TCHÊ QUÍMICA FISQ livro2 PREVIEW

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INTRODUÇÃO CLÁSSICA À FÍSICO-QUÍMICA
GRUPO TCHÊ QUÍMICA
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Química, mantido pela pessoa jurídica Tchequimica – Consultoria Educacional
LTDA, apresenta este termo de condições que se caracteriza como aceito ao se
utilizar esse produto. Desta forma, o uso desse produto implica na concordância de
todos os termos aqui explicitados. 
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Símbolos e constantes utilizadas neste livro
pH = Potencial hidrogeniônico 
pOH = Potencial hidroxiliônico 
k = constante de velocidade
A =
R = Constante universal dos Gases (8.314 J / K . mol)
T = Temperatura
NA = Constante de Avogadro (6.0221415 × 1023 mol-1)
e = Número de Euler (2,718)
SUMÁRIO 
1. Química e Ambiente 
1 O melhor para o ambiente.................................................................................
2 Parasitas verdes................................................................................................
3 Faça a sua parte................................................................................................
2. Soluções
1 Solventes e solutos............................................................................................
 2 Tipos de solução.................................................................................................
 3 Solubilidade e concentração...............................................................................
 4 Soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas...........................................
 5 Regras de solubilidade.......................................................................................
 6 Polaridade dos solventes....................................................................................
 7 Unidades de concentração.................................................................................
 8 Molaridade..........................................................................................................
 9 Densidade...........................................................................................................
 10 Título.................................................................................................................
 11 Concentração comum.......................................................................................
 12 Fração molar.....................................................................................................
 13 Porcentagem em massa e em volume.............................................................
 14 Partes por milhão (ppm)...................................................................................
 15 Partes por bilhão (ppb).....................................................................................
 16 Interconversão de unidades de concentração................................................
 17 Preparação, diluição, misturas e titulação de soluções..................................
 18 Propriedades coligativas das soluções.............................................................
 19 Diluição, misturas e titulação............................................................................
3. Colóides
1 Características dos colóides, sol e gel..............................................................
2 Liofilia e Liofobia................................................................................................
 3 Estabilidade coagulação de colóides.................................................................
 4 Ponto isoelétrico................................................................................................
 5 Eletroforese.......................................................................................................
 6 Colóides e poluição...........................................................................................
4. Estudo dos Gases
1 Introdução: Estado gasoso................................................................................
2 Unidade de volume e pressão...........................................................................
3 Barômetros.........................................................................................................
4 Escalas de temperatura.....................................................................................
5 Leis dos gases...................................................................................................
6 Propriedades extensivas e intensivas................................................................
7 Propriedades dos gases....................................................................................
7.1 Princípio de Avogadro. 
7.2 Fração molar. 
7.3 Lei de Dalton. 
7.4 Lei da efusão de Graham.
7.5 Lei da solubilidade de Henry. 
7.6 Massas molares de gases e vapores
 8 Transformações gasosas...................................................................................
 9 Equação Geral dos Gases.................................................................................
 10 Equação de estado dos gases (Clapeyron).....................................................
 11 Densidade dos Gases......................................................................................
 12 Difusão e Efusão gasosa.................................................................................
 13 Mistura de gases..............................................................................................
5. Cinética Química 
1 Velocidade das reações químicas.....................................................................
2 Molecularidade das reações químicas..............................................................
3 Ordem de reações químicas..............................................................................
 3.1 Reações de ordem zero
 3.2 Reações de primeira ordem
 3.3 Reações de segunda ordem
 3.4 Reações de terceira ordem
4 Energia de ativação e catalisadores..................................................................
5 Fatores que influenciam a velocidade das reações químicas...........................
6. Equilíbrios Dinâmicos
1 Introdução: Equilíbrios de fase. Diagramasde fase..........................................
2 Graus de liberdade............................................................................................
3 Pontos triplo e crítico.........................................................................................
4 Equilíbrio químico em fase gasosa: Reversibilidade e equilíbrio......................
5 Lei de ação de massas......................................................................................
6 Constante de equilíbrio......................................................................................
7 Relação Kp e Kc................................................................................................
8 Equilíbrios heterogêneos...................................................................................
9 Equilíbrio em sistemas homogêneos.................................................................
10 Cálculos utilizando a constante de equilíbrio..................................................
11 Equilíbrio iônico...............................................................................................
 11.1 Equilíbrio iônico da água
 11.2 Acidez e basicidade
 11.3 Potencial hidrogeniônico (pH) e Potencial hidroxiliônico (pOH)
 11.4 Cálculo de pH e pOH, hidrólise de sais.
12 Principio de Le Chatelier.................................................................................
13 Equação de Vant' Hoff.....................................................................................
14.A natureza do equilíbrio químico.....................................................................
7. Eletroquímica
1 Conceito de célula.............................................................................................
2 Nomenclatura, eletrodos e ponte salina............................................................
3 Classificação de células: galvânica e eletrolítica..............................................
4 Leis de Faraday................................................................................................
5 Aplicação células galvânicas e eletrolíticas......................................................
6 Pilhas................................................................................................................
7 Eletrólise ígnea e eletrólise em meio aquoso....................................................
8. Termoquímica 
1 Introdução: Matéria e energia. Unidades de energia........................................
2 Sistemas e estados termodinâmicos.................................................................
3 Propriedades (Funções) de estado...................................................................
4 Primeiro Princípio da Termodinâmica. …..........................................................
5 Calor e trabalho.................................................................................................
6 Calorimetria.......................................................................................................
 6.1 Calor e temperatura
 6.2 Trocas de calor
 6.3 Capacidade calorífica 
 6.4 Equação calorimétrica
 6.5 Calorímetros
 6.6 Medidas calorimétricas
 6.7 Equações e gráficos
 6.8 Calores de reação e cálculo dos calores de reação (Lei de Hess)
 6.9 Variação de Energia H
 6.10 Equação termoquímica
 6.11 Entalpia padrão de formação
 6.12 Diagrama de entalpia
7.Calor de Reação...............................................................................................
 7.1 Entalpia 
 7.2 Calor de reação
 7.3 Diagramas de entalpias 
 7.4 Calores de formação 
 7.5 Lei de Hess
 7.6 Calor de combustão e neutralização
 7.7 Entalpias de mudança de estado físico
9. Estados Condensados 
1 Introdução: Características dos líquidos e sólidos.........................................
2 Pressão de vapor. Ebulição e congelamento..................................................
3 Super-aquecimento e super-resfriamento.........................................................
4 Viscosidade.......................................................................................................
5 Tensão superficial.............................................................................................
6 Estado sólido: Sólidos iônicos, moleculares, redes covalentes e metálicos.....
7 Estruturas cristalinas.........................................................................................
8 Ligação metálica...............................................................................................
9 Semi-condutores...............................................................................................
10 Propriedades de líquidos e sólidos.................................................................
 10.1 Curvas de aquecimento.
 10.2 Calores latentes. Polaridade e mudança de estado. 
 10.3 Cristais líquidos.
10. Diversos 
Glossário.............................................................................................................
Tabelas diversas.................................................................................................
Respostas dos exercícios...................................................................................
Referências Bibliográficas...................................................................................
Capítulo 5 – Cinética Química
Nada dura para sempre. Cedo ou tarde, mesmo as rochas mais polidas, desgastam-se.
1- Desenvolvimento da Cinética Química
O termo cinética tem origem na palavra Grega Kinetiké, sendo um adjetivo daquilo que é
cinemático, relativo ou pertencente ao movimento. Estudar a velocidade das reações é um dos
problemas mais antigos da Físico-Química. Em 1850, o cientista Alemão Ludwig Ferdinand
Wilhelmy (1812-1864) foi o primeiro cientista a medir a velocidade da inversão da sacarose em
soluções ácidas, com o auxílio de um polarímetro. Com isto Wilhelmy conseguiu formular as
taxas de conversão como equações diferenciais.
Em 1864 Cato Maximilian Guldberg (1836 - 1902) e Peter Waage (1833-1900) descobriram
a relação entre a velocidade de reação e a concentração dos reagentes, que lhes serviu para
deduzir a Lei da Ação das Massas. Não obstante, o primeiro cientista que fez uma sistematização
rigorosa do tema foi Jacobus Henricus van't Hoff (1852 – 1911), Prêmio Nobel de Química de
1901. "pelos enunciados das leis da dinâmica química e da pressão osmótica". Jacobus van't Hoff
publicou seus estudos em 1884 em seu livro “Estudos da dinâmica Química”. E, em 1889, Svante
Arrhenius (1859-1927), Prêmio Nobel de Química de 1903."em reconhecimento dos
extraordinários serviços prestados ao avanço da química através de sua teoria da dissociação
eletrolítica"), chamou a atenção sobre as importantes consequências que se deduzem a respeito
da ativação das moléculas, ao estudar a variação da velocidade de reação em função da
temperatura.
Mais tarde todos estes estudos e o material experimental foram ampliados, estudando-se
diversos processos em sistemas gasosos homogêneos e reações de grande importância
industrial. Então a cinética química tem por objetivo medir a velocidade das reações químicas e
descrever como estas acontecem. 
 
2- Teoria das Colisões e Teoria do Complexo Ativado
Através do modelo da teoria das colisões uma reação bimolecular ocorre quando duas
duas moléculas reagentes com orientação adequada se chocam com uma colisão suficientemente
energética. A estas colisões da-se o nome de colisão efetiva (Figura 1), pois ocorreu uma reação.
Quando estas mesmas moléculas se chocam, mas sem energia suficiente para provocar uma
reação ou em uma posição não favorável, e a reação não ocorre, diz-se quea colisão é não
efetiva (Figura 2).
Por mais “chocante” que possa parecer a teoria das colisões funciona por princípios
simples. Talvez o mais simples de todos seja de que as moléculas devem estar em contato. 
 Figura 1 - Colisão efetiva. Figura 2 - Colisão não efetiva.
Teoria do complexo ativado
O complexo ativado é uma estrutura intermediária, entre os reagentes e os produtos, com
ligações intermediárias entre as dos reagentes e as dos produtos. Observe a tabela 1.
Tabela 1 – Complexo ativado (verificar trabalho original de Max Bodenstein)
Reagentes Complexo ativado Produtos
Não se forma Não se formam
2HI
Através da observação desta tabela é possível notar que caso ocorram colisões entre
reagentes, sem energia suficiente ou sem orientação adequada das moléculas, não ocorre a
formação do complexo ativado e tão pouco a formação de produtos.
Arrhenius sugeriu que as moléculas devem possuir uma quantidade de energia mínima
para poderem reagir, afim de romperem as ligações químicas existentes, formando novas
ligações. Esta quantidade minima de energia é chamada de energia de ativação (Ea). Quanto
menor for a energia de ativação de uma reação, maior será a velocidade da mesma, isto é, a
reação ocorre mais rápido.
Uma reação é dita endotérmica, do grego éndo, dentro + thérmos, calor, quando a reação
opera com a absorção de calor, sendo portanto, a energia final dos produtos é maior que a
energia inicial dos reagentes. Desta forma a variação de energia é positiva (Figura 3).
Quando uma reação é dita de exotérmica, do grego éxo, para fora + thérmos, calor, esta
reação opera com a liberação de calor, desta forma, a energia final dos produtos é menor que a
energia inicial dos reagentes. E naturalmente, a variação de energia é negativa (Figura 4).
Figura 3 - endotérmica Figura 4 - exotérmica
3- Fatores que influenciam a velocidade das reações químicas
Podemos resumir os fatores que podem influenciar a velocidade das reações químicas em
4 itens:
1. A natureza física das espécies envolvidas na reação: Os reagentes necessitam estar
em contato para reagir. Quanto mais rápido as moléculas colidem umas com as outras,
mais rapidamente elas reagem. Muitas das reações que estudamos são homogêneas
envolvendo gases ou líquidos. Quando os reagentes estão em estados físicos diferentes,
por exemplo, quando um é líquido e outro é sólido, a velocidade da reação é afetada pela
área de contato dos reagentes. Desta forma, reações que envolvem sólidos ocorrem muito
mais rápido quando a área do sólido é ampliada. Por exemplo, o carvão é um dos
componentes da pólvora. Se um profissional qualificado efetuar a mistura da pólvora, com
um pedaço de carvão para churrasco, é improvável que uma deflagração satisfatória
ocorra. Porém ao esfacelar o carvão sob a forma de um pó fino, a superfície de contato do
carvão é ampliada, permitindo que a reação de combustão ocorra mais rápido e a pólvora
se torna explosiva.
Como regra simples, temos que os gases reagem com maior velocidade que os líquidos,
que reagem com maior velocidade que os sólidos. 
2. As concentrações das espécies reagentes (ou pressão, no caso dos gases): 
A maioria das reações químicas são aceleradas se a concentração de um ou mais
reagentes for acrescida. Por exemplo, limalha de ferro queima com dificuldade no ar, que
contém 20% de oxigênio, porém queima com chama branca brilhante na presença de
oxigênio puro. A elevação da concentração de um dos reagentes, causa um aumento na
frequência em que as moléculas dos reagentes colidem, levando a maiores velocidades
reacionais (Lei de Guldberg-Waage).
3. Energia (calor, luz, radiação, eletricidade): a velocidade das reações químicas
aumentam com a elevação da energia disponível ao sistema, em geral a energia térmica
(calor) é a mais utilizada para promover o aumento da velocidade das reações através da
elevação da temperatura. A elevação da temperatura leva a uma elevação da energia
cinética das moléculas, fazendo com que estas se movam mais rápido, assim estas
colidem com maior frequência e também com maior energia, causando grande influencia
na velocidade das reações. Já outras reações, como por exemplo as fotoquímicas,
necessitam de outras formas de energia para ocorrer, como no caso, a luz.
4. Atividade catalítica; o uso de catalisadores ou inibidores provocam o aumento ou a
redução da velocidade cinética de uma reação química, de forma que, o catalisador
aumenta a velocidade da reação sem ser consumido durante o processo. Por outro lado,
inibidores, são substâncias que diminuem a velocidade de uma reação, são o oposto dos
catalisadores. A catálise é o aumento de velocidade da reação, provocada pelo
catalisador.
 
4- Velocidade e mecanismo das reações químicas
Velocidade média da reação: a velocidade média de uma reação, em relação a uma das
substancias envolvidas na mesma, é medida em função do consumo de reagentes ou através da
formação de produtos. Tendo como exemplo a equação: A + B → C + D, é possível medir
por exemplo medir a variação do número de mols (∆n) de uma das quatros substâncias em função
do tempo (∆t), desta forma constrói-se a equação 1:
Vm = ∆ n [mol/s, mol/min ou mol/h1] (1)
∆t
Ressalta-se que quando é medida a formação de produtos, a Equação 1, é escrita como:
V
m
 = + ∆ n [mol/s, mol/min ou mol/h] 
 ∆t 
Uma vez que esta demonstra o surgimento de produtos (no caso C ou D), então se utiliza o
sinal ( + ). Desta forma, o consumo dos reagentes (A ou B) é expresso com um sinal ( - ), pois
esta sendo medida a velocidade em que estes produtos são consumidos (ou desaparecem).
Vm = - ∆ n [mol/s, mol/min ou mol/h] 
 ∆t 
Exemplo: Ao efetuar-se o ensaio da determinação experimental da velocidade específica
da reação de saponificação do acetato de etila 2 (CH3COOCH2CH3 + NaOH → CH3COONa +
CH3CH2OH) em um reator de fluxo contínuo foram obtidos os seguintes resultados:
Tempo (minutos) Mol de CH3COOCH2CH3
0 1,65
30 0,97
60 0,56
90 0,44
120 0,35
 
É solicitado que se calcule a velocidade média da reação em todos os seus intervalos e
construa-se um gráfico representativo do experimento. 
1 Muitos alunos se perguntam “qual das unidades devo usar? (mol/s, mol/min ou mol/h)”. A resposta por
mais surpreendente que possa parecer, é simplesmente a que for mais conveniente. Por exemplo, para
descrever uma reação rápida, é mais conveniente utilizar mol/s do que mol/h. Pondere se você não
considera mais conveniente, para uma reação qualquer, dizer que foi produzido por exemplo, 1 mol/s de
água, do que dizer que foram produzidos 3600 mol/hora de água? Ambas as respostas estão certas,
porém entender a magnitude da grandeza de 1mol/s é simples do que abstrair 3600 mol/h.
2 Para alunos avançados e escolas de alto nível sugere-se o desenvolvimento do experimento contido no
seguinte endereço: <http://www.baixaki.com.br/download/deversae.htm>. Fale com o diretor de sua
escola para que o mesmo forneça condições de ensino minímas para o aprendizado caso você não
possua laboratório de química. 
Resolução:
Tempo (minutos) Mol de CH3COOCH2CH3 Velocidade média
0 1,65 -0,02267
30 0,97 -0,01
60 0,56 -0,00400
90 0,44 -0,00433
120 0,35 0,00258
4.1 – Molecularidade de uma reação 
A molecularidade de uma reação é o número de moléculas que participam de cada passo
de uma reação química. Dependendo do número de moléculas que participam da reação estas se
classificam em monomoleculares, bimoleculares ou trimoleculares.
Reações monomoleculares: quando apenas uma molécula reage após uma fração de
tempo. Por exemplo, reações de decomposição, decaimento radioativo, oxidação ou redução.
Exemplos:
• Br2 ↔ 2Br
• H2O → H2 + ½O2
• KClO3 → KCl+ 3/2O2
Reações bimoleculares: quando duas moléculas reagem ao mesmo tempo. Exemplos:
• H2 + I2 → 2HI
• N + O2 → NO + O
• OH + CH4 → CH3 + H2O
• O3 + SO2 → SO3 + O2
• SO + OClO → SO2 + ClO
• Na + N2O → NaO + N2
• NaOH + HCl → NaCl + H2O
0 20 40 60 80 100 120 140
0
0,2
0,4
0,6
0,8
1
1,2
1,4
1,6
1,8
Gráfico Representativo do Experimento
Tempo (minutos)
Co
n
ce
n
tra
çã
o
 
(M
o
ls
)
Mol de CH3COOCH2CH3
Reações trimoleculares: quando três moléculas, iguais ou distintas, reagem ao mesmo
tempo. Existem poucas reações trimoleculares e praticamente não são encontradas, na prática,
reações que compreendem choques simultâneos de mais de três moléculas de reagentes.
Exemplos:
• 2NO + O2 → 2NO2
• O + O2 + N2 → O3 + N2
• O + NO + N2 → NO2 + N2
4.2- Lei de Guldberg Waage ou Lei da ação das massas.
 “A velocidade de uma reação é
diretamente proporcional ao produto das
concentrações molares dos reagentes,
quando estes estão elevados a expoentes,
que são os seus respectivos coeficientes
estequiométricos”.
Através da Lei de Guldberg3 Waage4, ou
Lei da ação das massas, é possível obter a
expressão da velocidade de uma reação em função da concentração de seus reagentes. Assim,
para a equação genérica a seguir temos a Equação 2 para expressar a velocidade.
aA + bB →→→→ cC + dD 
v = k . [A]a . [B]b (2)
onde: 
k = constante específica de velocidade à temperatura T.
[A] e [B] = concentrações dos reagentes em mol/L.
a e b = expoentes que são determinados experimentalmente. 
Obs: a soma a + b (na equação 2) é chamada de ordem da reação.
4.3- Ordem de uma reação
É muito importante determinar experimentalmente como as reações químicas são
influenciadas pela concentração dos reagentes, isto é o que significa estudar a ordem da reação.
A ordem de uma reação, ou ordem global da reação, A + 2B → xC + yD , é a soma dos
expoentes que indicam as concentrações na equação da velocidade. 
3 Cato Maximilian Guldberg (1836 – 1902).
4 Peter Waage (1833 – 1900).
 Cato Maximilian Guldberg (esq.) e Peter Waage (dir.)
A ordem de reação também pode ser expressa em relação a uma única espécie, sendo
esta ordem igual ao expoente da concentração dessa espécie na equação. Assim, a reação
genérica escrita acima, possui a equação da velocidade dada por:
v = k . [A] . [B]2
esta reação é dita de primeira ordem em relação a A, de segunda ordem em relação a B e, de
ordem global igual à três5.
1. Reações de ordem Zero
Reações de ordem Zero (ordem = 0) possuem uma velocidade de reação constante. A
velocidade de reação não depende da concentração dos reagentes. A lei da velocidade é
dada por:
 velocidade = k, sendo a unidade de k expressa em M/s. (Mols/segundo)
Além da equação da lei da velocidade é possível também utilizar uma equação para se
determinar quanto tempo demora para que 50% da matéria prima inicial tenha sido
consumida. Esta equação recebe o nome de meia-vida, representada por T½. 
T½ = [A]0 / 2 . k
2. Reações de primeira ordem
Uma reação de primeira ordem (ordem = 1) possui a velocidade proporcional à
concentração de um dos regentes. Um exemplo comum de uma reação de primeira ordem
é o fenômeno do decaimento radiativo. A lei da velocidade é dada por:
velocidade = k · [A] (ou B ao invés de A), sendo a unidade de k expressa em s-1 
Ex: N2O5 → 2NO2 + ½ O2 
T½ = ln(2) / k == 0,693 / k
3. Reações de segunda ordem
 
Uma reação de segunda ordem (ordem = 2) possui a velocidade proporcional ao quadrado
da concentração de um único reagente ou ao produto da concentração de dois regentes. A
lei da velocidade é dada por: 
 
velocidade = k · [A]2, sendo a unidade de k expressa em M-1s-1 
Ex: 2CH3CHO → 2CH4 + 2 CO
 2NOCl → 2NO + Cl2 
T½ = 1 / [A]0 . k
5 Na equação v = k . [A] . [B]2, cabe lembrar aos alunos desatentos, que o expoente da concentração de A
( [A] ) é um ( 1 ) e não zero ( 0 ). Pois de acordo com uma regra, de uma ciência exata, denominada de
matemática, “todo o número diferente de zero, que elevado ao expoente zero, terá como resultado o
valor um”. Assim sendo, se a concentração de A fosse elevada ao expoente zero ( [A] 0 ), a
concentração de A seria sempre 1, o que jamais poderia ser verdade. E é por isso que a ordem global
da reação hipotética é três e não dois. 
4. Outras ordens de reação....
Vamos permitir aos estudos de nível superior em Química a análise das reações de
terceira ordem, ordem fracionária ou outra ordem qualquer. (Os alunos mais “invocados”
podem consultar Gaston, 1978).
Apesar de geralmente estarem relacionadas, a molecularidade e a ordem de reação não
devem ser confundidas e tão pouco são a mesma coisa. Veja a comparação:
A molecularidade é sempre um número
inteiro, pequeno e diferente de zero
A ordem da reação pode ser zero,
fracionária ou outro número qualquer.
Molecularidade: número de moléculas ou
íons que participam da etapa
determinante na velocidade da reação, ou
seja, que formam o estado de transição
Ordem de reação: é a soma dos
expoentes dos termos de concentração
que aparecem na forma diferencial da Lei
de Velocidade
5- Efeito da temperatura sobre a velocidade das reações químicas
Uma regra empírica, válida para um grande número de reações, que
relaciona o aumento da temperatura com o aumento da velocidade de
uma reação, é a regra de van't Hoff6. 
“Um aumento de 10°C na temperatura de uma reação, faz com
que esta seja de duas à três vezes mais rápida.”.
Naturalmente que van't Hoff chegou a esta regra após estudar um
grande número de reações químicas. Este fenômeno ocorre por que o
aumento da temperatura no meio reacional causa um aumento na
energia cinética média das moléculas, fazendo com que estas se
“mexam” mais rapidamente. Com as moléculas em um estado mais
agitado, ocorre um aumento no número de colisões. A elevação do
número de colisões causa consequentemente uma elevação no número
de colisões efetivas, o que termina por aumentar a velocidade da
reação.
6 Jacobus Henricus van't Hoff (1852 – 1911), cientista Holandês. Prêmio Nobel de Química, 1901. "Pelos
enunciados das leis da dinâmica química e da pressão osmótica " 
Jacobus Henricus 
van't Hoff (1852 - 1911)
5.1 – Equação de Arrhenius7
Uma regra empírica, como a anterior, serve para muitos casos, porém as vezes faz-se
necessário o uso de algo mais sofisticado, mais preciso, que produza resultados de melhor
qualidade. Para tanto, o Professor Arrhenius desenvolveu uma Equação (4) que permite calcular a
variação da constante de velocidade de uma reação química em função da variação da
temperatura. 
k = A.e (Ea/RT) (4)
Onde: k = constante de velocidade; A = constante pré-exponencial (depende, dentre
outros, da área de contato); E
a
 = Energia de ativação; R = constante universal dos gases (8,314
J/mol.K8 ou 0082 atm.l /mol.K); T = Temperatura (em Kelvin);
Exemplo: A constante de velocidade para uma reação de 1ª ordem é 4.6×10–4/s à temperatura
de 350°C. Sabendo que a energia de ativação é 104 kJ/mol determine a temperatura para a qual
a constante de velocidade é igual a 8,8×10–4/s. Considerando que: R = 8.314 J/mol.K, e
utilizando a Equação de Arrhenius. 
resolução
6- Energia de ativação e catalisadores
Os catalisadores são produtos (substâncias) utilizados para reduzir a energia de ativação
de uma reação química. Estas substâncias permitem que uma reação qualquer seja executada
com menor aporte energético. Ao termino da reação, os catalisadores não são consumidos ou
convertidos em produtos,podendo inclusive serem reaproveitados (dependendo do caso e das
condições do catalisador após o uso). 
Os catalisadores são agrupados em três classes, catalisadores homogêneos9,
heterogêneos10 e biológicos. O próprio nome da classe já deixa claro a forma de atuação dos
catalisadores, porém vejamos um pouco mais. Os catalisadores homogêneos encontram-se na
mesma fase que as substâncias reagentes, por exemplo, o H2SO4, utilizado para efetuar a reação
de esterificação de ácidos graxos livres, convertendo-os em biodiesel, o catalisador e os
reagentes estão na fase líquida. Os catalisadores heterogêneos, como no caso no Ni (Níquel)
utilizado para fabricar gordura vegetal hidrogenada (margarina), neste caso o catalisador é um
sólido, que é misturado em um tanque sob agitação e aquecimento constante com um óleo e
hidrogênio. Os catalisadores biológicos, podem ser são enzimas, leveduras, ou outros tipo de de
agentes biológicos, com aplicações das mais diversas. O exemplo geralmente utilizado é o
fermento biológico de pão que é uma levedura. Outros exemplos importantes seriam a produção
da cerveja e do vinho.
7 Svante Arrhenius (1859 — 1927), químico sueco.
8 O valor 8.314 472 J/mol.K para R é o valor recomendado pelo NIST (National Institute of Standards and
Technology). Como padrão no livro será utilizado 8.314 J/mol.K 
9 Da mesma natureza; análogo; idêntico.
10 Que se compõe de partes de natureza ou de espécies diferentes.
Capítulo 6 – Equilíbrios Dinâmicos
O árduo exercício de determinar o equilíbrio
3. Potencial hidrogeniônico (pH) e Potencial hidroxiliônico (pOH)
A sigla pH significa potencial de hidrogênio iônico, é um índice que indica a acidez,
neutralidade ou alcalinidade de um sistema qualquer. O pH e sua função oposta, o pOH, são
possivelmente os dois índices químicos mais importantes, pois os valores expressos por eles
determinam praticamente tudo, se uma reação formara precipitados, se determinada cultura pode
prosperar em certo tipo de solo, se fungos irão crescer ou não nas paredes do banheiro, inclusive
se uma pessoa vive ou morre.
No corpo humano o pH do sangue normalmente é levemente básico, situado na faixa de
7,35 a 7,45. A variação brusca do pH sanguíneo pode comprometer o estado de consciência de
uma pessoa, assim como a sua própria vida. Caso o pH do sangue baixe à um valor de 6,95
(levemente ácido), a pessoa ingressara ao estado de coma. O desequilíbrio para o lado básico
também é catastrófico, um pH a partir de 7,7 desencadeara um estado de extrema irritação,
espasmos, propensão à tetania e convulsões.
O pH é uma função matemática que varia de zero a quatorze. Sendo zero o pH mais ácido,
7 neutro e 14 o pH mais alcalino (basico). O "p" vem do latim pondus hydrogenii, equivale ao
cologaritmo decimal da atividade dos íons H+, ou seja,
pH = -log10[ H+]
A imagem ao lado
demonstra a variação do pH, de seu
mínimo (mais ácido) ao seu máximo
(mais básico).
A função oposta ao pH é o
pOH, que utiliza a mesma escala de
valores (0 à 14) para expressar
seus resultados, porém no sentido
inverso, ou seja, enquanto 0 é o pH
mais ácido, 14 é o pOH mais
básico. 
4. Cálculo de pH e pOH, hidrólise de sais
O pOH é calculado pela seguinte equação:
pOH = -log10[OH-]
A concentração do íon Hidrogênio, [H+], pode ser determinada utilizando-se a seguinte
equação:
[H+] = 10-pH
A concentração do íon oxidrila, [OH-], pode ser determinada utilizando-se a seguinte
equação:
[OH-] = 10-pOH
A soma do pH com o pOH é sempre igual a 14.
pH + pOH = 14
Exemplos:
Exemplo 1:
Determinar o pH de uma solução de HCl 0,2M. 
• Escrever a equação balanceada da dissociação do ácido
HCl → H+(aq) + Cl-(aq) 
• Utilize a equação para determinar [H+]:
Como o HCl é um ácido forte ele se dissocia totalmente, produzindo 0,2 mol/L de H+.
• Calcular o pH: 
pH = -log10[H+]
pH = -log10[0,2] = 0,7
Exemplo 2:
Determinar o pOH de uma solução de NaOH 0,1M.
• Escrever a equação balanceada da dissociação do alcali
NaOH → OH-(aq) + Na+(aq) 
• Utilize a equação para determinar [OH-]:
Como o NaOH é um alcali forte ele se dissocia totalmente, produzindo 0,1 mol/L de OH-.
• Calcular o pOH:
pOH = -log10[OH-]
pOH = -log10[0,1] = 1 
Exemplo 3:
Determinar o pH de uma solução 0,2 mol/L (0,2M) de H2SO4 
• Escrever a equação balanceada da dissociação do ácido
H2SO4 → 2H
+(aq) + SO42-(aq) 
• Utilize a equação para determinar [H+]:
0,2 mol/L de H2SO4 produzem 2 x 0,2 = 0,4 mol/L H
+
, uma vez que o H2SO4 é um ácido
forte ele se dissocia totalmente.
• Calcular o pH:
pH = -log10[H+]
pH = -log10[0,4] = 0,4 
Exemplo 4:
Determinar o pOH de uma solução 0,1mol/L (0,1M)de Ba(OH)2 
• Escrever a equação balanceada da dissociação do alcali:
Ba(OH)2 → 2OH-(aq) + Ba2+(aq) 
• Utilize a equação para determinar [OH-]:
0,1mol/L Ba(OH)2 produz 2 x 0,1 = 0,2 mol/L OH-, uma vez que o Ba(OH)2 é um alcali
forte ele se dissocia totalmente.
• Calcular o pOH: 
pOH = -log10[OH-]
pH = -log10[0,2] = 0,7 
Exemplo 5:
Determinar a [H+] de uma solução de ácido nitrico com pH igual à 3,0
pH= 3,0
[H+] = 10-pH
[H+] = 10-3,0 = 0,001mol/L
É possível tirar a prova real deste resultado para ter certeza de que a resposta esta correta, para
isto basta calcular o valor da [H+], a resposta encontrada deverá ser igual ao pH original. 
pH = -log10[H+]
pH = -log10[0,001] = 3
O pH calculado é igual ao original, então a resposta é verdadeira. 
Exemplo 6:
Determinar a [OH-] de uma solução de hidróxido de sódio em uma solução com pOH igual à 1.
pOH = 1
[OH-] = 10-pOH
[OH-] = 10-1 = 0,1 mol/L
É possível tirar a prova real deste resultado para ter certeza de que a resposta esta correta, para
isto basta calcular o valor da [OH-], a resposta encontrada deverá ser igual ao pOH original. 
pOH = -log10[OH-]
pOH = -log10[0,1] = 1
O pOH calculado é igual ao original, então a resposta é verdadeira. 
Exemplo 7:
Determinar o pH de uma solução de hidróxido de sódio em uma solução com pOH igual à 2.
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 2 = 12
Exemplo 8:
Determinar o pOH de uma solução de ácido clorídrico com pH 3,4.
pOH = 14 - pH
pOH = 14 – 3,4 = 10,6
Exemplo 9:
Determinar a [H+] em uma solução de hidróxido de sódio onde o pH vale 1.
➢ Calcular o pH
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 1 = 13 
➢ Calcular [H+]
[H+] = 10-pH
[H+] = 10-13 = 10-13mol/L 
Exemplo 10:
Determinar a [OH-] em uma solução de ácido sulfúrico com pH 3,0.
➢ Calcular o pOH
pOH = 14 - pH
pOH = 14 - 3 = 11 
➢ Calcular [OH-]
[OH-] = 10-pOH
[OH-] = 10-11 = 10-11 mol/L 
Exemplo 11:
Determinar o pH de uma solução 0,2M de hidróxido de sódio
• Escrever a equação balanceada da dissociação do NaOH:
NaOH → Na+(aq) + OH-(aq) 
• Utilize a equação para determinar [OH-]:
0,2mol/L NaOH produz 0,2mol/L OH- por que o NaOH é um álcali forte e se dissocia
totalmente. 
• Calcular o pOH:
pOH = -log10[OH-]
pOH = -log10[0,2] = 0,7 
• Calcular o pH:
pH = 14 - pOH
pH = 14 - 0,7 = 13.3 
Exemplo 12:
Determinar o pOH de uma solução 0,2mol/L H2SO4 
• Escrever a equação balanceada da dissociação do H2SO4:
H2SO4 → 2H
+(aq) + SO42-(aq) 
• Utilize a equação para determinar [H+]:
0,2 mol/L de H2SO4 produz 2 x 0,2 = 0,4 mol/L H
+
 como o H2SO4 é um ácido forte ele se
dissocia totalmente 
• Calcular o pH:
pH = -log10[H+]:
pH = -log10[0,4] = 0,4 
• Calcular o pOH:
pOH = 14 - pH
pOH = 14 - 0,4 = 13.6 
Capítulo XX - Fotoquímica
Fábrica de carcinoma humano
1 - Histórico
Em 1727 o cientista alemão Heinrich Schulze observou a
ação química da luz sobre sais de prata, notando que o
enegrecimento destes sais ocorria exclusivamente devido a ação
da luz e não ao calor como se pensava. Em 1768 Karl Wilhelm
Scheele (1742-1786) notou que o cloreto de prata (AgCl) enegrecia
mais intensamente quandoexposta à região UV do espectro.
Em 1801 Johann Wilhelm Ritter (1776-1810), notoriamente
conhecido pela descoberta do espectro ultravioleta, comprovou que
a radiação UV exerce uma ação mais química mais energética
sobre os corpos. As observações destes homens acabaram por
permitir que posteriormente William Hyde Wollaston (1766–1828) e
Louis Jacques Mandé Daguerre(1787—1851) viessem a efetuar o
desenvolvimento da fotografia (da antiga fotografia feita em papel,
anterior as câmeras fotográficas digitais).
Entre 1855 e 1862, o químico alemão Robert Wilhelm Bunsen11 investigou a ação
fotoquímica da luz sobre uma mistura de cloro e hidrogênio produzindo HCl. Bunsen observou que
há uma relação específica entre a formação do HCl e a quantidade de luz recebida.
Em 1928 o cientista Indiano Chandrasekhara Venkata Raman (1888–1970, Prêmio Nobel
de Física de 1930, pelo seu trabalho sobre o espalhamento molecular da luz e pela descoberta do
efeito Raman) descobriu o efeito Raman, que ocorre em função da passagem de luz
monocromática através da matéria. Ao atravessar um meio completamente transparente o feixe
deveria atravessá-lo e emergir do outro lado sem perda de energia. Todavia Raman observou
que uma pequena quantidade de luz era difundida e emergia em direções diferentes da do feixe
de luz incidente e se este feixe incidente fosse de luz monocromática (de uma única cor), a
maioria dos raios de luz difundidos eram da mesma cor que a luz incidente, porém alguns
apresentavam coloração diferente. O brilhante Raman explicou este fenômeno usando a teoria
corpuscular da luz, que considera que a luz é formada por partículas elementares de energia
denominadas fótons. Raman explicou que alguns fótons chocavam-se com moléculas do material
do meio transparente e eram desviados, o que explicava a mudança de direção dos fótons
(difusão da luz), e que este choque poderia ou não ser perfeitamente elástico. Se o choque fosse
perfeitamente elástico, toda a energia do fóton permanecerá com este após o choque e este irá
apenas alterar sua direção sem mudar a cor, porém se o choque for inelástico, parte da energia
do fóton será absorvida pela molécula, que vibrará para dissipá-la. Por esta perda de energia, o
fóton muda sua cor, para a cor correspondente a uma quantidade de energia menor, ou menor
comprimento de onda, explicando assim a mudança de cor.
2 - Introdução
A fotoquímica12 é estuda as reações químicas produzidas pela luz. Considerando-se a luz
como radiação electromagnética, com diferentes comprimentos de onda, cuja partícula
fundamental é denominada de fóton. A energia E (em Joules) de um fóton é calculada através da
equação de Planck (1)
 (1)
onde h é a constante de Plank (6.6265×10–34 J s), ν é a frequência da radiação (s–1), c é a
velocidade da luz (2.9979×108 m/s) e λ é o comprimento da onda (m). 
11 O instrumento de laboratório denominado bico de Bunsen, foi inventado por este grande químico. 
12 Termo do Grego phôs, photós, luz + química. 
Johann Heinrich Schulze 
(1687-1744)
A luz possui propriedades de onda tanto quanto de partícula, esta característica é dita
como comportamento dual da luz. De acordo com Max Planck13, a luz não é transmitida numa
faixa contínua mas sim em pequenos pacotes individuais de energia ou quanta de luz. A energia
de um único quanta de luz (ou fóton) é o produto da frequência da luz pela constante de Planck
(Equação 1). Costuma-se definir um mol de fótons como um einstein (1 einstein = 6,023x1023
quanta.). Geralmente a energia transferida em uma reação fotoquímica excede a energia tipica de
ativação de reações térmicas e também a energia de dissociação das ligações químicas.
Observando a Figura a seguir é possível compreender como uma reação fotoquímica
ocorre. Inicialmente (1) um fóton, com comprimento de onda correto, representado por hv, atinge
um elétron de um átomo hipotético qualquer. (2) A energia do fóton é transferida para o elétron,
que salta para um orbital mais afastado do núcleo, gerando um estado intermediário representado
por um * , a este estado intermediário da-se o nome de estado exitado. Partículas em estado
exitado são instáveis e tendem a retornar rapidamente ao estado relaxado, onde o elétron esta em
um orbital atômico mais baixo. Ao retornar para um nível energético mais baixo, o elétron libera
energia. No exemplo, ocorre a liberação de um fóton (3). 
Contudo, além de liberar fótons (hv), para retornar ao estado relaxado, os elétrons podem
efetuar outros fenômenos, como a emissão de calor, transferir o excesso de energia para um
átomo vizinho ou alterar o potencial de redução do átomo. 
13 Max Planck (1858-1947), certamente o maior físico da história da Alemanha, tão ou mais brilhante que
Albert Einstein.
Reação fotoquímica.
a) Leis da fotoquímica
1. Lei de Grotthuss-Draper14 (1818): Apenas a radiação absorvida por uma molécula pode
promover reações fotoquímicas. 
2. Lei de Stark-Einstein15 (formulada entre 1908 e 1913, também conhecida como lei do
equivalente fotoquímico): Uma molécula que sofre uma reação fotoquímica, o fará através
da absorção de um único quanta de energia luminosa, conforme a Equação 2:
 
E = NA.h.ν (2) 
 
onde NA = número de Avogadro (6,022 × 1023), h = constante de Plank, ν é a freqüência
da radiação absorvida. 
3. Lei de Beer-Lambert é a relação linear entre a absorbância16 e a concentração de uma
espécie absorvente. A lei geral Beer-Lambert é normalmente escrita conforme a equação
3: 
A = a(ג) * b * c (3)
14 Lei de Grotthuss-Draper. Theodor von Grotthuss (1785–1822), químico alemão. John William Draper
(1811–1882), químico norte americano. 
15 Lei de Stark-Einstein. Johannes Stark (1874–1957), físico alemão. Albert Einstein (1879–1955), físico
alemão. 
16 Absorbância = coeficiente de absorção de radiação.
1- Liberação de fótons (hv);
2- Emissão de calor;
3- Alteração do potencial de redução do átomo. 
4- Transferência do excesso de energia para um átomo vizinho
onde: A = é a absorvância medida, a(ג) = o comprimento de onda dependente do
coeficiente de absortividade, b = é o comprimento do caminho percorrido pela luz e c = é a
concentração item em análise. 
De acordo com Barltrop17 e Coyle (1975), a Lei de Beer-Lambert é válida, exceto quando
radiações de grande intensidade são utilizadas, tais como o LASER18. 
4. Rendimento quântico (Φ): 
Φ = n o de moléculas decompostas ou formadas 
 número de fótons absorvidos 
Por exemplo, se tivermos 1000 fótons absorvidos e 1 produto formado este seria um
processo fotoquímico muito ineficiente. Por outro lado podemos ter Φ = 1, onde cada fóton
produz 1 produto. E também podemos ter Φ > 1, onde um fóton produz um radical, que
gera uma reação em cadeia.
Regiões do espectro eletromagnético comummente utilizadas na fotoquímica:
• Luz visível: 400–700 nm;
• Ultravioleta: 100–400 nm;
• Infravermelho próximo: 700–1000 nm;
• Infravermelho distante: 15–1000 µm
Algumas reações fotoquímicas, como as efetuadas pelas radiações ultravioletas (UV), são
carcinogênicas para humanos. (para saber mais visite o site)
b) Excitantes 
c) Extinção química
d) Luminescência 
17 Barltrop J. A. and Coyle J. D. Principle of Photochemistry. London: Wiley; 1975.
18 LASER - acrônimo de Light Amplification by Stimulated Emission of Radiation, amplificação da luz por
meio de emissão estimulada de radiação. 
espectro eletromagnético
3 - AlgumasReações ou Aplicações químicas da luz 
Você ainda não entendeu por que estudar fotoquímica? Entender o comportamento da luz
é o mais próximo que os químicos já chegaram de transformar “chumbo em ouro”, graças ao
domínio da luz, você, por exemplo, paga fortunas por areia (Silício). 
a) Analise espectral:
b) Actinometria: processo químico que permite medir a intensidade de radiações.
b) Análise polarimétrica:
c) Fotografia: de forma resumida e simplificada, antes do avanço da fotografia digital, a captura
de imagens era feita em filmes de papel
d) Purificação fotoquímica de efluentes: (Photochemical Wastewater Purification)
e) Reações em cadeia induzidas pela luz: ( Light-Induced Chain Reactions)
f) Reações fotossintéticas: se você ainda não sabe o que é, pergunte ao seu professor de
Biologia.
g) Fabricação de chips de computador
i) Fabricação de extensômetros 
Glossário 
Consulte o dicionário de Química do Grupo Tchê Química, disponível
em: http://www.dicionario.tchequimica.com 
Palavras não-encontradas nesse dicionário podem ser solicitadas
através do endereço: tchequimica@tchequimica.com 
Demais comentários podem ser enviados para o nosso Yahoo Group, disponível em:
http://br.groups.yahoo.com/group/tchequimica/
tchequimica Porto Alegre -RS:
(51) 9154-2489 ou 9919-9758
tchequimica@tchequimica.com
 Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 1
Tabelas diversas 
Tabela de conversão de Fahrenheit para Célsius 
ºF ºC ºF ºC ºF ºC ºF ºC
125 51,6 82 27,8 39 3,9 -4 -20
124 51,1 81 27,2 38 3,3 -5 -20,5
123 50,5 80 26,6 37 2,8 -6 -21,1
122 50 79 26,1 36 2,2 -7 -21,6
121 49,4 78 25,5 35 1,7 -8 -22,2
120 48,8 77 25 34 1,1 -9 -22,8
119 48,3 76 24,4 33 0,6 -10 -23,3
118 47,7 75 23,9 32 0 -11 -23,9
117 47,2 74 23,3 31 -0,6 -12 -24,4
116 46,6 73 22,8 30 -1,1 -13 -25
115 46,1 72 22,2 29 -1,7 -14 -25,5
114 45,5 71 21,6 28 -2,2 -15 -26,1
113 45 70 21,1 27 -2,8 -16 -26,6
112 44,4 69 20,5 26 -3,3 -17 -27,2
111 43,8 68 20 25 -3,9 -18 -27,8
110 43,3 67 19,4 24 -4,4 -19 -28,3
109 42,7 66 18,9 23 -5 -20 -28,9
108 42,2 65 18,3 22 -5,6 -21 -29,4
107 41,6 64 17,8 21 -6,1 -22 -30
106 41,1 63 17,2 20 -6,7 -23 -30,5
105 40,5 62 16,7 19 -7,2 -24 -31,1
104 40 61 16,1 18 -7,8 -25 -31,6
103 39,4 60 15,5 17 -8,3 -26 -32,2
102 38,9 59 15 16 -8,9 -27 -32,7
101 38,3 58 14,4 15 -9,4 -28 -33,3
100 37,7 57 13,9 14 -10 -29 -33,9
99 37,2 56 13,3 13 -10,5 -30 -34,4
98 36,6 55 12,8 12 -11,1 -31 -35
97 36,1 54 12,2 11 -11,7 -32 -35,5
96 35,5 53 11,7 10 -12,2 -33 -36,1
95 35 52 11,1 9 -12,8 -34 -36,6
94 34,4 51 10,5 8 -13,3 -35 -37,2
93 33,9 50 10 7 -13,9 -36 -37,7
92 33,3 49 9,4 6 -14,4 -37 -38,3
91 32,7 48 8,9 5 -15 -38 -38,9
90 32,2 47 8,3 4 -15,5 -39 -39,4
89 31,6 46 7,8 3 -16,1 -40 -40
88 31,1 45 7,2 2 -16,7
87 30,5 44 6,7 1 -17,2
86 30 43 6,1 0 -17,8
85 29,4 42 5,6 -1 -18,3
84 28,9 41 5 -2 -18,9
83 28,3 40 4,4 -3 -19,4
 Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 2
Tabela de conversão de Célsius para Fahrenheit 
ºC ºF ºC ºF ºC ºF ºC ºF
50 122 24 75,2 -2 28,4 -28 -18,4
49 120,2 23 73,4 -3 26,6 -29 -20,2
48 118,4 22 71,6 -4 24,8 -30 -22
47 116,6 21 69,8 -5 23 -31 -23,8
46 114,8 20 68 -6 21,2 -32 -25,6
45 113 19 66,2 -7 19,4 -33 -27,4
44 111,2 18 64,4 -8 17,6 -34 -29,2
43 109,4 17 62,6 -9 15,8 -35 -31
42 107,6 16 60,8 -10 14 -36 -32,8
41 105,8 15 59 -11 12,2 -37 -34,6
40 104 14 57,2 -12 10,4 -38 -36,4
39 102,2 13 55,4 -13 8,6 -39 -38,2
38 100,4 12 53,6 -14 6,8 -40 -40
37 98,6 11 51,8 -15 5
36 96,8 10 50 -16 3,2
35 95 9 48,2 -17 1,4
34 93,2 8 46,4 -18 -0,4
33 91,4 7 44,6 -19 -2,2
32 89,6 6 42,8 -20 -4
31 87,8 5 41 -21 -5,8
30 86 4 39,2 -22 -7,6
29 84,2 3 37,4 -23 -9,4
28 82,4 2 35,6 -24 -11,2
27 80,6 1 33,8 -25 -13
26 78,8 0 32 -26 -14,8
25 77 -1 30,2 -27 -16,6
 Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 3
TABELA DE CÁTIONS E ÂNIONS
Ânions
Monovalentes
Hidreto H¯ Metaborato BO2¯
Hidroxila (ou Oxidrila) OH¯ Metarsenito AsO2¯
Fluoreto F¯ Metantimonito SbO2¯
Brometo Br¯ Cloroaurato AuCl4¯
Cloreto Cl¯ Fluoborato BF4¯
Iodeto I¯ Bicarbonato HCO3¯
Hipoclorito ClO¯ Bissulfito HSO3¯
Clorito ClO2¯ Bissulfato HSO4¯
Clorato ClO3¯ Sulfidrato HS¯
Perclorato ClO4¯ Formiato HCO2¯
Hipobromito BrO¯ Periodato IO4¯
Bromito BrO2¯ Nitrito NO2¯
Bromato BrO3¯ Nitrato NO3¯
Perbromato BrO4¯ Cianeto CN¯
Hipoiodito IO¯ Isocianeto NC¯
Iodito IO2¯ Cianato OCN¯
Iodato IO3¯ Isocianato NCO¯
Metafosfato PO3¯ Fulminato ONC¯
Hipofosfito H2PO2¯ Tiocianato ou sulfocianeto SCN¯
Permanganato MnO4¯ Acetato CH3COO¯
Aluminato AlO2¯ Ferrito FeO2¯
Bismutato BiO3¯
Bivalentes
Óxido O–2 Dicromato Cr2O7–2
Peróxido O2–2 Manganito MnO3–2
Sulfeto S–2 Manganato MnO4–2
Sulfito SO3–2 Hiponitrito N2O2–2
Sulfato SO4–2 Fosfito HPO3–2
Tiossulfato S2O3–2 Metassilicato SiO3–2
Hipossulfato S2O6–2 Tetraborato B4O7–2
Pirossulfato S2O7–2 Estanato SnO3–2
Persulfato S2O8–2 Estanito SnO2–2
Hiposulfito S2O4–2 Zincato ZnO2–2
Pirossulfito S2O5–2 Molibdato MoO4–2
 Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 4
Tetrationato S4O6–2 Tungstato WO4–2
Selenieto Se–2 Ferrato FeO4–2
Selenito SeO3–2 Plumbito PbO2–2
Seleniato SeO4–2 Plumbato PbO3–2
Telureto Te–2 Cloroplatinato PtCl6–2
Telurito TeO3–2 Fluorsilicato SiF6–2
Carbonato CO3–2 Cromato CrO4–2
Oxalato C2O4–2
Trivalentes
Nitreto N–3 Arseniato AsO4–3
Fosfeto P–3 Antimonito SbO3–3
Fosfato PO4–3 Antimoniato SbO4–3
Borato BO3–3 Ferricianeto Fe(CN)6–3
Arsenito AsO3–3
Tetravalentes
Silicato (Ortossilicato) SiO4–4 Piroarseniato As2O7–4
Hipofosfato P2O6–4 Piroantimoniato Sb2O7–4
Pirofosfato P2O7–4 Ferrocianeto Fe(CN)6–4
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Cátions
Monovalentes
Hidrogênio H+ Prata Ag+
Hidrônio (ou Hidroxônio) H3O+ Tálio I (talioso) Tl+
Sódio Na+ Cobre I (cuproso) Cu+
Lítio Li+ Mercúrio I (mercuroso) (Hg2) 2+
Potássio K+ Ouro I (auroso) Au+
Césio Cs+ Amônio NH4+
Rubídio Rb+ Frâncio Fr+
Bivalentes
Berílio Be+2 Ferro II (ferroso) Fe+2
Magnésio Mg+2 Manganês II (manganoso) Mn+2
Cálcio Ca+2 Estanho II (estanoso) Sn+2
Estrôncio Sr+2 Titânio II (titanoso) Ti+2
Bário Ba+2 Platina II (platinoso) Pt+2
Rádio Ra+2 Mercúrio II (mercúrico) Hg+2
Zinco Zn+2 Níquel II (niqueloso) Ni+2
Cádmio Cd+2 Cromo II (cromoso) Cr+2
Cobre II (cúprico) Cu+2 Paládio II (paladioso) Pd+2
Cobalto II (cobaltoso) Co+2 Chumbo II (plumboso) Pb+2
Trivalentes
Alumínio Al+3 Cromo III (crômico) Cr+3
Antimônio III (antimonioso) Sb+3 Ferro III (férrico) Fe+3
Arsênio III (arsenioso) As+3 Níquel III (niquélico) Ni+3
Bismuto Bi+3 Ouro III (áurico) Au+3
Cobalto III (cobáltico) Co+3 Gálio Ga+3
Tálio III (tálico) Tl+3 Índio In+3
Tetravalentes
Chumbo IV (plúmbico) Pb+4 Titânio IV (titânico) Ti+4
Estanho IV (estânico) Sn+4 Paládio IV (paládico) Pd+4
Manganês IV (mangânico) Mn+4 Platina IV (platínico) Pt+4
Pentavalentes
Antimônio V (antimônico) Sb+5 Arsênio V (arsênico) As+5
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Elementos da Tabela Periódica
A
 Actínio
 Alumínio
 Amerício
 Antimônio
 Argônio
 Arsênio
 Astato
B
 Berquélio
 Berílio
 Bismuto
 Boro
 Bromo
 Bário
 Bóhrio
C
 Califórnio
 Carbono
 Chumbo
 Cloro
 Cobalto
 Cobre
 Criptônio
 Cromo
 Cádmio
 Cálcio
 Cério
 Césio
 Cúrio
D
 Darmstádio
 Disprósio
 Dúbnio
E
 Einstênio
 Enxofre
 Érbio
 EscândioEstanho
 Estrôncio
 Európio
F
 Ferro
 Flúor
 Frâncio
 Férmio
 Fósforo
G
 Gadolínio
 Germânio
 Gálio
H
 Hidrogênio
 Háfnio
 Hássio
 Hélio
 Hólmio
I
 Índio
 Iodo
 Irídio
 Ítrio
 Itérbio
L
 Lantânio
 Laurêncio
 Lutécio
 Lítio
M
 Magnésio
 Manganês
 Meitnério
 Mendelévio
 Mercúrio 
 Molibdênio
N
 Neodímio
 Neptúnio
 Nitrogênio
 Nióbio
 Nobélio
 Neônio
 Níquel
O
 Ósmio
 Ouro
 Oxigênio
P
 Paládio
 Platina
 Plutônio
 Polônio
 Potássio
 Praseodímio
 Prata
 Promécio
 Protactínio
R
 Roentgenium 
 Rubídio
 Rutherfórdio
 Rutênio
 Rádio 
 Radônio
 Rênio
 Ródio
S
 Samário
 Seabórgio
 Selênio
 Silício
 Sódio
T
 Tecnécio
 Telúrio
 Titânio
 Tungstênio
 Tálio
 Tântalo
 Térbio
 Tório
 Túlio
U
 Urânio
V
 Vanádio
X
 Xenônio
Z
 Zinco
 Zircônio
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RESPOSTAS DO LIVRO
INTRODUÇÃO CLÁSSICA À FÍSICO-QUÍMICA
Eduardo Goldani
Luis De Boni
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