Aulas 20180829

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Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima
Química Geral
Prof. Dr. Guilherme Ferreira de Lima
Departamento de Química – Sala 169
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima
Guilherme Ferreira de Lima
2
 Licenciatura em Química – UFMG – 2008
Mestrado em Química Inorgânica – UFMG – 2010
Doutorado em Química – UFMG – 2013
o Doutorado Sanduíche na Jacobs University Bremen –
Alemanha – 2011 -2012.
 Professor da Universidade Federal de Itajubá. 
o 2013 -2016.
 Professor da Universidade Federal de Minas Gerais.
o 2016 – Atual.
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Regras da Disciplina
Avaliações:
3 Provas. 
Aprovação ≥ 60 pontos.
Reposição de prova.
Sugestão de dedicação (4 horas de estudo por semana)
Frequência: 
75% (Máximo de 15 faltas).
Exame:
Presença + 40 pontos
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Guilherme Ferreira de Lima
Tópicos do Curso
1. Átomos, moléculas e íons, estequiometria e Reações em 
Solução Aquosa,
2. Termoquímica,
3. Estrutura Eletrônica dos Átomos,
4. Ligações Químicas,
5. Teoria dos Orbitais Moleculares,
6. Forças Intermoleculares.
4
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Química
É o campo da ciência que envolve o estudo da composição,
estrutura e propriedades da matéria. Frequentemente
conhecida como a ciência central, é uma disciplina criativa
fortemente preocupada com a estrutura atômica e
molecular e suas transformações através de reações
químicas.
Tradução livre: Revista Nature
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Mas porque eu tenho que estudar química na faculdade?
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Química Solucionando problemas
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Química – a arte de trabalhar com o invisível
Macroscópico Microscópico
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Diferentes ramos da química
Química Orgânica,
Química Inorgânica,
 Físico-Química,
Bioquímica,
Química Analítica,
Química Teórica,
Engenharia Química,
Biologia molecular,
Ciências dos materiais.
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Matéria
Matéria: Tudo aquilo que ocupa espaço e tem massa.
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Substância: É uma forma de matéria que tem uma
composição definida e propriedades características.
Ex: H2O, H2O2, CO2, C2H5OH, C8H18.
Mistura: É uma combinação de duas ou mais substâncias
em que as propriedades de cada substância é mantida, ou
seja, essa reunião de substâncias não provoca alteração na
natureza da matéria.
Ex: Água potável [Mistura homogênea], água e óleo
[Mistura heterogênea], gasolina (misturada com álcool).
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Elemento: Trata-se de uma substância que não pode ser
separada em substâncias mais simples por algum processo
químico.
Elementos na crosta
Oxigenio Silicio
Alumínio Ferro
Cálcio Magnésio
Outros
45,5
27,2
Elementos no corpo humano
Oxigênio Carbono Hidrogênio
Nitrogênio Cálcio Fósforo
Outros
65
12
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Composto: Substância formada por dois ou mais átomos de
dois ou mais elementos unidos quimicamente em
proporções fixas.
Ex: H2O, H2O2, CO2, C2H5OH, C8H18, H2, O2, N2.
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Propriedades Físicas: São propriedades que dependem
apenas da composição da substância. Elas são medidas sem
causar alterações na natureza da matéria.
Ex: Temperatura de fusão e ebulição, cor, densidade.
Propriedades Químicas: Estão relacionadas com a
reatividade da substância. A natureza da matéria é alterada.
Ex: Reatividade
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Unidades de Medida: Sistema internacional (SI).
Grandeza Unidade Símbolo
Comprimento metro m
Massa quilograma kg
Tempo segundo s
Corrente elétrica ampére A
Temperatura kelvin K
Quantidade de matéria mol Mol
Intensidade luminosa candela cd
Prefixo Símbolo Significado
Tera T 1012
Giga G 109
Mega M 106
Quilo K 103
Deci d 10-1
Centi c 10-2
Mili m 10-3
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Números
Notação Científica:
602.200.000.000.000.000.000.000
6,02 x 1023
5000
5 x 103
N x 10n
1 < N < 10
Exemplo: Escreva 568,762 e 0,0000772 em notação 
científica.
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Notação Científica: Como operar números em notação 
científica?
A.10n + B.10n = (A+B).10n
A.10n - B.10n = (A-B).10n
n deve ser o mesmo
A.10n x B.10m = (A.B).10n+m
A.10n / B.10m = (A/B).10n-m
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Algarismos Significativos: Toda medida possui uma 
incerteza associada. 
Não necessariamente todos os números possuem 
significado.
Ex: 1 é igual a 1,0?
O último algarismo é sempre o duvidoso.
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1. Todo dígito diferente de zero é significativo.
2. Os zeros entre dígitos diferentes de zero são 
significativos.
3. Os zeros a esquerda do primeiro dígito diferente de zero 
não são significativos.
4. Se um número for maior do que 1, todos os zeros à 
direita da vírgula contam como significativo.
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Operando com algarismos significativos:
Adição e Subtração: Mantém-se o número de casas após a 
vírgula do número igual ao número com original com 
menos números decimais.
Multiplicação e divisão: Mantém-se o número de 
algarismos significativos do número original que contém 
menos algarismos significativos.
O número de algarismos significativos de constantes não é 
considerado.
Topico_1_2018_2.pdf
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Tópico 1
Estrutura Atômica, Estequiometria e
Reações em Solução Aquosa
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Primórdios:
Hieróglifos Egípcios:
Khemeia: São os processos químicos envolvidos no
embalsamamento de um corpo.
Múmia de um gato de mais de 5000 anos
exposta no museu Britânico, em Londres.
Khemeia é expandida para outros processos químicos, especialmente a
extração de metais, tratamento de tecidos e produção de vidros.
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Origens da Química
Química Astronomia
Ouro Sol
Prata Lua
Cobre Venus
Ferro Marte
Estanho Júpiter
Chumbo Saturno
Mercúrio Mercúrio
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Química a 2400 anos atrás
~ 2400 years ago 
Fe Cu 
Ag 
Au Hg 
C 
Sn 
Pb 
S 
Image by MIT OpenCourseWare. 
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Os primeiros pensamentos sobre estrutura atômica:
 Demócrito (400 a.c.): Ele descreve o mundo como sendo uma combinação
de vazio e matéria.
O que é vazio? Seria o vácuo.
O que é matéria? Seria composto por uma infinidade de átomos.
Átomo (Grego)
Tomoi: que pode ser dividido
a: prefixo grego de negação: Apolítico, amoral.
Propriedade: o átomo é indivisível e eterno.
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 Aristóteles e seu “desserviço” à teoria atômica:
 A Constituição da matéria: “essências”
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 Elementos Químicos conhecidos no século XVIII
1776 
H 
Fe Co Ni 
Pt 
Cu 
Ag 
Au 
Zn 
Hg 
C 
Sn 
Pb 
N 
P 
As 
Sb 
Bi 
O 
S 
Discovered 
1766 
Discovered 
1735 1751 
13th C India 
Pre- Columbian 
South America 
Discovered 
1772 1774 
Discovered 
1669 
12, 13, 14 C 
Alchemists 
Image by MIT OpenCourseWare. 
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Evidências experimentais:
Século XVII 
 Antoine Lavoisier propõe a Lei da conservação das massas.
o Reações em sistemas fechados...
 Louis Proust propõe a Lei das proporções fixas, composição definida.
o Reagentes e produtos obedecem a uma proporção constante.
 Gay-Lussac propõe a Lei das combinações volumétricas.
o Gases que participam de uma reação tem uma relação de números 
inteiros.
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John Dalton (1766 – 1844)
 Retomou a discussão sobre a estrutura 
atômica.
 Seu modelo foi proposto para explicar as 
evidências experimentais da época.
 Toda matéria é composta por átomos.
Modelo Atômico de Dalton
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Postulados do modelos de Dalton.
 Cada elemento é composto de partes extremamente pequenas
chamadas átomos,
 Todos os átomos de um dado elemento são idênticos, os átomos de
diferentes elementos são diferentes e tem diferentes propriedades,
 Os elementos não perdem sua identidade em reações químicas,
 Os compostos são formados pela combinação de átomos de um ou
mais elementos.
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Lei das proporções múltiplas
Água Hidrogênio + Oxigênio
Massa / g
Água Hidrogênio Oxigênio
18 2 16
36 4 32
90 10 80
Formação do monóxido de carbono.
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 O modelo atômico de Dalton é bastante simplificado e baseado
apenas em evidências macroscópicas.
 Ele não possuia nenhuma evidência experimental da existência dos
átomos.
 Técnicas experimentais desenvolvidas
no último século permitiram avanços
significativos na “visualização” do
átomo.
Imagem de microscopia eletrônica de
tunelamento.
O modelo de Dalton permite racionalizar qualquer
fenômeno que envolva apenas massa.
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Modelo Atômico de Thomson
J. J. Thomsom (1856 - 1940)
Prêmio Nobel de Física de 1906
Descoberta do elétron
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 Evidências da natureza elétrica da matéria:
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 Experimentos com tudo de raios catótidos:
Catodo
Fundo Fosforecente
Ânodo
Raios 
Catódicos
Fenda
(-) (+)
 Televisões mais antigas são baseadas na
tecnologia de tubos de raios catódicos.
Tubo de Crookes
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 Qual a natureza dos raios catódicos?
 Observou-se um desvio dos raios catódicos quando submetidos a um
campo magnético. Isso sugere que esses raios são carregados.
 Thomson foi capaz de demonstrar que os raios catódicos eram
formados por partículas carregadas negativamente. Ele denominou
essas partículas de elétrons.
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 Thomson conseguiu determinar a razão massa-carga dos raios
catódicos.
carga/massa= 1,76x108 C g-1.
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Determinação da carga do elétron: Robert Millikan (1868 – 1953)
 Nesse experimento, Millikan borrifa gotas de óleo em câmara e faz
com que elas capturem carga negativa.
 Essas gotas caem entre duas placas eletricamente carregadas e
ajusta-se o campo elético entre as placas até equilibrar a gota de
óleo.
 No equilíbrio, a força elétrica é igual à força gravitacional.
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Carga/ massa= 1,76x108 C g-1.
Massa do elétron: 9,10 x 10-28 g.
Carga do elétron: 1,60 x 10-19 C.
Proposta atômica de Thomson: 
 O átomo é composto por unidades
negativas denominadas elétrons e esses
estão encrustrados em uma massa
positiva, o que garante a
eletroneutralidade do átomo.
Esse modelo é conhecido popularmente com
pudim de ameixas (“Plum pudding”).
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Radioatividade
 Foi descoberta, em 1896, por Becquerel quando esse estudava o
mineral urânio.
 Os estudos sobre radioatividade foram aprofundados pelo casal
Marrie e Pierre Curie.
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 Rutherford extendeu o conhecimento as emissões radioativas.
 Raios β: Correspondem a elétrons de alta energia.
 Raios γ: Radiação eletromagnética de alta energia. Possui
comportamento similar aos raios x, mas é mais penetrante.
 Raios α: São partículas carregadas positivamente. Correspondem a
núcleos de Hélio.
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Modelo Atômico de Rutherford (1910):
Ernest Rutherdord (1871-1837)
Prêmio Nobel de Química - 1908
“ Já vivenciei muitas transformações
na minha vida, mas nenhuma tão
rápida quanto a de um físico em
químico.”
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 Rutherford propôs estudar a colisão de partículas α com um átomo.
Montagem utilizada por Rutherford:
 Com base na proposta de Thomson, Rutherford acreditava que as
partículas alfa atravessariam o átomo sofrendo, no máximo,
pequenos desvios.
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Observações Conclusões
A maior parte das partículas α 
atravessaram a lâmina de ouro sem 
sofrer desvios
O átomo deve ser formado por 
grandes espaços vazios.
Poucas partículas não atravessavam a 
lâmina e voltavam.
Há uma pequena região onde está 
concentrada a massa do átomo
(o núcleo).
Algumas partículas sofriam desvio de 
trajetória ao atravessar a lâmina.
O núcleo deve ser positivamente 
carregado.
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 Proposta de Rutherford.
 O núcleo atômico é muito pequeno, possui carga positiva, e tem
praticamente toda a massa do átomo.
 Os elétrons estão em uma grande região chamada de eletrosfera.
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O núcleo atômico:
 Rutherford, realizando experimentos em tubos de Crookes,
determinou a emissão de outra radiação, que foi chamada de raios
canais.
 Os prótons são partículas que possuem massa significativamente
maior do que os elétrons e carga positiva. Carga = 1,6 x 10-19 C.
 Como poderia o núcleo atômico ser estável possuindo tantas cargas
positivas concentradas em uma região tão pequena?
 Em 1932, Chadwick detectou a existência de outra partícula no
interior do núcleo, os nêutrons.
 Os nêutrons não possuem carga, mas possuem massa semelhante à
massa do próton.
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 A coesão do núcleo é dada através de uma força atrativa entre
prótons e nêutrons. Essa força é denominada força forte. Possui uma
alta intensidade e curto alcance.
Resumo das propriedades das partículas subatômicas:
Partícula Carga Massa (u)
Próton +1 1,0073
Nêutron 0 1,0087
Elétron -1 5,486 x 10-4
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 O modelo atômico de Rutherford melhora o modelo de Thomson e
prova a existência de um núcleo de carga positiva.
 Segundo Rutherford, os elétrons estariam
em uma região externa ao
núcleo e a maior parte do átomo seria, na verdade, espaço vazio.
Falha do modelo de Rutherford:
 Estrutura eletrônica.
 Como estão dispostos os elétrons externos aos núcleos?
 O modelo de Rutherford não consegue explicar a estabilidade dos
elétrons.
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Partículas Subatômicas
Partícula Massa (g) Carga
Elétron 9,1x10-28 -1
Próton 1,7x10-24 +1
Nêutron 1,7x10-24 0
Representação de um átomo de acordo com o modelo planetário.
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Número atômico (Z): Corresponde ao número de prótons que
um átomo possui. É a identidade do átomo. Átomos de um
mesmo elemento possuem o mesmo número de prótons.
Isótopos: Correspondem a átomos de um mesmo elemento
com diferente número de massa.
Exemplos:
1
1H 2
1H
3
1H 12
6C
13
6C
14
6C
35
17Cl 37
17Cl
Número de Massa (A): Corresponde a soma do número de
prótons com o número de nêutrons. Átomos iguais podem
possuir números de massa diferente.
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Massa do Átomo
A massa de partículas fundamentais é expressa em uma
(unidade de massa atômica).
Por convenção, um átomo de carbono possui uma massa de
12 uma.
Fator de conversão: 1 uma = 1,661x10-24g
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Espectrometria de Massas
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Massa Atômica: É a média ponderada do número de massa
de cada isótopo pela sua abundância.
35
17Cl 37
17Cl
75% 25%
Massa atômica do Cloro:
=
35x75+37x25
100
= 35, 5u
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Massa atômica do Carbono:
6
12C 6
13C 6
14C
98,9% 1,1% traços
=
12x98,8+13x1,1
100
=12, 01u
Massa atômica do Hidrogênio:
1
1H 1
2H 1
3H
99,98% 0,02% traços
=
1x99, 98+ 2x0, 02
100
=1, 002u
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O mol
Um mol é a quantia de substância que possui um número
de unidades fundamentais (átomos, moléculas ou outras
partículas) igual ao número de átomos presentes em
exatamente 12 g do 12C
Definição do Kotz.
1 mol = 6,02x1023 partículas
Número de Avogrado
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Massa Molar
Trata-se da massa, em gramas, de 1 mol de uma
determinada substância.
Exemplos:
H: MM = 1,0 g mol-1
Na: MM = 22,99 g mol-1
Na2CO3: MM = 2x23 + 12+ 3x16= 106 g mol
-1
C6H12O6: MM = 6x12 + 12x1 + 6x16 = 180 g mol
-1
Ca3(PO4)2: MM = 3x39 + 2x31 + 8x16 = 307 g mol
-1
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Compostos: trata-se de um substância eletricamente neutra
formada de dois ou mais átomos em uma proporção definida.
Exemplos:
H2O
CO2
CH3CH2OH
Na2CO3
NaCl
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Compostos orgânicos: Tratam-se de compostos formados a
partir do átomo de carbono.
CH4, CH3CH2OH, C4H10, C8H18
Compostos inorgânicos: São todos os outros compostos.
NaCl, KMnO4, Pt(NH3)2Cl2, NH3, H2SO4
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Guilherme Ferreira de Lima 41
Moléculas: Correspondem a um grupo discreto de átomos
ligados em um arranjo específico.
Íons: É um átomo ou grupo de átomos ligados
positivamente ou negativamente carregados.
Na+, Cl-, Ca2+, O2-
PO4
3-, SO4
2-, HCO3
-
Cátion Ânion
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Compostos Molecular Compostos iônico
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Guilherme Ferreira de Lima 43
Representações
C2H6O
CH3CH2OH
Molécula de etanol
Fórmula 
Molecular
Fórmula 
estrutural plana
Fórmula estrutural 
condensada
Fórmula de linha
Modelos 
Moleculares
pau e bola
Van der Waals
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Guilherme Ferreira de Lima 44
Atividade
Sabendo que o átomo de carbono faz quatro ligações e o
hidrogênio faz apenas uma, escreva a fórmula estrutural
plana, estrutural condensada, e a fórmula de linha do C4H10.
Isômeros: São compostos diferentes que apresentam a
mesma fórmula molecular.
C4H10
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Compostos iônicos - Nomenclatura
Cátion: Nome do átomo que o originou seguido da carga em
números romanos.
Na+: Íon Sódio
Ca2+: Íon Cálcio
Fe2+: Íon ferro(II)
Fe3+: Íon ferro(III)
Cu+ : Íon cobre(I)
Cu2+: Íon cobre(II)
Ânion: Monoatômicos: sufixo –eto (Sem oxigênio)
F- : Íon fluoreto
S2-: Íon Sulfeto
Cl- : Íon cloreto
Br-: Íon brometo
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Exemplos:
NaCl: Cloreto de Sódio
CaCl2: Cloreto de Cálcio
FeCl2: Cloreto de Ferro(II)
FeCl3: Cloreto de ferro(III)
Ânion: Contendo oxigênio: sufixo –ato ou -ito
CO3
2-: Carbonato
SO4
2-: Sulfato
NO3
-: Nitrato
SO3
2-: Sulfito
NO2
- : Nitrito
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Guilherme Ferreira de Lima 47
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 48
Compostos hidratados:
CuSO4.5H2O: Sulfato de cobre(II) pentahidratado
Na2SO4.10H2O: Sulfato de sódio decahidratado
CrCl3.6H2O: Cloreto de cromo(III) hexahidratado
CuSO4: Sulfato de cobre(II) anidro
Nomenclatura de ácidos: Sufixos: ídrico (ácidos que não contém O)
Sulfixos: ico e oso (ácidos que contém O)
HCl: Ácido clorídrico
HF: Ácido fluorídrico
H2SO4: Ácido sulfúrico
HNO3: Ácido nítrico
H2SO3: Ácido sulfuroso
HNO2: Ácido nitroso
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Guilherme Ferreira de Lima 49
Nomes Comuns:
NH3: Amônia
N2H4: hidrazina
NH2OH: hidroxilamina
PH3: fosfina
C2H4: etileno
C2H2: acetileno
Atividade
Qual o nome dos seguintes 
compostos?
a) BCl3
b) V2O5
c) SF4
d) IF5
e) CoCl2.6H2O
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 50
Determinação das fórmulas químicas
Composição percentual: Estabelece o percentual em massa de
cada elemento no composto.
Exemplo: Considere um composto de massa total 3,16g. Sua
análise elementar mostrou que ele é formado por 2,46g de
carbono, 0,373g de hidrogênio e 0,329g de oxigênio. Qual a sua
composição percentual?
%C=
2, 46
3,16
x100 = 77,8%%H =
0,373
3,16
x100 =11,8%%O=
0,329
3,16
x100 =10, 4%
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 51
Fórmula Empírica: Estabelece a proporção entre os elementos que
formam o composto.
Exemplo: Sabendo que o composto anterior possui composição de
77,8% de C, 11,6% de H e 10,4% de O, determine sua fórmula
empírica.
Assumindo uma massa de 100 g do composto...
nC =
77,8g
12, 01gmol -1
= 6,5mol
nH =
11, 6
1,0gmol -1
=11, 6mol
nO =
10, 4
16, 0gmol -1
= 0,65mol
nC
nO
=
6, 5
0, 65
=10
nH
nO
=
11, 6
0, 65
=17,8
nO
nO
=
0, 65
0, 65
=1
Fórmula empírica: C10H18O
Química Geral
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Fórmula molecular: Pode ser determinada a partir da fórmula
empírica e a massa molar do composto.
Exemplo: A vitamina C possui fórmula empírica C3H4O3. Sabendo
que a massa molar da vitamina C é 176,12 g, determine sua
fórmula molecular.
m=3x12,01+4x1,008+3x16,00 =88,06g
Massa da fórmula empírica
Razão da massa da fórmula 
empírica e a massa molar
176,12
88,06
= 2,000
Logo, a fórmula molecular da 
vitamina C é 2x a fórmula 
empírica
C6H8O6
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 53
Atividade
Um composto puro formado a partir da reação do N2 e O2 contém
36,854% de nitrogênio e 63,146% de oxigênio em massa. Qual é a
fórmula empírica do composto?
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 54
Atividade
1. Uma amostra de 2,57 g de um composto formado apenas por
estanho e cloro contém 1,17 g de estanho. Qual é a fórmula
empírica do composto?
2. As porcentagens de 25,94% de N e 74,06% de O combinam
com a fórmula química N2O5?
3. Um pó branco usado em tintas, esmaltes e cerâmicas tem a 
seguinte composição percentual: Ba, 69,6%; C, 6,09%; e O, 24,3%. 
Qual é a sua fórmula empírica? Qual é o nome do composto?
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 55
Atividade
4. O pertectenato de sódio radioativo é usado como agente de
varredura cerebral em medicina. A análise quantitativa de uma
amostra de pertectenato de sódio com uma massa de 0,896 g
encontrou 0,111 g de sódio e 0,477 g de tecnécio. O restante era
oxigênio. Calcule a formula empírica do pertectenato de sódio.
5. A vanilina, um composto usado como agente aromatizante em
produtos alimentícios, tem a seguinte composição percentual:
63,2 % de C; 5,29% de H e 31,6% de O. Qual é a fórmula empírica
da vanilina?
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 56
Reações Químicas
É um processo no qual uma substância é transformada em 
outra.
Essa reação pode ser representada através de uma equação
química.
H2(g) +O2(g) ¾®¾ H2O(l )
Reagentes Produto
Essa equação está 
errada!
Lei da Conservação das Massas: Em um processo químico,
a massa sempre se conserva.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 57
H2(g) +
1
2
O2(g) ¾®¾ H2O(l )
Coeficiente
Índice
 Equação Balanceada:
C2H5OH(l ) +3O2(g) ¾®¾ 2CO2(g) +3H2O(l )
46g 96g 88g 54g
142 g de reagente 142 g de produto
A massa se conserva ao longo do processo!!!
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 58
Atividade
 Faça o balanceamento das seguintes equações:
NO2(g) ¾®¾ NO(g) +O2(g)
NaN3(s) ¾®¾ Na(s) +N2(g)
HCO3(aq)
- +Ca(aq)
2+ ¾®¾ CaCO3(s) +CO2(g) +H2O(l )
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Guilherme Ferreira de Lima 59
Cálculo Estequiométrico
2CO(g) +O2(g) ¾®¾ 2CO2(g)
Proporção
Molar:
2 mol 1 mol 2 mol
Relação
em massa:
2x(12+16)
56 g
(16+16)
32g
2x(12+32)
88 g
Exemplo: Calcule a massa de CO2 produzido a partir da combustão 
de 12 g de CO em excesso de O2.56 g de CO --------------- 88 g de CO2
12 g de CO --------------- X
X=
88 g de CO2x12 g de CO
56 g de CO
=18,9 g de CO2
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 60
Exemplo: Calcule a massa de O2 necessária para reagir com as 12 g
de CO.
2CO(g) +O2(g) ¾®¾ 2CO2(g)
2 mol de CO -------------- 1 mol de O2
56 g de CO --------------- 32 g de O2
12 g de CO --------------- X
X=
32 g de O2x12 g de CO
56 g de CO
= 6,9 g de O2
Proporção
Molar:
Relação em 
massas:
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 61
Atividade: Calcule quantos mol de CO2 são gerados a partir da 
reação de 70 g de CO em excesso de oxigênio.
2CO(g) +O2(g) ¾®¾ 2CO2(g)
Atividade: Quantas moléculas de CO2 são formadas na combustão 
da atividade anterior?
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 62
Atividade: Quantos mols de HCl deveriam ser adicionados a 2,00 g de 
La2(CO3)3.8H2O para ocorrer a reação que se segue? Quantos gramas de 
LaCl3 seriam produzidos?
La2(CO3)3.8H2O(s) +6HCl(aq) ¾®¾ 2LaCl3(aq) +3CO2(g) +11H2O(l )
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Guilherme Ferreira de Lima 63
Reagente limitante
 CUIDADO!!! Nem sempre os reagentes de uma reação são
adicionados de forma estequiométrica.
2H2(g) +O2(g) ¾®¾ 2H2O(g)
Por exemplo, 2 mols de H2 reagem com um mol de O2. O que ocorre
caso sejam adicionados 5 mol de H2 e 2 mol de O2?
O2 é conhecido como reagente limitante.
H2 é o reagente em excesso.
A quantidade do produto formado dependerá exclusivamente do
reagente limitante.
 A prática de se utilizar um dos reagentes em excesso é comum no
cotidiano da química. Trata-se de uma medida que visa consumir
completamente o reagente mais caro.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 64
 Exemplo:
Uma química queria preparar hidrazina (N2H4) a partir da reação
abaixo. Ela misturou 3,6 mol de NH3 com 1,5 mol de OCl
-. Quantos
mol de hidrazina poderiam ser obtidos e qual o reagente limitante
da reação?
NH3(aq) +OCl(aq)
- ¾®¾ N2H4(aq) +Cl(aq)
- +H2O(l )
 Exemplo:
Considerando a reação descrita acima, calcule a quantidade, em
gramas, de hidrazina produzida a partir da reação de 61,2 g de NH3
com 77,3 g de OCl-.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 65
 Atividade:
O desaparecimento do ozônio (O3) na estratosfera tem sido, nos
últimos anos, alvo de grande preocupação por parte da comunidade
científica. Acredita-se que o ozônio possa reagir com o óxido nítrico
(NO), que é liberado pelos aviões a jato em grande altitude. A reação
é mostrada abaixo. Se 0,740 g de O3 reage com 0,670 g de NO,
quantos gramas de NO2 são produzidos? Qual dos Compostos é o
reagente limitante? Calcule o número de mols do reagente em
excesso que sobra no final da reação.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 66
 Atividade:
Considere a reação abaixo. Se 0,86 mol de MnO2 reage com 48,2 g
de HCl, qual é o reagente consumido em totalmente? Quantos
gramas de Cl2 serão produzidos?
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 67
 Rendimento
Até o momento, todos os cálculos foram realizados considerando
que 100% dos reagentes viram produtos. Contudo, isso nem sempre
é verdade.
Condições experimentais, limitações técnicas e equilíbrio químico
podem impedir que todos os reagentes tornem-se produtos. Assim,
existe um rendimento prático das reações.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 68
 Exemplo:
 O ácido adípico, H2C6H8O4, é usado para produzir náilon. Ele é
preparado comercialmente por uma reação controlada entre o
ciclohexano (C6H12) e O2.
2C6H12(l ) +5O2(g) ¾®¾ 2H2C6H8O4(l ) +2H2O(g)
a) Considerando que você realizou essa reação começando com 25,0 g
de ciclohexano e esse é o reagente limitante, qual o rendimento
teórico do ácido adípico?
b) Se você obtém 35,5 g de ácido adípico a partir dessa reação, qual é o
rendimento percentual da reação?
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 69
 Atividade:
O fluoreto de hidrogênio é utilizado na fabricação de freons e na
produção de alumínio metálico. O método de preparação é descrito
pela reação abaixo. Em determinado processo 6,00 kg de CaF2 são
tratados com excesso de H2SO4 originando 2,86 kg de HF. Calcule o
rendimento em porcentagem de HF.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 70
 Reações envolvendo gases na CNTP.
 Atividade:
Considere a reação abaixo. Se 0,86 mol de MnO2 reage com 48,2 g
de HCl, qual é o reagente consumido em totalmente? Qual o volume
de Cl2 que é produzido?
Um mol de um determinado gás, que tenha um comportamento
ideal, ocupa um volume de 22,4 L na temperatura de 0o C e 1 atm.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 71
Soluções
 Soluções X misturas heterogêneas.
 Solução: é um mistura homogênea de duas ou mais substâncias em
que uma substância, o solvente, dissolve outra substância, o soluto.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 72
Concentração de Soluções
 Trata-se da relação da quantidade de soluto por solvente.
Concentração comum: Massa do soluto / litro de solução.
Concentração molar: Quantidade de matéria do soluto / litro de solução.
Molalidade: Quantidade de matéria do soluto / 1000 g de solvente.
%m/m: Massa do soluto (g) / 100g de solução.
%m/v: Massa do soluto (g) / 100 mL de solução.
%v/v: Volume do soluto (mL) / 100 mL de solução.
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Guilherme Ferreira de Lima 73
Exemplo: Uma solução de 200 mL foi formada pela dissolução de 18 g
de C6H12O6 em água. Calcule a concentração comum e a concentração
molar dessa solução.
Concentração Comum
18 g C6H12O6 ----- 200 mL de Solução
X ----- 1000 mL de Solução
X=
18 g C6H12O6x1000 mL de Solução
200 mL de Solução
= 90g L-1
Concentração em quantidade de 
matéria180 g C6H12O6 ----- 1 mol C6H12O6
90 g C6H12O6 ----- X 
X=
90 g C6H12O6x1 mol C6H12O6
180 g C6H12O6
= 0, 5mol
Logo a concentração é de 0,5 mol L-1
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Guilherme Ferreira de Lima 74
Solução concentrada Solução diluída
Soluto
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 75
Diluição
Exemplo: Considere que 100 mL da solução 0,5 mol L-1 de C6H12O6 foi
retirado, transferido para um balão volumétrico de 250 mL e o volume
completado com água. Calcule a nova concentração dessa solução.
Solução 
0,5 mol L-
1
Pipeta 
Volumétrica
Balão 
Volumétrico
250 mL
0,5 mol C6H12O6 ----- 1000 mL de Solução
X ----- 100 mL de Solução
X=
0,5 mol C6H12O6x100 mL de Solução
1000 mL de Solução
= 0, 05mol
0,05 mol C6H12O6 ----- 250 mL de Solução
X ----- 1000 mL de Solução
X=
0,5 mol C6H12O6x1000 mL de Solução
250 mL de Solução
= 0, 2mol
Quantidade de matéria transferida
Concentração da segunda solução
Logo a concentração é de 
0,2 mol L-1
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 76
Atividade:
1. Quantos mililitros de NaNO3 0,500 mol L
-1 seriam necessários para
preparar 200 mL de uma solução de NaNO3 0,250 mol L
-1?
2. HNO3 concentrado é HNO3 69% (m/m) e tem uma densidade de 1,41
g mL-1. Quantos mililitros desse HNO3 concentrado seriam
necessários para preparar 100 mL de HNO3 6 mol L
-1?
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Guilherme Ferreira de Lima 77
Íons em solução
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 78
Elemento Espécie
Água do 
mar
Algas
Células
vermelhas
Plasma
Cloro Cl- 550 50 50 100
Sódio Na+ 460 80 11 160
Magnésio Mg2+ 52 50 2,5 2
Cálcio Ca2+ 10 1,5 10-4 2
Potássio K+ 10 400 92 10
Carbono
HCO3
-, 
CO3
2- 30 < 10 < 10 30
Fósforo HPO4
2- < 1 5 3 < 3 
 Concentração, em milimol por litro, de alguns íons em diferentes
meios aquoso.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 79
 Eletrólitos fortes: São espécies que dissociam completamente em
solução.
NaCl(s) ¾®¾ Na(aq)
+ +Cl(aq)
-
KF(s) ¾®¾ K(aq)
+ +F(aq)
-
 Eletrólitos fracos: São espécies que formam poucos íons em solução.
CH3COOH(aq) ¾®¾ CH3COO(aq)
- +H(aq)
+
< 5%
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 80
 Algumas regras de solubilidade.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 81
Reações de Precipitação
 Dois compostos solúveis reagem formando um produto insolúvel.
Pb(NO3)2(aq) +2KI (aq) ¾®¾ PbI2(s) +2KNO3(aq)
Pb(aq)
2+ +2I (aq)
- ¾®¾ PbI 2(s)
 Equação iônica:
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 82
 Nitrato de prata com Cloreto de cálcio.
2AgNO3(aq) +CaCl2(aq) ¾®¾ 2AgCl(s) +Ca(NO3)2(aq)
Ag(aq)
+ +Cl(aq)
- ¾®¾ AgCl(s)
 Cálculos Renais
Ca2+, C2O4
2- e PO4
3-
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima
Lewis
Bronsted- Lowry
83
Reações Ácido-Base
 Trata-se de uma classe de substâncias importante dentro da química.
 Diferentes teorias para classificar as substâncias como ácidos ou
base.
Arrhenius
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 84
Segundo Arrhenius (1884)....
Ácido é uma substância que contém hidrogênio e reage com água para
formar íons hidrogênio.
Base é um composto que produz íon hidróxido na água.
HCl¾®¾ H + +Cl -
CH3COOH¾®¾ CH3COO
- +H+
NaOH¾®¾ Na+ +OH -
Mg(OH)2 ¾®¾ Mg
2+ +2OH -
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 85
A teoria possui a limitação de restringir à processos em água
HCl +NaOH¾®¾ NaCl +H2O
Reação de Neutralização:
É uma reação entre um ácido e uma base na qual há formação de água e
um sal.
Algumas substâncias não podem ter seu comportamento ácido ou
básico explicado por essa teoria.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 86
Segundo Bronsted – Lowry (1923)....
Ácido é uma espécie que possui tendência de perder ou doar próton.
Base é uma espécie que tem tendência de aceitar ou adicionar um
próton.
HCl +H2O¾®¾ H3O
+ +Cl -
CO3
2- +H2O¾®¾ HCO3
- +OH -
NH3 +H2O¾®¾ NH4
+ +OH -
Base ÁcidoÁcido Base
Pares ácido-base conjugados
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 87
Ácido Forte: espécie completamente desprotonada em solução,
Ácido Fraco: espécie parcialmente desprotonada em solução,
Base Forte: espécie completamente protonada em solução,
Base Fraca: espécie parcialmente protonada em solução.
HCl +OH -¾®¾ H2O+Cl
-
Reação fortemente deslocada para direita
Ácido
forte
Base
fraca
Base
forte
Ácido
fraco
CH3COOH +H2O¾®¾ CH3COO
- +H3O
+
Ácido
fraco
Base
forte
Base
fraca
Ácido
forte
Reação fortemente deslocada para esquerda
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 88
Força Relativa de ácidos e base – Ka e Kb
HA+H2O¾®¾ H3O
+ +A-
Ka =
[H3O
+ ][A- ]
[HA]
B- +H2O¾®¾ HB+OH
-
Kb =
[HB][OH - ]
[B- ]
Quanto maior o valor de Ka ou Kb, maior a força do ácido ou
da base, respectivamente.
pKa =-logKa
pKb =-logKb
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 89
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 90
H2SO4 +H2O¾®¾ HSO4
- +H3O
+
HSO4
-+H2O¾®¾ SO4
2- +H3O
+
Ácidos Polipróticos:
Espécies Anfóteras
HSO4
-+H2O¾®¾ SO4
2- +H3O
+
HSO4
-+H2O¾®¾ H2SO4
2- +OH-
Ácido
Base
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 91
H2O+H2O¾®¾ H3O
+ +OH -Kw = [H3O
+][OH -]=10-14
a 25oC
Constante de auto-ionização da água.
Escala de pH
pH =-log[H3O
+]
pOH =- log[OH -]
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 92
Indicadores ácido-base
São substâncias que apresentam colorações diferentes de acordo com o
pH do meio.
Exemplo: Vermelho de fenol
amarelo vermelho
Indicador pH
de viragem
Mudança de cor
Azul de timol 1,2 – 2,8 Vermelho - Amarelo
Alaranjado de metila 2,1 – 4,1 Laranja - Amarelo
Vermelho de metila 4,2 – 6,3 Vermelho - Amarelo
Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 Amarelo - Azul
Vermelho de fenol 6,4 – 8,0 Amarelo - Vermelho
Fenolftaleína 8,3 – 10,0 Incolor - Vermelho
Indicadores comuns com suas respectivas 
faixas de viragem e mudanças de cor.
Papel Indicador
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 93
Titulação ácido - base
Usando uma solução básica de concentração conhecida, determina-se,
através de uma titulação, a concentração de um ácido.
Bureta
Erlenmeyer
Contém a base de 
concentração 
conhecida.
Contém o ácido 
de concentração 
desconhecida.
Adiciona-se, na solução ácida algumas
gotas de
fenolftaleína e usando a bureta, adiciona-se,
gota a gota, a solução de base. Fecha-se a
bureta quando a solução inicialmente incolor
muda para rosa.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 94
HCl +NaOH¾®¾ NaCl +H2O
Supondo que na titulação anterior a solução ácida seja de HCl e a básica
seja de NaOH.
No ponto de equivalência:
n
H+
= n
OH-
Fácil de ser determinado, visto 
que a concentração é conhecida 
e o volume é medido na bureta.
Esse comportamento é típico para ácido 
forte e base forte
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 95
Atividade: Uma amostra de 0,968 g de hidróxido de sódio impuro foi
dissolvida em 200 mL de solução aquosa. Uma porção de 20,0 mL dessa
solução foi titulada até o ponto de equivalência com 15,8 mL de HCl(aq)
0,107 mol L-1. Qual a porcentagem de pureza da amostra de hidróxido
de sódio?
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 96
Teoria de Lewis:
Segundo Lewis: É a presença de um par de elétrons não compartilhados que
permite a transferência do próton. Nessa teoria, diferentemente da teoria de
Bronsted – Lowry, o foco não está na figura do próton, mas sim nos elétrons.
Ácido de Lewis: É a espécie que recebe um par de elétrons.
Base de Lewis: É a espécie que doa um par de elétrons.
Ácido Base Aduto
CoCl2 +6NH3 ¾®¾ [Co(NH3)6 ]
2+ +2Cl -
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 97
Óxidos
Correspondem a compostos binários na qual o oxigênio é o elemento
mais eletronegativo.
Óxidos ácidos: São os óxidos formados com elementos não metálicos.
Eles reagem com água para formar íon H+.
CO2(g) +H2O(l ) ¾®¾ H2CO3(aq)
H2CO3(aq) +H2O(l ) ¾®¾ HCO3(aq)
- +H3O(l )
+
SO3(g) +H2O(l ) ¾®¾ H2SO4(aq)
2NO2(g) +H2O(l ) ¾®¾ HNO3(aq) +HNO2(aq)
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 98
Óxidos Básicos: São os óxidos formados com elementos metálicos. Eles
reagem com água para formar íon OH-.
CaO(s) +H2O(l ) ¾®¾ Ca(OH)2(s)
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 99
Reações de Oxirredução
São reações que envolvem a transferência de elétrons de uma
substância para outra.
2Mg(s) +O2(g) ¾®¾ 2MgO(s)
2Ag(aq)
+ +Cu(s) ¾®¾ 2Ag(s) +Cu(aq)
2+
4 elétrons 
2 elétrons 
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 100
Essas reações podem ser aplicadas para a construção de células
galvânicas.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 101
2Mg(s) +O2(g) ¾®¾ 2MgO(s)
2 elétrons 
Oxidação: Processo no qual uma espécie perde elétrons.
Redução: Processo no qual uma espécie ganha elétrons.
Agente Oxidante: Substância que provoca a oxidação de outra espécie.
É quem sofre a redução.
Agente Redutor: Substância que provoca a redução de outra espécie.
É quem sofre a oxidação.
2Mg(s) +O2(g) ¾®¾ 2MgO(s)
Ag. 
oxidante
Ag. 
redutor
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 102
Semi-reação de oxidação:
2Mg¾®¾ 2Mg2+ +4e-
Semi-reação de redução:
O2 +4e
-¾®¾ 2O2-
Equação Global:
2Mg¾®¾ 2Mg2+ +4e-
O2 +4e
-¾®¾ 2O2-
2Mg(s) +O2(g) ¾®¾ 2MgO(s)
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 103
1. Átomos de elementos ou substâncias simples apresentam NOX zero.
2. Para íons monoatômicos, o NOX é igual à carga.
3. O Flúor sempre possui número de oxidação -1, exceto no F2.
4. Cl, Br e I terão -1, exceto quando ligados ao F ou O.
5. O número de oxidação do H é +1 e do O é -2 na maioria dos
compostos.
6. Metais da família 1 e 2 geralmente apresentam NOX +1 e +2,
respectivamente.
7. A soma dos NOX dos elementos de um composto deve ser igual à
carga da mesma.
Número de Oxidação
Exemplos: Calcule o NOX de cada elemento que compõe as seguintes
substâncias.
HCl, H2SO4, SO3
2-, NO3
-, Ca3(PO4)2, Cr2O7
2-
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 104
2Mg(s) +O2(g) ¾®¾ 2MgO(s)
0 0 +2 -2
2Ag(aq)
+ +Cu(s) ¾®¾ 2Ag(s) +Cu(aq)
2+
+1 0 0 +2
Balanceamento de equações de oxirredução
O Balanceamento é feito através das semi-reações.
Exemplo: Faça o balanceamento da equação abaixo considerando que a
mesma se processa em meio aquoso ácido.
H2O2 + I
-¾®¾ I2 +H2O
0+1 -1 -1 +1 -2
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 105
H2O2 + I
-¾®¾ I2 +H2O
Semi-reação de oxidação
I - ¾®¾ I 2
2I - ¾®¾ I2
2I -¾®¾ I2 +2e
-
H2O2 ¾®¾ H2O
H2O2 +2e
-¾®¾ 2H2O
H2O2 +2e
- +2H+¾®¾ 2H2O
2I -¾®¾ I2 +2e
-
H2O2 +2e
- +2H+¾®¾ 2H2O
H2O2 +2I
- +2H+¾®¾ 2H2O+ I2
Semi-reação de redução
Massa ok
Carga não
Massa ok
Carga ok
Massa não
Carga não
Massa não
Carga ok
Massa não
Carga não
Massa ok
Carga ok
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 106
Exemplo: Faça o balanceamento da equação abaixo considerando que a
mesma se processa em meio aquoso básico.
ClO- +CrO2
-¾®¾ CrO4
2- +Cl -
Semi-reação de oxidaçãoSemi-reação de redução
ClO-¾®¾ Cl -
ClO- +2e-¾®¾ Cl -
ClO- +2e- +H2O¾®¾ Cl
- +2OH-
CrO2
-¾®¾ CrO4
2-
CrO2
-¾®¾ CrO4
2- +3e-
CrO2
- +4OH-¾®¾ CrO4
2- +3e- +2H2O
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 107
ClO- +2e- +H2O¾®¾ Cl
- +2OH-
CrO2
- +4OH-¾®¾ CrO4
2- +3e- +2H2O
(x3)
(x2)
2CrO2
- +2OH - +3ClO-¾®¾ 3Cl - +2CrO4
2- +H2O
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 108
a)I2 + H2S H
+ + I− + S
b) 𝐴𝑔 + 𝑁𝑂3
− 𝐴𝑔+ + 𝑁𝑂
c) 𝐶𝑢𝑆 + 𝑁𝑂3
− 𝐶𝑢2+ + 𝑆𝑂4
2− +𝑁𝑂
d) 𝑆2𝑂3
2− + 𝐼3
− 𝑆4𝑂6
2− + 𝐼−
e)𝑀𝑛𝑂4
2− 𝑀𝑛𝑂2 +𝑀𝑛𝑂4
−
Atividade: Faça o balanceamento das seguintes reações de oxirredução
em meio aquoso ácido.
Química Geral
Guilherme Ferreira de Lima 109
Atividade: Faça o balanceamento das seguintes reações de oxirredução
em meio aquoso alcalino.
a)𝐴𝑙 + 𝑁𝑂3
− + 𝑂𝐻− 𝐴𝑙(𝑂𝐻)4
−+𝑁𝐻3
b)𝑃𝑏𝑂2 + 𝐶𝑙
− 𝐶𝑙𝑂− + 𝑃𝑏(𝑂𝐻)3
−
c)𝑁2𝐻4 + 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 𝐶𝑢 + 𝑁2
d) 𝐴𝑔2𝑆 + 𝐶𝑁
− + 𝑂2 𝐴𝑔(𝐶𝑁)2
−+𝑆
e)𝐶𝑙𝑂− + 𝐹𝑒 𝑂𝐻 3 𝐶𝑙
− + 𝐹𝑒𝑂4
2−