Apostila Química geral

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UNIVERSIDADE FEEVALE 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Geral 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Engenharias - Bacharelado 
Professora Viviane de Lima 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
1. TEORIA ATÔMICA E AS LIGAÇÕES QUÍMICAS ......................................................................... 1 
1.1 Átomo ..................................................................................................................................... 1 
1.2. Elemento Químico.................................................................................................................. 4 
1.3. Ligações Químicas................................................................................................................. 4 
1.4 Geometria Molecular ............................................................................................................. 16 
1.5 Polaridade das Ligações ....................................................................................................... 17 
2. FUNÇÕES INORGÂNICAS ........................................................................................................ 28 
2.1 Conceitos Gerais .................................................................................................................. 28 
2.2 Teoria de Arrhenius............................................................................................................... 28 
2.3 Ácidos ................................................................................................................................... 29 
2.4 Bases ou hidróxidos .............................................................................................................. 33 
2.5 Sais ....................................................................................................................................... 36 
2.6 Óxidos................................................................................................................................... 38 
3. REAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................................ 47 
3.1 Conceitos Gerais .................................................................................................................. 47 
3.2 Energia envolvida nas reações químicas .............................................................................. 48 
3.3 Estado físico das substâncias que reagem ........................................................................... 49 
3.4 Classificação das Reações ................................................................................................... 50 
3.5 Balanceamento das Equações Químicas .............................................................................. 53 
4. ELETROQUÍMICA ...................................................................................................................... 60 
4.1 Conceitos .............................................................................................................................. 60 
4.2 Potencial de eletrodo ............................................................................................................ 61 
4.3 Equação de Nernst ............................................................................................................... 64 
4.4 Células galvânicas e eletrolíticas .......................................................................................... 65 
5. ESTEQUIOMETRIA (Cálculos Estequiométricos) ....................................................................... 82 
5.1 Introdução ............................................................................................................................. 82 
5.2 Leis da Estequiometria .......................................................................................................... 82 
5.3 Conceito de mol .................................................................................................................... 83 
5.4 Equação química .................................................................................................................. 84 
5.5 Cálculos Estequiométricos .................................................................................................... 84 
BIBLIOGRAFIA ............................................................................................................................... 96 
 
1 
 
1. TEORIA ATÔMICA E AS LIGAÇÕES QUÍMICAS 
 
1.1 Átomo 
Há muito tempo, as discussões a respeito da natureza da estrutura atômica mexem de 
forma bastante efetiva com a imaginação e a criatividade dos cientistas. Os antigos filósofos foram 
os pioneiros na elaboração de teorias para explicar a natureza do mundo e nossas relações com 
ele. Perguntar de onde viemos, qual a origem da perfeição da natureza, até onde podemos ir e 
como ocorrem as inter-relações universais, foram os questionamentos que impulsionaram o 
pensamento. Tales de Mileto procurava, entre outras coisas, uma resposta à pergunta que havia 
sido feita há muito tempo: de que é constituída a matéria? Para ele, a água era a causa material de 
todas as coisas. Assim o entendimento da natureza estava relacionado a um único princípio: a 
água seria o elemento primordial, a matéria básica para a formação dos demais materiais. 
No século IV Aristóteles desenvolveu uma teoria que foi aceita na sua época. Esta dizia que 
o universo seria formado pela combinação de elementos fundamentais: água, ar, fogo e terra. Tais 
elementos podiam se transformar uns nos outros pelas mudanças de suas propriedades e ao se 
combinarem davam origem aos diversos materiais. 
Leucipo e Demócrito (± 400 a.c.) propuseram uma teoria que se referia à impossibilidade de 
dividir infinitamente a matéria, ou seja, qualquer material poderia ser repartido em partes menores 
até atingir um limite. Ao atingir esse limite, encontraria-se partículas indivisíveis, as quais 
denominaram átomo (a = prefixo de negação, tomo = divisão). Essa teoria ficou conhecida como 
atomismo. 
Somente a partir da segunda metade do século XII, iniciaram-se as discussões sobre a 
natureza do átomo, tal como conhece-se atualmente. Robert Boyle foi o protagonista deste 
processo. O trabalho mais importante de Boyle foi o livro “The Spring of the Air” (1660) em sua 
segunda edição, que continha a proposta do que hoje é conhecido como Lei de Boyle e que 
estabelecia a relação entre pressão e volume dos gases. Por volta de 1661, Boyle publica o livro 
“Sceptical Chemist”, no qual defendeu o atomismo e elaborou o primeiro conceito de elemento com 
base experimental. Esta discussão foi claramente exposta em 1666 sob o título “The Origins of 
Forms and Qualities”. 
Entre o final do século XVII e o final do século XVIII muito se discutiu sobre a natureza da 
matéria conhecida, no entanto, somente no início do XIX é que ocorreu o início formal do 
desenvolvimento da Teoria Atômica Clássica. Em 1803 o cientista inglês John Dalton, com base 
em inúmeras experiências, conseguiu provar cientificamente a ideia de átomo. Segundo Dalton, 
quando olhamos, por exemplo, para um grão de ferro, devemos imaginá-lo como sendo formado 
por um aglomerado de um número enorme de “átomos”. Os principais postulados da teoria atômica 
de Dalton foram: 
- a matéria é formada por partículas extremamente pequenas denominadas átomos; 
2 
 
- os átomos são esferas maciças, indestrutíveis e imutáveis; 
- átomos que apresentam mesmas propriedades (tamanho, massa e forma) constituem um 
elemento químico; 
- átomos de elementos diferentes possuem propriedades diferentes; 
- os átomos podemunir-se formando "átomos compostos"; 
- uma reação química nada mais é do que a união e separação de átomos. 
Aproximadamente 50 anos depois da proposta de Dalton apareceram os primeiros indícios 
de que átomos pudessem ser constituídos por partes menores. Estes indícios nasceram com as 
experiências com tubos de descarga de gás realizadas por William Crookes. Com estas 
experiências, Crookes pode concluir que “algo” viajava do cátodo ao ânodo e a isto denominou 
raios catódicos. Em uma destas experiências, Crookes adicionou ao interior do tubo uma porção de 
sulfeto de zinco (ZnS), material que ao sofrer impacto de alta energia apresenta fluorescência, e 
assim, concluiu que os raios catódicos eram compostos por pequeníssimas partículas. 
A partir de 1885, o físico J. J. Thomson aplicando um campo elétrico aos tubos de Crookes 
propôs que as partículas componentes dos raios catódicos fossem negativamente carregadas. Em 
1897, Thomson provocou uma mudança radical na visão de átomo (modelo de Dalton) conhecida 
até então, com a descoberta do elétron. Para a proposição do modelo, Thomson considerou 
também as experiências de Eugen Goldstein de 1886, que mostraram a existência de carga 
positiva no átomo através da descrição dos raios canais. O modelo proposto por Thomson ficou 
conhecido como “pudim de passas”. 
Em 1908 Ernest Rutherford, aluno de Thomson, provou que o modelo do pudim de passas 
não estava correto. Nesta época, Rutherford realizava experimentos nos quais bombardeava 
materiais, como uma folha de ouro, com partículas alfa (α). Os resultados destes experimentos 
demonstravam que a grande maioria das partículas atravessava a folha de ouro, mas também, que 
algumas partículas eram desviadas. Estes resultados podiam ser considerados normais e até 
esperados. No entanto, em menor quantidade, eram observadas reflexões de algumas partículas, 
que acabavam por atingir um anteparo de ZnS com ângulos maiores que 90°. Os experimentos de 
Rutherford sugeriam que o ouro, assim como uma série de outros materiais, possuíam espaços 
vazios pelos quais as partículas α passavam e atingiam o anteparo ao fundo. Por outro lado, as 
poucas partículas que eram refletidas deveriam atingir algum objeto sólido. 
Em 1911, Rutherford propôs uma visão revolucionária do átomo, segundo esse modelo o 
átomo era como um sistema solar em miniatura, com um núcleo no centro, positivamente 
carregado, contendo quase toda a massa atômica, e tendo elétrons leves e negativamente 
carregados girando em torno desse núcleo, em órbitas circulares. O núcleo era tão denso que seria 
capaz de refletir as partículas α, mas os elétrons seriam muito pequenos e estariam bastante 
espalhados que permitiriam as partículas α passarem sem maiores problemas. 
3 
 
Posteriormente, Bohr passou a analisar as dificuldades teóricas apresentadas pelo modelo 
atômico de Rutherford. Entre tais dificuldades destacavam-se duas: a primeira relacionava-se com 
a instabilidade dos elétrons orbitais; e a segunda, com as dimensões dessas órbitas. A 
instabilidade da eletrosfera decorria de que o elétron acelerado irradia energia. Ora, se os elétrons 
giram em torno do núcleo, eles estão sujeitos a acelerações centrípetas e, portanto, devem perder 
energia por irradiação, fazendo com que suas órbitas se tornem espiraladas no sentido do núcleo. 
Para resolver essa questão, Bohr lançou mão das ideias iniciais de quantização de Planck e 
Einstein, incorporando em seu desenvolvimento a hipótese da existência de níveis quantizados de 
energia para os elétrons num átomo, também chamados estados estacionários. 
Sua teoria consistia que ao girar em torno de um núcleo central, os elétrons deveriam girar 
em órbitas específicas com níveis energéticos bem definidos. Que poderia haver a emissão ou 
absorção de pacotes discretos de energia chamados de quanta ao mudar de órbita. 
Bohr enunciou o princípio da complementaridade, segundo o qual um fenômeno físico deve 
ser observado a partir de dois pontos de vista diferentes e não excludentes. Observou que existiam 
paradoxos onde poderia haver o comportamento de onda e de partícula dos elétrons, dependendo 
do ponto de vista. Essa teoria acabou por se transformar na hipótese proposta por Louis de Broglie, 
na qual todo corpúsculo atômico pode comportar-se de duas formas, como onda e como partícula. 
Erwin Schrödinger, Louis de Broglie e Werner Heisenberg, reunindo os conhecimentos de 
seus predecessores e contemporâneos, acabaram por desenvolver uma nova teoria do modelo 
atômico, além de postular uma nova visão, chamada de mecânica ondulatória. Fundamentada na 
hipótese proposta por Broglie onde todo corpúsculo atômico pode comportar-se como onda e como 
partícula, Heisenberg, em 1925, postulou o princípio da incerteza. 
A ideia de órbita eletrônica acabou por ficar desconexa, sendo substituída pelo conceito de 
probabilidade de se encontrar num instante qualquer um dado elétron numa determinada região do 
espaço. Todos estes modelos foram, na verdade, precursores do atual modelo atômico, cujas 
órbitas bem definidas dos elétrons foram substituídas por zonas de probabilidade eletrônica – os 
orbitais. 
Em 1932, James Chadwick evidenciou a existência de uma terceira partícula sub-atômica. A 
estas partículas Chadwick chamou nêutrons e atribuiu a elas a função de estabilizar o núcleo uma 
vez que prótons são cargas positivas que deveriam repelir-se mutuamente. Os nêutrons não 
possuem carga. A figura 1 ilustra a representação das diferentes teorias atômicas. 
 
 
 
 
 
 
Dalton Thomson Rutherford Bohr Atual 
Figura 1: Representação dos diferentes modelos atômicos. 
4 
 
A tabela 1 a seguir apresenta as partículas sub-atômicas e suas propriedades. 
 
Tabela 1: Partículas subatômicas. 
Partícula Massa (grama) Massa relativa 
Carga elétrica 
(Coulomb) 
Carga relativa 
Próton (p+) 1,7.10-24 1 +1,6.10-19 +1 
Nêutron 
(n0) 
1,7.10-24 1 0 0 
Elétron (e-) 9,1.10-28 1/1840 -1,6.10-19 -1 
 
1.2. Elemento Químico 
Atualmente, são conhecidos, aproximadamente, 118 diferentes tipos de átomos que, 
combinados entre si, de diversas maneiras, irão originar todo o tipo de matéria existente. Átomos 
de mesmo tipo são aqueles que possuem o mesmo número de prótons. Assim, como o número de 
prótons define a espécie de átomo, ele passou a ser chamado de número atômico e simbolizado 
pela letra Z. 
Então, define-se que elemento químico é um conjunto de átomos com o mesmo número 
atômico. 
Exemplos: 
Hidrogênio – átomos que possuem 1 próton; 
Carbono – átomos que possuem 6 prótons. 
 
Como praticamente toda a massa do átomo está contida em seu núcleo, denomina-se o 
número de prótons (p) mais o número de nêutrons (n) de um átomo, como sendo, o seu número de 
massa, simbolizado pela letra A. Então: 
A = p + n , ou ainda, se p = Z, então: A = Z + n 
Na Tabela Periódica, são apresentados todos os elementos químicos, com seus respectivos 
números atômicos e massas atômicas. 
 
1.3. Ligações Químicas 
Na natureza, somente poucos elementos, como aqueles do grupo (família) dos gases 
nobres, aparecem na forma de átomos isolados. 
O termo “nobre” tem raízes históricas e era utilizado para descrever o comportamento de 
certos metais, como o ouro (Au), a prata (Ag) e a platina (Pt) são pouco reativos. Assim, esse 
termo, aplicado aos elementos do grupo 18 da tabela periódica indica o caráter inerte desses 
gases. 
5 
 
Quando nos referimos às substâncias químicas, muitas vezes pensamos na sua utilidade. 
Quando deseja-se um isolante procura-se um determinado material, quando precisa-se de um 
condutor pensa-se em outro, quando é necessário riscar algo pensa-se em substâncias mais duras 
e resistentese assim poderia-se citar vários outros exemplos. 
Mas qual a relação entre a utilidade dos materiais e suas propriedades? Qual será a 
explicação para que os materiais tenham comportamentos completamente diferentes e, por 
conseguinte, usos tão variados? 
O estudo das ligações químicas permite responder essas questões, por isso, é muito 
importante dentro do estudo de química. Imagine o que faz com que dois átomos interajam a ponto 
de estabelecer uma ligação química. Se estiverem em seus estados fundamentais, somente 
deveriam alterar este estado frente à possibilidade de atingir um estado de ainda menor energia, ou 
seja, de maior estabilidade. É exatamente isto que faz com que as ligações químicas ocorram 
muito embora para atingir o estado de energia mais baixo se tenha que passar por algum estado 
altamente energético. Uma ligação química é estabelecida entre as espécies apenas se o arranjo 
final de seus núcleos e de seus elétrons conferir ao par uma energia potencial menor que a soma 
das energias dos átomos ou íons isolados. 
As ligações químicas podem ser classificadas de acordo com suas energias. As ligações 
químicas fortes são mais estáveis e compreendem as ligações iônica, covalente e metálica. As 
ligações são interações entre átomos ou íons e estão intimamente relacionadas às configurações 
eletrônicas dessas espécies. O tipo de ligação química é determinado pela distribuição eletrônica 
(ou configuração eletrônica) dos átomos que estão sendo conectados, ou seja, pelo poder de 
combinação ou valência de um átomo, que é o número de ligações que este pode fazer para 
alcançar a estabilidade, ou seja, para ficar com oito elétrons na camada de valência. Esse poder de 
ligação está relacionado à camada eletrônica mais externa (camada de valência). Os elétrons de 
valência, de acordo com Gilbert Newton Lewis, podem ser representados pela colocação de pontos 
( ) em volta do símbolo do elemento. A representação apresentada na figura 2 mostra as fórmulas 
de Lewis para alguns elementos representativos e suas respectivas valências. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2: Fórmulas de Lewis para alguns elementos químicos: representação dos elétrons de valência. 
6 
 
Quando, nessas ligações, ocorre perda ou ganho de elétrons, com a formação de íons, a 
valência é chamada de eletrovalência e é representada por um sinal que indica a carga do íon 
formado. Os metais têm tendência a perder elétrons, formando cátions, e os não-metais, tem 
tendência a receber elétrons, formando ânions. 
 
Exemplos: Quando um átomo ganha elétrons, ele se transforma em um íon negativo, também 
chamado de ÂNION. 
 
O átomo (neutro ou no estado fundamental) de cloro (Cl) tem 
17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons. Ele pode ganhar um 
elétron e transformar-se em ânion cloreto (Cl–), que terá 17 
prótons, 18 nêutrons e 18 elétrons. 
 
Quando um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, também chamado de CÁTION. 
 
O átomo (neutro ou no estado fundamental) de sódio (Na) 
tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. Ele pode perder 
um elétron e transformar-se em cátion sódio (Na+), que terá 
11 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons. 
 
1.3.1 Ligação iônica 
Como o próprio nome indica, a ligação iônica ocorre entre íons, positivos (cátions) e 
negativos (ânions), e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre eles. 
Essa ligação ocorre, portanto, entre elementos que apresenta tendências opostas, ou seja, 
é necessário que um dos átomos participantes da ligação possua a tendência de perder elétrons, 
enquanto o outro, a de receber elétrons. 
Os elementos dos grupos 1, 2 e 13 (metais) tendem a perder seus elétrons de valência, 
respectivamente 1, 2 e 3 elétrons. Dessa maneira, sua penúltima camada passa a ser a de 
valência, o que satisfaz a regra do octeto. Os elementos das famílias 15, 16 e 17 (não-metais) 
tendem a receber elétrons, respectivamente 3, 2 e 1 elétrons, para ficarem com 8 elétrons de 
valência, e assim satisfazer a regra do octeto. 
Para compreender a ligação iônica, vamos analisar a substância cloreto de sódio. Para que 
esta substância seja obtida é necessário um átomo de sódio (Na11) e um de cloro (Cl17), que no 
estado elementar (fundamental) não irão reagir em hipótese nenhuma. No entanto, fornecendo 
energia pode-se excitar estes átomos a um estado no qual a formação de uma nova espécie 
química, combinada, poderá levar ao estado final de mais baixa energia do que a energia inicial do 
sistema de dois átomos. O átomo de sódio possui a configuração eletrônica 1s2, 2s2, 2p6, 3s1. Em 
função das propriedades periódicas as quais estes átomos estão subordinados (eletronegatividade, 
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raio atômico, potencial de ionização e afinidade eletrônica) e a fim de contemplar a regra do octeto, 
o sódio irá perder o elétron do sub-nível 3s igualando sua distribuição à do gás neônio. Em função 
de seu grande raio atômico, sua baixa eletronegatividade e seu baixo potencial de ionização, deve-
se fornecer uma quantidade de energia, que não necessariamente é pequena, como segue: 
Na(g) → Na
+
(g) + 1 e
- energia fornecida = 494 kJ/mol 
Para o átomo de cloro, que pertence ao mesmo período do sódio, mas no outro extremo da tabela 
periódica, tem-se um processo semelhante considerando alta eletronegatividade (com respeito ao 
sódio) e alta afinidade eletrônica. Para contemplar a regra do octeto, o cloro irá buscar um elétron 
para aproximar sua distribuição eletrônica (1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5) do gás argônio. Neste sentido, 
pode-se escrever a seguinte equação: 
Cl(g) + 1 e
- → Cl-(g) energia liberada = 349 kJ/mol 
Neste momento deve-se fazer uma avaliação da condição de energia do sistema. Assim, o sistema 
que no início possuía dois átomos no seu estado fundamental, recebeu 494 kJ/mol e cedeu 349 
kJ/mol, descrevendo um acréscimo líquido de energia de 145 kJ/mol. Como conclusão, tem-se que 
este processo de ionização é desfavorável energeticamente em função do aumento da energia do 
sistema. No entanto, após a formação dos dois íons (o cátion sódio, positivo e o ânion cloreto, 
negativo) observa-se uma interação entre estas espécies que assume caráter eletrostático. Esta 
interação, regida pela lei de Coulomb, descrita genericamente como “os opostos se atraem e os 
semelhantes se repelem” proporciona uma grande estabilização das espécies, pois o sódio acaba 
de ceder um elétron, contemplando a regra do octeto, para o cloro que recebe este elétron também 
contemplando tal regra segundo as propriedades mencionadas. 
Na+(g) + Cl
-
(g) → NaCl(s) energia liberada = 787 kJ/mol 
A variação líquida de energia no processo é da ordem de 642 kJ/mol (787 – 145), ou seja, 
embora se aumente a energia do sistema para gerar os íons, após as suas formações a interação 
entre eles leva o sistema a um estado de energia mais favorável (de menor energia) do que o 
inicial. Este estado mais favorável é o que determina a formação da ligação iônica entre sódio e 
cloro para formar o cloreto de sódio. A quantidade chamada de energia do retículo cristalino, ou 
energia reticular, é uma medida da energia da ligação iônica. 
A energia reticular, é a energia associada ao processo de formação de 1 mol de um 
composto iônico sólido a partir da combinação de seus íons em fase gasosa. Nesta definição, o 
valor de energia reticular é negativo. A figura 3 apresenta a formação do cloreto de sódio a partir 
dos íons Na+ e Cl-, assim como o retículo cristalino formado. 
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Figura 3: Formação e retículo cristalino do NaCl 
 
Da perspectiva apresentada acima, sempre que a atração entre os íons for maior que a 
energia para gerá-los, tem-se a formação de uma ligaçãoquímica iônica. Na prática, a energia 
limitante que define o processo é a de formação do cátion. Esta energia está associada tipicamente 
a elementos metálicos que têm energias de ionização baixas o suficiente para que a formação de 
cátions monoatômicos possa ser energeticamente favorável. 
Uma substância iônica, geralmente sólida, é um conjunto de cátions e ânions agrupados de 
maneira muito organizada em um arranjo regular. A ligação iônica é a única em que ocorre 
transferência definitiva de elétrons. De maneira geral podemos dizer que as fórmulas dos 
compostos formados por íons monoatômicos dos elementos dos grupos principais podem ser 
previstas pela consideração de que os cátions perderam todos seus elétrons de valência, e que os 
ânions ganharam estes elétrons. Estes elétrons serão depositados na camada de valência até que 
cada íon tenha um octeto de elétrons, ou um dubleto nos casos do hidrogênio, do hélio e do berílio. 
Usando a representação de Lewis, para o cloreto de sódio, tem-se: 
Na perde 1 e [Na] + + Cl
ganha 1 e [ Cl ]
-
 
Os compostos assim formados são denominados compostos iônicos e constituem 
substâncias eletricamente neutras. 
 
1.3.1.1 Determinação das fórmulas iônicas 
A fórmula correta de um composto iônico deve apresentar o menor número possível de 
cátions e ânions, de maneira que forme um conjunto eletricamente neutro. 
Uma maneira prática de determinar a quantidade de íons na fórmula iônica é: 
Na[Na]
x+
 Cl[ Cl ]
y-
xy y x
 
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Como o no caso do Na e do Cl, ambos perdem e ganham, respectivamente, 1 elétron. 
Observe que não se representa Na1Cl1, mas apenas NaCl. 
 
1.3.1.2 Propriedades dos compostos iônicos 
As intensas forças de atração e repulsão entre os íons (atração de Coulomb) e o seu arranjo 
geométrico são responsáveis pelas propriedades dos sólidos iônicos, bem como por seus altos 
pontos de fusão e ebulição. Quando são fundidos, ocorre o afastamento entre os íons, as forças de 
interação são enfraquecidas e o retículo cristalino é destruído, permitindo a movimentação dos 
íons, de forma que, sob ação de um campo elétrico, eles se orientam e se movimentam de modo a 
estabelecer condutividade iônica por meio do líquido (material fundido). São ainda sólidos 
quebradiços em função também da característica de interação de Coulomb, figura 4. 
 
 
 
Figura 4: Interações no NaCl. 
 
Os cristais iônicos oferecem resistência considerável ao rompimento do retículo, mas são 
solúveis em água. A solubilidade em água é justificada pelo fato de a molécula de água ser um 
dipolo elétrico (apresentar alta constante dielétrica), que, por atração eletrostática, separa os íons e 
destrói a rede cristalina. Assim, a água se caracteriza como um ótimo solvente para as substâncias 
iônicas. 
 
1.3.2 Ligação covalente 
A ligação covalente tem importância única na química e é, sem duvida, o tipo predominante 
de união entre átomos, já que está presente em todas as moléculas, sejam elas orgânicas ou 
inorgânicas. 
Ao contrário da ligação iônica, que é estabelecida entre elementos que apresentam grande 
diferença de eletronegatividade, a ligação covalente é estabelecida entre elementos que 
apresentem nenhuma ou pequena diferença de eletronegatividade, normalmente não metais entre 
si. Mas o fato é que os elementos não metálicos possuem altas energias de ionização e assim não 
são adequados à formação de cátions monoatômicos. Mas então, como é estabelecida a ligação 
covalente? Esta foi uma pergunta que complicou muito a vida dos químicos até 1916, quando 
Gilbert Lewis apresentou uma explicação razoável. A proposta de Lewis era de que uma ligação 
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covalente poderia ser descrita como o compartilhamento de um par de elétrons por dois átomos 
diferentes, figura 5. 
 
Figura 5: Formação do gás cloro (Cl2) a partir do compartilhamento de elétrons entre dois átomos de cloro. 
 
Na figura acima pode-se verificar que não há a transferência de elétrons de um átomo para 
o outro e sim o compartilhamento de dois elétrons, um de cada átomo de cloro. Mas, por que os 
átomos se unem por ligação covalente? Para responder esta pergunta é preciso verificar a energia 
de ionização do elemento hidrogênio que equivale a 1310 kJ/mol. Comparando com a energia do 
sódio, de 494 kJ/mol, pode-se dizer que a do hidrogênio é bastante alta. Mas na natureza 
encontram-se elementos químicos combinados na forma de pares iônicos ou moléculas, com 
exceção dos gases nobres que se apresentam na forma realmente elementar. Isto quer dizer que o 
hidrogênio, mesmo com alta energia de ionização, irá se combinar para formar a molécula de 
hidrogênio H2. A ideia de Lewis para explicar este fenômeno foi que o par de elétrons necessário 
para contemplar o dubleto eletrônico do hidrogênio estaria localizado entre os dois núcleos e 
interagindo de forma equivalente com estes dois núcleos. Estabelecida esta interação, os dois 
átomos se manteriam unidos por interações de Coulomb entre os elétrons e os núcleos dos 
átomos. Deste ponto de vista nenhum dos átomos deve perder ou receber formalmente elétrons, ou 
se ionizar, não necessitando, assim, absorver ou liberar toda a energia correspondente. 
Um modelo gráfico para a visualização desta aproximação entre dois átomos de hidrogênio 
é o modelo do Poço de Potencial, apresentado na figura 6. Os átomos permanecem unidos por um 
conjunto de forças que podem ser classificadas como: 
- atrativas: entre os elétrons e os núcleos; 
- repulsivas: elétron-elétron e núcleo-núcleo. 
O equilíbrio entre esse conjunto de forças ocorre a certa distância entre os núcleos, que 
corresponde a uma situação de menor energia e máxima estabilidade. Nessas condições, essa 
substância corresponde ao comprimento de ligação. 
 
Figura 6: Modelo gráfico da aproximação de dois átomos de hidrogênio. 
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No diagrama acima, da direita para a esquerda, tem-se: 
a) no primeiro momento os dois átomos de hidrogênio comportam-se como dois sistemas isolados, 
sendo então, a energia deste sistema igual a duas vezes a energia de um só sistema; 
b) no segundo momento inicia-se a aproximação das espécies químicas e a interação eletrostática, 
quando o núcleo de um dos átomos atrai a eletrosfera do outro e vice-versa; 
c) no terceiro momento a atração entre os dois átomos alcançará um limite. Neste momento, à 
distância de 0,74 Å, o sistema alcança sua mais baixa energia devido ao maior e completo 
compartilhamento do para de elétrons. Dizemos, então, que foi estabelecida uma ligação química 
covalente. Neste caso ao invés de cada átomo de hidrogênio receber a energia correspondente ao 
potencial de ionização, o sistema como um todo libera em torno de 436 kJ/mol, situação muito mais 
estável energeticamente; 
d) no quarto e último momento o limite de 0,74 Å será ultrapassado e aumentará radicalmente a 
energia do sistema como um todo em função de tendência à ocupação, por parte de dois corpos 
distintos, da mesma região do espaço. 
Como na ligação covalente não ocorre ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas 
eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse motivo, essa 
ligação também é denominada molecular. 
De acordo com Lewis, os pares eletrônicos podem ser constituídos por 1 elétron de cada 
átomo, ou mais elétrons de um mesmo átomo, e são compartilhados simultaneamente pelos 
átomos envolvidos na ligação. Assim, as ligações covalentes são classificadas de acordo com o 
número de pares de elétrons compartilhados, em simples, duplas ou triplas, tabela 2. Cada par de 
elétrons compartilhado é representado por um traço (–), que origina a chamada fórmula estrutural 
de Couper ou simplesmente fórmula estrutural.Tabela 2: número de elétrons compartilhados e tipos de ligações covalentes. 
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural Pares de elétrons 
compartilhados 
Classificação 
A A A A 
1 par Ligação simples 
A A A A 
2 pares Ligação dupla 
A A A A 
3 pares Ligação tripla 
 
Importante: 
- A estabilidade eletrônica é alcançada quando o átomo atinge a configuração eletrônica 
semelhante à de um gás nobre (8 elétrons na camada de valência). 
12 
 
H
H
O
CO O
- A estabilidade do hidrogênio é alcançada com 2 elétrons (e-), semelhante ao hélio. 
- Os pares de elétrons formados na ligação covalente são compartilhados pelos dois átomos, e 
assim, são “contados” como constituintes de ambas eletrosferas. 
- O número de ligações covalentes estabelecida depende, obviamente, do número de elétrons de 
valência. 
A tabela 3 apresenta a relação entre o número de elétrons e o número de ligações 
estabelecidas. 
 
Tabela 3: número de elétrons compartilhados e número de ligações estabelecidas. 
Grupo Elétrons de valência 
Nº de pares 
compartilhados 
Possibilidades de ligação 
17 7 1 
Cl 
16 6 2 
O O 
15 5 3 
N
 N N 
14 4 4 
C
 C 
C
 C 
 
1.3.2.1 Fórmulas Químicas 
A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita por 
uma fórmula química. Existem três tipos de fórmulas: a molecular, a eletrônica e a estrutural plana 
(Couper). 
a) Fórmula Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada 
elemento químico formam a molécula. 
Ex.: H2O CO2 
 
b) Fórmula Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo mostra, além dos 
elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons de valência de cada átomo e a formação 
dos pares eletrônicos. 
Ex.: 
 
 
c) Fórmula Estrutural Plana: mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de elétrons 
compartilhado representado por um traço. 
13 
 
PCl Cl
Cl
PCl Cl
Cl
PCl Cl
Cl
PCl Cl
Cl
CO O
CO O
H
H
O
CO O
 
 
 
 
1.3.2.2 Representação da estrutura de Lewis (fórmula de Lewis) e fórmula estrutural dos 
compostos covalentes 
 
a) PCl3 (tricloreto de fósforo) 
1a Etapa Estabelecer o arranjo dos átomos que constituem a molécula. 
Normalmente o átomo central é aquele que se encontra em 
menor quantidade na fórmula molecular. Os demais átomos são 
dispostos simetricamente ao redor do átomo central. 
 
2a Etapa 
 
Representar os elétrons de valência de todos os átomos. 
 P (grupo 15) 5 elétrons de valência 
 Cl (grupo 17) 7 elétrons de valência 
 
3ª Etapa Conectar o átomo central com os átomos periféricos utilizando 1 
elétron de cada átomo para estabelecer as ligações, de modo 
que todos os átomos fiquem com o octeto completo. 
Podemos observar, na estrutura, a formação de três ligações 
simples. Além disso, cada átomo de cloro tem três pares 
isolados e o átomo de fósforo tem um par isolado. O octeto de 
todos os átomos está completo. 
 
 
4ª Etapa Os elétrons compartilhados que originaram a ligação entre os 
átomos são substituídos por traços (). 
 
 
5ª Etapa Na fórmula estrutural (final) os elétrons de valência não 
envolvidos nas ligações não são representados. 
 
 
 
b) CO2 (Dióxido de carbono) 
1a Etapa Estabelecer o arranjo dos átomos que constituem a molécula. 
2a Etapa 
 
Representar os elétrons de valência 
C (grupo 14): 4 elétrons de valência 
O (grupo 16): 6 elétrons de valência 
 
3ª Etapa Conectar o átomo central com os átomos periféricos utilizando 1 
elétron de cada átomo para estabelecer as ligações. 
 
 
14 
 
CO O
C OO
C OO
 Observa-se que com estas ligações o octeto do carbono, assim 
como o octeto dos átomos de oxigênio não está completo. 
4ª Etapa Neste caso, deve-se formar ligações duplas até completar o 
octeto do átomo central. 
 
5ª Etapa Os elétrons compartilhados que originaram a ligação entre os 
átomos são substituídos por traços (). Neste caso, têm-se dois 
pares de elétrons entre cada átomo assim, deve-se substituí-los 
por dois traços. 
 
6ª Etapa Na fórmula estrutural (final) os elétrons de valência não 
envolvidos nas ligações não são representados. 
 
 
 
***Exceções 
Grande parte dos elementos representativos respeita a regra do octeto na formação de 
moléculas. Contudo, existem várias exceções a essa regra. Essas exceções podem ocorrer devido 
a um número menor que oito elétrons na camada de valência (contração do octeto) ou a um 
número maior que oito elétrons (expansão do octeto). Exemplos de contração do octeto são mais 
comuns em elementos do 2o período da classificação periódica, especialmente em moléculas 
neutras de Be e B (exemplos: BeCl2 e BF3). Especialmente (não exclusivamente) alguns óxidos 
neutros de nitrogênio também podem se apresentar como exceções à regra do octeto, por 
exemplo: NO e NO2. Esses casos formam espécies chamadas radicais, por apresentarem pelo 
menos um elétron desemparelhado. Compostos do tipo AlX3 (onde X é um halogênio) são 
exemplos de contração de octeto em um elemento do 3o período (alumínio). 
 Exemplos de expansão de octeto incluem exclusivamente elementos do 3o período em 
diante. Atenção: elementos do segundo período NUNCA expandem seu octeto! Exemplos de 
espécies onde há expansão de octeto: PCl5, SF6, ICl3, I3
-, BrO3
-, SO4
2- etc. 
 
1.3.2.3 Modelo da ligação coordenada 
Durante muito tempo usou-se o modelo da ligação coordenada (ou dativa) para explicar 
ligações nas quais os dois elétrons que formam um par eletrônico, são provenientes de um mesmo 
átomo. Esse modelo propunha que, nessa situação, a ligação covalente ocorre entre um átomo que 
já atingiu a estabilidade eletrônica e outro (ou outros) que necessitem de dois elétrons para 
completar sua camada de valência. 
Segundo esse modelo um par eletrônico inteiro é cedido por apenas um dos átomos da 
ligação. Essa ligação é feita para completar o octeto do átomo que ainda precisa se estabilizar, e 
costuma-se representá-la por uma seta, partindo do átomo que cede o par eletrônico para o átomo 
15 
 
SO OSO OSO O
que o recebe. Entretanto, é importante deixar claro que uma ligação covalente coordenada não é 
diferente de uma ligação covalente comum. "Comum" e "coordenada" são apenas termos 
convenientes para indicar a origem dos elétrons do par compartilhado. Veja o exemplo a seguir: 
 
 
 
1.3.2.4 Propriedades das substâncias moleculares 
Da mesma forma que nos compostos iônios, as propriedades das substâncias moleculares 
são diferentes das propriedades dos elementos que as formam. 
As substâncias moleculares, em condições ambientes podem ser encontradas nos três 
estados físicos: sólido (sacarose-C12H22O11), líquido (água-H2O) e gasoso (gás hidrogênio-H2). 
Geralmente apresentam ponto de fusão e ebulição inferiores às substâncias iônicas e quando 
puras não conduzem corrente elétrica. 
 
1.3.3 Ligação Metálica 
A ligação metálica é característica de substâncias formadas exclusivamente por átomos de 
metais, do mesmo elemento ou de elementos diferentes. Esse tipo de ligação explica algumas 
propriedades apresentadas pelos metais que são diferentes das observadas em substâncias 
formadas por ligações iônicas ou covalentes. 
Experiências com raios-X levam a crer que os retículos cristalinos dos metais sólidos 
consistem em um agrupamento de cátions fixos, rodeados por elétrons (modelo do mar de elétrons) 
(figura 7). Esses elétrons são provenientes da camada de valência dos respectivos átomos e não 
são atraídos por nenhum núcleo em particular: encontram-se deslocalizados.Figura 7: Modelo da ligação metálica: cátions fixos envolvidos por uma nuvem de elétrons da camada de 
valência que se movimentam constante e desordenadamente. 
 
Esses elétrons ocupam o retículo cristalino do metal por inteiro e a liberdade que têm de se 
moverem através do cristal é responsável pelas propriedades que caracterizam os metais: 
- condutibilidade: os metais são excelentes condutores elétricos e térmicos; 
- maleabilidade: possuem a capacidade de produzir lâminas, até chapas muito finas; 
16 
 
- ductibilidade: podem ser transformados em fios. Através da aplicação de pressão adequada em 
determinada região da superfície do metal, pode-se provocar deslizamento das camadas de átomo, 
produzindo lâminas e fios; 
- elevadas temperaturas de fusão e ebulição: com exceção do mercúrio (PF = - 38,8ºC), do gálio 
(PF = 30ºC) e do frâncio (PF= 28,5ºC), os metais apresentam elevadas temperaturas de fusão e 
ebulição. 
Exemplo: 
Elemento chumbo ferro níquel ouro 
Símbolo Pb Fe Ni Au 
Ponto de fusão (ºC) 327 1538 1455 1064 
Ponto de ebulição (ºC) 1749 2861 1913 2856 
 
1.4 Geometria Molecular 
Como qualquer porção de matéria, as moléculas ocupam lugar no espaço e apresentam 
forma tridimensional. Define-se como geometria molecular a figura geométrica formada quando 
imaginamos linhas retas unindo todos os núcleos dos átomos de uma molécula. 
Como visto anteriormente, as moléculas são formadas por átomos unidos por ligação 
covalente. A distância espacial dos núcleos desses átomos irá determinar diferentes formas 
geométricas para as moléculas. 
Todas as moléculas formadas por dois átomos (diatômicas) têm dois núcleos, que 
determinam uma única reta entre eles. Assim, a geometria dessas moléculas é linear (H2, HCl, O2). 
Já moléculas triatômicas (três núcleos) podem apresentar geometria diferente: a medida 
que aumenta o número de átomos que formam uma molécula, aumenta o número de geometrias 
possíveis. Uma das maneiras mais simples e mais utilizadas para prever a geometria das 
moléculas que apresentam mais de dois átomos consiste na utilização da “teoria da repulsão dos 
pares eletrônicos da camada de valência” (Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR). Esta 
teoria fundamenta-se na ideia de que os pares eletrônicos ao redor do átomo central estejam ou 
não participando das ligações, comportam-se como nuvens eletrônicas que se repelem entre si, de 
forma a ficarem orientadas no espaço com a maior distância angular possível. 
A orientação espacial dessas nuvens dependerá do número total de nuvens eletrônicas ao 
redor do átomo central. A geometria das moléculas, porém, será determinada pela posição dos 
núcleos dos átomos ligados ao átomo central. Considerando a orientação das nuvens e o número 
de átomos ligados ao átomo central, tem-se as possíveis geometrias moleculares, conforme a 
figura 8. 
 
17 
 
 
Figura 8: Geometria molecular das moléculas (Fonte: Usberco e Salvador, 2009). 
 
1.5 Polaridade das Ligações 
 
1.5.1 Ligações Covalentes 
A distribuição da nuvem eletrônica ao redor dos núcleos está relacionada com a força de 
atração exercida pelos núcleos dos átomos sobre os elétrons da ligação. Numa ligação covalente, 
o par eletrônico é compartilhado entre dois átomos. Isto significa que o par é atraído 
simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. 
A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de valência depende da 
carga nuclear efetiva (a carga nuclear menos o efeito de blindagem das camadas internas) e da 
distância entre os núcleos e a camada de valência. Esta atração é medida pela 
eletronegatividade. Pauling (1932) definiu eletronegatividade () como o “poder de um átomo, 
numa molécula, de atrair os elétrons compartilhados para si”. A escala de eletronegatividade de 
Pauling é uma escala relativa. 
 Nas ligações entre átomos de mesma eletronegatividade, os elétrons são igualmente 
atraídos pelos núcleos, assim nesse tipo de ligação não ocorre acúmulo de elétrons em nenhuma 
região, ou seja, não há a formação de pólos. Por outro lado, quando existe diferença de 
eletronegatividade () entre os átomos envolvidos isso leva a uma polarização da ligação. Em 
outras palavras, o átomo mais eletronegativo atrai para si o par compartilhado, adquirindo uma 
18 
 
carga elétrica parcial negativa (-) (em unidades atômicas) e o átomo menos eletronegativo adquire 
carga elétrica parcial positiva (+) de mesmo valor em módulo. 
Quando os átomos ligados por covalência são idênticos, não há diferença de 
eletronegatividade, portanto, ambos os átomos atraem o par eletrônico com a mesma intensidade. 
Nesse caso, dizemos que a ligação é covalente apolar. Se houver diferença de eletronegatividade 
entre dois átomos, a ligação será covalente polar, pois o par eletrônico estará distribuído 
assimetricamente, mais próximo do átomo mais eletronegativo, figura 9. 
 
Figura 9: moléculas formadas por ligação covalente apolar (H2) e ligação covalente polar (HCl). 
 
Uma molécula apolar é aquela em que a posição média de todas as cargas positivas 
coincide com a posição média de todas as cargas negativas. Numa molécula polar existe uma 
separação de cargas, ou seja, os dois centros de carga não coincidem. Observe como primeiro 
exemplo, a molécula de hidrogênio (H - H): os centros de carga positiva são os dois núcleos. O par 
eletrônico compartilhado está igualmente distante de ambos, ou seja, se traçarmos um plano que 
divida a molécula exatamente ao meio, teremos duas metades com um núcleo e um elétron. Isso 
significa que entre os átomos de hidrogênio não existe diferença de eletronegatividade, portanto, o 
par eletrônico é igualmente atraído pelos dois átomos e a molécula é apolar. 
A situação é diferente na molécula de cloreto de hidrogênio (HCl) na qual os centros de 
carga não coincidem. O centro de cargas negativas se encontra mais próximo do átomo de cloro, 
que é mais eletronegativo. Se traçarmos um plano que divida a molécula exatamente ao meio, têm-
se duas metades diferentes. Uma com o núcleo do hidrogênio e outra com o núcleo do cloro e com 
o par eletrônico compartilhado. Isso significa que, apesar da molécula ser eletricamente neutra, 
existe um pólo positivo e um pólo negativo. Diz-se que a molécula é polar, ou constitui um dipolo. 
Generalizando: 
 
 Ligação entre átomos de mesma eletronegatividade Ligação covalente apolar 
 
 
 Ligação entre átomos de diferentes eletronegatividades Ligação covalente polar 
 
Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a polarização da ligação. Observe 
as representações apresentadas a seguir: 
19 
 
 
Para representar um dipolo covalente utiliza-se o símbolo grego δ (delta) seguido da carga 
que está envolvida no dipolo. Na figura 10, δ+ representa deficiência de elétrons e δ- excesso de 
elétrons. O momento de dipolo elétrico gerado pelas densidades de carga descritas para o cloreto 
de hidrogênio será representado por um vetor que aponta para o átomo que apresenta a maior 
densidade eletrônica. 
 
 
Figura 10: Formação de polos nas ligações covalentes: (a) e (b) polarização na molécula do HCl; (c) 
molécula apolar do CO2. 
 
A polaridade de uma molécula diatômica depende exclusivamente da polaridade de sua 
ligação. No entanto, em moléculas poliatômicas é preciso levar em conta não só a polaridade de 
suas ligações, mas também a sua geometria. Consideremos, por exemplo, a molécula de dióxido 
de carbono (O=C=O): pelo método VSPER pode-se predizer que a molécula é linear. Entretanto, 
apesar de todas as ligações carbono-oxigênio serem polares, o CO2 é uma molécula apolar. Isto 
sedeve ao fato do deslocamento da carga eletrônica (em direção ao átomo mais eletronegativo) 
em uma ligação ser exatamente compensada pelo correspondente deslocamento na outra ligação. 
Trata-se de uma simples observação da resultante entre vetores. Nestes casos, dizemos que o 
momento dipolar (µ) da molécula é zero. Nas moléculas polares o momento dipolar é diferente de 
zero. 
 
1.5.2 Polaridade entre ligações 
Como visto anteriormente, a maior ou menor polaridade de uma ligação está relacionada à 
diferença de eletronegatividade dos elementos que a constituem. Quando envolve átomos de 
mesma eletronegatividade, a ligação é denominada covalente pura ou 100% covalente (apolar). 
(a) (b) (c) 
20 
 
OO
H H
O
As ligações envolvendo átomos de diferente eletronegatividades apresentam polos que se 
tornam mais intensos à medida que a aumenta a diferença de eletronegatividade (E) entre os 
átomos, o que atribui a essas ligações certo caráter iônico. 
Ex.: Cálculo do E baseando-se nos valores de eletronegatividade apresentados na tabela 
periódica. 
Ligação Fórmula Cálculo de E 
Covalente apolar H2 E=0 
Covalente polar HCl E=3,1-2,2= 0,9 
Covalente polar HF E=4,0-2,2= 1,8 
Iônica NaCl E=3,1-0,9= 2,2 
 
Em uma ligação iônica como há transferência definitiva de elétrons sempre haverá polos, 
então, toda ligação iônica é polar. Embora não exista uma regra, aceita-se que a diferença de 
eletronegatividade dos elementos em uma ligação iônica seja igual ou superior a 2. 
Para as substâncias moleculares nem sempre é fácil identificar o caráter polar ou apolar. 
Assim, para determinar a polaridade em ligações covalentes deve-se considerar o momento dipolar 
resultante (r), isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar da molécula. Assim, quando r 
for diferente de zero a molécula é polar e quando r for igual a zero a molécula é apolar. Para 
determinar o vetor r, deve-se considerar dois fatores: 
- a escala de eletronegatividade, que permite determinar a orientação dos vetores de cada ligação 
polar; 
- a geometria da molécula, que permite determinar a disposição espacial desses vetores. 
 
Ex.: 
1) O2: geometria linear 
Todas as moléculas diatômicas formadas por elementos de mesma eletronegatividade são 
apolares. Outros exemplos: Cl2, Br2, I2, N2, H2 
 
2) H2O geometria angular 
 
Como os vetores não se anulam a molécula é polar. 
 
A geometria da molécula nem sempre é simples, para identificar se uma molécula é polar ou 
apolar, pode-se utilizar uma regra prática: 
 
 = 
Conforme 
aumenta o E, 
aumenta o 
caráter iônico. 
nº de pares eletrônicos ao redor 
do átomo central 
nº de átomos iguais ligados 
ao átomo central 
Molécula apolar 
21 
 
 
  
 
 
As ligações dativas, duplas e triplas contam como apenas um par eletrônico, veja a tabela 4 
 
Tabela 4: polaridades das moléculas em função do número de elétrons compartilhados e número 
de ligações estabelecidas. 
 
Fórmula 
molecular 
Fórmula de Lewis 
(eletrônica) 
Nº de pares eletrônicos ao 
redor do átomo central 
Nº de átomos iguais 
ligados ao átomo 
central 
Polaridade 
da molécula 
CO2 
C OO 
2 2 apolar 
H2O HH O 
4 2 polar 
NH3 
HH N
H 
4 3 polar 
CH4 
HH C
H
H
 
4 4 apolar 
HCCl3 
ClH C
Cl
Cl
 
4 3 polar 
BF3 
FF B
F 
3 3 apolar 
BeCl2 
ClCl Be 
2 2 apolar 
 
 
Exercícios: 
1. Quando um átomo perde a neutralidade elétrica ele passa a ser chamado de íon. Se o número 
de prótons identifica o tipo de átomo, ele pode variar quando um átomo se transforma em íon? 
Caso a resposta seja negativa, indique o que deve acontecer para que um átomo transforme-se em 
íon. 
2. Desenhe a estrutura de Lewis para as moléculas a seguir. 
a) HCl b) NH3 c) H2 d) O2 
e) NO2 f) CS2 g) H2S h) PCl5 
i) H3CCH3 (considere que os átomos de carbono estão ligados entre si) 
j) H2CO (considere o carbono como átomo central) 
nº de pares eletrônicos ao redor 
do átomo central 
nº de átomos iguais 
ligados ao átomo central 
Molécula polar 
22 
 
3. Dados os cátions e os ânions abaixo, preveja a fórmula dos compostos formados: 
 
4. O que você entende por momento dipolar? Dê exemplos de compostos moleculares com 
momento dipolar diferente de zero. 
5. Dentre os compostos abaixo, qual apresenta elementos com maior diferença de 
eletronegatividade é: 
a) OF2 b) BrCl c) CCl4 d) NaF e) AlCl3 
 
6. Dentre as seguintes substâncias qual apresenta molécula mais polar? 
a) H−H b) H−F c) H−Cl d) H−Br e) H−I 
7. Na ligação de um metal alcalino A com um elemento B, obteve-se uma substância de fórmula 
A2B. O elemento B provavelmente é um: 
a) halogênio b) metal de transição c) metal d) gás nobre e) elemento do grupo do oxigênio 
8. O elemento químico metálico A combina-se com o oxigênio formando o composto A2O3. O 
número atômico do metal pode ser: 
a) 12 b) 20 c) 30 d) 31 e) 37 
9. O fosgênio "COCl2", um gás, é preparado industrialmente por meio da reação entre o monóxido 
de carbono e o cloro. A fórmula estrutural da molécula do fosgênio apresenta: 
a) urna ligação dupla e duas ligações simples. b) uma ligação dupla e três ligações simples. 
c) duas ligações duplas e duas ligações simples. d) uma ligação tripla e duas ligações simples. 
e) duas ligações duplas e uma ligação simples. 
10. A água (H2O), o sal de cozinha (NaCl) e o principal componente do gás de cozinha (C4H10), 
substâncias químicas que utilizamos diariamente para o preparo de alimentos, têm suas estruturas 
constituídas, respectivamente, por ligações: 
a) iônicas, iônicas e covalentes. b) covalentes, iônicas e covalentes. 
c) covalentes, covalentes e covalentes. d) iônicas, iônicas e iônicas. 
e) covalentes, covalentes e iônicas. 
23 
 
11. Examinando-se a fórmula eletrônica do ácido fosfórico (H3PO4), encontra-se: 
a) 4 ligações iônicas. b) 3 ligações covalentes. 
c) 1 ligação dativa. d) 2 ligações dativas. 
e) elétrons desemparelhados. 
12. Na tentativa de se explicar a interação entre átomos de cobre e estanho no bronze, emprega-se 
o modelo de ligação: 
a) de Van der Waals. b) covalente polar. 
c) iônica. d) metálica. 
e) covalente apolar. 
13. A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se: 
a) ruptura de ligações iônicas. b) ruptura de ligações covalentes. 
c) existência de prótons livres. d) existência de elétrons livres. 
e) existência de nêutrons livres. 
14. Considere as substâncias: 
I. argônio II. Diamante III. Cloreto de sódio IV. água 
Dentre elas, apresentam ligações covalentes apenas: 
(a) I e lI. (b) I e III. (c) II e III (d) II e IV. (e) III e IV. 
 
15. Os compostos com elevados pontos de fusão, via de regra, são: 
(a) iônicos. (b) coloridos. (c) formados de carbono e hidrogênio. 
(d) pouco reativos. (e) incolores. 
Instruções: as questões 16 e 17 referem-se às seguintes substâncias consideradas nos estados 
físicos indicados: 
I. cianeto de sódio, sólido II. água, líquida III. cobre, sólido 
IV. cloreto de cálcio, líquido (fundido) 
16. Apresentam átomos em arranjos mais organizados as substâncias: 
(a) I e II. (b) I e III. (c) I e IV (d) II e IV. (e) III e IV. 
17. Conduzem melhor a corrente elétrica, as substâncias: 
(a) I e II. (b) I e III. (c) I e IV (d) II e IV. (e) III e IV. 
18. Determinada substância apresenta as seguintes característica: conduz eletricidade; é formada 
por átomos de um só elemento químico. 
Essa substância pode ser: (a) aço (b) bronze (c) latão 
(d) amônia (e) ferro 
19. No composto iônicode fórmula XY, o íon X é bivalente positivo. Nesse caso, Y poderia estar 
indicando o íon: 
(a) hidrogênio (b) oxigênio (c) potássio (d) magnésio (e) flúor 
24 
 
20. Uma substância AB, sólida nas condições ambiente, não conduz corrente elétrica, porém torna-
se boa condutora quando fundida ou em solução aquosa. A e B podem ser representados, 
respectivamente, por: 
(a) K e F (b) C e S (c) Si e O (d) Cl e Br (e) P e H 
1. No cátion amônio, NH4
+, os átomos de hidrogênio unem-se ao átomo de nitrogênio por: 
(a) ligações covalentes. (b) ligações iônicas. (c) ligações metálicas. 
(d) ligações de Van der Waals. (e) pontes de hidrogênio. 
22. A fórmula do carbonato de cálcio é CaCO3. Nesta substância há átomos unidos por ligações: 
(a) iônicas, apenas. (b) covalentes, apenas. 
(c) metálicas, apenas. (d) covalente e metálicas. 
(e) iônicas e covalentes. 
Instruções para as questões 23 e 24. 
Dados os esboços de formas geométricas moleculares ao 
lado: 
23. Quais das moléculas representadas apresentam 
momento dipolar igual a zero? 
(a) I, II III e V (b) I, II e V (c) II, III e IV 
(d) II e III (e) III e IV 
24. Identifique os compostos, colocando nos parênteses o 
número correspondente da estrutura molecular: 
Cloreto de berílio BeCl2 ( ) 
Tetracloreto de carbono CCl4 ( ) 
Cloreto de boro BCl3 ( ) 
Cloreto de enxofre SCl2 ( ) 
Cloreto de hidrogênio HCl ( ) 
25. Considere as informações a respeito de uma substância X: 
I. Em condições ambientais é sólida. II. Dissolve-se em água. 
III. Possui alto ponto de fusão. IV. No estado sólido não conduz eletricidade. 
V. Conduz eletricidade em solução aquosa ou quando fundida. 
O mais provável é que X seja: 
(a) um composto iônico que se dissocia em água. 
(b) um composto molecular polar que se ioniza em água. 
(c) um metal que reage com a água. 
(d) uma substância apolar que se dissocia em água. 
(e) um composto molecular polar que se dissocia em água. 
26. O elemento químico enxofre pode estabelecer ligação iônica ao se combinar com 
(a) césio. (b) oxigênio (c) hidrogênio (d) flúor. (e) carbono 
25 
 
27. O Cr3+ está ligado a ânion bivalente na fórmula 
(a) Cr(NO3)3 (b) Cr2S3 (c) CrPO4 (d) CrCl3 (e) Cr4 (P2O7)3 
28. Dos átomos de 13Al
27, é incorreto afirmar que: 
a) formam cátions trivalentes. 
b) apresentam três níveis de energia. 
c) ao se ligarem a átomos do elemento Y da família dos calcogênios, formam o composto Al2Y3. 
d) apresentam três elétrons na camada de valência. 
e) pertencem à família dos halogênios. 
29. A fórmula do composto e o tipo de ligação que ocorre quando se combinam átomos dos 
elementos químicos Ba (Z=56) e Cl (Z=17) são, respectivamente: 
a) Ba2Cl e dativa b) BaCl e iônica c) Ba2Cl2 e covalente normal 
d) BaCl2 e iônica e) BaCl e covalente normal 
30. As substâncias cujas fórmulas são: CO2, KI, H2O , representam, respectivamente, exemplos de 
compostos: 
iônico – covalente polar – covalente apolar 
covalente polar – covalente apolar – iônico 
covalente apolar – iônico – covalente polar 
iônico – covalente polar – covalente apolar 
covalente apolar – covalente polar – iônico 
31. Dentre as substâncias água, cloreto de hidrogênio, tetracloreto de carbono e gás carbônico, é 
correto afirmar que: 
todas são moléculas polares 
somente o gás carbônico e o tetracloreto de carbono são moléculas polares 
somente a água e o cloreto de hidrogênio são moléculas polares 
somente o cloreto de hidrogênio e o tetracloreto de carbono são moléculas polares 
somente o tetracloreto de carbono e a água são moléculas polares 
32. Explique o que é uma ligação iônica. Dê exemplos de compostos iônicos. 
33. Quais as propriedades dos compostos iônicos? 
34. Explique o que é uma ligação covalente. Dê exemplos de compostos com esse tipo de ligação. 
35. Quais as propriedades dos compostos moleculares (ligação covalente)? 
36. Explique como ocorre a ligação metálica e quais as propriedades que resultam desse tipo de 
ligação. 
37. Defina o que é um cátion e o que é um ânion. 
38. O que é uma ligação covalente coordenada? Em que ela difere das outras ligações covalentes? 
39. Quais das seguintes substâncias têm ligações que são predominantemente 
a) iônicas: AlCl3, MgO, Al2O3, NF3, CsF, FeCl2, SO2, Ca3P2 
b) covalentes: NH3, MnF2, BCl3, MgCl2, BeI2 
26 
 
40. Considerando a tabela periódica, hidrogênio e enxofre devem formar o composto de fórmula: 
a) HS b) H2S c) HS2 d) H2S3 e) H3S2 
41. "A ligação covalente estabelecida entre dois elementos químicos será tanto mais polar quanto 
maior for a diferença entre as ____________ desses elementos." 
a) massas atômicas. b) eletronegatividades. c) temperaturas de fusão. 
d) densidades. e) cargas nucleares. 
42. A uréia (CH4N2O) é o produto mais importante de excreção do nitrogênio pelo organismo 
humano. Na molécula de uréia, que e formada por oito átomos, o carbono apresenta duas ligações 
simples e uma dupla, o oxigênio uma ligação dupla, cada átomo de nitrogênio três ligações simples 
e cada átomo de hidrogênio uma ligação simples. Átomos iguais não se ligam entre si. Baseando-
se nessas informações, escreva a fórmula estrutural da uréia. 
43. Os compostos formados pelos pares: 
Mg e Cl Ca e O Li e O K e Br 
Possuem fórmulas cujas proporções entre os cátions e os ânions são, respectivamente: 
a) 1:1 2:2 1:1 1:2 
b) 1:2 1:2 1:1 1:1 
c) 1:1 1:2 2:1 2:1 
d) 1:2 1:1 2:1 1:1 
e) 2:2 1:1 2:1 1:1 
44. Considerando os dados abaixo, assinale a alternativa incorreta: 
Átomo ou 
íon 
prótons nêutrons elétrons 
I 17 18 17 
II 11 12 11 
III 17 20 17 
IV 11 12 10 
V 17 18 18 
45. Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com 38 elétrons. Com base nos elétrons de 
valência, podemos afirmar que a fórmula do composto formado pelos elementos é? 
46. O elemento flúor forma compostos com hidrogênio, carbono, potássio e magnésio, 
respectivamente. Com quais destes elementos o flúor forma ligações covalentes? Com quais 
elementos forma ligações iônicas? Apresente as fórmulas dos compostos formados entre o flúor e 
os demais elementos citados. 
47. Considere as espécies químicas Br2 e KBr. Com base no número de elétrons de valência, 
informe o tipo de ligação que ocorre entre os átomos presentes nestas substâncias, justificando sua 
resposta. 
48. Os átomos dos elementos relacionados a seguir estabelecem entre si ligação (ões) covalente 
(s) para adquirir a estabilidade. Forneça para cada caso a fórmula molecular, a estrutural e a 
eletrônica (de Lewis) das substâncias obtidas. 
a) V é ânion de I. 
b) I, III e V têm o mesmo número de massa. 
c) IV é cátion de II. 
d) I e V têm o mesmo número de massa. 
e) I, II, III são átomos neutros. 
27 
 
a) Hidrogênio e bromo b) cloro e enxofre c) nitrogênio e iodo 
49. Apresente as fórmulas dos seguintes compostos: 
a) hidróxido de lítio b) ácido bórico c) hidróxido de magnésio d) ácido fluorídrico 
50. A nanofiltração é um processo de separação que emprega membranas poliméricas cujo 
diâmetro de poro está na faixa de 1 nm. Considere uma solução aquosa preparada com sais 
solúveis de cálcio, magnésio, sódio e potássio. O processo de nanofiltração dessa solução retém 
os íons divalentes, enquanto permite a passagem de água e dos íons monovalentes. Assinale a 
alternativa que apresenta as espécies iônicas retidas: 
a) sódio e potássio b) potássio e cálcio c) magnésio e sódio d) cálcio e 
magnésio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
2. FUNÇÕES INORGÂNICAS 
 
2.1 Conceitos GeraisFunção química é uma classificação das substâncias de acordo com a semelhança nas 
suas propriedades químicas, denominadas propriedades funcionais. Assim, têm-se as funções 
inorgânicas e orgânicas, de modo a classificar estas duas categorias de compostos dentro da 
Química. 
As substâncias inorgânicas são classificadas em quatro funções químicas: ácidos, bases, 
sais e óxidos. 
 
2.2 Teoria de Arrhenius 
A classificação dos compostos inorgânicos de acordo com suas propriedades esta 
diretamente relacionada ao trabalho desenvolvido por Svant Arrhenius, no final do século XIX. Este 
cientista estudou profundamente a dissociação de compostos e em 1887, propôs a teoria de 
dissociação iônica, na qual dizia, que determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, 
originavam íons positivos e negativos. As experiências de Arrhenius se fundamentaram nas 
observações da condutividade elétrica em soluções aquosas entre compostos iônicos e covalentes. 
Sabia-se que, de modo geral, compostos iônicos, em solução ou no estado fundido conduziam 
corrente elétrica, enquanto esta característica não era observada para os compostos moleculares. 
No entanto, Arrhenius observou que certas substâncias moleculares também apresentavam como 
propriedade a condução de corrente elétrica. Assim, classificou-se todas as substâncias que 
apresentavam esta propriedade como eletrólitos e as que não conduziam de não-eletrólitos. Os 
não-eletrólitos são sempre substâncias moleculares, mas os eletrólitos podem ser substâncias 
moleculares ou iônicas. 
 
2.2.1 Dissociação e ionização 
Os conceitos de dissociação e ionização estão relacionados à propriedades de certos 
compostos inorgânicos de conduzirem a corrente elétrica quando estão em solução. Quando se 
tem uma substância iônica como o cloreto de sódio (NaCl), em seu estado natural (sólido) este é 
formado por íons (Na+ e Cl-). Assim, quando este composto é colocado em água esta separa os 
íons já existentes. 
Ex.: Na+Cl- + H2O  Na
+ + Cl- 
Esta separação dos íons pré-existente chama-se dissociação iônica ou dissociação 
eletrolítica. Por outro lado, quando se tem uma substância como HCl, sabe-se que o mesmo é 
uma molécula (ligação covalente ou molecular). Ao ser dissolvido em água, a mesma irá “quebrar” 
a ligação química provocando a formação dos íons H+ e Cl-. 
Ex.: HCl + H2O  H
+ + Cl- 
29 
 
Esta formação de íons chama-se ionização e este processo poderá ser mais ou menos completo, 
dependendo da substância a ser ionizada, propriedade que é dependente do grau de ionização. 
Ex.: 
HCl – de 100 moléculas em água, 92 se ionizam em H+ e Cl- 
HF – de 100 moléculas em água, 8 se ionizam em H+ + F- 
 
O Grau de ionização () é uma grandeza que mede a maior ou menor extensão da 
ionização. 
= n1/n2 
sendo: 
n1 o número de moléculas ionizadas; 
n2 o número total de moléculas dissolvidas 
Ex.: HCl - = 92/100 = 0,92 ou 92% 
HF - = 8/100 = 0,08 ou 8% 
 
O valor de  varia de 0 a 1 ou de 0 a 100%. Quando o valor de  está próximo de zero, a 
substância está pouco ionizada e é chamada de eletrólito fraco. Quando o valor de  está 
próximo de um (1), a substância está bastante ionizada e é chamada de eletrólito forte. 
 
2.3 Ácidos 
Tendo como base os conceitos de dissociação/ ionização, Arrhenius definiu um ácido como 
a substância composta que, em solução aquosa, sofrem ionização produzindo como único e 
exclusivo cátion o hidrônio (H3O
+ ou H+). O H+ é chamado radical funcional dos ácidos. Além desta 
propriedade fundamental analisada por Arrhenius, as substâncias classificadas como “ácidos” 
apresentam outras características observadas desde os tempos dos alquimistas. Dentre estas se 
destacam: 
- sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e maçã (a palavra 
ácido é proveniente do latim acidus - azedo, picante); 
- formação de soluções aquosas condutoras de eletricidade; 
- reatividade (efervescência), quando em contato com o calcário; 
- mudança de cor nos indicadores ácido-base. 
Exemplos: 
HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2- 
H3PO4 + 3H2O 3H3O
+ + PO4
3- 
O íon hidrônio é formado por duas covalências normais e uma covalência dativa. 
30 
 
H+ + H2O  H3O
+ 
 
2.3.1 Classificação dos ácidos 
Os ácidos são classificados conforme algumas características: 
 
a) Número de hidrogênios ionizáveis: número de íons (cátions) H+ formados na ionização da 
molécula 
Classificação Número de H+ formados na ionização 
Monoácidos HCl + H2O  H3O
+ + Cl- 
Diácidos H2SO4 + 2H2O  2H3O
+ + SO4
2- 
Triácidos H3PO4 + 3H2O 3H3O
+ + PO4
3- 
Tetrácidos H4P2O7 + 4H2O 4H3O
+ + P2O7
4- 
 
Quando um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis, ele é denominado poliácido e, 
na verdade, os H+ se ionizam em etapas sucessivas. 
Ex.: Ionização do H3PO4 
 
 
 
 
 
b) De acordo com a presença ou ausência de Oxigênio 
Hidrácidos Oxiácidos 
não contém oxigênio na molécula contém oxigênio na molécula 
HCl, H2S, HBr H2SO4, H3PO4, HClO4 
 
c) De acordo com o grau de ionização 
Ácidos fracos Ácidos moderados Ácidos fortes 
0<  < 5% 5% <  < 50% 50% <  < 100% 
HCN = 0,008% 
H2CO3 = 0,18% 
HF = 8% 
H2CO3 = 27% 
HCl = 92% 
H2SO4 = 61% 
 
Em relação à força tem-se que: 
- Dentre os hidrácidos são: 
ácidos fortes: HCl, HBr, HI 
ácido moderado: HF 
31 
 
ácidos fracos: todos os demais. 
Nos oxiácidos a força é tanto maior quanto maior for a diferença entre o número de átomos 
de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio. 
HClO4  4-1=3  ácido muito forte (=97%) 
HNO3  3-1=2  ácido forte (=92%) 
H2SO4  4-2=2  ácido forte (=61%) 
H3PO4  4-3=1  ácido moderado (=27%) 
H3BO3  3-3=0  ácido fraco (=0,0025%) 
 
d) De acordo com a volatilidade 
Ácidos fixos: São sólidos ou líquidos pouco voláteis. Possuem alto ponto de ebulição (acima 
de 100 C) e em condições ambientais passam muito lentamente para a fase vapor. 
Exemplos: H2C2O4 é sólido 
 H2SO4 é um líquido que ferve a 338 C 
Ácidos voláteis: São líquidos voláteis ou gases. Possuem baixo ponto de ebulição (abaixo 
de 100 C) e em condições ambientais passam facilmente para a fase vapor. 
Exemplos: HNO3 é um líquido que ferve a 86C 
 HCl, H2S e HCN são gases. 
Observação: Não deve-se confundir ácido volátil com ácido fumegante. O ácido fumegante 
em geral é um ácido fixo que libera vapores tóxicos de uma substância que se encontra dissolvida 
em seu interior. O H2SO4 fumegante libera fumaça de dióxido de enxofre (SO2) que se encontra 
dissolvido no ácido. 
 
2.3.2 Fórmulas dos ácidos 
Todo ácido é formado pelo cátion H+ e por um átomo ou grupo de átomos com carga negativa 
(ânion ou radical negativo). A carga total positiva dos H+ deve anular a carga total do radical 
negativo de tal modo que a molécula seja eletricamente nula. 
Assim, genericamente 
 
 
2.3.2.1 Fórmulas estruturais 
Nos ácidos oxigenados, os hidrogênios ionizáveis sempre se ligam ao átomo central através 
de um átomo de oxigênio. Os demais átomos de oxigênio ligam-se ao átomo central, ou por meio 
de duas ligações covalentes ou por meio de uma ligação dativa. 
 
 
32 
 
Exemplos: 
 H2SO4 H2CO3 
 
Quando o hidrogênio está ligado diretamente ao átomo central, ele não é ionizável. 
 
Exemplo: O H3PO3 é um diácido, pois apresenta somente dois hidrogênios ionizáveis. 
 
2.3.3 Nomenclatura: 
O nome de um ácido é dado da seguinte forma: 
1o) a palavra ácido; 
2o) radical do nome do elemento; 
3o) terminação ídrico, ico ou oso 
 
Para os hidrácidos:Exemplos: 
HCl  ácido clorídrico 
HCN  ácido cianídrico 
 
Para os Oxiácidos: 
- Quando o elemento forma apenas um oxiácido usa-se a terminação ico ao nome do elemento. 
- Quando o elemento forma dois oxiácidos usa-se a terminação ico para o maior NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO (NOX) e oso para o menor. 
Exemplos: 
H2CO3  ácido carbônico 
H3BO3  ácido bórico 
 
O Nitrogênio forma dois ácidos: 
HNO3  N
+5  ácido nítrico 
HNO2  N
+3  ácido nitroso 
 
33 
 
O enxofre forma dois ácidos: 
H2SO4  S
+6  ácido sulfúrico 
H2SO3  S
+4  ácido sulfuroso 
 
2.3.4 Características gerais dos ácidos: 
- Desidratam a matéria orgânica; 
- Deixam incolor a solução alcoólica de fenolftaleína; 
- Neutralizam bases formando sal e água; 
 
Os ácidos reagem com grande parte dos metais, originando hidrogênio, conforme: 
Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2 
 
2.4 Bases ou hidróxidos 
Segundo a teoria de Arrhenius base é toda substância que em água sofre dissociação e 
produz como íon negativo apenas OH-, chamado de hidroxila. 
Ex.: NaOH → Na+ + OH- 
Dessa forma concluí-se que para uma substância ser considerada uma base de Arrhenius 
ela deve possuir em sua estrutura a hidroxila, isto é, o grupo OH-. O radical OH- é o radical 
funcional das bases. 
Exemplos: 
KOH  K+ + OH- 
Mg(OH)2 Mg
2+ + 2OH- 
Ba(OH)2  Ba
2+ + 2OH- 
Al(OH)3  Al
3+ + 3OH- 
 
2.4.1 Classificação das bases 
Assim como os ácidos, as bases também são classificadas conforme algumas 
características. 
a) De acordo com o número de hidroxilas 
Classificação Número de OH- 
Monobases NaOH, NH4OH 
Dibases Ca(OH)2, Mg(OH)2 
Tribases Al(OH)3, Fe(OH)3 
Tetrabases Pb(OH)4, Sn(OH)4
 
 
Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos, 
temos: 
 
Nome Número de oxidação 
Ácido Per...........ico +7 
Ácido ..........ico +6, +5 
Ácido ..........oso +4, +3, +2 
Ácido Hipo..........oso +1 
 
Exemplo: 
HClO4  Cl
+7
  ácido perclórico 
HClO3  Cl
+5
  ácido clórico 
HClO2  Cl
+3
  ácido cloroso 
HClO  Cl
+1
  ácido hipocloroso 
 
34 
 
Assim como os poliácidos, as polibases também se dissociam por etapas, liberando uma 
hidroxila por vez. 
Ex.: Dissociação do Al(OH)3 
 
 
 
 
b) De acordo com o grau de dissociação iônica 
Bases fracas Bases fortes 
 é inferior a 5%  é praticamente 100% 
hidróxido de amônio (NH4OH) e as demais bases 
 
hidróxidos de metais alcalinos e metais alcalinos 
terrosos, grupos 1 e 2 da tabela periódica, 
respectivamente. 
 
 
c) De acordo com a solubilidade em água 
Solúveis 
Hidróxidos dos metais do Grupo 1 (metais alcalinos) e o NH4OH. 
Ex.: KOH, NaOH, KOH. 
Obs.: É redundante dizer que o hidróxido de amônio é solúvel em água, pois 
o hidróxido de amônio consiste de uma solução aquosa, tendo em vista o 
fato de não existir um composto sólido de fórmula NH4OH. 
Ex.: NH3 +H2O NH4OH 
Pouco solúveis 
Hidróxidos dos metais do Grupo 2 (metais alcalino-terrosos). Estes álcalis 
são pouco solúveis quando comparados aos do Grupo 1, mas são bastante 
solúveis quando comparados com os álcalis de outros metais. Os metais 
deste grupo costumam provocar o fenômeno conhecido como “agua dura”. 
Ex.: Ca(OH)2, Mg(OH)2 
Praticamente não 
solúveis 
 
Os álcalis dos demais metais, que apresentam uma solubilidade muito baixa. 
Ex.: Fe(OH)3 ,Pb(OH)4, Sn(OH)4 
 
A figura 11 apresenta o grau de solubilidade de alguns alcalis. 
 
 
 
 
35 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 11: solubilidade de bases em água a 20ºC (Fonte: DE BONI, GOLDANI, 2007). 
 
2.4.2 Fórmulas das bases (hidróxidos) 
Uma base é formada por um radical positivo (metal ou NH4
+) ligado invariavelmente ao 
radical negativo hidroxila (OH-). A carga positiva do cátion é neutralizada pela carga negativa total 
das hidroxilas. 
Assim: 
 
onde x  4 
 
2.4.3 Nomenclatura 
a) Quando o elemento forma apenas uma base: hidróxido de + “nome do elemento” 
Ex.: NaOH - hidróxido de sódio 
NH4OH - hidróxido de amônio 
b) Quando o elemento forma duas bases: hidróxido de + “nome do elemento” + 
 
Alternativamente as terminações ICO e OSO, pode-se usar também um algarismo romano 
indicando a valência do elemento. 
Ex.: Fe(OH)3 – hidróxido férrico – hidróxido de ferro III 
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso – hidróxido de ferro II 
 
2.4.4 Características gerais das bases: 
- Apresentam sabor caustico; 
- Tornam vermelha a solução alcoólica de fenolftaleína; 
- Neutralizam ácidos formando sal e água; 
 
 
 
ICO (maior NOX) 
OSO (menor NOX) 
36 
 
2.5 Sais 
Sal é toda substância que em água dissocia liberando um cátion diferente de H+ e um ânion 
diferente de OH-. A reação de neutralização (salificação), reação de um ácido com uma base de 
Arrhenius tem como resultante a formação de um sal, e pode ser representada esquematicamente 
por: 
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA 
 
 
Ex.: NaOH + HCl  NaCl + H2O 
 
 
 
Representando o ácido genericamente por HxA e a base por B(OH)y, teremos: 
y HxA + x B(OH)y  BxAy + xy H2O 
 
sendo BxAy a fórmula geral de um sal normal ou neutro, formado pelo cátion B da base (de 
valência +y) e pelo ânion A do ácido (de valência –x). 
 
2.5.1 Classificação dos sais 
Os sais podem ser classificados em quatro diferentes grupos, segundo a sua natureza: 
a) Sais normais (também denominados sais neutros): são provenientes da neutralização total de 
um ácido e de uma base. Na sua fórmula não aparece H+ nem OH-. 
Ex.: NaCl, K2CO3, CuCl2 
Ex.: 2 NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2 H2O 
 
b) Hidrogenossal (também denominados sais ácidos): são provenientes da neutralização parcial 
de um ácido. Estes sais apresentam dois cátions, sendo um deles o íon H+ (hidrogênio ionizável) e 
somente um ânion. 
Ex.: NaHSO4, NaH2PO4 
Ex.: NaOH + H2CO3  NaHCO3 + H2O 
 
c) Hidroxissal (também denominado sal básico): são sais provenientes da neutralização parcial de 
uma base. Estes sais apresentam dois ânions, sendo um deles formado pelo íon OH- e somente 
um cátion. 
Ex.: Ca(OH)NO3, Al(OH)Cl2, Al(OH)2Cl 
Ex.: 2MgOH + 2HCl  2MgOHCl + H2O 
37 
 
d) Sais duplos ou mistos: são sais que apresentam dois cátions diferentes (exceto o hidrogênio 
ionizavel H+) ou dois ânions diferentes (exceto a hidroxila OH-). 
Ex.: NaCa(PO4), KAl(SO4)2 
 
e) Os sais também são classificados quanto a presença de água, presença de oxigênio e quanto 
ao numero de elementos: 
Quanto à presença de agua 
- Hidratados: CuSO4.5H2O, CaSO4.2H2O 
- Anidros: NaCl, KCl, CaSO4 
 
Quanto a presença oxigênio 
- Oxissais: KNO3, CaCO3, CaSO4 
 
Quanto ao numero de elementos 
- Binários: CaCl2, KBr, NaCl 
- Ternários: CaSO4, Al2(SO4)3 
- Quaternários: NaCNO, Na4Fe(CN)6 
 
2.5.2 Nomenclatura dos sais 
O nome de um sal deriva do nome do ácido e da base dos quais são originados. 
a) Sais normais 
NOME DO SAL = nome do ânion do ácido + de + nome do cátion da base 
O nome do ânion pode ser consultado em uma tabela de ânions, como apresentado na figura 12. 
 
 
 
Figura 12: principais ânions. 
 
38 
 
Ex.1) HCl + NaOH  NaCl + H2O 
Ácido Clorídrico Hidróxido de sódio Cloreto de sódio 
 
Ex. 2) HNO2 + KOH  KNO2 + H2O 
Ácido Nitroso Hidróxido de potássio Nitrito de potássio 
 
Ex.3) H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2H2O 
 Ácido Sulfúrico Hidróxido de cálcio Sulfato de cálcio 
 
Outra maneirade denominar um sal é baseando-se no quadro 1. 
 
Quadro 1: nomenclatura dos sais baseada na nomenclatura do ácido correspondente. 
 
 
2.6 Óxidos 
Óxidos são compostos binários, isto é possuem dois elementos químicos, e um deles é 
obrigatoriamente o oxigênio, o qual aparece do lado direito da fórmula, pois é o átomo mais 
eletronegativo. 
Ex.: CaO, CO2 , H2O , Na2O, Mn2O7, Fe2O3 
Os óxidos tem fórmula geral E2Ox sendo E
x+ e O-2 
sendo E um elemento químico de número de oxidação x+ e o número de oxidação do oxigênio -2. 
 
Nas seguintes substâncias binárias: OF2, O2F2 elas não são óxidos, pois apesar de 
possuírem apenas dois elementos e sendo um deles o oxigênio, o átomo de flúor é o elemento 
mais eletronegativo e por isso aparece à direita da fórmula. 
 
2.6.1 Classificação 
Em função do NOX e do tipo de elemento ligado ao oxigênio, os óxidos são classificados 
como: 
 
39 
 
a) Óxidos ácidos ou anidridos: são óxidos de não-metais (exceto NO, N2O, SiO2, H2O e CO) ou de 
metais com NOX elevado.(+5,+6 ou +7). Os óxidos ácidos são compostos moleculares e, em geral, 
são solúveis em água. 
Ex. de óxidos ácidos: Cl2O, Cl2O7, CO2, CrO3, I2O5, MnO3, Mn2O7, N2O3, N2O5, SO2, SO3, SiO2, 
P2O3, P2O5. 
 
Reações características: são óxidos que reagem com a água, produzindo um ácido ou reagem com 
um ácido, produzindo sal e água. 
Ex. 1) SO3 + H2O → H2SO4 
Ex. 2) SO3 +2KOH → K2SO4 + H2O 
 
b) Óxidos Básicos: são óxidos de metais com NOX baixo (+1 ou +2), que correspondem aos 
elementos dos grupos 1 e 2, respectivamente). Obs: o ZnO possui NOX +2, mas ele é considerado 
um óxido anfótero. 
Ex. de óxidos básicos: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O, MgO, CaO, SrO, BaO, RaO, Cu2O, CuO, 
Hg2O, HgO, Ag2O, FeO, NiO, CoO, MnO. 
 
Reações características: reagem com a água, produzindo uma base ou reagem com um ácido, 
produzindo sal e água. 
Ex. 1) Na2O + H2O → 2NaOH 
Ex. 2) Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O 
 
c) Óxidos Anfóteros ou anfipróticos: óxidos de metais de NOX +3 ou +4, mais o ZnO, que possui 
NOX +2. Os óxidos anfóteros são, em geral, compostos sólidos, moleculares, insolúveis em água e 
são formados por metais ou por semi-metais. 
Ex. de óxidos anfóteros: Al2O3, As2O3, As2O5, Cr2O3, Fe2O3, MnO2, PbO, PbO2, Sb2O3, Sb2O5, SnO, 
SnO2, ZnO. 
 
Reações características: são óxidos que podem se comportar seja como óxido básico seja como 
óxido ácido. Os óxidos anfóteros só reagem com outra substância de caráter químico pronunciado, 
ou seja, um ácido ou uma base forte. 
Ex. 1) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O 
Ex. 2) ZnO + 2 NaOH  Na2ZnO2 + H2O 
 
d) Óxidos Neutros ou indiferentes: são óxidos que não reagem com a água, nem com os ácidos, 
nem com as bases. São poucos os óxidos desta classe. São compostos gasosos, moleculares e 
são formados por não metais. 
40 
 
Ex. de óxidos neutros: NO, N2O, SiO2, H2O e CO. 
 
e) Óxidos mistos, duplos ou salinos: são óxidos que se comportam como se fossem formados por 
dois outros óxidos, do mesmo elemento químico. Estes óxidos são metálicos, sólidos e de estrutura 
iônica. Possuem uma fórmula geral M3O4, onde M e um metal. Reagem como se fossem mistura de 
dois óxidos. 
Exemplo: 
Fe3O4 = FeO + Fe2O3 
Pb3O4 = 2PbO + PbO2 
 
Reações características: óxidos salinos reagindo com ácido formam dois sais diferentes e água 
Ex. 1) Fe3O4 + 8HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O 
 
f) Peróxidos: são óxidos que reagem com água ou com ácidos diluídos produzindo água oxigenada 
(H2O2). Nos peróxidos, o NOX do Oxigênio é -1. A H2O2 é um líquido molecular, enquanto os 
demais peróxidos são sólidos iônicos contendo o ânion O2. 
Ex. de peróxidos: Li2O2, Na2O2, K2O2, Rb2O2, Cs2O2, MgO2, CaO2, SrO2, BaO2, RaO2, Ag2O2, H2O2 
 
Reações características: reagem com água formando uma base e H2O2, e com ácido formando um 
sal e H2O2. 
Ex. 1) Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2 
Ex. 2) Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2 
 
g) Superóxidos ou polióxidos: são formados por metais alcalinos e alcalinos-terrosos, mais 
frequentemente com K, Cs e Rb. São sólidos iônicos e possuem oxigênio com NOX = - ½. 
Ex. de superóxidos: KO2, RbO2, Na2O4, Li2O4, CaO4, MgO4 
 
Reações características: reagem com água formando uma base, H2O2 e O2, e com ácido formando 
um sal, H2O2 e O2. 
Ex. 1) K2O4 + 2H2O  2 KOH + H2O2 + O2 
Ex. 2) K2O4 + H2SO4  K2SO4 + H2O2 + O2 
 
2.6.2 Nomenclatura 
Existem diferentes maneiras de nomear os óxidos. 
a) Nomenclatura Geral (aplicada para todos os óxidos): considera-se um óxido genérico do tipo 
ExOy, onde x é o índice do elemento ligado ao oxigênio e y é o número de oxigênios na fórmula. 
41 
 
Pode-se dar um nome para esse óxido utilizando o seguinte esquema: 
prefixo + óxido de + prefixo + nome do elemento ligado ao oxigênio 
Prefixos: 
Número de oxigênios Prefixo Número de oxigênios Prefixo 
1 mon 5 pent 
2 di 6 hexa 
3 tri 7 hept 
4 tetr 
Exemplos: 
CO2 → dióxido de carbono SO3 → trióxido de enxofre 
CO → monóxido de carbono SO2 → dióxido de enxofre 
P2O5 → pentóxido de difosforo Br2O7 → heptóxido de dibromo 
 
b) Nomenclatura para óxidos de metais: para óxidos de metais com um único NOX (metais 
alcalinos, alcalinos-terrosos, zinco, prata e alumínio), pode-se dar o nome pela seguinte regra: 
óxido de + nome do metal 
Exemplos: 
Na2O → óxido de sódio 
ZnO → óxido de zinco 
CaO → óxido de cálcio 
Al2O3 → óxido de alumínio 
 
Para óxidos de metais com NOX variável (os demais óxidos), acrescenta-se o número de oxidação 
do metal em algarismos romanos. 
Exemplos: 
CuO → óxido de cobre II 
Cu2O → óxido de cobre I 
Fe2O3 → óxido de ferro III 
FeO → óxido de ferro III 
Também pode ser utilizada a nomenclatura que emprega as terminações “ico” e “oso” para os 
óxidos de mais elevado e mais baixo NOX do metal, respectivamente. Para utilizar essa 
nomenclatura, no entanto, é necessário conhecer os números de oxidação possíveis para cada 
metal. 
Exemplos: 
Fe2O3 → óxido férrico 
FeO → óxido ferroso 
 
42 
 
Exercícios: 
1. Apresente o nome para os seguintes ácidos: 
a) HCl b) HClO c) HClO2 d) HClO3 e) HClO4 
f) H2S g) H2SO4 h) HNO3 i) H2SO3 j) HNO2 
k) HI l) HBr m) HCN n) H3PO4 o) H2CO3 
2. Escreva a formula molecular dos seguintes ácidos: 
a) Ácido Nítrico b) Ácido Perclórico c) Ácido Fluorídrico 
d) Ácido Cloroso e) Ácido Pirofosfórico f) Ácido Sulfuroso 
g) Ácido Acético 
3. Complete: 
a) Por ionização, em solução aquosa, os ácidos de Arrhenius produzem o 
cátion________________ao lado de um ânion qualquer; 
b) O cátion H3O
+ chama-se _______________ ou _______________________; 
c) Um ácido e tanto mais forte quanto maior for seu ________________________________; 
d) A terminação característica dos nomes dos hidrácidos é__________________________; 
e) A terminação característica dos nomes dos oxiácidos é____________ ou 
____________________; 
4. Escreva as equações de ionização total dos seguintes ácidos: 
a) ácido bromídrico 
b) ácido nitroso 
c) ácido sulfuroso 
d) acido pirofosfórico 
5. Denomine as seguintes bases: 
a) KOH b) NaOH c) Ba(OH)2 d) Fe(OH)2 e) Al(OH)3 
f) LiOH g) Fe(OH)3 h) Sr(OH)2 i) CsOH j) Pb(OH)4 
k) Mg(OH)2 l) AgOH 
6. Escreva as fórmulas das seguintes bases: 
a) hidróxido de estanho II b) hidróxido de estanho IV c) hidróxido de amônio 
d) hidróxido de cálcio e) hidróxido cuproso f) hidróxido de zinco 
g) hidróxido de platina IV h) hidróxido de niquel III l) hidróxido de cobre II 
7. Complete: 
a) Por dissociação, oshidróxidos produzem um cátion___________ e o ânion________________. 
b) Uma base e tanto mais forte quanto maior for seu ____________________. 
c) Na nomenclatura das bases, usamos a terminação ICO quando o elemento se encontra em seu 
estado de oxidação ___________________; no caso contrário a terminação será 
__________________. 
d) Quando o elemento forma uma única base, basta dizer________________. 
43 
 
8. Escreva as equações de dissociação iônica das seguintes bases: 
a) hidróxido de bário b) hidróxido de amônio c) hidróxido de cálcio 
d)hidróxido cuproso e) hidróxido de zinco f) hidróxido de platina IV 
g) hidróxido de ferro III h) hidróxido de estanho IV i) hidróxido de chumbo II 
9. Para cada cátion abaixo dado faça a fórmula e escreva o nome do hidróxido obtido na 
combinação. 
a) Li+ b) Cu+ c) Cu2+ d) Ni2+ e) Mg2+ f) Cr3+ 
g) Ni3+ h) Mn4+ i) Au3+ j) Sn4+ 
10. Faca a combinação dos cátions da coluna da 
esquerda com os ânions apresentados na coluna da 
direita, apresente a fórmula molecular e o nome dos 
sais formados. 
 
 
 
 
 
 
11. Escreva a equação de dissociação para cada sal, seu nome e o nome de cada íon formado. 
a) NaCl b) Ba3(PO4)2 c) Al2(SO4)3 d) Sn3(PO4)4 
12. Escreva o nome dos compostos abaixo 
a) AgNO3 b) KCl c) NaBr d) (NH4)2S e) KI 
f) Na2SO3 g) CaSO4 h) Na2SO3 i) K3PO4 j) NaNO3 
k) Ca(NO2)2 l) MgCO3 m) KBrO3 n) CuSO4 o) FeS 
p) Fe2(SO4)3 q) Sr(CN)2 r) Na2Cr2O7 s) Al2(CO3)3 t) Zn3(PO4)2 
u) NH4IO3 v) FeSiO3 x) Hg3[Fe(CN)6]2 y) Pt(SO4)2 w) CuCl 
z) Fe4(P2O7)3 
13. Escreva a fórmula dos seguintes compostos: 
a) carbonato ferroso b) sulfato de cromo III c) nitrato de níquel II 
d) sulfato de chumbo IV e) nitrito de potássio f) cloreto estanoso 
g) cloreto férrico h) periodato de cadmio i) cromato de bismuto 
j) ortossilicato de potássio k) hipoiodito de magnésio l) ferrocianeto de amônio 
m) cloreto cúprico n) borato ferroso o) fosfito mercúrico 
p) piroarseniato estânico q) ortofosfato áurico 
14. Considere as seguintes soluções aquosas: 
44 
 
A partir dessa tabela, é possível concluir que os íons responsáveis pelas cores azul e amarela são: 
a) Cu2+ e SO4
2- b) K+ e CrO4
2- c) K+ e SO4
2- d) Na+ e NO3- e) Cu2+ e CrO4
2- 
15. Faca a fórmula e escreva o nome dos óxidos abaixo. Para os elementos com NOX variável, 
utilize a terminação com números romanos. 
a) Al3+O2- b) Be2+O2- c) Ag+O2- d) Au3+O2- e) Cr3+O2- f) Mn4+O2- 
16. Escreva a fórmula dos óxidos abaixo: 
a) Óxido de cobalto II b) Óxido de níquel II c) Óxido de níquel III 
d) Óxido de zinco e) Óxido de chumbo IV f) Óxido de cobre I 
g) Óxido de sódio h) Óxido de cálcio i) Óxido de potássio 
j) Óxido de bário k) Óxido de alumínio l) Óxido de prata 
m) Óxido ferroso n) Óxido de lítio o) Óxido de magnésio 
p) Óxido de cromo III q) Óxido de manganês VII r) Tetróxido de dinitrogênio 
s) Trióxido de enxofre t) Monóxido de dicloro u) Dióxido de carbono 
v) Dióxido de silício x) Monóxido de nitrogênio y) Óxido cobaltoso 
w) Óxido de estrôncio z) Óxido de rádio 
17. Escreva o nome dos óxidos abaixo. Para os elementos com NOX variável, pode-se utilizar tanto 
a nomenclatura com números romanos, como as terminações ICO e OSO. 
a) CoO b) Co2O3 c) MnO d) MnO2 e) Fe2O3 f) FeO 
g) SO2 h) SO3 i) P2O3 j) N2O4 k) Sb2O5 l) Li2O 
m) SrO n) Al2O3 o) SnO p) SnO2 q) PbO r) PbO2 
s) N2O3 t) N2O5 u) MnO3 v) NO2 x) Cl2O7 y) ClO2 
w) Br2O z) I2O4 
18. Qual a diferença entre um óxido e um peróxido? E entre um óxido e um superóxido? 
19. Escreva as fórmulas de: a) peróxido de potássio b) peróxido de bário 
c) peróxido de magnésio d) peróxido de lítio e) peróxido de cálcio 
20. À temperatura ambiente, o hidróxido de sódio (NaOH) é sólido e o ácido clorídrico (HCl) é um 
gás. Essas duas substâncias podem ser líquidas em temperaturas adequadas. Sobre essas 
substâncias, responda: 
a) Por que, no estado líquido, o NaOH é um bom condutor de eletricidade, enquanto no estado 
sólido não é? 
b) Por que, no estado líquido, o HCl é um mau condutor de eletricidade? 
c) Por que, em solução aquosa, ambos são bons condutores de eletricidade? Apresente as 
respectivas equações. 
21. Sabe-se que toda bebida gaseificada contém ácido carbônico (1) que, a partir do momento em 
que a garrafa que o contém é aberta, passa a decompor em água e gás carbônico, manifestado 
pelas bolhas observadas; ácido muriático é o nome comercial do ácido clorídrico (2) impuro; 
baterias de automóvel contém ácido sulfúrico (3); refrigerantes do tipo “cola” apresentam ácido 
45 
 
fosfórico (4) além do gás carbônico, na sua composição. Marque a alternativa que apresenta as 
fórmulas dos ácidos 1, 2, 3 e 4, acima citados: 
a) H2CO3 HCl H2SO4 H3PO4 
b) CO2 HClO H2S H2PO4 
c) CO2 HCl H2SO4 H3PO4 
d) CO HClO H2S H2PO3 
e) H2CO3 NaHClO H2SO3 HPO2 
22. Considerando as seguintes bases: hidróxido de sódio, hidróxido de cálcio, hidróxido de lítio, 
hidróxido de alumínio e hidróxido de ferro II. Qual das bases em água produz igual número de íons 
característicos que o ácido fosfórico (H3PO4). 
23. Verifica-se experimentalmente que tanto a água como o ácido nítrico puros não são bons 
eletrólitos. Por outro lado, observa-se que uma solução de ácido nítrico em água apresenta 
comportamento contrário. Explique essas observações. 
 
24. Nas fórmulas estruturais de ácidos a seguir, X 
representa um elemento químico. Os elementos que 
substituem corretamente o X nas fórmulas são 
respectivamente: 
a) N, Si, Se e Br b) H, C, Se e N 
c) N, Sn, As e P d) N, C, S e P e) P, Pb, Br e As 
25. Equacione a ionização e/ou dissociação (em uma só equação) das seguintes substâncias: 
a) ácido clorídrico b) hidróxido de amônio c) ácido carbônico d) hidróxido de bário 
26. Dê a fórmula dos seguintes óxidos moleculares: a) monóxido de carbono 
b) monóxido de nitrogênio c) dióxido de enxofre d) pentóxido de difósforo 
27. Equacione as reações entre os ácidos e as bases nas proporções dadas: 
a) 1 H2SO4 + 1 NaOH  
b) 1 H3PO4 + 1 AgOH  
c) 1 H3PO4 + 1 Mg(OH)2  
d) 1 HCl + 1 Ca(OH)2  
28. Associe corretamente as colunas a seguir: 
I. Na2B4O7.10H2O ( ) sal básico 
II. Mg(OH)Cl ( ) sal duplo 
III. NaKSO4 ( ) sal ácido 
IV. NaHCO3 ( ) sal hidratado 
29. Identifique o item que contém apenas sais: 
a) H2O2, Fe2O3, NaOH 
b) NaCl, CaCO3, KMnO4 
46 
 
c) H2S, HCN, Al2O3 
d) CaCl2, Ba(BrO)2, Zn(OH)2 
e) KOH, NaBr, CaCO3 
30. Um elemento metálico M forma um sulfeto de fórmula M2S3. Qual será a fórmula de seu 
cloreto? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
3. REAÇÕES QUÍMICAS 
 
3.1 Conceitos Gerais 
As reações químicas são processos pelos quais ocorre o rearranjo de átomos. Vários são 
os indicativos da ocorrência de uma reação química: mudanças de cor, emissão de luz, absorção 
ou liberação de calor, liberação de gases ou formação de sólidos anteriormente inexistentes, etc. 
Portanto, reação química é toda transformação química que ocorre nas moléculas de uma 
substância formando novas substâncias. 
As equações químicas são representações gráficas das reações químicas do ponto de 
vista qualitativo e quantitativo, através da utilização de fórmulas químicas. As equações químicas 
são usadas para descrever as mudanças que ocorrem durante uma reação química. 
Exemplo: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) 
As substâncias representadas no lado esquerdo são chamadas reagentes e, no lado direito, 
produtos. Os números antesdos símbolos (coeficientes) indicam a quantidade ou a proporção de 
moléculas e são chamados de coeficientes estequiométricos. Os símbolos entre parênteses 
indicam o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso e (aq) solução aquosa. 
Uma equação química é uma representação de um processo químico e tem por objetivo 
indicar a relação qualitativa (relaciona as substâncias envolvidas na reação química) e quantitativa 
(indica a proporção entre os reagentes e os produtos). Sendo assim, é também denominada 
equação estequiométrica. 
As reações químicas são regidas pela lei da conservação da massa (Lei de Lavoisier) que 
diz: “Na natureza nada se cria e nada se perde tudo se transforma”. Todas as demais propriedades 
físicas podem variar, porém a massa se mantém a mesma antes e após a reação. Esta lei vale 
para todas as reações químicas, com exceção das reações nucleares, pois, nestas reações, uma 
parcela da massa e convertida em energia. 
Uma equação química válida deve estar balanceada, isto é, o número de átomos de cada 
espécie atômica deve ser o mesmo nos dois lados da equação, pois não há geração nem 
destruição de átomos em uma reação química. Os coeficientes estequiométricos indicam o número 
de moléculas ou mols de cada espécie química envolvida na reação química, que a torna 
balanceada. 
Exemplo: 2 SO2 + O2 → 2 SO3 
A representação acima indica que 2 moléculas de dióxido de enxofre (SO2) estão reagindo 
com 1 molécula de oxigênio (O2) para formar duas moléculas de trióxido de enxofre (SO3). Isto 
também quer dizer que 128 g (2x64g) de SO2 reagem com 32g de O2 para formar 160 g de SO3. 
Observe que a relação indicada nas equações estequiométricas é em base molar (mol). 
Então, não necessariamente o número total de mol dos reagentes é igual ao dos produtos, como 
48 
 
ocorre em relação à massa total. É possível haver um aumento ou uma diminuição do número de 
mol totais em uma reação química. 
 
3.2 Energia envolvida nas reações químicas 
O rearranjo dos átomos em uma reação química consiste no choque dos reagentes, com 
quebra de suas ligações e outros choques que levam a formação de novas ligações, isto é, a 
formação de novas moléculas, isto é, dos produtos. Para que este processo ocorra é necessária 
uma quantidade mínima de energia para iniciar a reação, denominada energia de ativação. A 
energia de ativação é a energia necessária para quebrar as primeiras ligações químicas dos 
reagentes, o que permitirá que novas ligações se formem. Algumas reações têm energias de 
ativação muito pequena e ocorrem naturalmente, enquanto outras têm energias de ativação 
relativamente grandes, sendo necessárias temperaturas muito altas para que as mesmas ocorram. 
Nos casos em que a energia de ativação é extremamente elevada, tornando o processo 
desfavorável, tem-se que procurar um meio de diminuir esta quantidade energia para torná-la 
viável. Ou seja, procurar um meio que facilite o rompimento das ligações originais, diminuindo a 
energia de ativação. Para esta finalidade são usadas substâncias denominadas catalisadores, que 
por diminuírem a energia de ativação das reações facilitam sua ocorrência. 
Quando os reagentes têm ligações químicas mais fracas do que os produtos a reação irá 
liberar energia. O sistema vai precisar receber certa quantidade de energia (fagulha, descarga 
elétrica, etc.) para quebrar as ligações dos reagentes (a energia de ativação), mas, quando se 
formarem as ligações dos produtos, vai liberar mais energia do que recebeu. Essas reações, em 
que ocorre liberação de calor, chamam-se exotérmicas. O próprio calor liberado na reação serve de 
energia de ativação para moléculas que ainda não reagiram, e a reação segue por si própria. A 
figura 13 (a) exemplifica este tipo de situação. 
 
Figura 13: (a) Variação da entalpia de um sistema contendo metano (CH4) e oxigênio (O2), que reagem entre 
si, formando gás carbônico (CO2) e água (H2O); (b) atuação dos catalisadores. 
 
Por outro lado, existem reações (não espontâneas) nas quais os produtos têm energia de 
ligação mais fraca do que os reagentes; neste caso, há absorção de calor pelo sistema e as 
reações são chamadas de endotérmicas. A Figura 13 b representa este tipo de situação, no qual 
também pode-se entender a ação dos catalisadores. Os catalisadores facilitam o passo inicial das 
(a) (b) 
49 
 
reações químicas, ou seja, a quebra das ligações dos reagentes. O resultado disso é que a energia 
de ativação fica menor. 
 
3.3 Estado físico das substâncias que reagem 
O estado físico influi na facilidade com que uma substância reage. Geralmente, corpos 
sólidos são mais difíceis de reagir. Isto se deve ao fato de que, para que uma reação química seja 
favorecida, maior deve ser o contato entre os reagentes. Mas, o fato de uma substância ser sólida 
e não pulverizada não significa que, necessariamente, ela não possa reagir rápida e violentamente. 
Um exemplo: quando se lança um pedaço de sódio sólido em um recipiente com água, observa-se 
uma reação verdadeiramente explosiva, imediata. Isto ocorre por que a reatividade do sódio com a 
água (e não só com a água) é muito grande, que mesmo ele estando sólido, em um único pedaço, 
com superfície de contato relativamente pequena, ele reage rapidamente. 
Nos líquidos, como estes se misturam mais efetivamente, normalmente as reações ocorrem 
mais facilmente. 
O estado gasoso permite uma maior exposição das moléculas uma às outras, o que é um 
fator positivo em relação à ocorrência de reações. Entretanto, neste estado, as moléculas estão 
relativamente afastadas uma das outras, ou seja, “diluídas” no espaço. Daí que o aumento de 
pressão, que equivale a aproximar mais as moléculas umas das outras, facilita a ocorrência da 
reação. O aumento de temperatura é um fator também importante, pois aumenta a probabilidade 
de choques efetivos entre as moléculas dos gases que reagem, pois as moléculas de um gás, em 
maior temperatura, passam a se deslocar mais rapidamente, isto é, têm maior energia cinética, e 
aumenta a frequência de choques que envolvem energia suficiente para romper as ligações 
químicas das moléculas envolvidas, o que, como já vimos, é o primeiro passo para a ocorrência 
das reações. 
Um conjunto muito importante de reações químicas, que inclui aquelas diretamente 
relacionadas com os sistemas vivos, ocorre em solução. Um exemplo de solução é a mistura feita 
quando se dissolve açúcar em água ou sal de cozinha em água, formando um sistema homogêneo. 
No caso do açúcar, tem-se um composto formado por moléculas de fórmula C12H22O11, e estas 
moléculas têm dipolos que as fazem atrair uma às outras, formando o açúcar sólido, um 
empacotamento destas moléculas. Mas o açúcar, ao ser misturado com água se dissolve e, a 
água, consegue separar as moléculas de açúcar umas das outras. Os dipolos da água vão ser 
atraídos pelos dipolos da molécula de açúcar. Assim, moléculas de água vão se ligar às moléculas 
de açúcar, por um lado, mas também estarão ligadas a outras moléculas de água. Como as 
moléculas de água estão em constante movimento, esta energia será transmitida às moléculas de 
açúcar, que terminarão por “desprender-se” do sólido. Ao desprenderem-se, serão imediatamente 
“cercadas” por mais moléculas de água, atraídas pelos dipolos da molécula de açúcar que 
passaram a estar expostos. O processo continua ocorrendo com mais moléculas de açúcar, até 
50 
 
que todas elas tenham sido separadas e estejam cercadas por moléculas de água. Isto pode 
ocorrer até certo ponto, ou melhor, até certa concentração de moléculas de açúcar na água, figura 
14. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 14: Açúcar em água 
 
Assim pode-se entenderpor que as moléculas em solução tendem a reagir mais facilmente: 
o processo de dissolução libera as moléculas de sua estrutura sólida, que é mais compactada, 
deixando-as mais disponíveis para interagir com outras moléculas. 
 
3.4 Classificação das Reações 
a) Reação de Análise (decomposição): Reação em que uma substância composta se divide em 
duas ou mais substâncias de estruturas mais simples. 
XY  X + Y 
ZnCO3  ZnO + CO2 
Dependendo do agente causador, a reação de análise pode ser denominada fotólise, pirólise, 
eletrólise, etc. 
Exemplos: 
Pirólise – decomposição pelo calor (CaCO3 (calor)  CaO + CO2) 
Fotólise – decomposição pela luz (2H2O2 (luz)  2H2O + O2) 
Eletrólise – decomposição pela eletricidade (corrente elétrica) (H2O  H2 + ½O2) 
 
b) Reação de Síntese (adição): Quando duas ou mais substâncias se combinam formando uma 
única substância mais complexa. X + Y XY 
Exemplos: H2 + Cl2  2HCl 
C + O2  CO2 
A reação de síntese pode ser: 
51 
 
Síntese total: quando se parte apenas de substâncias simples. C + O2  CO2 
Síntese parcial: quando, dentre os reagentes, já houver no mínimo, uma substância composta. 
2CO + O2  2CO2 
CaO + H2O  Ca(OH)2 
 
c) Reações de simples troca (deslocamento ou substituição): Quando uma substância simples 
reage com uma substância composta e desloca desta última uma nova substância simples. Esta 
reação só ocorre quando a substância simples for mais reativa que o elemento a ser deslocado, 
sendo que metal só desloca metal ou H2: 
Exemplo: Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu 
E ametal só desloca ametal: 
Exemplo: Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2 
 
Experimentalmente se determinou quais os metais têm maior ou menor tendência para 
ceder elétrons. Com isto, se determinou a fila de reatividade ou fila de tensões eletrolíticas. 
 
Cs, Rb, K, Na, Li, Ba, Sr, Ca, Mg, Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Hg, Ag, Au 
 
Assim, um metal mais reativo da fila desloca qualquer outro metal menos reativo. 
Zn + HgSO4  ZnSO4 + Hg 
Fe + CuCl2  FeCl2 + Cu 
Nesta série, o H é considerado como referência. Assim, todos os metais anteriores a ele na 
série o desloca dos ácidos. 
Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 
Cu + HCl  não ocorre reação 
Os não-metais têm sempre tendência para receber elétrons. Logo, se reduzem e agem 
como oxidantes. Também apresentam uma fila de reatividade: 
F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H 
 
Um não-metal mais reativo da fila desloca qualquer outro menos reativo. 
F2 + 2NaBr  2NaF + Br2 
Cl2 + Na2S  2NaCl + S 
I2 + 2NaCl  não ocorre reação 
 
d) Reação de Dupla Troca (dupla substituição): Ocorre quando dois compostos reagem, trocando 
entre si dois elementos ou radicais, e dando origem a dois novos compostos. 
AB + CD  AD + CB 
52 
 
Exemplos: NaOH + HCl  NaCl + H2O 
 base + ácido  sal + água 
 
e) Reação de oxi-redução (Redox): É toda a reação que apresenta oxidação e redução – ocorre 
quando há transferência de elétrons. 
 
 e- 
 Na + Cl  NaCl 
Na0 – 1 e-  Na+  oxidação ( perda de elétrons) 
Cl0 + 1 e-  Cl-  redução ( ganho de elétrons) 
 
+1 -1 +4 -2 +2 -1 +1 -2 0 
4HCl + MnO2  MnCl2 + 2H2O + Cl2 
 
 -1 oxidação 0 
 
 +4 redução
 
+2 
 
HCl (oxidação)  agente redutor 
MnO2 (redução)  agente oxidante 
 
O conceito de oxi-redução é bastante amplo e engloba várias classes de reações anteriores. 
Exemplos: 
S + O2  SO2  Também é reação de síntese 
S0 – 4e-  S4+ 
O0 + 2e-  O2- 
 
2AgBr  2 Ag + Br2  Também é reação de análise 
Ag+ + 1e-  Ag0 
Br- - 1e-  Br2
0 
 
Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu  Também é reação de deslocamento 
Zn0 - 2e-  Zn2+ 
Cu2+ + 2e-  Cu0 
 
 
Oxidação: perda de elétrons 
(NOX aumenta) 
Redução: ganho de elétrons 
(NOX diminui) 
Oxidante: aquele que reduz 
Redutor: aquele que oxida 
 
53 
 
3.5 Balanceamento das Equações Químicas 
Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo 
número de átomos em ambos os lados da equação. O balanceamento significa a necessária 
igualdade de massas entre os dois lados da equação, uma vez que não pode haver perda ou 
ganho de massa (Lei de Lavosier, na natureza nada se perde, nada se cria, apenas se transforma). 
Uma equação química está corretamente descrita quando ela representa um fenômeno 
químico real através de fórmulas corretas (aspecto qualitativo) e coeficientes corretos (aspecto 
quantitativo). 
O critério fundamental para balancear uma equação química (acertar seus coeficientes) é 
igualar o número total de átomos de cada elemento no primeiro e no segundo membro da equação. 
Há dois métodos para balanceamento: método direto ou por tentativas; e método de oxi-
redução ou redox. 
 
3.5.1 Método direto ou por tentativas 
Regras: 
 Raciocinar com o elemento que aparece apenas uma vez no primeiro e segundo membros 
da equação; 
 Preferir o elemento que possui índices maiores; 
 Escolhido o elemento, transpor seus índices de um membro para outro, usando-o como 
coeficientes; 
 Prosseguir com os outros elementos, usando o mesmo raciocínio, até o final do 
balanceamento. 
 
Exemplos 
 Al + O2 → Al2O3 
 
 CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2 
 
 Al(OH)3+ H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O 
 
3.5.2 Método de oxi-redução: 
Em uma reação de oxi-redução, o número total de elétrons cedidos pelo redutor é igual ao 
número total de elétrons recebidos pelo oxidante. 
Regras: 
 Determinar o nº de oxidação dos elementos envolvidos na reação; 
 Calcular o total de elétrons perdidos e recebidos pelos elementos que sofrem oxidação e 
redução, respectivamente. 
54 
 
 Calcular a variação total (∆) do NOX do oxidante e do redutor: 
∆= (variação do NOX do elemento)*(número de átomos do elemento na molécula) 
 Utilizar o ∆ do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa; 
 Prosseguir o balanceamento com as regras do método direto. 
 
Exemplo 1: P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO 
 
 
 
 
Exemplo 2: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O 
 
 
 
 
Casos especiais: 
- Quando ocorre auto-oxi-redução: um mesmo elemento em parte se oxida e em parte se reduz. 
 Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O 
 
 
 
 
 
- Equações na forma de íons: 
 MnO4
- + I- + H+ → Mn 2+ + I2 + H2O 
 
 
 
 
 
Exercícios: 
1. Assinale V ou F. A equação genérica A + BC  AB + C pode indicar: 
( ) reação de substituição ( ) reação de simples troca 
( ) reação de deslocamento ( ) reação de decomposição 
( ) reação de dupla troca 
2. Assinale as afirmativas verdadeiras e as alternativas falsas: 
( ) C + O2  CO2 é uma reação de síntese 
55 
 
( ) Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 é uma reação de dupla troca 
( ) A decomposição CaCO3  CaO + CO2 por aquecimento é chamada de pirólise 
( ) Uma reação através de uma corrente elétrica é chamada de fotólise 
( ) Nitrato de prata, reagindo com cloreto de sódio, produz cloreto de prata e nitrato de sódio. Esta 
reação é classificada de dupla troca. 
3. Em lâmpadas descartáveis de flash fotográfico, a luminosidade provém da reação entre 
magnésio e oxigênio no bulbo de vidro. Após a utilização, pode-se afirmar do produtoformato e da 
massa total da lâmpada: 
a) é um sal de magnésio e a massa aumenta b) é um sal de magnésio e a massa 
permanece constante 
c) é um óxido de magnésio e a massa aumenta d) é um óxido de magnésio e a massa 
permanece constante 
e) é um óxido de magnésio e a massa diminui 
4. A reação a seguir apresenta uma das utilizações do ácido sulfúrico: CaF2 + H2SO4 → 
a) Escreva os produtos e classifique-a quanto ao tipo de reação. 
b) Indique a que funções inorgânicas pertencem os produtos da reação do item (a). 
5. O sódio, Na, reage com o cloro, Cl2, dando cloreto de sódio, segundo a reação representada 
pela equação química: 2 Na + Cl2 → 2 NaCl 
Baseando-se nessas informações e na classificação periódica, escreva: 
a) A equação química que representa a reação entre o potássio, K, e o cloro 
b) A equação química que representa a reação entre o cálcio, Ca, e o bromo, Br2 
6. Um processo de gravação em vidro envolve a ação corrosiva do ácido fluorídrico. O ácido 
fluorídrico, em solução aquosa, reage com o dióxido de silício da superfície do vidro, originando 
tetrafluoreto de silício gasoso e água. Escreva a equação química balanceada da reação que 
ocorre no processo de gravação em vidro, indicando os estados físicos de reagentes e produtos. 
7. No filme fotográfico, quando exposto à luz, ocorre a reação: 2 AgBr  2 Ag + Br2 
Essa reação pode ser classificada como: 
a) pirólise. b) eletrólise. c) fotólise. d) síntese. e) simples troca. 
8. Classificar as reações a seguir. 
a) Ca + Pb(NO3)2  Ca(NO3)2 + Pb 
b) H2 + Br2  2HBr 
c) Pb(NO3)2 + Na2SO4  PbSO4 + 2NaNO3 
d) ZnCO3  ZnO + CO2 
9. Completar as reações a seguir. 
a) Mg + CuSO4  
b) Na2S + HCl  
56 
 
c) AgNO3 + NaOH  
d) H3PO4 + KOH  
e) Na2CO3 + HCl  
f) Cl2 + NaBr  
10. Acertar os coeficientes das reações a seguir pelo método direto (tentativa): 
a) Cr + O2  Cr2O3 
b) P + O2  P2O5 
c) P2O5 + H2O  H3PO4 
d) BaO + As2O5  Ba3(AsO4)2 
e) Al2(CO3)3  Al2O3 + CO2 
f) Al(OH)3 + H4SiO4  Al4(SiO4)3 + H2O 
g) Cu(OH)2 + H4P2O7  Cu2P2O7 + H2O 
h) Mn3O4 + Al  Al2O3 + Mn 
i) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + P + CO 
j) FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2 
k) K2Cr2O7 + KOH  K2CrO4 + H2O 
l) H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + H2O 
m) CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2 + H2O 
n) Al + HCl → AlCl3 + H2 
o)SO2 + MgO + O2 → MgSO4 
p) N2H4 + O2 → N2 + H2O 
q) Cr2O3 + Al → Al2O3 + Cr 
r) CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2 
s) PBr5 + H2O → H3PO4 + HBr 
t) PCl3 + H2O → H3PO3 + HCl 
u) SO3 + NaOH → Na2SO4 + H2O 
v) ZnS + O2 → ZnO + SO2 
w) (NH4)2SO4 + HCl  NH4Cl + H2SO4 
x) H2CO3 + Al(OH)3  H2O + Al2(CO3)3 
y) Na + Al2S3  Na2S + Al 
z) Pb(NO3)2 → NO2 + PbO + O2 
11. Acertar os coeficientes das reações a seguir pelo método de oxi-redução. 
a) H2S + HNO3  H2SO4 + NO2 + H2O 
b) KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + H2O +Br2 
c) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO 
d) MnO2 + NaI + H2SO4 → Na2SO4 + MnSO4 + H2O + I2 
57 
 
e) Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O 
f) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 
g) Hg + HNO3 → Hg(NO3)2 + H2O + NO 
h) CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + NO + H2O 
i) CrCl3 + H2O2 + NaOH → Na2CrO4 + NaCl + H2O 
j) Co2+ + BrO- + H+ → Co3+ + Br2 + H2O 
k) MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 
l) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O 
m) MnO4
1- + I1- + H1+  Mn 2+ + I2 + H2O 
n) K2Cr2O7 + Na2C2O4 +H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 +Na2SO4 +H2O + CO2 
o) Al + OH-1 + NO3
-1 + H2O → AlO2
-1 + NH3 
p) As2S3 + HNO3 + H2O → H2SO4 + H3AsO4 + NO 
q)Au + H2SO4 → Au2(SO4)3 + H2 
r) Bi+3 + SnO2
-2 + OH-1 → SnO3
-2 + H2O + Bi 
s) Br2 + NaOH → NaBr + NaBrO + H2O 
t) C + HNO3 → CO2 + NO2 + H2O 
u) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + CO + P 
v) Cl2 + C + H2O → CO2 + H
+1 + Cl-1 
w) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O 
x) Cr(OH)3 + IO3
-1 + OH-1 → CrO4
-2 + I-1 + H2O 
y) Fe + H3PO4 → Fe(H2PO4)2 + H2 
z) HBrO3 + SO2 + H2O → Br2 + H2SO4 
12. No estudo da reatividade dos metais, um 
estudante utilizou 4 tubos de ensaio, pregos de 
ferro, limpos e polidos, que foram submetidos a 
diferentes condições, como ilustrado a seguir. 
Após três dias, foram observados os seguintes 
fatos: 
- tubo 1: O prego permaneceu inalterado, mas o zinco interagiu com a água e o ar, formando o 
hidróxido de zinco, branco: 
Zn (s) + H2O (l) + O2 (g)  Zn(OH)2 (aq) 
- tubo 2: O prego permaneceu inalterado, mas o magnésio interagiu com água e o ar, formando 
hidróxido de magnésio, branco: Mg (s) + H2O (l) + O2 (g)  Mg(OH)2 (aq) 
- tubo 3: O cobre não se alterou, mas o ferro interagiu com a água e o ar, formando ferrugem, mais 
rapidamente que o normal. 
- tubo 4: O estanho não se alterou. O ferro interagiu com a água e o ar, formando ferrugem. 
58 
 
Justifique os resultados acima apresentados. 
13. Mergulhando uma placa de cobre dentro de uma solução de nitrato de prata (AgNO3), observa-
se a formação de uma coloração azulada na solução, característica da presença de Cu+2. Sobre 
essa reação, pode-se afirmar corretamente que: 
a) a concentração de íons nitrato diminui durante o processo. 
b) o cobre metálico é oxidado pelos íons prata. 
c) o íon prata cede elétrons à placa de cobre. 
d) o íon prata é o agente redutor. 
e) um íon prata é reduzido para cada átomo de cobre arrancado da placa. 
14. A explicação da utilização de ouro no recobrimento dos contatos eletrônicos das placas dos 
computadores está relacionada com o potencial eletroquímico dos metais. Considerando as semi-
equações abaixo e analisando os potenciais de redução destas, julgue as informações 
apresentadas a seguir indicando verdadeiro (V) ou falso (F) e, corrigindo o que estiver incorreto. 
Al+3 + 3e-  Al Fe+2 + 2e-  Fe Cu+2 + 2e-  Cu Au+3 + 3e-  Au 
( ) O estado de oxidação do cátion Al+3 indica que esse cátion possui três prótons a mais do que 
seu número de elétrons. 
( ) Em um composto covalente, se o número de oxidação de um átomo é positivo, ele indica a 
quantidade de elétrons que esse átomo efetivamente perdeu na ligação química. 
( ) Na reação Al + Au+3  Au + Al+3 , o íon ouro é o agente redutor. 
( ) Fios de cobre são mais facilmente oxidados do que fios de alumínio. 
15. Analise as reações abaixo e indique se as mesmas ocorrem espontaneamente: 
a) 2Al (s) + 3CuSO4 (aq)  
b) 3Ag (s) + FeCl3 (aq)  
c) Cu (s) + NaCl (aq)  
d) Ag (s) + CuSO4 (aq)  
e) Pb (s) + ZnSO4 (aq)  
16. Determine o número de oxidação do enxofre nos seguintes compostos: S, H2S, H2SO3, H2SO4, 
H2SO3, Na2S2O3 e Al2(SO4)3 
17. Observando a equação: 2 Al(s) + 6 HCl (aq)  2 AlCl3(aq) + 3 H2(g), podemos concluir que: 
a) o ácido clorídrico não pode ser guardado em recipiente de alumínio. 
b) nessa reação há formação de duas substâncias sólidas. 
c) o balanceamento da equação está incorreto. 
d) o alumínio, no AlCl3, tem número de oxidação igual a zero. 
e) representa uma reação de dupla troca. 
18. As reações químicas 
I) AgNO3 (aq) + NaCl (aq)  AgCl (s) + NaNO3 (aq) 
II) 2 Mg (s) + O2 (g)  2 MgO (s) 
59 
 
III) C12H22O11 (s)  12 C (s) + 11 H2O (l) 
IV) 2 HCl (aq) + Ba(OH)2 (aq)  BaCl2 (aq) + 2H2O (l) 
Podem ser classificadas, respectivamente, como, 
a) reação de óxido-redução, reação de óxido-redução, reação de decomposição, reação de dupla-
troca. 
b) reação de neutralização, reação de decomposição, reação de síntese, reação de dupla-troca. 
c) reação de dupla troca, reação de óxido-redução, reação de decomposição, reação de óxido-
redução. 
d) reação de dupla-troca, reação de óxido-redução, reação de decomposição, reação de 
neutralização. 
e) reação de neutralização,reação de óxido-redução, reação de óxido-redução, reação de 
neutralização. 
19. Os fogos de artifício propiciam espetáculos em diferentes eventos. Para que esses dispositivos 
funcionem, precisam ter em sua composição uma fonte de oxigênio, como o clorato de potássio 
(KClO3), combustíveis, como o enxofre (S8) e o carbono (C), além de agentes de cor como o SrCl2 
(cor vermelha), o CuCl2 (cor verde esmeralda) e outros. Podem conter também metais pirofóricos 
como o Mg que, durante a combustão (reação com O2), emite intensa luz branca. 
Com base nas afirmações acima, escreva as equações químicas, balanceadas, que representam: 
a) a decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de potássio e oxigênio diatômico. 
b) a combustão do enxofre, formando dióxido de enxofre. 
c) a combustão do magnésio, formando óxido de magnésio. 
20. Considerando as seguintes reações: 
I) 2 Na + Cl2  2 NaCl 
II) 2 Mg + O2  2MgO 
Sobre as equações (I) e (II), é correto afirmar que: 
a) os produtos, em ambas, pertencem à mesma função inorgânica. 
b) os produtos, em ambas, não sofrem dissociação em água. 
c) o cloro, assim como o oxigênio, atua como agente oxidante. 
d) o sódio e o magnésio estão no mesmo grupo da tabela periódica. 
e) nas reações (I) e (II) não há variação de NOX. 
 
 
 
 
 
 
 
60 
 
4. ELETROQUÍMICA 
 
4.1 Conceitos 
A energia química está armazenada nos átomos e nas moléculas e pode ser transformada 
em energia térmica através de reações químicas que liberam energia na forma de calor, como no 
caso da queima de combustíveis fósseis. Pode ainda ser transformada em eletricidade através de 
uma pilha ou bateria. Nesse caso, a produção de eletricidade se dá pela transferência de elétrons 
entre duas espécies químicas. 
A eletroquímica é o campo da química que estuda os processos químicos que envolvem 
transferência de elétrons. Nesses processos, uma reação química pode produzir corrente elétrica 
ou uma corrente elétrica externa pode forçar a ocorrência de uma reação química. Portanto, é o 
estudo das reações químicas nas quais partículas carregadas (íons ou elétrons) atravessam a 
interface entre duas fases da matéria, tipicamente uma fase metálica (o eletrodo) e uma fase 
líquida de solução condutora, ou eletrólito. 
Processos de oxidação e redução estão envolvidos no estudo da eletroquímica, onde as 
reações químicas ocorrem com o envolvimento de transferência de elétrons de um reagente para 
outro. Os dois processos ocorrem simultaneamente e não podem coexistir independentemente. 
A redução ocorre quando um reagente ganha elétrons e vai para um estado de oxidação 
mais negativo. Ignorando as cargas, isto é exemplificado pelo caso geral: 
Aox + ne
-  Ared 
onde, Aox e Ared se referem as formas oxidadas e reduzidas do elemento A, respectivamente. 
Inversamente, durante a oxidação, um reagente perde elétrons e vai para um estado de 
oxidação mais positivo. O caso geral pode ser representado como 
Bred  Box + ne
- 
onde, novamente Box e Bred se referem às formas oxidadas e reduzidas do elemento B, 
respectivamente. 
Cada expressão geral acima é denominada uma meia reação ou meia célula, lembrando 
que nenhum dos processos pode ocorrer independentemente. 
Redução e oxidação ocorrem concomitantemente, e duas meias reações se combinam para 
originar uma oxi-redução. Para o caso geral, a oxi-redução é dada como: 
Meia reação de redução: Aox + ne
-  Ared 
Meia reação de oxidação: Bred  Box + ne
- 
Reação de oxi-redução global: Aox + Bred  Ared + Box 
Devido a maior ou menor predisposição dos metais de cederem ou receberem elétrons, foi 
estabelecida uma série de reatividade química dos metais ou série das tensões eletrolíticas, figura 
15. 
61 
 
 
Figura 15: série de reatividade: tendência a oxidação ou redução. 
 
Dessa forma, metais como ouro (Au), prata (Ag) e platina (Pt) possuem maior tendência a 
sofrer redução do que metais como lítio (Li), sódio (Na) e magnésio (Mg), por exemplo, que por sua 
vez, possuem maior tendência a sofrer oxidação. 
 
4.2 Potencial de eletrodo 
Todas as meias reações podem ser expressas em termos de redução ou oxidação. Por 
exemplo, para o Fe+2 pode-se ter as meias reações: 
Redução: Fe2+ + 2e-  Fe0 
Oxidação: Fe0  Fe2+ + 2e- 
Um eletrodo consiste de um metal condutor em contato com uma solução de seus íons 
(eletrólito). Observa-se que há duas fases distintas em interação, isto é, a fase sólida: metal; fase 
líquida: solução contendo um íon. Por exemplo: metal ferro (Fe0(s) em solução de Fe
2+ proveniente 
de um sal como FeSO4. Para o qual as possíveis meias reações são dadas acima. Como 
alternativa, um eletrodo pode ser um metal inerte, tal como platina, em contato com uma solução 
contendo uma reação de oxi-redução. De modo semelhante, nesta situação, também há dois 
estados físicos em contato: 
Exemplo: Pt0(s)/Fe3+, Fe2+ 
Substâncias diferentes variam em suas tendências de realizarem redução ou oxidação. O 
potencial é uma medida da capacidade do reagente (no estado sólido ou líquido) em ser reduzido 
ou oxidado. 
Considere a situação em que uma lâmina de um metal é imersa em água dentro de um 
frasco (figura 16). Certo número de átomos da superfície do metal passa para a água sob a forma 
iônica. Isso acontece porque o potencial químico da fase sólida (metal) não está em equilíbrio com 
o potencial químico da fase líquida (água). Como esse sistema não está em equilíbrio, há 
passagem de matéria da fase de maior potencial para a de menor potencial, até que o equilíbrio 
seja atingido. Por outro lado, como as partículas que se movimentam em direção à água são 
dotadas de carga elétrica (íons) aparece um efeito elétrico na interface e provoca o aparecimento 
de um potencial elétrico entre as duas fases. 
 
62 
 
 
Figura 16: lâmina metálica dentro d’água. 
 
Se a lâmina metálica for mergulhada em uma solução aquosa de um sal de seu cátion (figura 17), a 
essa tendência dos átomos metálicos passarem para a fase líquida (pressão de dissolução) existirá 
outra pressão contrária provocada pelos cátions preexistentes na solução que, de acordo com o 
seu valor, poderão forçar a deposição de cátions sobre a lâmina metálica, invertendo o sentido do 
equilíbrio acima citado. 
 
Figura 17: lâmina metálica dentro de uma solução de um sal. 
 
O aparecimento dessa diferença de potencial no eletrodo, chamada de potencial de eletrodo 
absoluto, caracteriza-se por uma relativa reversibilidade, que é reflexo do equilíbrio que 
instantaneamente se estabelece quando a lâmina metálica é mergulhada em água ou na solução 
do seu sal. 
Devido ao fato dos potenciais desses eletrodos poderem variar de maneira reversível, 
variando-se a concentração do íon metálico, foram designados como potencial de eletrodo 
reversível. O potencial de uma única meia reação (isto é, um único eletrodo), embora exista, não 
pode ser medido diretamente porque não há um meio de colocar um equipamento de medida 
elétrica entre estas duas fases, solução-metal, e medir a passagem de elétrons de uma fase para 
outra ou vice-versa. Ao invés disto a diferença de potencial entre duas meias reações (isto é, dois 
eletrodos) é possível ser determinada. 
Potenciais de eletrodo são medidos em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio (SHE) 
também conhecido como o eletrodo normal de hidrogênio (NHE), que consiste de um fio de platina 
em uma solução iônica de hidrogênio de atividade unitária sobre a qual é borbulhada gás 
hidrogênio a 1 atm de pressão. Isto é representado como: 
Pt0(s)/H2 (f = 1 atm, gás), H
+ (a = 1, aquosa) 
A meia reação que ocorre: 2 H+ + 2e-  H2(g) que é arbitrariamente assinalada um potencialde 
0,000 V. O SHE é impraticável para uso em águas naturais, e consequentemente outros eletrodos 
63 
 
de referência são usados (eletrodo de prata-cloreto de prata e eletrodo de calomelano). Para 
propósitos comparativos todas as meias reações são escritas como redução. 
A diferença de potencial entre o SHE e qualquer meia reação de redução (para a qual todos 
os íons em solução existem com atividade unitária) é denominada de potencial de eletrodo padrão 
(E0). Também pode ser denominado de potencial de redução padrão devido à convenção adotada 
universalmente em escrever meias reações como processo de redução, tabela 5. 
A seguinte convenção de sinal é adotada: 
i) Eo positivo indica que a forma oxidada é um melhor agente oxidante que o H+ 
ii) Eo negativo indica que a forma oxidada é um pior agente oxidante que o H+ 
 
Tabela 5. Potencial de eletrodo padrão para alguns elementos 
 
 
Assim, um constituinte com um elevado E0 (+) será um forte oxidante (exemplo: O2, E
0= 
1,230 V) enquanto que um constituinte com um baixo E0 (–) será um forte redutor (exemplo: Fe2+, 
E0 = -0,440 V). Combinando as meias reações, um oxidante reagirá com um redutor cujo E0 é 
menor. Isto significa que a meia reação com o E0 maior é escrita como uma redução, e, a outra 
meia reação é inversa, escrita como uma oxidação (para a qual os potenciais de eletrodo medidos 
em volts também devem ser inversos). Então o potencial do eletrodo padrão para uma oxi-redução 
pode ser calculado. Isto pode ser exemplificado usando o sistema O2/Fe
2+, cujas meias reações 
são: 
64 
 
O2 + 4 H
+ + 4 e-  2 H2O E
0 = 1,230 V 
Fe2+ + 2 e-  Fe0 E0 = - 0,440 V 
O oxigênio será reduzido e ferro elementar será oxidado. Portanto, a meia reação do ferro é 
escrita na forma de oxidação e multiplicada por um fator de 2 a fim de acertar os elétrons para o 
processo duplo, verificando que o E0 é independente da estequiometria da reação. 
Portanto tem-se: 
O2 + 4 H
+ + 4 e-  2 H2O E
0 = 1,230 V 
2 Fe0  2 Fe2+ + 4 e- E0 = 0,440 V 
O2 + 4 H
+ + 2 Fe0  2 H2O + 2 Fe
2+ E0 = 1,670 V 
O potencial final da reação de oxi-redução do exemplo acima será de 1,670 V. 
Este potencial é denominado de potencial da célula, porque duas meias células ou meias 
reações ou eletrodos formam uma célula ou reação de oxi-redução. 
 
4.3 Equação de Nernst 
A diferença de potencial entre os eletrodos de uma célula mede a tendência da célula em 
realizar uma reação química, isto é, quanto mais positivo for o seu valor maior será a tendência da 
reação a se deslocar para a direita, em direção aos produtos. 
O potencial padrão de um eletrodo (E0) é o potencial que é estabelecido quando todos os 
constituintes existem em seus estados padrões (isto é, atividade unitária para todas as espécies 
dissolvidas). O potencial do eletrodo será, portanto diferente quando os constituintes da oxi-
redução (redox) não estão em seus estados padrões. 
Nernst foi o primeiro pesquisador a estabelecer uma teoria para explicar o aparecimento da 
diferença de potencial nos eletrodos. Através de raciocínios termodinâmicos, Nernst deduziu uma 
equação que permite calcular a diferença de potencial existente entre um metal e uma solução 
aquosa de um de seus sais, isto é, o potencial E do eletrodo. 
A equação de Nernst, apresentada abaixo, é usada para calcular o potencial de eletrodo 
para atividades diferentes das condições padrões das espécies redox. Para a meia reação: 
Aox + ne
-  Ared 
A equação de Nernst é: 
 
onde: 
E = potencial (em volts) de eletrodo contra SHE; 
Eo = potencial padrão do eletrodo (obtido em tabelas); 
R = constante universal dos gases (8,3145 Joules/(K mol); 
65 
 
T = temperatura absoluta em Kelvin; 
n = número de elétrons envolvidos na estequiometria da reação; 
F = constante de Faraday (96.485,309 Coulombs); 
a = atividade (ou concentração) das espécies consideradas. 
 
A 25ºC, substituindo as várias constantes numéricas e transformando o logaritmo neperiano 
em decimal resulta na seguinte equação: 
 
Em unidades de concentração tem-se: 
 
A equação de Nernst relaciona o potencial reversível real de um eletrodo, E, com o 
potencial reversível padrão, Eo, do mesmo eletrodo. Pode ser utilizada para calcular tanto o 
potencial de eletrodos individuais como a diferença de potencial em uma célula (ou pilha). Em 
geral, é mais conveniente aplicar a equação de Nernst para um eletrodo de cada vez. 
 
4.4 Células galvânicas e eletrolíticas 
O estudo das reações de oxidação-redução resultou em diversas aplicações tecnológicas 
úteis no cotidiano, como por exemplo: redução de minérios para a produção de metais; a 
prevenção da corrosão de metais e ligas metálicas; o estudo e intervenção nos fenômenos 
bioquímicos de oxi-redução, além da criação das pilhas e baterias. 
Há duas classificações de células eletroquímicas: galvânica (pilhas e baterias) e eletrolítica. 
Assim, as células galvânicas ou voltaicas (figura 18) são formadas por dois eletrodos imersos em 
uma mesma solução eletrolítica ou em soluções eletrolíticas diferentes que, em virtude das reações 
químicas que ocorrem em suas interfaces geram corrente elétrica espontaneamente. Esse é o caso 
das pilhas e baterias. 
 
Figura 18. Representação esquemática de uma célula galvânica 
66 
 
Quando é necessário fornecer corrente elétrica a fim de que reações químicas ocorram ao 
nível dos eletrodos, o sistema é chamado de célula eletrolítica. Uma célula eletrolítica (figura 19) é 
uma célula galvânica na qual um potencial de uma fonte externa (bateria ou gerador) é aplicado 
através dos eletrodos para opor qualquer corrente que poderia fluir entre os eletrodos. Energia 
elétrica é consumida em vez de ser produzida. Os processos nos eletrodos não são espontâneos e 
são opostos àqueles observados na célula galvânica. Esse tipo de célula é responsável, por 
exemplo, pelas reações de eletrólise. 
 
Figura 19. Representação esquemática de uma célula eletrolítica. 
 
Independente do tipo de célula, os eletrodos são designados tanto como cátodo ou ânodo 
de acordo com o processo que ocorre no eletrodo e não da carga que ele apresenta. Um cátodo é 
um eletrodo no qual ocorre a redução. Em uma célula galvânica o cátodo é positivamente 
carregado e atrai ânions que estão em solução. Em uma célula eletrolítica o cátodo é 
negativamente carregado e cátions são reduzidos na superfície do eletrodo. Um ânodo é um 
eletrodo no qual ocorre uma oxidação. Ele é carregado negativamente nas células galvânicas e 
cátions em solução são a eles atraídos. Inversamente, nas células eletrolíticas o ânodo é 
positivamente carregado e ânions são oxidados. 
Uma célula eletroquímica pode ser representada por uma notação: 
M1/M1
n1+ (a1) // M2
n2+ (a2)/M2 
onde: 
M1 é a forma reduzida da espécia M1 
M1
n1+ é a forma oxidada da espécia M1 
(a1) é a atividade de M1
n1+ 
M2
n2+ é a forma oxidada da espécia M2 
(a2) é a atividade de M2
n2+ 
M2 é a forma reduzida da espécia M2 
 
67 
 
Tal notação indica uma célula formada por 2 eletrodos diferentes imersos em soluções de 
seus respectivos sais. 
Exemplo: Pilha de Daniel: Zn(s)/Zn2+(aq) || Cu2+(aq)/Cu(s) 
Neste esquema os eletrodos estão separados por dois traços (II) que representam a ponte 
salina. Convencionalmente, o eletrodo da esquerda representa o ânodo e o eletrodo da direita 
representa o cátodo. As barras (/) representam a interface metal / solução de cada eletrodo. 
 
4.4.1 Pilhas 
As reações de oxi-redução geram um fluxo ordenado de elétrons entre as espécies 
químicas participantes e, portanto, uma corrente elétrica. O estudo das reações de oxi-redução 
permitiua construção de artefatos capazes de aproveitar a corrente elétrica gerada por essas 
reações para alimentar circuitos externos, as pilhas e baterias. 
As pilhas são mini-usinas portáteis que transformam energia química em energia elétrica e 
permitem o funcionamento de uma série de equipamentos indispensáveis. As baterias nada mais 
são que um conjunto de pilhas ligadas em série ou em paralelo a fim de aumentar a tensão 
fornecida. 
A primeira pilha foi criada por Alessandro Volta, em 1800. Volta empilhou alternadamente 
discos de zinco e cobre (daí o nome pilha), separando-os com pedaços de tecido encharcados com 
solução salina (figura 20). Os discos foram chamados de eletrodos, pois geravam uma pequena 
corrente elétrica quando ligados por um fio condutor colocado na extremidade da pilha. 
 
 
Figura 20: Pilha de Volta 
 
Em 1836, John Frederick Daniell construiu um dispositivo que permitia aproveitar a corrente 
elétrica gerada entre seus eletrodos para alimentar circuitos externos. A pilha de Daniell (figura 21) 
é constituída de dois eletrodos, zinco e cobre, dispostos em compartimentos separados, mas 
unidos por uma ponte salina cuja função é proporcionar movimentação de íons entre os eletrodos, 
garantindo o equilíbrio de cargas iônicas nas soluções e a geração de corrente elétrica. Cada 
eletrodo é formado por uma placa de metal imersa em uma solução de seus íons. Quando as 
68 
 
placas metálicas são unidas por um fio condutor, uma reação de oxi-redução acontece, gerando 
corrente elétrica. 
 
Figura 21: Pilha de Daniell (Fonte: BROWN et al. 2005). 
 
A pilha de Daniell gera corrente elétrica através de uma reação de oxi-redução, onde o Zn0 
se oxida fornecendo elétrons para que o Cu2+ se reduza, conforme as semi-reações: 
Zn0(s)  Zn2+(aq) + 2e
- 
Cu2+ (aq) + 2e
-  Cu0(s) 
Esse processo tem por equação global: 
Zn0(s) +Cu
2+ (aq)  Zn
2+
(aq) + Cu
0
(s) 
O equilíbrio de cargas iônicas é proporcionado pela ponte salina, garantindo o 
funcionamento da pilha que gera uma tensão de 1,5 V. A oxidação do zinco provoca o aumento da 
concentração de Zn2+ na solução e no outro eletrodo, a redução do cobre diminui a concentração 
dos íons Cu2+ em solução. Esse desequilíbrio de cargas iônicas nas soluções eletrolíticas tende a 
cessar as reações de oxi-redução que geram a corrente elétrica. A ponte salina atua para 
estabelecer um equilíbrio de íons nessas soluções, neutralizando as cargas iônicas em excesso e 
garantindo a ocorrência das reações e a geração da corrente elétrica. 
A ponte salina consiste em um tubo em forma de U preenchido com uma solução de um 
eletrólito forte, geralmente o KCl. Esse eletrólito torna possível a movimentação iônica de um 
eletrodo para o outro, conforme mostra a figura 22, garantindo a eletroneutralidade das soluções e 
a ocorrência das reações de oxi-redução para geração de corrente elétrica. 
69 
 
 
Figura 22: Migração de íons através da ponte salina 
 
Na pilha de zinco e cobre, onde se utiliza KCl na ponte salina, os íons Zn2+ e K+ tendem a 
migrar em direção ao eletrodo de cobre para neutralizar o excesso de cargas negativas (íons 
SO4
2-). Da mesma forma, os íons SO4
2- e Cl- tendem a migrar em direção ao eletrodo de zinco para 
neutralizar o excesso de cargas positivas. 
A diferença de potencial (ΔE°) entre os dois eletrodos de uma pilha mede a tendência de 
ocorrência da reação de oxi-redução. O ΔE° encontrado para a pilha entre Zn/Cu2+ expressa um 
valor positivo, o que indica que essa reação acontece espontaneamente. 
O estudo contínuo das células eletroquímicas permitiu o desenvolvimento de novas 
tecnologias e a construção das pilhas e baterias. Dentre as pilhas comerciais mais utilizadas 
atualmente estão as pilhas comuns, também chamadas pilhas de Leclanché ou pilhas secas, e as 
pilhas alcalinas. A pilha seca ou comum é formada por um cilindro de zinco metálico envolto 
internamente por um separador de papel. Dentro deste separador está um bastão de grafite 
coberto por uma camada de dióxido de manganês, envolto por uma pasta úmida de cloreto de 
zinco e cloreto de amônio (figura 23). 
 
Figura 23: Esquema da estrutura e composição de uma pilha comum. 
As reações que ocorrem nos pólos deste tipo de pilha são: 
Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2e
- 
70 
 
2MnO2 + 2NH4
+ + 2e-  Mn2O3 + H2O + 2NH3 
A pilha alcalina (figura 24) diferencia-se das pilhas comuns pela mistura eletrolítica. Sua 
pasta eletrolítica é composta de hidróxido de potássio ou sódio ao invés de cloreto de amônio. A 
reação de oxi-redução global para a pilha alcalina é: 
Zn (s) + 2 MnO2 (s) + 2 H2O (l)  Zn(OH)2 (s) + 2 MnO(OH) (s) 
As pilhas alcalinas duram cerca de cinco vezes mais que as pilhas comuns. Uma soma de 
fatores explica essa maior durabilidade: sua reação de oxi-redução não gera o gás amônia (NH3); o 
hidróxido de potássio (KOH) tem maior condutividade elétrica que o cloreto de amônio (NH4Cl); o 
eletrodo de zinco sofre desgaste mais lento em meio básico. 
 
Figura 24: Pilha alcalina 
 
4.4.2 Eletrólise 
Eletrólise é a parte da eletroquímica que estuda a transformação de energia elétrica em 
energia química. Em geral se observa que, quando se faz passar corrente elétrica por um eletrólito, 
ocorrem reações químicas, por efeito das quais se tem depósito ou liberação de alguma substância 
no cátodo e de alguma outra substância no ânodo. A eletrólise é um processo não espontâneo, 
onde ocorre a descarga de íons. Na descarga de íons os cátions irão receber elétrons, sofrendo 
redução; enquanto que os ânions irão ceder elétrons, sofrendo oxidação, caracterizando a 
eletrólise como uma reação de oxi-redução. 
Exemplos de descargas: 
 Descarga de cátions: 
Na+ + 1 e-  Na 
Al3+ + 3e-  Al 
 Descarga de ânions: 
2 Cl-  Cl2 + 2e
- 
2 OH-  O2 + H2O + 2e
- 
Para que um sistema sofra eletrólise é necessária a presença de íons livres, os quais serão 
descarregados durante o processo. Esses íons podem ser obtidos pela fusão de substâncias 
iônicas ou pela dissociação ou ionização de substâncias em meio aquoso. Assim, pode-se 
classificar a eletrólise em ígnea (ausência de água) e em meio aquoso. A eletrólise ígnea é a 
71 
 
eletrólise feita em ausência de água com compostos iônicos fundidos. A eletrólise ígnea é, por 
exemplo, como se obtém alumínio a partir da bauxita (minério de alumínio). 
Para realizar-se a eletrólise é necessária uma fonte de corrente contínua, uma cuba 
eletrolítica onde se encontra o sistema que sofrerá a eletrólise e eletrodos inertes que podem ser 
fios de platina ou barras de carbono grafite. 
Exemplo: eletrólise ígnea do NaCl 
NaCl(s)  NaCl (l) 
O NaCl fundido apresenta os seguintes íons: 
NaCl(l)  Na
+
(l) + Cl
-
(l) 
Quando a corrente começar a atravessar o sistema, conforme mostrado na figura 25, iniciam-se as 
reações de oxi-redução não espontâneas. 
 
Figura 25: Eletrólise ígnea (Fonte: BROWN et al. 2005). 
 
Reação catódica (redução): 2 Na+ (l) + 2e
-  2 Na (l) 
Reação anódica (oxidação): 2 Cl- (l)  2e
- + Cl2 (g) 
O ânion migra para o ânodo e o cátion migra para o cátodo. A equação global da eletrólise é a 
soma das equações de cada etapa: 
Dissociação: 2 NaCl (l)  2 Na
+ 
(l) + 2 Cl
- (l) 
Reação catódica: 2 Na+ (l) + 2e
-  2 Na (l) 
Reação anódica: 2 Cl- (l)  2e
- + Cl2 (g) 
Reação global da eletrólise: 2 NaCl (l)  2 Na (l) + Cl2 (g) 
 
O que muda na eletrólise em meio aquoso é que a água participa do processo, portanto, a 
reação é um pouco mais complexa. É preciso conhecer a ordem de descarga dos íons frente à 
água, já que essa interfere na descarga. Essa ordem é mostrada na figura 26. No pólo positivo72 
 
descarrega em primeiro lugar o ânion de oxidação mais fácil; no pólo negativo o cátion de redução 
mais fácil. 
 
Figura 26: Ordem de descarga de cátions e ânions 
 
Como exemplo vamos montar a, conforme ilustrado na figura 25. 
 
Exemplo: eletrólise de NaCl em meio aquoso (figura 27). 
 
 
Figura 27: Eletrólise de NaCl em meio aquoso 
 
Para montar as equações da eletrólise é importante identificar os íons presentes no sistema, 
bem como as moléculas de água que estão presentes (a água ioniza muito pouco em H+ e OH-). 
No exemplo as espécies presentes na cuba são: NaCl que em meio aquoso dissocia em Na+ e Cl- e 
as moléculas de água que ionizam parcialmente em H+ e OH-. Quando liga-se a fonte inicia-se uma 
reação de oxi-redução não espontânea, onde os íons ou as moléculas de água serão 
descarregados nos respectivos pólos. No caso da solução contendo NaCl, serão descarregados 
primeiramente o Cl- no ânodo e H2O (H
+) no cátodo e as reações são: 
 
Dissociação: 2 NaCl (aq)  2 Na
+ 
(aq) + 2 Cl
- (aq) 
Água: 2 H2O (l) 2 H2O (l) 
Reação catódica: 2 H2O (l) + 2 e
- H2 (g) + 2 OH
- 
(aq) 
Reação anódica: 2 Cl- (aq)  2e
- + Cl2 (g) 
Reação global da eletrólise: 2 NaCl (aq) + 2 H2O (l)  Cl2 (g) + H2 (g) + 2 Na
+ 
(aq) + 2 OH
- 
(aq) 
H2O 
H2O 
73 
 
Pela análise das reações acima observa-se a formação de gás cloro no ânodo e de gás 
hidrogênio no cátodo, restando na cuba Na+ e OH- (hidróxido de sódio). 
Outro exemplo é a eletrólise de uma solução de ácido sulfúrico. Ao dissolver em água 
algumas gotas do ácido e introduzir na solução dois eletrodos, ligados aos pólos de um gerador G, 
podemos observar a eletrólise. Quando inicia-se a passagem da corrente, observa-se que na 
superfície dos eletrodos começam a desenvolver-se pequenas bolhas gasosas, que vão crescendo, 
e ao atingirem dimensões suficientes escapam pela superfície da solução. Emborcando sobre os 
eletrodos duas provetas, pode-se recolher os gases, conforme indica a figura 28. Além disso, 
constata-se que as quantidades desses gases são de dois volumes de hidrogênio para um volume 
de oxigênio. Essa é a mesma relação que esses gases guardam na composição da água. Concluí-
se que a passagem da corrente elétrica pela solução produziu a decomposição da água em seus 
componentes. 
 
 
Figura 28: Eletrólise da água em presença de ácido sulfúrico 
 
Na eletrólise da solução de ácido sulfúrico em água tem-se os seguintes íons: 
H2O  H
+ + OH- 
H2SO4  2 H
+ + SO4
2- 
No pólo negativo pode haver a descarga de H+ e no pólo negativo a competição entre SO4
2- e OH- 
será vencida por OH-. Assim, as equações parciais serão: 
2 H2O 2 H
+ + 2 OH- 
No ânodo onde ocorre a oxidação: 2 OH- + H2O O2 + 2e
- 
No cátodo onde ocorre redução: 2e- + 2H+ H2 
A reação global será: H2O  H2 + O2 
 
 
 
74 
 
 
 
4.4.2.1 Leis de Faraday 
Em 1832, Faraday enunciou duas leis de importância fundamental sobre a relação que 
existe entre a quantidade de eletricidade que passa através de uma solução e a quantidade de 
matéria gerada nos eletrodos. 
O produto Nxe é o produto do número de Avogadro pela carga elétrica do elétron. Como o 
número de Avogadro é um número puro (não tem unidades), esse produto representa uma carga 
elétrica (é avaliado na mesma unidade da carga do elétron (e) em coulombs). Atualmente, os 
valores admitidos para N e e são: 
N= 6,0251 x 1023 
e= 1,60199 x 10-19 Então: Nxe= 96.522 coulombs 
Essa carga elétrica não depende, portanto, do elemento particular que está sendo 
considerado na eletrólise, isto é, ela não depende do ácido, base ou sal do qual esta se fazendo a 
eletrólise. É, portanto, uma constante universal e costuma-se representá-la pela letra F, designada 
Faraday. Portanto, um Faraday é a carga elétrica igual a 96.522 coulombs. 
 
Primeira Lei de Faraday 
A massa (m) de determinada substância, formada ou transformada pela eletrólise, é 
diretamente proporcional à carga elétrica, Q, que atravessa o sistema de um eletrodo a outro. Ou 
seja, é proporcional à quantidade de eletricidade que passa através do eletrólito. Por exemplo, se 
1mol de elétrons (6,02x1023 elétrons) depositam 107,88g de prata (1mol), 2 mol de elétrons 
(2x6,02x1023 elétrons) depositarão 2x107,88g de prata (2 mol). Essa lei pode ser escrita como: 
m = k’Q 
k’ é uma constante de proporcionalidade. 
Mas das leis físicas sabemos que: Q = it, onde: 
i é a corrente elétrica em ampères e t é o tempo da passagem da corrente elétrica em 
segundos. Deste modo, pode-se escrever: m = k’it 
 
Segunda Lei de Faraday 
A massa (m) de determinada substância formada ou transformada por eletrólise, na 
passagem de uma carga elétrica, Q, entre os eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-
grama, E, dessa substância: m = k”E, onde k” é uma constante de proporcionalidade. 
Se uma dada quantidade de eletricidade provoca a formação de 22,99g (1 equivalente) de 
sódio metálico (Na) na eletrólise do NaCl fundido, esta mesma quantidade de eletricidade 
provocará a formação de 63,54/2=31,77g (1 equivalente) de cobre metálico (Cu) a partir de uma 
75 
 
solução que contenha íons Cu2+; ou, 26,98/3=8,99g (1 equivalente) de alumínio metálico (Al) a 
partir de uma massa fundida de Al2O3 contendo íons Al
3+. 
 
Equação geral da eletrólise 
Empregando as duas leis e calculando a constante, obtemos a lei geral da eletrólise. 
m = QE 
 96500 
Com relação às unidades, costuma-se avaliar F em coulombs, então a carga elétrica Q deve 
também ser avaliada em coulombs e, portanto, a corrente i, em ampères. A massa m deve ser 
avaliada na mesma unidade que E (em geral gramas). 
 
Ex.:Calcular a massa de níquel depositado numa eletrólise realizada durante 10 minutos, por uma 
corrente de 9,65 ampéres, usando uma solução aquosa de NiSO4. 
 
 
 
 
 
4.4.2.2 Aplicações da eletrólise 
As aplicações da eletrólise na indústria são muito numerosas e importantes. Quase todas as 
aplicações industriais da eletrólise se baseiam no seguinte fato: quando faz-se eletrólise de um sal 
de certo metal e esse metal se deposita sempre no cátodo. 
 
a) Galvanoplastia 
É muito comum recobrir-se um objeto de metal barato com uma camada fina de um metal 
de maior valor. É o caso dos objetos dourados, prateados, niquelados, cromados, etc. Essa 
operação é feita por eletrólise e é chamada galvanoplastia. Para se depositar um metal sobre um 
objeto faz-se o seguinte: prepara-se uma solução de um sal desse metal. O sal se dissocia em um 
radical ácido mais um íon metálico. Usa-se como anodo uma barra desse metal, e como cátodo o 
próprio objeto sobre o qual o metal deve ser depositado. O anodo é ligado ao polo positivo de um 
gerador (5 ou 6 Volts), e o objeto é ligado ao polo negativo. Quando passa corrente, o íon metálico, 
que é positivo, se dirige para o cátodo, que é o próprio objeto a ser coberto, e se deposita nesse. O 
íon ácido, que é negativo, se dirige para o anodo reagindo com o metal e formando novamente o 
sal. 
Exemplo: Suponha que deseja-se pratear uma colher. Usa-se a própria colher como cátodo, e 
como anodo, uma barra de prata. O eletrólito pode ser uma solução de nitrato de prata. Quando 
passa corrente, o íon Ag+ se desloca para o cátodo e se deposita sobre a colher. O íon NO3
- se 
76 
 
desloca para o ânodo, reage com a prata e forma novamente o nitrato de prata. Essa 
movimentação dos íons está representada na figura 29. 
 
Figura 29: Eletrólise do AgNO3 
 
b) Refino do cobre 
O cobre que provem das fundições possui de 1% a 5% de impurezas, e por causa disso não 
podeser usado para certas finalidades, como por exemplo, fios condutores de eletricidade. Ele é 
então purificado por eletrólise, atingindo um grau de pureza de 99,95%. Purificado é conhecido no 
comércio como cobre eletrolítico. Para o refino faz-se uma solução de sulfato de cobre que se 
dissocia: CuSO4  Cu
2+ + SO4
2- 
O cobre impuro é usado como ânodo. O cátodo é uma lâmina fina de cobre já puro (figura 
30). Quando passa corrente, o cátion Cu2+ se deposita sobre o cátodo, que vai então se 
avolumando. O íon SO4
2- reage com o cobre do ânodo, formando novamente sulfato de cobre, que 
se dissocia, e o processo continua. O cátodo ficará sendo então cobre puro. 
 
 
Figura 30: Obtenção de cobre com alto grau de pureza 
 
c) Extração industrial do alumínio 
O processo de obtenção do alumínio consiste na fundição de um minério de alumínio 
chamado criolita, à temperatura de 900ºC. Depois se dissolve na criolita o óxido de alumínio 
77 
 
(Al2O3), chamado alumina. O eletrólito é, então, constituído pelo óxido de alumínio dissolvido em 
criolita fundida. O ânodo é formado por barras de grafita (carbono) submergidas na mistura fundida. 
O cátodo é uma caixa de ferro coberta de grafita e faz-se passar pela solução uma corrente 
(aprox.. 10.000 ampères) sob diferença de potencial de 5,5 volts. O óxido de alumínio é dissolvido 
no banho de criolita fundida, e a corrente o separa nos seus constituintes: alumínio e oxigênio. 
Cátodo: Al+3 + 3 e-  Al0 
Ânodo: 2 O2-  O2 + 4 e
- 
 
O alumínio líquido forma-se no cátodo e no ânodo de grafita se forma o gás oxigênio e 
forma o dióxido de carbono (CO2). Assim, posteriormente, novos ânodos serão dispostos na célula, 
conforme mostra a figura 31. 
 
Figura 31: Processo de obtenção do alumínio 
 
Este processo de obtenção do alumínio foi inventado em 1886 e para se ter uma ideia da 
repercussão econômica que essa técnica teve, basta dizer que antes daquela data o alumínio 
custava cerca de vinte vezes mais do que custa atualmente. O óxido de alumínio necessário para 
este processo é encontrado em grande grau de pureza num mineral de alumínio chamado bauxita.. 
 
Exercícios: 
1. Três barras de Pt, Cu e Mg estão mergulhadas, separadamente, em iguais soluções aquosas de 
sulfato de níquel. 
a) em qual das barras haverá deposição metálica? 
b) Qual a equação química correspondente a esta deposição? 
c) Quem é o redutor e quem é o oxidante? 
78 
 
2. Um fio de cobre é mergulhado em uma solução de nitrato de prata, e, a partir daí, observa-se o 
aparecimento de uma substância aderida em sua superfície. Qual o metal que se depositou no fio? 
Escreva a equação correspondente. Qual é o redutor? Qual é o oxidante? 
3. Em qual das soluções aquosas seguintes um prego de ferro não sofre deposição metálica? 
a) nitrato de prata b) sulfato de cobre c) sulfato de zinco d) nitrato de chumbo II 
4. Deseja-se recolher níquel metálico de uma solução aquosa contendo cátions Ni+2. Quais dos 
seguintes metais podem ser utilizados para essa finalidade? 
a) Pb b) Cu c) Fe d) Ag e) Al 
5. Para se armazenar uma solução de sulfato de níquel, quais dos metais a seguir seriam os mais 
indicados? Por quê? 
a) Zn b) Fe c) Pb d) Al e) Cu 
6. Seria aconselhável usar um recipiente de Fe para armazenar solução de sulfato de cobre II? Por 
quê? 
7. Uma solução contém íons Mn+2 e outra, íons Sn+2. Mergulha-se em cada uma delas uma placa 
de um mesmo metal e observa-se que ocorre uma deposição metálica na segunda, mas não na 
primeira solução. Esse fato mostra que a placa pode ser: 
a) Ag b) Cu c) Al d) Fe 
8. O que aconteceria na pilha de Daniell se a barra de Zn fosse mergulhada em uma solução de 
CuSO4? 
9. Seria possível construir uma pilha com Mg mergulhado em uma solução de sulfato de zinco e Pb 
mergulhado em solução de sulfato de chumbo II? Por quê? 
10. Nas pilhas formadas pelos seguintes pares, qual metal fornece e qual metal recebe elétrons? 
a) Ni e Pb b) Zn e Ni c) Zn e Al 
11. Nas pilhas formadas pelos seguintes pares de metais, qual terá a sua massa diminuída? 
a) Mg e Zn b) Ni e Al c) Pb e Sn 
12. Uma pilha é constituída pelos metais Ag e Ni mergulhados em solução de seus respectivos 
cátions. Qual metal tem sua massa diminuida e qual tem sua massa aumentada? Qual dos cátions 
tem sua concentração aumentada e qual tem sua concentração diminuida? Indique as equações da 
oxidação, da redução e a equação global da pilha. Indique o oxidante e o redutor. 
13. A figura abaixo representa uma pilha após algum 
tempo de funcionamento: Responda: 
a) Qual dos metais tem maior tendencia em perder 
elétrons? 
b) Qual é a direção dos elétrons no fio? 
c) Qual a equação da reação global da pilha? 
d) Qual é o redutor e qual é o oxidante? 
e) Qual se oxida e qual se reduz? 
79 
 
14. Considere uma pilha formada pelos metais Mg e Zn. Após um certo tempo de funcionamento, 
observa-se que o Mg sofreu uma diminuição de massa e o Zn, um aumento. 
a) Escreva a equação que representa a diminuição e o aumento de massa de cada metal. 
b) quem é o oxidante e quem é o redutor? 
15. Em uma pilha constituida por Zn e Ni, qual será o sentido do fluxo de e- no fio que une os dois 
metais? 
16. Escreva a equação de oxidação e redução da pilha formada pelos metais Mg e Al. Escreva, 
também a equação global da pilha. 
17. Uma ponte salina contém KCl e é utilizada em uma pilha formada pelos metais Mg e Cu, 
mergulhados em soluções de seus respectivos sulfatos. Responda: 
a) Qual é a função da ponte salina? 
b) Como ocorre a neutralização do excesso de cargas elétricas nas soluções contendo Mg e Cu? 
18. Monta-se uma pilha com os metais Al e Ni em soluções de seus sulfatos. A ponte salina 
utilizada contém sulfato de sódio. Responda: 
a) Caso não houvesse a ponte salina, quais íons tenderiam a ficar em excesso em cada solução? 
b) Quais íons da ponte salina neutralizam tal excesso? 
19. Dadas as pilhas abaixo, quais são as reações que ocorrem no ânodo e no cátodo de cada uma 
delas? a) Mg/Mg+2(aq) // Sn
+2
(aq)/Sn b) Ni/Ni
+2
(aq) // Pb
+2
(aq)/ Pb 
20. Represente as pilhas correspondentes às seguintes reações globais: 
a) Pb + 2Ag+  Pb+2 + 2Ag b) 3Sn+2 + 2Al  3Sn + 2Al+3 
21. Identifique o pólo positivo e negativo para as pilhas representadas pelas equações globais: 
a) Mg + Pb+2  Mg+2 + Pb b) Fe+2 + Zn  Fe + Zn+2 
22. E possível construir uma pilha tendo como cátodo o Zn e como ânodo o Pb? 
23. Escreva as equações envolvidas (semi-reações e reação global) na eletrólise ígnea das 
seguintes substâncias: a) CaBr2 b) AlCl3 c) KI d) FeCl3 
24. Na eletrólise de uma solução aquosa de NaCl, a solução: 
a) torna-se ácida devido à formação de HCl. 
b) torna-se básica devido à formação de NaOH. 
c) permanece neutra devido à formação de H2 e Cl2. 
d) permanece neutra devido à formação de H2 e O2. 
e) permanece neutra devido à formação de O2 e Cl2. 
25. Descreva o que ocorre no processo de eletrólise de uma solução aquosa de iodeto de potássio. 
26. A soda cáustica (NaOH) é obtida por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio. 
Durante essa eletrólise, obtém-se como sub-produtos: 
a) hidrogênio e cloro no ânodo b) somente hidrogênio no ânodo c) somente cloro no 
cátodo d) hidrogênio e cloro no cátodo e) somente cloro no ânodo 
80 
 
27. Obtém-se magnésio metálico por eletrólise do MgCl2 fundido. Nesse processo, a semi-reação 
que ocorre no cátodo é: a) Mg+2 + Mg2- → Mg b) Mg+2 - 2e- → Mg 
c) 2Cl- - 2e- → Cl2 d) Mg
+2 +2e- → Mg e) 2Cl- + 2e- → Cl2 
28. Na eletrólise de nitrato de ferro II, em solução aquosa, ocorre: 
a) redução no pólo negativo com formação de ferro metálico. 
b) oxidação no pólo negativo com liberação de gás oxigênio. 
c) redução no pólo positivo com liberação de gás oxigênio. 
d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2. 
e) redução no pólo negativo com formação de gás hidrogênio. 
29. Sabendo que um faraday é igual a 96500 coulombs, o tempo, em segundos, necessário para 
eletrodepositar 6,3 g de Cu2+ utilizando uma corrente de 2 amperes é de: 
 
30. Determinar a massa de ferro depositada sobre o cátodo numa célula eletrolítica com FeCl2, 
pela qual circula uma corrente de 19,3 A durante 16min 40s. 
31. Uma industria que necessita estocar solução de nitrato de níquel II (Ni2+/Ni: – 0,25 V) dispõe 
dos tanques I,II, III e IV relacionados a seguir: 
• Tanque I: construído de ferro (Fe2+ / Fe: – 0,44 V). 
• Tanque II: construído de chumbo (Pb 2+ / Pb: – 0,13 V). 
• Tanque III: revestido de zinco (Zn 2+ / Zn: – 0,76 V). 
• Tanque IV: revestido de estanho (Sn 2+ / Sn: – 0,14 V). 
Quais tanques poderão ser usados para que a solução a ser estocada não se contamine (não reaja 
com o recipiente)? 
a) I e IV. b) II e III. c) II e IV. d) III e IV. e) I e III. 
32. Três placas de zinco, ferro e 
cobre, respectivamente, são 
mergulhadas em uma solução 
aquosa de ácido clorídrico 0,1 
mol/L. Conhecendo os potenciais-
padrão de redução a 25°C mostrados na tabela a seguir: 
É correto afirmar que haverá dissolução: a) só da placa de cobre. 
b) das placas de zinco e cobre. c) das placas de ferro e cobre. 
d) das placas de zinco e ferro. e) de todas as placas. 
33. A proteção catódica ilustrada na figura é um dos métodos 
utilizados para proteger canalizações metálicas subterrâneas contra a 
corrosão. Próxima à canalização e ligada a ela por um condutor, é 
colocada uma barra de metal que sofre preferencialmente a ação do 
agente oxidante. 
81 
 
Considerando uma tubulação de ferro, assinale a opção que se refere ao elemento que pode ser 
utilizado como protetor: a) Cu. b) Ag. c) Pb. d) Ni. e) Mg. 
34. A maioria dos metais alcalinos e alcalinos terrosos (Grupo I e II) foi obtida pela primeira vez por 
Humphry Davy, no início do século XIX, por eletrólise das respectivas bases fundidas. Os metais 
não poderiam ser obtidos a partir da eletrólise de soluções aquosas de suas bases ou de seus sais. 
Por quê? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
82 
 
5. ESTEQUIOMETRIA (Cálculos Estequiométricos) 
 
5.1 Introdução 
A estequiometria compreende os requisitos atômicos das substâncias que participam de 
uma reação química, particularmente no que diz respeito à massa. É de extrema importância no 
cotidiano, principalmente nas indústrias ou laboratórios, pois objetiva calcular teoricamente a 
quantidade de reagentes a ser usada em uma reação, prevendo a quantidade de produtos que 
será obtida em condições pré-estabelecidas. 
A palavra estequiometria vem do grego stoicheia (partes mais simples) e metreim (medida). 
Os cálculos estequiométricos baseiam-se nos coeficientes da equação e é importante notar que 
numa equação balanceada os coeficientes indicam a proporção em mol dos participantes da 
reação. 
 
5.2 Leis da Estequiometria 
Nos meados do século XVIII, cientistas conseguiram expressar matematicamente certas 
regularidades que ocorrem nas reações químicas, baseando-se em leis de combinações químicas 
que foram divididas em ponderais (que se relacionam às massas dos participantes da reação) e 
volumétricas (explicam a relação entre os volumes das substâncias gasosas que participam de um 
processo químico). 
 
5.2.1 Lei da Conservação da Massa 
Conhecida como lei de Lavoisier, diz: “em um sistema fechado, quaisquer que sejam as 
transformações químicas que tenha ocorrido, a massa do sistema permanece constante”. Um 
sistema fechado é um sistema que não deixa entrar nem sair matéria. Então, o que a Lei de 
Lavoisier nos diz é que um dado conjunto de reagentes pode ser transformado em distintos 
produtos, mas a massa do sistema permanecerá a mesma, ou seja, a matéria se transforma, mas 
não é criada nem perdida. 
 
5.2.2 Lei das Proporções Contantes 
Outro aspecto importante nas transformações químicas é o da proporcionalidade das 
massas que reagem. Essa lei diz que: para fazer o dobro da quantidade de um dado produto, 
precisa-se do dobro dos reagentes. Entretanto, a proporcionalidade, já conhecida na prática por 
cozinheiros, fabricantes de sabão ou práticos da química, foi estudada em detalhes por Richter 
(1762–1807), mais ou menos na mesma época em que Lavoisier fazia seus estudos, o que 
terminou fazendo com que a Lei das Proporções Constantes também ficasse conhecida como Lei 
de Richter. O que Richter enunciou é que se tem-se certa massa de substância A que reage com 
B, formando um produto C, para que A e B reajam entre si, sem sobrar nada, esta massa de A 
83 
 
precisa de certa massa exata de B. Se dobrarmos a massa de A será também necessário o dobro 
de massa de B, para que toda a nova massa de A seja totalmente consumida. 
“Toda substância apresenta uma proporção constante em massa, na sua composição, e a 
proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante”. 
Exemplo: 
 
A + B → AB 
2g 5g 7g 
 
Ex. NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O 
 
 
 
 
5.2.3 Lei de Gay-Lussac 
“Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas em um processo químico estão 
entre si em uma relação de números inteiros e simples, desde que medidos à mesma temperatura 
e pressão”. 
Exemplo: 1 L de H2 + 1 L de Cl2 → 2 L de HCl relação de números inteiros e simples: 1:1:2. 
 
É importante observar que nem sempre a soma dos volumes dos reagentes é igual à dos 
produtos. Isso quer dizer que não existe lei de conservação de volume, como ocorre com a massa. 
Exemplo: 10 L de H2 + 5 L de O2 → 10 L de H2O relação de números inteiros e simples: 10:5:10, 
que pode ser simplificada por 2:1:2. 
 
5.2.4 Lei ou hipótese de Avogadro 
“Volumes iguais de gases diferentes possuem o mesmo número de moléculas, desde que 
mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão”. Para melhor entender a Lei de Gay-
Lussac, o italiano Amedeo Avogadro introduziu o conceito de moléculas, explicando por que a 
relação dos volumes é dada por números inteiros, dessa forma foi estabelecido o enunciado do 
volume molar. 
 
5.3 Conceito de mol 
Por definição, mol é a quantidade de matéria que contém um número de partículas 
elementares igual ao número de átomos contidos em 12 g de 12C. Essa quantidade é chamada 
número ou constante de Avogrado (NA) e equivale a 6,02x0
23 partículas por mol. 
84 
 
A massa de um mol de material (massa molar) é sempre igual a massa atômica (ou 
molecular) expressa em gramas. 
Exemplo 1 mol de 35Cl = 35 g 
 
Quando se trabalha com gases, tem-se: 1 mol de um gás nas Condições Normais de 
Temperatura de Pressão (CNTP- 0°C e 1 atm) ocupa um volume de 22,4 L. Isso independe do gás, 
desprezando desvios da idealidade. 
Exemplo 1 mol de O2 = 22,4 L 
Assim pode-se fazer a seguinte generalização: 
 
1 mol de moléculas Massa Molar (g) 6,02x1023 moléculas 22,4 L 
 
5.4 Equação química 
As equações químicas são usadas para descrever as mudanças que ocorrem durante uma 
reação química. Em geral, essas mudanças envolvem o consumo de reagentes e o aparecimento 
de produtos. 
Exemplo da reação do hidrogênio com o oxigênio para formar água: 
2H2(g)+ O2(g) → 2H2O(g) 
Uma equação química deve ser balanceada, isto é, cada elemento deve ter o mesmo 
número de átomos em ambos os lados da equação. O balanceamento significa a necessária 
igualdade de massas entre os dois lados da equação, uma vez que não pode haver perda ou 
ganho de massa. 
 
5.5 Cálculos Estequiométricos 
Os dados do problema podem vir expressos das mais diversas maneiras: quantidade de 
matéria (mol), massa, número de moléculas, volume, etc. Em todos esses tipos de cálculo 
estequiométrico, deve-se basear-se nos coeficientes da equação que fornecem a proporção em 
mols dos componentes da reação. 
Regras para a realização dos cálculos estequiométricos 
1ª regra: Escreva corretamente a equação química mencionada no problema (caso ela não tenha 
sido fornecida); 
2ª regra: As reações devem ser balanceadas corretamente (tentativa ou oxi-redução), lembrando 
que os coeficientes indicam as proporções em mols dos reagentes e produtos; 
3ª regra: Caso o problema envolva pureza de reagentes, faz-se a correção dos valores, 
trabalhando somente com a parte pura que efetivamente irá reagir; 
pesa contém 
caso seja um 
gás ocupa 
nas CNTP 
85 
 
4ª regra: Caso o problema envolva reagentes em excesso – e isso percebe-se quando são citados 
dados relativos a mais de um reagente – deve-se verificar qual deles está na quantidade correta. O 
outro, que está em excesso, deve ser inicialmente descartado para efeito de cálculos. 
5ª regra: Relacione, por meio de uma regra de três, os dados e a pergunta do problema, 
escrevendo corretamente as informações em massa, volume, mols, moléculas, átomos, etc. 
Lembre-se da relação: 1 mol = .g = 22,4 L (CNTP) = 6,02x1023 moléculas 
6ª regra: Se o problema citar o rendimento da reação, deve-se proceder à correção dos valores 
obtidos. 
 
Exemplos: 
1) Para a reação: CO + O2  CO2: 
a) Cálculo envolvendo o número de mol: Calcular o número de mol de CO2 que pode ser obtido 
reagindo-se 5 mol de CO em presença de O2. 
 
 
 
 
 
b) Cálculo envolvendo a massa: Calcular a massa em gramas de CO2 que pode ser obtida 
reagindo-se 12 g de CO em presença de O2. 
 
 
 
 
 
c) Cálculo envolvendo o número de mol e massa: Calcular a massa em gramas de CO2 que pode 
ser obtida reagindo-se 2 mol de CO em presença de O2. 
 
 
 
 
 
d) Cálculo envolvendo o número de mol e volume molar: Calcular o volume (em litros) de CO2 que 
pode ser obtida reagindo-se 2 mol de CO em presença de O2. 
 
 
 
86 
 
e) Cálculo envolvendo o número de moléculas e massa: Calcular o número de moléculas de CO2 
que podem ser obtida reagindo-se 2 g de CO em presença de O2. 
 
 
 
 
 
2) Cálculo com reações consecutivas: 
Duas das reações que ocorrem na produção do ferro são representadas por: 
C (s) + O2 (g)  CO (g) 
Fe2O3 (s) + CO (g)  Fe (s) + CO2 (g) 
O monóxido de carbono formado na primeira reação é consumido na segunda. Considerando 
apenas essas duas etapas do processo, calcule a massa aproximada, em kg, de carvão consumido 
na produção de 1 tonelada de ferro. 
 
 
 
 
 
 
 
5.5.1 Reagente limitante 
É comum situações nas quais as reações químicas são conduzidas com a introdução de 
reagentes em quantidades diferentes daquelas indicadas pela estequiometria da reação. Assim, 
aparecem os conceitos de reagente limitante e reagente em excesso. 
Quando são dadas as quantidades de dois ou mais participantes da reação, precisa-se 
observar que as substâncias não reagem na proporção que as misturamos, mas na proporção que 
a equação estabelece. Quando o problema fornece as quantidades de dois participantes, 
provavelmente um deles está em excesso, pois em caso contrário, bastaria dar a quantidade de um 
deles e a quantidade do outro seria calculada. Para fazer o cálculo estequiométrico, deve-se 
basear-se sempre no reagente limitante. 
O reagente limitante é aquele que se encontra no meio reacional em menor quantidade, em 
termos estequiométricos. Todos os outros reagentes são chamados de reagentes em excesso. 
Note que em função da própria definição, se a reação for conduzida até o final, o reagente limitante 
é o que desaparece primeiro. Pode-se identificar facilmente o reagente limite em um meio reacional 
calculando uma razão, para cada reagente, entre o número de mol efetivamente adicionados e o 
87 
 
número de mol estequiometricamente necessários. Esta razão apresentará o menor valor para o 
reagente limitante. 
 
Exemplo: A reação SO2 + O2 → 2 SO3 conduzida com a adição de 150 mol de SO2 e 100 mol de 
O2. Nesta condição, qual é o reagente limitante? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5.5.2 Pureza 
É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, pelo fato do 
menor custo ou porque são encontrados na natureza acompanhados de impurezas (o que ocorre, 
por exemplo, com os minérios). 
O grau de pureza é o quociente entre a massa da substância principal e a massa total da 
amostra (ou massa do material bruto). 
 
Exemplo: Numa fábrica, para se obter cal viva (óxido de cálcio), pratica-se a decomposição térmica 
de 2 toneladas de calcário com 90% de pureza: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g). Calcular a massa de 
cal viva obtida. 
 
 
 
 
 
 
 
5.5.3 Rendimento 
Na maioria dos processos os reagentes formam o produto desejado em uma reação 
simples. Entretanto, os reagentes também podem se combinar em outras rotas químicas, assim 
como o produto formado também pode reagir formando produtos indesejáveis. O resultado líquido 
destas reações paralelas é a perda de reagentes, ou seja, uma perda econômica. Em outras 
88 
 
palavras, nem todo o reagente inserido no sistema é convertido no produto desejado. Parte é 
gasta, irreversivelmente, nestas reações paralelas. 
Um exemplo é o processo de cloração de benzeno, onde o produto desejado é o 
monoclorobenzeno. Neste processo, realizado através do borbulhamento de cloro gasoso em 
benzeno líquido, além da cloração há também a dicloração e a tricloração, formando 
diclorobenzeno e triclorobenzeno que devem ser posteriormente separados do monocloro. 
Assim, o rendimento de uma reação é o quociente entre a quantidade de produto realmente 
obtida e a quantidade de produto que seria teoricamente obtida pela equação química 
correspondente. O rendimento de uma reação química é igual a: 
quantidade real/quantidade teórica x 100%. 
 
Exemplo: Na reação de salificação entre ácido nítrico e soda cáustica, partiu-se de 64 g de soda 
cáustica obtendo-se 130 g de nitrato de sódio. Calcule o rendimento da reação. 
HNO3(aq) + NaOH(aq)→ NaNO3(aq) + H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5.5.4 Estequiometria das Soluções 
Uma vez que muitas reações químicas importantes acontecem em solução, é importante 
também, fazer cálculos estequiométricos para estes casos. Soluções são preparadas pesando-se a 
massa (normalmente em gramas) de certa substância (soluto) e dissolvendo-se a mesma em um 
solvente, de maneira que, em geral, as unidades de concentração se referem à relação entre a 
quantidade de soluto e o volume de solução. 
A concentração é uma razão entre massa (que pode ser medida em gramas, ou em número 
de mols, por exemplo) e volume (que pode ser medido em litros, mililitros, etc). As unidades de 
concentração mais usuais são aquelas que se referem à: 
a) quantidade em gramas de soluto em cem mililitros de solução (g/100 mL) conhecida como 
“porcentagem massa por volume ou % m/V”; 
b) quantidade em gramas de soluto em um litro de solução, conhecida como “concentração comum 
ou g/L”; 
89 
 
c) quantidade em matéria de soluto (número demols) em um litro de solução conhecida como 
“concentração molar, molaridade ou mol/L”. 
 
 
 
Exemplos: 
a) Qual a concentração de uma solução de NaCl, preparada pela dissolução de 10 g do sal em 
água e levada a 1 L de solução em: 
a) g/L? 
b) %? 
c) molar? 
 
 
 
 
 
b) Uma solução de açúcar em água tem concentração igual a 5% m/v (5g por 100 mL). Qual a 
massa de açúcar ingerida, caso se tome 20 mL desta solução? 
 
 
 
 
 
 
 
c) Qual a massa de oxigênio necessária para consumir a sacarose (C12H22O11) contida em um copo 
de água com açúcar? Sabe-se que a solução de açúcar em água foi preparada pela dissolução de 
duas colheres de sopa (50 g de açúcar) em água suficiente para o preparo de 500 mL de solução. 
O copo contém 200 mL da solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
90 
 
Exercícios: 
1. Com base na reação N2 + H2 NH3, responda: 
a) quantos mols de NH3 são obtidos, quando reagem totalmente 5 mols de H2? 
b) qual é a massa de H2 que reage, quando são obtidos 3 mols de NH3? 
c) qual a massa de NH3 obtida, quando se reagem totalmente 5,6 g de N2? 
2. Qual a massa de água que se forma na combustão de 1g de gás hidrogênio (H2), conforme a 
reação H2 + O2  H2O? 
3. Sabendo que 10,8g de alumínio reagiram completamente com ácido sulfúrico, conforme a 
reação: Al + H2SO4  Al2(SO4)3 + H2, calcule: 
a) massa de ácido sulfúrico consumida; 
b) massa de sulfato de alumínio produzida; 
c) volume de gás hidrogênio liberado, medido nas CNTP. 
4. Qual a massa de gás oxigênio necessária para reagir com 560g de monóxido de carbono, 
conforme a equação: CO + O2  CO2 ? 
5. Calcular a massa de óxido cúprico (CuO) a partir de 5,08g de cobre metálico, conforme a reação: 
Cu + O2  CuO. 
6. Quantos mols de O2 são obtidos a partir de 2,0 mols de pentóxido de dinitrogênio (N2O5), de 
acordo com a reação: N2O5 + K2O2  KNO3 + O2 
7. Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima de 96g de carbono puro, 
conforme a reação: C + O2  CO2? 
8. A combustão do metanol (CH3OH) pode ser representada pela equação não balanceada: 
CH3OH + O2  CO2 + H2O. Quando se utilizam 5,0 mols de metanol nessa reação, quantos mols 
de gás carbônico são produzidos? 
9. Quantas moléculas de gás oxigênio reagem com 6 mols de monóxido de carbono, conforme a 
equação: CO + O2  CO2 ? 
10. Uma vela de parafina queima-se, no ar ambiente, para formar água e dióxido de carbono. A 
parafina é composta por moléculas de vários tamanhos, mas utilizaremos para ela a fórmula 
C25H52. Tal reação representa-se pela equação: C25H52 + O2  H2O + CO2. Responda: 
a) Quantos mols de oxigênio são necessários para queimar um mol de parafina? 
b) Quanto pesa esse oxigênio? 
11. Quais são as massas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio necessárias para preparar 28,4g 
de sulfato de sódio, conforme a reação: H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + H2O? 
12. Em alguns antiácidos, emprega-se o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) como agente 
neutralizante do ácido clorídrico (HCl) contido no suco gástrico. A reação que ocorre é a seguinte: 
Mg(OH)2 + HCl  MgCl2 + H2O. Supondo-se que alguém tenha 36,5 mg de HCl no estômago, qual 
a massa de hidróxido de magnésio, em mg, necessária para uma neutralização completa? 
91 
 
13. Duas das reações que ocorrem na produção do ferro são representadas por: 
C (s) + O2 (g)  CO (g) 
Fe2O3 (s) + CO (g)  Fe (s) + CO2 (g) 
O monóxido de carbono formado na primeira reação é consumido na segunda. Considerando 
apenas essas duas etapas do processo, calcule a massa aproximada, em kg, de carvão consumido 
na produção de 1 tonelada de ferro. 
14. Efetuando-se a reação entre 18g de alumínio e 462g de gás cloro, segundo a equação química: 
Al + Cl2  AlCl3 , obtém-se qual quantidade máxima de cloreto de alumínio? 
15. O ácido sulfúrico de larga utilização e fator determinante do índice de desenvolvimento de um 
país é obtido pela reação: SO3 + H2O  H2SO4. Reagimos 80g de trióxido de enxofre (SO3) com 
água em excesso e condições necessárias. Qual a massa de ácido sulfúrico obtida nessa reação 
que tem rendimento igual a 75%? 
16. 400g de hidróxido de sódio (NaOH) são adicionados a 504g de ácido nítrico (HNO3), 
produzindo nitrato de sódio (NaNO3) e água. NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O 
Calcule: a) massa de nitrato de sódio obtida; b) massa do reagente em excesso, se houver. 
17. Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio (CaCO3), sofre decomposição 
quando submetida a aquecimento, segundo a reação: CaCO3  CaO + CO2. Qual a massa de 
óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita? 
18. Qual a quantidade máxima de NH3 , em gramas, que pode ser obtida a partir de uma mistura de 
140g de gás nitrogênio (N2) com 18g de gás hidrogênio (H2), conforme a reação: N2 + H2  NH3 
19. A equação de ustulação da pirita (FeS) é: FeS + O2  SO2 + Fe2O3. Qual a massa de óxido de 
ferro III obtida, em kg, a partir de 300 kg de pirita, que apresenta 20% de impurezas? 
20. O cloreto de alumínio é um reagente muito utilizado em processos industriais que pode ser 
obtido por meio da reação entre alumínio metálico e cloro gasoso, conforme a seguinte reação 
química: Al + Cl2  AlCl3. Se 2,70g de alumínio são misturados a 4,0g de cloro, qual a massa 
produzida em gramas, de cloreto de alumínio? 
21. A produção de carboidratos (fórmula mínima CH2O) pelas plantas verdes obedece à equação 
geral da fotossíntese: CO2 + H2O  CH2O + O2. Qual a massa de água necessária para produzir 
10g de carboidrato? 
22. Um dos processos de obtenção de éter hospitalar (C4H10O) consiste na desidratação de álcool 
etílico (C2H5OH), conforme a reação: C2H5OH  C4H10O + H2O. Pede-se para determinar o 
rendimento desse processo, se quando desidratamos 184g de álcool, obtêm-se 111g de éter. 
23. O nitrato de potássio (KNO3) é conhecido pelas suas propriedades diuréticas. Uma das reações 
em que podemos obter este composto é dada a seguir: AgNO3 + KCl  KNO3 + AgCl. 
Dispondo de 425g de nitrato de prata com 80% de pureza, qual a massa de nitrato de potássio que 
obtemos se o rendimento da reação é de 60%? 
92 
 
24. O salitre do Chile (NaNO3) é utilizado como conservante em embutidos como o presunto, 
mortadela, etc. Esse composto pode ser obtido pela reação: 
HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O. Sendo a massa de ácido nítrico (HNO3) utilizada igual a 126g, 
qual a massa de salitre do Chile que obtemos se o rendimento dessa reação é de 95%? 
25. A nave estelar Enterprise, de Jornada nas estrelas, usou B5H9 e O2 como mistura combustível. 
As duas substâncias reagem de acordo com a seguinte equação: B5H9 + O2  B2O3 + H2O. Se um 
tanque contém 126 kg de B5H9 e o outro 240 kg de O2, qual tanque esvaziará primeiro? Mostre com 
cálculos. Quanta água terá sido formada (em kg) quando um dos reagentes tiver sido 
completamente consumido? 
26. Fosgênio, COCl2, é um gás venenoso. Quando inalado, reage com a água nos pulmões para 
produzir ácido clorídrico , que causa graves danos pulmonares, levando, finalmente, à morte; por 
causa disso, já foi até usado como gás de guerra. A equação dessa reação é: 
COCl2 + H2O  CO2 + HCl. Se uma pessoa inalar 198 mg de fosgênio, qual a massa, em mg, de 
ácido clorídrico que se forma nos pulmões? 
27. Para determinar o conteúdo de ácido acetilsalicílico (C9H8O4) num comprimido de analgésico, 
isento de outras substâncias ácidas, 1,0 g do comprimido foi dissolvido em etanol e água. Essa 
solução consumiu 20,0 mL de solução aquosa de NaOH, de concentração 0,10 mol/L, para a 
reação completa. A reação ocorrida foi a seguinte: 
C9H8O4 (aq) + NaOH (aq)  NaC9H7O4 (aq) + H2O (l) 
Qual a porcentagem em massa do ácido acetilsalicílicono comprimido? 
28. O óxido nitroso, N2O, é conhecido como gás hilariante e foi um dos primeiros anestésicos a ser 
descoberto. Esse gás pode ser obtido pelo aquecimento cuidadoso de nitrato de amônio sólido, 
conforme a reação abaixo: 
NH4NO3 (s)  N2O (g) + H2O (g) 
Calcule a massa de NH4NO3 necessária para se obter 880 g de óxido nitroso? 
29. Calcule as massas de H2SO4 e de Al(OH)3 necessárias à obtenção de 17,1 g de Al2(SO4)3. 
H2SO4 + Al(OH)3  Al2(SO4)3 + H2O 
30. Nas estações de tratamento de água, eliminam-se as impurezas sólidas em suspensão através 
do arraste por flóculos de hidróxido de alumínio, produzidos na reação representada por: 
Al2(SO4)3 + Ca(OH)2  Al(OH)3 + CaSO4 
Para tratar 1,0 x 106 m3 de água foram adicionados 17 toneladas de Al2(SO4)3. Qual a massa de 
Ca(OH)2 necessária para reagir completamente com esse sal? 
31. Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela “chuva ácida”, seja 
liberado para a atmosfera é trata-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como 
equacionado a seguir: MgO (s) + SO2 (g) + ½ O2 (g)  MgSO4 (s) 
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Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento de 9,6 x 103 toneladas de 
SO2 gasoso? 
32. Certa quantidade de cobre reagiu completamente com 2,52 g de ácido nítrico (HNO3). 
3 Cu (s) + 8 HNO3 (l)  3 Cu(NO3)2 (s) + 2 NO (g) + 4 H2O (l) 
a) Calcule a massa de Cu(NO3)2 formado. b) Calcule a quantidade (mol) de H2O formado. 
33. Encontrou-se uma amostra de mármore (CaCO3), cuja pureza era de 60%. Decompondo-se 
50g dessa amostra, obteve-se cal virgem (CaO) e gás carbônico (CO2). Admitindo-se um 
rendimento de 70% para essa reação, quantos mols de gás carbônico foram conseguidos? 
CaCO3  CaO + CO2 
34. Considere a reação de precipitação do iodeto de chumbo: Pb(NO3)2 + NaI  PbI2 +NaNO3 
a) Calcule a quantidade máxima de iodeto de chumbo que pode ser obtida, a partir de 50g de 
iodeto de sódio. 
b) Calcule a quantidade máxima de iodeto de chumbo que pode ser obtida, reagindo-se 73 g de 
nitrato de chumbo e 60 g de iodeto de sódio. Calcule a quantidade de reagente em excesso. 
35. O HF é obtido a partir da fluorita (CaF2), segundo a reação abaixo: 
CaF2 + H2SO4  CaSO4 + HF 
a) Qual a massa de HF obtida empregando-se de 500 g de fluorita de 78% de pureza? 
b) Se o rendimento da reação for de 85%, qual é massa de HF obtida partindo-se da fluorita? 
36. O camelo armazena gordura triestearina, C57H110O6, em sua corcova. A gordura é fonte de 
energia e de água, conforme a reação: 2C57H110O6 + 163 O2 → 114 CO2 + 110 H2O 
a) Que massa de água pode ser obtida de 2,5 kg desta gordura? 
b) Que massa de oxigênio é necessária para oxidar 2,5 g de triestearina? 
37. O vinho fica ácido quando o etanol, C2H5OH, é convertido pela oxidação em ácido acético: 
C2H5OH + O2 → CH3COOH + H2O 
a) Se 2 g de etanol e 1 g de oxigênio estão encerrados em uma garrafa de vinho, demonstre qual 
será o reagente limitante da oxidação? 
b) Qual é a massa de ácido acético formada? 
38. Num acidente, 4,9 toneladas de ácido sulfúrico (H2SO4) são derramadas numa rodovia. 
Quantas toneladas de óxido de cálcio com 80% de pureza devem ser utilizadas para neutralizar o 
ácido? H2SO4 + CaO → CaSO4 + H2O 
39. Qual é a massa de sulfato de cálcio obtida quando se trata 500 g de hidróxido de cálcio 
contendo 20% de impurezas com ácido sulfúrico, supondo um rendimento de 85%? 
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O 
40. O arsenato de sódio, Na3AsO4, será produzido por uma indústria através da reação do arsenito 
de sódio, Na3AsO3 (pureza 90%), com iodo, I2 (pureza 95%), segundo a seguinte reação: 
Na3AsO3 + I2 + H2O →Na3AsO4 + HI 
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Calcule as massas dos reagentes necessários para produção de 1500 Kg do produto. 
41. Quando se prepara P4 industrialmente por aquecimento de uma rocha fosfatada, Ca3(PO4)2, 
com areia, SiO2 e carvão, C, também se produz CaSiO3 e monóxido de carbono. Que massa de 
CaSiO3 se obtém ao produzirem-se 225 kg de P4, se o rendimento da reação considerada for de 
76,45% ? Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  P4 + CaSiO3 + CO 
42. Nas indústrias petroquímicas, o enxofre pode ser obtido pela reação: H2S + SO2  S + H2O 
Se partirmos de 5,0 mols de H2S e 2,0 mols de SO2: 
(a) Qual é o reagente limitante? 
(b) Qual é a massa máxima de enxofre que pode ser preparada? 
(c) Que massa de reagente em excesso permanece no final da reação? 
43. A reação do metano com a água é uma forma de se preparar o hidrogênio para a utilização 
como combustível: CH4 + H2O  CO + H2 
Se partirmos de 995 g de CH4 e 2.510 g de água: 
a) Qual é o reagente limitante? 
b) Qual é a massa máxima de H2 que pode ser preparada? 
c) Que massa de reagente em excesso permanece no final da reação? 
44. Garimpeiros inexperientes, quando encontram pirita, pensam estar diante de ouro, por isso a 
pirita (FeS2) é chamada de ouro dos tolos. Entretanto, a pirita não é um mineral sem aplicação. O 
ácido sulfúrico, muito usado em laboratórios de química, pode ser obtido a partir da pirita por meio 
do processo: 
FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2 
SO2 + O2  SO3 
SO3 + H2O  H2SO4 
Qual a massa de H2SO4 obtida a partir de 60 kg de pirita? 
45. Qual o volume de NaOH 0,10 mol/L é necessário para neutralizar completamente 25 mL de 
H3PO4 0,25 mol/L? 
46. 25mL de solução de H2SO4 reagem com solução de Nitrato de Bário, em excesso, formando-se 
um precipitado branco que depois de lavado e seco, pesou 0,233g. Sabe-se que na titulação da 
mesma solução ácida, em presença do indicador Fenolftaleína, foram necessários 30 mL de 
solução de NaOH até completa neutralização. Qual a molaridade da solução de NaOH? 
47. Uma indústria utiliza a reação de Ácido Nítrico 6mol/L com Alumínio em pó para produzir Nitrato 
de Alumínio, Al(NO3)3. Sabendo que essa reação tem rendimento de 65%, calcule a massa de 
Alumínio (95% de pureza) necessária para a produção de 100Kg de Nitrato de Alumínio. Calcule 
também o tempo de bombeamento que será preciso para transferir a quantidade necessária de 
solução de ácido nítrico para o reator, sabendo que a bomba utilizada tem vazão de 5L por minuto. 
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48. 500 mL de solução 0,2 M de ácido clorídrico são adicionados a 100 mL de solução 0,8 M do 
mesmo ácido. Calcule a concentração da solução resultante. 
49. Detectou-se chumbo numa amostra de água de um rio numa quantidade de 2,0 ppm. 
Determine a massa de chumbo existente em 3,0 litros de água. 
50. Calcule a massa de sulfato de sódio existente em 27,3 mL de uma solução de sulfato de sódio 
0,250 M. 
51. 200,0 mL de uma solução de Na2SO4 1,40 M foram adicionados a 100,0 mL de solução de Cl 
1,80 M. Se considerar os volumes aditivos, calcule a concentração de Na+ na solução resultante. 
52. Qual é o volume máximo de solução de NaOH de concentração igual a 2,5 mol/L que pode ser 
obtido dissolvendo-se 20 kg de NaOH com 96% de pureza em água suficiente? 
53. O ácido fosfórico (H3PO4) é utilizado na produção de refrigerantes à base de cola. Esse ácido é 
usado como acidulante, conservante e para aumentar a percepção do sabor doce no refrigerante. 
O ácido pode ser obtido de acordo com a reação (equação não balanceada): P4 + HNO3 + H2O  
H3PO4 + NO 
a) Calcule a massa de H3PO4 e a de NO produzidas quando uma amostra de 200 g de P4 com um 
grau de impureza de 40% é reagida. 
b) Quantos litros de refrigerante podem ser obtidos, sabendo-se que a concentração do H3PO4 no 
refrigerante é de aproximadamente 0,8 g/L? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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BIBLIOGRAFIA 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípiosde Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 
3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BRADY, James E.; RUSSEL, Joel W.; HOLUM, John R. Química: a matéria e suas transformações. 
3.ed. Rio de Janeiro, RJ: LTC, 2002. 
BROWN, Theodore L.; LEMAY JR., H. Eugene.; BURSTEN, Bruce Edward. Química a ciência 
central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
DE BONI, Luis Alcides Brandini; GOLDANI, Eduardo. Introdução Clássica à Química Geral. Porto 
Alegre, Ed. Tchê Química Cons. Educ. LTDA, 2007. 294p. ilust. Disponível em: 
http://www.deboni.he.com.br/livro1_PREVIEW.pdf. 
EBBING, Darrell D. Química geral. 5. ed. Rio de Janeiro, RJ: LTC, c1998. 
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J. Química: um curso universitário. São Paulo, SP: Edgard 
Blücher, 1995. 
MAIA, Daltamir Justino.; BIANCHI, José Carlos de Azambuja. Química Geral fundamentos. São 
Paulo: Pearson Prentice hall, 2007. 
MASTERTON, William L.; SLOWINSKI, Emil J.; STANITSKI, Conrad L. Princípios de química. 6. 
ed. Rio de Janeiro: LTC, 1990. 
RUSSELL, John Blair. Química geral. 2. ed. São Paulo, SP: Makron Books, 1994. 
USBERCO, J.; SALVADOR, E. Química Geral. Vol. 1, 14 ed. São Paulo: Saraiva, 2009.