QUÍMICA BÁSICA Transformações 2

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QUÍMICA BÁSICA – TRANSFORMAÇÕES 
 
Dentre as Ciências da Natureza, a Química é aquela que estuda a matéria no 
que diz respeito à sua composição e às transformações que ocorrem. Um 
número imenso dessas transformações ocorre no dia-a-dia. Muitas delas 
ocorrem naturalmente, isto é, sem que o homem interfira. Por exemplo, o 
amadurecimento de uma fruta, a decomposição de um organismo morto, a 
digestão dos alimentos etc. Outras transformações, porém, só acontecem 
devido à interferência do homem. Por exemplo, a queima da gasolina, a 
produção de tintas, a produção do aço etc. 
Contudo, todas as transformações que modificam a natureza da matéria, 
independentemente de serem naturais ou de serem controladas pelo 
homem, são por definição processos químicos. 
O objetivo de todo químico é entender exatamente como as transformações 
ocorrem, conhecer os princípios básicos que regem essas transformações 
para poder prever quando uma transformação é possível ou não e quando 
sua reprodução em grande escala é viável. 
 
MATÉRIA E ENERGIA 
 
Matéria 
 
Matéria é tudo o que tem massa e ocupa um lugar no espaço, ou seja, possui 
volume. Ex.: madeira, ferro, ouro, ar etc. 
 
Propriedades da matéria 
Propriedades são características que definem a espécie de matéria. 
Podem ser divididas em três grupos: gerais, funcionais e específicas. 
1. Propriedades gerais - São as propriedades inerentes a qualquer espécie 
de matéria. 
Por exemplo: 
Massa: é a grandeza que se usa como medida da quantidade de matéria 
de um corpo ou objeto. 
 
Extensão: espaço que a matéria ocupa, ou seja, seu volume. 
 
Impenetrabilidade: é o fato de que duas porções de matéria não podem, 
ao mesmo tempo, ocupar o mesmo lugar no espaço. 
 
Divisibilidade: toda matéria pode ser dividida sem alterar a sua 
constituição (até um certo limite). 
 
Compressibilidade: o volume ocupado por uma porção de matéria pode 
diminuir sob a ação de forças externas. 
 
Elasticidade: se a ação de uma força causar deformação na matéria, 
dentro de um certo limite, ela poderá retornar à forma original. 
2. Propriedades funcionais - São propriedades comuns a determinados 
grupos de matéria, identificadas pela função que desempenham. A 
Química se preocupa particularmente com essas propriedades. Por 
exemplo, a acidez, a basicidade, a salinidade de algumas espécies de 
matéria. 
3. Propriedades específicas - São propriedades inerentes a cada tipo 
particular de matéria. Elas podem ser: 
Organolépticas: são aquelas capazes de impressionar os sentidos, como 
a cor, que impressiona a visão, o sabor e o odor, que impressionam o 
paladar e o olfato respectivamente, e a fase de agregação da matéria, que 
pode ser sólida (pó, pasta), líquida ou gasosa e que impressiona o tato. 
 
Químicas: são propriedades responsáveis pelos tipos de transformação 
que cada matéria é capaz de sofrer. Por exemplo, o vinho pode se 
transformar em vinagre; o ferro pode se transformar em aço. 
 
Físicas: são certos valores constantes, encontrados experimentalmente, 
para o comportamento de cada tipo de matéria, quando submetida a 
determinadas condições, as quais não alteram a constituição da matéria, 
por mais adversas que sejam. Por exemplo: o ponto de ebulição (sob uma 
pressão de 1 atmosfera, à temperatura de 100°C a água sempre passa de 
líquida para gasosa), a densidade, o calor específico etc. 
 
Propriedades físicas: Propriedades intensivas e propriedades extensivas. 
• As propriedades físicas intensivas não dependem da quantidade de 
substância presente. 
– Exemplos: densidade, temperatura e ponto de fusão. 
• As propriedades físicas extensivas dependem da quantidade de 
substância presente. 
– Exemplos: massa, volume e pressão. 
 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA: Misturas e Substâncias puras 
Misturas: Dois ou mais tipos de matéria (Misturas homogêneas, também 
chamadas de soluções, e Misturas heterogêneas). Apresentam 
propriedades físicas e químicas diferentes. Os componentes são 
separados através de processos físicos: filtração, destilação, evaporação, 
decantação etc. 
Substâncias Puras: Substâncias simples (átomos de um mesmo 
elemento) e Substâncias compostas (átomos de elementos diferentes). 
Possuem propriedades físicas e químicas bem definidas. 
 
Separação de misturas 
• As misturas podem ser separadas se suas propriedades físicas são 
diferentes. 
• Os sólidos podem ser separados dos líquidos através de filtração. 
• O sólido é coletado em papel de filtro, e a solução, chamada de 
filtrado, passa pelo papel de filtro e é coletada em um frasco. 
 
• As misturas homogêneas de líquidos podem ser separadas através 
de destilação. 
• A destilação necessita que os diferentes líquidos tenham pontos de 
ebulição diferentes. 
• Basicamente, cada componente da mistura é fervido e coletado. 
• A fração com ponto de ebulição mais baixo é coletada primeiro. 
 
 
 
 
UNIDADES DE MEDIDAS 
Unidades SI 
• Existem dois tipos de unidades: 
– Unidades fundamentais (ou básicas); 
– Unidades derivadas. 
• Existem 7 unidades básicas no sistema SI. 
 
 
 
 
Unidades SI 
• Observe que a unidade SI para comprimento é o metro (m), 
enquanto a unidade SI para massa é o quilograma (kg). 
– 1 kg tem 2,2046 lb. 
 
 Temperatura 
Existem três escalas de temperatura: 
• Escala Kelvin 
– Usada em ciência. 
– Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius. 
– A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero 
Kelvin. 
– 273,15−Zero absoluto: 0 K = oC. 
Temperatura 
• Escala Celsius 
– Também utilizada em ciência. 
– A água congela a 0 oC e entra em ebulição a 100 oC. 
– Para converter: K = oC + 273,15. 
 
• Escala Fahrenheit 
– Geralmente não é utilizada em ciência. 
– A água congela a 32 oF e entra em ebulição a 212 oF. 
– Para converter: 
 
 
 
 
( )32-F
9
5
C = ( ) 32C
5
9
F +=
 
 
• As unidades de volume são dadas por (unidades de 
comprimento)3. 
– A unidade SI de volume 
é o 1 m3. 
• Normalmente usamos 
1 mL = 1 cm3. 
• Outras unidades de volume: 
– 1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 = 1000 mL. 
 
 
 
 
LEIS DA CONSERVAÇÃO DA MASSA E DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS 
Lei da conservação da massa (Lavoisier): Numa reação química, nenhuma 
quantidade de massa é criada ou destruída. 
 
Lei das proporções definidas: Em uma substância química pura, os 
elementos estão sempre presentes em proporções mássicas definidas. 
Ex.: Na água, a relação mássica entre hidrogênio e oxigênio é de 1/8. 
A PARTÍCULA FUNDAMENTAL DA MATÉRIA: O Átomo e sua composição 
 
Teoria Atômica de Dalton 
Os filósofos gregos Leucipo e Demócritos, cerca de 400 a 500 a.C, já 
propunham que a matéria não poderia ser infinitamente dividida em 
partes cada vez menores. Ao final deveria chegar-se a um determinado 
limite. 
Em 1803, o cientista inglês John Dalton, baseado em uma série de leis 
experimentais das transformações químicas apresentou os seguintes 
postulados: 
1. A matéria é composta de partículas indivisíveis chamadas de 
átomos. 
2. Todos os átomos de um mesmo elemento têm as mesmas 
propriedades (por exemplo, tamanho, forma e massa), as quais 
diferem das propriedades de todos os átomos dos outros 
elementos. 
3. Uma reação química consiste, simplesmente, num rearranjo dos 
átomos de um conjunto de combinações para outro. Entretanto, os 
átomos individuais permanecem intactos. 
Massa e carga das partículas fundamentais: Prótons, elétrons e nêutrons. 
Para se medir a massa de coisas tão pequenas como o átomo e as 
partículas que o compõem, usa-se como padrão o u, unidade de massa 
atômica, de acordo com o Sistema Internacional de unidades. 
O u (unidade de massa atômica) correspondea 1,66057 x 10-24 g 
A massa das partículas fundamentais, em repouso, é a seguinte: próton = 
1,00728 u, nêutron = 1,00866 u e elétron = 5,48579 x10-4 u. 
Exercício: Transformar as massas do próton, elétron e nêutron de u para 
g. 
Se comparar essas massas entre si, ver-se-á que a massa do nêutron é 
quase igual á massa do próton, enquanto o elétron tem massa igual a 
1.836 vezes menor que a massa do próton. Praticamente toda a massa do 
átomo está contida no núcleo. 
A carga elétrica do elétron foi determinada experimentalmente em 1908 
por Robert A. Millikan e é igual a -1,602189 x10-19 coulomb, o que equivale 
a uma unidade elementar de carga (1 uec). A carga do próton é igual à do 
elétron, só que de sinal contrário (o sinal das cargas é uma convenção). 
As cargas do próton e do elétron se anulam mutuamente. 
O nêutron não possui carga elétrica, é neutro. 
 
Dimensões do átomo 
O tamanho de um átomo é normalmente medido em angströns. Lembre-se 
de que: I angström equivale a 10-8 centímetro. 
O diâmetro médio do núcleo de um átomo fica entre 10-5 e 10-4 angström. 
 
O diâmetro médio da eletrosfera de um átomo é de 1 angström. 
Isso nos leva a importantes conclusões: 
 (diâmetro da eletrosfera) / (diâmetro de núcleo) = 105 
veremos que a eletrosfera de um átomo é entre 10 000 e 100 000 vezes 
maior que o seu núcleo. Se o núcleo tivesse o diâmetro de 1 centímetro, a 
eletrosfera teria o diâmetro entre 100 metros e 1 quilômetro. 
 
Uma vez que praticamente toda a massa do átomo está contida no núcleo 
(devido aos prótons e aos nêutrons) e que essa enorme região chamada 
eletrosfera (que contém os elétrons) praticamente não tem massa, 
reafirma-se a conclusão de Rutherford: O átomo é um grande vazio. 
 
 
 
 
 
 
 
Átomos e elemento químico 
O número atômico 
Até hoje são conhecidos cerca de 114 tipos diferentes de elementos 
que, combinados entre si das mais diversas maneiras, vão dar origem a 
todo tipo de matéria existente. 
Átomos de mesmo tipo são aqueles que possuem o mesmo número 
de prótons (o número de nêutrons e o número de elétrons não precisam 
ser o mesmo). Como o número de prótons define a espécie de átomo, ele 
é denominado número atômico e simbolizado por Z. 
número de prótons (p) = número atômico (Z) ou Z = p 
De onde vem a definição: 
Elemento químico é um conjunto (agregado) de átomos com o 
mesmo número atômico. 
Exemplos: 
Hidrogênio -- conjunto de átomos que possuem 1 próton. 
Oxigênio -- conjunto de átomos que possuem 8 prótons. 
Carbono -- conjunto de átomos que possuem 6 prótons. 
Número de massa 
Como praticamente toda a massa do átomo está contida no núcleo, 
denomina-se o número total de prótons e nêutrons de um átomo de 
número de massa, que é simbolizado por A. 
A = p+n ou A =Z+n 
Exemplo: 
Considerando-se um átomo que possua 11 prótons, 12 nêutrons e 11 
elétrons, seu número atômico Z será 11 (Z = p) e seu número de massa A 
será 23 (A = Z + n, isto é, A = 11+ 12 = 23). 
 
NÚMERO DE MASSA X MASSA ATÔMICA 
É importante ainda perceber que o conceito de número de massa é 
totalmente distinto dos conceitos de massa atômica -- termos muito 
usado na Química 
 
Massa atômica: é por definição o número que indica quantas vezes a 
massa do átomo é mais pesada que o u. Massa atômica = (massa do 
átomo em u). 
SÍMBOLOS DOS ELEMENTOS QUÍMICOS 
Cada elemento químico é representado por um símbolo, de acordo com a 
IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), obedecendo 
às regras básicas criadas por Berzelius em 1814. 
 
Tabela Periódica dos Elementos 
 
ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS. 
ISÓTOPOS, bem como os dois itens seguintes, ISÓBAROS e ISÓTONOS, 
são relações que dizem respeito apenas ao núcleo do átomo. Como a 
eletrosfera e os elétrons não vão interferir nessas relações, o número de 
elétrons pode ou não ser o mesmo, de uma entidade química para outra. 
Isótopos 
Denominam-se isótopos as entidades químicas que possuem o mesmo 
número de prótons. A esse fenômeno dá-se o nome de isotopia. 
O número de nêutrons (n) dos isótopos e, portanto, o número de massa 
(A) é diferente. Todos os elementos químicos possuem isótopos, naturais 
e/ou artificiais. Os diferentes isótopos são diferenciados pelos números 
de massa. Apenas os isótopos do elemento químico hidrogênio possuem 
nome próprio. 
Observe: 
 
Os isótopos naturais, como os do hidrogênio, são encontrados em 
proporções praticamente constantes em qualquer amostra do elemento 
químico na natureza. 
Se forem considerados apenas os átomos isótopos (sem contar os 
respectivos íons isótopos), pode-se afirmar que eles possuem 
propriedades químicas iguais, pois são de um mesmo elemento químico. 
Possuem ainda propriedades nucleares diferentes (os mais pesados 
normalmente são radioativos) e propriedades físicas diferentes. 
A massa atômica oficial de cada elemento químico é calculada pela média 
ponderada dos números de massa dos isótopos existentes desse 
elemento na natureza, multiplicada pela abundância (% em massa) de 
cada isótopo. 
Exemplo: o elemento químico magnésio, de número atômico 12, possui 3 
isótopos naturais: 
 
A massa atômica oficial do elemento químico será: 
 
 
Isóbaros 
Denominam-se isóbaros as entidades químicas que possuem o mesmo 
número de massa. A esse fenômeno dá-se o nome de isobaria. 
Entidades químicas isóbaras possuem o número de prótons e o número 
de nêutrons diferentes, porém a soma (p + n) é a mesma. 
Exemplo: 
 
Átomos isóbaros são elementos químicos diferentes e, por isso, todas as 
suas propriedades são diferentes. 
 
Isótonos 
Denominam-se isótonos as entidades químicas que possuem mesmo 
número de nêutrons. Ao fenômeno dá-se o nome de isotonia. 
 
MASSA ATÔMICA, MASSA MOLECULAR E MASSA MOLAR ( MOL) 
 
 A massa molar é a massa em gramas de um mol de entidades 
elementares (átomos, moléculas, íons, eletrons, outras partículas, ou grupos 
específicos de tais partículas). Esta é representada pela letra "M" e expressa 
na unidade "g/mol" 
Relação entre massas atômica/massa molecular e massa molar 
A massa molar de um elemento químico ou de uma substância é 
numericamente igual à massa desse elemento em unidades de massa atômica. 
Desta forma, conhecendo a massa atômica de um elemento (expressa em 
unidades de massa atômica), sabe-se também a sua massa molar (expressa 
em g/mol) 
Ex.: 
O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas 
de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12u. 
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C. 
Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em u. Indica 
quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C. 
Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de isótopos é a 
massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média 
ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do elemento. 
Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância 
expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é 
maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C. 
MOL 
Mol é a unidade do S.I de quantidade de matéria ou quantidade de substância. 
Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém tantas entidades 
elementares representadas pela respectiva fórmula, quantos são os átomos de 
12C contidos em 0,012 kg (12 g) de 12C. 
Constante de Avogadro (antigamente chamada número de Avogadro) é o 
número de átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C. Seu valor numérico é: 
 6,02 x 1023 
Exemplos 
 
Exemplo 1: O Hélio é um gás bastante usado nas indústrias, em pesquisas a 
baixas temperaturas, em mergulhos e até mesmo em balões. Quantosmols de 
He estão presentes em 6,46 g de He? 
 
Resposta: Primeiro nós encontramos que a massa molar do He é 4,003 g. 
Podendo ser expresso da seguinte forma 1 mol de He = 4,003 g de He. Para 
converter a quantidade de He em gramas para He em mols, nós escrevemos: 
 
6,46 g He x 1 mol He = 1,61 mol He 
 4,003 g He 
 
Logo, 1,61 mol de átomos de Hélio está presente em 6,46 g de He. 
 
Pratique1: Quantos mols de magnésio (Mg) há em 87,3 g de Mg? Resposta: 
3,59 mols. 
 
Exemplo 2: Zinco é um metal prateado muito usado na prevenção de 
corrosões. Quantos gramas de Zn há em 0,356 mol de Zn? 
 
Resposta: A massa molar do Zn é 65,39 g, a massa de Zn em gramas é 
calculado da seguinte forma: 
 
0,356 mol Zn x 65,39 g Zn = 23,3 g Zn 
 1 mol Zn 
 
Logo, há 23,3 g de Zn em 0,356 mol de Zn. 
 
Pratique 2: Calcule a massa de chumbo (Pb) existente em 12,4 mols de 
chumbo. Resposta: 2,57 x 103 g. 
 
Exemplo 3: A prata (Ag) é um metal precioso usado muito em jóias. Qual é a 
massa (em gramas) de um átomo de Ag? 
 
Resposta: A massa molar da prata é 107,9 g. Há 6,022 x 1023 átomos de Ag 
em 1 mol de Ag, então a massa de um átomo de Ag é: 
 
1 átomo Ag x 1 mol átomos Ag x 107,9 g Ag = 1,792 x 10-22 g 
 6,022 x 1023 átomos Ag 1 mol átomos Ag 
 
Pratique 3: Qual é a massa (em gramas) de um átomo de Iodo (I)? Resposta: 
2,107 x 10-22 g. 
 
CÁLCULOS DE FÓRMULAS QUÍMICAS 
 
Duas importantes tarefas que fazem parte do dia-a-dia dos químicos são: 
• determinar a composição de uma substância, isto é, a quantidade de 
átomos de cada elemento presente no agregado atômico da substância; 
• calcular as quantidades de reagentes, que serão consumidos, e 
produtos, que serão obtidos numa reação química. No primeiro caso se 
deseja conhecer a fórmula da substância. No segundo, utilizando o 
cálculo estequiométrico, os químicos podem prever o quanto de 
substância, em massa ou volume, deve ser utilizada, ou será obtida, 
numa reação realizada em laboratório ou numa indústria química. 
 
FÓRMULAS QUÍMICAS 
 Fórmula é a representação gráfica da composição de uma substância. 
Vários tipos de fórmulas são utilizadas: Fórmula centesimal, fórmula empírica 
(mínima), fórmula molecular, fórmula eletrônica e fórmula estrutural. 
Neste momento é importante estudar os conceitos e determinar, através 
de dados experimentais, fórmula centesimal, fórmula empírica (mínima) e 
fórmula molecular. 
Fórmula centesimal ou composição centesimal 
 
Fórmula centesimal (ou percentual) indica a percentagem, em massa, de cada 
elemento que constitui uma substância. Ou seja, a fórmula centesimal, em 
outras palavras, nos indica a massa (em gramas) de cada elemento presente 
em 100 gramas de substância. 
Para calcular a massa centesimal, é necessário conhecer os resultados das 
análises que determinam as quantidades de cada componente da molécula. 
 
Exemplo 1: Cálculos mostram que cada 100 gramas de água são formadas por 
11,1 gramas de hidrogênio e 88,9 gramas de oxigênio. A fórmula centesimal da 
água é: H – 11,1% O – 88,9% 
A fórmula centesimal de uma substância também pode ser calculada 
conhecendo-se, simplesmente, a massa molecular da substância. Para o caso 
do ácido sulfúrico, H2SO4: 
elemento massa 
atômica 
Contribuição do elemento à para 
massa molecular 
Composição 
centesimal (%) 
H 1 2 X 
O 16 64 Y 
S 32 32 Z 
Massa molecular = 2 + 64 + 32 = 98 
Determinando as proporções, tem-se: 
Para o hidrogênio x = 2 x 100/98 = 2,0% 
Para o oxigênio y = 64 x 100/98 = 65,3% 
Para o enxofre z = 32 x 100/98 = 32,7% 
Portanto, a fórmula centesimal do ácido sulfúrico é: 
H – 2,0%; S – 65,3%; O – 32,7% 
Pratique 1: Por séculos, os aborígenes australianos usaram folhas de 
eucaliptos para dores de garganta e outras dores. O ingrediente ativo 
primário foi identificado com o nome de eucaliptol. A análise de uma 
amostra de eucaliptol de massa total 3,16 g deu sua composição como 
2,46 g de carbono, 0,373 g de hidrogênio e 0,329 g de oxigênio. Determine 
as porcentagens em massa de carbono, hidrogênio e oxigênio no 
eucaliptol. Resposta: 77,8% C, 11,8% H e 10,4% O. 
Fórmula mínima ou empírica 
Fórmula mínima (ou empírica) indica a proporção, expressa pelos 
números inteiros, entre os átomos presentes num agregado atômico (moléculas 
ou íons poliatômicos). 
A fórmula mínima de uma substância geralmente é determinada 
através da composição percentual (fórmula centesimal) do composto. 
Exemplo 2: Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta 43,4% 
de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio. Dados: massas atômicas: Na 
= 23; C = 12; O = 16 
Resolução 
1 – Primeiramente, determina-se o número de mol de cada elemento no 
composto. Isto é feito dividindo-se a quantidade, em gramas, pela massa 
atômica de cada um. 
43,4% 
Na 
43,4/23 = 1,88 
11,3% C 11,3/12 = 0,94 
45,3% 
O 
45,3/16 = 2,82 
2 – Segundo, determina-se a proporção de cada elemento presente. Isto é feito 
dividindo-se os números de mols entre si, normalizando-se pelo que estiver em 
menor quantidade. 
1,88/0,94 = 2 
0,94/0,94 = 1 
2,82/0,94 = 3 
3 – Não se obtendo números inteiros (coeficientes), multiplica-se por um fator 
numérico até que isto seja alcançado. São usados os menores inteiros 
possíveis. 
Fórmula mínima = Na2CO3 
Pratique 2: L - Dopa, uma droga usada para o tratamento do mal de 
ParKinson, se constitui de 54,82% de C, 5,62% de H, 7,10% de N e 32,46% 
de O. Qual é a fórmula empírica do composto? Resposta: C9H11NO4. 
Exemplo 3: Analisando-se uma amostra contendo 560 gramas de buteno-1, 
encontra-se 480 gramas de carbono e 80 gramas de hidrogênio. O cálculo da 
fórmula mínima deve ser assim realizado: 
Calcular o número de mols: 
12 g é a massa de 1 mol de átomos; 
480 g é a massa de x mol de átomos; onde x = 40 mol de C 
para o hidrogênio: 
1 g é a massa de 1 mol de átomos; 
80 g é a massa de y mol de átomos; onde y = 80 mol de H 
Determinar a relação entre o número de mols de cada C e H: 
Neste exemplo, verifica-se que a proporção entre os átomos de carbono 
e hidrogênio é 1 para 2 (40 mols de carbono: 80 mols de hidrogênio), ou seja, 
em qualquer amostra de buteno-1 o número de átomos de hidrogênio presente 
será o dobro do número de átomos de carbono. A fórmula mínima do buteno é 
CH2. 
Quando se conhece a fórmula molecular de uma substância, sua fórmula 
mínima é determinada através dos índices dos elementos na fórmula 
molecular. Em muitos casos as fórmulas mínima e molecular são as mesmas. 
Substância Fórmula molecular fórmula mínima 
água 
oxigenada 
H2O2 HO 
benzeno C6H6 CH 
Eteno C2H4 CH2 
propeno C3H6 CH2 
Buteno C4H8 CH2 
ácido nítrico HNO3 HNO3 
glicose C6H12O6 CH2O 
 
Fórmula molecular 
Fórmula molecular indica os elementos e a quantidade de átomos de 
cada elemento presente numa molécula da substância. 
Um dos caminhos para determinar a fórmula molecular é calcular inicialmente a 
fórmula mínima e depois multiplicá-la por n. O valor de n, por sua vez, é 
calculado a partir da massa molar da substância, uma vez que a relação 
anterior indica que: 
massa molecular = (massa da fórmula mínima) x n 
de onde resulta: 
n = massa molar/massa da fórmula mínima 
a. Cálculo da fórmula molecular através da fórmula mínima 
Exemplo 4: Uma substancia de massa molar 180 g/mol, contém 40,00% de 
carbono, 6,72% de hidrogênio e 53,28% de oxigênio. Pede-se sua fórmula 
molecular. Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16. 
Resolução: 
1 – Inicialmente encontrar a proporção molar de cada constituinte: 
Dados 
Divisão das porcentagens 
pelas respectivas massas 
atômicas 
40,00% 
C 
40,00/12 = 3,33 
6,72% H 6,72/1 = 6,72 
53,28%O 
53,28/16 = 3,33 
2 – Determina-se a proporção de cada um em números inteiros. Isto se faz 
dividindo-se os valores pelo menor valor molar encontrado. 
Divisão pelo menor dos valores encontrados (3,33) 
3,33/3,33 = 1 
6,72/3,33 = 2 
3,33/3,33 = 1 
3 – Determina-se a massa molar da fórmula mínima (CH2O), somando as 
massas molares dos átomos aí contidos: 12 g/mol + (1 g/mol x 2) + 16 g/mol = 
30 g/mol 
4 – Encontra-se o valor de n para saber a fórmula molecular 
onde: 
n = massa molecular/massa da fórmula mínima = 180 g/mol/30 g/mol = 6 
resulta, então: 
fórmula molecular = (CH2O)6 => fórmula molecular = C6H12O6 
Pratique 4: A espectrometria de massa foi usada para mostrar que a 
massa molar da vitamina C é 176,12 g/mol. A partir da sua fórmula 
empírica C3H4O3 determine a fórmula molecular da vitamina C. Resposta: 
C6H8O6. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Reação química 
 
Uma reação química é uma transformação da matéria na qual ocorrem mudanças 
qualitativas na composição química de uma ou mais substâncias reagentes, resultando 
em um ou mais produtos. Envolve mudanças relacionadas à mudança nas interações 
entre os átomos ou íons, na geometria das moléculas das espécies reagentes ou ainda na 
interconversão entre dois tipos de isômeros. Resumidamente, pode-se afirmar que uma 
reacção química é uma transformação da matéria em que pelo menos uma ligação 
química é criada ou desfeita. 
• 
Características de uma reação química 
Um aspecto importante sobre uma reação química é a conservação da massa e o número 
de espécies químicas (átomos e íons) presentes antes e depois da ocorrência da reação. 
Deve-se salientar que uma ligação química ocorre devido a interações entre as nuvens 
eletrônicas dos átomos, e que então reação química apenas envolve mudanças nas 
eletrosferas. 
NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl 
Nesta reação química, ao passo que o NaNO3 permanece em solução, formou-se uma 
ligação entre a prata (Ag) e o cloro (Cl) o que resultou em um produto sólido de cloreto 
de prata (AgCl), pode-se então dizer que houve uma reação química. 
Causas das reações químicas 
 
O acontecimento de uma reação química deve-se a fatores termodinâmicos e cinéticos. 
As reações químicas costumam ocorrer acompanhadas de alguns efeitos que podem 
indicar se elas estão acontecendo. 
 
 SAÍDA DE GASES 
 FORMAÇÃO DE PRECIPITADO 
 MUDANÇA DE COR 
 VARIAÇÃO DE CALOR 
 
 
 
 
 
 
TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Na química inorgânica, as reações podem ser classificadas em em quatro tipos 
diferentes: 
1) Reações de síntese ou adição 
As reações de síntese ou adição são aquelas onde substâncias se juntam 
formando uma única substância. Representando genericamente os reagentes por A e B, 
uma reação de síntese pode ser escrita como: 
 
A + B → AB 
 
Exemplos: 
 
Fe + S FeS 
 
2H2 + O2 2H2O 
 
H2O + CO2 H2CO3 
 
 
2) Reações de análise ou decomposição 
As reações de análise ou decomposição são o oposto das reações de síntese, ou seja, um 
reagente dá origem a produtos mais simples que ele. Escrevendo a reação genérica fica 
fácil entender o que acontece: 
 
AB → A + B 
 
Exemplos: 
 
2H2O 2H2 + O2 
 
2H2O2 2H2O + O2 
 
 
3) Reações de deslocamento 
As reações de deslocamento ou de simples-troca merecem um pouco mais de 
atenção do que as anteriores. Não que sejam complicadas, pois não são, mas por alguns 
pequenos detalhes. Em sua forma genérica ela pode ser escrita como: 
 
AB + C → A + CB 
 
 
 
 
4) Reações de dupla-troca 
 
AB + CD → AD + CB 
 
 
Nesta reação, A trocou de lugar com C. A diferença desse tipo com as de deslocamento 
é que nem A nem C estavam sozinhos e, após a troca nenhum deles ficou sozinho. 
 
Exemplo: NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 
 
Obs. É bom lembrar que nem sempre ao se juntar dois compostos, uma reação irá 
ocorrer. Por exemplo, quando duas substâncias iônicas estão em solução. 
Exemplo: NaCl + KBr → Na+ + Cl- + K+ + Br- 
Para que a reação efetivamente ocorra, será necessário que ao menos um dos 
prováveis produtos (AD ou CB) não sejam separados ao se juntarem, ou seja, deve-se 
formar um composto insolúvel e isso é conseguido através de um sal insolúvel, de um 
gás ou de água. Se um dos produtos for um sal insolúvel ele não será separado em íons e 
permanecerá sólido. Se for um gás ele se desprenderá da solução (borbulhas) e também 
permanecerá com suas moléculas agrupadas. Se um dos produtos for a água, ela não se 
decompõe. 
 
 
 
Pb + H2SO4 H2 + PbSO4 
 
 
 
 
 
Equação química 
Uma equação química é a representação gráfica de uma reação química. É 
representada com os reagentes à esquerda e os produtos à direita, separados por uma 
flecha. Exemplo: 
 
 
 
Na linguagem química, podemos associar as sentenças às equações químicas. Elas 
expressam por escrito o que ocorre em uma reação química; portanto elas devem 
representar o que ocorre antes e depois da reação. Por exemplo, para obter a água, o 
hidrogênio e o oxigênio têm que reagir. 
 
Ex: H2 + O2 → H2O 
 
As substâncias que estão à esquerda da seta (H2 + O2) são denominadas reagentes e as 
que estão à direita (H2O), de produtos. A seta indica o sentido em que ocorre a reação. 
Em Alguns casos é necessário designar em que estado estão os reagentes e produtos 
(s:sólido, l:líquido, g:gasoso e aq: solução) 
 
Balanceamento de Equação química 
 Para bem representar uma reação química, deve-se levar em conta o que 
prescreve a Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa): "Na natureza, nada se 
cria, nada se perde, tudo se transforma." 
A aplicação dessa lei na equação química da produção da água descrita acima, 
observa-se que existem dois átomos de oxigênio no lado dos reagentes e apenas um no 
lado dos produtos, ou seja, um oxigênio ficou perdido. Isso significa que a equação não 
está completa, pois não obedece à Lei de Lavoisier. 
Para solucionar esse problema, multiplica-se o hidrogênio por dois, assim tem-se quatro 
hidrogênios, e, depois, multiplica-se a água também por dois, ficando com duas águas. 
2H2 (g) + O2 (g) + 2 H2O (l) 
 
Obs.: Os coeficientes usados no balanceamento da equação devem ser os menores 
inteiros possíveis. 
 Para se balancear (equilibrar) os coeficientes de uma equação química, três 
métodos podem ser utilizados: tentativa e erro ou por inspeção, método algébrico e 
oxirredução. 
Balanceamento por tentativa e erro ou inspeção 
 Mesmo sendo um método onde se ajusta os coeficientes de forma aleatória, é 
interessante seguir a seguinte orientação: 
1) Inicialmente ajusta-se os átomos dos metais, se houver; 
2) A seguir, ajusta-se os átomos dos não-metais, se houver; 
3) Depois, ajusta-se os átomos de hidrogênio, se houver; 
4) Por último, ajusta-se os átomos de oxigênio, se houver. 
 
Ex. Balancear a equação que representa a reação entre o carbonato de sódio e o ácido 
clorídrico. 
Solução: 
Escrevendo a equação não balanceada 
Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 
Balanceando ou ajustando os coeficientes: 
1) O metal presente é o sódio. Nos reagentes existem dois sódios, nos produtos também 
devem possuir a mesma quantidade. Coloca-se o coeficiente 2 antes do NaCl. 
Na2CO3 + HCl → 2NaCl + H2O + CO2 
2) O não-metal presente é o C, já está balanceado. 
3) Com relação ao hidrogênio, verifica-seque nos reagentes só tem um, mas nos 
produtos existem dois. Coloca-se o coeficiente 2 antes do HCl. 
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2 
5) Uma rápida inspeção verifica-se que os oxigênios estão balanceados. Há três nos 
reagentes e três nos produtos. 
Ex. Escrever a equação balanceada que representa a reação do alumínio metálico com o 
ácido clorídrico. 
Resolução: 
Escreve-se a equação não balanceada 
Al + HCl → AlCl3 + H2 
1) O metal presente é o alumínio. Este já está equilibrado. 
2) O não-metal é o cloro. Verifica-se que há três nos produtos e apenas um nos 
reagentes. Coloca-se o coeficiente três antes do ácido clorídrico. 
Al + 3HCl → AlCl3 + H2 
3) Ajusta-se o hidrogênio. Verifica-se que são três nos reagentes e apenas dois nos 
produtos. Se multiplicar H2 por 3/2, o hidrogênio ficará equilibrado. 
Al + 3HCl → AlCl3 + 3/2H2 
 Verifica-se que a equação está equilibrada. Entretanto, a recomendação é que 
devem ser usados coeficientes inteiros, os menores possíveis. 
 Assim, multiplicando-se os dois lados da equação por 2, tem-se: 
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 
 
Escrever a equação balanceada que representa a combustão do acetileno (etino). 
Solução: A combustão é uma reação entre o combustível e o oxigênio. No caso: 
C2H2 + O2 → CO2 + H2O 
1) A equação não apresenta metal. Então, ajusta-se os coeficientes do não-metal, que é 
o carbono. Reagentes apresentam dois carbonos, e produtos apenas um. Coloca-se o 
coeficiente dois antes do dióxido de carbono (gás carbônico). 
C2H2 + O2 → 2CO2 + H2O 
2) Nos reagentes estâo presentes dois hidrogênios, igual quantidade encontra-se nos 
produtos. 
3) Com relação ao oxigênio, nos reagentes existem dois, e nos produtos são cinco. 
Ajusta-se colocando-se 5/2 antes do O2. 
C2H2 + 5/2O2 → 2CO2 + H2O 
Verifica-se que a equação está equilibrada, porém há coeficiente fracionário. 
Multiplicando reagentes e produtos por dois, transforma-se todos coeficientes em 
inteiros. 
2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O 
 
 
Balanceamento de equações químicas pelo método algébrico 
 
 Algumas equações se tornam bem complicadas para balanceá-las por tentativa e 
erro. Nesses casos, a cada substância na equação atribui-se um coeficiente literal (a, b, 
c, d, ou x, y, z, w, por exemplo) e monta-se um sistema de equações lineares. 
 
Ex.: Escrever a equação balanceada que representa a combustão da amônia, 
balanceando-a pelo método algébrico. 
 
Solução: 
 
 A equação não balanceada da combustão da amônia é: 
 
NH3 + O2 → N2 + H2O 
 
Para balancear a equação, inicialmente coloca-se coeficientes literais (letras) antes das 
fórmulas das moléculas de amônia, oxigênio, nitrogênio e água. No caso, coloca-se as 
letras x, y, z e w. 
 
xNH3 + yO2 → z N2 + wH2O 
 
A seguir, na equação não balanceada, comparam-se as quantidades dos átomos de N, O 
e H presentes nos reagentes e nos produtos, e chega-se ao sistema de equações: 
 
x = 2z (1) 
3x = 2w (2) 
2y = w (3) 
 
Montado o sistema, atribui-se a uma das variáveis um determinado valor. Por exemplo, 
z = 1. 
 
Então, da equação (1), encontra-se que x = 2; da equação (2), encontra-se que w = 3 
e da equação (3), encontra-se que y = 1,5 (3/2). 
 
Substituindo-se esses valores na equação, tem-se: 
 
2NH3 + 3/2O2 → N2 + 3H2O 
 
Para transformar os coeficientes em inteiros, multiplica-se os dois lados da equação por 
dois. 
 
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O 
 
 
Exemplo: Encontrar os valores de x, y, z e w que balanceiam a equação 
 
x Fe + y H2O → zFe3O4 + wH2 
Armando as equações: 
 
 
x = 3 z 
2 y = 2 w onde y = w 
y = 4 z 
 
Para resolver o sistema escolhe-se UMA VARIÁVEL e atribuí-se a ela um 
valor QUALQUER. 
 
z = 1, portanto, os valores de “x” e “y” serão, respectivamente, 3 e 4. Como “w = 
y”, tem-se que w = 4. 
Substituindo estes valores na equação 
 
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4H2 
 
 
Exercício: Usando o método algébrico, acerte os coeficientes das equações abaixo: 
 
a) Pb + HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O + NO2 
b) H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O 
c) NH4NO3 → N2 + O2 + H2O 
 
 
Exercício: 
 
1) No Alka-Seltzer estão presentes as substâncias bicarbonato de sódio (NaHCO3) e 
ácido cítrico (H3C6H5O7). Esse antiácido ao ser dissolvido em água, essas substâncias 
reagem conforme a equação: 
NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → CO2(g) + H2O(l) + Na3C6H5O7(aq) 
Balanceie essa equação pelo método algébrico. 
Resp. 3NaHCO3(aq) + H3C6H5O7(aq) → CO2(g) + 3H2O(l) + 
Na3C6H5O7(aq) 
 
2) A detonação da nitroglicerina produz os gases presentes na equação a seguir: 
C3H5N3O9(l) → CO2(g) + N2(g) + O2(g) + H2O(g) 
Banceie essa equação pelo método algébrico. 
Resp. 4C3H5N3O9(l) → 12CO2(g) + 6N2(g) + O2(g) + 10H2O(g) 
 
 
 
ESTEQUIOMETRIA 
 
Cálculo estequiométrico (ou estequiometria) é o cálculo das quantidades de 
reagentes e/ou produtos das reações químicas, feito com base nas Leis das Reações e 
realizado com o auxílio das equações químicas correspondentes. 
Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantidade de cada elemento 
deve ser a mesma em antes, durante e após a reação. Por exemplo, a quantia de um 
elemento A no reagente deve ser igual à quantia do mesmo elemento no produto. 
É o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que 
participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas 
correspondentes. 
 
Orientações gerais para o cálculo estequiométrico 
a) Escrever a equação química do processo. 
Exemplo: Combustão do monóxido de carbono 
CO + O2 → CO2 
b) Acertar os coeficientes estequiométricos da equação da equação química. 
Exemplo: 
2CO + O2 → 2CO2 
Assim se terá proporção das quantidades em mols entre os participantes. Esses 
coeficientes lhe darão uma idéia da relação segundo a qual as substâncias se combinam. 
Exemplo: 
2 mols de CO estão para 1 mol de O2 que está para 2 mols de CO2 
2 : 1 : 2 
c) Montar a proporção baseando-se nos dados e nas perguntas do problema (massa-
massa, massa-quantidade em mols, massa-volume etc.). 
d) Utilizar regras de três para chegar à resposta. 
 
 
 
Exercício: 
O butano, C4H10, queima segundo a equação que deve ser balanceada. Nesse 
sentido, partindo-se de 29g de butano, qual a massa de dióxido de carbono que será 
produzida se todo o combustível for consumido. 
C4H10(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) 
 
Exercício: 
 Considere a reação: 
Na3PO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) → Ba3(PO4)2(s) + NaNO3(aq) 
 Considere uma solução aquosa em que 35g de fosfato de sódio reagiu 
completamente com o nitrato de bário contido em outra solução aquosa. Quantos 
gramas de fosfato de bário deverão ser formados? 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS EM SOLUÇÃO AQUOSA 
 
Grande parte do planeta Terra é recoberto por água, e é o que possibilita ocorrer 
vida nesse planeta. Sabe-se também que a água é a substância mais abundante no 
organismo humano. Tais fatos evidenciam que esse recurso natural é importantíssimo 
para a manutenção da vida na Terra. 
 
 O fato da água ser tão importante vem, principalmente, das suas características 
ou propriedades. Uma das propriedades mais importantes da água é a sua capacidade de 
dissolver uma grande variedadede substâncias. Assim, qualquer água presente na 
natureza apresenta materiais dissolvidos, formando o que se chama de Soluções 
aquosas. 
Muitas das reações químicas que acontecem em nossos organismos ou ao nosso 
redor ocorrem devido às substâncias dissolvidas na água. Tecnicamente, uma solução é 
uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias, sendo que a substância em maior 
quantidade é chamada de solvente (no caso, a água); e a substância em menor 
quantidade, de soluto. Quando uma pequena quantidade de sal de cozinha é adicionada 
a uma considerável quantidade de água, a água é o solvente - e o sal, o soluto. 
Soluções eletrolíticas 
Ao se falar da propriedade da água dissolver substâncias, é importante se falar 
sobre algumas peculiaridades às soluções, por conta do material que é dissolvido. Entre 
as peculiaridades, a que mais se destaca é a formação de soluções eletrolíticas 
(soluções que conduzem a corrente elétrica). Por exemplo, duas soluções límpidas e 
incolores, uma com água e açúcar (sacarose) e a outra com água e sal de cozinha 
(cloreto de sódio): uma assume características eletrolíticas e a outra não. A solução com 
sal de cozinha é condutora de eletricidade, enquanto que a solução com açúcar, não. 
 
Ver a figura abaixo: 
 
 
 
Fonte: efisica.if.usp.br/.../basico/eletrolise/intro/ 
 
 Caso a solução contida no copo seja de água com sal de cozinha, a lâmpada 
certamente acenderá. Mas se a solução contiver açúcar, isso não ocorrerá. Para acender 
a lâmpada, a corrente elétrica deve "viajar" pelos dois terminais chamados de eletrodos 
(geralmente metálicos) imersos na solução. 
 
 Pode-se dizer que a água pura não é condutora de eletricidade, isto porque a 
quantidade de íons dissolvidos é extremamente pequena. Então o que faz acender a 
lâmpada é a presença dos íons (partículas eletricamente positivas e negativas) na 
solução. Ou seja, os íons transportam as cargas elétricas de um terminal (eletrodo) para 
o outro, fechando o circuito. Veja a representação da liberação dos íons do sal de 
cozinha (NaCl): 
 
 
 
 Nessa representação, o cloreto de sódio sólido tem seus íons liberados na 
forma do cátion Na+ e do ânion Cl-, na presença de água. Isso não ocorre com a sacarose 
(C12H22O11), pois suas moléculas em água não formam íons. 
 
 
 
 A água que bebemos contém concentrações (quantidades) pequenas de 
muitos íons, e a maioria deles resulta da dissolução de materiais sólidos presentes nos 
ambientes com os quais a água interage. 
 
 A dissolução do sólido iônico resulta da separação dos íons de cargas opostas 
do material, sendo a água especialmente boa para dissolver os compostos iônicos, pois 
cada molécula de água tem uma extremidade positivamente carregada e outra 
negativamente carregada. 
 Assim, uma molécula de água pode atrair um íon positivo (cátion) à sua 
extremidade negativa e outro negativo (ânion) à sua extremidade positiva. Quando um 
composto iônico se dissolve em água, cada ânion fica cercado por moléculas de água 
com suas extremidades positivas em direção ao íon, e cada cátion fica cercado por 
extremidades negativas de diversas moléculas de água. 
 
Eletrólitos fortes e fracos 
 Soluções boas condutoras de eletricidade são consideradas eletrólitos fortes, pois 
têm uma grande quantidade de íons livres na solução. Substâncias que embora se 
solubilizem completamente, mas na maioria das vezes, na forma de moléculas com, mas 
com apenas uma pequena fração na forma de íons, são más condutoras, ou seja, são 
eletrólitos fracos. É o fator ionização quem vai definir se um eletrólito é forte ou fraco, 
Por exemplo, Ba(OH)2 um composto iônico não é muito solúvel em água, mas a 
quantidade de substância que se dissolve está completamente dissociada em seus íons 
na água. O ácido acético, de outro lado, é extremante solúvel em água, mas é pequena a 
quantidade de moléculas que se ionizam, sendo, portanto, um eletrólito fraco. 
 Os compostos iônicos solúveis em água, a exemplo do NaCl, são todos 
eletrólitos fortes, Alguns compostos moleculares como o HCl, HI, H2SO4, também são 
eletrólitos fortes, 
Reações de precipitação 
 Os eletrólitos das soluções aquosas possibilitam a ocorrência de muitas reações 
químicas. Isso é muito importante, pois esses tipos de reações ocorrem na terra, nas 
plantas e nos animais. 
 Por exemplo: alguns testes sobre a natureza química dos solos são realizados 
por meio de reações de precipitação. Estas são reações em que íons de duas 
substâncias (ou mais) consideradas eletrólitos fortes reagem entre si, formando um 
composto insolúvel (pouquíssimo solúvel) em água. 
 
 Uma solução incolor de iodeto de potássio (KI), ao interagir com uma de 
nitrato de chumbo (Pb(NO3)2, forma um precipitado amarelo de iodeto de chumbo PbI2. 
Pode-se representar essa reação de precipitação com as seguintes equações: 
Equação Geral 
 
2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbI2(s) + 2KNO3(aq) 
Equação Iônica: 
2K+(aq) + 2I-(aq) + Pb2+(aq) + 2NO3
-
(aq) → PbI2(s) + 2K+(aq) + 
2NO3
-
(aq) 
 
Equação Iônica Simplificada: 
2I-(aq) + Pb2+(aq) → PbI2(s) 
 
 Os termos (aq.) na equação significam "aquoso"; e o (s), "sólido". Logo, a 
substância KI, por exemplo, é representada com íons K+ e I- em solução. Os outros 
componentes da equação, o reagente (Pb(NO3)2 e o produto formado KNO3, também 
devem ser representados nas suas respectivas formas iônicas. Mas o outro composto 
formado, o PbI2, é praticamente insolúvel, e por esse motivo é representado como 
PbI2(s). 
 
Reações de neutralização 
 
 Existem algumas substâncias moleculares quando se formam íons em soluções 
aquosas. As mais importantes delas são as ácidas. Podem, então, existir reações que 
ocorrem em soluções com materiais ácidos. Nesses casos, destacam-se as reações ácido-
base, conhecidas como reações de neutralização. Por exemplo, a reação entre ácido 
nítrico (HNO3) e hidróxido de potássio (KOH): 
Equação global: 
HNO3(aq) + KOH(aq) → H2O(l) + KNO3(aq) 
 
Equação Iônica: 
H+(aq) + NO3
-(aq) + K+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) + KNO3(aq) 
 
Equação Iônica Simplificada: 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(l) 
 
Obs. Nessa reação não há a formação de precipitado, mas, sim, de nitrato de potássio 
(KNO3), um sal iônico, portanto solúvel, e água. Para verificar essas reações, utilizam-
se indicadores ácido-base. 
 
Ex.: Escrever as equações para a reação entre ácido carbônico e hidróxido de potássio 
em solução aquosa. 
 
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
Reações de reações são aquelas onde ocorre transferência de elétrons entre os 
reagentes. Um se oxida e o outro se reduz. É o que ocorre no enferrujamento do ferro, 
por exemplo. 
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) 
Outros exemplos: 
Zn(s) + Hg S O4(aq) → Zn S O4(aq) + Hg(l) 
 
Fe(s) + Cu Cl2(aq) → Fe Cl2(aq) + Cu(s) 
 
Mg(s) + 2H Cl(aq) → Mg Cl2(aq) + H2(g) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
 
 O balanceamento de algumas equações químicas é, às vezes, bastante 
complicado. É o que ocorre com as reações de oxirredução. Um fato a ser levado em 
consideração é que o número total de elétrons perdidos no processo de oxidação tem 
que ser igual ao número de elétrons ganhos na redução. 
 
 
MÉTODOS DE BALANCEAMENTO 
 
Variação do Número de Oxidação 
 
Um método usado nesses balanceamentos tem como base a variaçãodo 
número de oxidação dos átomos envolvidos na reação. 
 
Para ilustrar os passos envolvidos nesse método, ver o balanceamento da 
equação: 
 
HCl + K2Cr2O7 → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O 
 
1 – Atribuir os números de oxidação de todos os átomos na equação. Escrevê-los 
abaixo dos símbolos químicos para evitar confundi-los com cargas reais. 
 
H Cl + K2 Cr2 O7 → K Cl + Cr Cl3 + Cl2 + H2 O 
 +1 -1 +1 +6 -2 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2 
 
2 – Identificar quais os átomos que variam de número de oxidação e insira 
coeficientes momentâneos de forma que se tenha o mesmo número de átomos em 
ambos os lados. 
 
 Verifica-se que o cromo, Cr, varia de +6 para +3 e que os átomos de Cl variam 
de -1 para 0, e os outros não variam. Para igualar os átomos de cloro e de cromo que 
sofrem variação, em ambos os lados colocamos um 2 na frente do HCl e um 2 na 
frente do CrCl3. 
2H Cl + K2 Cr2 O7 → K Cl + 2Cr Cl3 + Cl2 + H2 O 
 +1 -1 +1 +6 -2 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2 
 
 3 – Calcular a variação total no número de oxidação tanto para a oxidação 
quanto para a redução. 
 
 Têm-se dois cloros que variam de -1 para 0; a variação total corresponde à 
perda de dois elétrons. A seguir, vê-se que dois cromos variam de +6 para +3; isso 
corresponde a um ganho de seis elétrons. 
 
2HCl + K2Cr2O7 → KCl + 2CrCl3 + Cl2 + H2O 
 -1 +6 +3 0 
 
 
4 – Tornar igual o ganho e a perda total de elétrons multiplicando os coeficientes 
por fatores apropriados. 
 
 Multiplicando-se o número de elétrons perdidos por 3, têm-se então um total de 
seis elétrons perdidos e seis elétrons ganhos. 
 
6HCl + K2Cr2O7 → KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + H2O 
 
5 – Finalmente, balancear o restante da equação por inspeção. 
 
 Há dois potássios à esquerda, o que exige o coeficiente 2 para o KCl. Ao se 
contar todos os cloros da direita, que são 14, muda-se o coeficiente do HCl também para 
14. Finalmente, coloca-se 7 em frente ao H2O. 
 
14HCl + K2Cr2O7 → 2 KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O 
 
 
 
Balanceamento de Reações Redox pelo Método do Íon-Elétron 
 
 O procedimento chamado método íon-elétron é adequado para balancear 
equações iônicas representativas de reações de oxirredução em solução. Esse método 
envolve a divisão da equação global em duas semi-reações, sendo uma para a oxidação 
e outra para a redução. 
 Cada semi-reação é balanceada em termos dos átomos e depois em termos de 
cargas, para isso, adicionando-se elétrons do lado da semi-reação deficiente em carga 
negativa. Finalmente, as semi-reações balanceadas são somadas, de modo que os 
elétrons sejam cancelados em ambos os lados da equação final. 
 
Exemplo: Sn2+ + Hg2+ + Cl- → Hg2Cl2 + Sn4+ 
 
O primeiro passo é dividir em duas semi-reações. É importante observar que em 
cada lado da semi-reação, os átomos são do mesmo tipo. As semi-reações são: 
 
Sn2+ → Sn4+ 
Hg2+ + Cl- → Hg2Cl2 
 
Em seguida, balanceia cada semi-reação em termos de átomos. A primeira está 
balanceada, mas a segunda precisa ajustar os coeficientes. 
 
Sn2+ → Sn4+ 
 
2Hg2+ + 2Cl- → Hg2Cl2 
 
O terceiro passo é ajustar a carga, adicionando elétrons ao lado mais positivo. Na 
primeira semi-reação, a carga total à esquerda é +2 e à direita é +4, sendo necessário 
adicionar dois elétrons à direita para que a carga total em ambos os lados fique a 
mesma. Na segunda semi-reação, a carga total à esquerda é +2 e à direita é zero. 
Portanto, adicionam-se dois elétrons à esquerda. 
 
Sn2+ → Sn4+ + 2e- 
 
2e- + 2Hg2+ + 2Cl- → Hg2Cl2 
 
O quarto passo é tornar o número de elétrons ganhos igual ao número de elétrons 
perdidos, Neste exemplo, esta condição já está preenchida. Então, somam-se as duas 
semi-reações. 
 
Sn2+ → Sn4+ + 2e- 
 
2e- + 2Hg2+ + 2Cl- → Hg2Cl2 
 ___________________________________________ 
 
2e- + Sn2+ + 2Hg2+ + 2Cl- → Hg2Cl2 + Sn4+ + 2e- 
 
Finalmente, se cancela tudo o que for igual em ambos os lados 
 
A equação final é: Sn2+ + 2Hg2+ + 2Cl- → Hg2Cl2 + Sn4+ 
 
 
 
 
 
 
Balanceamento de Equações de Oxirredução em Meio Ácido e Básico 
 
Ao balancear as equações redox (oxirredução), levar em conta o ganho de 
elétrons (redução) separadamente da perda de elétrons (oxidação), escrevendo cada 
processo como uma semi-reação e balancear os átomos e as cargas. Ao combinar as 
semi-reações, verifica-se se o número de elétrons liberados na oxidação é igual ao 
número de elétrons usados na reação. 
 
 
O procedimento geral do balanceamento da equação química de reação redox é 
trabalhar com as semi-reações. 
 
ETAPA 1 - Identificar as espécies que sofrem oxidação e as que sofrem redução a partir 
das mudanças dos números de oxidarão. 
 
ETAPA 2 - Escrever as duas equações simplificadas (não-balanceadas) das semi-
reações de oxidação e redução. 
 
ETAPA 3 - Balancear todos os elementos nas duas semi-reações, exceto O e H. 
 
ETAPA 4 - Em solução ácida, para balancear um átomo de hidrogênio, adiciona-se 
um H+ ao outro lado da equação; para balancear um átomo de O (oxigênio) 
adiciona-se uma molécula de água, H20, ao lado deficiente em oxigênio e, então, 
dois íons H+ ao lado oposto para remover o desbalanceamento do hidrogênio. 
Em solução básica, balancear um átomo de O (oxigênio) adiciona-se dois íons 
hidroxílas ao lado deficiente em oxigênio e uma molécula de água, H2O, ao lado 
oposto; e depois, para balancear H, adiciona-se H2O do lado da semi-reação 
deficiente em hidrogênio, e hidroxila, OH-, do lado oposto. 
 
ETAPA 5 Balancear as cargas elétricas adicionando elétrons do lado esquerdo nas 
reduções do lado direito nas oxidações. 
 
ETAPA 6 Multiplicar todas as espécies, em uma ou em ambas as semi-reações, pelo 
fator que iguale o número de elétrons nas duas semi-reações e, então, somá-las. 
 
Por fim, simplifica-se a equação cancelando as espécies que que aparecem em ambos os 
lados da seta e verifica-se que se nos dois lados os átomos e as cargas estão 
balanceados. 
 
Exemplos: 
 
Balanceamento de uma equação redox em solução ácida: 
 
Exemplo 1: Os íons permanganato, MnO4
-, reagem com ácido oxálico, H2C2O4, em 
solução aquosa ácida, para produzir íons manganês (II) e dióxido de carbono. A 
equação simplificada é: 
 
MnO4
-
(aq) + H2C2O4(aq) → Mn2+(aq) + CO2(g) 
 
RESOLUÇÃO: 
 
Inicialmente, verificar quem se reduz e quem se oxida e dividir a reação global 
nas semi-reações de oxidação e de redução, e usar o procedimento descrito acima. 
 
Semi-reação de redução: 
 
Etapa l Identificar as espécies que se reduzem. 
 
O número de oxidação do Mn diminui de +7 para +2, logo, o íon MnO4
- se reduz. 
 
Etapa 2 Escreve-se a equação simplificada da redução. 
 
MnO4
- → Mn2+ 
 
Etapa 3 Balancear todos os elementos, exceto H e O 
 
MnO4
- → Mn2+ (Mn já está balanceado) 
 
Etapa 4 Balancear os átomos O adicionando H2O. 
 
MnO4
- → Mn2+ + 4H2O 
 
Balancear os átomos H adicionando H+: 
 
MnO4
- + 8 H+→ Mn2+ + 4H2O 
 
Etapa 5 Balancear as cargas adicionando elétrons. Como Mn saiu de +7 para +2, ele se 
reduziu pelo ganho de 5e- 
 
MnO4
- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O 
 
Semi-reação de oxidação: 
 
Etapa l Identificar as espécies que se oxidam.O número de oxidação do carbono aumenta de +3 para +4, logo, o ácido oxálico oxida-
se. 
 
Etapa 2 Escrever a equação simplificada da oxidação. 
 
H2C2O4 → CO2 
 
Etapa 3 Balancear todos os elementos, exceto H e O. Verifica-se que o C não está 
balanceado, então, coloca-se o coeficiente 2 à frente do dióxido de carbono. 
 
H2C2O4 → 2 CO2 
 
Etapa 4 Os átomos O estão balanceados. 
 
H2C2O4 → 2 CO2 
 
Balancear os átomos H adicionando H+. 
 
H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ 
 
Etapa 5 Balancear as cargas adicionando elétrons. Isto se faz colocando-se elétrons ao 
lado direito da equação. 
 
H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ + 2 e- 
 
Para verificar suas equações neste ponto, certifique-se de que o número de elétrons 
perdidos ou ganhos em cada semi-reação é igual à variação do número de oxidação do 
elemento oxidado ou reduzido. 
 
Etapa 6 Escrever a equação total. Para isso, verifica-se quenas semi-reações, 2 elétrons 
são perdidos na oxidação, mas 5 são ganhos na redução. Para equilibrar esses elétrons, 
multiplica-se a semi-reação de redução por 2 e a de oxidação por 5. 
 
Semi-reação de redução multiplica-se por 2. 
 
2 MnO4
- + 16 H+ + 10 e- → 2 Mn2+ + 8 H2O 
 
Semi-reação de oxidação multiplica-se por 5. 
 
5 H2C2O4 → 10 CO2 + 10 H+ + 10 e- 
 
Passo seguinte, é somar as duas equações e cancelar os elétrons. 
 
2 MnO4
- + 16 H+ + 10 e- → 2 Mn2+ + 8 H2O 
 
5 H2C2O4 → 10 CO2 + 10 H+ + 10 e- 
_______________________________________________________ 
2 MnO4
- + 5 H2C2O4 + 16 H
+ → 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2 + 10 H+ 
 
Por fim, cancelar os íons H+ à esquerda e à direita e adicionar os estados físicos. 
 
2 MnO4
-(aq) + 5 H2C2O4(aq) + 6 H
+(aq) → 2 Mn2+(aq) + 8 H7O(1) + 10 CO2(g) 
A massa e a carga estão balanceadas, logo, esta é a equação iônica simplificada 
totalmente balanceada. 
 
 
Exemplo: 
Equilibrar a equação que representa a oxidação do íon plumbato, Pb(OH)3
-, a 
dióxido de chumbo, pelo íon hipoclorito, OCl- em solução básica. 
Pb(OH)3
- + OCl- → PbO2 + Cl- 
Resolvendo: 
 Inicialmente, verifica-se quem se oxida e quem se reduz. A seguir escreve-se a 
semi-reação de oxidação e a de redução. 
Semi-reação de oxidação: 
 
Etapa l Identificar as espécies que se oxidam. 
 
O número de oxidação do chumbo aumenta de +2 para +4, logo, o íon plumbato se 
oxida. 
 
Etapa 2 Escrever a equação simplificada da oxidação. 
Pb(OH)3
- → PbO2 
Etapa 3 Balancear todos os elementos, exceto H e O. Verifica-se que o chumbo já está 
balanceado. Então, vai para a etapa 4. 
Etapa 4 Balancear oxigênio, para cada átomo, adiciona-se duas hidroxilas ao lado 
deficiente em oxigênio, e uma molécula de H2O ao lado oposto. 
Pb(OH)3
- + H2O→ PbO2 + 2OH- 
Agora, balancear H. Para cada átomo, adiciona-se uma molécula de água ao lado 
deficiente em hidrogênio e uma hidroxila ao lado oposto. Como há deficiência de três 
átomos de H, então, são três moléculas de água e três hidroxilas. 
Pb(OH)3
- + H2O + 3OH- → PbO2 + 2OH- + 3H2O 
Simplificando essa equação, fica: 
Pb(OH)3
- + OH- → PbO2 + 2H2O 
 
Etapa 5 Balancear as cargas adicionando elétrons no lado deficiente. 
Pb(OH)3
- + OH- → PbO2 + 2H2O + 2e- 
 
Semi-reação de redução: 
 
Etapa l Identificar as espécies que se reduzem. 
 
O número de oxidação do Cl diminui de +1 para -1, logo, o íon OCl
-
 se reduziu. 
 
Etapa 2 Escreve-se a equação simplificada da redução. 
 
OCl
-
 → Cl- 
 
Etapa 3 Balancear todos os elementos, exceto H e O 
 
OCl
-
 → Cl- (Cl já está balanceado) 
 
Etapa 4 Balancear os átomos O adicionando hidroxila (duas para cada O) ao lado 
deficiente em oxigênio e água ao lado oposto. 
 
OCl
-
 + H2O → Cl
- + 2OH- 
 
 
Etapa 5 Balancear as cargas adicionando elétrons. Como Cl saiu de +1 para -1, ele se 
reduziu pelo ganho de 2e-, então adiciona-se este número de elétrons ao lado esquerdo 
da equação. 
2e- + OCl
-
 + H2O → Cl
- + 2OH- 
 
Etapa 6 Escrever a equação total. Para isso, verifica-se que nas semi-reações, 2 elétrons 
são perdidos na oxidação, mas 2 também são ganhos na redução. Basta então somar as 
duas semi-reações e cancelar os elétrons e íons comuns. 
Pb(OH)3
- + OH- → PbO2 + 2H2O + 2e- 
2e- + OCl
-
 + H2O → Cl
- + 2OH- 
_______________________________________________________ 
Pb(OH)3
- + OCl- → PbO2 + Cl- + H2O + OH- 
 
A massa e a carga estão balanceadas, logo, esta é a equação iônica simplificada 
totalmente balanceada 
Pb(OH)3
- + OCl- → PbO2 + Cl- + H2O + OH- 
 
 
Exemplo: 
Balancear a equação da reação entre o íon dicromato, Cr2O7
2-, e o sulfeto de 
hidrogênio, H2S, em meio ácido, produzindo o íon cromo(III) e enxofre elementar: 
Cr2O7
2- + H2S → Cr3+ + S 
 
Resolvendo: 
 
 O primeiro passo é dividir a reação em duas semi-reações: Oxidação e Redução 
Semi-reação de oxidação: 
 
Etapa l Identificar as espécies que se oxidam. 
 
 Verifica-se que o enxofre, em H2S, passa de -2 para 0 nos produtos. Logo, e ele 
quem se oxida. 
 
Etapa 2 Escrever a equação simplificada da oxidação. 
H2S → S 
Etapa 3 Balancear todos os elementos, exceto H e O. Verifica-se que o enxofre já está 
balanceado. Então, vai para a etapa 4. 
Etapa 4 Não exixte oxigênio, então balancear os átomos de H. Para isto, adicionar dois 
íons H+ no lado do produto da equação. 
H2S → S + 2 H+ 
Etapa 5 Balancear as cargas adicionando elétrons no lado deficiente. O lado deficiente 
é o da direita que recebeu duas cargas positivas, ou seja, 2H+. 
H2S → S + 2 H+ + 2e- 
 
 
Semi-reação de redução: 
 
Etapa l Identificar as espécies que se reduzem. 
 
O número de oxidação do Cr dimimui de +6 para +3, logo o Cr se reduziu. 
 
Etapa 2 Escreve-se a equação simplificada da redução. 
 
Cr2O7
2- → Cr3+ 
Etapa 3 Balancear todos os elementos, exceto H e O 
 
Cr2O7
2- → 2Cr3+ 
 
Etapa 4 Balancear os átomos O adicionando uma molécula de água para cada O ao lado 
deficiente em oxigênio e dois íons H+ ao lado oposto. 
 
Cr2O7
2- + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O 
 
Etapa 5 Balancear as cargas adicionando elétrons. Como Cr saiu de +6 para +3, ele se 
reduziu pelo ganho de 3e-. Como são dois Cr, então adiciona-se 6 elétrons ao lado 
esquerdo da equação. 
6e- + Cr2O7
2- + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O 
 
 
Etapa 6 Escrever a equação total. Para isso, verifica-se que nas semi-reações, 2 elétrons 
são perdidos na oxidação, mas 6 são ganhos na redução. Então, primeiro multiplica a 
semi-reação de oxidação por 3, e então somar as duas semi-reações e cancelar os 
elétrons e íons comuns. 
3H2S → 3 S + 6H+ + 6e- 
6e- + Cr2O7
2- + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O 
_______________________________________________________ 
Cr2O7
2- + 3H2S + 8H
+ → 3S + 2Cr3+ + 7H2O 
A massa e a carga estão balanceadas, logo, esta é a equação iônica simplificada 
totalmente balanceada 
Cr2O7
2- + 3H2S + 8H
+ → 3S + 2Cr3+ + 7H2O 
Exercícios 
1 - O cobre reage com ácido nítrico diluído para formar nitrato de cobre (II) e o gás 
óxido nítrico, NO. Escreva a equação iônica simplificada da reação, utilizando o 
procedimento da figura 1. Resposta: 3Cu(s) + 2NO3
-
(aq) + 8H
+
(aq) → 3Cu2+(aq) + 2NO(g) 
+ 4H2O(l). 
 
2 - Os produtos da reação entre íons brometo e permanganato, MnO4
-, em água em meio 
básico, são óxido de manganês (IV) sólido, MnO2, e íons bromato. Balanceiea 
equação. 
 
 
 
3 - Uma solução de íons hipoclorito, em meio alcalino, reage com hidróxido de 
crômio (III) sólido para dar íons cromato e íons cloreto, em água. Escreva a 
equação iônica simplificada da reação. Resposta: 2Cr(OH)3(s) + 4OH-(aq) + 3ClO-
(aq) → 2CrO42-(aq) + 5H2O(l) + 3Cl-(aq). 
 
 
 
 
SOLUÇÕES 
 
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES – As soluções podem ser assim classificadas: 
 
1. Quanto ao estado físico: 
Sólidas 
Líquidas 
gasosas 
2. Quanto à condutividade elétrica: 
Eletrolíticas ou iônicas 
Não-eletrolíticas ou moleculares 
3. Quanto à proporção soluto/solvente: 
Solução diluída – Na solução diluída há pouco soluto para a quantidade de solvente. 
 
Solução concentrada – É a solução que contém uma proporção de soluto relativamente 
maior. 
Solução insaturada - Uma solução é dita insaturada se ainda tem capacidade de diluir 
soluto, sem precipitar excessos. 
Solução saturada - É quando o solvente dissolveu toda a quantidade possível de soluto, 
e qualquer quantidade a mais que for adicionada não será dissolvida e ficará no fundo 
do recipiente. 
Solução supersaturada - Acontece quando o solvente e soluto estão em uma temperatura 
em que seu coeficiente de solubilidade é maior, e depois a solução é resfriada de modo 
a reduzir o coeficiente de solubilidade. Quando isso é feito de modo cuidadoso, o soluto 
permanece dissolvido, mas a solução se torna extremamente instável. Qualquer vibração 
faz precipitar a quantidade de soluto em excesso dissolvida. 
 
CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÃO 
 O comportamento das soluções depende também das suas concentrações. Os 
químicos adotam o termo concentração para designar a quantidade de soluto dissolvida 
em uma determinada quantidade de solvente ou solução. Quanto maior a quantidade de 
soluto, maior a concentração da solução. 
 
 As concentrações das soluções são determinadas em termos de quantidade de 
soluto por volume de solução, cuja unidade é expressa em mol por litro (mol/L). 
Existem também outras formas de determinar as concentrações, como, por exemplo, em 
partes por milhão (ppm), em porcentagem, etc. 
 
 
UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 
 
MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO MOLAR 
 A molaridade de uma solução da espécie A, é a quantidade de matéria dessa 
espécie (mol) contida em 1 L de solução. Sua unidade é M, que tem dimensões de mol 
L-1. 
Molaridade = _quantidade de soluto (mol)_ 
 volume de solução em litros 
 
Relembrando que a quantidade de uma substância em mol está relacionada à sua 
massa em gramas pela sua massa molar. 
 
Quantidade de matéria (em mol) = [massa (g)]/[massa molar (g/mol)] 
 
 
Ex. 1. Achar a molaridade de uma solução aquosa que contém 2,30 g de álcool 
etílico (EtOH; C2H5OH) ( massa molar= 46,07 g mol
-1) em 3,50 L de 
solução . 
 
1. Calcular o Nº de mol em 2,30 g de EtOH: 
 
2,30 g/46,07 g mol-1 = 0,04992 mol de EtOH 
 
2. Para se obter a concentração molar, divide-se a quantidade molar pelo volume da 
solução: 
 
 M = 0,04992 mol/3,50 L = 0,0143 M 
 
 
Ex 2. Como preparar 0,150 L de uma solução 0,500 M de NaOH, a partir de NaOH 
sólido e água? 
 
1. Calcular inicialmente a quantidade de matéria (mol) de NaOH necessária.: 
 
 Nº mol NaOH necessário = 0,150 L x 
L 1
NaOH mol 0,500
 
 
 = 0,0750 mol NaOH 
 
 Massa de NaOH requerida = 0,075 mol x 
g 3,00 
mol 1
g 40,0
=
 
 
 Resp: Deverão ser pesados 3,00 g de NaOH e dissolver em suficiente 
água até completar 150 mL (0,150 L) de solução. 
 
 
CONCENTRAÇÃO PERCENTUAL (%) 
 
 A percentagem (partes por cem) de uma substância em uma solução 
freqüentemente exprime-se como porcentagem em massa (em gramas), que se define 
como 
Percentagem em massa = _massa de soluto_ 
 massa de solução 
X 100 
 
Ex.: Uma solução 40 % em massa de etanol em água, contém 40 g de etanol em 100 g 
de solução, e se prepara misturando 40 g de etanol com 60 g de água. 
 
 Outras unidades comuns são: volume por cento (% v/v) e massa-volume (% p/v) 
por cento 
 
 
 Percentagem em volume (v/v) = 
% 100 x
solução volume
soluto volume
 
 
Percentagem massa-volume (p/v) = massa do soluto(g)/volume x 100% 
 
Ex.: O HCl comercial está rotulado 37,0 %, o que implica percentagem em massa. 
Sua densidade é 1,18 g mL-1. Dessas informações, encontrar: 
1. A molaridade do HCl; 
2. O volume de solução que contém 0,100 mol de HCl. 
Resolvendo: 
1. Encontrar a molaridade do HCl 
1.1 - Uma solução a 37 % contém 37,0 g de HCl em 100 g de solução. 
1.2 - Sabendo-se que a densidade da solução é 1,18 g/mL, encontra-se que a massa de 
1L de solução é: 
(1 000 mL)






mL
g
 x 1,18
= 1 180 g 
1.3 - Então, de posse da massa da solução, encontra-se que a massa de HCl na solução 
é: 
 Em 100 g de solução _______________ 37g de HCl 
 Em 1180 g ________________________ Xg de HCl 
 X = massa de HCl = 437 g 
1.4 - Dado que a massa molar do HCl é 36,5, encontra-se que o número de mols de HCl 
na solução é 
1 mol de HCl ________________ 36,5g 
 Y ________________________437g 
 Y = 12 mol 
1.5 – Como o volume de solução é de 1 litro, tem-se que 
M = molaridade da solução de HCl é 12 mol/L 
 
 
 
2. Encontrar o volume de solução que contém 0,100 mol de HCl. 
 
2.1 - Visto que a solução 12 mol/L, então 
1 L de solução___________________ 12 mol de HCl 
 W ___________________________ 0,1 mol de HCl 
Logo, o volume de solução que contém 0,100 mol de HCl é 8,33 mL 
 
Exercício: 
Determine a concentração de uma solução que contém 2 moles de ácido clorídrico, HCl, 
dissolvidos em água perfazendo um volume total de 100 ml de solução. 
 
Exercício: 
 
Determine a molaridade de 2 dm3 de uma solução aquosa (o solvente é a água) que 
contém 49 gramas de ácido sulfúrico, H2SO4, dissolvidos. 
 
DILUIÇÃO E TITULAÇÃO DE SOLUÇÃO 
 
DILUIÇÃO 
 
Diluição é uma operação em que se acrescenta solvente à solução. A quantidade de 
soluto permanece constante. 
Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais 
simples, geralmente aplicado para diluir uma solução, é a adição de solvente à solução. 
 
Na diluição de soluções, a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o volume 
é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto 
permanece inalterada durante a diluição, pode-se escrever: 
 
C1 x V1 = C2 x V2,onde 
 
C1=concentração da solução inicial 
V1=volume de solução inicial 
C2= concentração da solução diluída 
V2= volume da solução diluída 
Em termos de molaridade, obtem-se: 
 
M1 x V1 = M2 x V2 
 
 
 
 
 
 
QUESTÃO 01 
Um químico possui, em seu estoque, uma solução aquosa de hidróxido de sódio cuja 
concentração é 10mol/L. No entanto, ele precisa de uma solução aquosa de hidróxido de 
sódio com concentração 2,5 mol/L. Calcule o volume de água, em litros, que deve ser 
adicionado a 5,0L da solução-estoque, para se obter a concentração desejada. 
 
 
QUESTÃO 02 
Adicionaram-se 300 ml de água a 200 ml de uma solução 0,5 M de ácido sulfúrico. 
Qual será a sua molaridade? 
 
QUESTÃO 03 
200mL de solução 5 molar de ácido nítrico foram diluídos com água destilada, até a 
obtenção de uma solução 2 molar. Qual o volumeda solução final? 
 
QUESTÃO 04 
Para preparar 1,2 L de solução 0,4M de HCl, a partir do ácido concentrado (16M), o 
volume de água, em litros, a ser utilizado será de: 
 
 
QUESTÃO 05 
Na preparação de 500mL de uma solução aquosa de H2SO4 de concentração 3 mol/L, a 
partir de uma solução de concentração 15mol/L do ácido, deve-se diluir o seguinte 
volume da solução concentrada: 
 
 
TITULAÇÃO 
Titulação é uma operação de laboratório através da qual se determina a concentração de 
uma solução A medindo-se o volume de uma solução B de concentração conhecida, que 
reage completamente com um volume conhecido da solução A.