Apostila de Química I

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 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 
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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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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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) 
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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 
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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 
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(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:C2H6(g) + 7/2 O2(g) —> 2CO2(g) + 3H2O(l) 
ΔH = -373 Kcal/mol 
 
Exemplo (UFSC) Dadas as variações de entalpia 
de formação para as substâncias: 
CH4(g) - 17,9 Kcal/mol 
CO2(g) - 94,0 Kcal/mol 
H2O(l) - 68,3 Kcal/mol 
Calcule a entalpia da reação de combustão do 
metano. 
1 CH4(g) + 2 O2(g) => 1 CO2(g) + 2 H2O(l) 
 
ΔHreaçao = Σ ΔHprodutos - Σ ΔHreagentes 
ΔHreaçao = [(1. -94,0) + (2. -68,3)] - [(1. -17,9) - (2. 
0)] (o calor de formação do O2(g) = 0) 
ΔHreaçao = - 212,7 Kcal 
 
 
Termoquímica - Lei de Hess 
A lei de Hess é também conhecida como 
lei dos estados final e inicial. Ela estabelece que a 
entalpia de uma reação depende somente de seus 
estados inicial e final, e não do caminho seguido 
pelo processo. Um exemplo clássico do 
funcionamento da Lei de Hess é a obtenção do 
CO2. 
O CO2 pode ser obtido diretamente, a 
partir de Cgrafite e O2(g): 
Cgrafite + O2(g) => CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal 
 
Uma outra opção seria a obtenção do 
CO2 a partir do CO(g): 
Cgrafite + ½ O2(g) => CO(g) ΔH = - 26,4 Kcal 
CO(g) + ½ O2(g) => CO2(g) ΔH = - 67,7 Kcal 
 Cgrafite + O2(g) => CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal 
 
O CO(g) foi eliminado pois aparece nos 
dois membros. 
Saindo-se de um mesmo estado inicial e 
chegando-se a um mesmo estado final, 
independentemente dos caminhos seguidos pelas 
reações, o ΔH será sempre o mesmo. 
 
A Lei de Hess nos permite: 
Somar equações como se fossem 
equações matemáticas, visando obter a equação 
desejada. 
Inverter equações, e com isso, invertendo 
o sinal do ΔH da reação. 
Multiplicar ou dividir equações por um 
número diferente de zero, multiplicando ou 
dividindo também o valor do ΔH. 
Calcular a variação de entalpia de um 
processo a partir da somatória dos calores de 
formação de reagentes e de produtos: 
 
ΔH = Σ ΔHformação produtos - Σ ΔHformação reagentes 
 
Exemplo (UF - Vale do Sapucaí - MG) Um 
indivíduo queria transformar grafita em diamante 
e sabia que: 
Cgrafita + O2(g) => CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal/mol 
Cdiamante + O2(g) => CO2(g) ΔH = - 94,5 Kcal/mol 
Qual será a quantidade de calor, em 
Kilocalorias, necessária para a transformação de 
2,4Kg de grafita em diamante? 
 
Aplicando a lei de Hess... 
Como queremos que a grafita seja 
reagente e o diamante seja produto, mantemos a 
primeira equação e invertemos a segunda. 
Invertemos o sinal de ΔH da segunda equação e 
cortando as substâncias que aparecem nos dois 
membros... 
Cgrafita + O2(g) => CO2(g) ΔH = - 94,1 Kcal/mol 
CO2(g) => Cdiamante + O2(g) ΔH = + 94,5 Kcal/mol 
Cgrafita => Cdiamante ΔH = + 0,4 Kcal/mol 
 
12g de Cgrafita (1 mol) -------------> + 0,4 Kcal 
2400g de Cgrafita -------------> x 
 
x = 2400 . 0,4 / 12 = 80 Kcal 
26 
 
 
Espontaneidade dos processos 
Uma análise superficial dos processos 
exotérmicos nos faz crer que a eliminação de 
energia seja o critério que define que um dado 
processo é espontâneo. No entanto, existem 
processos endotérmicos que são espontâneos e um 
exemplo é a evaporação da água. Então a 
definição da espontaneidade ou não de um 
processo precisa um critério mais sofisticado. 
A entropia (S) é uma grandeza de um 
sistema que é relacionada com o seu grau de 
desordem. Quanto maior for esta desordem, maior 
será a entropia. Quando um processo ocorre com 
aumento de entropia dizemos que ΔS > 0. Quando 
um processo ocorre com diminuição da entropia 
dizemos que ΔS < 0. 
A ordem ou desordem de um sistema 
acarreta um consumo de uma parte da energia 
disponível para o processo. Esta é conhecida 
como energia de organização e é igual a: 
 
T . ΔS 
 
onde T é a temperatura absoluta. 
Então a energia útil de uma reação seria 
igual a: 
 
ΔH - T . ΔS 
 
Então, se chamarmos a porção útil do ΔH 
de ΔG (energia livre de Gibbs), teremos: 
 
ΔG = ΔH - T . ΔS 
 
Então, segundo o novo critério: 
 
Reação espontânea libera energia livre, ΔG < 0 
Reação não espontânea absorve energia livre, 
ΔG > 0 
 
Quando ΔH - T . ΔS = zero, ΔG = zero e 
o processo se encontra em equilíbrio químico. 
 
Exemplo (UFES) A transformação isotérmica: 
N2O(g) => N2(g) + ½ O2(g) apresenta, na 
temperatura de 25ºC, variação de entalpia de -
19,5Kcal/mol e variação de entropia de 18 
cal/K.mol. Podemos afirmar que a variação de 
energia livre neste sistema garante que o processo 
é espontâneo ou não espontâneo? 
 
25ºC = 298K 
18 cal/K.mol = 1,8x10-2 Kcal/K.mol 
 
 
 
ΔG = ΔH - T . ΔS 
ΔG = -19,5 - (298 . 1,8x10-2) 
ΔG = - 24,9 Kcal/mol 
O processo é espontâneo, pois há liberação de 
energia livre. 
 
 
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) 
 
O NOX e o tipo de ligação 
Chamamos de número de oxidação ou 
nox a carga assumida por um átomo quando a 
ligação que o une a um outro é quebrada. Existem 
três casos a serem analisados com relação ao nox 
de um elemento: composto iônico, covalente e 
substância simples. 
Num composto iônico, ou nox é a própria 
carga do íon, pois quando a ligação se rompe, já 
ocorreu a transferência do elétron do átomo 
menos para o mais eletronegativo. 
 
 
Na formação do NaCl, o Na passa de 11 
para 10 elétrons e o Cl passa de 17 para 18 
elétrons. O Na fica com carência de 1 elétron e 
assume a carga 1+, o Cl fica com excesso de um 
elétrons e assume a carga 1-. Então, os nox do Na 
e do Cl, neste composto, serão respectivamente 1+ 
e 1-. 
Num composto covalente assume-se que 
a mesma se quebra e que o par de elétrons fica 
com o átomo mais eletronegativo. Na molécula de 
HCl, o átomo mais eletronegativo é o Cl e o 
menos é o H. O Cl adiciona um elétron à sua 
eletrosfera, enquanto o H perde um. Então, os nox 
do Cl e do H serão, respectivamente, 1- e 1+. 
 
 
Em uma substância simples, os nox de 
todos os átomos componentes é igual a zero, pois 
não é possível a existência de diferenças de 
eletronegatividade. Exemplos: S8, H2, O2, P4, Cgraf, 
Cdiam. 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
Regras para a determinação do NOX
Metais alcalinos 1+ 
Metais alcalino-terrosos 2+ 
Oxigênio (menos nos peróxidos, em que é 1-) 2- 
Hidrogênio (menos nos hidretos, que é -1) 1+ 
Alumínio (Al) 3+ 
Zinco (Zn) 2+ 
Prata (Ag) 1+ 
Substâncias simples 0 
 
A soma dos números de oxidação num 
composto é igual a zero. 
A soma dos números de oxidação num 
íon composto é igual a carga do íon. 
 
Exemplos 
Compostos binários 
O nox de um dos elementos deve ser 
conhecido para que o outro possa ser calculado. 
 
Na Cl 
O Na por ser metal alcalino, tem nox 
igual a 1+. Como a soma dos nox num composto é 
igual a zero, o Cl tem nox igual a 1-. 
Compostos ternários 
 
O nox de dois dos elementos deve ser 
conhecido para que o terceiro possa ser calculado. 
 
H2SO4 
O H tem nox igual a 1+. O O tem nox 
igual a 2-. O nox do S, por ser variável, não consta 
de tabelas e deve ser calculado. 2 átomos de H 
somam uma carga total de 2+. 4 átomos de O 
somam uma carga total de 8-. Para que a carga do 
composto como um todo seja igual a zero, a carga 
do S tem de ser igual a 6+. 
 
Íons 
A somatória das cargas deve ser igual 
a carga total do íon. 
 
(NH4)+ 
O nox do H é igual a 1+. Como os H são 
em número de 4, a carga total deles é igual a 4+. 
Para que a carga total seja igual a 1+, o nox do N 
tem de ser 3-. 
 
(SO4)2- 
O nox do O é igual a 2-. Como são 4 
átomos de O, sua carga total é igual a 8-. Para que 
a carga total do íon seja igual a 2-, o nox do S tem 
que ser igual a 6+. 
 
 
Semi-reação e pilha 
Reações de oxido-redução ocorrem com 
transferência de elétrons entre as espécies 
químicas envolvidas. Dada a seguinte reação: 
 
Zn0 + Cu2+ => Cu0 + Zn2+ 
 
Como a reação demonstra, os processos 
de oxidação e de redução são sempre simultâneos. 
A espécie que apresentar potencial de redução 
mais pronunciadose reduzirá. A outra espécie do 
par, por apresentar menor potencial de redução, 
deverá forçosamente se oxidar. A reação global 
pode ser isolada em dois processos diferentes: o 
de redução e o de oxidação. Como cada parte é 
metade de um todo, ambas recebem o nome semi-
reação. 
 
Zn0 => Zn2+ + 2e- semi-reação de oxidação. 
Cu2+ + 2e- => Cu0 semi-reação de redução. 
 
Como é o zinco que se oxida, deve ser o 
mais propenso a realizar este tipo de reação. Mas 
como definir a força relativa de redução ou de 
oxidação de uma espécie química em relação a 
outras? 
Para isso foi definido o eletrodo padrão 
de hidrogênio, que serve de referência para estas 
definições. A ele foi atribuído o potencial de 
redução ou de oxidação igual a zero. Os demais 
eletrodos são medidos com relação ao eletrodo de 
hidrogênio em condições padronizadas: 
concentração das substâncias em solução igual a 1 
mol/L e temperatura igual a 25ºC. 
Quando o eletrodo de hidrogênio 
apresenta o potencial de redução maior que o do 
seu par, nele ocorrerá a reação de redução. 
 
2H1+ + 2 e- => H2 
 
Quando o eletrodo de hidrogênio 
apresenta o potencial de redução menor que o do 
seu par, nele ocorrerá a reação de oxidação. 
 
H2 => 2 H1+ + 2 e- 
 
O potencial padrão de redução (E0red) de 
um dado eletrodo é a ddp apresentada pela pilha 
que conjuga este com o eletro padrão de 
hidrogênio. 
Valores elevados para o E0red evidenciam 
facilidade da espécie química em se reduzir e mais 
pronunciado será o seu poder oxidante. Estes 
valores de E0red podem ser vistos listados numa 
tabela. Os valores são os de redução da espécie da 
28 
 
esquerda para a da direita, como é recomendado 
pela IUPAC. O potencial de oxidação da espécie 
da direita para a da esquerda é obtido se 
invertendo o sinal do valor de E0red. 
Valores baixos para o E0red evidenciam 
dificuldade da espécie química em se reduzir e 
mais pronunciado será o seu poder redutor. 
Cátodo é o eletrodo onde ocorre o 
processo de redução, é o eletrodo positivo porque 
é para lá que se destinam os elétrons. 
Ânodo é o eletrodo onde ocorre o 
processo de oxidação, por ser a origem dos 
elétrons, é o eletrodo negativo. 
Voltando a estudar a reação: 
 
Zn0 + Cu2+ => Cu0 + Zn2+ 
 
Escrevendo as duas reações que ocorrem 
no sentido da redução e verificando os valores de 
na tabela, teremos: 
 
Zn2+ + 2e- => Zn0 E0red = - 0,76 volts 
Cu2+ + 2e- => Cu0 E0red = + 0,35 volts 
 
Verificamos que o Cu2+ será reduzido no 
processo, pois apresenta potencial de redução 
mais elevado. Já o Zn será oxidado a Zn2+, pois o 
potencial de redução do Zn2+ é mais baixo que o 
do Cu2+. Reescrevendo as semi-reações já 
invertendo a do zinco teremos... 
 
Zn0 => Zn2++ 2e- E0oxid = + 0,76 volts. 
Cu2+ + 2e- => Cu0 E0red = + 0,35 volts. 
 
Como o número de elétrons são iguais 
nas duas semi-reações, podem ser simplificados. 
Se o número de elétrons fosse diferente nas semi-
reações, as mesmas deveriam ser multiplicadas 
por coeficientes adequados que garantissem essa 
igualdade. O valor do E0red não pode ser 
multiplicado pois ele independe da massa dos 
eletrodos. Podemos então escrever a equação 
global do processo e determinar se o mesmo é 
espontâneo ou não. O processo é espontâneo 
quando a soma dos E0red e E0oxid (ddp ou força 
eletromotriz) das duas reações é um valor 
positivo. Soma resultando em um valor negativo 
determina que o processo é não espontâneo. 
 
 Zn0 => Zn2+ E0oxid = + 0,76 volts 
 Cu2+ => Cu0 E0red = + 0,35 volts 
 Zn0 + Cu2+ => Cu0 + Zn2+ E0 = 1,1 volts 
 
O processo é espontâneo pois o E0 é 
positivo. As pilhas são combinações de semi-
reações que convertem energia química em 
elétrica. São sempre processos espontâneos. 
Quanto maior for a diferença de potencial entre os 
eletrodos de uma pilha, maior será a intensidade 
de corrente na mesma. 
Esta pilha poderia ser montada usando o 
esquema abaixo: 
Inicialmente os eletrodos se encontram 
mergulhados em soluções aquosas de seus 
respectivos sulfatos e o circuito se encontra 
aberto. Após a pilha ser acionada começa a reação 
de oxidação no eletrodo de Zn. Os átomos de Zn 
abandonam o eletrodo sob a forma de Zn2+. Os 
dois elétrons gerados na oxidação de cada átomo 
de Zn migram através do circuito externo e 
chegam ao eletrodo de Cu, onde reduzem um Cu2+ 
da solução a Cu0, que se deposita no eletrodo. 
Com o passar do tempo o eletrodo de Zn será 
consumido e o de Cu terá sua massa aumentada. 
A ponte salina pode ser um tubo em U 
preenchida por algodão e embebida em algum 
eletrólito, normalmente o KCl. Ela tem a tarefa de 
manter a neutralidade das soluções através da 
migração do Zn2+ ou do K1+ para o frasco da 
direita, substituindo os Cu2+ que se depositaram. 
Ao mesmo tempo, os íons (SO4)2- ou Cl1- migram 
do frasco da direita para o da esquerda para 
equilibrar o aumento da concentração dos íons 
Zn2+. A ponte salina pode ser substituída por uma 
placa porosa separando duas porções de um 
mesmo recipiente. Sem ponte salina ou placa 
porosa qualquer pilha só pode funcionar por um 
intervalo de tempo muito pequeno. 
A representação esquemática pode usar a 
seguinte recomendação 
 
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo 
 
Para o exemplo estudado resultaria: 
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu 
As pilhas também podem ser conhecidas 
por células galvânicas em homenagem ao médico 
Luigi Galvani. Em 1786, ele amarrou um nervo de 
uma rã que estava sendo dissecada com um fio de 
cobre. Acidentalmente, ele encostou o fio de 
cobre em algum objeto de ferro, gerando uma 
29 
 
pilha entre o ferro e o cobre. A passagem de 
corrente fez com que a rã entrasse em convulsões. 
Em 1800, Alessandro Volta explicou o fenômeno 
quando construiu a primeira pilha. O nome pilha 
vem da montagem da primeira pilha, que consistia 
de um empilhamento de discos de cobre e de 
zinco alternados e separados por feltro embebido 
em solução de ácido sulfúrico. 
 
Exemplo 1 Dada a seguinte pilha: 
Mg/Mg2+//Cr3+/Cr e sabendo que: 
Mg2+/ Mg E0red = - 2,37 volts 
Cr3+/ Cr E0red = - 0,74 volts 
Determine 
a) qual o cátodo e qual o ânodo ? 
b) qual a reação global ? 
c) qual a ddp da pilha ? 
d) determinar se o processo é espontâneo. 
 
Resolução 
a) O maior valor para E0red será o eletrodo onde 
ocorrerá a redução. Este eletrodo é o de Cr. 
O menor valor para será o eletrodo onde ocorrera 
a oxidação. Este eletrodo é o Mg. 
No ânodo se originam os elétrons pois lá ocorre a 
oxidação. O ânodo é o Mg. 
Para o cátodo é que se originam os elétrons pois lá 
ocorre a redução. O cátodo é o Cr. 
 
b) reescrevendo as equações já multiplicadas 
pelos coeficientes adequados para igualar a 
quantidade de elétrons na oxidação e na redução 
 
3Mg0 => 3Mg2+ + 3x2e- E0oxid = + 2,37 volts 
2Cr3+ + 2x3e- => 2 Cr0 E0red = - 0,74 volts 
3Mg0 + 2Cr3+ => 3Mg2+ + 2Cr0 E0 = +1,63 volts 
 
c) a ddp da pilha é igual a +1,63 volts 
d) a ddp é positiva e o processo é espontâneo. 
 
Exemplo 2 (FMU - SP) Para retardar a corrosão 
do ferro (Fe2+/Fe E0 = +0,44V) dos cascos de 
navios e canalizações subterrâneas, costuma-se 
aplicar neles blocos de um metal que funcional 
como "metal de sacrifício". Dadas as seguintes 
semi-reações, com os respectivos potenciais de 
redução, qual será o melhor "metal de sacrifício" 
para o ferro? 
a) Ag1+ + 1e- => Ag E = +0,80V 
b) Cu2+ + 2e- => Cu E = +0,34V 
c) Zn2+ + 2e- => Zn E = -0,76V 
d) Mg2+ + 2e- => Mg E = -2,38V 
e) Não existe "metal de sacrifício" 
 
Resolução 
O metal de sacrifício escolhido deve ter o 
potencial de redução o quanto menor possível que 
o do ferro. Como a reação que se quer evitar é a 
de dissoluçãoou corrosão do ferro, devemos 
comparar todos os potenciais de corrosão. O 
melhor metal de sacrifício será aquele que tiver o 
potencial de oxidação o maior possível além do 
Fe. Comparando... 
Fe Eoxid = +0,44V 
Ag Eoxid = -0,80V 
Cu Eoxid = -0,34V 
Zn Eoxid = +0,76V 
Mg Eoxid = +2,38V 
O metal mais adequado seria o Mg, pois possui 
potencial de oxidação mais elevado que o do Fe. 
Formando-se uma pilha com estes dois eletrodos, 
no eletrodo de Fe ocorreria a redução e no de Mg 
ocorreria a oxidação. 
 
Exemplo 3 (UEPG - PR) Conforme as semi-
reações: 
Mg => Mg2+ + 2e- E0 = +2,37V 
Cr => Cr3+ + 3e- E0 = +0,74V 
pode-se imaginar uma pilha eletrolítica que 
apresenta: 
a) uma ddp de 1,95V 
b) um aumento na concentração de íons Mg2+ na 
solução 
c) uma ddp menor que zero; logo, a pilha é 
espontânea 
d) aumento na placa metálica de Mg 
e) aumento na concentração de íons Cr3+ na 
solução 
 
Resolução 
Como o Mg apresenta maior potencial de 
oxidação, o sentido da sua reação será mantido. A 
reação do Cr será invertida pois o seu potencial de 
oxidação é menor. Nestas condições, a pilha 
gerada seria a seguinte: 
 
Mg => Mg2+ + 2e- E0 = +2,37V 
Cr3+ + 3e- => Cr E0 = -0,74V 
 
Como o número de elétrons é diferente em cada 
uma das semi-reações, as mesmas devem ser 
multiplicadas por coeficientes adequados para 
igualar o número de elétrons. Multiplicando a 
semi reação do Mg por 3 e a do Cr por 2 
teríamos... 
 
3 Mg => 3 Mg2+ + 6e- E0 = +2,37V 
2 Cr3+ + 6e- => 2 Cr E0 = -0,74V 
 
Simplificando os elétrons determinamos a reação 
global... 
30 
 
 
 3 Mg => 3 Mg2+ E0 = +2,37V 
 2 Cr3+ => 2 Cr E0 = -0,74V 
3 Mg + 2 Cr3+ => 3 Mg2+ + 2 Cr 
ddp = +1,63V e o processo é espontâneo 
 
A alternativa (a) é errada pois a ddp correta é 
igual a +1,63V. 
A alternativa (b) é correta pois como ocorrerá 
oxidação no eletrodo de Mg, átomos deste metal 
deixarão o eletrodo sob a forma de íons Mg2+, o 
que aumenta a concentração deste íon na solução. 
A alternativa (c) é errada pois a ddp tem valor 
positivo. Somente pilhas com ddp positiva geram 
pilhas, que são processos espontâneos. 
A alternativa (d) é errada pois a placa de Mg vai 
diminuir (processo de dissolução ou corrosão). 
A alternativa (e) é errada pois vai ocorrer redução 
no eletrodo de Cr. Com isso, íons Cr3+ deixarão a 
solução e se depositarão no eletrodo, 
descarregando-se. A concentração de íons Cr3+ na 
solução vai diminuir. 
 
 
Potenciais padrão de redução, 25ºC. 
semi-reação E° (V) 
F2(g) + 2e- <==> 2F- +2.87
PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+ + 2e- <==> PbSO4(s) + H2O +1.69
2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e- <==> Cl2(g) + 2H20 +1.63
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- <==> Mn2+(aq) + 4H20 +1.51
PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e- <==> Pb2+(aq) + 2H2O +1.46
BrO3-(aq) + 6H+(aq) + 6e- <==> Br-(aq) + 3H2O +1.44
Au3+ (aq) + 3e- <==> Au(s) +1.42
Cl2 (g) + 2e- <==> Cl-(aq) +1.36
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- <==> 2H2O +1.23
Br2 (aq) + 2e- <==> 2Br-(aq) +1.07
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e <==> NO(g) + 2H2O +0.96
Ag+(aq) + e- <==> Ag(s) +0.80
Fe3+(aq) + e- <==> Fe2+(aq) +0.77
I2(s) + 2e- <==> 2I-(aq) +0.54
NiO2(aq) + 4H+(aq) + 3e- <==> Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) +0.49
Cu2+(aq) + 2e- <==> Cu(s) +0.35
SO42- + 4H+(aq) + 2e- <==> H2SO3(aq) + H2O +0.17
2H+ (aq) + 2e- <==> H2(g) 0.00
Sn2+ (aq) + 2e- <==> Ni(s) -0.14
Ni2+ (aq) + 2e- <==> Ni(s) -0.25
Co2+ (aq) + 2e- <==> Co(s) -0.28
PbSO4 (s) + 2e- <==> Pb(s) + SO42- -0.36
Cd2+ (aq) + 2e- <==> Cd(s) -0.40
Fe2+ (aq) + 2e- <==> Fe(s) -0.44
Cr3+ (aq) + 3e- <==> Cr(s) -0.71
Zn2+ (aq) + 2e- <==> Zn(s) -0.76
2H2O (aq) + 2e- <==> H2(g) + 2OH-(aq) -1.66
Mg2+ (aq) + 2e- <==> Mg(s) -2.37
Na+ (aq) + e- <==> Na(s) -2.71
Ca2+ (aq) + 2e- <==> Ca(s) -2.76
K+ (aq) + e- <==> K(s) -2.92
Li+ (aq) + e- <==> Li(s) -3.05
 
 
 
Definição de eletrólise. 
Ao contrário das pilhas, a eletrólise é um 
processo não espontâneo. Na pilha ocorre uma 
reação de oxi-redução espontânea que gera 
corrente elétrica detectável num circuito externo. 
Na eletrólise ocorre uma reação de oxi-redução 
não espontânea que consome corrente elétrica de 
uma bateria ligada ao sistema. 
 
 
A bateria garante o fluxo de elétrons do 
pólo positivo para o negativo. O ânodo é o pólo 
positivo, os íons negativos da solução ou sal 
fundido (no caso da eletrólise ígnea) são atraídos 
para ele e nele se descarregam. Os elétrons 
fornecidos ao eletrodo positivo são enviados pela 
bateria para o cátodo (ou eletrodo negativo). No 
eletrodo negativo os íons positivos da solução são 
reduzidos através do recebimento de elétrons. O 
fluxo de íons através da solução permite o 
fechamento do circuito. Resumindo. 
ÂNODO: eletrodo de onde se originam 
os elétrons,é onde ocorre a oxidação. 
CÁTODO: eletrodo para onde se 
dirigem os elétrons, é onde ocorre a redução. 
 
Os íons formados durante o processo de 
ionização ou dissociação são bastante estáveis. 
Faze-los passar ao estado de substância simples 
demanda uma energia que é fornecida pela 
corrente elétrica. 
Para que ocorra a eletrólise, os íons 
devem apresentar mobilidade para que possam se 
dirigir para os eletrodos. Essa mobilidade é 
conseguida através da fusão de uma substância 
iônica ou dissolução da mesma em água. 
 
 
 
 
31 
 
 
Exemplo (Fuvest) O alumínio é obtido pela 
eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a 
formação de oxigênio que reage com um dos 
eletrodos de carbono utilizados no processo. A 
equação não balanceada que representa o processo 
global é: 
Al2O3(líquido) + C(sólido) => CO2(gasoso) + Al(sólido) 
Para dois mols de Al2O3, quantos mols de CO2 e 
de Al, respectivamente, são produzidos nesse 
processo? 
a) 3 e 2 
b) 1 e 4 
c) 2 e 3 
d) 2 e 1 
e) 3 e 4 
Resolução: 
Dada a equação geral para a eletrólise do alumínio 
a partir da bauxita. 
2 Al2O3 => 4 Al3+ + 6 O2- 
4 Al3+ + 12 e- => 4 Al0 
6 O2- => 3 O2 + 12e- 
2 Al2O3 => 4 Al0 + 3 O2 
A partir da reação balanceada nota-se que para 2 
mols de Al2O3 obtém-se 4 mols de Al0 e 3 mols de 
O2. Estes 3 mols de O2 se combinam com o 
eletrodo de carbono para formar 3 mols de CO2. 
3 O2(gasoso) + 3 C(sólido) => 3 CO2(gasoso) 
A alternativa correta é a E. 
 
Eletrólise em solução aquosa 
 
Uma substância qualquer pode gerar íons 
em solução aquosa. Neste caso, os íons que 
podem vir a sofrer eletrólise podem se originar 
dessa substância ou da própria auto-ionização da 
água. Apesar da auto-ionização da água ocorrer 
em baixa extensão, ela oferece esta possibilidade 
de um ou outro íon vir a se descarregar. 
Apenas uma espécie de íon positivo ou 
negativo descarrega por vez. Cada íon possui uma 
voltagem adequada para se descarregar. O par 
cátion/ânion de apresentar menor voltagem para 
descarregar será o que vai descarregar primeiro. 
A auto-ionização da água fornece os íons 
H1+ (H3O1+) e OH1-. 
H20 => H1+ + OH1- 
ou ainda 
2H2O => H2O + H1+ + OH1- => H3O1+ + OH1- 
No caso dos cátions, metais pouco 
reativos descarregam primeiro, pois possuem 
maior tendência a aceitar os elétrons de volta e se 
descarregar. Metais altamente reativos como 
metais alcalinos e alcalino terrosos se 
descarregam depois. A ordem de prioridade é a 
seguinte: 
 
aumenta dificuldade de descarga ===> 
Au3+ Pt2+ Hg2+ Ag1+ Cu2+ Ni2+ Cd2+ Pb2+ Fe2+ Zn2+ 
Mn2+ H3O1+ Al3+ Mg2+ Na1+ Ca2+ Ba2+ K1+ Li1+ 
Cs1+ 
 
O H1+ ou H3O1+ se descarrega antes do 
alumínio, de metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
Mas perde em prioridade de descarga para os 
demais cátions. 
Quanto menor for a eletronegatividade do ânion 
para prender o elétron, maior a facilidade de 
descarga do mesmo. 
 
aumenta dificuldade de descarga ===> 
ânions não oxigenados e HSO41- OH1- ânions 
oxigenadose F1- 
 
O OH1- se descarrega antes dos ânions 
oxigenados e do F1-. Mas perde em prioridade de 
descarga para os ânions não oxigenados e o 
HSO41-. As reações que os íons resultantes da 
auto-ionização da água são mostradas abaixo: 
 
H1+ (redução no catodo) 2H1+ + 2e- => H2 
OH1- (oxidação no anodo) 2OH1- => H2O + 1/2 O2 + 2e-
 
A eletrólise do NaCl em solução aquosa é 
um exemplo em que participam da eletrólise o 
cátion oriundo da auto-ionização da água e o 
ânion do sal. 
 
dissociação do NaCl 2NaCl => 2Na1+ + 2Cl1- 
auto-ionização da água 2H2O => 2H1+ + 2OH1- 
anodo 2Cl1- => Cl2 + 2e- 
catodo 2H1+ + 2e- => H2 
reação global 2NaCl + 2H2O => 2Na+ + Cl2 + H2 + 2OH- 
 
Nota-se pela reação global que a 
eletrólise do NaCl é método de obtenção de H2, 
Cl2 e de soda cáustica (NaOH). 
Na eletrólise do HCl, somente os íons do 
soluto participam da eletrólise. Isto ocorre pelo 
fato de ambos os íons oriundos do soluto 
apresentarem prioridade de descarga em relação 
aos íons gerados pela auto-ionização da água. 
 
dissociação do HCl 2HCl => 2H1+ + 2Cl1- 
auto-ionização da água H2O => H1+ + OH1- 
anodo 2Cl1- => Cl2 + 2e-
catodo 2H1+ + 2e- => H2 
reação global 2HCl + H2O => Cl2 + H2
 
O pH da solução se torna 
progressivamente mais alcalino já que o HCl é 
consumido na eletrólise. 
32 
 
Na eletrólise do Zn(NO3)2 em solução 
aquosa, participam da eletrólise o ânion oriundo 
da auto-ionização da água e o cátion do sal. 
 
dissoc. do Zn(NO3)2 2Zn(NO3)2 => 2Zn2+ + 4NO31- 
auto-ioniz. da água 4H2O => 4H1+ + 4OH1- 
anodo 4OH1- => 2H2O + O2 + 4e-
catodo 2Zn2+ + 4 e- => 2Zn0 
reação global 2Zn(NO3)2 + 2H2O => 4H+ + 4NO3- + 2Zn0 + O2 
 
O pH da solução diminui, já que os íons 
H1+ gerados pela auto-dissociação da água não são 
consumidos na eletrólise. 
Na eletrólise do Na2SO4 em solução aquosa, 
ambos os íons oriundos da dissociação da água 
têm prioridade na eletrólise. 
 
dissociação do Na2SO4 Na2SO4 => 2Na+ + SO42- 
auto-ionização da água 2H2O => 2H+ + 2OH1- 
anodo 2OH1- => H2O + 1/2 O2 + 2e-
catodo 2H1+ + 2e- => H2 
reação global H2O + Na2SO4 => H2 + 1/2 O2 + 2Na1+ + SO42- 
 
Como as moléculas de água são 
consumidas na eletrólise, a solução vai ficando 
progressivamente mais concentrada em sulfato de 
sódio. 
 
 
CORROSÃO 
 
Em presença de ar úmido ou de água 
contendo oxigênio dissolvido, alguns metais 
sofrem o fenômeno da corrosão, que é a 
dissolução dos mesmos sob a forma iônica. O 
exemplo mais conhecido deste processo é a 
corrosão do ferro. Os átomos de Fe° são oxidados 
a Fe2+ e os átomos do oxigênio, contidos sob a 
forma de O2 no ar atmosférico, são reduzidos a 
O2- sob a forma de OH1-. 
 
Reação anódica (oxidação): 
Fe(s) => Fe2+ + 2e- 
 
Reação catódica (redução): 
1/2O2(g) + H2O + 2e- => 2OH1-(aq) 
 
O uso do coeficiente fracionário pode ser 
evitado multiplicando-se ambas as equações por 
2. 
2Fe(s) => 2Fe2+ + 4e- 
O2(g) + 2H2O + 4e- => 4OH1-(aq)________________ 
2Fe(s) + 1/2 O2(g) + 2H2O => 2Fe2+ + 4OH1-(aq) 
 
O produto da corrosão do ferro é o 
Fe(OH)2, que posteriormente é oxidado a 
Fe(OH)3. Geralmente, o produto da corrosão do 
ferro é representado por Fe2O3.3H2O. Essa forte 
tendência que o ferro apresenta em ser corroído 
explica a tendência de o aço ser substituído por 
outras ligas menos sujeitas a estes processos em 
algumas aplicações. Alguns metais, tais como 
alumínio, zinco e chumbo, sofrem somente 
corrosão superficial. Essa camada impede que o 
processo de corrosão avance para o interior do 
material. No caso do ferro, a baixa aderência dos 
produtos da corrosão e sua solubilidade em água 
fazem com que a corrosão deste metal seja 
bastante pronunciada. 
A proteção de um metal contra a corrosão 
pode ser feita através de recobrimentos que 
impeçam o acesso a umidade ao mesmo. As 
pinturas podem ser usadas com esta finalidade, no 
entanto, arranhões na mesma podem facilitar o 
processo de corrosão. 
No processo de galvanização, o ferro é 
recoberto por uma fina película de zinco. O zinco 
se oxida mais facilmente que o ferro. 
 
Fe2+ + 2e- => Fe° E°red = -0,44 V 
Zn2+ + 2e- => Zn° E°red = -0,76 V 
 
O zinco protege o ferro do contato com 
água e oxigênio e atua como redutor na pilha 
formada por ele e o ferro, no caso da cobertura ser 
riscada. O Fe exposto ao ar, se transforma em 
Fe2+, que é imediatamente reduzido pelo zinco 
contido no recobrimento. 
Uma outra forma de proteção contra a 
corrosão é a que é utilizada nas latas de conservas 
que encontramos nos supermercados. Um 
revestimento de estanho tem por objetivo proteger 
o ferro da lata. A camada de estanho impede o 
contato do ferro com as substâncias que podem 
gerar a corrosão do mesmo. Deve-se evitar a 
compra de latas amassadas, pois a proteção de 
estanho pode ter sido danificada e, neste caso, o 
ferro forma uma pilha com o estanho do 
recobrimento. Como o estanho apresenta potencial 
de redução mais alto que o do ferro, ele atuará 
como semi-reação de redução e o ferro como 
oxidação. 
 
Sn2+ + 2e- => Sn° E°red = -0,14 V 
Fe2+ + 2e- => Fe° E°red = -0,44 V 
 
Numa pilha com o estanho, o ferro 
sofreria oxidação de acordo com a reação: 
Feo => Fe2+ + 2e- E°oxid = +0,44 V 
O material contido na lata seria 
contaminado com íons Fe2+. 
33 
 
Uma outra forma de proteger o ferro da 
corrosão é mantê-lo em contato com um metal que 
seja mais propenso à corrosão que ele (metal com 
potencial de redução menor que o do ferro). 
Normalmente se utiliza o metal magnésio para 
esta finalidade, devido ao seu baixo potencial de 
redução. Este metal é conhecido como metal de 
sacrifício. Enquanto existir este metal em contato 
com o ferro, este será protegido do processo de 
corrosão. A proteção cessa quando o metal de 
sacrifício se dissolve totalmente. Este tipo de 
proteção é muito utilizado em cascos de 
embarcações. 
 
Mg2+ + 2e- => Mg° E°red = -2,37 V 
Fe2+ + 2e- => Fe° E°red = -0,44 V 
 
Exemplo 1 (Fuvest - SP) A corrosão do ferro, 
processo que se inicia pela formação de íons 
Fe2+, pode ser evitada colocando-se o ferro em 
contato com um metal que se oxide mais 
facilmente. Dada a tabela a seguir de potenciais de 
redução: 
 
semi-reação E° (V) 
Fe2+ + 2e- = Fe -0,44 
Mg2+ + 2e- = Mg -2,37 
Zn2+ + 2e- = Zn -0,76 
Pb2+ + 2e- = Pb -0,13 
Cu2+ + 2e- = Cu +0,15 
 
a) Quais dos metais citados protegem o ferro da 
corrosão? 
b) Escreva a reação do ferro com um dos outros 
metais mencionados, indicando o potencial da 
pilha formada. 
Resolução 
a) Todo metal que apresentar potencial de redução 
menor que o do ferro servirá como proteção. Pois, 
em contato com o mesmo, se oxidará no lugar 
dele.. Estes metais são: Mg e Zn. 
b) Escolhendo a pilha entre o Mg e Fe. Como o 
Mg possui potencial de redução mais baixo, a sua 
semi-reação será invertida para oxidação. 
Mg° => Mg° + 2e- E°red = +2,37 V 
Fe2+ + 2e- => Fe° E°red = -0,44 V 
reação global: Fe2+ + Mg => Fe + Mg2+ +1,93 V 
 
Exemplo 2 (Fuvest - SP) 
 
semi-reação E° (V) 
Fe2+ + 2e- => Fe -0,44 
Cu2+ + 2e- => Cu +0,34 
O2 + 2H2O + 4e- => 4OH1- +0,40 
 
A estátua da Liberdade está no porto de 
Nova Iorque e, portanto, em ambiente marinho. 
Ela consiste em uma estrutura de ferro sobre a 
qual estão rebitadas placas de cobre que dão 
forma à figura. 
a) Qual o efeito do ambiente marinho sobre as 
placas de cobre? 
b) Por que não foi uma boa idéia ter cobre em 
contato com o ferro? Justifique. 
 
Resolução 
a) A redução do O2 em presença de água tem 
potencial de redução mais alto, portanto, as placas 
de cobre metálico sofrerão processo de corrosão. 
 
2 Cu(s) => 2 Cu2++ 4e- +0,34 V 
O2(g) + 2 H2O + 4e- => 4OH1-(aq) +0,40 V 
2Cu(s) + O2(g) + 2H2O => 2Cu2+ + 4OH1-(aq) +0,74 V 
 
b) O ferro da estrutura, possuindo potencial de 
redução menos pronunciado que o do cobre, atua 
como eletrodo de sacrifício, protegendo o cobre 
da corrosão. No entanto, com o passar do tempo, 
esta estrutura de ferro foi sendo gradativamente 
corroída, deixando as placas de ferro sem a devida 
proteção. 
Fe° => Fe2+ + 2e- E°oxid = +0,44 V 
Cu2+ + 2e- => Cu° E°red = +0,34 V 
reação global: Fe + Cu2+ => Cu + Fe2+ +0,78 V 
 
Exemplo 3 (Vunesp) O sulfato de alumínio, 
utilizado em tratamento de água, pode ser 
fornecido em solução 1 M. Esta solução pode ser 
estocada em um tanque constituído de cromo 
metálico e não deve ser estocada em um tanque 
constituído de magnésio metálico. (Potenciais 
padrão de redução E°, em volts, a 25°C: Al = -
1,67 ; Cr = -0,74 ; Mg = -2,38) 
a) Explicar esta afirmação com base na 
eletroquímica. 
b) Escrever a equação da reação que ocorre entre a 
solução e o material do tanque. 
Resolução 
a) A solução de sulfato de alumínio apresenta íons 
Al3+ em solução. Dependendo do material de que 
for feito o tanque, poderá ocorrer a redução deste 
íon a Al°. Os íons cromo apresentam potencial 
potencial de redução mais alto que o dos íons 
alumínio, por isso, a solução poderá ser 
acondicionada neste tipo de tanque sem que o 
mesmo sofra corrosão. Os íons magnésio 
apresentam potencial de redução menor que o dos 
íons alumínio, portanto, o recipiente de magnésio 
sofreria corrosão em contato com esta solução. 
b) Primeiro a solução no tanque de Cr: não ocorre 
reação química. 
34 
 
Agora a solução no tanque de Mg: ocorreria a 
corrosão do tanque. 
2 Al3+ + 3 Mg° => 2 Al° + 3 Mg2+ 
 
Galvanização e anodização 
 
A proteção de uma peça metálica pode 
ser efetuada através do revestimento da mesma 
por um metal menos propenso a sofrer o processo 
de corrosão. Este processo é conhecido como 
galvanização. No processo e cobreação, uma peça 
metálica é revestida com uma camada do metal 
cobre. 
A peça a ser recoberta é ligada ao pólo 
negativo da bateria, tornando-se cátodo do 
processo, pois atrairá os cátions da solução. Um 
eletrodo de cobre é ligado ao pólo positivo da 
bateria, tornando-se ânodo. A cobreação é 
realizada em uma solução de CuSO4. Durante o 
processo ocorrem as seguintes reações: 
 
Ânodo (eletrodo de cobre): 
Cu0 => Cu2+ + 2e- - 0,34 V 
Cátodo (peça): 
Cu2+ + 2e- => Cu0 + 0,34 V 
 
A oxidação do cobre no eletrodo de cobre 
fornece os elétrons necessários para a redução do 
mesmo cobre sobre a superfície da peça a ser 
protegida. O cobre é oxidado e reduzido durante o 
processo. O sucesso do processo de galvanização 
reside na geração de condições que propiciem 
aderência do metal reduzido sobre a superfície da 
peça metálica a ser protegida. 
Os íons presentes na solução são: SO42-, 
Cu2+ e os devidos ao processo de auto-ionização 
da água (H1+ e OH1-). As reações concorrentes no 
ânodo e no cátodo seriam as da participação da 
própria água no processo, estas não ocorrem por 
serem desfavoráveis em relação às reações que o 
Cu0 e Cu2+ pode realizar. 
 A anodização é um processo utilizado 
para proteger peças de alumínio da oxidação. Os 
óxidos formados por estes metais protegem o 
restante do metal de posterior oxidação e também 
aumentam a resistência da peça contra a abrasão. 
O processo consiste em utilizar a peça a ser 
protegida como ânodo durante uma eletrólise de 
solução de H2SO4 contra um cátodo de grafite. 
Ocorrerá evolução de H2 no cátodo e O2 no ânodo. 
O O2 gerado no ânodo ataca o metal formando o 
óxido protetor. Para o alumínio a reação que 
ocorre no ânodo seria a seguinte: 
 
3 O2 + 4 Al0 => 2 Al2 O3 
 
 
ARGILA E ARGILOMINERAL 
 
De acordo com os Comitês de 
nomenclatura da AIPEA (Association 
Internationale pour l’Estude des Argiles) e CMS 
(Clay Minerals Society), o termo argila refere-se a 
um material de ocorrência natural, o qual é 
composto, primariamente, por minerais de 
granulometria fina, os quais são geralmente 
plásticos com o apropriado teor de água e que 
endurecem quando secos ou calcinados. Os 
principais componentes são os argilominerais, os 
quais são os verdadeiros responsáveis pela 
plasticidade das argilas, podendo conter também 
outros materiais que impõem plasticidade e 
endurecem quando secos ou queimados. Além dos 
argilominerais, as argilas geralmente contêm 
outros materiais como matéria orgânica, sais 
solúveis e partículas de quartzo, pirita, mica, 
calcita, dolomita e outros minerais residuais, e 
podem conter também minerais não cristalinos 
(Guggenheim & Martin, 1995). 
Os argilominerais encontram-se na forma 
de partículas cristalinas extremamente pequenas, 
de tamanho inferior a 2 µm e possuem ampla 
utilização industrial. As características 
importantes relativas às suas aplicações são: 
tamanho e forma de partícula, área superficial, 
carga superficial, e algumas propriedades 
específicas a aplicações particulares, incluindo 
viscosidade, cor, plasticidade, resistência do corpo 
queimado e verde, absorção, abrasão e pH. 
Diversas propriedades dos argilominerais estão 
diretamente associadas à sua estrutura cristalina e 
química (Konta, 1995). 
Uma argila qualquer pode ser composta 
por partículas de um argilomineral ou por uma 
mistura de vários argilominerais. Suas 
propriedades e características variam de acordo 
com seus componentes e tipo de formação 
(Santos, 1989). Isto faz com que existam inúmeras 
denominações e nomenclaturas para as argilas de 
acordo com a região onde são encontradas e tipo 
de utilização a que são destinadas: indústrias, 
componentes agrícolas, etc. 
 
 
35 
 
 
Estrutura cristalina dos argilominerais 
Nas redes atômicas da maioria dos 
argilominerais estão presentes basicamente dois 
tipos de unidades estruturais: uma folha de 
tetraedros de sílica ligados pelos oxigênios 
localizados nos vértices da base e uma folha de 
octaedros de alumina ligados pelas faces laterais 
(Moore & Reynolds, 1989). 
Os filosilicatos, como todos os demais 
grupos de silicatos, são constituídos por uma 
unidade estrutural Si-O, que é um tetraedro de 
coordenação com o Si ao centro e quatro 
oxigênios em cada um dos vértices do tetraedro. O 
tetraedro Si-O se encontra eletricamente 
descompensado, pois o Si possui quatro cargas 
positivas frente a oito negativas dos quatro 
oxigênios dos vértices. Por isto, deverá se unir a 
outros cátions para neutralizar as cargas 
(Theng,1979). O cátion predominante é o silício 
(Si4+) e pode ser substituído, mais freqüentemente 
por alumínio (Al3+) e, ocasionalmente, por ferro 
(Fe3+). 
Nestas estruturas, cada vértice da face 
basal pertence a dois tetraedros vizinhos (cada 
oxigênio se coordena a dois silícios), originando 
uma folha de tetraedros, de extensão infinita e 
fórmula (Si2O5)2- (Figura 2.1) (Theng,1979). 
 
 
Figura 2.1: (a) tetraedro SiO4 isolado e (b) 
camada de tetraedros dispostos em rede 
hexagonal. 
Os tetraedros, no caso dos filosilicatos, 
compartilham seu vértice superior com um 
octaedro de coordenação, com Al e/ou Mg no 
centro e O e/ou OH nos seis vértices. Os octaedros 
são bipirâmides com seu plano equatorial 
quadrado e todas suas faces triângulos eqüiláteros 
iguais. Estes octaedros também se encontram 
descompensados eletricamente (duas cargas 
positivas se o cátion octaédrico é o Mg, ou três se 
o cátion é o Al, frente às doze possíveis cargas 
negativas que podem suportar os seis vértices). 
Para a neutralização das cargas, seus vértices são 
compartilhados entre si, formando uma folha de 
octaedros (Figura 2.2) (Theng, 1979). 
 
 
Figura 2.2: (a) unidade octaédrica isoladae (b) 
folha de unidades octaédricas 
A combinação de uma folha octaédrica 
com uma ou duas tetraédricas é denominada 
camada unitária. Em uma camada, as unidades 
estruturais (tetraédricas e octaédricas) unem-se 
por ligações covalentes. As camadas de tetraedros 
e octaedros se acoplam originando lamelas, que ao 
repetir-se formam a estrutura cristalina. A 
distância entre um plano de uma camada e o plano 
correspondente da camada seguinte é denominado 
espaçamento basal ou distância interplanar d. 
As camadas da rede cristalina são 
mantidas unidas por forças de Van der Waals, o 
que favorece a clivagem no plano basal, paralelo 
às lamelas. Quanto maior o espaçamento basal, 
maior a flexibilidade e mais fraca a ligação 
(Moore & Reynolds, 1989). Em alguns 
filosilicatos, as lamelas não são eletricamente 
neutras devido às substituições de uns cátions por 
outros de distinta carga (substituições 
isomórficas). O balanço de carga se mantem pela 
presença, no espaço interlamelar de cátions 
individuais (como por exemplo, o grupo das 
micas), cátions hidratados (como nas vermiculitas 
e esmectitas) ou grupos hidroxila coordenados 
octaedricamente, similares às folhas octaédricas, 
como sucede nas cloritas. Os cátions 
interlamelares mais freqüentes são metais 
alcalinos (Na e K) ou alcalino terrosos (Mg e Ca). 
Os filosilicatos podem estar formados por 
uma folha tetraédrica mais uma folha octaédrica, e 
se denominam bilamelares (1:1, ou T:O). Podem 
estar formados também por três folhas: uma 
octaédrica e duas tetraédricas, e se denominam 
trilamelares (2:1 ou T:O:T). De acordo com o 
número e a razão de folhas em uma camada 
estrutural fundamental, com as substituições 
catiônicas existentes nos octaedros e tetraedros e 
com a carga resultante das camadas, os 
argilominerais cristalinos são classificados em 
sete grupos (Santos, 1989): 
11. O grupo da Caulinita e Serpentina 
22. O grupo das Micas ou Ilitas 
33. O grupo das Vermiculitas 
14. O grupo das Esmectitas ou 
Montmorilonitas 
25. O grupo dos Talcos e Pirofilitas 
36. O grupo das Cloritas 
47. O grupo das Paligorsquitas e Sepiolitas. 
 
Grupo da Montmorilonita ou Esmectita 
Os argilominerais do grupo da 
montmorilonita são constituídos por duas folhas 
de silicato tetraédricas, com uma folha central 
octaédrica, unidas entre si por oxigênios comuns 
36 
 
às folhas. A população das posições catiônicas é 
tal que as camadas estão desequilibradas 
eletricamente com uma deficiência de cargas 
positivas de cerca de 0,66 cátion monovalente por 
célula unitária. Esta deficiência é equilibrada 
principalmente por cátions hidratados entre as 
camadas estruturais. Os cátions neutralizantes não 
estão fixados irreversivelmente e podem ser 
trocados por outros cátions. As camadas 
sucessivas estão ligadas fracamente entre si e 
camadas de água ou de moléculas polares, de 
espessuras variáveis, podem entrar entre elas, 
chegando a separá-las totalmente. A espessura 
interlamelar varia com a natureza do cátion 
interlamelar e da quantidade de água disponível. 
Assim, o argilomineral não tem distância 
interplanar basal fixa. 
A ligação fraca entre as camadas e o 
elevado grau de substituição isomórfica torna fácil 
a clivagem das partículas deste argilomineral, 
havendo uma tendência muito grande à separação 
das camadas estruturais em meio aquoso. 
Desses fatos, resulta que as partículas de 
montmorilonitas são, em geral, extremamente 
finas. Argilas constituídas por esses 
argilominerais geralmente possuem, em elevado 
grau, propriedades plásticas e coloidais e 
apresentam grandes variações em suas 
propriedades físicas. Essas variações podem 
frequentemente, ser atribuídas a variações na 
natureza dos cátions trocáveis que neutralizam a 
estrutura cristalina e a fatores estruturais e 
composicionais como variações na população das 
posições octaédricas (Santos, 1989). 
 
Grupo das Caulinitas. 
As caulinitas são argilominerais de 
estrutura 1:1, não apresentam substituições 
isomórficas em sua estrutura, e cada camada 
estrutural é constituída pela associação de uma 
folha tetraédrica de sílica com uma folha 
octaédrica de gibsita ou uma folha octaédrica de 
brucita. O fato da caulinita não apresentar 
expansão interlamelar evidencia a presença de 
ligações fortes entre as camadas. A força que une 
as camadas tem sido atribuída a ligações 
hidrogênio entre o oxigênio de uma folha 
tertraédrica e a hidroxila de uma folha octaédrica 
subsequente, aumentada pela força de Van der 
waals (Theng, 1979). 
 
Grupo das Micas/Ilita 
São formadas por duas folhas tetraédricas 
de silício que ensanduicham uma folha octaédrica 
em relação à qual o íon coordenado pode ser Al+3, 
Fe+3, Fe+2 ou Mg+2. Na folha tetraédrica, ¼ do Si+4 
é substituído por Al+3. Encontram-se íons K+ e/ou 
Na+ entre folhas tetraédricas de camadas 
adjacentes que contrariam o desequilíbrio de 
cargas elétricas resultantes das substituições 
isomórficas referidas e que asseguram a ligação 
eletrostática entre camadas estruturais adjacentes. 
O espaçamento entre camadas estruturais 
consecutivas é de 10Å e as camadas estão ligadas 
umas às outras, em regra, por íons K+ (Gomes, 
1986). A Figura 2.3 mostra a representação 
esquemática da estrutura cristalina da caulinita e 
da ilita. 
 
 
Figura 2.3: Representação esquemática da 
estrutura cristalina da Caulinita e da Ilita. 
 
 
PROPRIEDADES DOS ARGILOMINERAIS 
 
Capacidade de troca de íons. 
A capacidade de troca de íons de um 
aluminosilicato é a quantidade de íons, 
particularmente cátions, que este pode adsorver e 
trocar. Esta propriedade resulta do desequilíbrio 
das cargas elétricas na estrutura cristalina devido 
às substituições isomórficas, às ligações químicas 
rompidas nas arestas das partículas e à interação 
dos íons H3O+ com as cargas nestas ligações 
rompidas. Para neutralizar estas cargas, existem 
cátions trocáveis, que estão fixos 
eletrostaticamente ao longo das faces e entre as 
camadas estruturais que podem ser trocados por 
reação química por outros íons em solução 
aquosa. Estes íons permutáveis estão fixos 
eletrostaticamente devido às dimensões e à 
configuração geométrica. Assim, os ânions SO4-2, 
PO4-3 e SiO4-4 estão fixados nas arestas das 
camadas SiO4 que existem no argilomineral ou 
então substituem íons hidroxila adsorvidos que 
dão carga negativa à partícula. Os cátions podem 
ser agrupados segundo uma série de “facilidade de 
substituição ou troca”, que varia ligeiramente para 
cada argilomineral (Aguiar & Novaes, 2002). 
37 
 
A capacidade de troca catiônica 
representa uma propriedade importante dos 
argilominerais, visto que os íons permutáveis 
influem poderosamente sobre as suas 
propriedades físico-químicas e tecnológicas. 
Podem-se modificar as propriedades plásticas e 
outras propriedades de uma argila pela permuta do 
íon adsorvido (Santos, 1989). 
A facilidade de troca ou afinidade dos 
materiais trocadores de íons está relacionada com 
a carga e o tamanho dos íons em solução. O poder 
de troca de um cátion será maior, quanto maior for 
a sua valência e menor a sua hidratação. A força 
com que um íon será atraído é proporcional à sua 
carga iônica, e por conseqüência, íons de maior 
valência são mais fortemente atraídos pelo 
material. 
Entre cátions de mesma valência, a 
seletividade aumenta com o raio iônico, em 
função do decréscimo do grau de hidratação, pois 
quanto maior for o volume do íon, mais fraco será 
o seu campo elétrico na solução, e 
conseqüentemente, menor o grau de hidratação. 
Logo, para uma mesma série de íons, o raio 
hidratado é geralmente inversamente proporcional 
ao raio iônico do cristal. Entretanto, o grau de 
hidratação do íon depende da viscosidade da 
solução, da temperatura, da presença de 
interferentes e de vários outrosfatores, podendo 
ter um valor variável em função de determinada 
aplicação (Aguiar & Novaes, 2002). 
A capacidade de troca catiônica na 
caulinita é devida, principalmente, a ligações 
rompidas, e aumenta com o decréscimo das 
dimensões das partículas e pode, portanto, ser 
aumentada nesses minerais, por meio de moagem 
ou cominuição violenta. As posições da permuta 
podem, por outro lado, ser bloqueadas por ferro, 
alumínio e moléculas orgânicas. As argilas do 
grupo da caulinita apresentam capacidade de troca 
de cátions menor que as do grupo da 
montmorilonita, porque todas elas, além de 
trocarem cátions em sua superfície externa, 
também adsorvem cátions entre as camadas 
estruturais. Os cátions naturalmente fixados são 
H+ ou H3O+, Na+, K+, Ca+2, Mg+2 e Al+3, podendo 
ser trocado por outro cátion, como por exemplo, 
NH4+, Na+, Mg+2, Sr+2, Ba+2 (Santos, 1989). 
De acordo com a literatura na área de 
geotecnia, os cátions de troca quantitativamente 
mais importantes no solo são os cátions básicos 
Ca+2, Mg+2, K+, Na+, e os cátions ácidos H+ e Al+3. 
Um dos conceitos decorrentes da análise química 
dos solos mais importantes é a soma das bases 
trocáveis (valor S), o qual indica o número de 
cargas negativas dos colóides que estão ocupadas 
por bases (Pessoa, 2004). 
Os principais fatores que afetam a 
capacidade de troca de cátions são a espécie e 
quantidade de argila e matéria orgânica, superfície 
específica, pH (Lopes, 1992). Segundo Stevenson 
(1985) citado por Costa, 2002, cerca de 25 a 90% 
da capacidade de troca catiônica dos solos de 
superfície pode ser atribuída à matéria orgânica. 
Em solos arenosos, mesmo pequenas quantidades 
de matéria orgânica exercem um papel 
extremamente importante na retenção dos cátions. 
A Tabela 2.1 apresenta a faixa de valores de 
capacidade de troca de cátions para argilominerais 
e ácidos húmicos e fúlvicos (Costa, 2002). 
Em relação à influência do pH no 
processo de troca iônica, tem-se que para soluções 
ácidas, o íon H+ presente em altas concentrações 
bloqueia a substituição por outros cátions, 
resultando em uma menor troca catiônica em 
relação a soluções alcalinas (Costa, 2002). 
Deve-se lembrar que muitos solos 
encontrados no Brasil, apesar de apresentarem alta 
porcentagem de argila, comportam-se em termos 
de capacidade de troca de cátions de modo 
semelhante a solos arenosos. Isto é explicado pelo 
fato destas argilas serem, predominantemente de 
baixa atividade (caulinita, sesquióxidos de ferro e 
alumínio, etc.) (Lopes, 1992). 
 
Carga superficial 
Dois tipos de cargas podem ser 
distinguidos nos argilominerais: uma carga 
permanente resultante da substituição isomórfica 
de cátions de alta valência por cátions de baixa 
valência na estrutura do cristal, e uma carga 
variável resultante da dissociação e/ou associação 
de prótons de grupos hidroxílicos pela superfície. 
A prevalência da carga permanente exposta nos 
planos basais das partículas é uma característica 
comum da maioria dos argilominerais. Tanto os 
números absolutos ou relativos dos sítios de carga 
permanente e variável variam entre os minerais. A 
carga superficial de minerais influencia a 
microestrutura da argila, o tamponamento e a 
troca de íons. Mudanças no pH podem alterar a 
carga do mineral via adsorção ou desorção de 
cátions não trocáveis. 
Em caulinitas, a carga variável domina 
nas arestas e nos sítios basais de Alumínio e 
Silício do mineral. A carga negativa permanente 
da substituição isomórfica de Al+3 por Si+4 é 
significativa, e seu valor depende fortemente do 
tamanho de partícula (Jozefaciuk, 2002). 
2.3.3 – pH. 
38 
 
O pH de argilas é provavelmente uma das 
medidas mais informativas que pode ser feita para 
determinar as suas características, e indica muito 
mais do que simplesmente sua acidez ou 
basicidade (Thomas, 1996). O valor do pH da 
argila é um indicativo da sua capacidade de 
retenção de cátions ou de ânions, além de estar 
relacionado com a presença de sesquióxidos de 
ferro (Fe2O3) e de alumínio (Al2O3), matéria 
orgânica e com a concentração de bases (Ca, Mg, 
K e Na) (Faria, 2002). 
A medida do pH em solução de cloreto 
de potássio (KCl) é geralmente utilizada para 
verificar a existência de alumínio trocável. O 
valor absoluto do pH em KCl possui uma forte 
correlação com a saturação de alumínio. A 
solução de cloreto de potássio é responsável pelo 
deslocamento dos íons H+ e Al+3. O alumínio, 
deslocado pelo íon K+ no complexo de troca, 
consome íons OH- e aumenta a concentração de 
íons H+. Como resultado, o pH da solução tem o 
seu valor reduzido. Para solos que possuem carga 
elétrica resultante negativa (capacidade de troca 
de cátions), a medida do pH em KCl é geralmente 
cerca de uma unidade de pH menor do que a 
medida do pH em água (Thomas, 1996). 
A comparação da medida do pH em KCl 
com o pH em água fornece uma noção da natureza 
da carga elétrica resultante do sistema coloidal. O 
∆pH refere-se à diferença do valor do pH com 
uma amostra diluída em uma solução de cloreto 
de potássio (KCl) e com o valor do pH com uma 
amostra diluída em água destilada. Pela diferença 
entre os valores do pH (∆pH), pode-se concluir se 
a argila tem capacidade de reter cátions ou ânions. 
Se o ∆pH for negativo, a argila tem capacidade de 
reter cátions. Se o ∆pH for positivo, a argila tem 
capacidade de reter ânions (Faria, 2002). 
O pH, além de indicar o grau de acidez 
da argila, determina a disponibilidade dos 
nutrientes contidos ou adicionados ao solo. A 
maior parte dos nutrientes (K, Ca, Mg, N, S, B e 
P) encontram-se menos disponíveis em baixos 
valores de pH e alguns, como Fe, Cu, Mn e Zn 
apresentam comportamento inverso. 
Geralmente valores de pH do solo em 
torno de 2 ou 3 indica a presença de ácido mineral 
livre, usualmente ácido sulfúrico. Este valor de 
pH indica não somente a presença de H+, mas 
também uma continuidade da sua fonte. As fontes 
usuais deste ácido são minerais piríticos, os quais, 
após oxidação, formam ácido sulfúrico. Em 
valores de pH de 4 a 5, a presença de Alumínio 
trivalente trocável está presente em solos minerais 
e até em certos solos orgânicos. Em pH acima de 
5,5, a química do Alumínio é dominada por uma 
mistura complexa de Al-hidróxi íons, muitos deles 
altamente polimerizados e virtualmente não 
trocáveis. Em muitos solos, a maior parte da 
“região de tamponamento” é controlada pelos íons 
Al-hidróxi adsorvidos nas partículas de argila e na 
matéria orgânica. Do ponto de vista do controle de 
acidez do solo, estes compostos Al-hidróxi são 
muito bem tamponados e resistem a tendência de 
agentes acidificantes (como NH4 presentes nos 
fertilizantes). Eles atuam igualmente bem como 
“dissipadores” para H+ e OH- e são a maior fonte 
da chamada cargadependente do pH. Solos com 
valores de pH de 7,6 a 8,3 são geralmente 
calcáreos, com predominância dos íons Ca+2 em 
solução. Quando os valores de pH são superiores 
a 9,0 pode-se inferir a predominância do 
carbonato de sódio (Na2CO3). Nesta faixa de pH, 
o CaCO3 se torna tão insolúvel que o Na2CO3 
tampona o solo. Quando o carbonato de sódio se 
torna dominante, não somente o sódio é um 
importante cátion nos trocadores do solo, mas o 
cálcio deixa de ser importante devido a sua 
precipitação como CaCO3 (Thomas, 1996). 
 
Mineralogia. 
São os minerais argilosos a primeira 
causa da plasticidade de argilas. Em argilas do 
mesmo tipo, quanto maior for o teor em minerais 
argilosos, maior será a plasticidade. A presença de 
minerais acessórios não plásticos (quartzo, 
feldspatos, etc.) reduz a plasticidade global das 
argilas. Ao se comparar o comportamento plástico 
de várias espécies de minerais argilosos, as 
montmorilonitas, por exemplo, requerem mais 
água que as caulinitas já que, além da água que 
em forma de filme envolve as partículas,outra 
água ocupa os espaços intercamadas estruturais na 
montmorilonita. Caulinitas bem cristalizadas 
apresentam menor plasticidade que caulinitas 
fracamente cristalizadas, provavelmente porque 
estas últimas possuem cristais de dimensão e 
espessura média inferiores. Granulometria fina, 
clivagem lamelar, proporcionam maior superfície 
específica e, por conseguinte, maior plasticidade. 
 
Granulometria 
Em geral, nas massas argilosas, um 
aumento da percentagem de partículas finas 
corresponde a um aumento de plasticidade. A 
distribuição dimensional das partículas também é 
muito importante. Quanto maior a superfície 
específica, maior é a quantidade de água que se 
pode fixar na superfície disponível. 
 
Hábito ou forma dos cristais. 
39 
 
O hábito lamelar dos argilominerais é um 
fator muito influente na plasticidade juntamente 
com a fácil clivagem basal. Mas, só por si, o 
hábito lamelar e a clivagem basal perfeita, são 
pouco influentes. É o caso das micas que, mesmo 
quando reduzidas a granulometria extremamente 
fina, são muito menos plásticas que qualquer dos 
outros minerais argilosos. 
 
Carga elétrica dos cristais 
Os minerais argilosos possuem carga 
elétrica globalmente negativa para quase todos os 
valores de pH, com a qual está relacionada a sua 
capacidade de troca catiônica e o seu potencial 
eletrocinético. A espessura do filme de água 
coordenada ou ligada que envolve as partículas 
nas massas argilosas está diretamente relacionada 
com o potencial eletrocinético e com o cátion de 
troca. 
As partículas de argila que fazem parte 
de uma massa plástica estão em posição de 
equilíbrio entre forças repulsivas devidas as suas 
cargas elétricas negativas, balanceadas por forças 
atrativas com uma componente de Van der Waals 
e outra de tensão superficial devido à água. Os 
filmes de água atuam como lubrificante, 
facilitando o deslizamento das partículas umas 
sobre as outras quando a massa é deformada ou 
trabalhada. A coesão é devida as forças de Van 
der Waals e a tensão superficial da água. 
Como mencionado, as cargas negativas 
existentes nas superfícies dos argilominerais são 
originadas de substituições isomórficas (cargas 
permanentes) e de cargas dependentes do pH. As 
cargas dependentes do pH provocam a dissociação 
dos grupos OH- presentes nos radicais orgânicos 
(matéria orgânica) e minerais, principalmente os 
sesquióxidos de ferro e alumínio em valores de 
pH elevados. Portanto, a existência de cargas 
negativas no meio pode estar relacionada aos 
argilominerais e minerais, e à matéria orgânica 
presentes na amostra. Além disso, a densidade de 
cargas negativas na superfície dos argilominerais 
também pode estar relacionado à presença de 
microrganismos no meio. 
A origem das cargas na superfície 
microbiana está em grupos funcionais, tais como 
fosfatos, carboxilas e hidroxilas, presentes nas 
estruturas da membrana celular, parede celular ou 
algum outro envoltório, que são constituídos de 
ácidos graxos, aminoácidos, ácidos teicóicos, 
lipídeos e polissacarídeos. Similar ao que ocorre 
com as superfícies minerais, o potencial 
eletrocinético das superfícies microbianas varia de 
acordo com o ambiente químico (pH, força iônica, 
etc.) a que estas são submetidas. Apesar de 
apresentarem tanto sítios positivos como 
negativos em sua superfície, a maioria dos 
microrganismos tende a apresentar ponto 
isoelétrico em valores de pH ácidos, devido ao 
grande percentual de grupos aniônicos, 
principalmente grupos carboxilas, em detrimento 
a grupos catiônicos (Mesquita, 2000). 
A capacidade de um microrganismo 
aderir-se ou não a superfície de um mineral 
dependerá das características da superfície do 
mineral e do microrganismo. O pH do sistema 
será de grande importância, visto que este 
geralmente determinará as cargas de superfície 
relativas ao mineral e ao microrganismo 
(Mesquita, 2000). 
Algumas espécies microbianas excretam 
ácidos graxos, lipídeos em seu meio de 
crescimento. Assim, tanto a composição da parede 
celular quanto os constituintes metabólicos 
excretados pelo microrganismo são importantes 
na modificação da superfície de um mineral. As 
interações entre as células microbianas e as 
partículas minerais levam a mudanças 
significativas na química de superfície dos 
mesmos. Tais alterações superficiais são possíveis 
devido à adsorção das células, ou de produtos 
excretados por elas, às partículas minerais. Essa 
adsorção se processa por meio de mecanismos 
como os de interações eletrostáticas e 
hidrofóbicas, dependendo da espécie microbiana, 
da espécie mineral e do ambiente químico em 
questão. Um outro mecanismo possível seria a 
ação do metabolismo microbiano, oxidando a 
superfície do mineral (Mesquita, 2000). 
 
Natureza dos cátions de troca e do estado de 
defloculação da argila. 
A natureza do cátion de troca é influente 
na plasticidade. Uma argila em que Na+ é o cátion 
de troca, requer muito menos água para fluir do 
que uma argila em que o Ca2+ ou o Mg2+ são os 
cátions de troca. 
 
Preparação de argilas. 
A argila é o tipo de mineral mais 
difundido, utilizado como material de construção 
desde os tempos remotos, e atualmente permanece 
como matéria-prima básica para a produção de 
materiais de construção de diferentes propósitos. 
Porém, matérias-primas argilosas diferem por 
estabilidade de propriedades, o que possui um 
efeito negativo especialmente em qualidade de 
produção. Além disso, muitas regiões não 
possuem matérias-primas argilosas de alta 
qualidade para a produção de materiais cerâmicos 
de construção. Os produtos cerâmicos, que têm 
40 
 
como base à utilização destas matérias-primas, 
apresentam pequena durabilidade e resistência, e 
elevado percentual de defeitos. 
A qualidade da produção na indústria é 
definida pela qualidade da matéria-prima inicial, 
seu processamento e, por último, pela 
correspondência do processamento com as 
propriedades tecnológicas da matéria-prima. A 
qualidade da matéria-prima é inicialmente 
caracterizada por sua estrutura química e 
granulométrica, o que determina suas 
propriedades tecnológicas, baseadas nas 
propriedades físicas do material como estrutura, 
plasticidade, permeabilidade, retração. 
Ceramistas utilizam processos naturais 
para manipular e controlar as propriedades dos 
seus corpos argilosos. A exposição das argilas ao 
sazonamento ou envelhecimento é uma técnica 
padrão para aumentar a plasticidade de uma 
argila, podendo produzir alguns efeitos desejados 
dentro de semanas (Velde, 1995). 
No passado, na China e em outros países 
Asiáticos, argilas e caulins utilizados na produção 
de cerâmicas eram maturados durante anos em 
poços úmidos. Pequenas quantidades de resíduos 
orgânicos eram adicionadas ocasionalmente à 
superfície do material argiloso. Esta prática 
provocava uma melhora nas propriedades 
cerâmicas destes materiais (Groudeva & Groudev, 
1995). Porém, atualmente este procedimento não é 
justificado, já que existem fatores econômicos que 
obrigam a reduzir o tempo de sazonamento ou 
envelhecimento da argila (Abajo, 2000). 
 
Aplicações 
A maioria das aplicações da argila 
reporta-se ao domínio da cerâmica, onde as suas 
propriedades básicas são a plasticidade e o 
endurecimento quando cozida ou queimada. 
Com base nas argilas cauliníticas obtêm-
se faianças domésticas e sanitárias. As matérias 
primas mais ricas em caulinite podem ser 
utilizadas em aplicações mais nobres - utilizando 
fornos de alta temperatura produzem-se 
porcelanas, isto é, produtos brancos e mais 
translúcidos, para o uso doméstico, em isoladores 
eléctricos ou noutros fins. 
Outras aplicações cerâmicas da argila 
situam-se no campo da construção civil. Trata-se 
da cerâmica estrutural, para a qual se utiliza a 
argila do tipo comum. De entre outros produtosfabricados destacam-se a telha e o tijolo. 
Outros campos de aplicação da argila 
incluem: indústrias do papel, do cimento, de 
refractários, da borracha, de aglomerantes de areia 
em moldes para fundição, dos plásticos e tintas 
plásticas; agricultura; agregados leves 
(classificados em três grupos): agregados leves 
naturais, agregados leves de sub-produtos 
industriais e agregados leves manufacturados. 
O elevado poder adsorvente de certos 
tipos de argilas, como a bentonite, é usado para a 
clarificação de óleos minerais, vegetais e animais, 
na filtração de cerveja e na clarificação da água, 
etc. 
 
 
 
QUÍMICA ORGÂNICA 
 
A divisão da Química em orgânica e 
inorgânica se baseou nas conclusões de Lavoisier 
que, em 1784, provou que compostos obtidos dos 
animais ou vegetais contém carbono. 
Compostos orgânicos: obtidos a partir de 
organismos vivos. 
Compostos inorgânicos: obtidos a partir 
de materiais do reino mineral. 
Berzélius defendeu a idéia de que os compostos 
orgânicos só podiam ser obtidos nos organismos 
vivos, e não nos laboratórios. Tal proposição ficou 
conhecida como teoria da força vital. 
Wöhler obteve a uréia em laboratório em 
1828. O mesmo fez Kolbe em 1845 com o ácido 
acético. A obtenção em laboratório destas duas 
substâncias reconhecidamente orgânicas fez cair 
por terra a teoria da força vital. A partir de então 
teve início um esforço para a obtenção de outros 
compostos orgânicos em laboratório. Hoje, a 
quantidade de compostos orgânicos supera em 
muito a dos inorgânicos. 
Historicamente o nome Química 
Orgânica foi mantido. No entanto, indicando o 
estudo dos compostos cujas moléculas são 
baseadas no elemento químico carbono. 
 
O átomo de carbono 
O isótopo mais abundante do carbono é o 
de número de Z = 6 e A = 12. Ele é composto por 
6 prótons, 6 elétrons e seis nêutrons. Seus elétrons 
são distribuídos em duas camadas eletrônicas. 
 
6C → 1s2 2s2 2p2 camada K: 2 elétrons camada 
L: 4 elétrons 
Os átomos de carbono são tetravalentes e suas 
quatro valências são equivalentes entre si. 
 
 
41 
 
Eles se ligam entre si formando cadeias. 
As ligações do átomo de carbono são orientadas 
para os vértices de um tetraedro e o ângulo entre 
elas é de 109º 28'. Isso possibilita que eles 
realizem entre si: 
Ligações simples, quando ligados por um vértice, 
 Ligações duplas, quando ligados por dois vértices, 
 Ligações triplas, quando ligados por três vértices. 
 A maneira usada para se explicar as 
ligações simples, duplas e triplas realizadas pelos 
átomos de carbono é a hibridização. Neste tipo de 
situação, orbitais de subníveis diferentes do nível 
de valência se mesclam, originando novos orbitais 
(híbridos). No estado fundamental, o carbono 
apresenta a seguinte configuração eletrônica. 
1s2 2s2 2p2 
Somente os orbitais do segundo nível é 
que participam da hibridização e sempre um dos 
elétrons do orbital 2s é "promovido" para o orbital 
2p vazio. Este fenômeno só é possível devido a 
similaridade energética dos dois orbitais. 
 2s2 2p2 
 
Após a promoção, dizemos que o átomo 
de carbono se encontra no estado ativado. 
 
 
Na hibridização sp3, o orbital 2s se funde 
com os três orbitais 2p, originando quatro orbitais 
híbridos sp3 idênticos entre si. Cada um dos 
orbitais se orienta segundo os vértice de um 
tetraedro regular. Os ângulos entre os eixos de 
ligação são de 109°28'. 
 
 
 
 
Todos os orbitais sp3 participam de 
ligações sigma, ou seja, o eixo da ligação coincide 
com o eixo do orbital. Todas as ligações são 
simples. 
Na hibridização sp2, o orbital 2s se funde 
com dois orbitais 2p, originando três orbitais sp2 e 
um p puro. Os três orbitais híbridos sp2 se 
orientam de acordo com um triângulo eqüilátero, 
os ângulos entre eles são de 120°. O orbital p puro 
fica perpendicular ao plano do triângulo. 
 
 Os orbitais do tipo sp2 fazem ligações do 
tipo sigma e o p puro faz ligações pi (ligação 
perpendicular ao eixo do orbital). Duas ligações 
são simples e uma é dupla. 
Na hibridização sp, o orbital 2s se funde com um 
orbital 2p, originando dois orbitais sp e dois p 
puros. Estes dois orbitais se ficam no mesmo eixo, 
42 
 
guardando um ângulo de 180° um do outro. Os 
orbitais p puros são perpendiculares entre si e em 
relação ao eixo dos orbitais sp. 
 
Os dois orbitais sp fazem ligações do tipo 
sigma e os dois p puros fazem ligações do tipo pi. 
Duas ligações simples e uma tripla ou duas 
ligações duplas. 
Em uma ligação dupla dupla sempre 
temos uma sigma e uma pi e em uma ligação 
tripla sempre temos uma ligação sigma e duas pi. 
 
Exemplo 1 (PUC - RJ) Quantas ligações pi, no 
total, existem no composto representado pela 
fórmula abaixo: 
 a) 2 
b) 3 
c) 4 
d) 5 
e) 6 
Resolução 
Toda ligação simples é sigma, em toda ligação 
dupla temos uma sigma e uma pi, em toda ligação 
tripla temos uma sigma e duas pi. A alternativa 
correta é a e, temos 6 ligações pi no composto 
acima. 
 
Exemplo 2 (PUC - RJ) Um composto é 
representado pela seguinte fórmula estrutural. 
 As hibridizações dos átomos de carbono do 
composto, contados da esquerda para a direita são: 
a) sp3, sp, sp2, sp3 
b) sp3, sp2, sp3, sp3 
c) sp3, sp2, sp2, sp3 
d) sp3, sp2, sp, sp3 
e) sp2, sp, sp2, sp2 
Resolução 
Carbono só com ligações simples é sp3. 
Carbono com uma ligação dupla é sp2. 
Carbono com uma ligação tripla ou duas duplas é 
sp. 
A alternativa correta é a b. 
 
Exemplo 3 (Vunesp) Na molécula do propino, o 
número de ligações sigma e de ligações pi são, 
respectivamente: 
a) 2 e 2 
b) 5 e 1 
c) 5 e 2 
d) 6 e 2 
e) 7 e 1 
Resolução 
A molécula de propino possui a seguinte 
estrutura: H3C - C  CH 
Todas as ligações simples são sigma: 5 
Na ligação tripla, duas são pi e uma sigma. 
total de ligações sigma: 5 + 1 = 6 
total de ligações pi: 2 
Alternativa correta: d 
 
 
Cadeias carbônicas 
Cadeia carbônica é toda estrutura 
formada por átomos de carbono ligados 
entre si. Os elementos mais comuns nas 
cadeias carbônicas são: 
Carbono: é tetravalente e efetua sempre 
quatro ligações, que são representadas por traços 
ao seu redor. Apesar de poder fazer até quatro 
ligações, com um mesmo átomo ele pode efetuar 
somente três. 
 Hidrogênio: é monovalente e efetua somente uma 
ligação, que é representada por um traço. 
 Oxigênio: é divalente e efetua duas ligações, que 
são representadas por dois traços. Pode se ligar a 
dois átomos ao mesmo tempo ou efetuar suas duas 
ligações com o mesmo átomo. 
 Nitrogênio: é trivalente e efetua três ligações, que 
são representadas por três traços. Pode se ligar a 
dois ou três átomos ao mesmo tempo, ou ainda, 
efetuar suas três ligações com o mesmo átomo. 
43 
 
 As cadeias orgânicas podem ser 
representadas de maneira simplificada. Neste tipo 
representação, os traços das ligações com os 
átomos de hidrogênio são omitidas. 
 
 
 H H H 
 | | | 
 H - C - C - C - H H3C - CH2 - CH3 
 | | | 
 H H H 
 Representação convencional resentação 
simplificada 
 
Os átomos de carbono das cadeias podem 
ser classificados de acordo com o número de 
outros carbonos a que se encontrem ligados. 
Carbono primário: ligado a somente um 
outro átomo de carbono. 
Carbono secundário: ligado a dois outros 
átomos de carbono. 
Carbono terciário: ligado a três outros 
átomos de carbono. 
Carbono quaternário: ligado a quatro 
outros átomos de carbono. 
Para este tipo de classificação não se 
considera se a ligação entre os carbonos é simples, 
dupla ou tripla, somente o número de carbonos a 
que se encontra ligado. 
 
 CH3 CH3| | 
H3C - C - CH2 - C = CH2 
 | 
 CH3 
 
C carbono primário C carbono secundário C 
carbono terciário C carbono quaternário 
 
 As cadeias orgânicas podem ser divididas em três 
grupos: 
abertas, acíclicas ou alifáticas: a cadeia não se 
fecha em nenhum ponto 
 
H3C - CH2 - CH2 - CH3 
 
fechadas ou cíclicas: a cadeia se fecha, formando 
uma figura geométrica 
 
 H2C - CH2 
 | | 
 H2C - CH2 
 
mistas: presença de cadeia fechada e pelo menos 
um carbono fora do anel 
 
 H2C - CH - CH2 - CH3 
 | | 
 H2C - CH2 
 
Estes tipos de cadeias podem ainda 
acumular outras classificações: 
 
Cadeia saturada / insaturada 
Na cadeia saturada ocorrem somente 
ligações simples entre os átomos de carbono. 
Na cadeia insaturada ocorre dupla e/ou 
tripla ligação entre átomos de carbono. É bom 
lembrar que quando ocorre ligação dupla ou tripla 
entre carbono e outro elemento, esta não é 
considerada para classificar a cadeia como 
insaturada. 
 
H3C - CH2 - CH2 - CH3 cadeia saturad 
H3C - CH2 - CH = O cadeia saturada 
H3C - CH2 - CH = CH2 cadeia insaturada 
 
Cadeia normal / ramificada 
Na cadeia normal não ocorrem "ramos" 
ou "galhos", os carbonos são todos primários e 
secundários. A cadeia tem um só eixo. 
Na cadeia ramificada ocorrem os "ramos" 
ou "galhos", deve ocorrer pelo menos um carbono 
terciário ou quaternário. A cadeia tem pelos 
menos dois eixos. 
 
 CH3 CH3 
 | | 
H3C - C - CH2 - C = CH2 
 | 
 CH3 
Nas posições em que ocorrem carbonos 
terciário (C) ou quaternário (C) a cadeia tem dois 
eixos, o que a caracteriza como ramificada. A 
cadeia abaixo é não ramificada, pois como ela não 
possui carbono terciário ou quaternário, poderia 
ser escrita em um só eixo (linear). 
 
H3C - CH2 - CH2 - CH3 
 
H3C - CH - CH2 - CH2 - CH3 
 
Cadeia homogênea / heterogênea 
Na cadeia homogênea a sequência de 
carbonos ocorre sem interrupção de um átomo 
diferente. Na cadeia heterogênea existe um átomo 
diferente do de carbono que interrompe a 
44 
 
seqüência de carbonos. Para funcionar como 
heteroátomo, este deve ser, no mínimo, divalente. 
 
H3C - CH2 - CH2 - O - CH2 - CH3 
 cadeia heterogênea 
 
H3C - CH2 - CH2 - CH2 - CH = O 
 cadeia homogênea 
 
Átomo diferente do de carbono no final 
da seqüência de carbonos não é heteroátomo. 
Cadeia homogênea e cíclica é dita 
homocíclica. Cadeia heterogênea e cíclica é dita 
heterocíclica. 
 
 
 
 
 
 
H2C - CH2 
 | | 
H2C - O 
cadeia heterocíclica 
 
H2C - CH2 
 | | 
H2C - CH2 
cadeia homocíclica 
 
 
Exemplo 1 (UEL) Na fórmula: 
H2C x CH - CH2 – C y N 
 x e y são, respectivamente, ligações: 
a) simples e dupla 
b) dupla e dupla 
c) tripla e simples 
d) tripla e tripla 
e) dupla e tripla 
Resolução 
O átomo de carbono sempre faz um total de 
quatro ligações. O átomo de nitrogênio faz um 
total de três ligações. 
A ligação da posição x une dois átomos de 
carbono com somente duas ligações realizadas, 
portanto, x é uma ligação dupla. A ligação da 
posição y une um átomo de carbono com uma 
ligação realizada e um átomo de nitrogênio sem 
nenhuma ligação, portanto, y é uma ligação tripla. 
A alternativa correta é a letra e. 
 
Exemplo 2 (UFRS) O citral, composto de 
fórmula: 
 tem forte sabor de limão e é empregado em 
alimentos para dar sabor e aroma cítricos. Sua 
cadeia carbônica é classificada como: 
a) homogênea, insaturada e ramificada 
b) homogênea, saturada e normal 
c) homogênea, insaturada e aromática 
d) heterogênea, insaturada e ramificada 
e) heterogênea, saturada e aromática 
Resolução 
A cadeia é homogênea, pois não existe 
heteroátomo separando dois átomos de carbono. 
Já ficam eliminadas as duas últimas alternativas. 
Existe dupla ligação entre átomos de carbono, a 
cadeia é insaturada. Fica eliminada a alternativa b. 
A cadeia é ramificada e não possui núcleo de 
benzeno. Alternativa correta é a a. 
 
Exemplo 3 (Unisinos - RS) Uma cadeia carbônica, 
para ser classificada como insaturada, deverá 
conter: 
a) um carbono secundário 
b) pelo menos uma ligação pi entre carbonos 
c) um carbono terciário 
d) pelo menos uma ramificação 
e) um heteroátomo 
Resolução 
Cadeia insaturada é aquela que possui, pelo 
menos, uma dupla ou tripla ligação entre dois 
átomos de carbono. A dupla ligação é formada por 
uma ligação sigma e uma pi. A tripla ligação é 
formada por uma ligação sigma e duas pi. 
Portanto, para que uma molécula seja considerada 
insaturada, deverá ter uma ligação do tipo pi. 
Alternativa correta é a b. 
 
Exemplo 4 (Ibero - Americana - SP) A cadeia 
carbônica abaixo pode ser classificada da seguinte 
forma: 
 a) aromática, ramificada, saturada e heterogênea 
b) aromática, normal, insaturada e homogênea 
c) alicíclica, ramificada, saturada e homogênea 
d) alifática, ramificada, insaturada e heterogênea 
e) alifática, normal, insaturada e homogênea 
Resolução 
45 
 
A cadeia não possui núcleo de benzeno, portanto 
não é aromática. Eliminadas as alternativas a e b. 
A estrutura não é cíclica, portanto não pode ser 
alicíclica (que é uma estrutura cíclica não 
aromática) Eliminada a alternativa c. A cadeia é 
heterogênea (não é normal) pois possui átomo de 
oxigênio separando átomos de carbono. 
Alternativa e eliminada. A alternativa correta é a 
d. 
 
Exemplo 5 (ITE Bauru - SP) O composto 
orgânico de fórmula plana abaixo possui: 
 a) 5 carbonos primários, 3 secundários, 1 terciário 
e 2 quaternários 
b) 3 carbonos primários, 3 secundários, 1 terciário 
e 1 quaternário 
c) 5 carbonos primários, 1 secundário, 1 terciário 
e 1 quaternário 
d) 4 carbonos primários, 1 secundário, 2 terciários 
e 1 quaternário 
Resolução 
Como a estrutura tem 5 extremidades, temos 5 
carbonos primários. Eliminadas as alternativas b e 
d. Como a estrutura só possui 1 átomo de carbono 
ligado a outros quatro, só temos um carbono 
quaternário (que é o segundo da esquerda para a 
direita). A alternativa correta é a c. 
 
 
 
 
Nomenclatura dos hidrocarbonetos de cadeia 
aberta e principais tipos de ramificação 
 
Função Orgânica: é um conjunto de 
substâncias com propriedades químicas 
semelhantes (propriedades funcionais) 
 
Grupo funcional: é o átomo ou grupo de 
átomos responsável(eis) pelas propriedades 
químicas dos compostos pertencentes a uma 
determinada função química. 
 
Os hidrocarbonetos são moléculas 
constituídas exclusivamente por carbono e 
hidrogênio. A sua nomenclatura se baseia na 
quantidade de carbonos presentes na cadeia e nos 
tipos de ligação presentes entre os átomos de 
carbono. A nomenclatura dos hidrocarbonetos é a 
base para as outras funções orgânicas. O nome de 
um composto orgânico deve desempenhar três 
funções: mostrar o número de carbonos envolvido 
na estrutura, mostrar os tipos de ligação entre os 
átomos e identificar a função orgânica a que o 
composto pertence. 
O prefixo de um nome de molécula 
orgânica depende do número de carbonos presente 
nesta cadeia. Estes prefixos também são usados na 
nomenclatura de outras funções orgânicas. 
A nomenclatura de alguns 
hidrocarbonetos é bastante simples pois todos os 
átomos de carbono se encontram no mesmo eixo. 
No caso de a cadeia possuir átomos de carbono 
terciário e/ou quaternário, teremos mais de um 
eixo na molécula e a nomenclatura passará a 
considerar a cadeia principal e suas ramificações. 
A cadeia principal é a maior sequência de 
carbonos dentro de uma cadeia. No caso dos 
alcenos, alcinos e alcadienos, as insaturações 
estão sempre (que possível) contidas na cadeia 
principal. Acadeia principal deve apresentar 
ainda o maior número de radicais (o menos 
complexos quanto possível). Nestes compostos, as 
insaturações sempre têm prioridade em receber os 
menores números. 
Todos os átomos de carbono que ficarem 
de fora da cadeia principal serão considerados 
como ramificações. Ramificações são grupos de 
átomos contendo quantidades variáveis de 
carbono que ficam como se fossem espetadas na 
cadeia principal. 
A presença de ramificações ou 
insaturações em uma cadeia é informada através 
de números dados aos carbonos da cadeia 
principal. Na ausência de insaturações, a 
numeração deve garantir a utilização dos menores 
números possíveis para as ramificações presentes. 
As ramificações presentes devem ser citadas de 
acordo com a ordem alfabética. A citação de 
ramificações repetidas deve ser acompanhada dos 
prefixos de quantidade di, tri, tetra, penta, etc, 
embora estes prefixos não sejam considerados na 
ordem alfabética. 
A nomenclatura orgânica oficial 
começou a ser criada em 1892 em um congresso 
internacional em Genebra, após várias reuniões 
surgiu a nomenclatura IUPAC (União 
Internacional de Química Pura e Aplicada). 
A nomenclatura IUPAC obedece aos 
seguintes princípios: 
I. Cada composto tenha um único nome 
que o distinga dos demais; 
II. Dada a fórmula estrutural de um 
composto, seja possível elaborar seu nome, e vice-
versa. 
46 
 
Obs.: Apesar de a nomenclatura IUPAC ser a 
oficial, existem outros tipos de nomenclatura 
como por exemplo a nomenclatura usual. 
 
Função Hidrocarboneto (CxHy) 
Os compostos pertencentes a esta função 
são constituídos exclusivamente por carbono e 
hidrogênio, portanto possuem fórmula geral: 
CxHy. 
Os hidrocarbonetos são muito 
importantes porque formam o "esqueleto" das 
demais funções orgânicas. 
Os Hidrocarbonetos estão divididos em 
várias classes, dentre as quais merecem destaque 
os alcanos, alcenos (alquenos), alcinos (alquinos), 
alcadienos, cicloalcanos, cicloalcenos e os 
hidrocarbonetos aromáticos. 
 
Alcanos ou Parafinas 
São hidrocarbonetos saturados de cadeia 
aberta (acíclica). Possuem fórmula geral: CnH2n+2. 
 
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= o 
álcool= ol 
aldeído= al 
cetona= ona 
ácido carboxílico= óico 
amina= amina 
éter= óxi 
 
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. 
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 palavra radical ser muito usada 
ela está errada o nome correto é grupo ou 
grupamento: grupo metil (correto), radical metil 
(errado). 
 
Nomenclatura dos Alcanos Ramificados. 
Para dar nome a um alcano ramificado, 
basta você seguir as seguintes regras estabelecidas 
pela IUPAC: 
1. 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. numere a cadeia principal de forma 
que as ramificações recebam os menores números 
possíveis (regra dos menores números). 
3. 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. os números são separados uns dos 
outros por vírgulas. 
5. 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. 
 
Alcenos ou Olefinas 
Alcenos, alquenos, olefinas ou 
hidrocarbonetos etenilênicos são hidrocarbonetos 
de cadeia aberta (acíclicos) contendo uma única 
dupla ligação. Possuem fórmula geral CnH2n . 
 
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. 
47 
 
3) Se houver mais de uma possibilidade 
para a cadeia principal adota-se a regra dos 
menores números. 
 
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). 
 
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; 
 
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; 
 
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 serespeitar a regra dos 
menores números; 
I II. As ramificações devem ser citadas em 
ordem alfabética; 
 
Álcool (R-OH) (OH ligado a carbono saturado) 
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; 
 
Éter (R-O-R') 
Oficial (IUPAC): (grupo menor) ÓXI + 
(hidrocarboneto correspondente ao grupo maior) 
 
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; 
 
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; 
 
48 
 
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; 
 
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; 
 
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; 
 
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); 
 
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). 
 
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. 
 
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; 
 
 
Exemplo 1 (CESGRANRIO) Assinale a 
alternativa que indica o nome do composto 
abaixo: 
 a) 3,3-dimetil-4-propil-hexano 
b) 3,3-dimetil-4-propil-dodecano 
c) 4-etil-3,3-dimetil-dodecano 
d) 4-etil-3,3-dimetil-heptano 
e) 5,5-dimetil-4-etil-heptano 
Resolução 
A mais longa seqüência de carbonos na estrutura 
proposta é justamente a linha horizontal que 
possui 7 átomos de carbono. Como não temos 
49 
 
insaturação, o composto é um alcano, ou seja, 
heptano. Já estão eliminadas as alternativas a, b e 
c. A alternativa correta é a d, pois considera os 
menores números para as ramificações. 
 
Exemplo 2 (CESGRANRIO) Assinale a única 
afirmativa correta, com relação ao composto que 
apresenta a estrutura abaixo: 
 O composto: 
0a) é um alqueno 
b) apresenta um radical n-propila ligado ao 
carbono 4 
c) apresenta dois radicais propila 
d) apresenta três radicais etila 
e) apresenta dois radicais etila 
Resolução 
A alternativa a está incorreta pois o composto não 
possui ligação dupla. 
A maior seqüência de carbonos no composto é a 
horizontal com oito átomos de carbono. Com isso, 
temos como ramificações: um metila, dois etila e 
um isopropila. Só resta como correta a alternativa 
e. 
 
Exemplo 3 (UFSE) O hidrocarboneto que 
apresenta a fórmula abaixo pertence à série dos: 
CH2 = CH - CH = CH2 
a) alcanos 
b) alcenos 
c) alcinos 
d) alcadienos 
e) alcatrienos 
Resolução 
Presença de somente átomos de C e H e de duas 
ligações duplas. Alternativa correta d. 
 
 
 
PETRÓLEO BRUTO 
 
Petróleo bruto é o termo para o óleo não 
processado. Ele também é conhecido apenas como 
petróleo. O petróleo bruto é um combustível 
fóssil, o que significa que ele é formado pelo 
processo de decomposição de matéria orgânica, 
restos vegetais, algas, alguns tipos de plâncton e 
restos de animais marinhos ocorrido durante 
centenas de milhões de anos na história geológica 
da Terra. Os tipos de petróleo bruto podem 
apresentar cores diferentes, de claros a negro, 
assim como viscosidades diferentes, que podem 
ser semelhantes à água ou quase sólidas. 
O petróleo bruto é o ponto de partida 
para muitas substâncias diferentes porque contém 
hidrocarbonetos. Os hidrocarbonetos são 
moléculas que contém hidrogênio e carbono e 
existem em diferentes tamanhos e estruturas, com 
cadeias ramificadas e não ramificadas e anéis. 
Duas características são importantes nos 
hidrocarbonetos: 
 Eles contêm muita energia. Muitos 
dos produtos derivados de petróleo bruto 
como a gasolina, óleo diesel, parafina sólida e 
assim por diante são úteis graça a essa energia; 
 Eles podem ter formas diferentes. O 
menor hidrocarboneto é o metano (CH4), um 
gás mais leve do que o ar. Cadeias mais longas 
contêm cinco carbonos ou mais e são líquidos; 
já nas cadeias muito longas há 
hidrocarbonetos sólidos, como a cera. Ao ligar 
quimicamente cadeias de hidrocarbonetos 
artificialmente, obtemos vários produtos, que 
vão da borracha sintética até o náilon e o 
plástico de potes para alimentos. 
As principais classes de hidrocarbonetos em 
petróleo bruto incluem: 
 
 Parafinas 
 
fórmula geral: CnH2n+2 (n é um número 
inteiro, geralmente de 1 a 20). 
as moléculas são cadeias ramificadas ou 
não. 
em temperatura ambiente podem ser gases 
ou líquidos, dependendo da molécula. 
exemplos: metano, etano, propano, butano, 
isobutano, pentano, hexano. 
 
 Aromáticos: 
 
fórmula geral: C6H5 - Y (Y é uma 
molécula mais longa e não ramificada que 
se conecta a anéis benzênicos). 
estruturas em anel, com um ou mais anéis. 
os anéis contêm seis átomos de carbono, 
com ligações duplas e simples alternando-
se entre os carbonos. 
gralmente são líquidos. Exemplos: 
benzeno, naftaleno. 
 
 Naftenos ou cicloalcanos: 
 
fórmula geral: CnH2n (n é um número 
inteiro, geralmente de 1 a 20). 
50 
 
estruturas em anel, com um ou maisanéis. 
os anéis contêm apenas ligações simples 
entre os átomos de carbono. 
em temperatura ambiente, geralmente são 
líquidos. Exemplos: ciclohexano, 
metilciclopentano. 
 
Outros hidrocarbonetos: 
 
Alcenos 
 
fórmula geral: CnH2n (n é um número 
inteiro, geralmente de 1 a 20). 
moléculas de cadeias ramificadas ou 
não que contêm uma ligação dupla 
carbono-carbono. 
Podem apresentar-se nos estados 
líquido ou gasoso. Exemplos: etileno, 
buteno, isobuteno. 
 
Dienos e Alcinos: 
 
fórmula geral: CnH2n-2 (n é um número 
inteiro, geralmente de 1 a 20). 
moléculas de cadeias ramificadas ou 
não que contêm duas ligações duplas 
carbono-carbono. 
podem apresentar-se nos estados 
líquido ou gasoso. Exemplos: 
acetileno, butadieno. 
 
Em média, o petróleo bruto contém os 
seguintes elementos ou compostos: 
 carbono - 84% 
 hidrogênio - 14% 
 enxofre - de 1 a 3% (sulfeto de 
hidrogênio, sulfetos, dissulfetos, enxofre 
elementar) 
 nitrogênio - menos de 1% (compostos 
básicos com grupos amina) 
 oxigênio - menos de 1% (encontrado 
em compostos orgânicos como o 
dióxido de carbono, fenóis, cetonas e 
ácidos carboxílicos) 
 metais - menos de 1% (níquel, ferro, 
vanádio, cobre, arsênio) 
sais - menos de 1% (cloreto de sódio, cloreto de 
magnésio, cloreto de cálcio) 
 
 
PRODUTOS DERIVADOS DO 
PETRÓLEO BRUTO 
O petróleo bruto contém centenas de 
diferentes tipos de hidrocarbonetos misturados e, 
para separá-los, é necessário refinar o petróleo. 
As cadeias de hidrocarbonetos de 
diferentes tamanhos têm pontos de ebulição que 
vão aumentando progressivamente, o que 
possibilita separá-las através do processo de 
destilação. É isso o que acontece em uma refinaria 
de petróleo. Na etapa inicial do refino, o petróleo 
bruto é aquecido e as diferentes cadeias são 
separadas de acordo com suas temperaturas de 
evaporação. Cada comprimento de cadeia 
diferente tem uma propriedade diferente que a 
torna útil de uma maneira específica. 
Para entender a diversidade contida no 
petróleo bruto e o motivo pelo qual o seu refino é 
tão importante, veja uma lista de produtos que 
obtemos a partir do petróleo bruto: 
 
gás de petróleo: usado para aquecer, 
cozinhar, fabricar plásticos: 
 alcanos com cadeias curtas (de 1 a 4 
átomos de carbono) 
normalmente conhecidos pelos nomes de 
metano, etano, propano, butano 
faixa de ebulição: menos de 40°C 
são liquefeitos sob pressão para criar o 
GLP (gás liquefeito de petróleo). 
 
nafta: intermediário que irá passar 
por mais processamento para produzir 
gasolina 
mistura de alcanos de 5 a 9 átomos de 
carbono 
faixa de ebulição: de 60 a 100°C. 
 
gasolina: combustível de motores 
líquido 
mistura de alcanos e cicloalcanos (de 5 a 
12 átomos de carbono) 
faixa de ebulição: de 40 a 205°C. 
 
querosene: combustível para motores 
de jatos e tratores, além de ser material inicial 
para a fabricação de outros produtos 
líquido 
mistura de alcanos (de 10 a 18 carbonos) e 
aromáticos 
faixa de ebulição: de 175 a 325°C. 
 
gasóleo ou diesel destilado: usado 
como diesel e óleo combustível, além de ser 
um intermediário para fabricação de outros 
produtos. 
líquido 
alcanos contendo 12 ou mais átomos de 
carbono 
faixa de ebulição: de 250 a 350°C. 
 
51 
 
óleo lubrificante: usado para óleo de 
motor, graxa e outros lubrificantes 
líquido 
alcanos, cicloalnos e aromáticos de cadeias 
longas (de 20 a 50 átomos de carbono) 
faixa de ebulição: de 300 a 370°C. 
 
petróleo pesado ou óleo 
combustível: usado como combustível 
industrial, também serve como intermediário 
na fabricação de outros produtos 
líquido 
alcanos, cicloalcanos e aromáticos de 
cadeia longa (de 20 a 70 átomos de 
carbono) 
faixa de ebulição: de 370 a 600°C. 
 
resíduos: coque, asfalto, alcatrão, 
breu, ceras, além de ser material inicial para 
fabricação de outros produtos 
sólido 
compostos com vários anéis com 70 
átomos de carbono ou mais 
faixa de ebulição: mais de 600°C 
 
Você pode ter notado que todos esses 
produtos têm tamanhos e faixas de ebulição 
diferentes. Os químicos tiram vantagem dessas 
propriedades ao refinar o petróleo. 
 
O processo 
Como já mencionamos, um barril de 
petróleo bruto é composto por diversos tipos de 
hidrocarbonetos. O refino de petróleo separa tudo 
isso em várias substâncias úteis. Para isso, os 
químicos seguem algumas etapas. 
1. A maneira mais antiga e comum 
de separar os vários componentes 
(chamados de frações) é usar as diferenças 
entre as temperaturas de ebulição. Isso é 
chamado de destilação fracionada. 
Basicamente, esquenta-se o petróleo bruto 
deixando-o evaporar e depois condensa-se 
este vapor. 
2. Técnicas mais novas usam o 
processamento químico, térmico ou 
catalítico, em algumas das frações para 
criar outras, em um processo chamado de 
conversão. O processamento químico, por 
exemplo, pode quebrar cadeias longas em 
outras menores. Isso permite que uma 
refinaria transforme óleo diesel em 
gasolina, de acordo com a demanda por 
gasolina. 
3. As refinarias devem tratar as 
frações para remover as impurezas. 
4. As refinarias combinam as 
várias frações (processadas e não 
processadas) em misturas para fabricar os 
produtos desejados. Por exemplo, as 
diferentes misturas de cadeias podem criar 
gasolinas com diferentes índices de 
octanagem. 
 
Os produtos são armazenados no local 
até que sejam entregues aos diferentes 
compradores, como postos de gasolina, aeroportos 
e fábricas de produtos químicos. Além de fazer 
produtos baseados no petróleo, as refinarias 
também devem tratar os dejetos envolvidos nos 
processos para minimizar a poluição do ar e da 
água. 
 
Processamento químico 
 
Pode-se transformar uma fração em outra 
usando um destes três métodos: 
 dividindo grandes cadeias de 
hidrocarbonetos em pedaços menores 
(craqueamento); 
 combinando pedaços menores para 
criar outros maiores (reforma); 
 rearranjando vários pedaços para fazer 
os hidrocarbonetos 
desejados(alquilação). 
 
Craqueamento. 
O craqueamento divide grandes cadeias 
de hidrocarbonetos em pedaços menores. 
 
 
52 
 
 
O craqueamento divide cadeias grandes em outras 
menores. 
 
 
 
Há vários tipos de craqueamento. 
 Térmico: grandes cadeias de 
hidrocarbonetos são aquecidas a altas 
temperaturas (e algumas vezes a altas 
pressões também) até que elas se 
quebrem (craqueiem). 
 
 v
a
p
o
r
:
 
v
a
p
o
r
 
d
e
 
a
l
ta temperatura (816°C) é usado 
para craquear etano, butano e 
nafta em etileno e benzeno, que 
são usados para fabricar produtos 
químicos; 
 viscorredução: os resíduos 
da torre de destilação são 
aquecidos (482°C), resfriados 
com gasóleo e rapidamente 
colocados em uma torre de 
destilação. Este processo reduz a 
viscosidade de óleos pesados e 
produz o alcatrão; 
 coqueamento: os resíduos 
da torre de destilação são 
aquecidos a temperaturas acima 
de 482°C até que se quebrem em 
óleo pesado, gasolina e nafta. Ao 
final do processo, sobra um 
resíduo pesado, quase puro, de 
carbono (coque). O coque é 
limpo e vendido. 
 
 
 
 
 
 
 Catalítico: usa um catalisasor para 
aumentar a velocidade da reação de 
craqueamento. Os catalisadores incluem 
a zeólita, hidrossilicato de alumínio, 
bauxita e alumino-silicatos. 
 craqueamento catalítico 
fluido ("fluid cracking 
catalysis", FCC): um 
catalisador fluido aquecido 
(538°C) craqueia gasóleo 
pesado em óleo diesel e 
gasolina; 
 hidrocraqueamento: 
semelhante ao craqueamento 
catalítico fluído, mas usa um 
catalisador diferente, 
temperaturas menores, pressão 
maior e gás hidrogênio. Ele 
craqueia o óleo pesado em 
gasolina e querosene 
(combustível de aviação). 
Após vários hidrocarbonetos terem sido 
craqueadosem outros menores, os produtos 
passam por mais uma coluna de destilação 
fracionada para separá-los. 
 
Reforma. 
 
Algumas vezes, é preciso combinar 
hidrocarbonetos menores para fazer outros 
maiores. Este processo é chamado de reforma. O 
principal processo à reforma catalítica, que utiliza 
um catalisador (platina, mistura platina-rênio) 
para transformar nafta de baixo peso molecular 
em compostos aromáticos, usados na fabricação 
de produtos químicos e para misturar na gasolina. 
Um subproduto importante dessa reação é o gás 
 Foto cedida Phillips Petroleum 
Company 
Catalisadores usados no 
craqueamento ou reforma catalítica 
53 
 
hidrogênio, usado para o hidrocraqueamento ou 
vendido. 
 
 Um reformador combina cadeias de 
hidrocarbonetos 
 
Alquilação. 
 
Às vezes, as estruturas de moléculas em 
uma fração são rearranjadas para produzir outra. 
Isso normalmente é feito por meio de um processo 
chamado alquilação. Na alquilação, compostos de 
baixo peso molecular, como o propileno e o 
buteno, são misturados na presença de um 
catalisador como o ácido fluorídrico ou ácido 
sulfúrico (um subproduto da remoção de impureza 
de muitos produtos do petróleo). Os produtos da 
alquilação são hidrocarbonetos ricos em octanas, 
usados em tipos de gasolina para reduzir o poder 
de detonação. 
 
 
 Reorganizando cadeias 
Agora que vimos como as diferentes 
frações são alteradas, vamos discutir como elas 
são tratadas e misturadas para fabricar os produtos 
que são comercializados. 
 
 
Uma refinaria de petróleo é uma combinação de 
todas essas unidades. 
 
Tratando e misturando as frações obtidas no 
refino de petróleo. 
 
Frações destiladas e processadas 
quimicamente são tratadas para que as impurezas 
como compostos orgânicos contendo enxofre, 
nitrogênio, oxigênio, água, metais dissolvidos e 
sais inorgânicos sejam removidas. O tratamento 
costuma ser feito ao passar as frações pelas 
seguintes etapas: 
 uma coluna de ácido sulfúrico 
remove hidrocarbonetos insaturados (os que 
possuem ligações duplas carbono-carbono), 
compostos de nitrogênio, compostos de 
oxigênio e sólidos residuais (alcatrão, asfalto). 
 uma coluna de absorção preenchida 
com agentes secantes para remover a água. 
 tratamento para remover o enxofre e 
compostos de enxofre. 
 
Após o tratamento das frações, elas são 
resfriadas e misturadas para formar vários 
produtos, tais como: 
 gasolina de vários tipos, com ou sem 
aditivos. 
 óleos lubrificantes de diferentes pesos 
moleculares e tipos (por exemplo, 10W-40, 
5W-30). 
 querosene de vários tipos. 
 combustível de aviação. 
 óleo diesel. 
 óleo combustível. 
 diferentes tipos de produtos químicos 
para a produção de plásticos e outros 
polímeros.