Quimica Manual 2007

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Centro de Preparação aos Exames de Admissão ao Ensino Superior 
 Justino M.J. Rodrigues ( Coordenador ) E-mail: rjustino20@yahoo.com.br, web: www.cpeaes.ac.mz Cell: +258 82-0432 760 
Edição revista e actualisada por Hermínio F. Muiambo; hmuiambo@uem.mz 
 
I 
 
 
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 apostila de química geral 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Organizado por: Armando Tayob 
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II 
ÍNDICE GERAL 
1. ESTRUTURA DA MATÉRIA ......................................................................................................... 1 
1.1. Átomos, Iões e Moléculas ................................................................................................. 1 
1.2. Evolução da Teoria Atómica ............................................................................................ 2 
1.3. Radioactividade ................................................................................................................. 5 
1.4. Estados de agregação da matéria ................................................................................ 5 
1.5. Mudanças de estados físicos ........................................................................................... 6 
1.6. Ordem de previsão de Temperaturas de Fusão e Ebulição ....................................... 7 
1.7. Características dos estados de agregação .................................................................. 8 
2. SUBSTÂNCIAS PURA E MISTURAS ................................................................................................ 9 
2.1. Substâncias puras: Definição, Classificação e Alotropia ............................................. 9 
2.2. Propriedades das substâncias ........................................................................................ 10 
2.3. Misturas .............................................................................................................................. 11 
2.4. Diferenças entre composto e mistura ........................................................................... 14 
EXERCÍCIOS ....................................................................................................................................... 15 
3. TABELA PERIÓDICA ................................................................................................................... 26 
3. 1. Características da Tabela ............................................................................................... 26 
3. 2. Distribuição Electrónica e Posição no Quadro Periódico .......................................... 26 
3.2.1. Estrutura atómica camadas ......................................................................................... 26 
3.2.2. Características do Átomo ............................................................................................. 26 
3.2.3. Isótopos ............................................................................................................................ 27 
3. 3. Teoria de Bohr ................................................................................................................... 27 
3. 4. Mecânica Quântica ........................................................................................................ 30 
3.4.1. Teoria de Orbitais Atómicas ......................................................................................... 30 
3.4.2. Diagrama de Linus Pauling ........................................................................................... 30 
3. 5. Transições electrónicas ................................................................................................... 32 
3. 6. Tendência à estabilidade .............................................................................................. 32 
3.6.1. Formação de iões .......................................................................................................... 32 
3. 7. Propriedades dos Metais ................................................................................................. 33 
3. 8. Propriedades Periódicas ................................................................................................. 34 
3.8.1. Raio Atómico .................................................................................................................. 34 
3.8.2. Raio Iónico ..................................................................................................................... 35 
3.8.3. Carácter Metálico (e Carácter Ametálico) ............................................................... 35 
3.8.4. Electronegatividade (ε) ................................................................................................. 35 
3.8.5. Energia de Ionização .................................................................................................... 36 
EXERCÍCIOS ....................................................................................................................................... 37 
4. LIGAÇÃO QUÍMICA .................................................................................................................. 52 
4. 1. Tipos de Ligação .......................................................................................................... 52 
4.1.1. Ligações Intermoleculares ............................................................................................ 52 
4.1.2. Ligações Intramoleculares ............................................................................................ 53 
5. REACÇÕES QUÍMICAS.............................................................................................................. 60 
5.1. Reacção de Síntese (Formação) .................................................................................. 60 
5.2. Reacção de Combustão ................................................................................................ 60 
5.2.1. Combustão de Substâncias Simples ........................................................................... 60 
5.2.2. Combustão de Compostos .......................................................................................... 60 
5.3. Reacção de Decomposição ......................................................................................... 61 
5.3.1. Termólise .......................................................................................................................... 61 
5.3.2. Electrólise ......................................................................................................................... 61 
5.3.3. Hidrólise ............................................................................................................................ 61 
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III 
5.3.4. Fotólise ............................................................................................................................. 62 
5.4. Dissociação e Ionização ................................................................................................. 62 
5.4.1. Dissociação dos ácidos ................................................................................................ 63 
5.4.2. Ionização dos ácidos..................................................................................................... 63 
5.5. Solubilidade dos compostosiónicos em água ............................................................ 63 
5.6. Obtenção dos ácidos ..................................................................................................... 64 
5.7. Síntese das Bases .............................................................................................................. 65 
5.8. Reacção de Substituição ............................................................................................... 65 
5.9. Reacção de Neutralização ............................................................................................ 65 
5.10. Reacções de Precipitação......................................................................................... 66 
6. ESTEQUIOMETRIA ....................................................................................................................... 67 
6. 1. Conceito de Mole ............................................................................................................ 67 
6.1.1. Conversão de mole – grama ....................................................................................... 67 
6.1.2. Estequiometria em mole/massa .................................................................................. 68 
6.1.3. Volume molar. A lei de Avogadro ............................................................................... 69 
6.1.4. Estequiometria em volume ........................................................................................... 70 
6. 2. Reagente limitante e Reagente em Excesso ............................................................... 70 
6. 3. Conceito de Percentagem ............................................................................................ 71 
6.3.1. Composição Centesimal (percentual) ....................................................................... 71 
6. 4. Pureza dos Reagentes ..................................................................................................... 72 
6.4.1. Estequeometria que envolve reagentes não puros ................................................. 72 
6. 5. Conceito de Rendimento ou Grau de Conversão ..................................................... 72 
EXERCÍCIOS ....................................................................................................................................... 74 
7. TERMOQUÍMICA ........................................................................................................................ 86 
7. 1. Introdução ..................................................................................................................... 86 
7. 2. Teoria Cinética (Teoria das Colisões) ........................................................................ 87 
7. 3. Gráfico de Entalpia ...................................................................................................... 87 
7. 4. Equação Termoquímica .............................................................................................. 88 
7.4.1. Reacção Endotérmica .................................................................................................. 88 
7.4.2. Reacção Exotérmica ..................................................................................................... 88 
7. 5. Tipos de Calor (Variação de Entalpia) ..................................................................... 89 
7.5.1. Entalpia de Formação (ΔHº formação) ............................................................................ 89 
7.5.2. Entalpia de Decomposição (ΔHºdecomp) ..................................................................... 90 
7.5.3. Entalpia de Ligação (ΔHºlig).......................................................................................... 90 
7.5.4. Entalpia de Dissociação (ΔHºdissoc) .............................................................................. 90 
7.5.5. Entalpia de Combustão (ΔHºcomb) ............................................................................... 90 
7. 6. Cálculo de ΔHº Reacção(ΔHºR) ................................................................................. 90 
7. 7. Estequiometria Envolvendo Calor das Reacções ................................................... 91 
7. 8. Lei de Hess (1840) ......................................................................................................... 91 
7.8.1. Regras de manipulação de equações termoquímicas........................................... 92 
EXERCÍCIOS ....................................................................................................................................... 94 
8. CINÉTICA QUÍMICA ................................................................................................................. 101 
8. 1. Introdução ....................................................................................................................... 101 
8. 2. Factores que Influenciam a velocidade da reacção química .............................. 101 
8.2.1. Natureza dos reagentes .............................................................................................. 101 
8.2.2. Superfície de contacto (estado de divisão dos reagentes) ................................. 102 
8.2.3. Temperatura ................................................................................................................. 102 
8.2.4. Concentração dos reagentes ................................................................................... 102 
8.2.5. Pressão e/ou Volume ................................................................................................... 102 
8.2.6. Catalisador .................................................................................................................... 103 
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IV 
8.2.7. Luz .................................................................................................................................. 103 
8. 3. Definição da Velocidade ............................................................................................. 104 
8.3.1. Velocidade média ( Vmed) .......................................................................................... 104 
8.3.2. Velocidade instantânea (V) ....................................................................................... 104 
EXERCÍCIOS ..................................................................................................................................... 106 
9. EQUILÍBRIO QUÍMICO ............................................................................................................. 111 
9. 1. Reversibilidade ................................................................................................................ 111 
9. 2. Reversibilidade e Equilíbrio químico ............................................................................ 111 
9. 3. Deslocamento do equilíbrio ......................................................................................... 112 
9.3.1. Princípio de Le Chatelier ............................................................................................. 112 
9. 4. Factores que Influenciam o estado de equilíbrio químico ...................................... 112 
9.4.1. Influência da Temperatura ......................................................................................... 112 
9.4.2. Influência da concentração ..................................................................................... 113 
9.4.3. Influência da pressão ou do volume .......................................................................113 
9. 5. Constante de Equilíbrio ................................................................................................. 113 
9. 6. Soluções electrolíticas ................................................................................................... 114 
9. 7. Grau de ionização (α) ................................................................................................... 115 
EXERCÍCIOS ..................................................................................................................................... 116 
10. POTENCIAL DE HIDROGÉNIO (pH) .................................................................................... 127 
10.1. Conceito de Ácido e de Base ................................................................................. 127 
10.1.1. Definição de Arrhenius .............................................................................................. 127 
10.1.2. Definição de Bronsted-Lowry ................................................................................... 127 
10.2. Anfólito ou Partícula Anfotérica ............................................................................... 128 
10.3. Par Conjugado Ácido-Base ...................................................................................... 128 
10.4. Autoprotólise da Água (Kw) .................................................................................... 128 
10.5. Definição de pH ......................................................................................................... 129 
10.6. Hidrólise ........................................................................................................................ 129 
10.7. Cálculo de pH de um ácido forte/base forte ...................................................... 130 
10.8. Cálculo de pH de um ácido monoprótico fraco / monobase .......................... 131 
10.9. Cálculo de pH de uma base/ácido diprótico fraco ............................................ 131 
10.10. Solução-Tampão ........................................................................................................ 133 
EXERCÍCIOS ..................................................................................................................................... 135 
11. SOLUBILIDADE ...................................................................................................................... 141 
11.1. Factores que influenciam a solubilidade ............................................................... 141 
11.1. Produto da Solubilidade (Ks) ou Constante do Produto de Solubilidade (Kps) 141 
11.2. Produto Iónico (PI) ...................................................................................................... 142 
11.3. Lei de diluição de Ostwald ....................................................................................... 142 
EXERCÍCIOS ..................................................................................................................................... 143 
12. ELECTROQUÍMICA ............................................................................................................... 154 
12.1. Reacção redox ........................................................................................................... 154 
12.1.1. Oxidantes e redutores ............................................................................................... 154 
12.1.2. Regras de determinação do nox ............................................................................ 154 
12.2. Oxidação e Redução................................................................................................ 155 
12.3. Células Galvânicas .................................................................................................... 155 
12.3.1. Pilha de Daniel ............................................................................................................ 155 
12.4. Células Electrolíticas ................................................................................................... 156 
12.4.1. Electrólise ..................................................................................................................... 157 
EXERCÍCIOS ..................................................................................................................................... 159 
13. FUNÇÕES ORGÂNICAS ...................................................................................................... 168 
13.1. Radicais Derivados dos Alcanos .............................................................................. 169 
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V 
13.2. Hidrocarbonetos Acíclicos ........................................................................................ 170 
13.2.1. Alcanos ou Parafinas ............................................................................................. 170 
13.2.2. Alcenos, Alquenos ou Olefinas ............................................................................. 171 
13.2.3. Alcinos ou Alquinos ................................................................................................ 171 
13.3. Hidrocarbonetos Cíclicos .......................................................................................... 172 
13.3.1. Ciclanos, Cicloalcanos ou Cicloparafinas ......................................................... 172 
13.3.2. Ciclenos ou Cicloalcenos ..................................................................................... 172 
13.3.3. Aromáticos .............................................................................................................. 173 
13.4. Nomenclatura de Hidrocarbonetos Ramificados ................................................. 173 
13.4.1. Hidrocarbonetos de Cadeia Aberta ................................................................... 173 
13.4.2. Hidrocarbonetos de Cadeia Fechada ............................................................... 175 
13.4.3. Hidrocarbonetos Aromáticos ............................................................................... 176 
13.5. Haletos Orgânicos ...................................................................................................... 177 
13.5.1. Nomenclatura Oficial dos Haletos ....................................................................... 177 
13.5.2. Nomenclatura Usual dos Haletos ......................................................................... 179 
13.5.3. Classificação dos Haletos Orgânicos .................................................................. 179 
13.6. Álcoois .......................................................................................................................... 180 
13.6.1. Nomenclatura oficial dos álcoois ........................................................................ 180 
13.6.2. Nomenclatura Usual dos Álcoois ......................................................................... 181 
13.6.3. Nomenclatura de Kolbe........................................................................................ 181 
13.6.4. Classificação dos Álcoois...................................................................................... 182 
13.6.5. Enol ........................................................................................................................... 182 
13.7. Fenóis ............................................................................................................................ 182 
13.8. Éteres ............................................................................................................................183 
13.8.1. Nomenclatura Oficial dos Éteres ......................................................................... 183 
13.8.2. Nomenclatura Usual dos Éteres ........................................................................... 184 
13.8.3. Classificação dos Éteres ........................................................................................ 184 
13.9. Aldeídos ....................................................................................................................... 184 
13.9.1. Nomenclatura oficial dos aldeídos ..................................................................... 185 
13.9.2. Nomenclatura usual dos aldeídos ....................................................................... 185 
13.10. Cetonas ....................................................................................................................... 186 
13.10.1. Nomenclatura Oficial das Cetonas ................................................................. 186 
13.10.2. Nomenclatura usual das cetonas ................................................................... 187 
13.10.3. Classificação das cetonas ................................................................................ 187 
13.11. Ácidos carboxílicos .................................................................................................... 188 
13.11.1. Nomenclatura oficial dos ácidos carboxílicos ............................................... 188 
13.11.2. Nomenclatura usual dos ácidos carboxílicos ................................................ 188 
13.12. Ésteres ........................................................................................................................... 189 
13.12.1. Nomenclatura Oficial dos Ésteres .................................................................... 189 
13.12.2. Nomenclatura Usual dos Ésteres ...................................................................... 190 
13.13. Sais orgânicos ............................................................................................................. 191 
13.13.1. Nomenclatura oficial dos sais orgânicos ........................................................ 192 
13.13.2. Nomenclatura usual dos sais orgânicos ......................................................... 193 
13.14. Anidridos ...................................................................................................................... 193 
13.14.1. Nomenclatura oficial dos anidridos ................................................................ 194 
13.14.2. Nomenclatura usual dos anidridos .................................................................. 194 
13.15. Haleto de Acila ........................................................................................................... 195 
13.15.1. Nomenclatura oficial dos haletos de acila .................................................... 195 
13.15.2. Nomenclatura usual dos haletos de acila ..................................................... 196 
13.16. Aminas ......................................................................................................................... 196 
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VI 
13.16.1. Classificação das Aminas ................................................................................. 197 
13.16.2. Nomenclatura Oficial de Aminas Simples ...................................................... 197 
13.16.3. Nomenclatura de Aminas Complexas............................................................ 197 
13.17. Amidas ......................................................................................................................... 198 
13.17.1. Nomenclatura oficial das amidas ................................................................... 198 
13.17.2. Nomenclatura Usual das Amidas ..................................................................... 199 
13.18. Nitrocompostos ........................................................................................................... 200 
13.18.1. Nomenclatura oficial dos nitrocompostos ..................................................... 200 
13.19. Nitrilas ........................................................................................................................... 200 
13.19.1. Nomenclatura oficial das nitrilas ...................................................................... 200 
13.19.2. Nomenclatura usual das nitrilas ....................................................................... 201 
13.20. Compostos de Funções Mistas ................................................................................. 201 
EXERCÍCIOS ..................................................................................................................................... 204 
 
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1 
1. ESTRUTURA DA MATÉRIA 
Matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço. Tudo o que nos rodeia e que cria 
sensação nos nossos sentidos é matéria. 
Ex: ar, cadeira, caderno, etc 
Na natureza, a matéria encontra-se em duas formas, como mostra o esquema 
seguinte: 
 - simples (elementos) Ex: N2, C (diamante ou grafite), P4. 
 - Substâncias 
 - compostas (compostos) Ex: H2O (água), C6H12O6 (açúcar). 
Matéria 
 - Homogéneas Ex: Sal de cozinha e água (NaCl+H2O). 
 - Misturas 
 - Heterogéneas Ex: Areia+Água, Óleo de cozinha+água. 
1.1. Átomos, Iões e Moléculas 
Ao dividir a matéria em partículas cada vez menores, a última partícula a ser 
encontrada pode ser um átomo, se a matéria é uma substância molecular, ou pode ser 
um ião, se a matéria é uma substância iónica ou metálica. 
As substância iónicas são sais ou compostos contendo, pelo menos, um metal e um 
ametal. Ex: BaO, NaCl. 
As substâncias moleculares são formadas por ligações covalentes e compostos por 
ametais. Ex: H2O, NH3, CH4. 
 
Pergunta 1: Que diferença existe entre átomos e ião? 
Átomos são partículas electricamente neutras, isto é, têm o mesmo número de 
partículas negativas (electrões) e positivas (protões). Os iões são partículas com carga 
eléctrica positiva (catiões) ou negativa (aniões). O ião de um elemento tem mais 
electrões do que o átomo desse elemento (anião), ou ainda menos electrões que o 
átomo desse elemento (catião). 
 
 11p+ 11e- 11p+ 10e- 13p+ 10e- 17p+ 18e- 
 
 
 Na Na+ Al3+ Cl- 
 Átomo catião catião anião 
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2 
Moléculas - são agregados de átomos, isto é, átomos ligados quimicamente entre si. 
Uma molécula contém pelo menos dois átomos. 
Conforme o número de átomos constituintes existem vários tipos de moléculas: Moléculas diatómicas – são constituídas por dois (2) átomos. 
Ex: H2, F2, Cl2, Br2, I2, N2, O2, CO, NO 
 
 
 Moléculas triatómicas – são compostas por três (3) átomos. 
Ex: O3, H2O, NO2 
 
 
 
 Moléculas tetratómicas – são compostas por quatro (4) átomos. 
Ex: NH3, C2H2, PH3, P4, ... 
 
 Moléculas octatómicas – são compostas por oito (8) átomos. 
Ex: S8, CH3CH3 
 
Também existem outros tipos de moléculas, p.ex: pentatómicas, hexatómicas, etc, 
globalmente chamadas poliatómicas. 
 
Pergunta 2: Há alguma diferença ao escrever P4 ou P? 
P – é símbolo químico do elemento fósforo. Representa um átomo de fósforo. 
P4 – fórmula química de fósforo. Representa uma molécula do elemento fósforo. O 
índice 4 indica que cada molécula de fósforo contém 4 átomos, i.é, 4 átomos de fósforo 
combinam, por ligação covalente, para formar uma molécula de fósforo. 
1.2. Evolução da Teoria Atómica 
Após várias e fortes discussões entre os filósofos gregos sobre até que ponto a matéria 
podia ser dividida, o cientista inglês Dalton foi o primeiro a propor uma teoria atómica. 
Fundamentalmente, Dalton defendeu que o átomo é uma partícula indivisível, e que essa 
partícula é a menor que constitui a matéria. Porém, a descoberta da radioactividade 
mostrou que os átomos podem ser divididos, pois podem sofrer destruição. 
 
 
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3 
Então, Rutherford propôs um modelo segundo o qual: os átomos são esferas contendo 
um núcleo e camadas em redor desse núcleo. No núcleo existem protões (p+) e neutrões 
(n), enquanto que nas camadas (externas) encontram-se electrões (e-) em movimento 
circular. 
O átomo de hidrogénio é o único átomo que não tem neutrão (partícula sem carga 
eléctrica) no núcleo. Num átomo, o número de electrões (partículas negativas) é igual ao 
número de protões (partículas positivas). Por isso, um átomo é electricamente neutro. 
O modelo de Rutherford apresentou pelo menos uma lacuna: não conseguia explicar 
porquê os electrões não são atraídos pelo núcleo, sabido que possuem cargas de sinais 
contrários. Foi assim que Bohr defendeu o modelo de Rutherford. Mas para tal teve de 
acrescentar algo aos postulados de Rutherford. 
 
A teoria de Bohr dizia que: 
 Os electrões movem-se em redor do núcleo em órbitas circulares e somente certas 
órbitas são permitidas. 
 O electrão quando está numa órbita não perde e nem ganha energia por si só. 
 Para um electrão passar de uma órbita permitida para outra externa é preciso 
fornecer energia (ex: de K para L, ou de L para M, na figura a seguir) e para passar 
de uma órbita permitida para outra interna tem de perder energia (Ex: de L para K, 
ou de M para L, na figura a seguir). 
 
 N 
 
 
 
 
 
 
 
No máximo, os átomos dos elementos conhecidos até agora tem sete (7) órbitas ou 
camadas. os electrões numa mesma camada têm a mesma energia, mas electrões em 
camadas diferentes têm energias diferentes. Como nenhum electrão pode sair de uma 
M 
 
 
 
 
 
L 
 
 
 
 
K 
 
 
 
 
 
 
 
 
p+ 
n 
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4 
camada sem perder ou ganhar energia, então fica resolvida a lacuna do modelo de 
Rutherford. 
Mas o modelo de Bohr também apresentou algumas limitações, pois Bohr tratou o 
electrão apenas como uma partícula, mas ficou provado posteriormente que o electrão 
também se comporta como uma onda, pelo que devia ser tratado como onda e 
partícula simultaneamente. Esta limitação foi ultrapassada ao se adoptar o modelo 
atómico baseado na mecânica quântica. 
A mecânica quântica começou por definir uma orbital como uma região do espaço 
onde há maior probabilidade de se localizar um electrão. Para a mecânica quântica, um 
nível de energia (n) é constituído por subníveis (orbitais): s, p, d e f. 
Essas orbitais têm energias que crescem como se ilustra no diagrama: 
 E f 
 d 
 p Es < Ep < Ed < Ef 
 s 
 
Em cada nível energético existe uma única orbital s. A partir do segundo nível 
energético aparecem orbitais p. Estas formam um conjunto de três em cada nível. As 
orbitais d são cinco, e aparecem a partir do nível n = 3. A partir de n = 4 aparecem orbitais 
f, que formam um conjunto de sete orbitais. 
 
 s p d f 
De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, em cada orbital encontram-se, no 
máximo, dois electrões. 
Estes dois electrões encontram-se orientados em posições opostas de forma que a 
energia total seja mínima. Isto é o que diz o princípio de energia mínima. 
No preenchimento de orbitais do mesmo subnível, primeiro ocupa-se orbitais vazias, ou 
seja, cada electrão ocupa uma orbital e só depois é que começa o emparelhamento de 
electrões em orbitais do mesmo subnível. Isto constitui a Regra de Hund. 
Ex: 
 
↑↓ ↑ ↑ 
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5 
1.3. Radioactividade 
Radioactividade é o fenómeno de emissão expontânea de pequenas partículas e de 
radiação electromagnética por átomos instáveis a fim de se tornarem relativamente 
estáveis. 
A tabela a seguir apresenta as partículas constituintes dos núcleos e os tipos de 
radiação emitidas quando ocorre a desintegração ou decaimento radioactivo. 
Partícula Protão Neutrão Alfa () Beta (β) Gama () Positrão (β+ ) 
Carga 1 0 2 -1 0 1 
Massa 1 1 4 0 0 0 
Simbolo 1H1 ; 1p1 0n1 2He4 ; 24 -1e0 ; -1β0 00 1e0 ; 1β0 
Para descrever os decaimentos radioactivos usam-se equações nucleares. Tal como 
qualquer equação química, uma equação nuclear deve ser acertada. A soma dos 
números de massa deve ser igual nos dois membros. A soma dos números atómicos 
também deve ser igual nos dois membros. 
Exemplos: 
A desintegração alfa do nuclídeo 92U238 é traduzida pela equação: 
92U238 → 90Th234 + 2He4 
A captura electrónica pelo nuclido 22Ti44 é traduzida pela equação: 
22Ti44 + -1e0 → 21Sc44 
Um nuclídeo é um núcleo de um dado isótopo. Isótopos são átomos de um mesmo elemento com diferentes 
números de massa. Número de massa é número de partículas que se encontram no núcleo (protões e neutrões). 
1.4. Estados de agregação da matéria 
A matéria encontra-se em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Dependendo da 
temperatura considerada, uma mesma substância pode estar nestes três estados de 
agregação. Isto quer dizer que cada estado físico da matéria pode passar para outros 
dois. 
Ex: a água, dependendo da temperatura pode estar no: 
 Estado Sólido Líquido Gasoso 
 
 PF PE 
Temperatura 0oC100 oC 
 273 K 373 K 
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6 
 
A temperatura em graus Kelvin é designada temperatura absoluta. A relação entre a 
temperatura em Kelvin e em Celsius é: 
T (K) = t (oC) + 273,15 
 
Ex: 25oC corresponde a 298K 
1.5. Mudanças de estados físicos 
 5 
 1 3 
 
 
 
 2 4 
 6 
Legenda 
1. Fusão(ex: gelo – água) 
2. Solidificação (congelação) (ex: água – gelo) 
3. Vaporização ((ebulição) (água – vapor) 
4. Condensação (ex: vapor de água – água líquida) 
5. Sublimação Progressiva (naftalina – vapor) 
6. Sublimação Regressiva (ex: vapor – gelo) 
 
Ao aquecer uma substância ocorrem as seguintes transformações: 
 
 T G 
 5 
 L + G 
 Teb 4 
 L 3 
 S + L 
 Tf 2 
 S 1 
 
 calor Q 
 
 Sólido Líquido Gás 
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7 
Nas etapas 1, 3 e 5, o calor fornecido serve para aumentar a energia cinética. 
Nas etapas 2 e 4, o calor fornecido serve para quebrar as forças entre as partículas. A 
temperatura (T) mantém-se constante até concluir-se a mudança de estado físico. 
 
Ponto de fusão é a temperatura na qual a matéria passa do estado sólido para líquido 
ou inversamente. É temperatura da etapa 2. É também designada temperatura de 
solidificação. 
Ponto de ebulição é a temperatura em que a matéria passa de líquido a gás ou 
inversamente. É temperatura da etapa 4. 
1.6. Ordem de previsão de Temperaturas de Fusão e Ebulição 
 Maior massa molecular implica ponto de fusão e ebulição elevados. 
 A formação de pontos de hidrogénio aumenta o ponto de fusão e de ebulição. 
 A ramificação diminui os pontos de fusão e de ebulição. 
 
Prioridades 
1. Tipo de compostos (iónico/molecular). 
2. Formação de pontes de H2. 
3. Polaridade molecular 
4. Massa molecular 
5. Ramificação (geralmente para os compostos orgânicos) 
 
Os compostos que formam pontes de H2 são aqueles que tem hidrogénio ligado 
directamente a um átomo muito electronegativo, nomeadamente o N, O ou F. 
 
Exemplo: NH3, H2O, HF, 
 R-OH, R-NH2, R C
O
OH
R C
O
NH2
,
 
 
Exemplo: 
 CH3 CH3-CH2-CH2-CH3 
 
 CH3-CH-CH3 T2 T1 < T2 
 Devido à Ramificação 
 T1 CH-OH 
 CH3-CH2-OH 
 CH-OH 
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8 
 Ta Tb 
 Ta > Tb Devido a dupla possibilidade de formar pontes de H2 
1.7. Características dos estados de agregação 
Estado Sólido 
 As forças de atracção são relativamente maiores; 
 As partículas estão em posições bem fixas; 
 Tem forma fixa e volume constante; 
 Movimentos das partículas: apenas rotação e vibração; 
 As distâncias entre as partículas são relativamente menores. 
 
Estado Líquido 
 As forças de atracção são relativamente menores que nos sólidos; 
 As partículas podem deslocar-se, não estão fixas; 
 Não tem forma fixa (ganha a forma da parte do recipiente que ocupa); 
 Tem volume constante; 
 Movimentos das partículas: vibração, rotação e translação. 
 As distâncias entre as partículas são maiores que nos sólidos. 
 
Estado Gasoso 
 As forças de atracção são muito menores (mínimas); 
 As partículas movimentam-se livremente, ocupando todo o volume disponível; 
 Não tem forma fixa, ganha a forma do recipiente; 
 O volume também é variável. Pode-se comprimir ou expandir; 
 Movimentos das partículas: vibração, rotação e translação; 
 As distâncias entre as partículas são máximas; 
 
Movimento de Rotação é um movimento da partícula em torno do seu centro de 
simetria. 
Movimento de Vibração é um movimento oscilatório, durante o qual as ligações entre 
os partículas prolongam-se e encurtam-se. 
Movimento de Translação é um movimento que consiste no deslocamento da 
partícula. 
 
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9 
2. SUBSTÂNCIAS PURA E MISTURAS 
2.1. Substâncias puras: Definição, Classificação e Alotropia 
Substância pura, ou simplesmente substância, é uma forma de matéria com 
composição fixa e propriedades (características) definidas. Isto quer dizer que uma 
substância é constituída sempre pelos mesmos átomos. Esses átomos estão sempre na 
mesma quantidade. Por isso, as características de uma substância não mudam. 
Assim, as substâncias podem ser: 
a) Substâncias simples elementares – são as que se podem encontrar na natureza sob 
forma monoatómica. Ex: Zn, C, Sr, Al. 
b) Substâncias simples compostas - são as que se podem encontrar na natureza sob 
forma de dois ou mais átomos iguais. Ex: H2, O2, O3, N2, P4, S8, F2, Cl2. 
Há elementos que se encontram em formas diferentes, chamam-se variedades 
alotrópicas. São substâncias simples constituídas pelo mesmo tipo de átomos, mas em 
quantidades diferentes. Em alguns casos, até nas mesmas quantidades, mas com 
propriedades físicas diferentes. Este fenómeno designa-se alotropia. 
Ex: P O C 
 
 
 P4 P O2 O3 C C 
Fósforo Fósforo Oxigénio Ozono Grafite Diamante 
Branco VermelhoSubstâncias compostas ou compostos - constituídas por dois ou mais elementos. 
Portanto, contém pelo menos dois tipos de átomos. Ex: CO2, H2O, CaCO3, C12H22O11, 
Ag(NH3)2Cl. 
Existem apenas 10 substâncias simples moleculares (H2, N2, O2, O3, P4, S8, F2, Cl2, Br2 e I2). 
Quanto à natureza da sua estrutura, os compostos podem ser iónicos ou moleculares. 
 
Compostos iónicos 
1. Todos os compostos que têm metal na sua estrutura. 
2. Todos os sais. 
Se o composto não apresenta os casos (1) e (2), então, trata-se de composto 
molecular. 
 
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10 
Propriedades: geralmente todos os compostos iónicos apresentam uma estrutura 
sólida, dura, elevados pontos de fusão e ebulição, são solúveis em solventes polares (p.ex. 
água), conduzem corrente eléctrica no estado fundido (líquido) ou em solventes polares, 
mas nunca no estado sólido, pois não há movimento de iões. 
Exemplo: classifique-os em iónicos (I) e moleculares (M). 
1. NH3 2. Al(HCO3)3 3. NH4Cl 4. H2O 
5. B2O3 6. Ag2O 7. CaO 8. H2SO4 
9. C6H6 10. SO3 11. BeO 12. SF6 
13. XeF6 
 
1, 4, 5, 8, 9, 10 e 12 são moleculares e os restantes são iónicos. 
Como as substâncias simples e compostas têm sempre uma composição fixa, elas são 
representadas por fórmulas químicas. 
Ex: H2, H2O, CaO. 
2.2. Propriedades das substâncias 
Como uma substância tem sempre o mesmo tipo e a mesma quantidade de átomos, 
as suas propriedades são sempre as mesmas. Assim, as substâncias podem ser 
identificadas a partir dessas suas propriedades que são imutáveis. Essas propriedades 
podem ser físicas ou químicas. 
As propriedades físicas são as que podem ser detectadas sem que a substância seja 
transformada em outra. Dentro destas, também, podemos distinguir as organolépticas. 
Ex: cor; cheiro; densidade; ponto de fusão (PF); ponto de ebulição (PE). 
Propriedades químicas são aquelas que correspondem a transformação da substância 
em outra(s). As propriedades químicas estão relacionadas com as reacções químicas. 
Ex: combustibilidade ou comburência (é propriedade de substância que arde) 
Para identificar uma substância não basta conhecer uma única propriedade: é 
necessário conhecer o maior número de propriedades. Dizer que uma substância é 
incolor, não nos leva a concluir que essa substância é água, pois há várias substâncias 
incolores. Para identificar a água pura, temos que encontrar um líquido incolor, inodoro, 
insípido, que não conduz corrente eléctrica, com densidade = 1g/cm3, PF = 0oC, PE = 
100oC. 
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11 
Sempre que quiser saber o estado de congregação de uma substância a certa 
temperatura (Tx), deve comparar essa temperatura com o ponto de fusão (Pf) e ponto de 
ebulição (Peb) dessa substância. 
Se Tx < Pf < Peb a substância está no estado sólido; 
Se Pf < Tx < Peb a substância está no estado líquido; 
Se Pf < Peb < Tx a substância está no estado gasoso. 
 
Temperatura absoluta (Kelvin) 
 
 
 
Exercício: indicar os estados de agregação das substâncias abaixo à temperatura 
ambiente (25 oC). 
 Composto Pf (K) P.eb (K) estado à temp. ambiente 
 25 + 273 = 298 K 
 Bromo 266 371 Líquido 
Sulfureto de Hidrogénio 188 213 Gasoso 
Ácido benzóico 395 522 Sólido 
 
2.3. Misturas 
As misturas são formas da matéria cuja composição pode variar. As propriedades de 
uma mistura dependem da composição. Uma mistura é constituída por substâncias. 
 As misturas podem ser homogéneas ou heterogéneas. 
São Misturas Homogéneas as que têm a mesma aparência em todo o seu volume. Isto 
acontece quando a composição e as propriedades em cada ponto de uma mistura são 
as mesmas. 
Exemplo: água e sal, água e açúcar, gin, cerveja. 
 
Misturas Heterogéneas são as que não têm a mesma composição, nem as mesmas 
propriedades em cada ponto da mistura. Por isso, tem aparência diferente em diferentes 
pontos do seu volume. 
Exemplo: água e areia, salada, sopa. 
 
2.3.1. Métodos de separação de misturas ou processos de análise imediata 
T (K) = t (oC) + 273,15 
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12 
As misturas, diferentemente das substâncias, podem ser separadas nos seus 
componentes através de processos físicos. Esses meios físicos são conhecidos como 
métodos de separação de misturas. Destacam-se: 
1. Peneiração: baseia-se na diferença do tamanho das partículas. Usa-se, geralmente, 
para separar um sólido de outro sólido. 
Ex: Separar mistura de arroz e açúcar. 
2. Decantação: separa as misturas por força de gravidade. Baseia-se na diferença das 
densidades. Usa-se, geralmente, para separar um líquido e um sólido não dissolvido. 
Ex: separar mistura de pó de giz e água. 
3. Centrifugação: é um tipo de decantação que se realiza com equipamento 
adequado, chamado centrifugador. Consiste na separação de um líquido e um sólido 
não dissolvido por rotação rápida no centrifugador. Baseia-se na diferença de 
densidades. 
Ex: separar mistura de pó de giz e água. 
4. Vaporização ou evaporação: baseia-se na diferença de volatilidades (pontos de 
ebulição) dos componentes. Usa-se para separar líquidos entre si, ou ainda para separar 
um líquido e um sólido nele dissolvido. Tanto pode realizar-se esta separação por 
aquecimento da mistura usando chama ou expondo a mistura ao sol. 
Ex: separar mistura de água e etanol ou mistura de sal e água (água do mar) 
5. Destilação: também baseia-se na diferença de volatilidades dos componentes. Usa-
se para separar liquidos entre si, ou ainda para separar um líquido e um sólido nele 
dissolvido. Realiza-se somente por aquecimento através de fonte artificial de calor, como 
uma chama. 
Ex: separar mistura de água e etanol ou mistura de sal e água (água do mar) 
6. Extracção: baseia-se na diferença de solubilidade entre os componentes da mistura 
num dado solventee, isto é, na afinidade de um dos componentes com o agente de 
extracção. 
Ex: separar sal e areia. Pode-se usar água como agente de extracção. O sal dissolve-
se, mas a areia não. 
7. Cromatografia: baseia-se na diferença de velocidades entre os componentes da 
mistura. Um dos componentes é mais móvel que o outro num mesmo meio. 
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13 
Ex: separar os diferentes pigmentos que compõe a tinta de uma esferográfica. 
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2.4. Diferenças entre composto e mistura 
Mistura Composto 
Mantém as propriedades dos seus 
componentes 
Não mantém as proprieades dos seus 
propriedades 
O PF, o PE e a densidade são variáveis 
O PF, o PE e a densidade são 
características de cada substância 
Os componentes misturam-se em proporções 
variáveis 
Os componentes combinam-se em 
proporções fixas 
Não é substância É substância 
Obtém-se por junção de substâncias 
Obtém-se por combinação de 
substâncias 
Não tem fórmula química Tem fórmula química 
Pode ser separada em seus componentes 
(processo físico) 
Pode ser decomposto em seus elementos 
(processo químico) 
 
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EXERCÍCIOS 
1. Para a destilação de etanol a partir de uma mistura de etanol com água, encontra-se 
a seguinte montagem: 
 
 termometro rolha 
 condensador 
 
 
 
 tubo de ensio 
 
 álcool 
 
 gelo 
 
 
 Lume 
 
A melhor sugestão para alterar esta montagem é: 
a) Tirar a rolha. 
b) O termómetro não devia mergulhar no líquido. 
c) O tubo que contém o álcool recolhido deveria ter uma rolha. 
d) Tirar o bequer com gelo. 
 
2. O amoníaco (NH3) é: 
a) Um elemento. 
b) Um composto. 
c) Uma mistura de moléculas de hidrogénio e de nitrogénio. 
d) Uma mistura de 1 átomo de hidrogénio e 3 átomos de nitrogénio. 
 
3. Os exemplos mencionados nas alíneas seguintes referem-se a compostos e/ou misturas. 
Indique a alínea em que aparecem três (3) misturas: 
a) Carbonato de cálcio, iodeto de potássio, sulfato de bário. 
b) Carbonato de cálcio, água do mar, vinho. 
c) Água, açúcar, sal de cozinha. 
d) Vinagre, água do mar, cerveja. 
 
4. Das substâncias seguintes, água e cloreto de hidrogénio; 
a) Nenhuma é composto. 
b) Só a água é composto. 
c) Só cloreto de hidrogénio é composto. 
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16 
d) Ambos são compostos. 
5. Misturam-se os seguintes líquidos e/ou sólidos: 
1) açúcar + água 
2) gasolina + óleo vegetal 
3) água + óleo vegetal 
4) álcool + água 
Indique os casos onde se obtêm misturas homogéneas 
A) 1 e 4 
B) 1, 2 e 4 
C) 2 e 3 
D) apenas 1 
 
6. Considera as afirmações seguintes: 
I. A densidade de uma substância no estado gasoso sempre é maior do que a densidade 
da mesma substância no estado sólido. 
II. O ponto de ebulição da água é de 100 ºC e do álcool etílico é de 78 ºC. Isso significa 
que as forças entre as moléculas de água no estado líquido são mais fracas do que as 
forças entre as moléculas do álcool no estado líquido. 
A) I é verdadeira, II é falsa. 
B) I é falsa, II é verdade 
C) I e II são verdadeiras. 
D) I e II são falsas. 
 
7. Numa proveta graduada que continha 30 cm3 de água, introduziu-se um objecto 
maciço feito de uma substância de densidade 4 g/cm3, de acordo com as indicações da 
figura a seguir: 
 
 
 
 
 45 cm3 
 30 cm3 
 
 
 
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17 
Se substituirmos o objecto por outro, também maciço, mas de massa tripla e da mesma 
substância, o volume total indicado na proveta será igual a: 
 
A) 60 cm3. 
B) 45 cm3. 
C) 180 cm3. 
D) 75 cm3. 
 
8. Quais das substâncias seguintes, o sódio (Na), o cloro (Cl2) e o cloreto de sódio (NaCl), 
são substâncias puras? 
A) Só o sódio. 
B) Só o cloreto de sódio. 
C) O sódio e o cloro. 
D) O sódio, o cloro e o cloreto de sódio. 
 
9. Das afirmações seguintes: 
I. O cloro é um elemento. 
II. O cloro é um átomo. 
III. O cloro é um ião negativo. 
 
A) I é verdadeira, II e II são falsas. 
B) I e II são verdadeiras, III é falsa 
C) II e III são verdadeiras, I é falsa 
D) Todas são verdadeiras. 
 
10. Sulfato de potássio (K2SO4), sulfureto de potássio (K2S) e potássio (K) são, 
respectivamente exemplo de: 
I Substância pura, substância pura, substância simples. 
II Substância pura, substância pura, substância pura. 
III Substância composta, substância composta, substância simples 
IV Mistura, mistura, substância pura 
 
As certas são: 
A) Todas. 
B) Só IV 
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18 
C) I, II e III 
D) Só III 
 
 
11. Podemos afirmar que a fórmula Br2 corresponde: 
I. A um elemento 
II: A um não metal 
III: A uma molécula 
IV: A um ião negativo 
 
A) I, II e III são verdadeiras, IV é falsa; 
B) II, III e IV são verdadeiras, I é falsa; 
C) II e III são verdadeiras, I e IV são falsas; 
D) Todas são verdadeiras; 
E) Só III. 
 
12. Os exemplos mencionados nas alíneas seguintes referem-se a substâncias puras e/oumisturas. 
I. Sulfato de potássio, sulfureto de sódio, sulfato de bário 
II. Potássio, sódio, bário 
III. Coca-cola, água, enxofre 
 
Aparecem substâncias puras: 
A) em I, II e III 
B) Só em I 
C) Só em II 
D) Em I e II 
 
13. Com relação às seguintes substâncias: O2, Na, S8 e Na2SO4. 
Substâncias puras moleculares são: 
A) O2, Na e S8 
B) Na2SO4. 
C) O2, Na, S8 e Na2SO4. 
D) O2 e S8 
 
14. Uma amostra de uma substância sólida pode ser identificada somente: 
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19 
I. Pela sua massa 
II. Pelos seus pontos de fusão e de ebulição 
III. Pelo seu volume 
IV. Pela sua cor 
As certas são: 
A) I, II e III 
B) I e II 
C) Só II 
D) Todas 
 
15. Usando pequenos círculos podemos representar modelos de partículas de substâncias 
químicas. 
Qual das seguintes figuras representa uma substância pura elementar? 
 I II 
A) I e II 
B) Nenhum 
C) Só II 
D) Só I 
 
16. Na caixa abaixo, e , representam dois tipos de átomos. 
 A B C D 
 
 
 
 
Que caixa, A, B, C ou D provavelmente contém uma mistura de gases? 
17. Moléculas de ozono (O3) são constituídas por 3 átomos de oxigénio. Moléculas de 
oxigénio (O2) são constituídas por 2 átomos de oxigénio. Em 12 moléculas de ozono existe 
igual número de átomo de oxigénio que em: 
A) 18 moléculas de oxigénio 
B) 24 moléculas de oxigénio 
C) 12 moléculas de oxigénio 
D) 36 moléculas de oxigénio 
 
 
 
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20 
 
 
 
 
18. As figuras abaixo (I e II) apresentam respectivamente: 
 
 I II 
A) Substância Pura Substância Pura 
B) Composto Composto 
C) Substância Pura Mistura 
D) Mistura Mistura 
 
 
 
 
 
 I 
 II 
19. Quantos átomos existem em cada molécula seguinte? 
a) Na2HPO3 
b) C12H22O11 (sacarose) 
c) C6H12O6 (glicose) 
d) K4[Fe(CN)6] 
e) Fe4[Fe(CN)6]3 
 
20. Classifique os seguintes compostos em iónicos ou moleculares. 
1. NH3 2. Al(HCO3)3 
3. NH4Cl 4. H2O 
5. B2O3 6. Ag2O 
7. CaO 8. H2SO4 
9. C6H6 10. SO3 
11. BeO 12. SF6 
13. XeF6 
 
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EXERCÍCIOS (Continuação) 
 
1. Qual das partículas abaixo representa um anião? 
 
Partícula N.º de protões N.º de neutrões N.º de electrões 
A 11 11 10 
B 17 18 18 
C 12 12 10 
D 19 19 18 
 
2. Assinale a afirmação correcta: 
a) A passagem de um electrão do nível (camada) L para M o electrão consome 
energia (processo endotérmico). 
b) A passagem dum electrão do nível (camada) L para M o electrão cede energia 
(processo exotérmico). 
c) A passagem dum electrão do nível L para M acompanha-se da produção de 
fotões (luz). 
d) A passagem dum electrão de um nível para outro não há alteração do conteúdo 
energético do electrão. 
 
3. A emissão de raios α e β por elementos pesados (por exemplo o Urânio) é conhecido 
como: 
a) efeito fotoeléctrico 
b) emissão térmica 
c) radioactividade 
d) radiação Rontgem 
4. Das seguintes configurações electrónicas propostas para o átomo de enxofre (Z = 16), 
qual delas corresponderá ao estado fundamental: 
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3px1 3py1 3pz1 4s1 
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 3py1 3pz1 4s0 
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3px2 3py2 3pz0 4s0 
 
5. A Composição dum átomo (elemento) caracteriza-se por dois valores importantes: 
- o número atómico (Z). 
- o número de massa (A). 
Definições: 
nº atómico = nº de protões = nº de electrões (no átomo neutro) 
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nº de massa = nº de protões + nº de neutrões. 
O número atómico identifica (caracteriza) o elemento. Por exemplo, o manganês (Mn) 
tem sempre o número atómico 25 e todos os átomos com número atómico 25 chamam-
se Manganês. 
 
O número de massa não identifica o elemento. Por exemplo, existem pelo menos 6 
átomos de ferro com diferentes números de massa (com diferentes números de neutrões 
no núcleo). 
 
Resumindo: O número atómico dum certo elemento é sempre constante; o número de 
massa pode ser variável. Os átomos são constituídos por três partículas elementares: 
Protões, Neutrões e Electrões. Dados básicos destas partículas: 
 
Partícula Carga * Massa ** Posição 
Protão +1 1,0 no núcleo 
Neutrão 0 1,0 no núcleo 
Electrão -1 0,0006 Em redor do núcleo 
 * unidade: carga elementar (= 1,6.10 -19 C) 
 ** unidade de massa atómica, u.m.a. (= 1,66.10 -27 Kg) 
 
Conclusão: Quase toda a massa dum átomo encontra-se no seu núcleo. Use a 
informação dada para responder às seguintes perguntas: 
 
a) O elemento ítrio (Y) tem 50 neutrões no seu núcleo. O número de massa de ítrio é 89. 
qual é o número atómico do elemento? 
 
b)O ião do elemento com número atómico 13 tem 13 protões, 14 neutrões e 10 electrões. 
Qual é a carga (a valência) do ião? 
 
c) É sempre válido: um átomo (dum elemento) e o seu ião têm massas que são 
praticamente iguais. Por exemplo: a massa de Na é igual à de Na+ explique porquê. 
 
d) Um elemento com número atómico maior também tem quase sempre o número de 
massa maior. Há umas excepções. Por exemplo: o potássio tem nº atómico maior do que 
o argon (19 e 18 respectivamente). Em contrapartida, o nº de massa de potássio é menor 
(K: 39; Ar: 40) explique esse facto. 
 
6. Entre o núcleo dum átomo e os electrões destes átomos encontra-se: 
 
a) Ar. 
b) Hidrogénio. 
c) Nada. 
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23 
d) Gás. 
7. Uma partícula tem 10 electrões, 13 neutrões e 13 protões. Qual é a massa desta 
partícula: 
a) 13 u.m.a. (unidade de massa atómica) 
b) 23 u.m.a. 
c) 26 u.m.a. 
d) 36 u.m.a. 
 
8. Qual das partículas na figura tem carga negativa: 
 10 e 10 e 10 e 10 e 
 9p 9p 10p11p 
Onde: e - electrões 
 p – protões 
 Partícula I Partícula II Partícula III 
a) Partícula I 
b) Partícula II 
c) Partícula III 
d) Partícula I e III 
 
9. Dada a seguinte informação sobre átomos X e Y: 
X apresenta k protões e (z + 1) neutrões. 
Y apresenta (k– 1) protões e (z + 1) neutrões. 
Com base na informação pode-se dizer que os átomos são: 
 
a) de elementos diferentes com massas diferentes; 
b) de um mesmo elemento com massas diferentes; 
c) de elementos diferentes com massas iguais; 
d) de um mesmo elemento com massas iguais. 
 
10. São dados duas partículas neutras, representadas por X e Y, com os respectivos 
números atómicos e de massa: 
 200 b 
 X Y 
 80 a 
Sabendo-se que: 
- X e Y apresentam o mesmo número de massa. 
- Y tem um neutrão a menos do que X. 
 
Os valores de a e de b que satisfazem a afirmação acima são, respectivamente: 
a) 80 e200 
b) 81 e 200 
c) 80 e 199 
d) 81 e 199 
 
11. Dada a seguinte informação sobre os átomos X e Y: 
X e Y apresentam o mesmo número de massa. 
X tem um neutrão a mais que Y 
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24 
Com base na informação pode-se dizer que estes átomos são: 
a) De um mesmo elemento com massas iguais. 
b) De um mesmo elemento com massas diferentes. 
c) De elementos diferentes com massas diferentes. 
d) De elementos diferentes com massas iguais. 
 
12. Dada a partícula neutra X e Y com os respectivos números atómicos e de massa: 
 40 40 
 X Y 
 19 20 
Com base na informação acima podemos considerar as seguintes afirmações: 
 
a) X apresenta m protões e Y apresenta (m + 1) protões. 
b) X apresenta n neutrõe e Y apresenta (n - 1) neutrões. 
c) X apresenta (m +1) protões e Y apresenta x protões. 
d) X apresenta n neutrões e Y apresenta n neutrões. 
 
As certas são: 
A. a e b 
B. c e d 
C. só a 
D. todas 
 
13. Cada fila na tabela abaixo mostra o número de neutrões (n), protões (p) e electrões 
(e) em duas partículas: 
Primeira partícula Segunda partícula 
a) 10 n 9 p 9 e 10 n 10 p 10 e 
b) 12 n 10 p 10 e 10 n 10 p 10 e 
C) 12 n 11 p 11 e 12 n 11 p 10 e 
d) 10 n 9 p 9 e 9 n 9 p 10 e 
Que fila (a, b, c ou d) contém um átomo Z e seu ião positivo Z+? 
 
14. A reacção abaixo indica a formação de um elemento novo (a) quando o isótopo de 
Einstênio (99 Es 253) é bombardeado com partículas 2He4: 
99Es253 + 2He4 → a + 2n. 
Qual é o conjunto que reflecte os números atómicos e de massa do elemento novo (a) 
A) 99a253 
B) 101a255 
C) 100a255 
D) 101a257 
 
 
 
 
 
 
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25 
 
 
15. Dos elementos que participam nas reacções nucleares sucessivas: 
92E1238 → E2 + α 
E2 → E3 + β 
E3 → E4 + β 
 
A) E1 e E2 são isótopos e E2; E3; E4 são isóbaros. 
B) E1 e E3 são isótopos e E2; E3; E4 são isóbaros. 
C) E1 e E4 são isótopos e E2; E3; E4 são isóbaros. 
D) E1 e E4 são isótopos e E1; E2; E3 são isóbaros. 
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26 
3. TABELA PERIÓDICA 
3. 1. Características da Tabela 
A tabela periódica é constituída por colunas verticais (grupos) e colunas horizontais 
(períodos), também encontra-se dividida em duas partes por uma linha em forma de 
escada. Esta linha separa os metais dos ametais (não metais). 
Normalmente os elementos que se encontram no mesmo grupo (família) possuem 
propriedades semelhantes. 
 
Exemplo de famílias de elementos: 
Grupo I (metais alcalinos): Li, Na, K, Rh, Cs, Fr. 
Grupo II (metais alcalino-terrosos): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. 
Grupo VI (calcogénios): O, S, Se, Te, Po. 
Grupo VII (halogénios): F, Cl, Br, I, At. 
Grupo VIII (gases nobres): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. 
 
3. 2. Distribuição Electrónica e Posição no Quadro Periódico 
3.2.1. Estrutura atómica camadas 
 e- 
 - Protões (p+) 
 - núcleo 
Átomo - Neutrões (no) p+ 
 no e- 
 - Electrosfera - Electrões (e-) 
 
 núcleo 
 
3.2.2. Características do Átomo 
O átomo é caracterizado pela seguinte grandeza: 
 Número atómico (Z) – identifica o elemento (“BI do elemento”). 
 Massa atómica (Ar) – geralmente é um número decimal, que se obtém a partir da 
massa média ponderal dos isótopos estáveis de um determinado elemento. 
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27 
 Número de massa atómica (A) – é um número inteiro, obtém-se por contagem do 
número de protões e neutrões. 
 
Em qualquer átomo, o número de protões (p+) é sempre igual ao número de electrões 
(e-) e também é igual ao número atómico (Z). 
 
 
 
O nº de massa (A) é dado pela soma do nº de nucleões, isto é protões e neutrões. 
A massa atómica é praticamente igual a massa do núcleo, porque os electrões têm 
massa desprezível. Assim, um átomo e um ião tem praticamente a mesma massa. 
Ex: MNa = MNa+ = 23,0 g/mol 
A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) convencionou que o 
átomo deve ser representado de seguinte forma: 
 
 A carga (1+, 3-, 2+, ...) 
 X 
 Z índice atómico ou atomicidade (2,3,4, ...) 
 
 
3.2.3. Isótopos 
– são átomos do mesmo elemento, têm o mesmo nº atómico e diferem no nº de massa, 
ou seja, tem diferente nº de neutrões. 
 
 35 37 
Exemplo: Cl e Cl; 
 17 17 
 
3. 3. Teoria de Bohr 
 Os electrões movem-se em redor do núcleo em órbitas circulares e somente certas 
órbitas são permitida. 
 O e- quando está numa orbita não perde e nem ganha energia por si só. 
 Para um e- passar de uma orbita permitida para outra é preciso fornecer energia 
(K → L, L → M) ou retirar energia (L → K, M → L) 
nº p+= nº e- = Z A = nº + p+ 
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28 
Um átomo pode ser destruído devido a radioactividade – emissão expontânea de 
partículas positivas (
42
), negativas (
01
) e neutras (
0
). 
Um átomo pode ter no máximo 7 níveis de energia (camadas de energia). 
 
 
 
 Q 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Níveis n nº máximo e- = (2n2) 
K 1 2*(1)2 = 2 
L 2 2*(2)2 = 8 
M 3 2*(3)2 = 18 
N 4 2*(4)2 = 32 
O 5 2*(5)2 = 50 
P 6 2*(6)2 = 72 
Q 7 2*(7)2 = 98 
 
 
Exemplo: electrões do cerne electrões de valência 
 
 Cl Z = 17 ; 17 p+ e 17 e- 17 p+ ) ) ) grupo VII A 
 17 2 8 7 e- 3º período 
 
 O nº de electrões da última camada indica o grupo. 
 O nº de camadas (níveis) de energia indica o período. 
 
NB: Segundo Bohr, os electrões giram em volta do núcleo em órbitas circulares. 
P
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
O
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
N
 
 
 
 
 
 
 
 
M 
 
 
 
 
 
L 
 
 
 
K 
 
 
 
 
 
 
 
 
p
+
 
n
o 
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29 
Assim, Bohr trata o electrão como se fosse uma partícula, o que se provou 
actualmente não ser verdade, pois o electrão comporta-se também como se fosse uma 
onda. 
 
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30 
3. 4. Mecânica Quântica 
3.4.1. Teoria de Orbitais Atómicas 
Orbital é uma região do espaço onde há maior probabilidade de se localizar um 
electrão. 
Um nível de energia (n) é constituído por subníveis (orbitais): s, p, d e f 
 E 
 
 f 
 d 
 p Es < Ep < Ed < Ef 
 s 
 
 
 s2 p6 d10 f14 
 
 
Princípio de exclusão de Pauli: cada orbital atómico pode ser ocupado por dois 
electrões que terão os spins opostos. Ou dois electrões num átomo não podem ter os 
quatros nº´s quânticos (n, l, me e ms). 
Princípio da Energia Mínima: as orbitais atómicas (spins opostos) são preenchidos por 
forma que a energia total seja mínima. 
Regra de Hund: na ocupação de orbitais do mesmo subníveis, ocorre 1º a ocupação 
de orbitais vazios, isto é, cada electrão ocupa uma orbital e só após preenchimento 
completo de orbitais do mesmo subnível é que ocorre compartilhamento electrónico. 
3.4.2. Diagrama de Linus Pauling 
 Para elementos de transição: camada de valência – orbitais de nível principal 
ocupado (nmax) e orbitais do subnível parcialmente preenchidos. 
 Exemplo: Ni 4 s2 3 d8 
 Electrões de valência – são electrões que estão na camada de valência (última 
camada). 
 Electrões do cerne – são electrões do átomo que não pertencem à camada de 
valência (são electrões de camadas internas). 
 A colocação dos elementos no quadro periódico é explicada pela ordem em que 
os electrões ocupam subníveis. 
 7e - Grupo VII A 
 
Exemplo: Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 
 35 
 n max = 4 → 4º período 
 
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31 
 camada de valência 
 Um elemento que termina em n - s ou n - p designa-se elemento representativo. 
(grupo A – grupo principal) 
 Se a distribuição electrónica terminar em (n-1)d, temos elementos de transição 
(grupo B – grupo secundário). 
 Se terminar em (n –2)f, temos elementos de transição interna (Lantanídeo ou 
Actanídeo). 
 
Exemplo: 
 
 Ba 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 
 56 
 nmax = 6 6º período ; grupo II A 
 
 grupo IV A 
 
 Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 nmax = 3 ; 3º período 
 14 
Nota: para elementos de transição soma-se os electrões do último subnível preenchido 
com os do nmax. 
 Se: 8 < soma < 10 grupo VIII B 
 soma = 11 grupo I B 
 soma = 12 grupo II B 
 
 Exemplo: 
 Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 soma 8 + 2 = 10 então grupo VIII B 
 28 
 nmax = 4 ; 4º período. 
 Camada de valência 
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32 
3. 5. Transições electrónicas 
Quando um electrão dum átomo não se encontra na sua posição normal, isto é, se 
violar a regra de Hund, o átomo diz-se excitado. Um e- pode passar dum nível para o 
outro ou de uma orbita para outra dentro do mesmo nível. 
O estado de energia mais baixo chama-se estado fundamental, é o mais estável. 
 n = 2 E2 
 emissão de energia 
absorção 
de energia 
 
 n = 1 E1 
 tem 2 e- desemparelhados 
 O 1s2 2s2 2p4 2p valência II 
 8 2s 
 
O carbono tem valência II e IV. Explique porquê? 
 
 C 1s2 2s2 2p2 nmax 2 e- desemparelhados 
 6 2p valência II2s promoção de 1 e- de s para P 
 
 
 2p 4 e- desemparelhados 
 2s valência IV 
 
3. 6. Tendência à estabilidade 
3.6.1. Formação de iões 
3.6.1.1. Regra de Otecto 
Todo o átomo tem a tendência de captar ou ceder electrões periféricos de forma a 
atingir a estrutura de otecto (8 e- periférico), tipica dos gases nobres ou em alguns casos 2 
e- periféricos. 
Qualquer átomo instável pode compartilhar ou ceder electrões com o objectivo de 
atingir a estabilidade. 
Grupo I: Têm 1 e- periférico, perdem 1 e- para formar um ião monopositivo. 
 Na – 1 e- Na+ ; K - 1 e- K+ 
 
Grupo II: Têm 2 e- periféricos, cedem 2 e- formando M 2+ 
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33 
 Ca o - 2 e- Ca 2+ ; Mg o - 2 e- Mg 2+ 
Grupo III: Al - 3 e- Al 3+ 
Grupo IV: Têm 4 e- periféricos. Teoricamente podem ceder 4 e- ou captar 4 e- , 
teoricamente. Na realidade não têm tendência a ceder e nem captar e-, mas sim 
partilham os seus electrões formando ligações covalentes. 
Grupo V: Têm 5 e- periféricos, podem captar 3 e- formando iões trinegativos. 
 N + 3 e- → N 3 - ; N2 + 6 e- → 2 N 3 - 
Grupo VI: O + 2 e- → O 2 - ; O2 + 4 e- → 2 O 2 - 
Grupo VII: Cl + 1 e- → Cl - ; Cl2 + 2 e- → 2 Cl - 
Grupo VIII: Os elementos mais electronegativos da tabela (F e O), podem captar os e- 
dos gases nobres formando compostos: 
 PtF6 - hexafluoreto de platina 
 XePtF6 - fluoroptlatinato de xénon 
 XeF2 - difluoreto de xénon 
 KrF4 - tetrafluoreto de crípton 
 XeOF4 - oxitetrafluoreto de xénon 
 H2XeO4 - ácido xénico 
 Na4XeO6 - perxenato de sódio 
 Xe2O3 - trióxido de xénon 
Trata-se de partilha forçada de electrões, não é tendência à estabilidade, pois, em 
muitos destes compostos, o átomo central “viola” a regra de octecto. 
3. 7. Propriedades dos Metais 
 Sólidos com ponto de fusão e ebulição elevados. 
 Possuem uma cor metálica, esbranquiçada (Cu), (Ag), amarelada (Au), avermelhada 
(Cu), acizentada (Fe). O brilho metálico é visível quando polido. 
 Bons condutores de calor e electricidade. 
 Podem ser soldados (ligados por soldadura). 
 Podem ser fundidos e misturados formando ligas metálicas. 
 São maleáveis (podem ser dobrados). 
 Não são solúveis em água, apenas alguns reagem com água. 
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34 
 
Fe + C aço (pouco carbono). Aço + 20% Cr ou Ni aço inox 
Pb + Sn solda (erradamente designada como estanho) 
Fe + Sn folha de flandres (lata de cerveja) 
Ag, Au, Pt metais preciosos (nobres) 
Cu, Hg metais semi-preciosos 
Cu + Zn latão (torneiras douradas) 
Fe + Zn ferro galvanizado (erradamente conhecido como zinco para construção) 
Ti e Al r produção de aviões 
 
3. 8. Propriedades Periódicas 
3.8.1. Raio Atómico 
O raio atómico aumenta de cima para baixo ao longo do grupo, devido ao aumento 
de número de camadas (níveis) de energia. 
Ao longo do período o Raio atómico aumenta da direita para esquerda, pela 
diminuição da carga nuclear. 
 Na Na Mg 
Na ) ) ) K 
 2 8 1 diminuição da 
K ) ) ) ) distância carga 
 2 8 8 1 para fora (lei de Coloumb)
2
21
=
d
xQQ
KF
 
Mg ) ) ) (d) 
 2 8 2 
 
 
 Na Mg 
 K 
 
 
 
 
 
Mg 12 p+ e 2 e- F = K (+12)(-2)/ d2 
 
 Na 11 p+ e 1 e- F = K (+11)(-1)/ d2 
 
FMg > FNa - os electrões periféricos do Mg estão mais atraídos pelo núcleo. 
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35 
 
3.8.2. Raio Iónico 
O raio iónico tem o mesmo comportamento que o raio atómico, porque o átomo e o 
ião se diferem no nº de electrões. 
 
3.8.3. Carácter Metálico (e Carácter Ametálico) 
O caracter metálico é a tendência que um metal tem de ceder electrões para formar 
ião positivo (electropositividade). 
Entre Na e K, qual dos dois se ioniza facilmente? Ou qual dos dois é mais metal? 
Na 2 8 1 
K 2 8 8 1 
Mg 2 8 2 
O electrão periférico do K está mais afastado do núcleo, por isso é menos atraído por 
este e sendo assim pode ser facilmente cedido. K é mais metal que o Na. 
Ao longo do período toma-se em consideração a força de Coloumb. FMg > FNa. 
Menor força de atracção implica maio facilidade de ionização. 
Ora vejamos: 
 
 
 Na Mg 
 K 
 
 
 
 Fr 
 
É mais corente falar em carácter metálico nos metais e carácter ametálico para os 
ametais. 
3.8.4. Electronegatividade (ε) 
 A electronegatividade é a capacidade que os átomos têm de atrair electrões 
para si numa ligação química. 
 O elemento mais electronegativo é aquele que atrai mais os electrões. 
 Lembre-se que o núcleo é que tem o poder de atrair electrões, uma vez que está 
carregado positivamente. 
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36 
 Para o núcleo poder atrair electrões tem de atravessar a barreira electrónica a sua 
volta. 
 
 F 
 e- 
 
 
 
 
 
 
8O 2 6 
9F 2 7 
17Cl 2 8 7 
 A ε do F é maior do que a ε do O, pelo aumento da carga nuclear. 
 A ε do F é maior do que a ε do Cl, pela maior blindagem no cloro (3 camadas) 
 
 
 F2 > O2 > N2 = Cl2 > Br23.8.5. Energia de Ionização 
Energia de ionização é a energia necessária para remover electrões de um átomo 
qualquer (metal ou ametal) 
1ª Energia de Ionização – é a energia necessária para remover o 1º electrão. 
2ª Energia de Ionização – é a energia necessária para remover o 2º electrão, ou seja, 
energia necessária para remover electrão de um ião X+ 
Para os metais foi provado que a ionização é mais fácil quando se desce na tabela, 
isto quer dizer que a energia de ionização diminui de cima para baixo (aumenta de baixo 
para cima) devido à diminuição da distância entre electrão periférico e o núcleo quando 
se sobe na tabela. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
+ 
+ 
- 
+ 
- 
+ - 
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37 
EXERCÍCIOS 
1. Quais os elementos com configuração electrónica dada (só electrões valentes) são 
metais? 
I 4s1 
II 3d5 4s2 
III 4s2 4p5 
IV 4s2 4p6 
 
A) I e II 
B) I, II e III 
C) III e IV 
D) Todos 
 
2. Em que átomo preenche-se o subnível electrónico p: 
 
a) Ba 
b) Ti 
c) Fe 
d) Po 
 
3. Em qual (quais) das moléculas dadas tem lugar a ligação covalente apolar: 
 1) CO 2) CO2 3) O2 4) Cl2 5) HF 
 
A) 2 e 4 
B) 3 e 4 
C) 2 e 5 
D) 2, 3 e 5 
 
4. Dois elementos X e Y formam um composto molecular de fórmula XY. As configurações 
electrónicas possíveis do átomo dos elementos X e Y são, respectivamente: 
 X Y 
A) 1s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
B) 1s2 2s2 1s2 2s2 2p5 
C) 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
D) 1s2 2s2 1s2 
 
5. Considere a seguinte informação sobre os elementos químicos E, F e G (as letras não 
correspondem aos verdadeiros símbolos). 
 
E: Z = 5 
F: Z = 6 raio atómico = 0,77.10 –10 electronegatividade = 2,50 
G: Z = 7 
 
A) raio atómico de E > 0,77.10 –10 m e electronegatividade > 2,50 
B) raio atómico de E > 0,77.10 –10 m e electronegatividade < 2,50 
C) raio atómico de E < 0,77.10 –10 m e electronegatividade < 2,50 
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38 
D) raio atómico de E > 0,77.10 –10 m e electronegatividade < 2,50 
6. No desenho abaixo as letras a e b representam: 
 
 
 a 
 
 
 
 
 b 
 
 
A) a representa ligação fraca intramolecular e b representa ligação forte intermolecular 
B) a representa ligação forte intermolecular e b representa ligação fraca intramolecular 
C) a representa ligação fraca intermolecular e b representa ligação forte intramolecular 
D) a e b representam ligações entre moléculas de diferentes substâncias. 
 
7. Num composto, sendo X o catião e Y o anião e a fórmula do composto X2Y3, 
provavelmente os átomos X e Y no estado normal tinham os seguintes números de 
electrões na última camada, respectivamente: 
A) 3 e 6 
B) 2 e3 
C) 3 e 2 
D) 6 e 3 
 
8. Dadas as seguintes características dos compostos iónicos: 
I) Devido à grande força de atracção entre os iões a estrutura dos compostos 
iónicos é compacta, apresentando forma e volume constante. 
II) Todo composto iónico é sólido, mas nem todo sólido é composto iónico. 
III) Todo composto iónico tem alto ponto de fusão e de ebulição. 
IV) Quando sólidos, não conduzem corrente eléctrica. Quando dissociados em 
solução aquosa ou no estado liquido, são condutores da corrente eléctrica. 
 
Verdadeiras são: 
A) 1, 2, 3 e 4 
B) 2,3 e 4 
C) 3 e 4 
D) 1,2 e 3 
 
9. O quadro abaixo representa a tabela periódica dos elementos. As letras não 
correspondem aos verdadeiros símbolos. 
 1A 0 
 1 2A 3A 4A 5A 6A 7A 1 
 2 2 
 3 B 3 
 4 C D A 4 
 5 5 
 6 6 
H-Cl 
H 
 
Cl 
H-Cl 
H-Cl 
H 
 
Cl 
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39 
 7 
 
Pela localização na tabela acima podemos afirmar que a ordem crescente do tamanho 
dos átomos é: 
A) C, D, A, B 
B) B, A, D, C 
C) A, B, D, C 
D) C, D, B, A 
 
10. O alumínio está no grupo III do quadro periódico e o enxofre no grupo VI. Qual é a 
fórmula do sulfureto de alumínio? 
A) Al2S3 
B) Al6S3 
C) Al3S 
D) AlS 
 
11. Durante o processo de evaporação da água quebram-se: 
A) ligações iónicas entre átomos de oxigénio e hidrogénio 
B) ligações intramoleculares 
C) ligações atómicas (covalentes) entre átomos de hidrogénio e oxigénio 
D) ligações intermoleculares 
 
12. Dada as seguintes informações sobre as substâncias X e Y: 
X. é um sólido condutor de energia eléctrica, funde a alta temperatura e não é solúvel 
 em água. 
Y. é um sólido não condutor de energia eléctrica, funde a alta temperatura e é solúvel 
 em água. 
 
Com base na informação pode-se dizer que: 
A) ambas substâncias são moleculares 
B) ambas as substâncias são iónicas 
C) X é substância metálica e Y é substância iónica 
D) Não se pode dizer porque nada se informa sobre o tipo de ligação química. 
 
13. Dados os pontos de fusão e de ebulição (em K) dos compostos CS2 e Cl2O. 
 
 
 
 
 
 
Ambos os compostos estão no estado líquido a temperatura de: 
A) - 5 ºC 
Composto Ponto de fusão (K) Ponto de ebulição (K) 
CS2 161 319 
Cl2O 253 275 
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40 
B) 30 ºC 
C) - 30 ºC 
D) 100 ºC 
 
14. Dados três elementos do 3º período da tabela periódica: X (grupo II A); Y (grupo V A) e 
Z (grupo VII A). As letras (X, Y e Z) não correspondem com os símbolos reais. Os compostos 
entre X e Y, entre X e Z e entre Y e Z podem ser caracterizados por: 
 
 Fórmula Ligação 
De X e Y De X e Z De Y e Z Entre X e Y Entre X e Z Entre Y e Z 
D) X3Y2 XZ2 YZ3 iónica iónica atómica 
C) X2Y3 X2Z Y3Z iónica iónica atómica 
B) X3Y2 XZ2 YZ3 atómica atómica atómica 
A) X3Y2 XZ2 YZ3 atómica atómica iónica 
 
16. O alumínio está no grupo III do quadro periódico. Qual é a fórmula do fosfato de 
alumínio? 
A) AlPO4 
B) Al(PO4)3 
C) Al3PO4 
D) AlPO3 
 
17. Na tabela periódica, Rubídio está abaixo de potássio no grupo I e oiodo está debaixo 
do bromo no grupo VII. Qual dos seguintes pares de elementos reage mais vigorosamente 
sob mesmas condições: 
A) potássio e bromo 
B) potássio e iodo 
C) rubídio e bromo 
D) rubídio e iodo 
 
18. Durante o processo de evaporação do hexano (C6H14) são quebradas: 
A) Ligações covalentes nas moléculas de hexano. 
B) Ligações intramoleculares. 
C) Partes de hidrogénio entre moléculas de C6H14. 
D) Forças de Van der Waals entre as moléculas de C6H14. 
 
19. Dadas as seguintes informações sobre as substâncias X e Y : 
X. é um sólido não condutor de electricidade, funde a baixa temperatura e é muito 
pouco solúvel em água. 
Y. é um sólido não condutor de electricidade, funde a elevada temperatura, é duro e 
muito solúvel em água. 
Com base na informação pode-se dizer que: 
E) ambas substâncias são moleculares 
F) ambas as substâncias são iónicas 
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41 
G) X é substância molecular e Y é substância iónica 
H) Não se pode dizer porque nada se informa sobre o tipo de ligação química. 
 
 
 
20. Dados os pontos de fusão e de ebulição (em K) dos compostos CS2 e Cl2O 
 
 
 
 
 
Ambos os compostos estão no estado líquido a temperatura de: 
E) +0 ºC 
F) +25 ºC 
G) - 25 ºC 
H) +100 ºC 
 
21. O quadro abaixo representa a porção superior da tabela periódica dos elementos. As 
letras não correspondem aos verdadeiros símbolos. 
 
 A B 
 D 
 
 
 
 E K J 
 
Pela localização da tabela acima, podemos afirmar que: 
A) a electronegativadade de D é menor do que a de E 
B) D e A são, respectivamente, metal e não-metal 
C) E e J apresentam três camadas de electrões 
D) A energia de ionização de D é maior do que a de E. 
 
22. A substância formada pelos elementos A e B, de número atómico 12 e 17, 
respectivamente, tem a fórmula: 
A) A3B2 
B) A2B3 
C) AB2 
D) A2B 
 
23. Dadas as seguintes substâncias: 
P4 PH3 Ca3P2 e P2I4. 
 
Os compostos moleculares são: 
a) P4, PH3 e P2I4 
b) PH3, Ca3P2 e P2I4 
c) PH3 e P2I4 
d) PH3 e P4 
 
Composto Ponto de fusão (K) Ponto de ebulição (K) 
CS2 161 319 
Cl2O 253 275 
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42 
24. O bromo evapora a temperatura ambiente, por isso no bromo líquido as forças 
intramoleculares são: 
A) iguais às intermoleculares 
B) mais fortes do que as forças intermoleculares 
C) mais fracas do que as forças intermoleculares 
D) diferentes das forças intermoleculares, não sendo possível quais as mais fortes 
25. Será que existe uma ligação forte entre as partículas de Cul2 numa solução deste 
composto? 
A) Não 
B) Sim, ligação atómica 
C) Sim, ligação iónica 
D) Sim, ligação metálica 
 
26. O quadro abaixo representa o segundo período da tabela periódica dos elementos. 
 
 GRUPOS 
 
 Período I II III IV V VI VII VIII 
 
 2 Li Be B C N O F Ne 
 
 
Pela localização na tabela acima podemos considerar as seguintes afirmações: 
1. O nitrogénio é o elemento menos metálico que o carbono. 
2. O composto oxihidrogenado do berílio apresenta características básicas. 
3. O oxigénio tem mais de cinco mas menos de sete electrões na última camada de 
electrões. 
4. O raio atómico do flúor é menor do que o raio atómico do lítio. 
As certas são: 
A) 2 e3. 
B) 1, 2 e 4 
C) 1, 3, e4 
D) todas 
 
27. Os elementos A e B (as letras não correspondem aos verdadeiros símbolos) do primeiro 
e sexto grupo da tabela periódica, respectivamente, combinam-se para formar um 
composto que apresenta: 
A) fórmula A2B e ligação iónica 
B) fórmula A2B e ligação covalente 
C) fórmula A2B e ligação metálica 
D) fórmula AB2 e ligação iónica 
 
28. A tabela apresenta compostos de hidrogénio dos elementos do grupo VI A da tabela 
periódica e os seus pontos de fusão e ebulição. 
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43 
 H2O H2S H2Se H2Te 
P. F. (K) 273 187 207 222 
P. E. (K) 373 213 232 269 
Pode-se compreender a variação dos valores dados com base: 
A) No facto de as quatro moléculas serem polares 
B) No facto de os elementos O, S, Se e Te pertencerem ao mesmo grupo principal da 
tabela periódica. 
C) Nas forças de Van der waals 
D) Nas pontes de hidrogénio e forças de van der waals 
29. A valência do cloro é 1 e a de enxofre é 2. 
Qual das seguintes representa a mais provável fórmula estrutural do S2Cl2 
A) Cl-S-S-Cl C) Cl-S=S-Cl 
B) S-Cl-Cl-S D) Cl-S-Cl 
30. Ao aumentar a temperatura, uma barra de ferro dilata-se porque: 
A) a distância entre os átomos de ferro aumenta; 
B) a distância entre cada núcleo de ferro e os seus electrões na última camada, 
aumenta; 
C) a translação dos átomos de ferro é maior; 
D) os átomos de ferro dilatam-se; 
31. Qual é a fórmula correcta do cloreto de alumínio e do fosfato de bário: 
 Cloreto de Alumínio Fosfato de Bário 
A) AlCl3 Ba2(PO4)3 
B) AlCl Ba3(PO4)2 
C) AlCl Ba2(PO4)3 
D) AlCl3 Ba3(PO4)2 
32. O símbolo do elemento índio é In. Está no grupo III do quadro periódico. Qual é a 
fórmula de cloreto de índio: 
A) In3Cl 
B) In3Cl3 
C) In2Cl3 
D) InCl3 
33. Se dois gases têm a mesma massa molecular, qual das seguintes afirmações será 
verdadeira: 
A) Eles têm a mesma solubilidade em água. 
B) Eles têm o mesmo ponto de fusão. 
C) Eles têm o mesmo número de átomos em uma molécula 
D) Nem A, nem B, em C 
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44 
34. É dada a configuração electrónica de quatro elementos diferentes. Qual deles é um 
elemento de grupo VI? 
 Elemento Configuração electrónica 
a) A 1 s2 2 s2 2p2 
b) B 1 s2 2 s2 2p6 
c) C 1 s2 2 s2 2p6 3s2 3p4 
d) D 1 s2 2 s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
35. No processo de ebulição da água, são quebradas: 
A) Só as forças de Van der waals entre as moléculas de água 
B) As ligações covalentes polares nas moléculas de água e as pontes de hidrogénio 
entre as moléculas de água. 
C) As ligações de Van der waals entre as moléculas de água e os pontes de 
hidrogénio entre as moléculas de água. 
D) As ligações covalentes polares entre os átomos de hidrogénio e os átomos de 
oxigénio, nas moléculas de água. 
 
36. O Amoníaco dissolve-se muito bem na água porque as moléculas de NH3 e de H2O 
ligam-se por pontes de hidrogénio. Uma representaçãocorrecta das pontes de 
hidrogénio numa solução de NH3 em água é: 
 H 
 
 O H H N H H N O H 
 
 H H H 
 a) b) 
 H 
 
 O H N H O H O H 
 
 H H H 
 c) d) 
37. Dois elementos X e Y formam um composto XY2. As configurações electrónicas 
possíveis dos elementos X e Y são: 
a) 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
b) 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 3s2 
c) 1s2 2s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 1s2 2s2 2p6 3s1 
 
38. Sob condições normais, um kg de vapor de água tem um volume muito maior do que 
um kg de água líquida. Este aspecto pode ser explicado com base no facto de : 
A) O vapor de água ter uma temperatura mais alta do que a água líquida. 
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45 
B) Durante o processo de evaporação as moléculas de água expandirem-se. 
C) A distância entre as moléculas no vapor de água, ser muito maior. 
D) A velocidade média das moléculas no vapor ser muito maior do que no líquido. 
 
39. Durante a evaporação do iodo (I2) quebram-se: 
A) ligações atómicas (covalentes) 
B) ligações intermoleculares 
C) ligações iónicas 
D) ligações intramoleculares 
40. Numa certa substância existem as seguintes ligações ou interacções químicas: 
1. pontes de hidrogénio 
2. força de van der waals 
3. ligações atómicas (covalentes) 
A ordem crescente das forças das ligações ou interacções será: 
A) 1, 2, 3 
B) 3, 2, 1 
C) 2, 1, 3 
D) 2, 3, 1 
 
41. O número de electrões de catião X2+ de um elemento é igual ao número de electrões 
de um átomo neutro em um gás raro. Este gás raro tem Z = 10 e A = 20. 
Qual é o número atómico de X? 
 
42. Um elemento químico A tem a seguinte configuração electrónica: 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Qual dos elementos representados a seguir, através da sua configuração electrónica, 
forma com o composto A: 
 X = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 Y = 1s2 2s2 2p6 3s1 
 Z = 1s2 2s2 2p6 
 
a) Um composto iónico? 
b) Um composto covalente? 
 
43. O quadro periódico tem uma forma específica, não é um rectângulo simples. Esta 
forma específica, está em relação com a teoria atómica. 
 1 2 
 
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46 
 3 4 5 6 7 8 9 10 
 11 12 13 14 15 16 17 18 
 
 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 
 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 
 
 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 
 
 87 88 89 
 
 
Sabe-se que os electrões se encontram em camadas separadas em redor do núcleo 
do átomo. A primeira camada pode conter no máximo 2 electrões, a segunda 8, a 
terceira 18 etc. Uma fila horizontal de átomos no quadro periódico chama-se período. Da 
esquerda para direita num período as camadas vão-se enchendo com electrões. 
a) O primeiro período do quadro periódico consta com 2 elementos, o segundo de 8. 
Explique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) Segundo a teoria acima apresentada, o terceiro período deveria constar de 18 
elementos em vez de 8. como se explica essa anomalia? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Uma fila vertical de elementos no quadro periódico chama-se grupo. Elementos do 
mesmo grupo têm, geralmente, propriedades semelhantes. No entanto o elemento 1 e os 
demais elementos no primeiro grupo têm propriedades muitos diferentes. Mencione pelo 
menos uma diferença 
 
 
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47 
 
 
 
d) o quadro periódico também serve para deduzir valência dos elementos do grupo 
(principais): 
grupo I: valência 1 (positiva) 
grupo II: valência 2 (positiva), etc. 
No entanto, a valência dos elementos no grupo VI não é 6 (positiva) mas 2 (negativa). 
Explique porquê. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44. São dados os seguintes compostos de hidrogénio e os seus pontos de fusão. 
 
 Composto P. de f. (ºC) Composto p. de f. (ºC) 
1. LiH 680 4. CaH2 1100 
2. SiH4 - 185 5. NH3 - 78 
3. CH4 - 183 6. HCl - 114 
 
Geralmente os compostos iónicos (sais) têm ponto de fusão mais altos do que os 
compostos moleculares. 
 
a) Quais dos 6 compostos são iónicos e quais são moleculares? 
 
 
 
 
 
b) Indique na tabela um composto molecular que dissolve bem com a água e explique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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48 
 
45. De acordo com a seguinte tabela de electronegatividades: 
 elemento electronegatividades 
 Li 1.0 
 Ca 1.0 
 C 2.5 
 O 3.5 
 Cl 3.0 
 S 2.5 
 
a) Indique quais os compostos que se podem formar, entre estes elementos, com ligação 
covalente apolar ou pura 
 
 
 
 
b) Indique quais os compostos com maior carácter iónico. 
 
 
46. Dado o elemento X. 
a) Apresente a distribuição dos electrões, pelos níveis electrónicos, de um átomo de X que 
tem 16 neutrões e número de massa igual a 33. 
 
b) Que tipo de ião pode o átomo formar? Justifique a sua resposta. 
 
c) Qual é a valência do elemento X? 
 
d) Represente a estrutura de Lewis do átomo X. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47. a) Escreve as fórmulas de estrutura das moléculas representadas por A e B. 
A – NH3 B – CCl4 
 
b) O que são isoméros? 
 
 
 
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49 
 
49. a) Indica uma molécula que possa estabelecer, com molécula idêntica, ligações por 
pontes de hidrogénio. Justifique a sua resposta. 
 
 
 
b) Indique uma molécula que seja apolar. Justifique 
 
 
 
 
 
 
50. Assinale a afirmação correcta: 
A) O caracter metálico aumenta de esquerdapara direita na tabela periódica. 
B) Os elementos mais electronegativos encontram-se no 1º grupo da tabela 
periódica. 
C) Os não matais tendem a ganhar ou compartilhar electrões para atingir o número 
de electrões de valência. 
D) Nenhuma das afirmações está correcta. 
 
51. Assinale a afirmação certa. 
A energia de ionização é: 
A) A energia que dissolve quando um átomo isolado recebe um electrão. 
B) A energia que é aplicado no processo de ionização duma partícula neutra. 
C) A energia necessária para arrancar um electrão de um átomo. 
D) A energia necessária para libertar os iões duma rede iónica. 
 
52. Um determinado sal apresenta a seguinte fórmula química: X(YO2)2 
Y é um não metal. Os iões deste sal são: 
A) X+ e Y2O2 - 
B) X2+ e YO2 - 
C) X2+ e YO22 - 
D) X+ e YO2 - 
 
53. Qual das seguintes substâncias apresenta uma ligação covalente apolar? 
A) óxido de ferro 
B) fluoreto de hidrogénio 
C) oxigénio 
D) amoníaco 
 
54. Assinale a afirmação errada: 
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50 
A) As moléculas de H2O, NH3 e HF são todas polares. 
B) H2O não se comportaria como molécula polar se fosse linear. 
C) Sempre que há ligações polares, a molécula comporta-se polar. 
D) Devido a sua simetria o dióxido de carbono é apoar. 
 
55. Qual dos seguintes compostos é mais solúvel na água? 
a) CH3 - CH2 - CH2Cl. 
b) CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - OH 
c) CH3 - CH2 - CH2 - OH. 
d) CHCl3 
 
 
 
 
 
56. Tendo os elementos Li, Mg, C, N, S, Ca, K, Br, Cl os que apresentam carácter metálico 
são: 
a) Li, Mg, C, K, Ca 
b) Mg, Ca, K, Li 
c) Li, Ca, C, S, K, N, Br 
d) Cl, C, S, N 
 
57. Assinale a afirmação correcta: 
Chama-se electrão de valência: 
A) Os electrões que um elemento tem só para compartilhar com outros elementos 
B) Os electrões que os elementos cede a outros elementos. 
C) Os electrões que satisfazem a regra de octecto. 
D) Os electrões da última camada do átomo. 
 
58. O elemento X apresenta a seguinte distribuição electrónica: 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 
Pode-se concluir que trata-se de um: 
A) não metal 
B) metal 
C) elemento de transição 
D) halogénio 
 
 
 
 
 
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51 
 
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52 
4. LIGAÇÃO QUÍMICA 
Ligação química é a força que mantém as partículas unidas no interior das 
substâncias. 
Ligação = força = interacção 
4. 1. Tipos de Ligação 
 - Força de Van der waals. Ex: H2, I2, CO2 
 - intermoleculares - Interacção dipolo-dipolo. Ex: Cl, HF, CO, … 
 - Pontes de hidrogénio. Ex: NH3, H2O, R-OH 
 R-C-OH , R-NH2, … 
 Ligações O 
 
 - covalente apolar. Ex: I2 
 - covalente polar. Ex: HCl 
 - intramoleculares - covlente coordenada ou dativa. Ex: NH4+ 
 - rede metálica (metais) 
 - rede iónica (sais, bases, óxidos metálicos) 
 
As ligações covalentes também são chamadas atómicas. As pontes de hidrogénio 
ocorrem quando há ligação H-O ou H-F ou H-N. 
4.1.1. Ligações Intermoleculares 
4.1.1.1. Força de Van der waals 
São forças de atracção entre as moléculas e são de natureza gravitacional. 
 Qualquer corpo que tem massa está sujeito a esta força (Fg). Ela é maior para 
moléculas grandes. 
 Estas ligações, geralmente são as mais fracas de todas as ligações. 
4.1.1.2. Interação dipolo-dipolo 
 
4.1.1.3. Pontes de Hidrogénio 
Quando o hidrogénio se encontra ligado a átomos fortemente electronegativos, tais como F, 
O, N, ele fica suficientemente positivo de modo que possa atrair pares de electrões. 
Elemento F O N 
Ε 3,98 3,44 3,04 
 
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53 
Todos os compostos que possuem os grupos polares (-NH, -OH, e HF) formam pontes de 
hidrogénio, são solúveis em água e possuem pontos de fusão e de ebulição relativamente altos. 
 H δ+ H δ+ H δ+ 
 N δ- H δ+ 
 H δ+ O | δ- H δ+ O | δ- H δ+ O | δ- 
 O δ- H δ+ 
 
 F δ- H δ+ H δ+ H δ+ H δ+ 
 
 H δ+ O | δ- H δ+ O | δ- H δ+ O | δ- 
 
 
4.1.2. Ligações Intramoleculares 
4.1.2.1. Ligações Covalentes 
Este tipo de ligação ocorre entre átomos de ametais e nela há partilha de electrões. 
a) Ligação Covalente Apolar (Pura) 
Numa primeira fase, e duma forma grosseira, vamos admitir que as ligações 
covalentes apolares ocorrem entre átomos iguais (átomos de mesmo elemento), átomos 
com mesma electronegatividade. 
Exemplo: Cl2 ,O2 , H2 , N2 
b) Ligação Covalente Polar 
Em primeiro lugar e de forma grosseira, vamos considerar que nas ligações polares 
intervém átomos diferentes ou átomos de ametais com diferentes electronegatividade. 
Exemplo: HCl , H2O , NH3 , CH4 , CO2 
b.1) Polaridade Das Ligações 
 Muito polar 
 apolar polar ou iónica 
 0,4 1,6 Δε 
 
Δε = diferença de electronegatividade de 2 átomos que possuem os electrões que 
formam a ligação. 
 
Elemento ε Ligação Δε Tipo de ligação 
 
 F 3,98 C-H 0,35 apolar 
 O 3,44 N-H 0,84 polar 
 N 3,04 O-H 1,24 polar 
 Cl 3,16 F-H 1,78 muito polar 
 C 2,55 C-O 0,84 polar 
 H 2,20 Cl-H 0,98 polar 
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54 
 
b.2) Polaridade das moléculas 
1º ver se as ligações entre os átomos que formam a molécula são ou não polares. 
2º se as ligações atómicas forem apolares, logo, a molécula é apolar. 
3º se as ligações atómicas forem polares, não implica necessariamente que a 
molécula seja polar pois, depende neste caso da disposição dos átomos no espaço 
(geometria da molécula). 
Logo, se a ligação atómica for polar e molécula linear (formada por dois átomos), a 
molécula é polar. As moléculas formadas por dois átomos são sempre lineares. 
Exemplo: 
 HCl Δε = 0,96, a ligação H-Cl é polar, a molécula é linear, logo a molécula 
 ε 2,2 3,16 de HCl é polar (dipolar) 
 
 
 H δ+ Cl δ- polo positivo polo negativo 
 
 
 dipolo 
 CO Δε = 0,84, a ligação C-O é polar, molécula linear, logo, a molécula 
 de CO é polar (dipolar) (dipolo) 
 
 C δ+ O δ- 
 Dipolo 
 
 CO2 Oδ- C δ+ O δ- 
O centro das cargas positivas coincide com o centro das cargas negativas e se 
anulam, assim, o CO2 é uma molécula apolar, mesmo tendo ligações polares. O mesmo 
diplo polar é nulo. 
Se a molécula tiver mais de dois átomos, a forma como os átomos se encontram 
dispostos no espaço tem influência na polaridade. 
b.3) Geometria das Moléculas 
Contam-se os pares electrónicos (livres não compartilhados e compartilhados) à volta 
do átomo central. 
As ligações duplas e triplas contam-se como se fosse um par. 
 
 Nº de pares estrutura geométrica exemplos 
 esperada 
 2 Linear CO2 
+ - 
+ - 
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55 
 3 Triangular SO3 
 4 tetraédrica ou quadrangular planar H2O, NH3, CH4 
 6 Octaédrica SF6 
 
b.4) Estruturas das moléculas 
 
 CO2 O=C=O 2 pares – linear SO3 O O 
 
 S 3 pares 
 Triangular planar 
 O 
 CH4 H H 
 
 C C 
 
 H H H 109º H 
 H H 
 4 pares Tetraedro = 109º 
Estrutura tetraedrica, 4 ligações iguais (H – C – H) de ângulo 109º, ângulo de um 
tetraedro regular. 
 
 NH3 H N N 4 pares (1 livre e 3 compartilhados). Estrutura 
 Tetraedrica distorcida com ângulo de 107˚. 
 N 
No NH3, há 3 ligações e um par livre, o par livre movimenta-se e exerce uma repulsão 
nos pares das ligações causando uma diminuição de ângulo de 109º para 107º e 
mudando a geometria para piramidal triangular. 
 
 
 ** 
H2O H O H 
 O 
 H ** 
 H 
 4 pares (2 pares livres e 2 pares compartilhados 
dois pares livres repelem-se mais do que um par livre por isso o ângulo NH3 = 107º e da H2O 
é de 105º. A molécula não é tetraédrica regular, mas sim tetraédrica distorcida ou 
angular. 
 
b.5) Importância do estudo da Polaridade 
 O dipolo é uma ligação intermolecular de natureza eléctrica, por isso é mais forte 
que as forças de Van de waals. 
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56 
 Os compostos polares apresentam, geralmente maiores ponto de fusão e ebulição 
do que os compostos apolares. 
 Os compostos que formam pontes de hidrogénio tem pontos de fusão e de 
ebulição maiores que os compostos polares. 
 
Força de Van der Waals interção Dipolo-dipolo pontes de hidrogénio 
H2, O2, CO2, CH4, I2, .. < HCL, HF, HI, HBr, CO, .... < H2O, NH3, HF, R-OH, 
RCOOH, R-NH2, ... 
b.6) Rede Atómica (Covalente) 
É típica de elemento de 4º grupo (C, Si, e Ge). 
 
 C C C 
 C C C Grafite 
 C C C 
 C C C C 
 C C C 
 C C C Diamante 
 C C C 
 C C C 
 
Rede atómica da grafite 
 A estrutura da grafite é constituída por planos hexagonais. Ela é preta e 
quebradiça. Exemplo: o lápis é feito de grafite. 
 A estrutura de diamante é tetraédrica, muito brilhante e bastante dura. O 
diamante é a substância mais dura que se conhece, por isso usa-se para cortar o 
vidro e nas máquinas de sondagem do petróleo no solo. 
 Ametais não conduzem a electricidade, excepto o carbono na forma de grafite, 
porque possui electrões livres das duplas ligações, que se movem na rede, 
fenómeno designado por Ressonância. 
 Os compostos moleculares não conduzem a corrente eléctrica, excepto os ácidos 
e as bases. 
b.6) Regras básicas de solubilidade 
 Polar dissolve polar e iónico; 
 Apolar dissolve apolar. 
 
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57 
c) Ligação Covalente Coordenada ou Dativa 
Nas ligações covalentes que se consideraram, os electrões do par compartilhado 
pertenciam, originariamente, um a cada átomo. Nestas condições, cada átomo 
participante na ligação covalente contribuía com uma orbital de valência, ocupada por 
um único electrão, i.é., com uma orbital de valência semipreenchida. Em princípio, cada 
átomo será capaz de formar tantas ligações covalentes quantas as orbitais 
semipreenchidas que puder apresentar na camada de valência (Ex: C no CO e no CO2). 
Poderá umátomo, que disponha de um par de electrões numa orbital da camada de 
valência, formar uma ligação covalente, por partilha deste par de electrões, com 
qualquer outro átomo que possua, ainda no nível mais externo, uma orbital 
completamente vazia? Há, de facto, várias ligações covalentes que se estabelecem 
deste modo; designam-se por covalências coordenadas ou dativas, significando este 
último termo que o par de electrões compartilhado é “dado” por um dos átomos. Estas 
covalências são, em tudo, análogas às covalências normais, das quais não se distinguem. 
A diferente designação que se lhe dá quer, apenas, sublinhar a diferente origem dos 
electrões à custa dos quais se estabeleceu. 
Ex: Na molécula de amoníaco, o átomo de Nitrogénio possui uma orbital totalmente 
preenchida com um par de electrões não compartilhados. Este par pode ser usado para 
formar uma ligação covalente dativa com o ião hidrogénio, que tem uma orbital de 
valência vazia: 
: N :
 . .
. .
H H
H
+ H
+
: N :
 . .
. .
H H
H
H
NH H
H
H+
+
 
4.1.2.2. Ligação Iónica 
A ligação iónoca é típica dos sais e outros compostos iónicos. Ela é constituída por iões 
positivos e iões negativos. 
Exemplo: 
 Rede iónica de NaCl 
 
 
 
 
 
Na
+
 
Na
+
 Cl 
- 
 
Cl 
- 
Na
+
 
Cl 
- 
 
Cl 
- 
 
Na
+ 
Na
+
+ 
Cl 
- 
 
Na
+
 
Cl 
- 
 
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58 
 
a) Propriedades das substâncias com ligação iónica 
 Iões em posições bem fixas. 
 Estrutura sólida, dura e com pontos de fusão e ebulição bem elevados. 
 Estrutura quebradiça. 
 No estado sólido não conduzem correntes eléctrica, porque os iões estão em 
posiçõwa bem fixas, mas no estado fundido ou em solução, a substância iónica 
conduz, uma vez que os iões podem mover-se. 
 
4.1.2.3. Ligação Metálica 
 
Ligação constituída por iões metálicos e electrões livres de última camada. 
É como se os iões metálicos estivessem mergulhados num mar de electrões. 
Exemplo: 
 - - - - - 
 - 
 - - - - - Rede metálica de Na 
 
 - - - - - 
 
 - - - - - 
 
 
a) Propriedades das substâncias com ligação metálica 
 A rede metálica é cristalina, excepto a de Hg que é liquida. 
 Dura e maleável, excepto a dos metais alcalinos que são moles. 
 Ponto de fusão e ebulição elevados. 
 Conduz a corrente eléctrica e o calor no estado sólido, porque possuem electrões 
livres da última camada que se movem na rede. 
 Os melhores condutores são os metais preciosos (nobres): Au, Ag, Pt e os semi-
preciosos (p.ex: Cu). Não são corroídos pelo ar, nem pelo ácidos diluídos. Podem ser 
atacados pelos ácidos concentrados à temperaturas elevadas. 
 
Normalmente usam-se os fios de Cu e Al como condutores, uma vez que os metais 
preciosos são de alto valor económico. 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
Na
+ 
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59 
 
NB: A água pura não conduz corrente eléctrica, porque não possui partículas 
com carga eléctrica. 
A água da torneira conduz porque possui muitos sais minerais (Mg 2+, Ca 2+, 
Na+, HCO-, CO3-, SO42+, Cl -, ...). Estas partículas conferem a água uma certa 
condutibilidade. 
A água pura se entra em contacto com o ar por muito tempo, pode 
absorver CO2, NO2, SO2, ... (gases de escape que transformam-se em ácidos). 
 CO2 + H2O → H2CO3 
 
 NO2 + H2O → HNO3 
 
 H2CO3 H + + HCO3 - pode conduzir corrente eléctrica 
 
 
As ligações intramoleculares (metálica, iónica ou covalentes) são mais fortes do que as 
ligações intermoleculares (força de Van der walls, interação dipolo-dipolo e pontes de 
hidrogénio). 
Quando há fusão ou evaporação duma substância quebram-se ou alargam-se as 
ligações intermoleculares. As ligações intramoleculares só se quebram quando ocorre 
uma reacção química. 
Em relação à rede metálica e à rede iónica não se pode afirmar categoricamente 
qual delas é a mais forte. Ambas são fortes depende de caso a caso. 
Pf do Fe --- 1500 ºC ; Pf do Pb ~ 300 ºC ; Pf de NaCl ~ 900ºC 
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60 
5. REACÇÕES QUÍMICAS 
5.1. Reacção de Síntese (Formação) 
 Combinação de substâncias simples ou compostas para formar um único 
composto (produto principal). 
H2 + ½ O2 → H2O C + O2 → CO2 
 N2 + 3H2 → 2NH3 2Ag + ½ O2 → Ag2O 
 
5.2. Reacção de Combustão 
 Combinação de combustível com comburente. O oxigénio é o comburente 
universal. O comburente é aquele que alimenta as combustões. 
 
5.2.1. Combustão de Substâncias Simples 
 S8 + 8 O2 → 8 SO2 SO2 + ½ O2 → SO3 
 Cexc + ½ O2 → CO 
 C + O2(exc) → CO2 CO + ½ O2 → CO2 
 P4 + 3 O2 → 2 P2O3 
 H2 + ½ O2 → H2O P2O3 + O2 → P2O5 
 
5.2.2. Combustão de Compostos 
 H2S + 3/2 O2 → H2O + SO2 
 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 
 pirite 
 
A combustão de qualquer hidrocarboneto (composto orgânico formado por, apenas, H e 
C) produz CO2 e H2O. 
Exemplo: 
 CH4 + 2 O2 → CO2 + H2O 
 Matano 
 C12H22O11 + 12 O2 → 12 CO2 + 11 H2O 
 sacarose 
 C2H2 + 5/2 O2 → 2 CO2 + H2O 
 Acetileno 
 2 CH3-NH2 + 17/2 O2 → 2 CO2 + 5 H2O + 2 NO2 
 Metillamina 
 
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61 
NB: Sacarose e aminometano não são hidrocarbonetos. São compostos orgânicos 
derivados de hidrocarbonetos, por isso a sua combustão produz além do CO2 e H2O. 
5.3. Reacção de Decomposição 
- Termólise. 
- Electrólise. 
- Hidrólise. 
- Fotólise. 
 
5.3.1. Termólise 
 Decomposição sob acção do calor. 
 
CaCO3 (S) Δ CaO (S) + CO2 
 Calcário saliva 
 
 Na2CO3 (S) Δ Na2O (S) + CO2 
 carbonato de sódio 
 
 2 NaHCO3 Δ Na2O (S) + H2O + 2 CO2 
 Bicarbonato de sódio 
 
 (NH4)2CO3 Δ NH3 + CO2 + H2O 
 carbonato de amónioH2CO3 
5.3.2. Electrólise 
 Decomposição sob acção de corrente eléctrica. Método usado na produção 
industrial de cloro e soda cáustica (NaOH) 
 
Cl2: 2 NaCl (l) I 2 Na + Cl2 ↑ (tratamento de água) 
 
 NaOH: NaCl (Sol) Na + Cl - 
 
 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 
 
 Produção de sabão 
 
5.3.3. Hidrólise 
 Decomposição sob acção da água. 
 
NH2-C-NH2 + H2O 2 NH3 + CO2 
 O 
 
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62 
5.3.4. Fotólise 
 Decomposição sob acção da luz. 
 
AgCl (S) Luz Ag + Cl2 ↑ 
 
 
As aplicações das chapas fotográficas e filmes são constituídos por AgCl, por isso, 
devem ser guardados no escuro. 
 
5.4. Dissociação e Ionização 
 - sais 
Dissociação - compostos iónicos; - bases 
 
Ionização - compostos moleculares; - ácidos fracos 
 
 
Fórmula Nome Anião Nome 
 
H2SO4 ácido sulfúrico SO4 2 - sulfato 
H2SO3 ácido sulfuroso SO3 2 - sulfito 
H3PO4 ácido fosfórico PO4 3 - fosfato 
H3PO3 ácido fosforoso PO3 3 - fosfito 
HNO3 ácido nítrico NO3 - nitrato 
HNO2 ácido nitroso NO2 - nitrito 
HClO4 ácido perclórico ClO4 - perclorato 
HClO3 ácido clórico ClO3 - clorato 
HClO2 ácido cloroso ClO2 - clorito 
HClO ácido hipocloroso ClO - hipoclorito 
H2CO3 ácido carbónico CO3 2 - carbonato 
H2C2O4 ácido oxálico C2O4 2- oxalato 
H2S2O3 ácido tiossulfúrico S2O3 2 - tiossulfato 
HMnO4 ácido permangânico MnO4 - permanganato 
H2CrO4 ácido crómico CrO4 2 - cromato 
H2Cr2O7 ácido dicrómico Cr2O7 2 - dicromato 
H3BO3 ácido bórico BO3 3 - borato 
CH3COOH ácido acético CHCOO - acetato 
HCOOH ácido fórmico HCOO - formiato 
 
a) Nomenclatura dos iões: 
Terminação do ácido terminação do anião 
 
 ico ato 
 oso ito 
 ídrico eto 
 
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63 
b) Hidrácidos 
- São compostos com propriedades ácidas mas que não possuem oxigénio na 
molécula. 
 
Fórmula Nome Anião Nome 
 
 H2S ácido sulfídrico S 2 - sulfureto 
 HF ácido fluorídrico F - fluoreto 
 HCl ácido clorídrico Cl - cloreto 
 HBr ácido bromédrico Br - brometo 
 HI ácido iodídrico I - iodeto 
 HCN ácido cianídrico CN - cianeto 
 
 
 NB: HCl (g) – cloreto de hidrogénio 
 HCl (aq) – ácido clorídrico – HCl (sol) 
 
 
5.4.1. Dissociação dos ácidos 
 
H2SO4 + (aq) → 2 H+ (aq) + SO4 2 – (aq) 
HNO3 + (aq) → H+ (aq) + NO3 – (aq) ácidos fortes 
 HI + (aq) → H+ (aq) + I – (aq) 
 
5.4.2. Ionização dos ácidos 
H2S + (aq H+ (aq) + HS – (aq) K1 
HS – (aq) + (aq) H+ (aq) + S 2 - K2 ácidos fracos (inorgânicos) 
HF + (aq) H+ (aq) + F– (aq) 
 
CH3COOH + (aq) CH3COO - + H+ ácidos fracos (orgânicos) 
HCOOH + (aq) HCOO - + H+ 
 
 
 
5.5. Solubilidade dos compostos iónicos em água 
 - Sais 
 - Bases 
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64 
Como predizer a solubilidade dos compostos? Ver livro de tabelas, pág 38. 
 
Iões 
Positivos 
Iões negativos 
 OH- O- Cl- Br- I- S2 - SO42- CO32- PO43- NO3- CH3COO- 
Na+ + R + + + + + + + + + 
K+ + R + + + + + + + + + 
NH4+ + + + D + D D + + 
Ca2+ + - R + + + + - + - - - + + 
Ba2+ + R + + + + - - - - + + 
Ag+ - - - - - + - - - + + - 
Pb2+ - - + - + - - - - - - + + 
Hg+ - - - - - - - - + + - 
Hg2+ - + + - - - R - - + + 
Cu2+ - - + + - + - - + + 
Al3+ - - + + + R + R - + + 
Fe2+ - - + + + - + - - + + 
Fe3+ - - + + - + R - + + 
Mg2+ - - + + + + - + - - + + 
Zn2+ - - + + + - + - - + + 
 
 
+ = solúvel; + - = ligeiramente solúvel; - = insolúvel; R = reage; D = decompõe-se; 
 
 Na2CO3 (S) + (aq) → 2 Na +(aq) + CO3 2 – (aq) 
 
 CaSO4 (S) + (aq) Ca 2+(aq) + SO4 2 - (aq) 
 
 MgNH4PO4 (S) + (aq) Mg 2+(aq) + NH4 +(aq) + PO4 3 -(aq) 
 
 Al2(SO4)3 (S) + (aq) → 2 Al2+(aq) + 3 SO4 2 -(aq) 
 
 Al(OH)3 (S) + (aq) Al3+(aq) + 3 OH -(aq) 
 
 NaOH (S) + (aq) → Na+(aq) + OH -(aq) 
 
 PbCl2 (S) + (aq) Pb2+(aq) + 2 Cl -(aq) 
 
 
5.6. Obtenção dos ácidos 
a) Hidrólise de óxidos ametálicos/óxidos ácidos/anidridos de ácidos. 
 CO2 + H2O → H2CO3 P2O3 + H2O → H3PO3 
 SO2 + H2O → H2SO3 
 SO3 + H2O → H2SO4 P2O5 + H2O → H3PO4 
 
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65 
5.7. Síntese das Bases 
a) Hidrólise de metais: Metal + H2O → Base + H2 ↑ 
Na, K, Mg e Ca reagem com água formando bases. As reacções de Na e K são muito 
violentas. 
 K + 2H2O → 2 KOH + H2↑ Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑ 
 2 Na + 2H2O → 2 NaOH + H2↑ Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2(S) 
b) Hidrólise de óxidos metálicos/óxidos básicos: Óxido metálico + H2O → Base 
 
K2O + H2O → 2 KOH Na2O + H2O → 2 NaOH 
MgO + H2O → Mg(OH)2 CuO + H2O → Cu(OH)2 
BaO + H2O → Ba(OH)2 
 
5.8. Reacção de Substituição 
 ácidos + metal → Sal + H2 ↑ 
 H2SO4 dil + Zn → ZnSO4 H2 ↑ 
 Ca + 2 HCl dil → CaCl2 + H2↑ 
 2 HClO3 + 2 Na → 2 NaClO3 +H2 ↑ 
NB: os metais nobres (preciosos): Au, Ag e Pt não reagem com ácidos -- metais valiosos. 
Os metais semi-nobres: Cu e Hg, também não são atacados pelos ácidos diluídos, mas 
podem ser corroídos por ácidos concentrados a quente. 
 Cu + HNO3 dil 
 
 Cu + 2 HNO3 conc a quente Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 
 
 2 Ag + H2SO4 conc a quente Ag2SO4 + SO2 + 2 H2O 
 Au + H2SO4conc a frio 
 
5.9. Reacção de Neutralização 
ácido + base sal + água 
 pH < 7 pH > 7 pH = 7 neutro (a 25oC) 
 
 NaOH + HCl 2 NaCl + H2O 
 Na2O + 2 HCl 2 NaCl +H2O 
 óxido básico 
 
 Ca(OH)2 + SO3 CaSO4 + H2O 
 óxido ácido 
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66 
Al(OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O 
 
5.10. Reacções de Precipitação. 
Geralmente escreve-se na forma iónica. 
 NaCl (sol) + AgNO3 (sol) NaNO3 + AgCl 
 
 Na+(aq) + Cl –(aq) + Ag+(aq) + NO3 – (aq) Na+(aq) + NO3 – (aq) + AgCl(s) 
 
 Ag+(aq) + Cl –(aq) AgCl (ppt) reacção de precipitado 
 
NB: Para a previsão da solubilidade dos compostos em água, usa-se, geralmente, os livros 
de tabelas. (Ver o livro de tabelas de MFQ). 
 
Todos os sais de Na e K são solúveis. 
Todos os minerais são solúveis. 
A maioria dos acetados é solúvel. 
 
 
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67 
6. ESTEQUIOMETRIA 
Todos cálculos que envolvem reacções químicas chamam-se Cálculos 
Estequiometricos. 
6. 1. Conceito de Mole 
Na nossa vida diária estamos habituados a ouvir termos tais como: 
Par – 2 
Dúzia – 12 
Centena – 100 
Grossa – 144 
Rema – 500 
Termos estes que indicam uma determinada quantidade de objectos. 
Em química fala-se de uma MOLE: 
Mole = 602 000 000 000 000 000 000 000 = 6,02 x 1023 
 
Definição: Mole é a quantidade de substância que contêm 6,02. 1023 partículas. 
As partículas podem ser: Átomos, Iões, Moléculas, Nuclões (p+, nº) e electrões (e-). 
A palavra mole só se aplica para as partículas do micronivel. Uma mole de qualquer 
substância contêm o mesmo nº de partículas: 
 1 mol O2 - 6,02 1023 moléculas de O2 
 1 mol Na+ - 6,02 1023 iões de Na+ 
 1 mol O - 6,02 1023 átomos de O 
 1 mol P+ - 6,02 1023 iões de P+ 
 
6.1.1. Conversão de mole – grama 
Considere uma amostra de 88 gr de CO2. Calcule: 
a) O nº de mol de moléculas de CO2. 
b) O nº de mol átomos de carbono. 
c) O nº de mol de átomos de oxigénio. 
d) O nº de moléculas de dióxido de carbono. 
e) O nº de átomos de carbono. 
 
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68 
 
Resolução: 
a) Ar (C) = 12 u.m.a. M (CO2) = 12 + 2*16 = 44 g/mol 
 Ar (O) = 16 u.m.a. 
 1 mol CO2 44 g X1 = 1 mol*88 g = 2 mol ou 
M
m
=n
 
 X1 mol CO2 88 g 44 g 
 
b) 1 mol CO2 1 mol C c) 1 mol CO2 2 mol O 
 2 mol CO2 X2 mol C 2 mol CO2 X3 mol O 
 X2 = 2 mol C X3 = 4 mol O 
d) 1 mol CO2 44 g 6,02 1023 moléculas de CO2 
 88 g X4 moléculas de CO2 
 
 X4 = 88 g*6,02 1023 moléculas = 12,04 1023 moléculas CO2 
 44 g 
 X4 = 1,204 1024 moléculas CO2 
 
e) 1 molécula CO2 2 átomos O X5 = 2,408 x 1024 átomos O 
 1,204 x 1024 moléculas CO2 X5 átomo O 
 
 1 molécula CO2 1 átomos C X5 = 1,204 x 1024 átomos C 
 1,204 x 1024 moléculas CO2 X5 átomo C 
 
6.1.2. Estequiometria em mole/massa 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
 1 mol 3mol 2 mol - coeficientes estequeométricos molares 
 28 g 6 g 34 g - coeficientes estequeometricos mássicos 
 
Ex: Da queima de calcário (carbonato de cálcio) produz-se 80 g de cal viva. Calcule: 
 A massa do calcário queimado 
 O nº de mole do anidrido carbónico obtidos 
Resolução: 
 CaCO3 (S) Δ CaO(S) + CO2↑ 
 100 g 56 g 44 g 
 m1 80 g m2 
 
a) m1 = 100 g*80 g = 143 g CaCO3 
 56 g 
 
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69 
b) m2 = 80 g*44 g = 63 g CO2 ; n = m = 63 g = 1,4 mol CO2 
 56 g M 44 g/mol 
6.1.3. Volume molar. A lei de Avogadro 
Avogadro, Amedeo di Quaregna, Físico italiano (1776-1856) – fundador da teoria 
atómico-molecular. 
Lei de Avogadro 
Volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de temperatura e pressão 
contém o mesmo nº de partículas; ou 
Gases diferentes, com mesmo nº de partículas, nas mesmas condições de temperatura 
e pressão, ocupam sempre o mesmo volume. 
Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) 
Temperatura Normal: T = 0 ºC = 273,15 K 
Pressão Normal: P = 1 atm = 760 mm Hg 
 A equação PV = nRT, chama-se equação de estado de um gás ideal. Ela permite 
calcular o volume molar a qualquer condições de temperatura e pressão. 
 T = 273 K 
Nas CNTP P = 1 atm 
 n = 1 mol 
 V = ? 
 
R é a constante universal de gases ideais: R = 0,08206 l*atm/mol*K 
 R = 8,314 J/mol*K 
 
 PV = nRT V = nRT = 1 mol*0,08206 l*atm/mol*K 273 K 
 P 1 atm 
 
 1 mol O2 22,4 l 1 mol H2 22,4 l 
 1 mol CO2 22,4 l 1 mol O3 22,4 l 
 
Condições Padrão (Standard) 
Temperatura padrão = 25 ºC = 298 K 
Pressão padrão = 1 atm = 760 mm Hg 
 
 PV = nRT V = nRT = 1 mol*0,08206l*atm/mol*K . 298K = 24,5 l 
 1 atm 
 
Uma mole de qualquer gás nas condições standard ocupa 24,5 litros. 
NB: 1. quando se pretende resolver um problema, tal que as condições de T e P são 
outras, deve-se calcular o volume molar, para essas condições, usando a equação: 
PV = nRT 
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70 
2. A lei de Avogadro só se aplica para substâncias gasosas. 
 
6.1.4. Estequiometria em volume 
 N2 + 3 H2 2 NH3 
 22, 4 l : 3*22,4 l : 2*22,4 l CNTP 
 24,5 l : 3*24,5 l : 2*24,5 l CP 
 
Exemplo: calcular o volume de CO2 nas Condições Normais de Temperatura e Pressão(CNTP) libertado na queima de 1 kg de calcário. 
Resolução: 
 CaCO3 (S) Δ CaO(S) + CO2↑ (g) V = 1000*22,4 l = 224 litros 
 100 g 22,4 l 100 g 
 1000 g V 
 
 CaCO3 (s) Δ CaO(S) + CO2↑ m = 1000 * 44 = 440 g ; V = ? 
 100 g 56 g 44 g 100 
 1000 g m 
 
 1 mol CO2 44 g 22,4 l V = 440*22,4 l = 224 litros 
 440 g V 44 
 
 
6. 2. Reagente limitante e Reagente em Excesso 
Exemplo: Mistura-se 6 moles de H2 e 4 moles de O2. calcule o número de moles da H2O 
que se forma. 
 
 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) 
 2 mol : 1 mol : 2 mol 
 6 mol : 4 mol : n mol 
 
 8 mol : 3 mol H2 está em défice 
 6 –8 = - 2 4 – 3 = + 1 O2 está em excesso. o n excesso = 1 mol. 
 
H2 – reagente limitante 
 O2 – reagente em excesso. 
 
NB: o reagente limitante é aquele que reage completamente, usa-se para cálculos das 
quantidades desejadas. 
 
 n = 6 mol * 2 mol = 6 mol H2O 
 2 mol 
 
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71 
6. 3. Conceito de Per 
6. 4. centagem 
Percentagem = razão cujo denominador é 100. 
%98=
100
98
%1=
100
1
%30=
100
30
 
Unidade (1) 
%100=
100
100
(“o fulano não bate 100”) 
 
6.3.1. Composição Centesimal (percentual) 
 n 
mt = m1 + m2 + m3 + ... mn = Σ mi 
 i = 1 
%100X
m
m
=m%
T
I
I
 
%100X
n
n
=n%
T
I
I
 
%100X
v
v
=v%
T
I
I
 
m – massa; n – nº de moles; V – volume 
Exemplo: Calcule a composição centesimal de sacarose (C12H22O11) 
 mc = 12*12 = 144 g 
 mH = 22*1 = 22 g 
 mO = 11*16 = 176 g 
 
 mt = soma = 342 g 
 
 % C = mc* 100 % = 144 100 % = 42,11 % 
 mt 342 
 
 % H = mH* 100 % = 22 100 % = 6,43 % 
 mt 342 
 
 % O = mO* 100 % = 176 100 % = 51,46 % 
 mt 342 
 
Normalmente a % do último componente calcula-se por diferença. 
% de O = 100 % - (% C + % H) = 100 %- (42,11 + 6,43) = 51,46 %. 
 
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72 
6. 5. Pureza dos Reagentes 
6.4.1. Estequeometria que envolve reagentes não puros 
Exemplo: que volume de CO2 se obtém da queima de 1 kg de calcário, nas CNTP, 
sabendo que calcário tem 83 % de carbonato de cálcio. 
 
 CaCO3 (S) → CaO(S) + CO2↑ 1000 g ------ 100 % X = 830 g 
 100 g ----- 22,4 l X ----- 83 % 
 830 g ----- V 
 V = 830 g * 22,4 l = 185,92 l 
 100 g 
Nota-se que em 1 kg (1000 g) de calcário, apenas 830 g são de calcário. 
 
6. 6. Conceito de Rendimento ou Grau de Conversão 
Exemplo1: O rendimento de uma turma numa escola é dado pela razão entre os 
aprovados e n nº total de alunos. 
%100x
alunos de total n
aprovados de n
=R
0
0 ; um rendimento de 100% é raro. 
 
Exemplo 2: Um camponês nem tudo o que semeia, colhe no fim da produção. 
Lembre-se que há pragas, doença, roubos, etc: 
R x=
produção obtida 
Produção que deveria obter
100 %
 
Numa reacção química, o grau de conversão dos reagentes em produtos é dado por: 
%100x
m
m
=R
teorico
exp
 
Onde: mexp - massa experimental (massa real obtida) 
 mteor - massa teórica (massa obtida pelo cálculo teórico) 
 
 Lembre-se que nem tudo que se calcula teoricamente, se obtém 
experimentalmente. 
 
 
 
 
 
 
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73 
 
 
Exemplo: Calcular o volume de NH3 que se pode obter a partir de 224 l de N2, na 
reação de Habber-Bosch, sabendo que a 500 ºC e 300 atm, o rendimento do processo é 
de 65%. 
 
Resolução: 
 PV = nRT 
V
nRT
P
x x
l= = =
1 0 773
300
0 21
.08206
.
 
 
 
 
N2 + 3 H2 2NH3 
0,21 l 2 * 0,21 l 
 224 l Vteor 
 
l448=
21.0
21.0x2x224
=Vteorico
 
l
xVxR
Vx
V
V
R teoricoreal
teorico
real 2.291
%100
448%65
%100
%;100 
 
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74 
EXERCÍCIOS 
1. Dadas as seguintes reacções: 
 a) Fe(OH)2 (s) + 2 H3O+ (aq) → Fe 2+(aq) + 4 H2O (l) 
 b) Fe (s) + 2 H3O+ (aq) → Fe 2+(aq) + H2 (g) + 2 H2O (l) 
 
1. Reacção a é uma reacção redox 
2. Reacção b é uma reacção redox 
3. Reacção b é uma reacção ácido-base 
4. Ambas as reacções a e b são redox 
 
As certas são: 
A) só 2 
B) só 4 
C) 1, 2 e 3 
D) 1, 2 e 4 
 
2. Quando ZnCO3 é aquecido, ocorre uma reacção química segundo a seguinte 
equação: 
ZnCO3 (s) → ZnO (s) + CO2 (g) 
 
Um tubo de ensaio foi pesado, um pouco de ZnCO3 foi colocado no tubo e outra vez 
pesado. O tubo com ZnCO3 foi aquecido durante algum tempo e, depois de arrefecido, 
novamente pesado. Os resultados obtidos foram: 
 
 Tubo de ensaio vazio: 19,0 g 
 Tubo de ensaio + ZnCO3 : 20,0 g 
 Tubo (depois do aquecimento) com resíduo: 19,9 g 
 
(ZnCO3 = 125 g/mol ZnO = 81 g/mol CO2 = 44 g/mol) 
 
O resíduo no tubo corresponde a: 
A) mistura de ZnCO3, ZnO e CO2 
B) mistura de ZnCO3 e ZnO 
C) ZnO 
D) ZnCO3 
 
3. O diagrama abaixo mostra a estrutura do asbestos (amianto): 
 
 O O O 
 Si Si Si 
 
-
O O
 -
 
-
O O 
-
 
-
 O O 
 Mg
 2+
 Mg
 2+
 Mg
 2+
 
 
A ligação no asbestos é: 
A) só covalente B) só iónica 
C) ambas covalente e iónica D) nem covalente nem iónicaCentro de Preparação aos Exames de Admissão ao Ensino Superior 
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75 
4. Dado os seguintes gráficos: 
 x x x x 
 A B C D 
 
 
 
 
 
 Tempo Tempo Tempo Tempo 
 
Escolha o gráfico (A, B, C ou D) que mostra a mudança do volume de hidrogénio 
produzido (x), quando excesso de ácido é adicionado ao magnésio. 
 
5. Qual dos seguintes fertilizantes (A, B, C ou D) proporciona maior massa de nitrogénio por 
cada quilograma de fertilizante adicionado ao solo? 
(Massa atómica N = 14 u.m.a.) 
 Composto Fórmula Massa Molar 
A) Nitrato de amónio NH4NO3 80 g/mol 
B) Sulfato de amónio (NH4)2SO4 132 g/mol 
C) Nitrato de potássio KNO3 101 g/mol 
D) Ureia (NH2)2CO 60 g/mol 
 
6. 0,0486 g de magnésio reage completamente com uma solução de ácido clorídrico em 
excesso. O gás hidrogénio (libertado como produto da reacção) numa proveta 
graduada ocupa um volume de 47,3 ml. A partir da massa de magnésio, do volume de 
hidrogénio e da reacção da equação pode se calcular o volume molar nas condições 
da reacção. 
O volume molar nas condições da reacção é: (Mg = 24,3 g/mol) 
A) 23,7 litros B) 22,4 litros C) 24,5 litros D) 25,8 litros 
 
7. O HCl é um ácido forte e o KOH é uma base forte. 
Junta-se num tubo de ensaio soluções aquosas de HCl e de KOH em quantidades 
estequiométricas. Depois da reacção as partículas contidas no tubo (em concentração 
apreciável) são: 
A) K+, Cl – e H2O B) KCl e H2O 
C) H+, OH – e H2O D) K+, Cl – e OH - 
8. Uma massa de água de 18 g representa: 
A) 2 moles de água 
B) 18 moles de água 
C) 6.10 23 moléculas de água 
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76 
D) 6.10 23 átomos de hidrogénio e 6.10 23 átomos de oxigénio 
9. Um metal M forma um óxido de fórmula M2O3 A massa de 1,0 mol de óxido é 102 g. 
Qual é a massa atómica do metal M? (massa atómica de O = 16 u.m.a.) 
A) 54 B) 48 
C) 27 D) 24 
 
10. Cerca de 18 % da massa do corpo humano provém do átomo de carbono presente 
em diferentes compostos. Com base na informação anterior o número de átomo de 
carbono no corpo de um indivíduo que pesa 100 kg deve ser aproximadamente a: 
 (massa atómica de c = 12; Número de Avogadro: 6,02x1023) 
A) 1,5.103 B) 9,0.1026 C) 12,0.1023 D) 2,5.1020 
 
11. A massa de oxigénio puro (O2) necessária para queimar 5,0 g de enxofre (S), dado o 
dióxido de enxofre (SO2) como único produto é: 
(massa atómica: O = 16 u.m.a. ; S = 32 u.m.a.) 
 
A) 2,5 g B) 15,0 g C) 10,0 g D) 5,0 g 
 
12. O gráfico contém informação sobre o decorrer de uma reacção que progride com a 
transformação de reagente em produtos, segundo as quantidades (em mol) indicadas no 
gráfico. Todas as substâncias involucradas são gases. 
 (massa atómica: O = 16 ; H = 1) 
 
 Quantidade de reagente 
 e de produtos 
 (mol) 
 2 H2O 
 
 1 O2 
 H2 
 
 *fim da reacção t (seg) 
 
a) Escreva a equação da reacção. 
 
 
b) O gráfico corresponde a uma reacção irreversível (reacção completa). Justifique esta 
afirmação com base no gráfico. 
 
 
 
 
c) Para o reagente em excesso calcule a massa que sobrou. 
 
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77 
d) Calcule a massa do produto formado 
13. junta-se soluções aquosas de cloreto de cálcio e de fosfato de sódio. Forma-se um 
precipitado. A equação iónico-molecular correcta da precipitação será: 
 
A) Na+(aq) + Cl – (aq) → NaCl(s) 
 
B) 3 CaCl2 (aq) + 2 Na3PO4 (aq) → Ca3(PO4)2 (s) + 6 NaCl (aq) 
 
C) 3 Ca 2+(aq) + 2 PO4 3-(aq) → Ca3(PO4)2 (s) 
 
D) 2 Ca 2+(aq) + 3 PO4 3-(aq) → Ca2(PO4)3 (s) 
 
 
14. A reacção de combustão de magnésio é: 
2 Mg + O2 → 2 MgO (massa atómica: Mg = 24 u.m.a.; O = 16 u.m.a.) 
 
Em qual das seguintes misturas ficará resíduo (excesso de magnésio igual a 2 g depois da 
combustão? 
A) 4,8 g magnésio + 3,2 g oxigénio 
B) 24 g magnésio + 16 g oxigénio 
C) 6,8 g magnésio + 3,2 g oxigénio 
D) 6 g magnésio + 4,0 g oxigénio 
 
15. As curvas no gráfico em baixo mostram o volume de hidrogénio produzido durante 
diferentes experimentos para investigar a reacção entre o magnésio e o ácido clorídrico. 
A curva “x” foi obtida quando excesso de magnésio reagiu com ácido clorídrico 1,0 M a 
25 ºC. 
 Vol de H2 
 
 D 
 
 
 C x B 
 
 
 
 A 
 tempo 
 
Qual das curvas (A, B, C ou D), no gráfico, foi obtida quando excesso de magnésio reagiu 
com ácido clorídrico 0,5 M a 25 ºC? 
 
 
E quando reagir com ácido clorídrico 1,3 M a 25 ºC? 
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78 
 
 
 
16. O cálcio reage com água. Forma-se um precipitado. A equação desta reacção é: 
A) Ca (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + H2 (g) 
 
B) Ca (s) + 2H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + H2 (g) 
 
C) Ca (s) + 2H2O (l) → Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) + H2 (g) 
 
D) Ca (s) + 2H2O (l) → Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) + 2 H2 (g) 
 
 
17. Na reacção entre excesso de magnésio e 7,5 ml de H2SO4 a 0,4 M forma-se o volume 
máximo de hidrógenio (quando volume molar = 25 litros) de: 
A) 22,4 ml 
B) 75 ml 
C) 25 ml 
D) 40 ml 
 
18. O nitrogénio gasoso pode-se obter facilmente a partir do composto sólido NaN3 
a) Escreva a equação acertada da reacção de formação de nitrogénio gasoso a partir 
do NaN3. (Na equação deve aparecer uma substância como reagente e duas como produtos). 
 
b) Classifique a reacção anterior. 
 
 
 
 
d) Calcule quantas gramas de NaN3 precisam-se para produzir 20,0 litros de gás 
nitrogénio. 
(Dados:Volume molar = 24,5 l, Massa molar do NaN3 = 65 g/mol) 
 
19. O carbono sólido reage com o oxigénio do ar formando dióxido de carbono gasoso. 
 
a) Escreva a equação da reacção. 
 
 
 
 
b) Classifique a reacção anterior. 
 
 
 
 
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c) Calcule quantos litros do gás dióxido de carbono podem-se obter pela reacção de 30 
gramas carbono sólido com 100 gramas de oxigénio. (Nota: calcule primeiro a substância 
em excesso). 
(Dados: massa atómicas: C = 12; O = 16; Volume molar = 24,5 l) 
 
20. Qual das reacções seguintes é redox? 
I Ca + H2O → CaO + H2 
II Ca + H2O → Ca 2+ + 2OH - 
A) I e II 
B) Só I 
C) Só II 
D) Nem I, nem II 
 
21. O diagrama apresenta o efeito energético do processo de dissolução duma mol de 
cloreto de amónio. Faça a sua escolha: 
 
 H 
 
 NH4
 +
(aq) + Cl
 –
(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 NH4Cl(s) 
 
 Decurso da reacção 
 
 
A) O processo é exotérmico e a reacção liberta calor. 
B) O processo é exotérmico e a reacção absorve calor. 
C) O processo é endotérmico e a reacção liberta calor. 
D) O processo é endotérmico e a reacção absorve calor. 
 
22. Uma mole de átomo de carbono (sólido) 
A) tem uma massa de 6 g 
B) contem 6.1023 átomos 
C) tem massa igual a uma mole de átomo de oxigénio 
D) ocupa um volume de 22,4 litros 
 
23. Óxido de titânio é usado como tinta branca para pintar. Uma amostra da tinta 
contém 9,6 g de titânio combinado com 6,4 g de oxigénio. Qual é a fórmula da tinta? 
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 (massa atómica: Ti = 48; O = 16) 
A) TiO 
B) TiO2 
C) Ti2O 
D) Ti2O4 
 
24. Quando magnésio e enxofre são aquecidos juntos, reagem para formar sulfeto de 
magnésio: Mg + S → MgS (massa atómica: Mg = 24 u.m.a.; S = 32u.m.a.) 
Em qual das seguintes misturas não ficará resíduo de magnésio nem de enxofre depois do 
aquecimento? 
A) 2,4 g magnésio + 2,4 g enxofre 
B) 3,0 g magnésio + 4,0 g enxofre 
C) 3,2 g magnésio + 2,4 g enxofre 
D) 3,2 g magnésio + 3,2 g enxofre 
 
25. Qual das seguintes é a equação correcta da reacção entre ferro e cloro para formar 
cloreto de ferro III? 
A) Fe + 3 Cl → FeCl3 
B) Fe + Cl2 → FeCl3 
C) Fe + 3 Cl2 → FeCl3 
D) 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3 
 
26. As curvas no gráfico em baixo mostram o volume de hidrogénio produzido durante 
diferentes experimentos para investigar a reacção entre o zinco e o ácido clorídrico. 
A curva “x” foi obtida quando 1 g de zinco em grânulos reagiu com excesso de ácido 
clorídrico 2,0 M a 30 ºC. 
 
 Vol de H2 
 
 D 
 
 
 C x B 
 
 
 
 A 
 tempo 
 
Qual das curvas (A, B, C ou D), no gráfico, foi obtida quando 1 grama de zinco em pó 
reagiu com ácido clorídrico 2,0 M a 30 ºC? 
 
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27. 0,25 g de uma mistura de barro e carbono é queimada num processo de combustão 
completa. Durante todo o processo o barro não se modificou. 
Todo o carbono reagiu segundo a equação: C(s) + O2 (g) → CO2 (g) 
 
O gás formado (CO2) foi dirigido através duma solução de NaOH. Na reacção entre o gás 
e a solução formara-se uma solução aquosa de carbonato de sódio e água. 
a) Escreva a equação (acertada) da reacção entre o gás e a solução. 
-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
 
b) 1,8.10-2 mol de NaOH reagiram com todo o gás CO2. Calcule o número de moles do 
gás CO2 
c) Calcule a massa do carbono na mistura de barro e carbono. (Massa molar de C:12 g/mol) 
d) Calcule a percentagem de massa de barro na mistura original 
 
28. A decomposição do CaCO3 é uma reacção endotérmica. Qual dos esquemas 
seguintes representa correctamente o processo de decomposição de CaCO3. 
 
 
 H H H H 
 CaCO3 CaO + CO2 CaO + CO2 CaCO3 
 
 
 CaO + CO2 CaCO3 CaCO3 CaO + CO2 
 
 
 
 I II III IV 
A) I 
B) II 
C) III 
D) IV 
 
29. A formação de NO2 a partir dos seus elementos decorre de acordo com a equação: 
A) N + O2 → NO2 B) 2 N + 2 O2 → 2 NO2 
C) N2 + O2 → N2O2 D) N2 + 2 O2 → 2 NO2 
 
30. A Amélia aquece uma substância “A”. Formam-se dois compostos: A substância “B” e 
a substância “C”. A equação da reacção é: 
 substância A → substância B + substância C 
Qual das substância A, B ou C com certeza é um composto? 
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A) Só substância A 
B) Só substância B 
C) Só substância C 
D) Substâncias B e C 
 
31. Numa reacção entre ferro e oxigénio forma-se Fe3O4 Na equação desta reacção os 
coeficientes dos reagentes ferro e o oxigénio são respectivamente: 
A) 1 e 2 
B) 3 e 1 
C) 3 e 2 
D) 4 e 3 
32. A massa de uma mol de água é igual à massa de: 
A) 24 dm3 de água 
B) 1 mol de vapor de água 
C) 1 molécula de água 
D) 2 moles de hidrogénio (H2) e mol de oxigénio (O2) 
 
33. A equação seguinte mostrauma reacção exotérmica: 
 Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) 
Qual afirmação relacionada a esta reacção exotérmica, é falsa: 
A) o cloreto de magnésio é solúvel em água 
B) 1 mol magnésio produz 1 mol de gás de hidrogénio 
C) a soma de energia interna dos produtos é maior do que a soma de energia interna 
dos reagentes 
D) o magnésio é um metal não nobre 
 
34. O ozono transforma-se em oxigénio segundo a equação de reacção: 
 2 O3 → 3 O2 
 Nos diagramas seguintes estão representados os números de moléculas (de O2 e 
O3) em função do tempo. Qual é o diagrama correcto para esta reacção? 
 
 nº nº nº 
molec molec molec 
 
 
 
 
 
 
 t t t 
 diagrama I diagrama II diagrama III 
 
A) I C) III 
B) II D) Nem I, nem II e nem III 
 
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35. Num recipiente tem-se uma quantidade duma solução aquosa de H2O2. Dados duma 
investigação da reacção 
 2 H2O2 (aq) → 2 H2O (l) + O2 (g) resultam no gráfico abaixo. 
 
 
No eixo horizontal é indicado o tempo 
que decorreu desde o inicio da reacção. 
O eixo vertical mostra: 
 tempo 
A) a quantidade de H2O2 ainda presente no recipiente 
B) a quantidade de O2 que se formou 
C) a velocidade de reacção 
D) o volume da solução de H2O2 
36. Qual das seguintes reacções não é uma reacção redox? 
A) C + O2 → CO2 
B) 2 CO + O2 → 2 CO2 
C) C + CO2 → 2 CO 
D) CO2 + H2O → H2CO3 
 
37. A energia libertada na combustão do metano é 890 kJ/mol. 
Qual dos esquemas seguintes, representa o processo de combustão do metano? 
 
 H H H H 
 CH4 + 2O2 CO2 + 2 H2O CH4 C + 2 H2 
 
 
 CO2 + 2 H2O CH4 + 2O2 C + 2 H2 CH4 
 
 
 
 I II III IV 
 
A) I 
B) II 
C) III 
D) IV 
 
38. Na equação da reacção seguinte: 
 2Fe(s) + 3 S (s) → 1 Fe2S3 (s) 
Os coeficientes “2” e “3” significam que: 
A) 2 moles de Fe reagem com 3 moles de S 
B) 2 gramas de Fe reagem com 3 gramas de S 
C) 44,6 litros de Fe reagem com 73,2 litros de S 
D) 2 ml de Fe reagem com 3 ml de S 
 
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39. A formação de óxido de alumínio a partir dos seus elementos decorre de acordo com 
a equação: 
A) 2 Al2 + 3 O3 → 2 Al2O3 B) 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 
C) Al2 + O3 → Al2O3 D) 2 Al + 3 O → Al2O3 
 
40. Mistura-se 1,0 mol SO2 (g) e excesso de O2 (g) em presença de um catalisador. 
Decorre a reacção: 
 2 SO2 + O2 → 2 SO3 
Num dado instante verificou-se que ainda existia no recipiente 0,40 moles de SO2. 
Quantas moles de O2 reagem até essa altura? 
A) 0,20 mol 
B) 0,30 mol 
C) 0,60 mol 
D) 1,20 mol 
41. Considere a reacção da decomposição do ozono em oxigénio: 2 O3 (g) → 3 O2 (g) 
As afirmações acerca desta decomposição: 
I A partir de 20 cm3 de ozono formam-se 30 cm3 de oxigénio (P e T constante). 
II A partir de 20 g do ozono formar-se-á 30 g de oxigénio. 
 
A afirmação certa é: 
A) I e II 
B) Só I 
C) Só II 
D) Nem I, nem II 
 
42. Ao adicionar um pouco de bromo (de cor castanha) a 100 ml de água e agitar, 
obtém-se uma solução castanha. Na “linguagem química” este processo é descrito pela: 
 
A) Br2 (l) + aq → Br2 (aq) B) 2 Br2 (s) + aq → Br2 (aq) 
 
C) Br2 (aq) → Br2 (aq) + aq D) Br2 (l) + aq → 2 Br - (aq) 
 
43. A fórmula molecular da aspirina é C9H8O4. Qual é a sua composição percentual? 
 (massas atómicas: C = 12 u.m.a; H = 1 u.m.a e O = 16 u.m.a.) 
 
44. A produção de adubo conhecido como superfosfato tem como reacção: 
 Ca3(PO4)2 (s) + 2 H2SO4 (l) → Ca(H2PO4)2 (s) + 2 CaSO4 (s) 
Quantos litros de ácido sulfúrico técnico consome diariamente uma fábrica que produz 
0,5 toneladas de Ca(H2PO4)2 por dia? 
Ácido sulfúrico contém 98% de H2SO4 e uma densidade de 1,80 g/ml 
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85 
 (massa atómica: Ca = 40 u.m.a., P = 31 u.m.a., O = 16 u.m.a., H = 1 u.m.a., S = 32 u.m.a.) 
 
45. A necessidade de energia por hora dum astronauta pode ser satisfeita pela energia 
libertada na decomposição, dentro de organismo, de 34 g de sacarose, segundo a 
reacção: 
 C12H22O11 + O2 → CO2 + H2O 
 
A) indique os estados de agregação das 4 substâncias intervenientes na reacção 
anterior á temperatura ambiente (25 ºC) 
B) quantos gramas de sacarose devem ser carregados numa cápsula especial para 
fornecer a energia necessária ao astronauta, sabendo que ele permanecerá 7 dias 
no espaço? 
C) Calcule a quantidade de oxigénio necessário para reagir com a sacarose 
calculada na alínea anterior. 
(massa atómica: C = 12 u.m.a., H = 1 u.m.a., O = 16 u.m.a.) 
 
46. Uma fábrica de vidro consome 2600 kJ de energia/kg de vidro produzido. A 
quantidade de energia necessária é obtida da combustão de uma certa quantidade de 
metano, composto cuja a entalpia de combustão é de – 900 kJ/mol. 
a) Calcule a entalpia de combustão de metano em kJ/kg; 
b) Pressupondo que a fabrica produz 1 tonelada de vidro por dia calcule a 
quantidade de metano, em kg consumida por dia naquela fabrica; 
c) Calcule o volume de oxigénio, medido em CNTP, necessário para a queima da 
quantidade de metano calculada na alínea anterior; 
 (masass atómicas: C = 12, H= 1, O = 16) 
 
47. Qual das seguintes reacções é redox? 
a) CH3COO –(aq) + H3O+(aq) → CH3COOH (aq) + H2O 
b) Pb 2+(aq) + SO4 2- (aq) → PbSO4 (s) 
c) Mg (s) + Br2 (l) → MgBr2 (s) 
d) Fe(OH)2 (s) → Fe2+ (aq) + 2 OH –(aq) 
 
48. A entalpia de combustão de metano (g) é de – 8,90.102 kJ/mol pela combustão de 1 
m3 de metano liberta-se uma certa quantidade de energia (entalpia). Essa quantidade 
em kJ é: Vm = 24,2 l. 
a) – 3,68 x 104 
b) - 3,68 x 102 
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86 
c) - 2,15 x 107 
d) -2,15 x 104 
 
49. Seja dada a reacção: N2 (g) + H2 (g) → NH3 (g) 
que se realiza num recipiente de forma quadrada de 3,8 cm de lado. Foram misturadas 
certas quantidades de azoto e hidrogénio. No final da reacção se obtém uma 
quantidade de azoto igual ao volume do recipiente. 
a) Calcule os nº de partículas de azoto e hidrogénio. 
b) Se o volume do recipiente fosse comprimido a 1/3 do volume inicial, 
quais seriam as novas quantidades de azoto e hidrogénio. 
 
7. TERMOQUÍMICA 
7. 1. Introdução 
A palavra termo significa calor, e, então, termoquímica relaciona-se com a química 
de calor. 
Termoquímica – capítulo da química que estuda os efeitos energéticos nos processos 
químicos. Existem reacções endotérmicas (absorvem calor) e exotérmicas (libertam calor). 
De uma forma geral as reacções de combustão e de síntese são exotérmicas. 
 N2 + 2 O2 → CO2 
 C + O2 → CO2 combustão 
 P4 + 3 O2 → 2 P2O3 
 Exotérmica; ΔH < 0 
 N2 + 3H2 → 2 NH3 
 2 Na + Cl2 → 2 NaCl reacção de síntese (formação) 
 H2 + I2 → 2 HI 
As reacções de decomposição são endotérmicas (ΔH > 0) 
 
 CaCO3 → CaO + CO2 
 N2O4 → 2 NO2 Endotérmica; ΔH > 0 
 2 NH3 → N2 + 3 H2 
 
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Todos os processos químicos são acompanhados por alteração de conteúdo 
energético (calor). A energia envolvida num processo químico cháma-se Calor de 
Reacção (ΔHr). 
NOTA: Calor é uma forma de energia. 
Quando as reacções decorrem à pressão constante, fala-se de entalpia da reacção 
(H) em vez de calor de reacção (Q). 
Entalpia (H): é calor à pressão constante. 
A variação de entalpia duma reacção (ΔHr) é uma função de estado, isto quer dizer 
que só depende dos estados inicial e final, não depende do caminho da reacção. 
 
 
 
7. 2. Teoria Cinética (Teoria das Colisões) 
Condições para que decorra uma reacção química: 
1. Presença de partículas reagentes. 
2. Movimento desordenado das partículas. 
3. Colisões (choques) entre as partículas. 
4. Para que as colisões ocorram as partículas devem ter uma energia mínima necessária 
para dar o arranque. Essa energia mínima chama-se Energia de Activação (Ea). 
5. As colisões devem dar-se com uma orientação favorável para que esses átomos sejam 
separados e outros unidos. Esses Choques chamam-se Colisões Eficazes ou Choques 
Eficazes (eficazes). 
 
 
 Choque ineficaz 
 
 
 
 
 Choque eficaz 
 
 
 
7. 3. Gráfico de Entalpia 
 H 
ΔHr = HP - HR Onde: HP – Entalpia de Produto 
 HR – Entalpia de Reagente 
 
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 CA 
 HcA 
 
 Ea2 
 HP Ea1 P 
 ΔH 
 HR R 
 
 0 
 decurso de reacção t 
 
H - entalpia ΔH - Variação da Entalpia 
t - tempo CA - Complexo activado 
HR - Entalpia dos reagentes HcA – Entalpia de complexo activado 
HP - Entalpia dos produtos 
Ea1 - Energia de activação da reacção directa [Reagente (R) → Produto (P)] 
Ea2 - Energia de activação da reacção inversa [Produto (P) → Reagente (R)] 
7. 4. Equação Termoquímica 
É aquela em que se escreve também o calor da reacção. 
 
 C + O2 - 393,5 kj/mol → CO2 
 ou C + O2 → CO2 + 393,5 kj/mol 
 ou C + O2 → CO2 ; ΔH = - 393,5 kj/mol 
 
7.4.1. Reacção Endotérmica 
 
 H 
 ΔH = HP - HR 
 HP > HR 
 P ΔH > 0 
 HP 
 R ΔH > 0 
 HR 
 
 
 t 
7.4.2. Reacção Exotérmica 
 
 H 
 ΔH = HP - HR 
 R HP < HR 
ΔH = HP - HR 
HcA = HR + Ea1 ou HcA = Ea2 + HP 
 
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89 
 HR R ΔH < 0 
 ΔH < 0 
 P 
 HP 
 
 
 t 
 
Pode-se esquematizar uma reacção de seguinte forma: 
 
 activação transformação 
 dos reagentes 
 
No estado activado verifica-se um enfraquecimento das ligações, quebram-se as 
ligações entre as moléculas, átomos e iões; os átomos ficam soltos, disponíveis a um novo 
arranjo para formar produto. 
 
 
 aquece a arrefece a 
 visinhánçavizinhánça 
 
 Reacção Reacção 
 Exotérmica Endotérmica 
Exo = para fora Endo = para dentro 
 
7. 5. Tipos de Calor (Variação de Entalpia) 
7.5.1. Entalpia de Formação (ΔHº formação) 
ΔH formação – é a entalpia necessária para a formação de 1 mole de composto a 
partir de substâncias simples (elementos). 
Ex: H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (g) , ΔHºform = - 242 kj/mol 
 
Os valores das ΔHºformação das substâncias encontram-se em tabelas. Convencionou-se 
que ΔHºformação de substâncias simples é igual a zero. 
 
Reagente 
Estado activado 
Produto 
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7.5.2. Entalpia de Decomposição (ΔHºdecomp) 
É a energia necessária para decompor uma mole de um composto nos seus 
elementos. Como a decomposição é um processo inverso à formação; ΔHºdecomp = - 
ΔHºform 
Ex: H2O(g) → H2 (g) + 1/2 O2 (g) ΔHºdecomp = 242 kJ/mol 
7.5.3. Entalpia de Ligação (ΔHºlig) 
È a variação de energia durante a ligação de átomo para átomo para formar uma 
mole de substância, seja ela simples ou composta. 
Ex: H(g) + H(g) → H2 (g) ΔHºlig = - 103 kJ/mol 
Ex: H(g) + Br(g) → HBr (g) ΔHºlig = - 87 kJ/mol 
7.5.4. Entalpia de Dissociação (ΔHºdissoc) 
É o calor gasto para quebrar as ligações numa molécula formando átomos. A 
dissociação é um processo inverso a ligação e por isso; ΔHºdiss = - ΔHºlid 
Ex: H2 (g) → H(g) + H(g) ΔHºdiss = 103 kJ/mol 
Ex: HBr (g) → H(g) + Br(g) ΔHºdiss = 87 kJ/mol 
7.5.5. Entalpia de Combustão (ΔHºcomb) 
É o calor libertado durante a combustão de uma mole de substância. 
Ex: C + O2 → CO2 ΔHºcomb = - 393,5 kJ/mol 
Ex: CO + 1/2 O2 → CO2 ΔHºcomb = - 283,0 kJ/mol 
 
7. 6. Cálculo de ΔHº Reacção(ΔHºR) 
Para a reacção: 
a A + b B → c C + d D 
[c ΔHºf (C) + d ΔHºf (D)] - [a ΔHºf (A) + b ΔHºf (B)] 
 
Exemplo: Calcule ΔHº da reacção seguinte: 
Fe2O3 (s) + 3 CO(g) → 2 Fe(S) + 3 CO2 (g) 
ΔHºf (kj/mol) - 882,2 - 110,5 - 394 
Substância Fe2O3 CO CO2 
 
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ΔHºR = 3 ΔHºf (CO2) + 2 ΔHºf (Fe) – [ ΔHºf (Fe2O3) + 3 ΔHºf (CO) ] 
ΔHºR = 3 (- 394) + 2 (0) – [ - 822,2 + 3 (-110,5)] 
ΔHºR = - 691, kJ/mol ΔHº < 0 → reacção exotérmica 
7. 7. Estequiometria Envolvendo Calor das Reacções 
Exemplo: Existem na natureza várias formas de carbono na forma de carvão mineral: 
 Antracite 90 – 95 % de C 
 Hulhá 88 % de C 
 Lenhite 65 % de C 
 Turfa 20 – 40 % de C 
Calcule o calor produzido na queima de uma tonelada de lenhite, se ΔHº combustão 
de carbono é de – 393,5 kJ/mol. 
 
C + O2 → CO2 1 mol – 12 g - 393,5 kJ 
 1 t = 106 g 100 % 65 . 104 g Q 
 X 65 % 
 X = 65 . 104 Q = - 2,13.107 
X – é a massa de carbono em 1 ton Durante a combustão (queima) de 
 de lenhite 1 ton de lenhite liberta-se 2,13.107 kJ 
7. 8. Lei de Hess (1840) 
ΔHº da reacção é uma função de estado, quer dizer que não depende do caminho 
percorrido, só depende dos estados final e inicial. 
 
 • B (fim) 
 
 ΔHAB = ΔHB - ΔHA 
 
 A •(inicio) 
As reacções termoquímicas podem ser consideradas como equações algébricas, com 
todas as operações matemáticas permitidas. 
Ex1: 
 CO C + 
1
/2 O2 → CO , ΔH1 
 CO + 
1
/2 O2 → CO2 , ΔH2 
 ΔH1 + 
1
/2 O2 
 + 
1
/2 O2 ΔH2 C + O2 → CO2 , ΔH 
 
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 ΔH ΔH = ΔH1 + ΔH2 
 C CO2 
 O2 
 
7.8.1. Regras de manipulação de equações termoquímicas 
1. Quando uma equação é invertida (reescrita numa direcção oposta), o sinal de ΔH é o 
simétrico (“deve ser invertido”) (ΔHreacção directa = - ΔHreacção inversa); 
2. O cancelamento de fórmulas de substâncias, nos reagentes e nos produtos, deve ser 
feito para espécies no mesmo estado de agregação (físico); 
3. Se todos os coeficientes de uma equação são multiplicados ou divididos pelo mesmo 
factor, o valor de ΔH da reacção, igualmente, deve ser modificado. 
Ex2: O CO é geralmente usado na metalurgia para a remoção de oxigénio dos óxidos 
e, deste modo, obter metais livres. A equação termoquímica da reacção do CO com o 
óxido de ferro (III) é: 
[1] Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) ΔH° = -26,7 kJ 
Use esta equação e a equação de combustão do CO, 
[2] CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) ΔH° = -283,0 kJ 
para calcular o valor de ΔH° para a equação de reacção seguinte: 
2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) → Fe2O3 (s) ΔH° = ? 
Análise: Não podemos, simplesmente, adicionar as duas equações, pois assim não 
obteremos a equação pretendida. Primeiro temos de manipular as equações, depois 
adicioná-las e só assim obteremos a equação do problema colocado. 
Resolução: Podemos manipular as duas equações dadas usando o seguinte 
raciocínio: 
1. Temos de tentar colocar o ferro atómico no lado dos reagentes (esquerdo). Assim 
invertemos a segunda equação. Logo, devemos inverter o sinal de ΔH°. Repare que 
após esta operação, automaticamente, colocamos o óxido de ferro (III) [não trióxido 
de ferro] no lado dos produtos (direito). Então teremos a equação (1’): 
2 Fe (s) + 3 CO2 (g) → Fe2O3 (s) + 3 CO (g) ΔH°’ = -ΔH° = - (- 26,7 kJ)= + 26,7 kJ 
2. Na equação global, deve háver 3/2 O2 nos reagentes. Após a adição das 
equações, deve haver cancelamento de 3 CO e 3 CO2, pois não aparecem na 
“equação problema”. 
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Assim, multiplicando a segunda equação [2] dada por 3 (incluindo o valor ΔH°), 
obteremos os coeficientes necessários. 
3CO (g) + 3/2 O2 (g) → 3CO2 (g) ΔH°’ = 3 x ΔH° = 3 x (- 283,0 kJ) = - 849,0kJ 
Colocando as duas “equações manipuladas”, [1’] e [2’], e somando-as teremos: 
 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) → Fe2O3 (s) + 3 CO (g) ΔH°’ = + 26,70 kJ 
3CO (g) + 3/2 O2 (g) → 3CO2 (g) ΔH°’ = - 849,0 kJ 
Soma: 2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) → Fe2O3 (s) ΔH° = - 822,3 kJ 
 
 
 
 
 
 
 
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EXERCÍCIOS 
1. De acordo com as seguints entalpias de formação: 
CO2 (g) = - 94,1 kCal 
H2O(ℓ) = - 68,3 kCal 
C2H2(g) = + 54,2 kCal 
A quantidade calor fornecida pela combustão de 260 g de acetileno é: 
a. ( ) 621,4 kCal 
b. ( ) 2174 ,9 kCal 
c. ( ) 15 53,5 kCal 
d. ( ) 932,0 kCal 
e. ( ) 3107,0 kCal 
 
2. O fosforo P4 , exposto ao ar queima expontaneamente para dar P4O10 ; a ΔΗ para essa 
reacção é - 712 kCal/mol de P4. A quantidade de calor produzida quando 2,48 g de 
fósforo são queimados é: 
 a. ( ) 71,20 kCal 
 b. ( ) 10,40 kCal 
c. ( ) 17,65 kCal 
d. ( ) 14,24 kCal 
 
3. As entalpias de formação de SO2(g) e SO3(g) são respectivamente -71,20 e –94,0 kCal. A 
variação da entalpia da recção SO2(g) + ½O2(g) → SO3(g) é: 
a. ( ) +165,0 kCal 
b. ( ) – 22,8 kCal 
c. ( ) –165,0 kCal 
d. ( ) – 46,0 kCal 
e. ( ) + 22,8 kCal 
 
4. De acordo com os seguintes dados : 
 H2O2 (ℓ) → H2 (g) + O2 (g) ΔΗ = + 200 kj/mol de H2O2 
 H2O2(ℓ) → H2O(ℓ) + ½O2 (g) ΔΗ = – 90 kj/mol de H2O2 
 
Qual é a variação de entalpia na formação de 1 mol de H2O(ℓ) a partir de seus elementos 
constituintes ? 
a. ( ) – 110 kj 
b. ( ) - 380 kj 
c. ( ) + 110 kj 
d. ( ) – 290 kj 
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e. ( ) + 290 kj 
 
As questoes 5 e 6 referem–se aos seguintes dados a 25° C e 1 atm: 
2Al(s) + Fe2O3 (s) → Al2O2 (s) + 2 Fe (s) ΔΗ = – 200 kCal/mol 
5. Quanto de aluminio deve reagir com Fe2O3, a fim de se obter quantidade de calor 
necessária para fundir 1 mol de um metal cujo calor de fusão é 4 kCal/mol? 
a. ( ) 8 mol 
b. ( ) 4mol 
c. ( ) 0,4 mol 
d. ( ) 0,04 mol 
e. ( ) 0.08 mol 
 
6. Sabendo – se que a ∆Η de formação do Al2O3(s) é igual a - 400kCal /mol, qual deve ser 
a ∆Η de formação do Fe2O3(s)? 
a.( ) – 100 kCal 
b.( ) – 200 kCal 
c.( ) – 300 kCal 
d.( ) – 400 kCal 
e.( ) – 600 kCal 
 
7. O grafico abaixo indica os calores de combustão do enxofre momoclinico e do 
enxofre rombico, a 25° C. Sendo ∆Η1 = - 71,1 kCal /mol e ∆Η2 = - 71,0 kCal ,podemos 
concluir que a variação de entalpia da transformação do enxofre rombico para o 
enxofre monoclinico,nas condicoes da experiencia, e: 
a. ( ) – 0,1 kCal /mol d. ( ) -142 kCal/mol 
b. ( ) + 0,1 kCal/mol e. ( ) + 142 kCal/mol 
c. ( ) + 0,2 kCal/mol 
Entalpia 
 
 
SO2 (g) 
Srômbico + O2 
Smonoclínico + O2 
ΔH2 ΔH1 
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8. Qual é a massa de água que pode ser aquecida de 20° C a 100° C pela queima 
completa de 120 kg de carvao (admitindo – se com o carbono puro ), sabendo – se 
que a combustão liberta 94 kCal por atomo – grama de carbono queimado? 
a. ( ) 11750 Kg 
b. ( ) 9400 Kg 
c. ( ) 5875 Kg 
d. ( ) 11,75 Kg 
e. ( ) 5,875 Kg 
9. A equação termoquímica : CH4 (g) → C (g) + 4H (g) ∆Η = + 1 660 kj/mol 
 Indica uma reacção: 
 a. ( ) exotérmica a pressão constante. 
 b. ( ) exotérmica a temperatura constante. 
 c. ( ) exotérmica a volume constante 
 d. ( ) endotérmica a pressão constante 
 e. ( ) endotérmica a temperatura constante 
 
10. Dadas as reacções abaixo e suas respectivas variações de entalpia: 
 H2 (g) + ½O2(g) → H2O (s) ∆Η1 
 H2 (g) + ½O2(g) → H2O (ℓ) ∆Η2 
 H2 (g) + ½O2(g) → H2O (v) ∆Η3 
Pode – se afirmar que: 
a. ( ) ∆Η1 > ∆Η2 > ∆Η3 d. ( ) ∆Η2 + ∆Η3 = ∆Η1 
b. ( ) ∆Η1 < ∆Η2 < ∆Η 3 e. ( ) ∆Η2 = ∆Η2 = ∆Η3 
c. ( ) ∆Η1 + ∆Η2 = ∆Η3 
 
11. Calculando – se a quantidade de calor libertada, nas mesmas condições de 
temperatura e pressão, pela combustão de uma mol de hidrogénio para formação, 
respectivamente, de água gasosa, de água líquida e de água sólida. 
a. ( ) encontra-se o mesmo valor nos três casos. 
b. ( ) encontra – se o mesmo valor na formação de água líquida e de água sólida. 
c. ( ) verifica - se que há maior libertação na formação de água gasosa. 
d. ( ) verifica – se que há maior libertação na formação de água de água líquida. 
e. ( ) verifica – se que há maior libertação de calor na formação de água sólida . 
 
12. Quando em uma reacção química verifica – se, a uma dada temperatura, a entalpia 
dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes, diz – se que a reacção é: 
a. ( ) endotérmica. 
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97 
b. ( ) exotérmica. 
c. ( ) isotérmica. 
d. ( ) espontânea. 
e. ( ) não–espontânea. 
 
 
13. Se A, B e C representam substâncias que participam das reacções : 
 A → B ∆Η = - 10 kCal 
 B → C ∆Η = + 5 kCal 
Pode – se prever a reacção : C → A apresentara uma entalpia de reacção igual a: 
a. ( ) 15 kCal 
b. ( ) 10 kCal 
c. ( ) 5 kCal 
d. ( ) –5 kCal 
e. ( )- 15 kCal 
 
14. Dadas as reacções : 
C + 2H2 → CH4(g) ∆Η = - 20,5 kCal 
CH4 + O2 → CO2 + 2H2O(ℓ) ∆Η = - 212,8 kCal 
C + O2 → CO2 ∆Η = - 96,7 kCal 
O calor de combustão, a 25° C e pressão de uma atmosfera,da reacção: 
 H2 + ½ O2 → H2O(ℓ) 
a. ( ) 330 kCal. 
b. ( ) 95,6 kCal 
c. ( ) 47,8 kCal 
d. ( ) 144,5 kCal 
e. ( ) 68,3 kCal 
 
15. Com base no diagrama energético abaixo, podemos afirmar que : 
 Energia 
 E 
 
 
 A B 
 
 C D Y 
 
 X 
 
 Caminho da Reacção 
 
a. ( ) A representa a energia de activação de uma reacção exotérmica sem catalisador . 
b. ( ) B representa a entalpia de uma reacção endotérmica . 
c. ( ) C representa a energia de activação de uma reacção exotérmica sem catalisador. 
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d. ( ) D representa a energia de activação de uma reacção endotérmica catalisada. 
e. ( ) E representa a energia do composto formado na reacção . 
 
 
 
16. Dadas as equações de combustão : 
Camorfa + O2 (g) CO2(g) + 96,7 kCal 
CO (g) + ½O2 (g) CO2(g) + 67,7 kCal 
 e a equação C amorfa Cgrafite + 2,7 kCal 
determine o calor libertado na reacção : C grafite + ½O2 (g) CO (g) 
 
17. Sabendo–se que as entalpias de formação, em kCal/mol, do gás carbónico, da água 
e do propano são -94, -68 e -34, respectivamente, a entalpia de combustão do 
propano, em kCal /mol, é igual a: 
a. ( ) – 196 
b. ( ) - 162 
c. ( ) – 520 
d. ( ) - 128 
e. ( ) - 102 
 
18. A partir dos dados : 
 I) H2 (s) + ½O2 (g) H2O(ℓ) ∆Η = - 68, 3 kCal.mol-1 
II) CaO(s) + H2O(ℓ) Ca (OH)2 ∆Η = - 15,3 kCal.mol-1 
III) Ca(s) + ½O2(g) CaO (s) ∆Η = - 151,8 kCal.mol-1 
A entalpia de formação do Ca(OH)2(s) é: 
a. ( ) - 15,3 kCal . mol-1 
b. ( ) + 15,3 kCal . mol -1 
c. ( ) – 235,4 kCal . mol-1 
d. ( ) – 220,1 kCal . mo-l 
e. ( ) + 220,1 kCal .mol -1 
 
19. Considerando – se as equações de combustão abaixo e os respectivos calores de 
reacção a 25° C : 
C2H4 (g) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 2H2O (ℓ) ∆Η = - 337,3 kCal 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (ℓ) ∆Η = - 68,3 kCal 
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99 
C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 3H2O (ℓ) + CO2 (g) ∆Η = - 372,8 kCal 
Calcule o calor da reacção, a 25° C, do sistema: 
C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) 
 
20. Calcular o calor de hidrogenacao do etileno para se obter etano,sabendo-se que o 
calor de combustão do etileno e 331,6 kCal /mol e do etano e 368,4 kCal /mol, e que 
o calor de formação da água e de 68,4 kCal. 
a. ( ) – 36,8 kCal 
b. ( ) + 36,8 kCal 
c. ( ) + 31,6 kCal 
d. ( ) + 100,2 kCal 
e. ( ) n.d.a 
 
21. É dada a equação: 
 Cgrafite + 2S rombico → CS2 líquido 
Quando se aquece grafite com enxofre rômbico, constata–se que, para a formação 3,8 g 
de CS2, ocorre absorção de 950 calorias. O calor de formação do CS2, em quilocalorias, é: 
a. ( ) + 4,00. 
b. ( ) + 19,00. 
c. ( ) – 4,00. 
d. ( ) – 19.00 
e. ( ) + 3,61. 
 
22. Mostre qual dos gases, hidrogénio, monóxido de carbono ou metano, liberta maior 
quantidade de calor por mol, à temperatura ambiente, quando utilizado como 
combustível na presença de excesso de oxigénio como comburente. Entalpias de 
formação (kJ/mol): 
H2O(ℓ) : - 285; CO2(g) : - 390; CO (g) : -108 e CH4(g) : - 75. 
 
23. A combustão de 5,0 g de uma amostra de carbono gerou, num calorimetro, 30 kCal. 
Determine a percentagem em peso de carbono na amostra. Admitir que as impurezas 
não são substâncias combustíveis. 
Dado: calor de combustão do carbono: ΔΗ = -96,7 kCal/mol. 
 
24. Calcule a energia da ligação Br-Br, sabendo que para reacção representada pela 
equação: 
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100 
 Br2 (g) + H2 (g) → 2 HBr (g) ; H = -26 KCal 
Energia de ligação: H-H = 103 KCal/mol; H-Br = 87 KCal/mol 
 
 
 
 
25. Numa experiência termoquímica misturam-se as seguintes soluções. As temperaturas 
de todas as soluções antes de misturá-las são iguais. 
I 25 ml 1,0 M HCl e 25 ml 1,0 M NaOH 
II 25 ml 1,0 M HCl e 25 ml 2,0 M NaOH 
III 25 ml 1,0 M H2SO4 e 25 ml 1,0 M NaOH 
IV 25 ml 1,0 M H2SO4 e 25 ml 2,0 M NaOH 
Durante os quatro processos a temperatura aumenta porque as reacções entre ácidos 
e bases são exotérmicas: H3O+ (aq) + OH – (aq)  2 H2O (l); H < 0 
Depois das reacções as temperaturas são: 
a) diferentes para as 4 misturas 
b) iguais para as misturas I e III e também para II e IV 
c) iguais para as misturas I, II e III 
d) iguais para todas as misturas 
26. Dada as seguintes reacções e as entalpias de formação: 
 2 P (s) + 3 Cl2 (g)  2 PCl3 (l) H = - 635 kJ 
 PCl3 (l) + Cl2 (g)  PCl5 (s) H = - 137 kJ 
A partir destes dados calcula-se a entalpia de formação do PCl5 (s): 
a) – 455 kJ/mol 
b) – 498 kJ/mol 
c) – 772 kJ/mol 
d) – 567 kJ/mol 
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101 
8. CINÉTICA QUÍMICA 
A palavra Cinética está relacionada com a velocidade. Lembre-se da Física, 
Ec=1/2mv2 
8. 1. Introdução 
Cinética química é o capítulo da química que estuda a velocidade e o mecanismo 
das reacções químicas. 
Há reacções lentas, rápidas, outras tão rápidas que até chegam a ser explosivas. 
Reacções Lentas 
Oxidação de ferro (corrosão do ferro); 
Combustão da vela. 
Reacções Rápidas 
Reacção de Na ou K com H2O; 
Reacção ácido-base. 
Reacções Explosivas 
Explosão ou combustão do gás (CH4 + ar; C4H1O + ar); 
 H2 + ar (O2)  H2O 
8. 2. Factores que Influenciam a velocidade da reacção química 
Natureza dos reagentes; Superfície de contacto; Temperatura; Pressão; 
Concentração; Catalisador; Luz. 
8.2.1. Natureza dos reagentes 
São mais rápidas as reacções que, devido à natureza dos seus reagentes, há menos 
ligações químicas para quebrar. 
Exemplo: 
 H-Cl + NaOH → mais rápida 
 H-N-H + H-O-H → menos rápida 
 H 
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102 
8.2.2. Superfície de contacto (estado de divisão dos reagentes) 
Ao aumentar a superfície de contacto (p.ex. moer um reagente sólido), aumenta a 
probabilidade de ocorrência de choques eficazes/efectivos e aumenta a velocidade da 
reacção. 
Exemplo: - Lenha finamente dividida, queima mais rapidamente que um tronco. 
- “Açúcar fino dissolve-se melhor em água do que açúcar grosso”. 
8.2.3. Temperatura 
Ao aumentar a temperatura, aumenta a energia cinética das partículas (movimento 
das partículas) e isso provoca ou aumenta a probabilidade de ocorrência de choques 
eficazes, o que resulta no aumento da velocidade da reacção. 
8.2.3.1. Regra de Vant Hoff 
A dependência da velocidade da reacção (ou da constante de velocidade da 
reacção) da temperatura pode ser expressa através da equação: 
 
10
t
  
t
tt
t
tt
K
K
v
v
 
Onde: - vt e Kt são a velocidade e a constante de velocidade à temperatura tºC; 
 - vt+Δt e Kt+Δt são a velocidade e a constante de velocidade à temperatura (t+Δt)ºC; 
 - υ é o coeficiente térmico da velocidade da reacção. 
Ex: Quantas vezes cresce a velocidade da reacção quando a temperatura passa de 
20ºC para 75ºC? 
Δt = 75 - 20 = 55 v´/v = υΔt/10 → v´/v = 2,855/10 = 287 
8.2.4. Concentraçãodos reagentes 
Ao aumentar a concentração dum reagente, aumenta a energia cinética das 
partículas por unidade de volume e consequentemente aumenta-se a probabilidade de 
ocorrência de choques, o que resultam num aumento da velocidade. 
8.2.5. Pressão e/ou Volume 
Ao aumentar a pressão dum sistema (ou diminuir o volume, a consequência é a 
mesma), resulta num aumento da concentração e a velocidade aumenta pela 
explicação dada na alínea 8.2.4. 
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103 
 PV = nRT; 
CRTP
V
nRT
P 
 
8.2.6. Catalisador 
Um catalisador numa reacção química diminui a energia de activação (encurta o 
caminho da reacção), por isso, aumenta a velocidade da reacção. 
 
 H reacção com Inibidor 
 reacção sem catalizador 
 
 
 Ea2 
 Ea1 
 
 
 
 reacção com catalizador 
 0 t 
 
Ea1 – energia de activação da reacção directa com catalizador. 
Ea2 – energia de activação da reacção directa sem catalizador. Ea1 < Ea2 
Inibidor – substância que diminui velocidade duma reacção, pois aumenta a energia 
de activação. 
Lembre-se que um catalizador não age como reagente, por isso não se gasta durante 
a reacção, ele é recuperado no fim do processo. 
Um catalizador tem acção específica, quer dizer, cada catalizador actua numa 
determinada reacção e pode não actuar noutras (chave-fechadura). 
As reacções biológicas são catalizadas por enzimas. As enzimas são substâncias de 
natureza protéica. 
8.2.7. Luz 
Há reacções que só decorrem na presença de luz, portanto, não podem decorrer no 
escuro. 
Exemplo: halogenação de hidrocarbonetos. 
CH4 + Cl2 (luz) → CH3-Cl + HCl 
 
 
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104 
 
 
8. 3. Definição da Velocidade 
8.3.1. Velocidade média ( Vmed) 
Em Física, 
tempodo variação
 espaço do variação
Vmed 
 
Em Química, 
t
C


 medmed V
tempodo variação
 aoconcentracda variação
V
 
Para a equação: 
 a A + b B  c C + d D 
 
       
Δtd
DΔ
Δtc
CΔ
Δtb
BΔ
Δta
AΔ
Vmed 
 
O sinal negativo nos reagentes provém do facto de se ter convencionado que a 
velocidade da reacção deve ser uma grandeza positiva. 
Como a concentração dum reagente diminui ao longo do tempo (os reagentes 
gastam-se), então: ΔC = Cf - Ci < 0 
A concentração do produto vai aumentando no decorrer da reacção (o produto 
forma-se), então: ΔC = Cf - Ci > 0 
8.3.2. Velocidade instantânea (V) 
Como a velocidade de uma reacção varia no decurso desta, é importante definir a 
valocidade em cada instante, i.é., a velocidade instantânea; trata-se da derivada da 
 
concentração do reagente em ordem ao tempo, calculada para o instante 
considerado. 
 
 
 
Para a reacção: N2O5 → 2 NO2 + ½ O2 
   
dt
ONd
Δt
ONΔ
limv 5252
0Δt


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105 
As velocidades instantâneas podem ser medidas pela inclinação da tangente, em 
cada ponto, à curva da concentração dos reagentes em função do tempo. Em 
particular, a velocidade inicial da reacção é obtida traçando a tangente à curva para 
t=0. 
 
8.3.2.1. Lei de Acção de Massas ou Lei de Guldberg e Waage 
Para a reacção: 
 
 a A + b B  c C + d D 
 
K – é a constante da velocidade. K só depende da temperatura!!! 
x e y – são ordem da reacção em relação a A e B, respectivamente. 
x e y nem sempre são coeficientes estequiométricos da reacção, no entanto, em 
certas reacções podem coincidir com os coeficientes. x e y determinam-se 
experimentalmente. 
Numa reacção que decorre em várias etapas, a etapa mais lenta é a que determina 
a velocidade da reacção. Neste caso x e y são coeficientes estequiométricos da etapa 
(reacção) mais lenta. 
A ordem da reacção pode ser: 0, 1, 2, 3, -1, -2, -3, ½, 2/3, -1/2, ..., isto é, pode tomar 
qualquer valor. 
V = K [A]x.[B]y = Vinst 
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106 
EXERCÍCIOS 
27. A reacção A + 2B  C decorre com a velocidade V. Se a concentração 
de A for duplicada e a de B for reduzida à metade, então a reacção decorre com a 
velocidade: 
a) 0,20 V 
b) 0,25 V 
c) 0,30 V 
d) 0,50 V 
28. 10g de zinco são colocados num frasco. Qual dos seguintes você adicionaria para 
produzir 50 cm3 de hidrogénio o mais rápido possível? 
a) 800 cm3 de ácido sulfúrico 0,5 M 
b) 400 cm3 de ácido sulfúrico 1,0 M 
c) 200 cm3 de ácido sulfúrico 2,0 M 
d) 100 cm3 de ácido sulfúrico 4,0 M 
29. O diagrama apresentado ao lado mostra a variação da V 
velocidade de uma reacção com o tempo. Aumentando a 
temperatura e mantendo os outros factores constantes, 
faz-se mais uma vez um diagrama em linha tracejada 
sobreposto ao diagrama anterior. 
Qual será o diagrama obtido: A, B, C ou D? 
 t 
 
 
 
 
 
 
 
 A B C D 
30. O pH é uma função logarítmica (pH = - log [H3O+]). Quando o pH duma solução 
diminui de 5 para 4, a concentração de H3O+: 
a) aumenta 10 vezes, portanto de 10–5 para 10–4 
b) aumenta 100 vezes, portanto de 4 para 5 
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107 
c) diminui 10 vezes, portanto de 10–4 para 10–5 
d) diminui 100 vezes, portanto de 10–5 para 10–4 
31. Objectos de ferro (Fe) enferrujam mais rapidamente em água salgada (água que 
contém sal – NaCl) do que em água pura. O sal neste processo é: 
a) um reagente 
b) um indicador 
c) um catalisador 
d) um produto da reacção 
32. Num recipiente reage a substância A com a substância B. Ambas as substâncias 
encontram-se no estado gasoso. A velocidade desta reacção é maior: 
a) a uma pressão baixa e a uma temperatura baixa 
b) a uma pressão baixa e a uma temperatura alta 
c) a uma pressão alta e a uma temperatura alta 
d) a uma pressão alta e a uma temperatura baixa 
33. A introdução de um catalisador numa reacção causa uma mudança: 
a) da entalpia da reacçãob) da energia da activação 
c) da entalpia de reacção e de activação 
d) de nenhuma das grandezas mencionadas nas alíneas anteriores 
34. No estudo da reacção entre NO e H2 obteve-se os seguintes dados: 
 [NO] (mol/l) [H2] (mol/l) Velocidade (mol/l.s) 
 
Experiência 1: 0,1 0,1 0,5 
Experiência 2: 0,1 0,2 1,0 
Experiência 3: 0,2 0,1 2,0 
Experiência 4: 0,2 0,2 ? 
a) Usando os resultados experimentais apresentados anteriormente, escreva a 
equação da lei da velocidade para esta reacção segundo a fórmula 
V=K[NO]x.[H2]y. 
b) Qual é a ordem total da reacção? 
c) Calcule a velocidade da reacção na experiência 4 (veja os dados). 
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108 
35. A velocidade da reacção representada pela equação: 
 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) 
Foi observada a 25 ºC. 
A partir dos seguintes dados determine: 
[NO] [O2] V (M/s) 
0,100 0,100 3,2 10 –5 
0,200 0,100 12,8 10 –5 
0,400 0,100 51,2 10 –5 
0,100 0,300 9,6 10 –5 
0,100 0,600 19,2 10 –5 
a) A expressão da lei da velocidade da reacção. 
b) O valor da constante de velocidade. 
 
36. Para a reacção 2 NO (g) + Cl2 (g)  2 NOCl (g) foi proposto um mecanismo 
envolvendo os passos seguintes: 
I: NO(g) + Cl2(g)  NOCl2 (g) (lento) 
II: NOCl2(g) + NO(g)  2 NOCl (g) (rápido) 
a) Qual é a ordem da reacção? 
b) Qual é a expressão da lei da velocidade? 
c) Que conclusões se pode tirar em relação à velocidade da reacção, relacionando 
os 2 passos? 
 
37. A velocidade de decomposição de N2O5 em NO2 e O2 é expressa segundo a lei: 
 V = K [N2O5]; K = 1,0 . 10 –1 s-1 (a uma determinada temperatura). 
a) Qual é a velocidade da reacção quando a concentração de N2O5 é 0,0015 
mol/litro? 
b) Explique o mecanismo do funcionamento de um catalisador. 
 
38. A equação total balanceada para a reacção entre NO (g) e H2 (g) formando N2(g) e 
H2O (g) é dada por: 2 NO (g) + 2 H2 (g)  N2 (g) + 2 H2O (g) 
Sabendo que esta reacção ocorre através de seguintes processos elementares, 
segundo o mecanismo: 
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109 
1º Processo (lento): 2 NO(g) + H2(g)  N2O(g) + H2O(g) 
2º Processo (rápido): N2O(g) + H2(g)  N2(g) + H2O(g) 
a) Indique, justificando a expressão da velocidade da reacção. 
b) A velocidade da reacção se altera quando se modifica a temperatura do sistema. 
Considerando os seguintes factores: 
 A energia de activação 
 O número de colisões entre as moléculas 
 A eficácia das colisões 
c) Qual deles não é modificado pela variação de temperatura? 
 
39. Considere a reacção representada pela equação: 
 N2 (g) + 3 H2 (g → 2 NH3 (g) ; H = -12 kCal/mol 
a) O diagrama que melhor caracteriza a transformação representada pela equação é: 
 H (KCal/mol) H (KCal/mol) 
I II 
 Y Y 
 X X 
 
 
 12 KCal 24 KCal 
 
 
 H (KCal/mol) H (KCal/mol) 
 III IV 
 Y Y 
 
 X X 
 
 
 24 KCal 12 KCal 
 
 
b) No diagrama que seleccionou na alínea anterior, o que representam X e Y? 
 
 
 
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110 
 
40. Considerando que a reacção descrita no problema anterior foi realizada em 
condições tais que permitiram construir a seguinte tabela: 
Tempo (min) [N2] (mol/l) [H2] (mol/l) [NH3] (mol/l) 
0 0,60 1,80 0 
10 0,55 1,65 0,10 
 
a) Calcule a velocidade média da reacção em relação ao H2. 
b) Calcule a velocidade média da reacção. 
c) Escreva a equação que traduz a lei da velocidade da reacção. 
 
41. Considere a seguinte reacção entre uma barra de ferro e uma solução de ácido 
acético: Fe (s) + 2 HAc (aq)  Fe2+ (aq) + H2 (g) + 2 Ac – (aq) 
Pode-se alterar a velocidade desta reacção: 
I. deixando reagir o Ferro em pó em vez de uma barra (massas iguais). 
II. aumentando a concentração do ácido. 
III. aumentando a temperatura. 
As medidas que resultam numa reacção mais rápida são: 
a) todas as três. 
b) II e III. 
c) Só III. 
d) I e III. 
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111 
9. EQUILÍBRIO QUÍMICO 
9. 1. Reversibilidade 
 Uma reacção é reversível se: 
 Ela decorre nos dois sentidos; 
 Há reagentes e produtos que ao mesmo tempo são formados e consumidos. 
 V1 
N2 + 3 H2 2 NH3 V1 – velocidade da reacção directa 
 V2 V2 – velocidade da reacção inversa 
9. 2. Reversibilidade e Equilíbrio químico 
Uma reacção reversível atinge o estado de equilíbrio químico quando: 
 A velocidade da reacção directa é igual à velocidade da reacção inversa (V1 
= V2); 
 As concentrações de todas as substâncias nela participantes permanecem 
constantes (C = const), mas não necessariamente iguais!!! 
Gráfico V = f(t) que ilustra o equilíbrio 
 V 
 
 V1 
 V1 = V2 
 
 V2 
 
t* - Instante em que se estabelece o equilíbrio. 
 
 0 t* t 
Gráficos C = f(t) que ilustram o equilíbrio 
 A B 2 A B 
 C C[B] [A] 
 
 [A] 
 [B] 
 
 t t 
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112 
2 O3 3 O2 2 A + B 3 C 
 
 
 
 [B] 
 [O2] 
 
 [O3] [A] 
 [C] 
 
 t t 
 
O equilíbrio químico é dinâmico porque durante o equilíbrio decorrem duas reacções 
(há conversão de reagentes em produtos e vice-vers → dinâmica). Entretanto as 
velocidades das duas reacções são iguais (→equilíbrio). 
9. 3. Deslocamento do equilíbrio 
9.3.1. Princípio de Le Chatelier 
“Sempre que um sistema em equilíbrio sofre acção de um factor externo, o equilíbrio se 
desloca no sentido de anular, tanto quanto possível, o efeito desse factor”. Ou seja, 
“quando um processo químico em equilíbrio sofre uma mudança, este tende a reagir 
para contrariar a mudança imposta”. 
9. 4. Factores que Influenciam o estado de equilíbrio químico 
Existem factores que alteram a velocidade de uma reacção química e que perturbam 
o equilíbrio químico duma reacção reversível: Temperatura, Pressão e Concentração. 
9.4.1. Influência da Temperatura 
Ao aumentar a temperatura do sistema, em equilíbrio, favorece-se a reacção 
endotérmica. 
Ao diminuir a temperatura do sistema, em equilíbrio, favorece-se a reacção 
exotérmica. 
Lembre-se que no equilíbrio uma das reacções é exotérmica e a outra é endotérmica. 
Exemplo: CaCO3 (s) + Q CaO (s) + CO2 (g) 
A reacção directa é endotérmica. Ao aumentar a temperatura, se favorece a 
reacção endotérmica e o equilíbrio desloca-se para a direita. A diminuição da 
temperatura favorece a reacção exotérmica e o equilíbrio desloca-se à esquerda. 
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113 
9.4.2. Influência da concentração 
Ao aumentar a concentração duma substância, o equilíbrio desloca-se no sentido de 
consumo dessa substância (para o lado onde não existe essa substância). 
Ao diminuir a concentração duma substância, o equilíbrio desloca-se no sentido de 
formação dessa substância (para o lado onde existe essa substância). 
9.4.3. Influência da pressão ou do volume 
A influência da pressão sente-se quando na reacção participa uma ou mais 
substâncias gasosas. 
Ao aumentar a pressão do sistema (ou diminuir o volume, que é equivalente), o 
equilíbrio desloca-se no sentido da diminuição do nº de moles de substâncias gasosas (ou 
diminuição de volume) e inversamente. 
 
Nota: 1 – sólidos e líquidos puros não influenciam no equilíbrio químico. 
 2 – o catalisador não influencia no estado de equilíbrio, ele acelera as duas 
reacções, fazendo com que o equilíbrio se estabeleça mais rapidamente. 
9. 5. Constante de Equilíbrio 
Para a reacção: 
 a A (aq) + b B(aq) c C (aq) + d D (aq) 
    
    cba
dc
K
D.A
D.C
K 
 
Kc - constante de equilíbrio, expressa em termos das concentrações molares. 
 a A (g) + b B(s) c C (s) + d D (g) 
 
  
  ca
d
K
A
D
K 
; 
a
A
d
D
P
P
K
 
Kp - constante de equilíbrio, expressa em termos das pressões parciais. 
KP = KC (RT)Δn ; 
Δn = d – a é diferença entre número total de moles de gás nos produtos e nos 
regentes. 
 
Exemplo: Considere o equilíbrio químico N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 (g) + Q 
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114 
Indique todas as condições que deslocam o equilíbrio favorecendo a produção de 
NH3. 
Resposta: - Arrefecer o sistema. 
 - comprimir o sistema (↑ P ≈ ↓V). 
 - Aumentar a concentração de reagente (qualquer dos dois). 
 - Retirar NH3. 
A contante de equilíbrio (KT), da reacção química, está ligada à variação da energia 
de Gibbs ou energia livre (ΔG˚T) através da equação: 
ΔG˚T = - 2,3 RT lgKT 
Por exemplo, a 25˚C = 298K, ΔG˚298 = - 5,691 lgK298 
9. 6. Soluções electrolíticas 
Soluções electrolíticas são aquelas que conduzem a corrente eléctrica. 
Um electrólito é uma substância que em solução aquosa produz iões (portanto 
conduz electricidade através dos iões). 
Todas as substâncias tais como açúcar, álcool, etc, que ao se dissolverem na água 
não formam iões são não electrólitos (portanto não conduzem electricidade). 
Electrólitos fortes – dissociam-se ou ionizam-se completamente. 
Exemplo: ácidos fortes, bases fortes, sais de Na, K, nitratos e maioria dos acetatos. 
Electrólitos fracos – dissociam-se ou ionizam-se parcialmente. 
Exemplos: ácidos fracos, bases fracas, sais pouco solúveis. 
Ex: NaCl (s) + (aq)  Na+(aq) + Cl –(aq) Electrólito forte 
 Mg(NO3)2 (s) + (aq)  Mg2+(aq) + 2NO3 –(aq) Electrólito forte 
 CH3-CH2-OH(l)+ H2O  CH3-CH2-OH (aq) Não-electrólito 
 AgCl (s) + (aq) Ag+(aq) + Cl –(aq) Electrólito fraco 
 
Os electrólitos fortes conduzem melhor a corrente eléctrica do que os electrólitos 
fracos. 
 
 
 
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115 
 
9. 7. Grau de ionização (α) 
 AB + (aq) A+ (aq) + B – (aq) 
 Inicio no 0 0 
Equilíbrio no – x x x 
100%
n
x
%ou
n
x
;
)(nsdissolv idomolesden
(x)sdissociadoionizados/molesden
α
ooo
o
o
 αα
 
 
 α >> 1 electrólito forte. α << 1 electrólito fraco. 
 
Exemplo: Um ácido HX encontra-se 10% ionizado em solução aquosa. Calcule o nº de 
moles de H+ presentes se o nº de moles de HX dissolvidos for de 0,10. 
 HX + (aq) H+(aq) + X –(aq) 
no 0 0 
 no – x x x 
α = x / no *100%  x = 0.01 mol 
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116 
EXERCÍCIOS 
42. Se o volume de um recipiente de reacção 2 SO2 (g) +O2 (g) 2 SO3 (g), no 
qual o sistema se encontra em equilíbrio, reduzir para metade. 
a) A velocidade da reacção directa e indirecta mantém-se iguais. 
b) O equilíbrio não se desloca. 
c) O equilíbrio desloca-se para a direita. 
d) O equilíbrio desloca-se para a esquerda. 
43. A reacção CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) decorre num recipiente fechado a uma 
temperatura constante em que os reagentes se encontram em quantidades 
equivalentes. Quando se restabelece o equilíbrio restam 50% da quantidade inicial de 
CO. 
Determine a pressão de equilíbrio da mistura gasosa (em kPa) se a pressão inicial era 
igual a 100 kPa. 
a) 50 
b) 75 
c) 100 
d) 125 
44. Considere a seguinte reacção em equilíbrio: 
2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) 4 HCl (g) + O2 (g) ΔH = +113 kJ 
O número de moles de H2O no recipiente aumenta se: 
a) Aumentar a temperatura 
b) Diminuir a temperatura 
c) O volume do recipiente for aumentado 
d) For retirado O2 
45. A síntese de amoníaco é uma reacção exotérmica: 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
Quais são as condições de pressão e de temperatura mais favoráveis para uma 
concentração máxima de amoníaco no equilíbrio? 
a) Temperatura e pressão baixa 
b) Temperatura e pressão alta 
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117 
c) Temperatura baixa e pressão alta 
d) Temperatura alta e pressão baixa 
46. Os gráficos abaixo desenhados (A, B, C, D) apresentam as alterações das 
concentrações (molaridades) de reagentes e de produto no tempo de quatro 
reacções. 
 
Molaridade Molaridade 
 
 A B 
 
 
 
 
 
 
 Tempo Tempo 
 Nota: a linha tracejada “bold” tende para zero 
 não encosta o eixo (x) do tempo (graf B) 
 
 
Molaridade Molaridade 
 C D 
 
 
 
 
 
 
 
 Tempo Tempo 
 
Um dos gráficos apresenta uma reacção com a expressão da constante de equilíbrio: 
  
 X
Y
K
2

 (X e Y são reagentes e produtos respectivamente) 
De qual gráfico se trata? 
a) do gráfico D 
b) do gráfico C 
c) do gráfico B 
d) do gráfico A 
 
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118 
 
47. O valor da constante de equilíbrio da reacção: 
 CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) 
é 5,0 (à temperatura dada). Uma análise de uma mistura dos gases em equilíbrio 
resultou nas seguintes quantidades: 
0,90 mol de CO; 0,25 mol de H2O; 0,50 mol de H2 (O Volume total da mistura é 5,0 l) 
O número de moles de CO2 na mistura é: 
a) 2,25 
b) 0,01 
c) 0,45 
d) 5,00 
48. O seguinte diagrama apresenta as alterações de reagente e do produto duma 
reacção de equilíbrio: 
 
 Molaridade 
 10 
 
 
A 
 
B 
 
 
 
 0 Tempo 
 
Escolha a combinação certa das afirmações sobre esta reacção: 
 equação Expressão da constante Valor da constante 
a) A 2 B K = [B]2/[A] Sempre: K > 1 
b) 2 A B K = [B]/[A]2 Depende das condições da reacção 
c) A 2 B K = [B]2/[A] Depende das condições da reacção 
d) 2 A B K = [B]/[A]2 Sempre: K < 1 
 
49. Dada a seguinte reacção química: 
 2 A (g) + B (g) 3 C (g) + D (g) 
 
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119 
Acrescenta-se número de moles iguais de A e B num recipiente. As duas substâncias 
reagem até um equilíbrio. Qual das seguintes afirmações sempre deve ser certa no 
estado de equilíbrio? 
a) [D] = [B] 
b) [B] < [A] 
c) [A] < [B] 
d) [B] = [A] 
50. Analise o gráfico representado, referente à reacção descrita pela equação: 
 A + N P + Q 
 Energia 
 X 
 
 
Y T 
 A + N 
 
Z U 
 
 
P + Q 
 
 Caminho da reacção 
Responda o que significa: 
a) X 
b) Y 
c) Z 
d) X-Y 
e) T-U 
51. Considerando o sistema em equilíbrio: H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) 
a) Qual é a razão numérica entre a velocidade de formação de HCl e a velocidade de 
decomposição do HCl? Justifique a sua resposta. 
b) Qual será o efeito de um aumento de pressão sobre o sistema em equilíbrio? 
Justifique a resposta. 
c) Qual é a relação entre Kc e Kp da reacção? Apresente os cálculos. 
52. Num balão de 10 l foi colocada 1,0 mol de NO2, estabelecendo-se o seguinte 
equilíbrio: 2 NO2 (g) N2O4 (g) 
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120 
A constante de equilíbrio do sistema foi medida a duas temperaturas diferentes, tendo 
sido obtidos os seguintes valores: 
 Kc (0 ºC) = 76,0 M -1 Kc (25 ºC) = 8,8 M -1 
a) Que condições de temperatura e pressão favorecem a formação de N2O4? 
b) A uma dada temperatura, a concentração no equilíbrio de NO2 é de 0,080 mol/l. 
Qual é o número total de moles no sistema, a esta temperatura? 
c) Calcule o Kc a esta temperatura. 
53. A produção industrial de etanol pode-se realizar pela adição de água ao eteno. Todas 
as substâncias envolvidas são gasosas: 
 (1) C2H4 (g) + H2O (g) C2H5OH (g) ΔH < 0 
Trata-se de uma reacção de equilíbrio. A reacção pela direita é exotérmica. 
O equilíbrio químico caracteriza-se pela constante de equilíbrioKc. A constante Kc 
expressa-se nas molaridades dos reagentes e produtos da mistura de equilíbrio 
homogéneo. 
a) Escreva a expressão da constante de equilibrio, em termos de molaridades dos 
reagentes e produtos. 
O seguinte gráfico apresenta as percentagens do produto etanol nas misturas de 
equilíbrio em função da temperatura e sob três pressões diferentes: 50, 100 e 150 
atmosfera. 
As curvas no gráfico concernem a números de moles iguais dos reagentes C2H4 e H2O. 
 
 Etanol (%) 
 40 150 atm 
 
 
 
 
30 100 atm 
 
50 atm 
 10 
 
 
200 
250 300 Temperatura ( ºC) 
 
Então é um gráfico com três variáveis: 
- Temperatura - Pressão - Percentagem de etanol no equilíbrio 
b) À temperatura de 250 ºC e sob pressão de 150 atm. Encontra-se no equilíbrio de 
C2H4, H2O e C2H5OH aproximadamente 35% de etanol (veja o gráfico). 
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121 
Por deslocamento de equilíbrio pode-se aumentar a percentagem do etanol na 
mistura de equilíbrio. 
Como se realiza este deslocamento na prática? 
O valor de K dum equilíbrio químico depende da temperatura. 
c) O valor de K do equilíbrio referido (1) aumenta ou diminui a temperatura mais alta? 
Explique. 
Na prática da produção industrial do etanol sempre resulta depois da reacção (de 
equilíbrio) uma mistura gasosa de C2H4, H2O e C2H5OH. 
O C2H4 nesta mistura deve-se utilizar mais uma vez na produção de etanol. Por isso 
deve-se realizar uma separação do C2H4 e das substâncias demais (H2O e C2O e C2H5OH). 
Pode-se simplesmente realizar esta separação por baixar a temperatura da mistura 
gasosa, aproveitando as diferenças dos pontos de ebulição: 
H2O: +100 ºC; C2H5OH: +78,5 ºC; C2H4: -104 ºC. 
d) Explique o que acontece durante o arrefecimento da mistura e como se realiza a 
separação do etanol puro. 
54. Considerar o seguinte processo de equilíbrio: 
 N2F4 (g) 2 NF2 (g) : ΔH = 160 KCal 
Predizer as alterações que poderão ocorrer no equilíbrio se: 
a) a mistura for aquecida a volume constante (justifique a sua resposta) 
b) se remover NF2 da mistura, mantendo a temperatura e o volume constantes 
(justifique a sua resposta). 
c) se se aumentar a pressão do sistema (justifica a sua resposta). 
55. Uma mistura de 0,500 mol de H2 (g) e 0,500 mol de I2 (g) foi colocada num balão de 1 
litro, a 430 ºC. 
a) Escreva a equação da reacção e a expressão da constante de equilíbrio da 
reacção; 
b) Calcular a [H2], [I2] e do [HI] no equilíbrio. (Kc da reacção = 54,3) 
56. Considere a reacção traduzida pela equação: 
 N2 (g) 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ; ΔH < 0 
À temperatura T, as condições no equilíbrio para o sistema são: 
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122 
[NH3] = 1,00 mol/litro 
[N2] = 0,600 mol/litro 
[H2] = 8,00 mol/litro 
a) Calcule o valor da constante de equilíbrio nestas condições. 
57. Em relação ao problema anterior, se a concentração de NH3 for aumentada para 3 
mol/litro, que alterações se poderão prever no equilíbrio? Justifique a resposta. 
58. O amoníaco, NH3 é produzido industrialmente por síntese a partir dos respectivos 
elementos. Esta reacção é exotérmica e é uma reacção de equilíbrio. Numa fábrica 
de amoníaco trabalha-se a cerca de 300 atm e ≈ 450 ºC, em presença de um 
catalisador conveniente, registando-se um rendimento de 26%. 
Explique a influencia no rendimento causada por: 
a) um aumento de temperatura 
b) um aumento ou diminuição de pressão 
c) ausência de catalisador 
d) uma diminuição de temperatura. 
59. Aquece-se uma mistura de monóxido de carbono e dióxido de carbono em presença 
de carbono e determina-se a percentagem em volume dos gases que participam na 
reacção em função da temperatura. O resultado desta experiência é resumido na 
tabela seguinte para 3 misturas de equilíbrio à diferentes temperaturas. 
 Temp (ºC) Vol % CO Vol % CO2 
Experiência 1: 450 2,0 98 
Experiência 2: 750 76,0 24 
Experiência 3: 1050 99,6 0,4 
a) Escreva a equação da reacção e da respectiva constante de equilíbrio. 
b) Explique como influi no equilibro o aumento ou diminuição de pressão. 
c) O valor da constante de equilíbrio aumenta ou diminui a uma temperatura maior 
que as temperaturas escolhidas para a realização da experiência? Justifique a sua 
resposta. 
60. O gráfico abaixo apresenta as condições das molaridades dos produtos NO2(g) e O2(g) 
obtidos por aquecimento de N2O5 (g) num recipiente fechado. 
 
 Molaridade 0,6 
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123 
 
 I 
 
 
 
 
 II 
 0,1 
 
 
0
 t1 Tempo 
 
a) Escreva a equação da reacção referida. 
b) Quais são as substâncias representadas pelas curvas I e II? Explique. 
c) A partir de t1 a concentração de N2O5(g) mantém-se constante e igual a 0,20 
mol/litro. Calcule, usando o gráfico e os dados fornecidos nesta alínea, a 
quantidade de N2O5(g) inicialmente presente. 
d) Represente no gráfico acima, a variação da molaridade de N2O5(g) com o tempo da 
reacção. 
Durante a reacção a pressão no recipiente fechado mantém-se constante, aumenta 
ou diminui? Justifique a sua resposta. 
61. Apresentam-se na tabela seguinte, as percentagens de conversão do eteno (C2H4) em 
etanol (C2H5OH) para a reacção: 
 C2H4 (g) + H2O (g) C2H5OH (g) 
Estes valores foram obtidos em experiências separadas, realizadas a 4 temperaturas e 
3 pressões diferentes. 
T (ºC) 
P (atm) 
50 atm 100 atm 150 atm 
200 30 % 45 % 60 % 
250 15 % 25 % 35 % 
300 4 % 15 % 20 % 
350 0 % 5 % 12 % 
 
a) A formação do etanol é um processo exotérmico ou endotérmico? Justifique a sua 
resposta. 
b) Compare na tabela, para uma temperatura constante, os valores das pressões com 
grau de conversão do eteno. Explique a variação do grau de conversão com a 
pressão, tomando como base a equação de reacção dada atrás. 
c) Estime, para uma pressão de 100 atm, o valor de temperatura no qual se observa 
uma conversão de 35% de eteno. 
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124 
d) Escolha condições de temperatura e pressão que não correspondem a um sistema 
em equilíbrio. Justifique a sua escolha. 
62. Num recipiente tem-se uma mistura de N2O4 e NO2. Estabeleceu-se o equilíbrio: 
 N2O4 (g) 2 NO2 (g)a) Dê a constante (KC) de equilíbrio em termos de concentração de N2O4 e NO2. 
b) Neste equilíbrio o número de moléculas de NO2 que se forma por segundo (a partir 
de moléculas de N2O4) será igual, menor ou maior do que o número de moléculas 
de NO2 que se transforma por segundo (em moléculas de N2O4)? Explique. 
c) O gás NO2 tem a cor castanha, o gás N2O4 é incolor. Por isso a mistura no recipiente 
tem uma cor castanha clara. A reacção directa do equilíbrio (N2O4 → 2 NO2) é uma 
reacção endotérmica. Ao diminuir a temperatura no recipiente, sem variação do 
volume, o equilíbrio deslocar-se-á à esquerda. Explique como se altera a cor da 
mistura no recipiente devido à diminuição da temperatura: ficará mais clara, mais 
escura ou não se altera. 
d) A uma temperatura de 125 ºC para este equilíbrio, o valor de k é igual a 2,0. 
Misturam-se a esta mesma temperatura num recipiente de 1,0 litro, 0,25 mol de N2O4 
e 0,30 mol de NO2. Esta situação inicial (0,25 mol N2O4 misturado com 0,30 mol de 
NO2) ainda não corresponde a um estado de equilíbrio. Mostre através de cálculos. 
63. Num recipiente de 1,0 litro encontra-se uma mistura de 0,80 mol de N2O4 (g) em 
equilíbrio com 0,40 mol de NO2 (g), a determinada temperatura. 
a) Escreva a equação (acertada) da reacção de equilíbrio. 
b) Calcula o valor da constante, K a essa temperatura. 
c) Sabendo que o valor de K muda por mudança de temperatura. 
d) Atendendo que N2O4 (g) é castanho e sabendo que um aumento de temperatura 
provoca que a coloração castanha fica mais intensa, diga se o valor de K aumenta 
ou diminui por aumentar a temperatura. 
e) Em qual sentido se desloca o equilíbrio ao aumentar o volume do recipiente? 
64. Num recipiente fechado encontram-se 4 moles de NO2 e 3 moles de N2O4 num estado 
de equilíbrio, segundo a equação: 2 NO2(g) 2 N2O4(g) 
 
 
 
 
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125 
 
 4 
 
 
 
 
 
 1 
 
 
0
 t1 t2 Tempo 
 
Qual das curvas (A, B, C ou D) no diagrama seguinte mostra a variação de N2O4 com 
o tempo nesta experiência? 
 
 
 
 
 A 
 B 
 
 
 
3 
 C 
 1 D 
 
 
0
 t1 t2 Tempo 
 
65. Dado o sistema em equilíbrio: 
 C2H4 (g) + H2O (g) C2H5OH (g) + calor 
a) Classifica a reacção de formação de etanol como exotérmica ou endotérmica. 
b) Desenhe o diagrama de energia. Indique reagentes, produtos e o efeito energético. 
O diagrama seguinte mostra a percentagem de etanol na mistura gasosa em função 
da temperatura e da pressão. Um sistema em equilíbrio reage a uma perturbação 
(princípio de Le Chatelier). 
 Etanol (%) 
 150 atm 
 
 40 
 
 
30 100 atm 
 
50 atm 
 10 
 
 
200 
250 300 350 Temperatura ( ºC) 
 
c) Considerando temperatura constante, a percentagem de C2H5O, quando a pressão 
é mais baixa, aumenta ou diminui? Justifica a sua resposta. 
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126 
d) Explique porquê a percentagem de C2H5O a temperatura de 300 ºC é menor do que 
a de 250 ºC (considerando pressão constante, por exemplo 150 atm). 
 
 
 
 
 
 
66. Dada a seguinte reacção química: 2 A (g) + B (g) 3 C (g) + D (g) 
Acrescenta-se o número de moles iguais de A e B num recipiente. As duas substâncias 
reagem até um equilíbrio. Qual das seguintes afirmações sempre deve ser certa no 
estado de equilíbrio? 
a) [D] = [B] 
b) [B] < [A] 
c) [A] < [B] 
d) [B] = [A] 
 
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127 
10. POTENCIAL DE HIDROGÉNIO (pH) 
10.1. Conceito de Ácido e de Base 
Existem 5 definições de ácido-base. Neste curso interessam apenas duas. 
10.1.1. Definição de Arrhenius 
 Ácido – toda a substância que em solução aquosa liberta hidrogeniões (H+) 
 Base – toda a substância que em solução aquosa liberta hidroxiliões (OH-) 
Os ácidos fortes (HClO4, HClO3, HCl, HNO3, HSO4, HI e HBr) são electrólitos fortes, quer 
dizer, ionizam-se completamente. A equação da reacção química apresenta uma única 
seta (). Os ácidos fracos ionizam-se, apenas, parcialmente. A equação apresenta duas 
setas ( ) 
HCl + (aq)  H+(aq) + Cl – (aq) 
H2SO4 + (aq)  2H+(aq) + SO4 2 – (aq) Ácidos 
H3PO4 + (aq) H+(aq) + H2PO4 – (aq) 
 
NaOH(s) + (aq)  Na+(aq) + OH – (aq) 
NH4OH(aq) NH4+(aq) + OH – (aq) Bases 
Al(OH)3 + (aq) Al3+(aq) + 3OH – (aq) 
10.1.2. Definição de Bronsted-Lowry 
Ácido – toda a partícula (molécula ou ião) que em solução cede um protão a uma 
base (teoria protónica). 
Ácido é um doador de protões. 
Base é aceitador de protões. 
HCl + H2O  H3O+(aq) + Cl –(aq) 
Ácido Base (ião hidrónio) 
NH4+(aq) + H2O NH3 (aq) + H3O+(aq) 
Ácido Base Base Ácido 
NH3 + H2O NH4+ + OH- 
Base Ácido 
NaOH + H2O Na+ + OH - + H2O define-se facilmente com base na 
teoria de Arrhenius. 
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128 
10.2. Anfólito ou Partícula Anfotérica 
Anfólito é uma partícula que pode agir como ácido e como base, portanto, tem 
dualidade de comportamento, dependendo da substância com quem interage. 
Exemplo: H2O, HCO3 -, HPO4 2-, H2PO4 2-, HC2O4 - ... 
NH3 + H2O NH4 + + OH - H2O - Ácido 
NH4 + + H2O H3O + NH3 H2O - Base 
10.3. Par Conjugado Ácido-Base 
Um ácido e a sua base conjugada diferem em, apenas, um protão (H+). 
Exemplo: 
 Ácido | Base Ácido | Base 
 H2O | OH - H2S | HS - 
 H2CO3 | HCO3 - HS - | S 2- 
 HCO3 - | CO3 2- HF | F - 
 Um ácido forte tem a sua base conjugada fraca 
 Umabase forte tem o seu ácido conjugado fraco 
 H2O H+ + OH - 
 ácido base 
NH3 + H2O NH4+ + OH - ácido1|base2 - pares conjugados 
base1 ácido1 ácido2 base2 ácido2|base1 - pares conjugados 
 
10.4. Autoprotólise da Água (Kw) 
Protólise é uma reacção química que envolve transferência de protões. 
 H+ 
 
 H2O + H2O H3O+ + OH - 
 Base Ácido 
 Keq = [H3O].[OH -] = Kw = 10 –14 a 298 K (25ºC) 
onde: Kw - é constante de autoprotólise ou constante da água 
H2O H+ + OH - 
Kw = [H3O+].[OH -] - Bronsted 
Kw = [H+].[OH -] - Arrhenius 
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129 
 x x 
 Kw =[H+].[OH -] = 10 -14 
 x . x = 10 -14 
 x2 = 10 -14 
x =  10 -14 
x = 10 –7 M 
Na água [H+] = [OH -] = 10 –7 M a 298 K 
 
10.5. Definição de pH 
 
 
 
 p = - log é operador matemático 
 pH = - log[H3O+] pKa = - log Ka 
 pOH = - log[OH-] pKb = - log Kb 
 pKw = - log Kw 
 
 
 
 
10.6. Hidrólise 
Hidrólise é a reacção de uma partícula com água. Assim, numa reacção de hidrólise, 
há interacção de uma substância com água, quebra de ligações intramoleculares na 
água e formação de novas ligações. O fenómeno de hidrólise é diferente da 
hidratação!!! 
Que espécies sofrem hidrólise? 
R: - Todos os iões que provêm de ácidos fracos e de bases fracas sofrem hidrólise. 
- Todos os iões que provém de ácidos e bases fortes não se hidrolisam em solução 
aquosa. 
 Ácidos fortes Bases fortes 
 HClO4 NaOH 
 HClO3 KOH 
HCl Ca(OH)2 
 HNO3 Ba(OH)2 
pH = - log[H3O+] - Bronsted 
pH = - log[H+] - Arrhenius 
pH + pOH = pKw 
pKw = - log Kw = - log 10-14 = 14 
pH + pOH = 14 (a 298 K) 
pKa + pKb = pKw 
Ka . Kb = Kw 
Ka . Kb = 14 (298K) 
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130 
 HSO4 todos os hidróxidos de metais alcalinos e 
 HBr alcalino–terrosos, excepto Mg(OH)2 e Be(OH)2 
 HI 
 
 NaCl Na+ e Cl- não sofrem hidrólise (sal neutro) 
 
 NaOH HCl 
Base forte Ácido forte 
 
 NaF F - sofre hidrólise 
 F - + H2O HF + OH - 
 NaOH HF 
Base forte Ácido fraco NaF -- é um sal básico 
 
 NH4Cl NH4+ sofre hidrólise 
 NH4+ H2O NH3 + H3O+ 
 NH4OH HCl 
Base fraca Ácido forte NH4Cl é um sal ácido 
 
 
 CH3COONa CH3COO - sofre hidrólise 
 CH3COO - + H2O CH3COOH + OH - 
 CH3COOH NaOH 
Ácido fraco Base forte ; CH3COONa é um sal básico 
 
 NH4F NH4 + sofre hidrólise se Ka (NH4+) > Kb (F -) o sal é ácido 
 F - sofre hidrólise se Ka (NH4+) < Kb (F -) o sal é básico 
NH4OH HF se Ka (NH4+) = Kb (F -) o sal é neutro 
Base fraca Ácido fraco 
 
10.7. Cálculo de pH de um ácido forte/base forte 
HCl 10 –1 M HCl + (aq)  H+(aq) + Cl –(aq) 
 10 –1 10 –1 10 –1 
[H+] = 10 –1 M pH = - log[H+] = - log 10 –1 = 1 
HNO3 10 M HNO3 + (aq)  H+(aq) + NO3 –(aq) 
 10 10 10 
[H+] = 10 M pH = - log[H+] = - log 10 = -1 
NaOH 10 M NaOH + (aq)  Na+(aq) + OH –(aq) 
 10 10 10 
[OH - ] = 10 M pOH = - log[OH - ] = - log 10 1 = -1 
 pH = 14 - pOH = 14 + 1 = 15 
Analisemos a situação, pouco comum, descrita abaixo: 
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131 
HCl 10 –8 M HCl + (aq)  H+(aq) + Cl –(aq) 
 10 –8 10 –8 10 –8 
 [H+] = 10 –8 M pH = - log[H+] = - log 10 –8 = 8 ??? 
O pH de uma substância ácida é sempre ácido, portanto a 25ºC sempre é menor que 7!!! 
 Se [H+] do ácido < [H+] da H2O = 10 –7, então despreza-se a concentração do 
ácido, i.é, a contribuição de H+ proveniente do ácido, e o pH da solução é 
considerado igual a 7. 
10.8. Cálculo de pH de um ácido monoprótico fraco / monobase 
Ácidos monopróticos fracos tem apenas um protão ionizável. Ex: HF, CH3COOH, 
HCOOH, NH4+, HCN, HNO2, HClO2, HClO, etc. 
Monobases fracas – aceitam apenas um protão (são aniões dos ácidos monopróticos 
fracos/bases conjugadas de ácidos monopróticos). Ex: F-, CH3COO-, HCOO-, NH3, CN-, 
NO2- ClO2 -, ClO -, ... 
Seja HA um ácido monoprótico fraco: 
 HA + (aq) H+(aq) + A- (aq) 
inicio Ca 0 0 
variação - x + x + x x = [H+] 
equilíbrio Ca - x x x x = [A -] 
   
  XCa
X
XCa
XX
HA
AH
Ka
2







 
Se Ka < 10 –3 , Ca – x  Ca 
   
 
CaKaXCaKaX
Ca
X
XCa
X
HA
AH
Ka 2
22





 
 
 
 Por analogia  
 
 
Mas, somente se Ka < 10 -3 eou Kb < 10 -3!!! 
10.9. Cálculo de pH de uma base/ácido diprótico fraco 
Ácidos dipróticos fracos: H2S H2CO3, H2SO3, H2C2O4 (ácido oxálico), H2C4H4O4 (ácido 
succínico) 
  CaKaH 
 
  CbKbOH 
 
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132 
Dibases fracas : CO3 2-, SO3 2-,S 2- , C2O4 2-, C4H4O4 2- , Mg(OH)2 , etc. 
H2S H+ + HS -    
 SH
HSH
K
2
a1
 

 
HS - H+ + S 2-    

 

HS
SH
K
2
a2
 
Para calcular o pH usa-se apenas a primeira ionização Ka1,pois Ka2 <<< Ka1. 
Exemplo_1: H2S 10 –2 M Ka1 = 3.10 -7 e Ka2 = 1,2.10 -13 
[H+] =  Ka.Ca =  3.10 –7 . 10 –2 = 6,1.10 –5 M, porque Ka1 < 10 -3 
pH = - log 6,1.10 –5 
pH = 4,2 
 
Exemplo_2: Calcule o pH de uma solução de Na2S. As constantes de ionização do 
ácido H2S são Ka1 = 3.10 -7 Ka2 = 1,2.10 –13, C Na2S = 10 –2 M 
Ácido Base 
H2S H+ + HS - Ka1 S 2- + H2O HS - + OH - Kb1 
 
HS - H+ + S 2- Ka2 HS - + H2O H2S + OH - Kb2 
 
Kb1 Relaciona as espécies S2- e HS-. O seu equivalente no ácido é Ka2 que também 
relaciona as mesmas, veja as partes sublinhadas por baixo. 
 Ka . Kb = Kw  Kb1 = Kw / Ka2 
 Kb2 = 10 –14/1,2.10 –13 = 8,3.10 -2 
 Na2S 10 –2 M S 2- + H2O HS - + OH - 
 base 
NaOH H2S [OH -] =  Kb.Cb 
Base forte Ácido fraco [OH -] =  8,3.10 –2 . 10 –2 
 = 2,9.10 –2 M 
 pOH = - log 2,9.10 –2 = 1,5 
 pH = 14 - pOH = 12,5  pH = 12,5 
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133 
10.10. Solução-Tampão 
Solução Tampão é aquela que resiste à variação de pH por adição de pequenas 
quantidades de ácidos ou de bases, mesmo fortes. 
Geralmente as soluções tampão são misturas de ácidos fracos com as suas bases 
conjugadas. Todavia os ácidos e bases também podem funcionar como solução 
tampão. 
Os tampões mais usados no laboratório são: 
 Tampão Acético: CH3COOOH / CH3COO - pH ≈ 5 
 CH3COOOH / CH3COONa 
 Tampão Amoniacal: NH4+ / NH3 pH ≈ 9 
 NH4Cl / NH3 (aq) 
 Outras Soluções Tampão: HCOOH /HCOO -, HF / F -, HCN / CN -. 
Exemplo: Mistura-se 0,1 mol de CH3COOH com 0,09 mol de CH3COONa num volume 
de 1000 ml. 
a) Calcule o pH da solução resultante. 
b) Calcule a variação do pH que resulta quando se adiciona 1 ml de HCl a 1 M e 
quando se adiciona 1 ml de NaOH a 1 M. 
a) quando: V = 1 litro; Concentração = nº mol (pois a concentração é 1 molar). 
CH3COOH + (aq) CH3COO - + H+ Ca = 0,1 mol/1 = 0,1 M 
 0,1 mol 0,09 mol Cb = 0,09 mol/1 = 0,09 M 
 
CH3COONa + (aq)  CH3COO - + Na+ 
 0,09 M 0,09 M 0,09 M pKa = 4,77 
pH = pKa + log CbCa  pH = 4,77 + log 0,09 0,1  pH (i) = 4,724 
 
b) CH3COOH + (aq) CH3COO - + H+ HCl = 1 ml e 1 M 
inicio: 0,1 0,09 n (de H+) = C*V 
equil: 0,1 + 0,001 0,09 –0,001 n = 1 * 0,001= 0,001 mol 
 
pH (f) = pKa + log Cb  pH = 4,77 + log 0,09 – 0,001  pH (f) = 4 ,715 
 Ca 0,1 + 0,001 
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134 
 pH = pH (f) - pH (i) = 4,715 - 4,724 = - 0,01 
 
Ao adicionar de 1 ml NaOH, o equilíbrio desloca-se à direita: 
 CH3COOH + (aq) CH3COO - + H+ NaOH  Na+ + OH - 
inicio: 0,1 0,09 n n 
equil: 0,1 - 0,001 0,09 + 0,001 OH= 1 ml e 1 M 
n (de OH -) = C*V 
 n = 1 * 0,001= 0,001 mol 
(Os iões OH - reagem com os H+. Gastando H+, o equilíbrio desloca-se à direita). 
 pH (f) = pKa + log Cb  pH = 4,77 + log 0,09 + 0,001  pH(f) = 4,73 
 Ca 0,1 - 0,001 
 
 ΔpH = pH(f) - pH(i) = 4,73 - 4,72 = 0,001 
 
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135 
EXERCÍCIOS 
67. As seguintes partículas são pares conjugados de ácido e base, excepto: 
A) H3O+, OH – 
B) NH4+, NH3 
C) HCO3 -, CO3 2 – 
D) C2H4O2, C2H3O2 - 
68. Adiciona-se a 98,10 ml de H2O destilada 1, 00 ml de solução 1.09.10-2 N de NaOH e 0,90 
ml de uma solução 1,00.10-3 N de HCl. Qual é o pH da solução obtida? 
69. Na equação: CH3NH2 + CH3COOH CH3NH3+ + CH3COO – 
 I II III IV 
II e III são? 
I e IV são? 
70. Qual é o pH da solução que contém 0,01 mol de HCl num litro de solução? 
71. a) Calcular a molaridade e o pH da solução de ácido nítrico (HNO3) contendo 0,315 g 
de HNO3 em 500 ml de H2O. Ar(N) = 14 u.m.a. e Ar (O) = 16 u.m.a. 
b) Calcular o pH das seguintes soluções: 
I Ba(OH)2 0,005 M 
II HNO2 0,01 M (Kc = 4.10-4) (log2 = 0,30) 
72. Dissolve-se 5,6 g de Hidróxido de Potássio (KOH) em 1 litro de água, a 25 ºC. 
Dados: Mr: K = 39 u.m.a.; O = 16 u.m.a.; H = 1 u.m.a. 
 
a) Escreva a equação que traduz este processo de dissolução. 
b) Calcule PH da solução, tendo em conta que KOH é uma base forte. 
73. Preparou-se, à temperatura de 25 ºC, 1 litro de uma solução aquosa, dissolvendo 0,5 
mol de ácido acético (CH3COOH) e 0,10 mol de acetato de sódio (CH3COONa). 
Considerando que o valor de pKa relativo ao par CH3COOH/CH3COO - é igual a 4,74, 
calcule o pH da solução. 
74. Para a preparação de uma solução-tampão misturam-se 500 ml de uma solução 0,2 
molar de CH3COOH e 500 ml de uma solução 0,2 molar de CH3COONa. 
c) Calcule o pH deste tampão assumindo que a constante de ácido (Ka) do ácido 
acético é igual a 1.10-5. 
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136 
d) Porque se devem usar concentrações relativamente elevadas de CH3COOH e 
CH3COONa na preparação de tampões? 
Massas atómicas: C = 12 u.m.a. H = 1 u.m.a. O = 16 u.m.a. Na = 23 u.m.a. 
75. A água actua como base nas reacções: 
I) H2O + CaO  Ca2+ + OH – 
II) H2O + HCl  H3O+ + Cl – 
a) só em I 
b) só em II 
c) em I e II 
d) em nenhum dos casos 
76. A concentração dos iões de H3O+ é maior numa solução aquosa (0,1 M) de: 
a) HAc (ácido acético) 
b) HCl 
c) H2SO4 
d) H3PO4 
77. Numa solução aquosa de amoníaco, a partícula em maior concentração(além de 
água) é: 
a) NH3 
b) NH4+ 
c) OH – 
d) H+ 
78. Um copo contém uma solução de ácido acético (HAc) com pH = 4. Num segundo 
copo introduz-se uma certa quantidade de uma solução de um ácido HZ, mais fraco 
do que o ácido acético mas com a mesma molaridade. O que se pode dizer em 
relação ao pH da solução do ácido HZ? 
a) < 4 
b) = 4 
c) > 4 
d) não é igual a 4 mas é possível dizer se será maior ou menor que 4. 
79. Quais das seguintes reacções é de ácido - base: 
I 2 H+ + Fe  Fe2+ + H2 
II 2 H+ + FeCO3  Fe2+ + H2O 
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137 
 
a) nenhuma 
b) só I 
c) só II 
d) I e II 
80. A uma solução de HCl com pH = 2, adiciona-se uma solução de HNO3 com pH = 2. O 
pH da solução resultante é: 
a) menor que 2; 
b) igual a 2; 
c) maior que 2; 
d) não se pode dizer; depende das quantidades usadas. 
81. Num copo encontram-se 10,0 ml duma solução de ácido clorídrico (2,00 M). 
Adicionam-se, pequenas quantidades duma solução de KOH. Depois de cada adição 
de KOH e depois de agitar bem, se mede a temperatura da solução no copo. O 
diagrama abaixo mostra a temperatura medida em função de número de ml de KOH 
adicionado. A temperatura inicial da solução de HCl e da solução de KOH é de 23,0 
ºC. O ponto P no gráfico indica o momento em que todo o ácido reagiu. 
 T (ºC) 
 
 40 
 P 
 
 
 
 
 30 
 
 
 
 24 
 
 22 5 10 ml KOH 
a) Explique porque na primeira parte da experiência a temperatura da solução no 
copo sobe. 
b) Explique porque na segunda parte da experiência (depois do ponto P) a 
temperatura da solução no copo não fica constante mas baixa. 
c) Qual será o pH da solução no momento em que se atinge o ponto P no gráfico 
(básico, ácido ou neutro)? Justifique a sua resposta. 
d) Calcule a molaridade da solução de KOH usada nesta experiência. Use o gráfico. 
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138 
 
82. Qual das partículas seguintes H3O+, H2O, F- e NH3 não pode reagir como base: 
a) H3O+ 
b) H2O 
c) F – 
d) NH3 
83. Uma solução de um certo ácido em água tem pH = 3,5. Isto significa que: 
a) o ácido é um ácido fraco; 
b) a metade das moléculas do ácido, cedeu um ião H+; 
c) o ácido é forte; 
d) [H+] = 10-3,5 = 3,16.10-4; 
84. Adiciona-se ao ácido clorídrico uma solução de hidróxido de sódio até a solução ficar 
alcalina. Qual dos seguintes iões tem a concentração maior na mistura final? 
a) Na+ 
b) OH – 
c) H+ 
d) Cl – 
85. No amoníaco líquido estabelece-se o seguinte equilíbrio: 
2 NH3 NH4+ + NH2 - 
Nesta reacção o NH3 reage como: 
a) ácido e base simultaneamente 
b) só ácido 
c) só base 
d) nem ácido, nem base 
86. Dado Kw = 1,0.10-14. 
Uma solução tem pH = 12. Esta solução pode ser: 
a) hidróxido de sódio a 10-12 M 
b) ácido clorídrico a 10-12 M 
c) hidróxido de sódio a 10-2 M 
d) ácido clorídrico a 10-2 M 
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139 
 
 
87. Dois recipientes, I e II contêm soluções de concentração diferentes. 
I. pH = 1 
II: pH = 3 
A concentração de H3O+ no recipiente I é: 
a) três vezes maior do que no recipiente II 
b) três vezes menor do que no recipiente II 
c) cem vezes maior do que no recipiente II 
d) cem vezes menor do que no recipiente II 
88. Adiciona-se 1,0 mol de um ácido monoprótico HZ, do qual não se sabe se é fraco ou 
forte, a 1,0 mol de NaOH em solução aquosa. A solução será: 
a) neutra 
b) alcalina 
c) ácida 
d) neutra ou dependendo da força de HZ. 
89. Para neutralizar 10 ml de uma solução de HCl com pH = 3,0 precisa-se de x ml de certa 
solução de NaOH. 
Para neutralizar 10 ml de uma solução de CH3COOH com pH = 3,0 precisa-se de y ml 
da mesma solução de NaOH. Qual é a relação entre x e y? 
a) X < Y 
b) X = Y 
c) X > Y 
d) Não se pode dizer, pois isso depende do valor do Ka do CH3COOH. 
90. O pH é uma função logarítmica (pH = - log [H3O+]). 
Quando o pH duma solução diminui de 5 para 4, a concentração de H3O+: 
a) aumenta 10 vezes portanto de 10-5 para 10-4. 
b) aumenta 100 vezes portanto de 4 para 5. 
c) diminui 10 vezes portanto de 10-4 para 10-5. 
d) diminui 100 vezes portanto de 10-5 para 10-4. 
 
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140 
 
 
 
91. Uma solução tem pH = 2. Esta solução pode ser: 
a) hidróxido de sódio a 10-12 M 
b) ácido clorídrico a 10-12 M 
c) hidróxido de sódio a 10-2 M 
d) ácido clorídrico a 10-2 M 
92. Um copo contém uma solução de ácido acético, HAc, (ácido fraco) com pH = 3. 
Outro copo contém certa quantidade de uma solução de ácido clorídrico, HCl, 
(ácido forte) com o mesmo valor de pH = 3. O que se pode dizer sobre a 
molaridade(M) de ambos os ácidos? 
a) nada se pode dizer porque há falta de informação 
b) a molaridade de ambos os ácidos é igual 
c) a molaridade de HCl é menor do que a molaridade de HAc. 
d) a molaridade de HCl é maior do que a molaridade do HAc. 
93. Num copo mistura-se o sal cloreto de sódio e água suficiente para dissolver todo o sal. 
Finalmente as partículas contidas no copo (com uma concentração maior do que 10-7 
M) são: 
a) NaCl (s) e H2O (l) 
b) NaCl (s), H+(aq) e OH – (aq) 
c) Na+(aq), Cl – (aq), H+ (aq) e OH – (aq) 
d) Na+(aq), Cl – (aq), H2O(l) 
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141 
11. SOLUBILIDADE 
Solubilidade é a quantidade máxima de um soluto que se pode dissolver num certo 
volume de solvente, a uma dada temperatura. 
A solubilidade (s) corresponde à concentração (C) de uma solução saturada. 
A concentração de uma solução pode ser expressa em: 
g/l - é concentração comum 
mol/l - é molaridade (C) 
eq/l - é normalidade (N) 
n/m – é molalidade (m) 
% - é percentagem. Corresponde à massa do soluto m2, dividida pela massa da 
solução e o resultado multiplicado por 100. 
 
%001
mm
m
%
21
2 


 
11.1. Factores que influenciam a solubilidade 
A solubilidade depende de seguintes factores: 
 Temperatura: geralmente aumenta a solubilidade. 
 Presença de ião comum: diminui a solubilidade. 
 Solvente (polar dissolve polar e composto iónico, enquanto que apolar dissolveapolar). 
 Presença de outros iões (distintos): aumenta a solubilidade. 
11.1. Produto da Solubilidade (Ks) ou Constante do Produto de Solubilidade 
(Kps) 
s - é a solubilidade do sal. 
 AgCl (s) + (aq) Ag+ (aq) + Cl – (aq) 
 s s 
 Ks = [Ag+].[Cl -] = s. s = s 2 
 Ag2CrO4 (s) + (aq) 2 Ag+ + CrO4 2- (aq) 
 2 s s 
Ks = [Ag+]2.[CrO4 2-] = (2 s)2 . s = 4 s 3 
 
Ca3(PO4)2 (s) + (aq) 3 Ca 2+ (aq) + 2 PO4 3- (aq) 
 3 s 2 s 
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142 
 Ks = [Ca2+]3.[PO4 3-]2 = (3 s)3 . (2 s)2 = 108 s5 
 MgNH4PO4 (s) + (aq) Mg2+ (aq) + NH4+ (aq) + PO4 3- (aq) 
 s s s 
 Ks = [Ca2+].[NH4+].[PO4 3-] = S . S . S = S 3 
11.2. Produto Iónico (PI) 
O produto iónico de um sal tem a mesma fórmula que Kps. Através deste, pode-se 
determinar, analiticamente, se determinadas espécies iónicas, presentes em solução, 
podem ou não formar um precipitado, tendo em conta, também, a sua constante de 
produto de solubilidade. Assim, se: 
94. PI < Ks : Solução insaturada, não há formação de precipitado. 
95. PI = Ks : Solução saturada, não há formação de precipitado. 
96. PI > Ks : Solução supersaturada, há formação de precipitado 
 
11.3. Lei de diluição de Ostwald 
No caso de o electrólito AX se dissociar nos iões A+ e X-, a constante e o grau de 
dissociação encontram-se ligados através da expressão: 
)-(1
K
2


mC
 
Se α « 1 então 1- α ≈ 1 , então: 
m
m
C
K
eC   2K
 
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143 
EXERCÍCIOS 
97. Dilui-se com água 200 ml de solução 0,2M de um certo sal até formar 0,8 dm3. 500 cm3 
da solução diluída são aquecidos até formar uma solução 1,5 M. O número de moles 
na solução final é: 
a) 0,010 
b) 0,020 
c) 0,035 
d) 0,040 
98. O produto de solubilidade de brometo de prata é 5,2 .10 -13. Se a solução contém 2.10 -
13 moles/l de iões Br-, a máxima concentração de iões Ag+ que pode existir na solução 
sem precipitar o brometo de prata é: 
a) 2,0.10 -2 
b) 2,6.10 -11 
c) 2,0.10 2 
d) 2,6.10 11 
99. A 25 ºC a solubilidade de cloreto de sódio é igual a 36,0 g em 100g de H2O. Qual é a 
fracção em massa (% massa) do NaCl na solução saturada? 
a) 26,0 
b) 26,5 
c) 27,0 
d) 27,5 
100. Quantas gramas de nitrato de potássio se cristalizam a partir de 105,0g de uma 
solução saturada a 60 ºC, se a arrefecermos até 0 ºC sendo os coeficientes (unidades) 
de solubilidade a estas temperaturas iguais a 110,0g e 13,0g em 100g de água, 
respectivamente? 
a) 36,7 
b) 48,5 
c) 60,0 
d) 78,3 
 
 
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144 
101. A concentração de nitratos na água para beber não deve ultrapassar 40 mg/dm3. 
Uma amostra de 500 cm3 de água que contém 12 mg de nitrato: 
a) pode ser usada para beber 
b) não deve ser usada para beber 
c) pode ser usada para beber só quando filtrada 
d) não é possível responder por falta de dados 
102. Têm-se três soluções de H2SO4 designadas por A, B, e C: 
A = 300 ml; 0,4M, B = 200 ml ; 0,1M C = 500 ml; 0,6M 
Qual é a molaridade da solução resultante da mistura das soluções A, B e C? 
a) 0,44 M 
b) 0,46 M 
c) 0,90 M 
d) 1,10 M 
103. Dadas as seguintes soluções aquosas: 
Solução A: 312 mg de BaCl2, em 10 ml de solução. 
Solução B: 10 ml de KIO3 (iodato de potássio) a 0,01 M. 
Massas atómicas: Cl = 35 u.m.a.; Ba = 137 u.m.a; KS do Ba(IO3)2 = 1,25.10 -9. 
a) Calcule o número de moles de cada ião presentes na solução A e B. 
b) Juntam-se as soluções A e B. Haverá formação de precipitado? Apresente os 
cálculos. 
c) Proponha um método adequado para separar o precipitado na mistura final. 
104. Dadas duas soluções I e II. 
I: solução de cloreto de sódio 0,5 M 
II: solução de cloreto de cálcio 0,5 M 
A concentração do ião (Cl -) é: 
a) igual em ambas soluções 
b) duas vezes maior na solução II do que na solução I 
c) duas vezes maior na solução I do que na solução II 
d) não se pode saber, depende do volume 
 
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145 
 
105. A 25 cm3 de uma solução de KOH 0,5 M adicionou-se água até duplicar o volume. A 
nova concentração da solução de KOH é: 
a) 0,25 M 
b) 1,0 M 
c) 2,5 M 
d) depende da força da base 
106. O gráfico apresentando dá informação sobre a solubilidade máxima de 6 sais em 
função da temperatura (linhas contínuas). A solubilidade máxima é dada em gramas 
do sal por 100 gramas de água. 
Solubilidade 
(sal/100g H2O) 
 
 100 1 2 
 
 
 80 
 3 
 
 
 
 60 
4 
 I 
 
 40 5 
 
 
 
 II 
 20 
6 
 
 
 
0 
2,0
 
4,0 6,0 80 100 temp. (ºC) 
 
1 – nitrato de potássio 4 – cloreto de potássio 
2 – brometo de potássio 5 – cloreto de sódio 
3 – sulfato de cobre (II) pentahidratato 6 – sulfato de potássio 
A solubilidade dos seis sais (1, 2, 3 ,4, 5, 6) depende da temperatura. Qual é o sal cuja 
solubilidade possui menor dependência da temperatura? 
a) brometo de potássio 
b) sulfato de cobre (II) pentahidratado 
c) cloreto de sódio 
d) a dependência é igual para todos 
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146 
 
 
107. O hidróxido de bário dissolve-se em água com uma solubilidade máxima de 5,0 g de 
Ba(OH)2 por 100 g de água (à temperatura de 25 ºC). 
a) Expresse o processo de dissolução do hidróxido de bário através de uma equação 
química. 
b) A percentagem de massa de hidróxido de bário numa solução aquosa saturada é 
de 4,8%. Verifique através de cálculos. 
c) Misturam-se 11 g de hidróxido de bário com 240 g de água. A solução resulta 
saturada, não saturada ou supersaturada? Justifique a sua resposta com cálculos. 
d) Ao misturar 5,0 g de hidróxido de bário com 100 g de água, numa proveta, resulta 
numa solução de volume igual a 103 ml. 
e) Calcule o pH duma solução saturada de hidróxido de bário. 
f) Não é possível (nas condições dadas) preparar uma solução de hidróxido de bário 
de pH = 15. Explique porquê. 
108. O gráfico apresentando dá informação sobre a solubilidade máxima de 6 sais em 
função da temperatura (linhas contínuas). A solubilidade máxima é dada em gramas 
do sal por 100 gramas de água. 
Solubilidade 
(sal/100g H2O) 
 
 100 1 2 
 
 
 80 
 3 
 
 
 
 60 
4 
 I 
 
 40 5 
 
 
 
 II 
 20 
6 
 
 
 
0 
20
 
40 60 80 100 temp. (ºC) 
 
1 – nitrato de potássio 5 – cloreto de sódio 
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147 
2 – brometo de potássio 6 – sulfato de potássio 
3 – sulfato de cobre (II) pentahidratato 
4 – cloreto de potássio 
Prepara-se uma saturação de nitrato de potássio a temperatura de 20 ºC usando 500 
g de água. O número de gramas do sal nestas condições é: 
a) 30 gramas 
b) 15 gramas 
c) 150 gramas 
d) não é possível utilizar o gráfico para responder a pergunta feita. 
109. Dadas duas soluções I e II. 
I: solução de cloreto de cálcio (CaCl2) 0,5 M 
II: solução de cloreto de sódio (NaCl) 0,5 M 
O número de moles do ião (Cl -) em cada solução é: 
a) igual em ambas soluções 
b) duas vezes maior na solução I do que na solução II 
c) duas vezes maior na solução II do que na solução I 
d) não se pode dizer; depende do volume 
110. A 25 cm3 de uma solução de NaCl 0,5 M evaporou-se até reduzir o volume para 
metade do volume original. Todo o sal mantém-se dissolvido. A nova concentração da 
solução de NaCl é: 
a) 1,0 M 
b) 0,25 M 
c) 2,5 M 
d) depende da dissociação do sal 
111. O hidróxido de sódio apresenta solubilidade máxima (à temperatura de 25 ºC) de 
42,0 g por 100 g de água. 
Uma solução contendo a quantidade máxima de um soluto chama-se solução 
saturada. 
a) Escreva o processo de dissolução do hidróxido de sódio através duma equação 
química. 
b) Calcula a percentagem da massa de sódio numa solução aquosa saturada. 
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148 
c) Mistura-se 70 g de hidróxido de sódio e 180 g de água. A solução resulta saturada, 
não saturada ou supersaturada? Justifique a sua resposta com cálculos. 
d) Ao misturar 42 g de hidróxido de sódio e 100 g de água, resulta numa solução de 
volume igual a 107 ml. 
e) Calcule o PH duma solução saturada de hidróxido de sódio. 
f) Massas atómicas: Na = 23, O = 16, H = 1,0. 
g) Será possível preparar (nas condições dadas) 0,5 litros de uma solução de hidróxido 
de sódio de PH > 15? Explique porquê. 
112. Num tubo de ensaio com uma solução de NaCl a 1,0 M, são adicionados, gota a 
gota alguns mililitros de uma solução de KCl a 1,0 M. Faz-se um diagrama da [Cl –(aq)] 
em relação ao volume da solução de KCl adicionado. 
Qual é o diagrama correcto? 
 [Cl
-
(aq)] [Cl
-
(aq)] 
 
 
 
 A B 
 
 ml KCl ml KCl 
 [Cl
-
(aq)] [Cl
-
(aq)] 
 
 
 
 
 C D 
 
ml KCl ml KCl 
 
113. Para determinar o teor de ácido cítrico no sumo de limão, foi convertido o ácido 
cítrico completamente em Ci3 - por adicionar uma solução de hidróxido de sódio, 
segundo a equação: 
 H3Ci(aq) + 3 OH–  3 H2O (l) + Ci3 –(aq) 
O procedimento seguido foi: 
 Espremer limão até obter 10 ml de sumo concentrado. 
 Diluir os 10 ml de sumo por adicionar água até um volume de solução de 100 ml 
 Adicionar hidróxido de sódio a 10 ml da solução diluída de sumo de limão. O ácido 
cítrico reagiu completamente, não há substância em excesso. Durante a reacção 
foram gastos 8,20 ml de hidróxido de sódio 0,100M. 
a) Calcule o número de moles de base (OH-) gastos na reacção. 
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149 
b) Calcule o número de moles de ácido cítrico em 10 ml do sumo diluído. 
c) Calcule o número de moles e a massa em gramas do ácido cítrico em 10 ml de 
sumo concentrado. (massa molar do ácido cítrico: 192 g/mol). 
d) Calcule a percentagem em massa do ácido cítrico no sumo de limão. (densidade 
molar do sumo: 1,03 g/ml) 
e) Calcule quantos litros de sumo precisar-se-iam para obter 1,0 kg do ácido cítrico 
puro. 
114. A solubilidade do cloreto de sódio é 36 g em 100 g de água a 20 ºC. Isto significa 
que: 
a) 36 g de sal dissolvem-se em 100 g de álcool a 20 ºC. 
b) 72 g de sal dissolvem-se em 100 g de água a 40 ºC. 
c) 9 g de sal dissolvem-se em 25 g de água a 20 ºC. 
d) 1 g de sal dissolve-se em 1 g de água a 20 ºC. 
115. A solubilidade máxima do hidróxido de sódio (NaOH) é de 42,0 g por 100 g de água 
(298K). Misturam-se bem num copo 250 g de NaOH e 500 g de água à temperatura de 
298 K. Resulta uma solução: 
a) insaturada; 
b) saturada sem NaOH(s)no fundo do copo; 
c) saturada com quantidade menor do que 50 g de NaOH(s) no fundo do copo; 
d) saturada com mais do que 50 g de NaOH(s) no fundo do copo. 
116. Um copo A contém 30,0 ml duma solução aquosa de NaI 0,1 M. Um copo B contém 
40,0 ml duma solução aquosa de Pb(NO3)2 0,050 M. 
a) O número de pessoas no mundo neste momento é mais ou menos (6 000 000 000) 6 
biliões. Será que o número de iões de Na+ no copo A, é menor ou maior do que 6 
biliões? Justifique a sua resposta através dum cálculo usando o número de 
Avogadro. (NA = 6.1023). 
b) Juntando os copos A e B, forma-se um precipitado de PbI2. Dê a equação de 
reacção (iónico-molecular) deste processo. Indique também o estado de 
congregação das substâncias. 
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150 
c) Calcule o peso, em gramas, do precipitado. As massas moleculares do Pb(NO3)2, 
NaI, PbI2, e NaNO3 são respectivamente: 331 u.m.a., 150 u.m.a., 461 u.m.a. e 85 
u.m.a. As massas atómicas de Pb e I são respectivamente 207 e 127 u.m.a. 
Indicação: Calcule primeiro a substância que está em excesso. 
d) Faz-se uma filtração em que se separa o precipitado e a solução. Encontram-se iões 
no filtrado (= o líquido que passa pelo filtro)? Caso sim quais são? 
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151 
117. Adicionou-se uma certa quantidade de água a 20 cm3 de uma solução aquosa de 
NaOH 2,0 M. A nova concentração da solução de NaOH é de 0,5 molar. A 
quantidade de água adicionada é: 
a) 80 cm3 
b) 60 cm3 
c) 20 cm3 
d) nenhuma das respostas 
118. Adiciona-se 50 ml duma solução de NaOH 0,2 M a 100 ml de água. A molaridade da 
solução resultante é: 
a) 0,040 M 
b) 0,066 M 
c) 0,240 M 
d) 0,360 M 
119. Preparou-se uma solução de NaCl dissolvendo-se 5.85 g de NaCl em 500 ml de H2O 
(solução A). Desta solução tomaram-se 50 ml para um balão de 250 ml; completou-se 
o volume de 250 ml com H2O e agitou-se bem o balão para homogeneizar a solução 
(solução B). 
Qual é a concentração em moles por litro das soluções A e B? Massas atómicas: 
Na=23 u.m.a., Cl=35,5 u.m.a. 
120. O hidróxido de sódio é bem solúvel em água. A solubilidade máxima (à temperatura 
de 25 ºC) é de 42,0 g por 100 g de água. Uma solução contendo a quantidade 
máxima dum soluto chama-se solução saturada. 
a) A percentagem de massa de NaOH numa solução saturada em água é de 29,6%. 
Verifique através de cálculos. 
b) Misturam-se 140 g de NaOH e 360 g de água. Resulta numa solução não saturada. 
Verifique. 
121. O gráfico acima apresentado dá informação sobre a solubilidade máxima de alguns 
sólidos em água em função da temperatura. Então as curvas relacionam-se às 
soluções saturadas destas substâncias. 
 
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152 
 
 
122. Usa-se como unidades da solubilidade: gramas da substância dissolvida por 100 
gramas de água. 
Solubilidade 
gsolut/100H2O 
 
 
280 
 açúcar (C12H22O11) 
 
. 
 KNO3 
 
 
 
 
 NaNO3 
 
 
 
160 
 
 
 KBr 
 
 
 
 80 Glicina 
 
 
 KCl 
 
40 
 
 Alanina 
 Ca2(SO4)3 
 
0 
10
 
20 30 40 50 60 70 80 90 100 temperatura 
 
 
a) Dê a equação de dissolução de KBr em água. 
b) Dê a equação de dissolução do açúcar em água. 
c) Explique porquê o gráfico não mostra valores de solubilidade a temperatura > 100ºC. 
d) Prepara-se uma solução saturada de nitrato de potássio em 500g de água, à 
temperatura de 70 ºC. 
Use o gráfico para determinar a massa de nitrato de potássio dissolvida nas 500 g de 
água. Explique através de cálculos. 
e) Qual será a massa do nitrato de potássio que se obtém ao arrefecer a solução de 
alínea c) dos 70 até aos 30 ºC. Use o gráfico e mostre o cálculo. 
 
 
 
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153 
 
 
 
123. Os hidretos de metais reagem violentamente com água. A equação iónica de 
reacção entre o LiH e a água é a seguinte: 
LiH(s) + H2O(l) → Li +(aq) + OH –(aq) + H2 (g) 
a) A reacção entre o LiH e a água é uma reacção ácido/base e ao mesmo tempo 
uma reacção redox. Explique este facto. 
b) Escreva a equação iónica da reacção entre hidreto de cálcio e água. 
124. Mistura-se 1,5 litro de solução 0,35 M de H2SO4 com 500 ml de uma solução 0,70 M de 
H2SO4, qual é a molaridade da solução obtida? 
125. Prepara-se uma solução aquosa de 100 ml contendo 4,20 g de NaF e 14,2 g de 
Na2SO4. as massas moleculares destes sais são 42,0 u.m.a. e 142,2 u.m.a., 
respectivamente. Qual será a concentração dos iões de sódio na solução? 
a) 0,100 M 
b) 0,300 M 
c) 2,00 M 
d) 3,00 M 
126. A expressão para o produto de solubilidade Kps, do sal SrF2 é: 
a) [Sr2+] [2F -]2 
b) [Sr+] [F -] 
c) [Sr2+] [2F -] 
d) [Sr2+] [F -]2 
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154 
12. ELECTROQUÍMICA 
12.1. Reacção redox 
A electroquímica é o capítulo que estuda as reacções que ocorrem nos eléctrodos, 
essas reacções são reacções redox. 
Reacções redox são reacções que envolvem transferência de electrões. Nas reacções 
redox, ocorrem a oxidação e a redução em simultâneo. 
12.1.1. Oxidantes e redutores 
Entre as duas espécies idênticas, o oxidante é aquele que apresenta maior nox. 
O nox é a electrovâlencia de uma espécie:Zn2+ / Zn , Ag+ / Ag , H+ / H , Na+ / Na 
Exemplo: Al3+ / Al Cu2+ / Cu Fe3+ / Fe2+ 
 oxidante redutor oxidante redutor oxidante redutor 
12.1.2. Regras de determinação do nox 
O nox de uma substância simples (composta ou elementar) é zero (somatório dos nox’s 
dos elementos constituintes da substância). 
Ex: H2, Cl2, O2, Cu, Fe, Al,  nox = 0 
O nox de um composto é zero 
Ex: H2S, H2O, FeCl3, KMnO4, ... nox = 0 
O nox de um ião é igual à sua electrovalência. 
 
Ex: ião Al3+ Cl - SO4 2- MnO4 - Cr2O7 2- 
 
 nox + 3 - 1 - 2 - 1 - 2 
 
O nox de um elemento numa molécula ou ião pode ser variado e seu valor pode 
também ser determinado para cada caso. 
Regra 1: Numa molécula, a soma dos nox dos elementos é zero. 
 +1 x - 2 
KMnO4 +1 + x + (- 2). 4 = 0 
 1 + x - 8 = 0  x = 8 - 1  x = + 7 
 
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155 
 
Regra 2: Num ião composto, a soma dos nox’s dos elementos é igual ao nox (carga)do 
ião. 
 x x -2 
Cr2O7 2- Cr2O7 2- 2 (x) + (-2). 7 = - 2 
2x - 14 = -2  2x = 14 - 2 2x = 12  x = 12/2 = + 6 
12.2. Oxidação e Redução 
Oxidação - há aumento de nox, devido à perda de electrões. 
 Cu 0 2 e- Cu 2+ 2 O 2- 4 e- O2 
 Al 0 3 e- Al 3+ 2 Cl - 2 e- Cl2 
 
Redução - há diminuição de nox, devido ao ganho de electrões, partículas 
carregadas negativamente. 
Fe 3+ + 3 e-  Fe 0 
Cu 2+ + 1 e-  Cu + 
Ag + + 1 e-  Ag 0 
12.3. Células Galvânicas 
Uma célula galvânica ou pilha possui eléctrodos onde neles ocorrem reacções que 
produzem corrente eléctrica. 
12.3.1. Pilha de Daniel 
 
 e
 - 
 
 ânodo (-) cátodo (+) 
 Zn Cu 
 
 Zn
2+
 Cu
2+ 
E0 Cu 2+ Cu 0 = 0,34 V 
 ZnSO4 (aq) CuSO4 (aq) 
E0 Cu 2+ Cu = 0,34 V Cátodo é o potencial mais positivo 
E0 Zn 2+ Zn = - 0,76 V ânodo 
A f.e.m. (força electromotriz) de um elemento pode ser representada como a 
diferença dos potenciais electródicos φ, correspondendo cada um deles à semi-reacção 
A 
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156 
que tem lugar em cada um dos eléctrodos. Nos cálculos da f.e.m. (no seu sentido 
algébrico) determina-se a diferença entre o potencial de maior valor e o de menor. 
φ 0 = φ 0 cátodo - φ 0 ânodo = 0,34 - (-0,76) 
Cátodo: Cu2+ + 2 e- Cu 0 Redução Semi equações 
Ânodo : Zn0 Zn 2+ + 2 e- Oxidação 
 Cu2+ + Zn0 Cu + Zn2+ Equação global 
No ânodo o Zn metálico dissolve-se, convertendo-se em Zn2+, aumentando a 
concentração do ião zinco na solução. 
No cátodo o Cu2+ da solução deposita-se eléctrodo, diminuindo a sua concentração 
na solução. 
O elemento Zinco liberta electrões que se movem para o cátodo onde vão reduzir o 
Cobre (Cu2+). 
A dependência de potencial de eléctrodo em função da concentração das 
substâncias que intervêm nos processos de eléctrodo e da temperatura, expressa-se 
através da equação de Nernst: 
 
 Ox
Red
lg
FZ
TR2,30 
 ou simplesmente 
eq
0 Klg
FZ
TR2,3

 
Onde: φº é potencial electródico padrão; 
 R é a constante universal dos gases; 
 T é a temperatura absoluta (K); 
 F é a constante de Faraday (F = 96500 C/mol) 
 Z é o número de electrões intervenientes no processo; 
 [Red] e [Ox] é produto das concentrações das substâncias que intervêm na 
semi-reacção correspondente na forma reduzida (Red) e na oxidada (Ox). 
 Keq é a constante de equilíbrio da reação. 
12.4. Células Electrolíticas 
Nas células electrolíticas, os eléctrodos são submetidos a uma tensão, esta tensão 
provoca corrente que causa a ocorrência de reacção nos eléctrodos. 
Um exemplo típico desta célula é a electrólise. 
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157 
12.4.1. Electrólise 
Electrólise é o conjunto de processos que decorrem quando um sistema, constituído 
por dois eléctrodos e uma massa fundida ou uma solução de um eletrólito, é sujeito à 
passagem de uma corrente eléctrica constante. 
12.4.1.1. Electrólise de sais fundidos 
Na electrólise do cloreto de sódio fundido, ocorrem os seguintes processos 
electródicos: 
- Os iões positivos de Na+ movem-se para o eléctrodo negativo e são reduzidos. 
 Na+ + 1 e-  Na 0 redução - cátodo 
- Os iões positivos de Cl - movem-se para o eléctrodo positivo e são oxidados. 
 2 Cl - + 2 e-  Cl2 0 oxidação - ânodo 
Cátodo - atrai catiões (+), ele deve ser negativo (-). 
Ânodo - atrai aniões (-), ele deve ser positivo (+). 
 
 Na+ + 1 e- Na 0 2 (Cátodo) 
 2 Cl - Cl2 0 + 2 e- (Ânodo) 
 Na+ + 2 Cl - → Na 0 + Cl2 0 
12.4.1.2. Electrólise de sais em solução aquosa 
Assim, da mesma forma que num elemento galvânico, o eléctrodo no qual durante a 
electrólise contém diversos agentes oxidantes, no cátodo dar-se-á a redução do mais 
activo de entre eles, i.é., a forma oxidada do sistema electroquímico que correponde ao 
valor máximo do potencial electródico. 
Ex: Na electrólise duma solução aquosa ácida de um sal de níquel a concentrações 
padrão (onde [H+] = [Ni2+] = 1 mol/l), pode ter lugar tanto a redução do ião Ni2+ 
Ni2+ + 2 e- Ni φº(Ni2+/Ni) = -0,25V 
Como do ião de hidrogénio 
2 H+ + 2 e- H2 φº(H+/H2) = 0 
Entretanto, uma vez que o φº(H+/H2) > φº(Ni2+/Ni), nestas condições, será precisamente 
o hidrogénio que se libertará no cátodo. 
Entretanto, será diferente o processo que se desenrolará no cátodo durante a 
electrólise de uma solução neutral ([H+] = 10-7 mol/l) de um sal de níquel. Aqui, o 
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158 
potencial do eléctrodo de hidrogénio será φ = -0,41 V. Neste caso, atendendo à 
concentração anterior dos iões de níquel (1 mol/l), φº(Ni2+/Ni) > φº(H+/H2) e será o níquel a 
se libertarno cátodo. 
 
 
 
Analagomente, quando num sistema electroquímico existe mais de um agente 
redutor, no ânodo oxidar-se-á o mais activo de entre eles, i.é., a forma reduzida do 
sistema, que se caracterize por um valor mínimo do potencial do eléctrodo. 
12.4.2. Leis de Faraday 
A característica quantitativa dos processos de electrólise é determinada pelas leis 
enunciadas por Faraday, Michael (1833): “a massa do electrólito que se transforma 
durante a electrólise, bem como as massas das substâncias que se transformam nos 
eléctrodos, são directamente proporcionais à quantidade de electricidade que atravessa 
a solução ou a massa fundida do electrólito e às massa equivalentes das substâncias 
correspondentes, i.é.: 
F
tIE
m
eq 

 ou 
F
tIV
V
eq 

 e Q = I x t 
Onde: Eeq – massa equivalente; 
 Veq – Volume equivalente; 
 I – Intensidade da corrente; 
 t – tempo, 
 Q – Quantidade de energia; 
F – Contante de Faraday (igual a 96500 C/mol). 
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159 
EXERCÍCIOS 
127. Quais dos factos abaixo indicam que o Arsénio é elemento electropositivo que o 
fósforo. 
e) AsH3 é estável que PH3. 
f) AsH3 é agente redutor mais forte que o PH3. 
g) O composto As(OH)3 pode ser convertido em iões positivos por ácido forte, o mesmo 
não pode acontecer com o P(OH)3. 
h) Todos os factos são válidos. 
128. Qual é o valor da f.e.m. da pilha Zn/Cu representada pelo esquema a seguir, 
Zn(s)/Zn2+(aq)(0,40) //Cu2+(aq ) (0,020M) /Cu(s); E0 = + 1,10V. 
a) 0,106 V. 
b) 1,60 V. 
c) 1,06 V. 
d) 1,50 V. 
129. Um elemento X interage com um elemento Z que passa imediatamente de 
valência (-3) para valência (-1). Esta situação permite dizer que: 
a) o Z captou electrões de X. 
b) o X captou electrões do Z. 
c) X e Z trocam electrões. 
d) X e Z captam electrões. 
130. Na reacção: As2S3 + 14 H2O2  2 (NH4)3AsO4 + 3 (NH4)2SO4 + 20 H2O. Os dadores 
de electrões são: 
a) Os átomos de Arsénio. 
b) Os átomos de Oxigénio. 
c) Os átomos de Arsénio e enxofre 
d) Nenhuma das respostas citadas 
131. Dióxido de estanho é um importante mineral a partir do qual pode se obter estanho 
(Sn). Quando o dióxido de estanho é convertido em estanho, ele é: 
a) oxidado. 
b) reduzido. 
c) sintetizado . 
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160 
d) purificado. 
132. Na seguinte reacção química: 
 N2 + O2  2 NO 
O redutor é o: 
a) N2 porque cada átomo de nitrogénio perde dois electrões. 
b) N2 porque cada átomo de nitrogénio ganha dois electrões. 
c) O2 porque cada átomo de oxigénio perde dois electrões. 
d) O2 porque cada átomo de oxigénio ganha dois electrões. 
133. A água do rio pode ser transformada em água quimicamente pura por: 
a) clorar (processo de cloração). 
b) ferver. 
c) destilar. 
d) filtrar. 
134. Quando o ião potássio passa a potássio metálico, houve uma: 
a) auto-oxi-redução do ião. 
b) redução do ião. 
c) oxidação do ião. 
d) oxi-redução do ião. 
135. Qual das seguintes reacções representa uma reacção de redução dum ião: 
a) Na  Na+ + e– 
b) Cl + e-  Cl - 
c) Na+ + e-  Na 
d) Cl -  Cl + e- 
136. Qual das seguintes reacções representa uma reacção de redução dum ião: 
a) Br + e-  Br - 
b) Br -  Br + e- 
c) Na+ + e-  Na 
d) Na  Na + + e- 
137. Durante a electrólise da água dá-se no pólo positivo a seguinte reacção: 
a) 2 H2O + 2 e-  H2 + 2 OH – 
b) 2 H2O + 4 e-  O2 + 2 H + 
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161 
c) 2 H2O  H2 + 2 OH – 2 e- 
d) 2 H2O  O2 + 4 H+ + e- 
138. Qual das seguintes reacções representa a reacção no cátodo (pólo negativo) 
quando há electrólise do sal cloreto de potássio fundido? 
a) Cl - + e → Cl 
b) 2 Cl - → Cl2 (g) + 2 e- 
c) K + e- → K(s) 
d) K+ + e-  K(s) 
139. A uma solução de cloreto de estanho (II) junta-se um pedaço de zinco. Ocorre uma 
reacção em que se forma estanho e uma solução de cloreto de zinco. Nesta reacção 
há uma transferência de electrões. As partículas que cedem electrões são: 
a) os átomos de zinco. 
b) os iões de cloro. 
c) os átomos de estanho. 
d) os iões de zinco. 
140. O número de oxidação do crómio na molécula de K2Cr2O7 é: 
a) -7 
b) +2 
c) +6 
d) +7 
141. A reacção entre magnésio e vapor de água é uma reacção redox. A equação 
desta reacção é: Mg(s) + H2O(g)  MgO(s) + H2 (g). 
Nesta reacção: 
a) os átomos de magnésio aceitam electrões 
b) os átomos de magnésio cedem electrões 
c) os iões de magnésio aceitam electrões 
d) os iões de magnésio cedem electrões 
142. Realiza-se uma electrólise duma solução aquosa de cloreto de cobre. Forma-se 
cobre e cloro. O cobre forma-se: 
a) no pólo positivo (no ânodo) 
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162 
b) no pólo negativo (no cátodo) 
c) no pólo positivo e no negativo 
d) nem no pólo positivo nem no pólo negativo, mas em toda a solução 
143. As partículas responsáveis pela conductilidade eléctrica em fios e em soluções, são 
respectivamente: 
 em fios em soluções 
a) Electrões Electrões 
b) Electrões Iões 
c) Iões Electrões 
d) Iões Iões 
Escolha a opção correcta. 
144. Qual das seguintes reacções não é redox? 
a) C + O2  CO2 
b) 2 CO + O2  2 CO2 
c) C + CO2  2 CO 
d) CO2 + H2O  H2CO3 
145. O número de oxidação do cloro numa molécula de HClO3 é: 
a) -1 
b) 0 
c) -5 
d) +5 
146. As partículas que se movimentam em direcção aos eléctrodos, na electrólise de um 
sal fundido, são: 
a) os electrões livres. 
b) os iões negativos. 
c) os iões negativos e iões positivos. 
d) os iões negativos, iões positivos e electrões livres. 
147. Uma célula electroquímica constituída com eléctrodo de zinco (φº(Zn/Zn2+) = - 0,76v) e 
de magnésio (φº (Mg/Mg2+) = - 0,76v) apresentará sob condições normais, uma diferença 
de potencial igual a: 
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163 
a) +3,10 V 
b) +1,58 V 
c) +2,34 V 
d) +0,76 V 
148. Considere a reacção seguinte: 2 Cu2+ + 4 I -  2 CuI + I2 
Cada ião de Cu2+ : 
a) aceita 1 electrão. 
b) cede 1 electrão. 
c) aceita 2 electrões. 
d) cede 2 electrões. 
149. Qual dos seguintes reagentes causa a libertação do H2(g) numa solução de ácido 
clorídrico? 
a) Zn2+ 
b) Agc) Cl2 
d) Mg 
150. No equilíbrio: I2 (aq) + 2 Br –(aq) 2 I –(aq) + Br2 (aq) 
As concentrações de I2 e de Br - são muito maiores do que as de Br2 e I –. 
Isso significa que: 
a) I2 é um oxidante mais forte do que Br2 
b) Br2 é um redutor mais forte do que I2 
c) Br2 é um oxidante mais forte do que I2 
d) Br – é um redutor mais forte do que I- 
151. Qual dos seguintes processos poderia decorrer no cátodo (eléctrodo negativo) 
duma célula galvânica? 
a) Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) 
b) Zn2+(aq) + 2 e-  Zn(g) 
c) Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- 
d) Cu(s) + 2 e-  Cu2+(aq) 
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164 
152. A electrólise do NaCl para a produção do sódio, Na(s), se realiza com o sal fundido e 
não numa solução aquosa, porque numa solução: 
a) a água é oxidante mais forte e não o Na+. 
b) A água é o redutor mais forte do que o Na+. 
c) Forma-se, ao lado de Na(s) também Cl2, que é tóxico 
d) Consome-se muito mais energia. 
153. Na electroquímica distingue-se dois processos principais: 
 Reacção nas células galvânicas. 
 Reacção nas células electrolíticas (electrólise) 
Escolha as características certas dos dois processos: 
 
Característica
s Células galvânicas Células electrolíticas 
a) 
Efeito energético Exotérmico Endotérmico 
Aplicações Produção de energia 
Preparação de produtos 
químicos 
b) 
Efeito energético Exotérmico Endotérmico 
Aplicações 
Preparação de produtos 
químicos 
Produção de energia 
c) 
Efeito energético Endotérmico Exotérmico 
Aplicações Produção de energia 
Preparação de produtos 
químicos 
d) 
Efeito energético Endotérmico Exotérmico 
Aplicações 
Preparação de produtos 
químicos 
Produção de energia 
154. A célula na figura abaixo apresenta a reacção electroquímica entre uma barra de 
zinco, mergulhada numa solução dum sal de zinco, e uma solução dum sal de cobre 
com uma barra de cobre. O zinco é um redutor mais forte do que o cobre. 
 
 
 e
 - 
 Ponte salina 
 ânodo (-) cátodo (+) 
 Zn Cu 
 
 Zn
2+
 Cu
2+ 
V 
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165 
 1,0 M Zn
2+
 1,0 Cu
 2+
 
 
Escolha as afirmações certas sobre as alterações das concentrações nas duas semi-
células. 
 Concentração de Zn2+ Concentração de Cu2+ 
a) aumenta aumenta 
b) aumenta diminui 
c) diminui aumenta 
d) diminui diminui 
155. Considere a seguinte reacção redox não acertada: 
 Fe3+(aq) + Sn2+(aq)  Fe2+(aq) + Sn4+(aq) 
A soma de todos os coeficientes na equação acertada será: 
a) 4 
b) 6 
c) 8 
d) 10 
156. A produção do metal sódio se realiza, na prática, pela electrolise de NaCl fundido: 
 (1) 2 NaCl(l)  2 Na(l) + Cl2 (g) 
O sódio utiliza-se na síntese do tetraetilo de Chumbo: 
 (2) 4 NaPb(s) + 4 C4H5Cl (l)  Pb(C2H5)4(s) + 3 Pb(s) 
O reagente NaPb é uma liga. 
Escolhá as afirmações certas: 
a) As duas reacções 1 e 2 são r redox. 
b) As duas reacções não são redox. 
c) Só a reacção 1 é redox. 
d) Só a reacção 2 é redox. 
157. Considerando a pilha representada na figura abaixo, e de acordo com os dados: 
E0 Cd 2+ + / Cd = - 0,40 v 
E0 Cu 2+ + / Cu = - 0,34 v 
 
 e
 - 
 25 ºC 
 Electrodo de Cu electrodo de Cd 
 
V 
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166 
 
 
 
 solução 1,0 M CuCl2 1,0 M CdCl2 
 solução 
a) Escreva a equação parcial da redução e de oxidação, e a equação global da 
célula. 
b) Calcule a f.e.m. da célula. 
c) Qual é o sentido de deslocamento dos electrões? Indique na figura. 
 
 
 
158. O esquema químico seguinte traduz a reacção de preparação do cloro, em meio 
ácido, a partir do ião permanganato: MnO42- (aq) + Cl –(aq)  Cl2 + Mn2+(aq) 
[H+] = 1,0 mol/l; φº (MnO42- /Mn2+) = +1,51 V e φº (Cl2 / Cl - ) = +1,35 V. 
a) Escreva as equações parciais de redução e de oxidação, e a equação química 
global da célula. 
b) Calcule a força electromotriz da célula. 
159. Na reacção química entre zinco metálico e uma solução de ácido clorídrico, 
representada pela equação: Zn (g) + 2 HCl(l)  ZnCl2(aq) + H2(g) 
(φº Zn2+/Zn = -0,76 V e φº 2H+/H2 = 0,00 V) 
a) Qual é a espécie química reduzida e qual é a espécie química oxidada? Justifique a 
sua resposta, a partir dos valores dos potenciais padrão de redução. 
b) Qual é a quantidade de ZnCl2 que se poderá obter a partir de uma amostra de Zn 
puro pesando 6,5 g? [M (Zn) = 65 g/mol e M (Cl) = 35,5 g/mol] 
160. Ao misturar uma solução acidulada de KMnO4 e uma solução de FeCl2 tem lugar 
uma reacção redox. Durante esta reacção forma-se o Mn no estado de oxidação +2 
e o sal FeCl3. 
a) Determine o estado de oxidação do Mn no sal KMnO4. 
b) Indique o oxidante e o redutor nesta reacção que tem lugar entre as duas soluções. 
Nota: Para a acidulação da solução usou-se ácido clorídrico. 
 
 
 
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13. FUNÇÕES ORGÂNICAS 
 O enorme número de compostos orgânicos existentes nos obriga a agrupá-los em 
classes semelhantes, denominadas Funções Orgânicas. 
Função Orgânica é um conjunto de substâncias com propriedades químicas 
semelhantes (denominadas Propriedades Funcionais).Outra tarefa dificílima é dar nomes a milhões de compostos orgânicos. Até o século 
passado, os nomes eram dados arbitrariamente, apenas lembrando a origem ou alguma 
característica dos compostos (o ácido fórmico, por exemplo, recebeu este nome por ser 
encontrado em formigas). 
 Com o crescimento do número de compostos orgânicos conhecidos a situação foi se 
complicando de tal modo que, os químicos, reunidos no Congresso Internacional de 
Genebra (1892), resolveram iniciar uma racionalização na nomenclatura orgânica. Após 
várias reuniões internacionais, surgiu a denominada Nomenclatura IUPAC (sigla para 
"International Union of Pure and Applied Chemistry", isto é União Internacional de Química 
Pura e Aplicada). 
A nomenclatura IUPAC é formada por inúmeras regras, com objetivo de se dar nomes 
bastantes lógicos aos compostos orgânicos, de modo que: 
 Cada composto tenha um nome diferente que o distinga de todos os demais; 
 Dada a fórmula estrutural de um composto, seja possível elaborar seu nome e 
vice-versa. 
A nomenclatura oficial da IUPAC leva em consideração o número de átomos de 
carbono, os tipos de ligações entre eles e a função a que pertencem as substâncias. 
Assim, o nome de uma cadeia aberta normal é composto por três partes: um prefixo, que 
indica o número de átomos presentes na cadeia, um intermediário, que indica o tipo de 
ligação entre os átomos de carbono, e um sufixo, que indica a função a que pertence o 
composto orgânico. Veja a tabela abaixo: 
 
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Prefixo Intermediário Sufixo 
Número de Carbonos Ligações Entre Carbonos Função 
1 - MET 
2 - ET 
3 - PROP 
4 - BUT 
5 - PENT 
6 - HEX 
7 - HEPT 
8 - OCT 
9 - NON 
10 - DEC 
11 - UNDEC 
... 
só ligações simples - AN 
1 ligação dupla - EN 
2 ligações duplas - DIEN 
3 ligações duplas - TRIEN ... 
1 ligação tripla - IN 
2 ligações triplas - DIIN 
3 ligações triplas - TRIIN 
1 dupla e 1 tripla ligação - ENIN 
 
Varia de acordo com 
a função 
13.1. Radicais Derivados dos Alcanos 
 Radical é o grupo que se resulta ao se retirar um ou mais átomos de hidrogênio de 
um hidrocarboneto. Este radical deve vir acompanhado de um ponto ou traço, 
indicando a existência de um electrão livre, ou seja, uma valência livre. O conhecimento 
dos radicais é importante pois eles facilitam a nomenclatura dos compostos orgânicos. 
Sua nomenclatura é um pouco diferenciada, com o prefixo de enumeração e o sufixo 
IL/ILA/ILO. 
 
1 Carbono + IL 
Metil 
2 Carbonos + IL 
Etil 
3 Carbonos + IL 
Propil 
 Nos casos onde existem várias possibilidades para a posição da valência livre, antes 
dos nomes são colocados prefixos para indicar a sua posição: 
 
Prefixo Posição da Valência Livre Exemplos 
n- 
a valência livre está na extremidade de 
uma cadeia normal. Seu uso não é 
obrigatório. 
n-propil ou propil 
 
iso ou i- 
a valência livre está em uma cadeia cuja 
extremidade contém duas partes CH3. 
isopropil 
 
isobutil 
 
 
neo 
a valência livre está em uma cadeia com 
um Carbono quaternário e cuja 
extremidade contém três partes CH3. 
neopentil neohexil 
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sec- ou s- 
a valência livre está 
num Carbono Secundário. 
sec-butil 
 
tercio, 
terc- ou t- 
a valência livre está em um Carbono 
Terciário. 
terciobutil, terc-butil ou t-butil 
 
Existem também alguns radicais insaturados. Eles possuem nomes oficiais e usuais, 
sendo que o nome usual é geralmente mais utilizado. Veja os radicais: 
Estrutura Nome Oficial Nome Usual 
 
Etenil Vinil 
 
2-Propenil Alil 
 
(Trifenil)-Metil Tritil 
13.2. Hidrocarbonetos Acíclicos 
Hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados exclusivamente por átomos de 
Carbono e Hidrogênio. Eles se subdividem em várias subclasses, das quais as mais 
importantes são alcanos, alcenos, alcinos, ciclanos (ou cicloalcanos) e aromáticos. 
13.2.1. Alcanos ou Parafinas 
Alcanos ou Parafinas são Hidrocarbonetos acíclicos e saturados. Sua nomenclatura é 
dada utilizando o intermediário AN e o sufixo O, ou seja, os nomes dos alcanos possuem 
prefixo de enumeração e ANO no final. Exemplos: 
 
 
 
1 Carbono + ANO 
Metano 
2 Carbonos + ANO 
Etano 
3 Carbonos + ANO 
Propano 
4 Carbonos + ANO 
Butano 
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 As fórmulas moleculares de todos os alcanos se encaixam na fórmula geral CnH2n+2, 
onde n é um número inteiro. Assim, por exemplo, no Octano temos n = 8 átomos de 
carbono e, consequentemente, 2n + 2 = 2  8 + 2 = 18 átomos de Hidrogênio, e fórmula 
molecular C8H18. 
13.2.2. Alcenos, Alquenos ou Olefinas 
Alcenos são Hidrocarbonetos acíclicos contendo duplas ligações. Sua nomenclatura é 
dada utilizando o intermediário EN e o sufixo O e possuem fórmula geral CnH2n, onde n é 
um número inteiro. Veja os exemplos abaixo: 
 
2 Carbonos + ENO 
Eteno 
3 Carbonos + ENO 
Propeno 
Obs: O Eteno também é chamado de Etileno 
 Em casos onde existem mais de uma possibilidade para a posição da dupla ligação, 
é necessário indicar a sua posição, através de uma enumeração. O Carbono 1 é sempre 
o Carbono da extremidade mais próxima da dupla ligação na cadeia, fazendo com que 
sejam usados os menores números possíveis. Veja os exemplos abaixo: 
 
Ligação dupla no Carbono 1 + 5 Carbonos + ENO 
Penteno-1 
Ligação dupla no Carbono 2 + 6 Carbonos + ENO 
Hexeno-2 
Há também um outro tipo de Alcenos, os Alcadienos ou Dienos. Eles são 
caracterizados pela presença de duas ligações duplas em sua estrutura. Sua 
nomenclatura é igual ao dos Alcenos, porém utiliza antes do intermediário EN o prefixo DI, 
para indicar duas ligações duplas. Em sua enumeração, deve-se numerar a cadeia de tal 
forma que as ligações duplas tenham os menores números possíveis. Em Dienos com 3 
Carbonos, fica óbvio que não é necessário numerar. 
 
Ligação dupla no Carbono 1 + Ligação 
dupla no Carbono 2 + 4 Carbonos + DIENO 
Buta-1,2-dieno 
Ligação dupla no Carbono 1 + Ligação 
dupla no Carbono 3 + 5 Carbonos + DIENO 
Penta-1,3-dieno 
13.2.3. Alcinos ou Alquinos 
 São hidrocarbonetos alifáticos insaturados contendo triplas ligações. possuem 
nomenclatura igual a dos alcenos, porém o seu intermediário é IN. Possuem fórmula geral 
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172 
CnH2n-2. Os alcinos podem ser classificados em dois grupos: Verdadeiros e Falsos. Os 
alcinos verdadeiros possuem um átomo de hidrogênio ligado a um dos carbonos 
contendo a tripla ligação. Os Alcinos Falsos não possuem Hidrogênio ligado ao átomo de 
Carbono com a tripla ligação. Exemplos: 
 
 
2 Carbonos + INO 
Etino 
Ligação tripla no Carbono 2 + 5 Carbonos + INO 
Pentino-2Ligação tripla no Carbono 1 + 4 Carbonos + INO 
Butino-1 
Obs: O Etino também é chamado de Acetileno. 
13.3. Hidrocarbonetos Cíclicos 
 São Hidrocarbonetos que apresentam cadeias fechadas. Os mais estudados são os 
Ciclanos, Ciclenos e Aromáticos. 
13.3.1. Ciclanos, Cicloalcanos ou Cicloparafinas 
 São hidrocarbonetos cíclicos contendo apenas ligações simples. Sua nomenclatura 
é simples: usamos a terminação ANO e colocamos antes do nome o prefixo CICLO, para 
indicar que a cadeia é cíclica. Acompanhe alguns exemplos: 
 
 
Ciclo + 3 Carbonos + ANO 
Ciclopropano 
Ciclo + 4 Carbonos + ANO 
Ciclobutano 
Ciclo + 7 Carbonos + ANO 
Cicloheptano 
13.3.2. Ciclenos ou Cicloalcenos 
 São hidrocarbonetos cíclicos contendo uma ligação dupla. Sua nomenclatura é 
igual a dos Alcenos, acrescido do prefixo CICLO antes do nome do composto. Não há 
necessidade de numerar a posição da dupla ligação. Veja abaixo: 
 
 
Ciclo + 5 Carbonos + ENO 
Ciclopenteno 
Ciclo + 6 Carbonos + ENO 
Ciclohexeno 
Ciclo + 4 Carbonos + ENO 
Ciclobuteno 
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173 
13.3.3. Aromáticos 
São aqueles que possuem pelo menos um anel aromático. Não seguem normas de 
nomenclatura, tendo cada um nome próprio. Os mais comuns são: 
 
Benzeno Tolueno Naftaleno Antraceno Fenantreno 
Assim como os Hidrocarbonetos aromáticos possuem nomes característicos, que não 
seguem regras comuns de nomenclatura, seus radicais também possuem nomes próprios. 
Os dois mais comuns são: 
 
Fenil Benzil 
 Tenha bastante atenção num detalhe: o radical proveniente do Benzeno é o Fenil, 
enquanto o radical que vem do Tolueno é o Benzil. 
13.4. Nomenclatura de Hidrocarbonetos Ramificados 
 Os hidrocarbonetos são considerados ramificados quando apresentam na sua 
estrutura um átomo de carbono que seja terciário ou quaternário. Suas regras de 
nomenclatura envolvem conhecimento de enumeração e nomes de radicais e, para 
melhorar o aprendizado, estão divididas em nomenclatura de hidrocarbonetos de cadeia 
aberta, cíclicos e aromáticos. 
13.4.1. Hidrocarbonetos de Cadeia Aberta 
 Está dividida em Hidrocarbonetos Saturados e Insaturados. Para dar nomes a estas 
estruturas, é necessário destacar a cadeia principal e os radicais, dando seus nomes e 
indicando através de enumeração (sempre os menores números possíveis) a posição dos 
radicais. O que muda entre os Hidrocarbonetos Saturados e Insaturados é o meio de se 
achar a cadeia principal. Acompanhe os dois casos: 
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174 
13.4.1.1. Hidrocarbonetos Saturados 
 Nos Hidrocarbonetos Saturados, isto é, naqueles que só apresentam ligações simples 
em sua estrutura, a cadeia principal é a sequência que possui o maior número de 
Carbonos. Em casos de duas cadeias principais com o mesmo número de Carbonos, a 
cadeia principal é a mais ramificada. O Carbono 1 é aquele que faz com que a estrutura 
tenha os menores números para indicar a posição dos radicais. Quando a estrutura tiver 
dois ou mais radicais igual, colocamos apenas uma vez o nome deste radical antecedido 
do prefixo di, tri, tetra, etc de acordo com a sua quantidade e colocamos as suas 
respectivas posições. Acompanhe uma animação e os exemplos abaixo: 
 
 
Radical: 
Metil (Carbono 2) 
Cadeia Principal: 
Propano 
Radicais: 
Metil (Carbonos 3 e 4) 
Etil (Carbono 5) 
Isopropil (Carbono 5) 
Cadeia Principal: 
Octano 
Metil-Propano 
(não é necessário numerar pois não há outra posição 
possível para o radical) 
Este composto também é chamado de Isobutano 
5-Etil-3,4-Dimetil-5-Isopropil-Octano 
(Note que neste caso a cadeia principal não foi uma 
sequência representada numa linha reta) 
A IUPAC aboliu a regra da escrita pela ordem de complexidade (do menor para o 
maior em 1979). É recomendado que, ao nomear um composto qualquer ramificado, o 
nome dos radicais deve ser organizado em ordem alfabética (ignorando os prefixos iso, 
sec, terc, di, tri, etc). 
 Embora esta mudança tenha sido feita há mais de 20 anos (antes disso, as duas 
maneiras eram consideradas certas), esta regra é ainda usada em vários manuais do 
Ensino Médio e Vestibulares, principalmente os brasileiros. 
13.4.1.2. Hidrocarbonetos Insaturados 
 Os hidrocarbonetos insaturados são aqueles que contêm pelo menos uma ligação 
dupla ou tripla em sua cadeia. Nestes casos, a cadeia principal é a maior sequência que 
contiver a ligação dupla ou tripla e o Carbono 1 será o Carbono mais próximo da 
insaturação. Acompanhe dois exemplos: 
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175 
 
 
Radicais: 
Metil (Carbonos 4,5 e 5) 
Isopropil (Carbono 3) 
Cadeia Principal: 
Hepteno 
Ligação Dupla: 
Carbono 2 
Radicais: 
Metil (Carbono 4) 
Etil (Carbono 3) 
Cadeia Principal: 
Hexino 
Ligação Tripla: 
Carbono 1 
4,5,5-Trimetil-3-Isopropil-Hepteno-2 3-Etil-4-Metil-Hexino-1 
13.4.2. Hidrocarbonetos de Cadeia Fechada 
 Os ciclos seguem uma regra de enumeração parecida com os compostos de 
cadeia aberta. A intenção é sempre utilizar os menores números possíveis. A cadeia 
principal é sempre o ciclo e a nomenclatura está dividida para os Ciclos Saturados e 
Insaturados. 
13.4.2.1. Ciclos Saturados 
 Nos ciclos saturados contendo apenas um radical, não é necessário numerar. 
Naqueles que tiverem mais de um radical, o Carbono 1 é aquele que faz com que a 
estrutura tenha os menores números possíveis, sendo colocado preferencialmente sobre o 
menor radical. A enumeração pode girar em sentido horário ou anti-horário. Acompanhe 
os exemplos: 
 
Radicais: 
Metil (Carbono 1) 
Etil (Carbono 2) 
Cadeia 
Principal: 
Ciclohexano 
Radicais: 
Metil (Carbonos 1 e 3) 
Terciobutil (Carbono 2) 
Cadeia Principal: 
Ciclopentano 
2-Etil-1-Metil-Ciclohexano 2-Terciobutil-1,3-Dimetil-Ciclopentano 
 13.4.2.2. Ciclos Insaturados 
 Nos Ciclos Insaturados Ramificados, a enumeração deve começar sempre por um 
dos Carbonos da insaturação, de modo que ela fique entre os Carbonos 1 e 2. A 
enumeração deve continuar ao longo do anel, de forma a se obterem os menores 
números possíveis para os radicais. No caso dos insaturados, não é necessário indicar a 
posição da insaturação, mas deve-se indicar a posição dos radicais, mesmo quando o 
Ciclo só tiver uma ramificação. 
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Radical: 
Metil (Carbono 3) 
Ciclo: 
Ciclopenteno 
Radicais: 
Metil (Carbonos 1 e 3) 
Etil (Carbono 6) 
Ciclo: 
Ciclohexeno 
3-Metil-Ciclopenteno 6-Etil-1,3-Dimetil-Ciclohexeno 
13.4.3. Hidrocarbonetos Aromáticos 
 Os Hidrocarbonetos Aromáticos Ramificados possuem sistemática de nomenclatura 
bem peculiar. Se forem originários do benzeno, seguem a regra simples dos menores 
números, com algumas particularidades.Os originários do Naftaleno possuem sistema 
simples para indicar uma ramificação e enumeração fixa para dois radicais. Acompanhe 
cada tipo de Aromático separadamente: 
13.4.3.1. Hidrocarbonetos Aromáticos Ramificados Originados 
do Benzeno 
 Para ramificados benzênicos temos regras de enumeração simples. Para apenas um 
radical, não é necessário indicar a posição. Para radicais iguais, o carbono 1 é aquele 
que faz com que a cadeia tenha os menores números possíveis. Para radicais diferentes, o 
carbono 1 é aquele contiver o radical mais simples e a enumeração deve seguir de modo 
a se obterem os menores números possíveis para os outros radicais. 
 Quando o ramificado benzênico apresentar apenas dois radicais, suas posições podem 
ser indicadas de outra maneira, utilizando-se prefixos: 
Prefixo Posições dos Radicais 
orto- ou o- 1 e 2 
meta- ou m- 1 e 3 
para- ou p- 1 e 4 
 Assim, veja os exemplos abaixo: 
 
 
Radicais: Ciclo: Radical: Ciclo: 
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Metil (Carbono 1) 
Etil ( Carbono 3) 
Benzeno Fenil Benzeno 
3-Etil-1-Metil-Benzeno ou Etil-m-Metil- Benzeno Fenil-Benzeno 
13.4.3.2. Hidrocarbonetos Aromáticos Ramificados Originados 
do Naftaleno 
 Os aromáticos do naftaleno possuem um sistema de nomenclatura parecido com o 
do benzeno, mas sua enumeração é característica. Os carbonos são divididos em  e , 
de acordo com a sua posição. O carbono 1 é sempre um dos carbonos  e o carbono 2 
deve ser um carbono , para evitar erros de enumeração. Veja quais são os Carbonos  e 
na molécula de Naftaleno: 
 
 Para dar nome a um aromático com apenas um radical, basta indicar a posição 
com sua respectiva letra grega. Com dois ou mais é recomendado utilizar a enumeração, 
conforme os exemplos abaixo: 
 
 
Radicais: 
Metil (Carbono ) 
Ciclo: 
Naftaleno 
Radicais: 
Metil (Carbono 1) 
Etil (Carbono 3) 
Ciclo: 
Naftaleno 
-Metil-Naftaleno 3-Etil-1-Metil-Naftaleno 
 
13.5. Haletos Orgânicos 
 Haletos Orgânicos são compostos originados dos Hidrocarbonetos, dos quais foram 
substituídos um ou mais átomos de Hidrogênio por um Halogénio (Flúor,Cloro , Bromo ou 
Iodo). Possuem dois tipos de nomenclatura: a oficial e a usual. 
13.5.1. Nomenclatura Oficial dos Haletos 
 Sua nomenclatura parece um pouco com a dos hidrocarbonetos ramificados, com 
algumas particularidades. Na nomenclatura oficial, para efeito de enumeração da 
cadeia principal, os halogénios não são considerados grupos funcionais, mas sim, como 
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se fossem radicais. Por isso, se a cadeia for insaturada, o menor número deverá ser 
atribuído ao carbono que apresenta a insaturação e, se houver ramificações, os radicais 
também têm prioridade sobre os halogénios, ou seja, os radicais devem receber o menor 
número. Veja as regras: 
 Determine qual é a cadeia principal, que é a maior sequência de carbonos. 
 Caso seja necessário indicar a posição do(s) halogénio(s), deve ser obedecida a 
escala de prioridade. 
 Coloque, eeenumerados e separados por hífens, os nomes de todos os halogénios 
presentes. Se o composto tiver dois ou mais halogénios iguais, indique as suas 
posições e utilize os prefixos di, tri, tetra, etc respeitando a regra dos menores 
números. 
 Coloque, enumerados e separados por hífens, os nomes dos radicais presentes, se o 
composto for ramificado. Aqui valem as regras comuns de nomenclatura de 
hidrocarbonetos ramificados, não importando se são alcanos, alcenos, alcinos, ciclos 
ou aromáticos. 
 
 
 
Halogénios: 
Flúor (Carbonos 1 e 
3 - Posição Meta) 
Cadeia 
Principal: 
Benzeno 
Halogénios: 
Cloro (Carbono 1) 
Bromo (Carbono 1) 
Cadeia Principal: 
Etano 
Radicais: 
Metil 
(Carbono 1) 
Halogénios: 
Iodo (Carbono 2 
- Posição 
Orto em relação 
ao Metil) 
Cadeia 
Principal: 
Benzeno 
Meta-Diflúor-Benzeno ou 
1,3-Diflúor-Benzeno 
1-Bromo-1,1-Dicloro-Etano 
2-Iodo-1-Metil-Benzeno ou Orto-Metil-
Iodo-Benzeno ou Orto-Iodo-Tolueno 
 
 
 
Halogénios: 
Cloro (Carbonos 2 e 
4) 
Cadeia 
Principal: 
2-Penteno 
Radicais: 
Metil 
(Carbono 4) 
Halogénios: 
Cloro 
(Carbono 3) 
Cadeia 
Principal: 
1-Pentino 
Radicais: 
Etil (Carbono 
1) 
Halogénios: 
Bromo (Carbono 
2) 
Iodo (Carbono 3) 
Cadeia 
Principal: 
Ciclopentano 
2,4-Dicloro-2-Penteno 3,3-Dicloro-4-Metil-1-Pentino 1-Etil-2-Bromo-3-Iodo-Ciclopentano 
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179 
13.5.2. Nomenclatura Usual dos Haletos 
 Este sistema de nomenclatura é parecido com a nomenclatura de sais inorgânicos. 
Só é válida para compostos monohalogenados e é relativamente simples. Basta colocar o 
nome do Halogénio seguido do sufixo -eto (Fluoreto, Cloreto, Brometo ou Iodeto) e o 
nome do radical preso ao halogénio, geralmente seguido pela letra a/o. Exemplos: 
 
 
Halogénio: 
Bromo 
Radical: 
Benzila 
Halogénio: 
Cloro 
Radical: 
t-Butila 
Halogénio: 
Flúor 
Radical: 
Etila 
Brometo de Benzila Cloreto de t-Butilo Fluoreto de Etil 
13.5.3. Classificação dos Haletos Orgânicos 
 Os haletos orgânicos podem ser classificados de acordo com a posição e o número 
de halogénios que ele contiver. 
13.5.1.1. Posição dos Halogénios 
 De acordo com a posição, os haletos são classificados em geminados, vicinais ou 
isolados. Os haletos geminados são aqueles que possuem pelo menos 2 halogénios presos 
a um mesmo Carbono. Os vicinais são aqueles que apresentam pelo menos 2 halogénios 
presos em Carbonos consecutivos e os isolados não apresentam nenhuma das duas 
características. Utilizando os exemplos anteriores, temos: 
 
 
 
Haleto Geminado Haleto Vicinal Haleto Isolado 
 É importante lembrar que os Halogénios dos Haletos podem ou não ser iguais, isto 
não interfere em sua classificação. 
13.5.1.2. Quantidade de Halogénios 
 Esta classificação é simples. Um haleto é monohalogenado quando tiver apenas um 
halogénio, dihalogenado quando tiver dois, e assim por diante. 
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180 
13.6. Álcoois 
 É considerado álcool todo o composto que tiver uma hidroxila ou oxidrila (-OH) 
ligada a um carbono saturado e não-aromático. Existem três sistemas de nomenclatura: 
oficial, usual e Nomenclatura de Kolbe, sendo esta última menos utilizada. 
13.6.1. Nomenclatura oficial dos álcoois 
 É dada indicando a posição da Hidroxila através de enumeração (para álcoois com 
mais de 2 Carbonos), o prefixo de enumeração indicando a quantidade de Carbonos 
presentes na molécula e o sufixo OL, que indica a função álcool. Veja as regras em um 
resumo: 
 O carbono 1 será sempre o que estiver mais próximo da hidroxila. 
 Quando a hidroxila puder estar presente em mais de um carbono,é necessário 
indicar a sua posição. 
 Se o álcool for ramificado, a posição dos radicais deverá ser indicada através de 
enumeração. 
 Quando o álcool tiver mais de uma hidroxila, as suas posições devem ser 
indicadas utilizando sempre os menores número possíveis. Antes do sufixo OL 
deverá ser indicada, através do prefixo di, tri, tetra, etc, a quantidade de 
hidroxilas presentes no álcool. Para álcoois onde o número de hidroxilas é igual 
ao número de carbonos, não é necessário indicar a posição das hidroxilas. 
 Em álcoois insaturados, a posição da insaturação virá antes do nome do álcool 
e a posição da hidroxila virá antes do prefixo OL, separada por hífens. 
Vale a pena frisar que não existem naturalmente álcoois com duas ou mais Hidroxilas 
em um mesmo Carbono, pois tais compostos são instáveis e se decompõem 
naturalmente. Veja exemplos de álcoois: 
 
 
Radical: 
Metil (Carbono 2) 
Hidroxila no Carbono 2 
+ 4 Carbonos 
Radical: 
Fenil Hidroxila + 1 Carbono 
Duas Hidroxilas (Carbonos 1 e 2) + Ligação 
dupla no Carbono 3 + 4 Carbonos 
2-Metil-Butanol-2 Fenil-Metanol Buten-3--1,2-diol 
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Radical: 
Etil (Carbono 3) 
Hidroxila 
+ 6 Carbonos Cíclicos 2 Hidroxilas + 2 Carbonos 
Radicais: 
Metil (Carbono 6) 
Etil (Carbono 4) 
Hidroxila no Carbono 2 
+ 8 Carbonos 
3-etil-ciclohexanol etanodiol 4-etil-6,6-dimetil-octanol-2 
13.6.2. Nomenclatura Usual dos Álcoois 
 A nomenclatura usual dos álcoois, que é válida somente para álcoois saturados, é 
composta de regras bem simples, mas para dominá-las é necessário saber a 
nomenclatura de radicais. Veja como fazer: 
 Antes do nome, colocar a palavra Álcool. 
 Identificar o radical orgânico preso à Hidroxila, utilizando o prefixo de 
enumeração e o sufixo -ílico. 
 Exemplos: 
 
 
Radical Etil Radical Benzil Radical Terc-butil 
Álcool Etílico Álcool Benzílico Álcool Tercbutílico 
13.6.3. Nomenclatura de Kolbe 
 A nomenclatura de Kolbe, pouco utilizada actualmente, considera o carbono 
ligado à hidroxila como um radical chamado carbinol e tudo que estiver ligado a ele 
como outros radicais. Veja as regras: 
 Considerar o carbono ligado à Hidroxila como um radical chamado carbinol 
 Considerar os outros Carbonos como radicais, dando os seus nomes e 
colocando-os antes do nome carbinol, em ordem crescente de 
complexidade. 
 Em caso de dois ou três radicais iguais, usa-se o prefixo dDi ou tri 
respectivamente 
 Sendo assim, Exemplos: 
 
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2 Radicais Metil Radical Fenil Radicais Metil, Etil e Propil 
Dimetil-Carbinol Fenil-Carbinol Etil-Metil- Propil-Carbinol 
13.6.4. Classificação dos Álcoois 
 Os Álcoois são classificados de acordo com a quantidade de hidroxilas e pelo tipo 
de carbono no qual ela está ligada. Quando possuir uma hidroxila, será chamado de 
monoálcool ou monol. Com duas, diálcool ou diol, e assim por diante. Um álcool é 
primário quando possui uma hidroxila ligada a um carbono primário. A mesma lógica 
segue para álcoois secundários e terciários (não existem álcoois quaternários!). 
13.6.5. Enol 
 Um enol é um álcool que possui hidroxila ligada a um carbono insaturado e não-
aromático. Eles são compostos especiais porque geram expontaneamente cetonas ou 
aldeídos, dependendo da posição da Hidroxila, num fenômeno chamado tautomeria. Sua 
nomenclatura é igual à dos álcoois, porém a posição da hidroxila deve ser indicada entre 
o prefixo de enumeração e o sufixo OL. 
 
 
Ligação Dupla no Carbono 1 + 
Hidroxila no Cabono 2 + 4 Carbonos 
Radical Metil no Carbono 2 + 
Ligação Dupla no Carbono 1 + 
Hidroxila no Carbono 1 + 3 Carbonos 
1-Buten-2-ol 2-Metil-1-Propen-1-ol 
13.7. Fenóis 
Os fenóis são compostos que apresentam hidroxila presa a carbonos aromáticos. Na 
sua nomenclatura, a Hidroxila é denominada hidróxi e depois coloca-se o nome do 
aromático. 
 
Caso ocorram ramificações, é necessário indicar suas posições através das regras de 
nomenclatura de hidrocarbonetos cíclicos ou utilizando o carbono 1 como o Carbono da 
Hidroxila. 
Exemplos: 
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Hidroxila: 
Carbono  
Ciclo: 
Naftaleno 
Radicais: 
Etil (Carbono 2) 
Metil (Carbono 4) 
Hidroxila: 
Carbono 1 
Ciclo: 
Benzeno 
 3 Hidroxilas: 
Carbonos 1,3 e 5 
Ciclo: 
Benzeno 
-Hidróxi-Naftaleno 2-Etil-4-Metil-1-Hidróxi-Benzeno 1,3,5-Trihidróxi-Benzeno 
 
Mas qual a diferença química entre um fenol e um álcool cíclico, se os dois tiverem o 
mesmo número de carbonos? Os fenóis são mais ácidos que os álcoois cíclicos, isto é, os 
fenóis possuem maior facilidade de liberar íons H+ (prótons) do que os álcoois cíclicos. A 
explicação é dada pelo conceito de ressonância e densidade eletrônica, conforme a 
animação abaixo: 
13.8. Éteres 
 Um éter é um composto onde o oxigênio está directamente ligado a dois radicais 
orgânicos. Possuem nomenclatura oficial e usual. 
 
 
 
 
 
13.8.1. Nomenclatura Oficial dos Éteres 
 A nomenclatura oficial dos éteres é relativamente simples. Veja as regras: 
 O menor radical ligado ao Oxigênio é nomeado dando-se o prefixo de 
enumeração para radicais seguido do prefixo -óxi, que indica a presença do 
Oxigênio. 
 O maior radical recebe o nome normal de um hidrocarboneto. 
 Para nomear, utiliza-se sempre o nome da menor parte e depois o da maior 
parte, separada por hífens. 
 Exemplos: 
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Menor Parte: 
2 Carbonos 
Maior Parte: 
3 Carbonos 
Partes Iguais: 
1 Carbono 
Menor Parte: 
3 Carbonos 
Maior Parte: 
7 Carbonos 
(p-Tolueno) 
Etóxi-Propano Metóxi-Metano Propóxi-p-Tolueno 
13.8.2. Nomenclatura Usual dos Éteres 
A nomenclatura usual dos Éteres é semelhante à dos álcoois. Veja as regras: 
 Antes do nome, coloca-se a palavra Éter, para indicar a função. 
 Dá-se o nome do menor radical ligado ao Oxigênio. 
 Dá-se o nome do maior radical ligado ao oxigênio, seguido do prefixo -ílico. Em 
caso de éteres com duas partes iguais, apenas coloca-se o nome do radical 
com o prefixo Di- (opcional), seguido do prefixo -ílico. 
 O nome do menor radical vem primeiro, seguido do nome do maior radical, 
separado por hífen. 
 Veja os exemplos com os éteres anteriores: 
 
 
Menor Parte: 
2 Carbonos 
Maior Parte: 
3 Carbonos 
Partes Iguais: 
1 Carbono 
Menor Parte: 
3 Carbonos 
Maior Parte: 
7 Carbonos 
(p-Tolueno) 
Éter Etil-Propílico 
Éter Dimetílico ou 
Éter Metílico 
Éter Propil-p-Toluílico 
13.8.3. Classificação dos Éteres 
Os éteres são classificados de acordo com os radicais ligados ao oxigênio. Um éter é 
simétrico quando os dois radicaissão iguais; assimétricos quando os radicais são 
diferentes. Utilizando os exemplos anteriores, veja: 
 
Éter simétrico Éter assimétrico 
13.9. Aldeídos 
 É considerado Aldeído todo composto que possuir o grupo Carbonila ligado a um 
Carbono primário, formando o grupo funcional que o identifica, chamado Formila ou 
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Aldoxila(-CHO. Esse grupo funcional estará sempre localizado numa extremidade da 
cadeia. Possuem nomenclatura oficial e alguns possuem nomenclatura usual. 
Aldoxila Carbonila 
 
13.9.1. Nomenclatura oficial dos aldeídos 
A nomenclatura oficial destes compostos é feita obedecendo as seguintes regras: 
 O carbono 1 será sempre o carbono da aldoxila. Em caso de duas aldoxilas, o 
carbono 1 será o que der os menores números para as ramificações e depois 
para as insaturações. 
 O nome é dado utilizando o prefixo de enumeração com o sufixo AL. Em caso de 
duas aldoxilas, usa-se o prefixo DIAL, sem necessidade de informar posição, pois 
as mesmas sempre se encontram na extremidade das cadeias. 
 Caso o Aldeído seja ramificado, pode-se indicar as posições 2, 3 e 4 com as letras 
gregas  e , respectivamente. Geralmente esta enumeração é utilizada em 
Aldeídos com apenas uma ramificação e não é muito usada atualmente, não 
podendo ser usada para indicar posição de insaturações. 
 Exemplos: 
 
 
Aldeído: 
4 Carbonos 
Radical: 
Fenil 
Aldeído: 
1 Carbono 
Ligação 
Dupla: 
Carbono 2 
Aldeído: 
3 Carbonos 
2 Aldoxilas + 
2 Carbonos 
Radicais: 
Etil (Carbono 2) 
Metil (Carbono 3) 
Aldeído: 
5 Carbonos 
Butanal Fenil-Metanal Propen-2-al Etanodial 3-Metil-2-Etil-Pentanal 
13.9.2. Nomenclatura usual dos aldeídos 
 Apenas alguns Aldeídos possuem nomenclatura usual, que lhes é dada de acordo 
com o Ácido Carboxílico correspondente. Veja quais são os Aldeídos com nomenclatura 
usual: 
Nome Oficial Nome Usual Fórmula 
Metanal Aldeído Fórmico, Formaldeído ou Formol 
 
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Etanal Aldeído Acético ou Acetaldeído 
 
Propanal Aldeído Propiônico ou Propionaldeído 
 
Butanal Aldeído Butírico ou Butiraldeído 
 
Etanodial Aldeído Oxálico ou Oxalaldeído 
 
Fenil-Metanal Aldeído Benzóico ou Benzaldeído 
 
 A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) reconhece como oficial, 
por motivos históricos, as nomenclaturas sublinhadas na tabela acima. 
13.10. Cetonas 
Cetonas são compostos que possuem o grupo carbonila (-CO-) ligado a um carbono 
secundário, formando o grupo funcional (R1–CO–R2), onde R1 e R2 são obrigatoriamente 
dois radicais, iguais ou não. Possuem nomenclatura oficial e usual. 
13.10.1. Nomenclatura Oficial das Cetonas 
A nomenclatura das cetonas diz que o sufixo utilizado para designar a função é -ONA. 
Veja as regras: 
 Em caso de existir mais de uma possibilidade para a posição da carbonila, sua 
posição deve ser indicada fazendo com que o Carbono 1 seja aquele que estiver 
na extremidade mais próxima da carbonila. 
 Nas Cetonas com mais de uma carbonila, o Carbono 1 é aquele que faz com que 
a cadeia tenha os menores números possíveis. 
 Em Cetonas insaturadas, a posição da carbonila deverá vir entre o prefixo de 
insaturação (-en ou -in) e o sufixo que designa função (-ONA). 
 Exemplos: 
 
Radical: 
Metil (Carbono 2) 
Carbonila: 
Carbono 3 
Cadeia: 
5 Carbonos 
Ligação Dupla: 
Carbono 4 
Carbonila: 
Carbono 3 
Cadeia: 
6 Carbonos 
Radical: 
Metil (Carbono 
3 Carbonilas: 
Carbonos 2, 3 e 
Cadeia: 
6 
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187 
5) 4 Carbonos 
2-Metil-3-Pentanona 4-Hexen-3-ona 5-Metil-2,3,4-Hexanotriona 
13.10.2. Nomenclatura usual das cetonas 
A nomenclatura usual das cetonas é análoga à nomenclatura de Kolbe (dos álcoois). 
Denomina-se o carbono da carbonila como cetona e coloca-se os nomes dos radicais 
presos a ela. Esta nomenclatura não é possível de ser feita em cetonas com mais de uma 
carbonila. Exemplos: 
 
Radicais Etil e Isopropil 2 Radicais Metil Radicais Fenil e p-Toluil 
Etil-Isopropil-Cetona Dimetil-Cetona Fenil-p-Toluil-Cetona 
A IUPAC considera como oficial o nome usual Acetona para a Propanona (Dimetil-
Cetona). No ensino médio, porém, o nome Acetona não é reconhecido como Oficial ou 
Usual, devendo ser evitado seu uso. 
13.10.3. Classificação das cetonas 
As cetonas são classificadas pelos radicais ligados à carbonila e à quantidade de 
carbonilas. 
13.10.3.1. Radicais Ligados à Carbonila 
 Uma cetona, assim como um éter, é classificada como simétrica se os dois radicais 
ligados à carbonila forem iguais e assimétrica quando estes forem diferentes. Utilizando os 
exemplos anteriores, temos: 
 
Cetona Simétrica Cetona Assimétrica 
13.10.3.2. Quantidade de Carbonilas 
 As cetonas podem ser monocetonas quando tiverem uma carbonila, dicetonas 
quando tiverem duas, tricetonas com três e assim por diante. 
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188 
13.11. Ácidos carboxílicos 
 Os ácidos carboxílicos são formados por uma carboxila (carbonila + hidroxila), que 
geralmente é abreviada para -COOH ou em alguns livros para -CO2H. Possuem 
nomenclatura oficial e usual e enumeração própria, assim como os aldeídos. 
Aldoxila Carbonila Carboxila 
 
13.11.1. Nomenclatura oficial dos ácidos carboxílicos 
 O sufixo da função ácido carboxílico é -óico e o nome deve ser acompanhado da 
palavra Ácido. Esta nomenclatura é igual, em regras, à dos aldeídos. 
 O carbono 1 será sempre o carbono da carboxila. Em caso de duas, o carbono 1 
será o que der os menores números para as ramificações e depois para as 
insaturações. 
 Em caso de duas carboxilas, usa-se o prefixo dióico, sem necessidade de informar 
posição, pois as mesmas sempre se encontram na extremidade das cadeias. 
 Caso o ácido seja ramificado, pode-se indicar as posições 2, 3 e 4 com as letras 
gregas  e , respectivamente. Geralmente esta enumeração é utilizada em ácidos 
com apenas uma ramificação e não é muito usada atualmente, não podendo ser 
usada para indicar posição de insaturações. 
Exemplos: 
 
 
Ácido Carboxílico: 
3 Carbonos 
Radical: 
p-Toluil 
Ácido: 
1 Carbono 
Radicais: 
Metil (Carbono 
2) 
Ácido: 
4 Carbonos + 2 
Carboxilas 
Radical: 
Metil 
(Carbono 
3) 
Ligação 
Dupla: 
Carbono 2 
Ácido: 
4 
Carbonos 
Ácido Propanóico Ácido p-Toluil-Metanóico Ácido 2,2-Dimetil-Butanodióico Ácido 3-Metil-2-Butenóico 
13.11.2. Nomenclatura usual dos ácidos carboxílicos 
 Alguns Ácidos Carboxílicos possuem nomenclatura usual, que geralmente está 
associada a sua fonte natural. Veja quais são os Ácidos e qual a origem de seus nomes: 
Nome Oficial Nome Usual Origem do Nome Fórmula EstruturalCentro de Preparação aos Exames de Admissão ao Ensino Superior 
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Ácido 
Metanóico 
Ácido Fórmico 
Do latim formica (formiga), de onde o 
ácido foi extraído pela primeira vez. 
 
Ácido 
Etanóico 
Ácido Acético 
Do latim acetum (azedo), em referência 
ao vinagre (vinho azedo), de onde foi 
isolado. 
 
Ácido 
Propanóico 
Ácido 
Propiônico 
Do grego propion (precursor da 
gordura). Este ácido faz parte da 
gordura animal. 
 
Ácido 
Butanóico 
Ácido Butírico 
Do grego boutyron (manteiga), onde é 
encontrado. 
 
Ácido 
Pentanóico 
Ácido Valérico 
Em referência a uma planta chamada 
Valeriana, onde este ácido é 
encontrado. 
 
Ácido 
Etanodióico 
Ácido Oxálico 
Do grego Oxys (Ácido), em referência a 
acidez do composto, maior que a dos 
outros ácidos acima. 
 
Ácido Fenil-
Metanóico 
Ácido 
Benzóico 
Vem do nome do Aldeído Benzóico, 
que é encontrado em amêndoas. 
 
 
13.12. Ésteres 
 Éster é todo composto que possui um radical Acilato (R1-COO-R2), onde R1 e R2 são 
radicais orgânicos, iguais ou não e R1 pode ser um átomo de Hidrogênio. O Acilato 
geralmente é abreviado para -COO- ou em alguns casos -CO2-. 
Aldoxila Carbonila Carboxila Acilato 
 
13.12.1. Nomenclatura Oficial dos Ésteres 
 O prefixo que indica a função é -ATO. A nomenclatura dos ésteres é dividida em 
duas partes. 
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 Contar o número de carbonos da parte ligada ao carbono do acilato (incluindo 
o carbono do acilato), dar o nome como hidrocarboneto, colocar o prefixo -ato 
e a preposição de. 
 Caso seja necessário indicar posição de ramificações ou insaturações, o Carbono 
1 é o Carbono do Acilato. 
 Contar o número de carbonos presos ao oxigênio do acilato e considerá-los 
como um radical orgânico, dando sua nomenclatura oficial. Normalmente utiliza-
se o prefixo -ila para estes radicais. 
Exemplos: 
 
 
Acilato: 
4 Carbonos 
Oxigênio: 
2 Carbonos 
Acilato: 
3 Carbonos 
Ligação Dupla 
(Carbono 2) 
Oxigênio: 
3 Carbonos 
Acilato: 
4 Carbonos 
Radical Metil no 
Carbono 3 
Oxigênio: 
1 Carbono 
Butanoato de Etila 2-Propenoato de Propila 3-Metil-Butanoato de Metila 
13.12.2. Nomenclatura Usual dos Ésteres 
 A nomenclatura usual dos Ésteres é diferente da Oficial somente na parte do 
Acilato. Como os Ésteres são geralmente originários da reacção entre os Ácidos 
Carboxílicos e os Álcoois, a nomenclatura usual destes compostos seguem a dos Ácidos. 
Os Acilatos então recebem os seguintes nomes: 
Nome Oficial Nome Usual Fórmula 
Metanoato Formiato 
 
Etanoato Acetato 
 
Propanoato Propionato 
 
Butanoato Butirato 
 
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191 
Pentanoato Valerato 
 
Fenil-Metanoato Benzoato 
 
 
Exemplo: 
 
Acilato: 
4 Carbonos 
Oxigênio: 
2 Carbonos 
Butirato de Etila 
 Assim, todos os outros Ésteres seguem a mesma lógica de nomenclatura. Embora a 
IUPAC reconheça como oficial as nomenclaturas acima (exceto a do Pentanoato), nas 
escolas e vestibulares elas são reconhecidas como usuais. Logo seu uso como 
nomenclatura oficial deve ser evitada. 
13.13. Sais orgânicos 
 Os sais orgânicos são compostos originados da reacção de uma base inorgânica 
com um ácido carboxílico. Esta reacção resulta em um sal orgânico e água, como o 
exemplo genérico abaixo: 
 
 Onde R é um radical orgânico ou Hidrogênio e Me é um metal ou NH4+ (Amônio). O 
radical destacado em azul chama-se Acilato. Os sais possuem nomenclatura oficial e 
usual. 
 
 
 
 
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13.13.1. Nomenclatura oficial dos sais orgânicos 
 A nomenclatura oficial dos sais utiliza o prefixo -ato e é muito parecida com a dos 
Ésteres. Veja as regras de nomenclatura: 
 Identificar o número de carbonos preso ao Acilato, dando nomenclatura de 
Hidrocarboneto seguido do prefixo -ato. 
 Se for necessário numerar, o Carbono 1 será o Carbono do Acilato. 
 Identificar o metal ou NH4+, colocando antes de seu nome o nome da parte do 
Acilato e a preposição de. 
 Se o anião do acilato for bivalente e dois catiões diferentes estiverem ligados a 
ele, antes da preposição de utiliza-se a palavra duplo e entre o nome dos Catiãos 
coloca-se a conjunção e. 
 Se o anião do acilato for bivalente e apenas um catião estiver ligado a ele, antes 
da preposição de coloca-se a palavra ácido. 
Exemplos: 
 
 
 
Acilato: 
3 Carbonos 
Catião: 
Sódio 
Acilato: 
4 Carbonos 
Radical 
Metil 
(Carbono 2) 
Catião: 
Amônio 
Acilato: 
2 Carbonos 
Catião: 
Cálcio 
Acilato: 
3 Carbonos 
Bivalente 
Dois Catiãos: 
Lítio 
Potássio 
Propanoato de Sódio 
2-Metil-Butanoato de 
Amônio 
Etanoato de Cálcio 
Propanodiato Duplo de Lítio 
e Potássio 
 
 
 
Acilato: 
3 Carbonos 
Bivalente 
 Um Catião: 
Sódio 
Acilato: 
4 Carbonos 
Ligação Tripla 
(Carbono 2) 
Catião: 
Lítio 
 
Propanodiato Ácido de 
Sódio 
2-Butenoato de Lítio 
 
 
 
 
 
 
 
 
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13.13.2. Nomenclatura usual dos sais orgânicos 
A nomenclatura usual dos sais é diferente da oficial apenas na parte do Acilato. Assim 
como nos Ésteres, o Acilato recebe o nome usual do seu ácido de origem. Assim, temos: 
Nome Oficial Nome Usual Fórmula 
Metanoato Formiato 
 
Etanoato Acetato 
 
Propanoato Propionato 
 
Butanoato Butirato 
 
Pentanoato Valerato 
 
Fenil-Metanoato Benzoato 
 
Etanodiato Oxalato 
 
 Portanto, utilizando um dos exemplos anteriores, temos: 
 
Acilato: 3 Carbonos Catião: Sódio 
Propionato de Sódio 
 
13.14. Anidridos 
 Os anidridos são originários da desidratação de duas moléculas de ácidos 
carboxílicos. O nome da função anidrido (an = sem, (h)idro = água) já evidencia a 
desidratação. Em uma reacção genérica, temos: 
 
 Onde R1 e R2 são dois radicais orgânicos (iguais ou não). O ácido metanóico ao 
sofrer desidratação liberta co e h2o, sendo assim o único a não formar anidrido. Os 
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anidridos possuem nomenclatura oficial e usual, de acordo com os ácidos que o 
originaram. 
13.14.1. Nomenclatura oficial dos anidridos 
A nomenclatura oficial dos anidridos tem origem na dos ácidosque os formaram. 
Antes do nome do Anidrido, colocar a palavra anidrido, para designar a função. 
 Dar o nome da menor parte do anidrido do mesmo jeito que se daria a um 
ácido, apenas retirando a palavra ácido do nome e depois da maior parte. 
 Em anidridos cujas partes são iguais, não é necessário repetir o nome. 
 Em casos que seja necessário numerar, o carbono 1 é sempre o carbono do 
acilato. 
 Exemplos: 
 
 
Partes Iguais: 
3 Carbonos 
Menor Parte: 
2 Carbonos 
Maior Parte: 
3 Carbonos 
Menor Parte: 
3 Carbonos 
Radical Metil 
(Carbono 2) 
Maior Parte: 
4 Carbonos 
Radical Metil 
(Carbono 3) 
Anidrido Propanóico Anidrido Etanóico-Propanóico 
Anidrido 2-Metil-Propanóico-3-Metil-
Butanóico 
 
Menor Parte: 
3 Carbonos 
Ligação Dupla 
(Carbono 2) 
Maior Parte: 
3 Carbonos 
Anidrido 2-Propenóico-Propanóico 
13.14.2. Nomenclatura usual dos anidridos 
A nomenclatura usual dos Anidridos é feita a partir da nomenclatura usual dos Ácidos 
que os originaram. Assim, utilizando dois dos exemplos acima, temos: 
 
 
 
Partes Iguais: 
3 Carbonos 
Menor Parte: 
2 Carbonos 
Maior Parte: 
3 Carbonos 
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Anidrido Propiônico Anidrido Acético-Propiônico 
13.15. Haleto de Acila 
 São compostos formados pelo grupo funcional R-CO-, onde R é um radical orgânico 
ou hidrogênio e X é um halogénio (Flúor, Cloro, Bromo ou Iodo). e é geralmente 
abreviada para -CO-. Possuem nomenclatura oficial e usual. 
Radical acila 
 
(apenas a parte destacada) 
13.15.1. Nomenclatura oficial dos haletos de acila 
 A nomenclatura destes compostos possui o sufixo de função -ILA. As regras são: 
 Colocar o nome do halogénio seguido do sufixo -eto (fluoreto, cloreto, brometo 
ou iodeto) e a preposição de. 
 Contar o número de carbonos da acila e colocar o nome do hidrocarboneto 
correspondente seguido do sufixo -ila. 
 Se for necessário numerar, o carbono 1 é o carbono ligado ao oxigênio e ao 
halogénio. 
 Veja alguns exemplos: 
 
 
 
Acila: 
2 Carbonos 
Halogénio: 
Cloro 
Acila: 
4 Carbonos 
Radical Metil 
(Carbonos 2 e 3) 
Halogénio: 
Bromo 
Acila: 
1 Carbono 
Radical Fenil 
Halogénio: 
Flúor 
Cloreto de Etanoila Brometo de 2,2,3-Trimetil-Butanoila Fluoreto de Fenil-Metanoila 
 
 Acila: 
3 Carbonos 
Ligação Tripla 
(Carbono 2) 
Halogénio: 
Iodo 
Iodeto de 2-Propinoila 
 
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13.15.2. Nomenclatura usual dos haletos de acila 
 
 A nomenclatura usual dos haletos de acila é baseada na dos ácidos carboxílicos. 
Sendo assim, temos: 
Nome Oficial Nome Usual Fórmula 
Metanoila Formila 
 
Etanoila Acetila 
 
Propanoila Propionila 
 
Butanoila Butirila 
 
Pentanoila Valerila 
 
Fenil-Metanoila Benzila 
 
 
Então, por exemplo, temos: 
 
 
Acila: 
2 Carbonos 
Halogénio: 
Cloro 
Acila: 
1 Carbono 
Radical Fenil 
Halogénio: 
Flúor 
Cloreto de Acetila Fluoreto de Benzila 
13.16. Aminas 
 As aminas são compostos formados a partir da substituição dos hidrogênios da 
amônia (NH3) por radicais orgânicos. Possuem dois tipos de nomenclatura oficial, 
dependendo de seu tamanho. São classificadas pela quantidade de radicais ligados ao 
Nitrogênio. 
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13.16.1. Classificação das Aminas 
 As aminas são classificadas de acordo com a quantidade de radicais orgânicos 
ligados ao nitrogênio. Uma amina primária possui apenas um radical orgânico ligado a 
ela, uma secundária possui dois radicais e uma terciária possui três. Exemplos: 
 
 
Amina Primária Amina Secundária Amina Terciária 
Note que nesta classificação os tipos e tamanhos de radicais não importam, nem se 
eles são iguais ou não. 
13.16.2. Nomenclatura Oficial de Aminas Simples 
 As regras de nomenclatura deste tipo de amina é relativamente simples: 
 Contar quantos radicais estão presentes na amina. 
 Colocar seus nomes, em ordem alfabética, seguido da palavra amina, que 
pode ou não ser separada por hífen. 
 Se for necessário, colocar prefixos di ou tri para indicar radicais iguais. 
 Veja alguns exemplos: 
 
 
 
Dois Radicais Metil Radicais Metil + Etil + Fenil Radical Propil 
Dimetil-Amina Metil-Etil-Fenilamina Propilamina 
13.16.3. Nomenclatura de Aminas Complexas 
 As regras de nomenclatura de aminas complexas são válidas apenas quando estas 
forem primárias. Veja quando uma amina é considerada complexa: 
 É impossível, através de prefixos para radicais (tais como iso-, sec-, n-, etc) 
indicar a posição do radical amino (NH2). 
 É impossível ou muito difícil, através de regras de nomenclatura de radicais, 
indicar o nome do radical ligado ao gruponamino. 
 O radical ligado ao grupo amino é ramificado ou insaturado e não é possível 
ou é muito difícil dar seu nome pelas regras de nomenclatura comum. 
 Caso isto ocorra, o grupo amino é considerado uma ramificação de um 
hidrocarboneto comum. Neste caso, o carbono 1 é aquele que estiver mais próximo do 
grupo amino. Veja alguns exemplos: 
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Dois Radicais Metil (Carbono 2)+ 
Ligação Dupla (Carbono 4)+ Amino 
(Carbono 3) + 6 Carbonos 
Radical Etil (Carbono 4) + Amino (Carbono 1) 
+ Benzeno 
Amino (Carbono 2) + 5 Carbonos 
3-Amino-2-Dimetil-4-Hexeno 
1-Amino-4-Etil-Benzeno ou 
p-Etil-Aminobenzeno 
2-Amino-Pentano 
13.17. Amidas 
 As amidas são caracterizadas pelo grupo funcional (R1CONR2R3), onde R1, R2 e R3 
podem ser radicais orgânicos (iguais ou não) ou hidrogênio. Possuem nomenclatura oficial 
e usual. As amidas que possuem pelo menos um radical orgânico R2 ou R3 ligado 
directamente ao nitrogênio são chamadas de amidas substituídas e os radicais são 
chamados de radicais substituintes. Aquelas que possuem um radical são as 
monossubstituídas e as que possuem dois radicais são as dissubstituídas. As amidas que 
possuem mais de um radical R1-CO não são muito comuns. 
Grupo funcional das amidas 
 
13.17.1. Nomenclatura oficial das amidas 
A nomenclatura oficial das amidas utiliza o sufixo amida para dar o nome dos 
compostos desta função. Veja as regras: 
 Dar o nome do hidrocarboneto correspondente ao radical R1-CO ligado ao 
nitrogênio. Em caso de necessidade de enumeração para indicar ligação 
dupla e/ou insaturação, o carbono 1 é aquele que está ligado ao Nitrogênio. 
 Em amidas substituídas, é necessário indicar quais são os radicais nomeando-os 
e colocando antes de cada um dos seus nomes o prefixo N-, para indicar que 
os radicais estão ligados ao Nitrogênio. 
 Exemplos: 
 
2 Carbonos 4 Carbonos + 2 Radicais Metil 
(Carbono 3) 
2 Carbonos + Radical Etil 
(Nitrogênio) 
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