somente 
H2SO4 e H3PO4 
 
GRAU DE IONIZAÇÃO (α): 
Representado pela letra grega alfa, o grau 
de ionização é a relação entre a quantidade de 
moléculas dissociadas e o total de moléculas 
dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais 
alta a tendência do ácido a se dissociar. 
O grau de ionização mede a “força” do 
ácido: quanto maior α , mais ionizado e mais forte 
será o ácido. 
 
α= ___n° de moléculas ionizadas___ 
 N° total de moléculas dissolvidas 
 
α (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas 
dissolvidas) x 100 
ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, 
HBr, HCl, HNO3, H2SO4. 
ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): 
H2SO3, H3PO4, HF. 
ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, 
H3BO3, HCN. ácidos orgânicos. 
 
Obs: Para os ácidos oxigenados, podemos 
determinar a sua força pelo cálculo da diferença 
(α) entre: 
 
N° de átomos de oxigênio – N° de átomos de 
hidrogênio 
 
α = 3 – ác. Muito forte ex. HClO4 
α = 2 – ác. Forte ex. HNO3 
α = 1 - ác. Moderado ex. H3PO4 
α = 0 –ác. Fraco ex. H3BO3 
 
EXCEÇÃO: Ácido Carbônico H2CO3 α = 3-
2=1, porém ele é um ácido fraco e não um ácido 
moderado. 
 
Arrhenius 
Brönsted-Lowry 
Lewis 
18 
 
Formulação dos ácidos 
Juntam-se tantos H+ quantos forem 
necessários para neutralizar a carga do ânion. Para 
um ânion com carga x-, se utilizam x hidrogênios 
para formular o ácido. 
Hx Ax- 
Exemplos: NO31- HNO3 SO42- H2SO4 
PO43- H3PO4 
 
Nomenclatura dos ácidos 
Hidrácidos (H A): a nomenclatura se 
baseia no nome do elemento e na terminação 
ÍDRICO. 
HCl ácido clorídrico HI ácido iodídrico 
H2S ácido sulfídrico 
Oxiácidos (HxAOy): a nomenclatura se 
baseia no elemento central e no número de 
oxidação do mesmo na molécula ou no número de 
oxigênios do ácido. Deve-se memorizar os cinco 
ácidos de referência e os demais são obtidos, 
conforme o caso, adicionando-se ou retirando-se 
átomos de oxigênio da molécula do ácido. 
 
nível de hidrataçao do ácido prefixo 
 máximo ORTO 
 intermediário META 
 mínimo PIRO 
 
O prefixo orto é dispensável e somente 
indica que tal ácido pode gerar outro por 
desidratação. O prefixo meta indica que tal ácido 
foi obtido pela retirada de uma molécula de água 
de uma molécula do orto. O prefixo piro indica 
que tal ácido foi obtido pela retirada de uma 
molécula de água de 2 moléculas do orto. 
ácido (orto)fosfórico H3PO4 
ácido metafosfórico HPO3 (H3PO4 - H2O) 
ácido pirofosfórico H4P2O7 (2H3PO4 ou H6P2O8 
- 1 H2O) 
A nomenclatura também pode se basear 
na tabela de ânions. Este tipode abordagem serve 
para hidrácidos e oxiácidos. Ao se dar nome a um 
ácido, deve-se levar em consideração a terminação 
do nome do ânion que origina o ácido. 
 
 
terminação do ânion / terminação do nome do 
ácido 
 ETO → ÍDRICO 
 ATO → ICO 
 ITO → OSO 
 
Exemplo: 
Cl1- cloreto → HCl ácido clorídrico 
SO42- sulfato → H2SO4 ácido sulfúrico 
Cl21- clorito → HClO2 ácido cloroso 
 
Propriedades dos ácidos: 
 
1- Os ácidos possuem sabor azedo 
2- Deixam a fenolftaleína incolor e 
vermelho o papel de tornassol. 
3- Reagem com as bases formando sal e 
água, como veremos mais adiante. 
4- O ácido carbônico é instável, 
decompondo-se facilmente em água e gás 
carbônico: 
H2CO3 → H2O + CO2 
5- Existem alguns ácidos sólidos, mas a 
maioria é líquida ou gasosa. 
 
Ácidos importantes 
 
- HCl = ácido Clorídrico ou ácido muriático. 
Monoácido forte presente no suco gástrico e 
usado na limpeza de obras. 
- HF = ácido fluorídrico. Ácido moderado 
que reage com sílica do vidro. 
- HCN = Ácido cianídrico. Ácido fraco e 
venenoso usado na câmara de gás nos EUA. 
- H2SO4 = Ácido Sulfúrico. Ácido forte usado 
na bateria de automóveis, refino de petróleo e 
produção de adubos; serviria como medida de 
desenvolvimento industrial de um país. 
- H3PO4 = Ácido fosfórico. Ácido moderado 
usado em refrigerantes e na fabricação de 
fertilizantes. 
- HNO3 = ácido nítrico. Ácido forte usado na 
fabricação de adubos e explosivos (TNT). 
 
Classificação das Bases quanto ao número de 
hidroxilas: 
- Monobases: Possuem apenas uma hidroxila. 
Ex.: NH4OH, NaOH, KOH, LiOH, etc. 
- Dibases: Possuem duas hidroxilas dissociáveis. 
Ex.: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Fe(OH)2, etc 
- Tribases: Possuem três hidroxilas dissociáveis. 
Ex.: Al(OH)3, Fe(OH)3, etc. 
-Tetrabases: Possuem quatro hidroxilas 
dissociáveis. 
Ex.: Pb(OH)4 
 
Classificação das Bases quanto ao Grau de 
dissociação iônica: 
Bases FORTES: Possuem um grau de 
dissociação iônica (α) maior que 50%. São as 
bases de metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
Ex.: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, etc. 
 
Bases FRACAS: Possuem α <5%. São as 
demais bases não formadas por metais alcalinos e 
alcalinos terrosos. 
19 
 
Obs: Mg(OH)2 – hidróxido de magnésio = “leite 
de magnésio” é uma base fraca. 
 
Classificação das Bases quanto à solubilidade 
em água 
 
Solúveis: Todas as bases de metais 
alcalinos (NAOH), KOH, etc.) e o hodróxido de 
amônio (NH4OH). 
Pouco solúveis: As bases de metais 
alcalinos terrosos – Mg(OH)2, Ca(OH)2, etc. 
Insolúveis: Todas as demais bases – 
Fe(OH)3, AgOH, Pb(OH)4, etc. 
 
IMPORTANTE: 
Ácidos e bases possuem a propriedade de 
alterar a cor de certos compostos orgânicos. 
Assim, esses compostos orgânicos servem para 
“indicar” a presença de um meio ácido ou básico 
em função da cor por elas assumida. São os 
chamados INDICADORES ÁCIDO-BASE. Os 
dois indicadores mais usados são a fenolftaleína e 
o tornassol. 
 
INDICADOR ÁCIDO BASE 
Fenolftaleína incolor vermelha (rosa)
Tornassol vermelho azul
 
Nomenclatura das Bases 
 
- Para bases formadas por metais de NOX único e 
pelo cátion amônio: 
 
 
Hidróxido de Nome do cátion 
 
 
- Para Bases formadas por metais de NOX 
variável: 
 Nomenclatura oficial 
 
 
Hidróxido radical do metal 
+ 
Sufixo OSO ou ICO 
 
 
NOX menor – sufixo OSO 
NOX maior – sufixo ICO 
 
Ex.: Fe(OH)2 - Hidróxido FerrOSO 
 Fé(OH)3 - Hidróxido FérrICO 
 
 
 
 
 
 Nomenclatura usual 
 
 
Hidróxido de Nome do metal+NOX do 
metal em Algarismos 
 
 
Ex.: Fe(OH)2 - Hidróxido de Ferro II 
 Fé(OH)3 - Hidróxido de Ferro III 
 
 Bases importantes: 
 
NaOH – Hidróxido de Sódio (soda cáustica): 
Usada na fabricação de sabão. 
KOH- Hidróxido de Potássio: Também utilizada 
na fabricação de sabão. 
Ca(OH)2- Hidróxidode Cálcio (cal extinta, 
apagada ou hidratada): Usada na construção civil. 
 
SAL 
 
Ácidos e Bases são substâncias com 
propriedades opostas. Ao serem colocados em 
contato, sempre haverá uma reação entre eles, 
capaz de neutralizar o caráter ácido e básico de 
cada um. Nessa reação de neutralização, será 
sempre produzido um sal além da água. 
 
Reação de neutralização: 
 
 
ÁCIDO + BASES → SAL + H2O 
 
 
Ex.: 
HCl + NaOH → NaCl + H2O 
 
Baseado na reação de neutralização é 
possível definir um novo grupo de substâncias 
inorgânicas: a função SAL 
 
Obs: SAL É TODO COMPOSTO IÔNICO 
FORMADO NA REAÇÃO ENTRE UM 
ÁCIDO E UMA BASE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
Nomenclatura dos sais 
 
 
(nome do ânion) de (nome do cátion) 
 
 
Segue-se a mesma regra das terminações 
usada nos ácidos. 
 
HCl ácido clorídrico KCl cloreto de potássio 
 
Os sais devem conter, portanto, pelo 
menos um cátion diferente do H+ e um ânion 
diferente do OH-, proveniente de um ácido e de 
uma base. 
 
ÁCIDO SAL 
idrico eto 
Ico ato 
oso ito 
 
Além do nome derivado do ácido, a 
nomenclatura completa do sal é feita 
acrescentando-se o nome do íon positivo derivado 
da base. 
 
Ex.: 
 Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O 
Hidróxido ácido sulfato 
 de cálcio sulfúrico de cálcio 
 
 Sal Normal 
 
Um sal é classificado como NORMAL 
quando são derivados de uma reação de 
neutralização total. Numa neutralização total, 
todos os íons H+ do ácido e todos os íons OH- da 
base combinam-se para formar água, não restando 
nenhum desses íons na estrutura do sal. As 
equações que representam as reações de 
neutralização total devem ter os seus coeficientes 
ajustados, se for o caso, para satisfazer essa 
exigência. 
 
Ex.: Al(OH)3 + H3PO4 → AlPO4 + 3H2O 
 
 
 3H2O 
 
 Hidrogeno-Sal e Hidróxi-Sal 
 
Quando o número total de íons H+ do 
ácido é diferente do número total de íons OH- da 
base, a reação de neutralização ocorrerá de forma 
PARCIAL, restando algum desses íons em 
excesso na estrutura do sal formado. Se sobrarem 
íons H+, o sal é classificado como um Hidrogeno-
sal (por exemplo: NaHCO3). Se sobrarem íons 
OH-, o sal é classificado como um Hidróxi-sal 
(por exemplo: CaOHCl). 
 
Ex.: NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O 
 
 
 OH + H + H 
 
Obs: Alguns autores chamam os hidrogeno-
sais de SAIS ÁCIDOS e os hidróxi-sais de SAIS 
BÁSICOS. As palavras “ácido” e “básico” podem 
ser associadas às propriedades das soluções 
aquosas desses sais. Entretanto é necessário ser 
cuidadoso com tal classificação. 
Por exemplo, o NaHCO3 
(hidrogenocarbonato de cálcio = 
BICARBONATO de CÁLCIO) apesar de 
apresentar o H apresenta caráter Básico, pois é 
produto de reação entre um ácido fraco com uma 
base forte. 
 
Esquema: 
Ácido + base Caráter do sal 
Ácido forte + base fraca Ácido 
Ácido fraco + base forte Básico 
Ácido fraco + base fraca Neutro 
Ácido forte + base forte Neutro 
 
Sais Importantes: 
 
- NACl = Cloreto de Sódio. Sal de cozinha 
- NaClO = hipoclorito de sódio. Usado no 
tratamento de água, alvejante e desinfetante. 
- NaHCO3= Bicarbonato de Sódio. Usado como 
antiácido. 
- CaSO4= Sulfato de Cálcio. Encontrado no gesso 
e giz. 
- Ca(PO)4= Fosfato de Cálcio. Encontrado nos 
ossos e dentes. 
 
 
ÓXIDOS 
São compostos binários nos quais o 
oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
Compostos binários são aqueles formados por 
apenas dois elementos. No caso dos óxidos, um 
destes elementos será obrigatoriamente o 
oxigênio. 
Sendo abundante e reativo, o oxigênio encontra-se 
combinado com quase todos os elementos da 
tabela periódica, formando grande variedade de 
óxidos: CaO, CO2, SO3, Fe2O3, SiO2, etc. 
21 
 
 
OBS: Fluoreto de Oxigênio (OF2) NÃO é 
considerado um óxido, pois o flúor é mais 
eletronegativo do que o oxigênio. 
 
 Nomenclatura de Óxidos: 
 
Óxidos iônicos (óxidos formados por oxigênio 
ligado a metal): 
 
 
Óxido de (nome do cátion) 
 
 
Óxidos moleculares (óxidos formados por 
oxigênio ligado a ametal): 
 
 
(prefixo + óxido) de (prefixo + nome do não metal) 
 
Esta diversidade de fórmulas faz necessário o uso 
de uma nomenclatura que possa dificultar a troca 
de nomes. Esta nomenclatura se baseia em 
informar os tipos e quantidade de átomos que 
compõem a fórmula do óxido. 
 
No de átomos na fórmula Prefixo
1 Mono
2 Di
3 Tri
4 Tetra
5 Penta
6 Hexa
7 hepta
 
O prefixo mono é dispensável quando fizer 
referência ao elemento que acompanha o 
oxigênio. 
NO monóxido de mononitrogênio ou 
monóxido de nitrogênio 
CO2 dióxido de carbono 
Podemos usar também os sufixos ICO e 
OSO para elementos com dois NOX diferentes 
ou, ainda, indicar com algarismos romanos o 
respectivo NOX do elemento no óxido. 
Ex: 
CO2 = Dióxido de Carbono 
CO = Monóxido de Carbono 
FeO = Óxido de ferro II ou Óxido Ferroso 
Fe2O3 = Óxido de ferro III ou Óxido Férrico 
 
 
 
 
 
 
Classificação de óxidos 
 
Óxidos Básicos 
 
São óxidos que reagem com água formando 
bases e com ácidos formando sal e água. São 
compostos iônicos formados principalmente pelos 
metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
Exemplos: Na2O, K2O, MgO, CaO, etc. 
 
ÓXIDO BÁSICO + ÁGUA → BASE 
 CaO + H2O → Ca(OH)2 
 (cal viva) (cal queimada) 
 
ÓXIDO BÁSICO + ÁCIDO → SAL + ÁGUA 
 Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O 
 
 Óxidos Ácidos ou Anidros 
 
São óxidos que reagem com a água 
formando ácidos e com bases formando sal e 
água. Reagem também com óxidos básicos 
formando sal. São compostos moleculares ou 
covalentes, geralmente formados pelos não-metais 
com NOX elevado (acima de três). 
Exemplos: CO2, SO2 SO3, NO2, N2O5, P2O5, etc. 
 
ÓXIDO ÁCIDO + ÁGUA → ÁCIDO 
 SO2 + H2O → H2SO3 
 SO3 + H2O → H2SO4 
 N2O5 + H2O → 2HNO 
* reações responsáveis pela chuva ácida 
 
ÓXIDO ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA 
 SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O 
 
ÓXIDO BÁSICO + ÓXIDO ÁCIDO → SAL 
 CaO + CO2 → CaCO2 
 
 Óxidos Anfóteros 
 
São óxidos com propriedades de óxidos 
ácidos e básicos, isto é, podem reagir com ácidos 
fortes ou com bases fortes formando sal e água. 
Os óxidos anfóteros não reagem com água. 
Os mais importantes são os óxidos de 
Zinco – ZnO e de alumínio – Al2O3. 
 
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O 
 
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO + H2O 
 
 
 
 
22 
 
 
 Óxidos Neutros 
 
São óxidos que NÃO reagem com a água, 
nem com ácidos fortes ou bases fortes. São apenas 
três os mais importantes: 
- CO ( monóxido de Carbono) 
- NO ( Monóxido de Nitrogênio ou óxido nítrico) 
-N2O (monóxido de dinitrogênio ou óxido 
nitroso). 
 
 O fato deles não reagirem como óxidos 
ácidos ou básicos, não significa que que a sua 
reatividade química seja nula: Os óxidos CO e NO 
podem sofrer reações de combustão. 
 
 2CO + O2 → 2CO2 
 
 2NO + O2 → 2NO2 
 
Óxidos importantes 
 - CaO = óxido de cálcio, cal viva ou cal virgem; 
óxido básico usado para fabricar argamassa 
- CO2 = Dióxido de carbono, gás carbônico, usado 
em refrigerantes, extintor de incêndio. Esse gás é 
produto da combustão completa da matéria 
orgânica, principal responsável pelo efeito estufa. 
- CO = monóxido de Carbono. Gás venenoso 
produzido pela combustão incompleta dos 
combustíveis; óxido neutro. 
- SiO2 = dióxido de silício ou sílica. Componente 
do vidro, areia, cerâmica, quartzo.- H2O2 = Peróxido de Hidrogênio ou “água 
oxigenada”. Agente oxidante, descorante, 
desinfetante. 
- N2O = monóxido de dinitrogênio. Gás do riso ou 
gás hilariante; anestésico. 
 
 Testes: 
 
1 O composto abaixo classificado como ácido 
forte, oxiácido e monoprótico é o 
 
a) H2SO4 
b) HCl 
c) HClO 
d) HNO3 
e) H2CO3 
 
 
2 A força de um ácido é medida 
a) Pelo poder de corrosão de metais. 
b) Pela quantidade de oxigênio. 
c) Pela velocidade de ionização. 
d) Pelo grau de ionização 
e) Pela volatilidade. 
 
3 Em acidente ocorrido em 1999, próximo à 
cidade de Tabaí-RS, uma carreta carregada de 
ácido muriático (ácido clorídrico comercial) 
tombou, espalhando-o pelo solo. Uma das 
providencias para amenizar o efeito do ácido foi 
colocar óxido de cálcio (cal) sobre o local. Tal 
procedimento visou: 
 
a) diluir o ácido, aumentando o pH do local. 
b) Neutralizar o ácido, aumentando o pH do local. 
c) Diluir o ácido, diminuindo o pH do local. 
d) Neutralizar o ácido, diminuindo o pH do local. 
e) Absorver o ácido, para manter o pH do local 
inalterado. 
 
 
4 Na 1ª coluna estão relacionados compostos 
inorgânicos e, na 2ª coluna abaixo, suas 
respectivas aplicações: 
 
1 – Hidróxido de Sódio 
2- Ácido nítrico 
3- Dióxido de carbono 
4- Sulfeto de Magnésio 
5- Hidrogenocarbonato de sódio 
 
( ) Na forma sólida, conhecido como “gelo seco” 
é usado como artifício cênico em shows. 
 
( ) Conhecida como soda cáustica, pode ser 
usada na fabricação de sabão 
 
( ) Tem ação oxidante e uma de suas principais 
aplicações é a fabricação de explosivos. 
 
( ) è usado como fermento de bolos e pães. 
 
( )No comércio tem aplicação médica devido à 
ação laxativa. 
 
Relacionando-se a 1ª coluna com a 2ª coluna, 
obtêm-se de cima para baixo, os números na 
sequência: 
a) 2-1-3-5-4 
b) 3-1-2-5-4 
c) 3-2-5-4-1 
d) 4-3-2-1-5 
e) 5-4-3-2-1 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
5 Pode-se identificar a presença de calcário numa 
amostra de solo, adicionando-se ao mesmo: 
 
a) soda cáustica. 
b) Ácido muriático. 
c) Cloreto de sódio. 
d) Cal hidratada. 
e) Amônia. 
 
6 NA reação: 
Solvente aquoso 
 
HF + HNO3 ↔ H2F+ + NO3- 
 
A espécie H2F+ é classificada como: 
 
a) um ácido de Arrhenius. 
b) Uma base de Brönsted-lowry. 
c) Uma base de Lewis. 
d) Uma base de Arrhenius. 
e) Um ácido de Brönsted-lowry. 
 
 
 
 
 
 
7 Na ligação do fluoreto de boro (BF3) com o íon 
fluoreto, temos uma ligação ácido-base onde o 
BF3 é 
 
a) Uma base de Arrhenius. 
b) Uma base de Lewis. 
c) Um ácido de Brönsted-lowry. 
d) Uma base de Brönsted-lowry. 
e) Um ácido de Lewis. 
 
8 Dado o equilíbrio: 
 
CH3-NH2 + H2O → CH3-NH3+ + OH- 
 
A metilamina e o ânion oxidrila são 
 
a) duas bases. 
b) Dois ácidos. 
c) Um ácido e uma base, respectivamente. 
d) Uma base e um ácido, respectivamente. 
e) Sistemas prótons-doadores. 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 Analisando as seguintes sentenças: 
 
I. Um ácido ou base de Arrhenius será 
também de Brönsted-Lowry 
II. Um ácido ou base de Brönsted-
Lowry pode ou não ser de 
Arrhenius, mas será de Lewis. 
III. Existem ácidos ou bases de Lewis 
que não são de Brönsted-Lowry nem 
de Arrhenius. 
Conclui-se que: 
a) somente I e II estão corretas. 
b) Somente II e III estão corretas. 
c) Somente III está correta. 
d) Todas estão corretas. 
e) Nenhuma está correta. 
 
10 A teoria de ácidos e bases de Brönsted-Lowry 
é bem mais ampla que a de Arrhenius. Entre 
grupos de substâncias e íons a seguir, assinale 
aquela em que existem dois ácidos de Arrhenius e 
quatro ácidos de Brönsted-Lowry: 
 
a) HCl, H2SO4, Cl-, HSO4- 
b) HF, HCl, NO3, HSO4, Cl-, SO4-2 
c) HCl, HNO3, H3O+, Fe+3, Cu+2 
d) HF, H2SO4, NH4+, H3O+ 
e) HCl, HF, HNO3, H2SO4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
 
TERMOQUÍMICA 
 
Termoquímica é a parte da Química que 
trata das trocas de calor que acompanham as 
reações. As reações químicas podem ser: 
Exotérmicas: quando a reação ocorre 
com liberação de calor (exo = para fora). Calor sai 
Endotérmicas: quando a reação ocorre 
com absorção de calor (endo = para dentro). Calor 
entra. 
Toda substância possui uma quantidade 
de energia armazenada nas suas ligações. Quando 
a energia contida nos reagentes é maior que a 
contida nos produtos, temos uma reação 
exotérmica pois ocorre liberação de energia. 
Quando a energia contida nos reagentes é menor 
que a contida nos produtos, temos uma reação 
endotérmica pois ocorre absorção de energia. Essa 
energia contida nas substâncias recebe o nome de 
entalpia (H). A variação de entalpia para uma 
dada reação química é dada por: 
 
ΔH = HP - HR 
 
onde 
HP é a soma das entalpias dos produtos, 
HR é a soma das entalpias dos reagentes. 
Quando a reação se realiza a pressão 
constante o ΔH é chamado de calor de reação. Em 
Termoquímica é usual se expressar as variações 
de energia nas reações através de quilocalorias 
(Kcal). A quilocaloria é mil vezes o valor de uma 
caloria. Uma caloria corresponde a quantidade de 
calor necessária para se elevar de 14,5ºC para 
15,5ºC a temperatura de 1g de água. Outra 
unidade usual em Termoquímica é o Joule (J). 
Uma caloria equivale a 4,18 J. 
Nas reações exotérmicas, ΔHR > ΔHP e 
por isso ΔH é negativo (ΔHP - ΔHR = -). 
 
Nas reações endotérmicas, ΔHR < ΔHP e por isso 
ΔH é positivo (ΔHP - ΔHR = +). 
 
 
 
 
 Como o valor do ΔH varia com a 
pressão, temperatura, variedade alotrópica e 
estado físico, estes devem vir especificados na 
equação termoquímica. 
 
H2(g) + ½ O2(g) —> H2O(l) 
ΔH= -68,3 Kcal/mol, 25ºC, 1 atm 
 
Quando uma reação termoquímica não 
informar os valores de temperatura e pressão, 
subentende-se que a mesma se realize a 25ºC (ou 
298 K) , 1 atm e forma alotrópica e estado físico 
mais usuais do elemento ou composto. Esta 
condição é definida como padrão em 
Termoquímica. 
Para uma mesma substância: 
 
H sólido < H líquido < H vapor 
 
Pois devemos adicionar energia ao 
sistema para que as moléculas ou agregados 
iônicos possam ter alguma liberdade e passar do 
estado sólido para o líquido. Da mesma forma 
devemos adicionar energia ao sistema para que as 
moléculas ou agregados iônicos possam se afastar 
ainda mais umas das outras, indo do estado 
líquido para o gasoso. 
A forma alotrópica mais estável de uma 
substância é aquela que apresenta menor energia e 
a esta é atribuído valor de entalpia igual a zero (H 
= 0). É costumeiro se indicar entalpia em 
condição padrão por ΔH0. Assim, para as formas 
alotrópicas do elemento químico carbono, temos: 
Grafite: H0 = zero (pois é a forma mais 
estável) 
Diamante: ΔH0 > zero (pois possui mais 
energia que a forma grafite) 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
Entalpia ou calor padrão de formação de uma 
substância (ΔH0f) 
 
É a variação de entalpia ou quantidade de 
calor absorvido ou liberado na formação de um 
mol de uma determinada substância, a partir das 
substâncias simples correspondentes, todas elas no 
estado padrão. 
A equação abaixo representa a formação 
do CO2 a partir de suas substâncias simples mais 
estáveis. Como a reação se desenvolve sob as 
condições padrão, este calor pode ser chamado de 
calor padrão de formação do CO2. 
 
Cgrafite + O2(g) —> CO2(g) ΔH = -94,1 Kcal/mol 
 
Entalpia ou calor de combustão de uma 
substância 
 
É a variação de entalpia ou quantidade de 
calor liberado durante a combustão total de 1 mol 
da substância, com todas as substâncias no estado 
padrão. 
No caso de substâncias orgânicas, 
considera-se combustão total sempre que os 
únicos produtos sejam CO2 e H2O. As reações de 
combustão são exotérmicas e seus valores de ΔH 
são sempre negativos. Para o etano temos: