QUÍMICA II -TÉCNICO EM AQUICULTURA

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Química II
Marcos Herrerias de Oliveira
Renan Borsoi Campos
Joaquim Delphino Da Motta Neto 
Curitiba-PR
2011
PARANÁ
Educação a Distância
e-Tec Brasil
Sumário
Palavra do professor-autor ......................................................................................... 149
Aula 1 - Interações intermoleculares - 1 a parte ....................................................... 151
1.1 Interações Intermoleculares .................................................................................................151
1.2 Em moléculas apolares: Forças de Van der Waals ..................................................................152
Aula 2 - Interações intermoleculares - 2a parte .........................................................155
2.1 Em moléculas polares: Dipolo-Dipolo ...................................................................................155
2.2 Previsão dos pontos de fusão e de ebulição .........................................................................155
2.3 Previsão de solubilidade ......................................................................................................156
Aula 3 - Funções inorgânicas - 1a parte .....................................................................163
3.1 Funções Inorgânicas - Ácidos ...............................................................................................163
Aula 4 - Funções inorgânicas - 2a parte .................................................................... 171
4.1 Funções Inorgânicas - Bases ................................................................................................171
Aula 5 - Funções inorgânicas - 3a parte .................................................................... 177
5.1 Indicadores ácido-base ........................................................................................................177
Aula 6 - Funções inorgânicas - 4a parte .................................................................... 181
6.1 Funções Inorgânicas - Sais ...................................................................................................181
Aula 7 - Funções inorgânicas - 5a parte .................................................................... 187
7.1 Funções Inorgânicas - Óxidos ...............................................................................................187
Aula 8 - Balanceamento das equações ...................................................................... 193
8.1 Balanceamento de equações ...............................................................................................193
8.2 Balanceamento de equações ...............................................................................................194
Aula 9 - Estequiometria - 1a parte ............................................................................. 199
9.1 Unidade de Massa Atômica .................................................................................................199
9.2 Leis Ponderais e Volumétricas...............................................................................................200
9.3 Hipótese do Avogadro .........................................................................................................200
Aula 10 - Estequiometria - 2a parte ........................................................................... 205
10.1 Cálculo Estequiométrico ....................................................................................................205
10.2 Estequiometria ..................................................................................................................205
Química IIe-Tec Brasil
Aula 11 - Estudo das soluções - 1ª parte ................................................................... 209
11.1 Soluções............................................................................................................................209
11.2 Classificação das soluções: ................................................................................................210
Aula 12 - Estudo das soluções - 2ª parte ................................................................... 213
12.1 Cálculos com soluções .......................................................................................................213
Aula 13 - Termoquímica .............................................................................................. 217
13.1 Termoquímica ....................................................................................................................217
13.2 Processos ..........................................................................................................................217
13.3 Tipos de calores .................................................................................................................219
Aula 14 - Cinética Química ......................................................................................... 221
14.1 Cinética Química ...............................................................................................................221
14.2 Variação da velocidade ......................................................................................................222
14.3 Ação dos Catalisadores ......................................................................................................223
Aula 15 - Equilíbrio químico ....................................................................................... 227
15.1 Equilíbrio químico ..............................................................................................................227
Aula 16 - Eletroquímica .............................................................................................. 233
16.1 Eletroquímica ....................................................................................................................233
16.2 Pilhas ................................................................................................................................234
16.3 Eletrólise ...........................................................................................................................235
Aula 17 - Introdução à Química Orgânica ................................................................. 239
17.1 Química orgânica ..............................................................................................................239
Aula 18 - Classificação das cadeias carbônicas ......................................................... 247
18.1 Classificação de cadeias carbônicas ...................................................................................247
18.2 Esquema da classificação das cadeias carbônicas ...............................................................250
Aula 19 - Nomenclatura dos compostos orgânicos .................................................. 253
19.1 Elementos de nomenclatura para compostos orgânicos ......................................................253
19.2 Hidrocarbonetos ................................................................................................................254
Aula 20 - Funções orgânicas ....................................................................................... 259
20.1 Álcoois ..............................................................................................................................259
20.2 Ácidos carboxílicos ............................................................................................................259
20.3 Ésteres ..............................................................................................................................260
20.4 Aminas ..............................................................................................................................260
20.5 Amidas ..............................................................................................................................260e-Tec Brasil
Referências .................................................................................................................. 263
Atividades autoinstrutivas ......................................................................................... 265
Currículo do professor-autor ...................................................................................... 275
e-Tec Brasil149
Palavra do professor-autor
Prezado Estudante, 
É com alegria que divulgamos a realização de um sonho com a publicação das 
páginas que seguem. Elas têm o objetivo de contribuir para a sua formação, 
seja em pesca ou aquicultura. As relações com o cotidiano foram valorizadas, 
associando os conhecimentos do senso comum ao conhecimento científico. 
Infelizmente, a linguagem científica impede que nos furtemos a relatar aqui 
o conteúdo formativo. Porém, objetivando a associação ao usual, real e 
cotidiano. 
Nas palavras a seguir, queremos desmistificar a Ciência Química, mostrando 
a sua colaboração enquanto fenômeno e acessível a todos os públicos. 
Evitando demasiadas memorizações que se perdem no decorrer da caminhada 
acadêmica ou profissional. Se acompanhado de forma literal e cronológica 
você pode ter certeza de que está em suas mãos uma importante ferramenta 
de aprendizagem. Naturalmente, esta obra não é completa. Nem tão pouco 
indicada aos que pretendem se preparar para processos seletivos. Porém, 
a oportunidade da composição destas palavras é de grande importância e 
honra para os autores. Bons estudos e uma ótima visão sobre o show que é 
o universo da Química.
Marcos Herrerias de Oliveira
Renan Borsoi Campos
Joaquim Delphino Da Motta Neto 
e-Tec Brasil151Aula 1 - Interações intermoleculares - 1a parte
Na aula de hoje veremos como ocorrem, e qual a dimensão das 
interações entre as moléculas, depois de termos visto que as 
moléculas apresentam átomos ligados, que estas ligações podem 
ser polarizadas, que a soma destas polarizações, em conexão, com 
a geometria molecular dão origem a agregados atômicos com 
ou sem cargas. Faremos a integração com as duas propriedades 
macroscópicas em função da interação que ocorre entre as 
moléculas.
Ao final deste encontro você será capaz de estabelecer as relações 
entre as geometrias, seus tipos de interações intermoleculares e 
ainda propor a comparação e a previsão das propriedades físicas 
de diferentes compostos químicos entre si.
1.1 Interações Intermoleculares
Como você sabe na natureza podemos observar inúmeras e distintas 
substâncias, analisar os estados físicos, que podem ser sólido, gasoso e 
líquido, levando em consideração as condições normais de temperatura e 
pressão (CNTP). No entanto, vários questionamentos podem sempre ser 
abordados: (1) Por que seus estados físicos são distintos? (2) Por que temos 
o ferro no estado sólido, a água no estado líquido e o ar atmosférico (com 
uma grande quantidade de compostos químicos) no estado gasoso? (3) O 
que de fato influencia nestas observações? Na realidade o que temos são 
interações entre os átomos, que dão origem às moléculas, e um agrupado 
destas moléculas constituem o que observamos macroscopicamente. Ou 
seja, em uma determinada quantidade de um composto químico existem 
milhares, milhões, bilhões ou mais átomos. Se parássemos para observar 
um único átomo, este seria invisível para nossa visão. Portanto, além das 
propriedades físicas das substâncias que conhecemos, seu estado físico está 
intrinsecamente relacionado com os arranjos moleculares (não apenas às 
interações atômicas). Antes de visitarmos estes tipos de interações entre as 
moléculas, devemos ter em mente que para que uma substância se encontre 
no estado sólido, suas moléculas e átomos devem estar muito próximas e, 
geralmente muito bem organizadas. Para os estados líquido e gasoso, as 
moléculas ou átomos devem estar um tanto mais afastados. Sendo assim, 
Aula 1 - Interações intermoleculares - 1 a parte
CNTP: 
Condições normais de tempera-
tura e pressão. 
T = 0°C e p = 1 atm.
Química IIe-Tec Brasil 152
podemos iniciar com a ideia de que existem apenas dois tipos de interações 
intermoleculares, pois, as moléculas são polares ou apolares. 
As interações que ocorrem entre as moléculas, são geradas a partir da 
intensidade de atração entre elas. Tal interação depende da intensidade 
de seus pólos ou da dimensão da superfície de contato molecular. Estas 
interações podem definir e auxiliar na previsão das propriedades físicas de 
um determinado composto. O primeiro tipo de interação que abordaremos 
é a que existe nas moléculas apolares.
1.2 Em moléculas apolares: Forças de Van 
der Waals
São interações muito fracas. Dependem do meio externo, dos compostos em 
sua vizinhança, para que atuem sobre as moléculas. São também conhecidas 
por forças de London, Dipolo induzido ou por forças de dispersão. As 
substâncias que apresentam este tipo de interação apresentam propriedades 
físicas com baixa dimensão em comparação aos demais compostos polares.
Saiba mais
Substâncias, odores e suas interações: 
As substâncias químicas apresentam determinados tipos de interações. Na 
gasolina, por exemplo, conforme ilustração Figura 1.1, são muito fracas. Bem 
por isso quando paramos em um posto de combustíveis podemos perceber 
seu odor. A volatilidade das substâncias depõe com relação ao seu tipo de 
interação. Se esta for muito intensa, a tendência é de não sentirmos seu 
cheiro.
Figura 1.1: Representa a gasolina, um composto que apresenta interações de Van 
der Waals.
Fonte: http://www.sxc.hu/
Resumo
Você aprendeu nesta aula a:
•	 Relacionar a geometria molecular com a polaridade molecular e suas 
ligações químicas.
•	 Identificar os compostos químicos que apresentam as forças de dispersão.
•	 Ordenar as substâncias em função da dimensão das suas propriedades 
físicas (pontos de fusão e de ebulição e solubilidade). 
Confira também nestes links as 
animações das interações entre 
as moléculas. 
http://www.youtube.com/
watch?v=HKKngwTIybQ
http://www.youtube.com/wa
tch?v=VUPgxpCihkE&featur
e=related
e-Tec Brasil153Aula 1 - Interações intermoleculares - 1a parte
Atividades de aprendizagem
Ao chegar neste ponto da aula, não esqueça de resolver os seguintes 
exercícios. Com certeza irão colaborar com seu aprendizado!
1. Como podemos propor uma propriedade física para uma determi-
nada substância química? 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Como podemos identificar um tipo de interação intermolecular? 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
3. Quais são as principais características dos compostos que apresen-
tam as forças de dispersão? Quais são os outros termos que fazem 
menção a esta modalidade de interação? 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
4. Complete o seguinte quadro com as devidas geometrias molecula-
res, defina se o composto é polar ou apolar e assinale os compos-
tos químicos que apresentam a interação de Van der Waals: 
Substância Geometria Polaridade Forças de London
H2
H2O
SO3
SiO2
CH4
BH3
PF5
NH3
Química IIe-Tec Brasil 154
5. Complete a seguinte cruzada, com base na aula de hoje:
a) D
b) I
c) S
d) P
e) E
f) R
g) S
h) Ã
i) O
a) Tipo de interaçãointermolecular que as moléculas apolares apresentam.
b) Podemos prever as propriedades físicas dos compostos em função da sua 
_______ intermolecular.
c) Podemos sentir o odor das substâncias que estão no estado ___________.
d) Quando a soma dos vetores eletronegatividade de um composto é nula, 
dizemos que esta molécula é ___________.
e) A polaridade das moléculas depende da definição da polaridade das 
ligações químicas e da __________ molecular.
f) Uma molécula constitui um __________ de átomos.
g) Uma das características que podemos definir em função da interação 
intermolecular da molécula é o _________.
h) As forças de Van der Waals são também conhecidas como forças de 
London e forças de ___________.
i) As forças de Van der Waals são também conhecidas como forças de 
dispersão e forças de ___________ .
e-Tec Brasil155Aula 2 - Interações intermoleculares - 2a parte
Na aula de hoje veremos os tipos de interação que ocorrem 
nas moléculas polares. Dividiremos em dois grupos, o dipolo 
permanente e as pontes de hidrogênio. Verificaremos qual é 
a condição de solubilidade em função da polaridade molecular. 
Relacionaremos que moléculas apresentam que tipo de interação 
e aprenderemos a ordenar de forma crescente ou decrescente, em 
função apenas de sua fórmula molecular.
Ao final deste encontro você será capaz de estabelecer, dentro de 
um rol de compostos químicos, quais são as substâncias químicas 
que apresentam os maiores ou os menores pontos de fusão e de 
ebulição, bem como poderá prever a solubilidade das substâncias 
umas nas outras.
2.1 Em moléculas polares: Dipolo-Dipolo
São interações fortes. Conferem aos compostos elevadas propriedades 
físicas. Podem ser divididas em duas classes:
2.1.1 Pontes de Hidrogênio: são as interações mais fortes, 
ocorrem nos compostos polares exclusivamente nos casos em que se obser-
va o hidrogênio associado aos átomos: F, O, N, Cl.
2.1.2 Dipolo Permanente: são interações intermediárias, e 
ocorrem nos demais compostos polares que não apresentam as pontes de 
hidrogênio.
2.2 Previsão dos pontos de fusão e de 
ebulição
A ordem decrescente destas propriedades físicas em função do tipo de 
interação é:
L.I. > P.H. > D.P. > V.W.
L.I.: Ligação Iônica;
P.H.: Pontes de Hidrogênio;
D.P.: Dipolo permanente;
V.W.: Van der Waals.
Aula 2 - Interações intermoleculares - 2a parte
Química IIe-Tec Brasil 156
2.3 Previsão de solubilidade
A regra geral é de que o semelhante dissolve o semelhante, ou seja, um 
composto polar dissolve um composto também polar, enquanto que o 
apolar dissolve o apolar.
Saiba mais
Tensão superficial: Você já deu uma barrigada quando foi mergulhar? 
Se sim sabe que a dor depende da área de contato do seu corpo com a 
água. Quanto menor a dimensão de contato entre você e a água, menor a 
resistência da mesma para permitir a sua entrada no meio. Entretanto, se a 
superfície de contato entre você e a água for muito grande, a tendência é de 
que a resistência à sua penetração seja diretamente proporcional. A tensão 
superficial da água permite que alguns insetos caminhem sobre as águas. Se 
você encher um copo de água até a boca, e continuar a adicionar água com 
um conta-gotas, você verá que na superfície da água forma-se uma película, 
e bem por isso o nível da água se eleva e fica acima da borda do copo. 
Este fenômeno pode ser explicado pela forte interação que as moléculas de 
água apresentam entre elas. Entretanto, as moléculas da superfície sofrem a 
interação para baixo, para os lados e nunca para cima. Este fato faz com que 
as moléculas que estão em contato com o ar atmosférico não sofram atração 
para cima formando uma película, de relativa dificuldade de penetração. A 
figura 2.1 apresenta uma imagem da água que sofre pontes de hidrogênio e 
apresenta tensão superficial.
Surfactantes: 
Estas são espécies químicas que, 
geralmente, apresentam uma 
longa cadeia de átomos. Distri-
buídos nesta longa cadeia, têm-
se uma extremidade polar e uma 
outra apolar. Permitindo que a 
sua solubilização possa ocorrer 
em substâncias polares e tam-
bém apolares. Quando um sur-
factante entra em contato com 
a água, por exemplo, a superfície 
da mesma perde a sua tensão 
superficial, porque o surfactante 
mantém a parte apolar da sua 
cadeia para fora da água. Isso se 
deve ao fato de que a substância 
polar (a água) tem muita afini-
dade pela parte polar da cadeia, 
enquanto expulsa a extremidade 
apolar do surfactante.
Figura 2.1 Imagem da água, que apresenta tensão superficial.
Fonte: Carla Holanda da Silva
Confira nos links algumas ani-
mações das interações entre as 
moléculas. 
http://www.youtube.com/
watch?v=997ggWqF-Vw
http://www.youtube.com/
watch?v=f7jumNoQyg&feat
ure=related
http://www.youtube.com/
watch?v=fjxEBiH7YHw&feat
ure=related
e-Tec Brasil157Aula 2 - Interações intermoleculares - 2a parte
Resumo
Aprendemos nesta aula:
•	 Estabelecer as relações entre a polaridade molecular e as interações que 
estas apresentam.
•	 Comparar as substâncias e ordená-las em função da grandeza das suas 
propriedades físicas (Pontos de fusão e de ebulição e solubilidade).
•	 Distinguir os três tipos de interações intermoleculares que ocorrem entre 
as moléculas, sabe nomeá-los e ordená-los em função de sua grandeza;
•	 Prever as propriedades físicas a partir da fórmula molecular. 
Atividades de aprendizagem
Mãos à obra!!
1. Como podem ser classificadas as interações intermoleculares que 
são praticadas nas moléculas polares? 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
_______________________________________________________________
2. Qual é a diferença entre uma ponte de hidrogênio e um dipolo 
permanente?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
3. Coloque em ordem crescente as interações intermoleculares. Con-
sidere apenas os pontos de fusão e de ebulição como referência. 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Química IIe-Tec Brasil 158
4. Complete o seguinte quadro com as devidas geometrias molecula-
res, defina se o composto é polar ou apolar e indique que tipo de 
interação intermolecular o composto químico apresenta: 
Substância Geometria Polaridade Tipo de interação
O2
N2
H2O
SO3
SiO2
CH4
BF3
PF5
NH3
5. Complete a seguinte cruzada, com base na aula de hoje e nas au-
las anteriores:
a) I
b) N
c) T
d) E
e) R
f) A
g) Ç
h) Õ
i) E
j) S
e-Tec Brasil159Aula 2 - Interações intermoleculares - 2a parte
a) I
b) N
c) T
d) E
e) R
f) A
g) Ç
h) Õ
i) E
j) S
k) I
l) N
m) T
n) E
o) R
p) M
q) O
r) L
s) E
t) C
u) U
v) L
w) A
x) R
y) E
z) S
a. Para definir a polaridade das moléculas precisamos determinar a 
polaridade das ligações e a __________.
b. Os compostos químicos também são chamados de ___________ 
químicas.
c. Tipo de ligação química que é muito bem explicada pelo modelo do mar 
de elétrons, tambémchamada de modelo da nuvem eletrônica.
d. As ligações químicas ocorrem em função da doação, recepção e 
compartilhamento dos _____________.
Química IIe-Tec Brasil 160
e. Geometria molecular que permite a associação de seis ligantes ao redor 
do elemento central.
f. Geometria molecular que permite a associação de dois ligantes ao redor 
do elemento central, quando este pertencer à família 6A da tabela 
periódica.
g. As moléculas polares são àquelas em que seus átomos sofrem uma 
_______, em função da diferença da presença dos elétrons.
h. Também chamada de ligação eletrovalente, depende da interação de 
espécies eletricamente carregadas que se atraem mutuamente.
i. Espécies atômicas capazes de doar elétrons para atingir sua estabilidade.
j. Espécie atômica que doou elétrons e assumiu uma ou mais cargas 
positivas, diminuindo sua dimensão.
k. Geometria molecular que associa apenas um ligante ao elemento 
central.
l. Geometria molecular que permite a associação de três ligantes ao redor 
do elemento central, quando este não pertencer à família 5A da tabela 
periódica.
m. Geometria molecular que permite a associação de quatro ligantes ao 
redor do elemento central.
n. Espécie atômica que apresenta 5, 6 ou 7 elétrons de valência tendem a 
receber ou compartilhar elétrons.
o. Geometria molecular que permite a associação de três ligantes ao redor 
do elemento central, quando este pertencer à família 5A da tabela 
periódica.
p. Espécie atômica que concentra todas as atenções de uma molécula, 
devido ao fato de que todos os outros átomos estarem associados a ele.
q. Toda molécula depende da associação entre os ____________.
r. Átomos associados ao elemento central, encontram-se nas arestas de 
figuras geométricas.
s. Os átomos ligantes ocupam os vértices de uma entidade geométrica, 
pois assim apresentam maior estabilidade, o que significa dizer que 
apresentam menor _________.
e-Tec Brasil161Aula 2 - Interações intermoleculares - 2a parte
t. Também chamada de ligação eletrovalente, depende da interação de 
espécies eletricamente carregadas que se atraem mutuamente, é a 
chamada ligação __________.
u. Agrupado de átomos que praticam ligações químicas entre si.
v. Definem as propriedades físicas dos compostos químicos em função 
da polaridade das ligações, da geometria molecular e da polaridade da 
molécula, são as interações ___.
w. Geometria molecular que permite a associação de cinco ligantes ao 
redor do elemento central.
x. O mesmo que o emparelhamento de elétrons nas ligações iônicas.
y. Teoria que indica que os átomos devem estar com sua última camada 
completa para atingirem estabilidade.
z. Espécie atômica carregada com carga negativa que recebeu um ou mais 
elétrons, aumentando a sua dimensão.
e-Tec Brasil 162
e-Tec Brasil163Aula 3 - Funções inorgânicas - 1a parte
Na aula de hoje veremos que as funções inorgânicas são 
características estruturais da matéria. Isto a divide em quatro 
grandes grupos de compostos que apresentam propriedades 
similares em função de sua organização molecular. Primeiramente, 
investigaremos os ácidos com suas fórmulas moleculares, as 
propriedades, classificação e regras de nomenclatura.
Ao final deste encontro você será capaz de reconhecer os ácidos, 
em função da fórmula molecular, reconhecerá as propriedades, 
classificação e nomenclatura.
3.1 Funções Inorgânicas - Ácidos
São grupos de compostos químicos que apresentam propriedades 
semelhantes, são características estruturais da matéria. Hoje estudaremos 
os compostos ácidos. Em geral, estes compostos apresentam-se muito 
presentes em nosso cotidiano. Estão presentes nas bebidas, na comida, nas 
frutas, verduras e legumes. Podem ser encontrados ácidos nos rios, mares, 
lagos e oceanos, bem como no solo. Quem nunca ouviu falar de correção 
do pH do solo? O pH será estudado posteriormente, mas saiba que ele 
corresponde a uma escala que expressa a acidez de qualquer meio (sólido, 
líquido ou gasoso). 
O ácido ascórbico é a vitamina C, que ingerimos ao comer frutas cítricas 
(Figura 3.1). Muitas vezes o termo 
ácido está relacionado à corrosão, 
seja da pele ou de qualquer outro 
material, e está diretamente ligado a 
algo que é nocivo à saúde. Entretanto, 
se verificarmos as substâncias ao 
nosso redor poderemos concluir que 
estamos cercados de ácidos. Em nosso 
estômago, temos o ácido clorídrico 
(HCl) extremamente concentrado 
para dissolver os alimentos. O suor 
das axilas e dos pés são composições ácidas que contam com substâncias 
de odor característico e variável para cada indivíduo, por isso os cães podem 
utilizar seu faro para distinguir as pessoas.
Figura 3.1 Laranjas no pé.
Fonte: http://www.freepik.com/
Aula 3 - Funções inorgânicas - 1a parte
Química IIe-Tec Brasil 164
Os ácidos que se encontram em alta concentração, geralmente, podem ser 
encontrados em laboratórios de escolas, empresas e etc. Evite sua exposição 
aos compostos químicos que podem ser nocivos à saúde! Se você trabalha 
com isso, tente manter a atenção no manuseio, armazenamento e utilização. 
Procure sempre auxílio de colegas, de escola ou da empresa, dos professores 
ou responsáveis pelo laboratório para evitar acidentes. Seja sempre assistido 
em suas tarefas com produtos químicos. Em caso de contato com a pele, 
lave com água corrente imediatamente! Evite o contato desta água com 
outras porções de pele. Deixe a água correr livremente pela pele que entrou 
em contato com o ácido por cerca de quinze minutos. Em caso de ingestão, 
tomar bicarbonato de sódio ou leite de magnésia. Nunca provocar o vômito! 
Se a pessoa regurgitar, a parte que foi queimada com o ácido, na entrada do 
ácido, pode mais uma vez ser afetada, também na sua saída, aumentando 
os danos. 
3.1.1 Ácidos
Definição de Arrhenius: Liberam como cátion exclusivamente o H+.
Obs.: Os ácidos apresentam um ou mais hidrogênios associados a elementos 
muito eletronegativos. Este pode ser liberado sob a forma de H+ que confere 
as propriedades características destes compostos.
I - Fórmula geral: HxA
Sofrem sempre ionização:
HxA  xH+ + Ax-
O H+ liga-se ao H2O através de uma ligação covalente coordenada: H
+ + H2O 
 H3O+, formando o íon hidrônio ou hidroxônio.
II - Propriedades
•	 Sabor azedo
•	 Formam soluções eletrolíticas
•	 Neutralizam bases.
III - Classificação 
Os ácidos podem ser classificados segundo os seguintes critérios:
a. Quanto à presença do oxigênio
Hidrácidos: caso não apresentem oxigênio no ânion (Ex.: HCN, HCl,...).
e-Tec Brasil165Aula 3 - Funções inorgânicas - 1a parte
Oxiácidos: caso apresentem oxigênio no ânion (Ex.: HNO3, H2SO4,...).
b. Quanto à força 
Sua força é dada pelo grau de ionização:
α = móleculas ionizadas
 moléculas dissolvidas
Fortes: α > 0,5
Fracos: α < 0,5
Obs.: Segundo Pauli (apenas para oxiácidos). Pela diferença de hidrogênios 
e oxigênios.
HxEOY onde y-x pode ser:
0 ou 1 ácido fraco;
2 ou 3 ácido forte.
c. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos: apenas um ionizável (HCl, HNO3,...)
Diácidos: dois ionizáveis (H2SO4, H2CO3,...)
Triácidos: três ionizáveis (H3PO4, H3BO3,...)
Poliácidos: quatro ou mais ionizáveis (H4[Fe(CN)],...)
IV – Nomenclatura
(Hidrácidos)
(Nome do ânion)
(Oxiácidos)
Ácido ídrico_____________
Química IIe-Tec Brasil 166
Obs.: No caso dos oxiácidos seu nome varia de acordo com o Nox do 
elemento central.
V - Exceções:
H2CO3 – Ácido carbônico;
H2Cr2O7 – Ácido dicrômico;
H3BO3 – Ácido bórico.
Prefixos usados em nomenclatura:
Orto = ico
Meta = 1(Orto) – H2O
Piro = 2(Orto) – H2O
Saiba mais
pH = Potencial hidrogeniônico, representa a concentração de íons H+ dissolvidosem uma 
solução.
ácido ascórbico
H2S: ácido sulfídrico
HF: ácido fluorídrico
HCl: ácido clorídrico
HBr: ácido bromídrico
HI: ácido iodídrico
HCN: ácido cianídrico
HNO2: ácido nítroso
HNO3: ácido nítrico
H2CO3: ácido carbônico
H2SO3: ácido sulfuroso
H2SO4: ácido sulfúrico
H3PO3: ácido fosforoso
H3PO4: ácido fosfórico
HClO: ácido hipocloroso
HClO2: ácido cloroso
HClO3: ácido clórico
HClO4: ácido perclórico
HBrO: ácido hipobromoso
HBrO2: ácido bromoso
HBrO3: ácido brômico
HBrO4: ácido perbrômico
HIO: ácido hipoiodoso
HIO2: ácido iodoso
HIO3: ácido iódico
HIO4: ácido periódico
CH3COOH: ácido acético 
Ácido
Hipo oso
oso
ico
Per oso
 +1 ou +2 
+3 ou +4 
+5 ou +6 
 +1 ou +2 
HO
HO
HO OH
H
OO
e-Tec Brasil167Aula 3 - Funções inorgânicas - 1a parte
Resumo
Ao chegar neste ponto você é capaz de:
•	 Reconhecer os ácidos pela observação de suas fórmulas moleculares;
•	 Separar os ácidos pelas suas propriedades;
•	 Classificar e nomear os compostos ácidos.
Atividades de aprendizagem
Não deixe de resolver os seguintes exercícios. Com certeza irão colaborar 
com seu aprendizado!
1. Defina corretamente um ácido, segundo Arrhenius. 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Qual é a fórmula geral de um ácido? 
________________________________________________________________
3. Quais são as principais propriedades dos ácidos?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
4. Como os ácidos podem ser classificados?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
5. Quanto à presença de oxigênio, como os ácidos podem ser classi-
ficados?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
6. Quanto à força, como os ácidos podem ser classificados?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
Encontre nos seguintes links al-
guns experimentos que envolvem 
as relações entre as funções inor-
gânicas e o cotidiano.
http://www.youtube.com/
watch?v=kWuR_XV8S2M
http://www.youtube.com/
watch?v=6YOaZBn3YJ4
Acidez dos alimentos e di-
gestão: 
Podemos encontrar ácidos em 
todos os alimentos que apre-
sentam sabor azedo, além disso, 
temos ácido clorídrico (HCl) em 
nosso estômago. Este ácido não 
corrói a parede estomacal devido 
ao fato de termos no estômago 
uma substância que impede isso. 
Entretanto, os alimentos que in-
gerimos são atacados pelo áci-
do, que decompõe os alimentos 
preparando-os para a absorção 
do corpo.
Química IIe-Tec Brasil 168
7. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis, como os ácidos po-
dem ser classificados?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
8. Complete corretamente a seguinte tabela, tendo por base a aula de hoje: 
Ácido Nome
Classificação – Quan-
to à presença de 
oxigênio 
Classificação – Quan-
to ao número de hi-
drogênios ionizáveis 
H2S Ácido ácido Ácido
HF Ácido ácido Ácido
HCl Ácido ácido Ácido
HBr Ácido ácido Ácido
HI Ácido ácido Ácido
HCN Ácido ácido Ácido
HNO3 Ácido ácido Ácido
H2CO3 Ácido ácido Ácido
H2SO4 Ácido ácido Ácido
H3PO4 Ácido ácido Ácido
HClO Ácido ácido Ácido
HClO2 Ácido ácido Ácido
HClO3 Ácido ácido Ácido
HClO4 Ácido ácido Ácido
CH3COOH Ácido ácido Ácido
e-Tec Brasil169Aula 3 - Funções inorgânicas - 1a parte
9. Complete a cruzada, com base na aula de hoje.
a) Á
b) C
c) I
d) D
e) O
f) S
a. A substância na qual dissolvemos os ácidos para constituir as soluções 
eletrolíticas é a ___________.
b. Ácidos que apresentam, em sua fórmula molecular, apenas um 
hidrogênio ionizável.
c. As soluções que podem ser geradas a partir da dissociação dos ácidos 
em água, que conduzem corrente elétrica, podem ser chamadas de 
____________.
d. O sabor dos ácidos é ____________.
e. Os ácidos que apresentam oxigênio em sua fórmula molecular podem 
ser classificados como ____________.
f. O nome do H2SO4 é ácido __________.
e-Tec Brasil171Aula 4 - Funções inorgânicas - 2a parte
Hoje veremos que as funções inorgânicas são características 
estruturais da matéria. Isto a divide em quatro grandes grupos de 
compostos que apresentam propriedades similares em função de 
sua organização molecular. Primeiramente investigaremos as bases, 
também conhecidas como hidróxidos ou álcalis, suas fórmulas 
moleculares, propriedades, classificação e regras de nomenclatura.
Ao final deste encontro você será capaz de reconhecer não apenas 
as bases em função da fórmula molecular, como também as 
propriedades, a classificação e a nomenclatura.
4.1 Funções Inorgânicas - Bases
São grupos de compostos químicos que apresentam propriedades similares, 
são características estruturais da matéria. A partir de agora estudaremos 
os compostos básicos, que se encontram muito presentes em nosso dia a 
dia. Podemos encontrar as bases em bebidas, comidas, nas frutas, verduras, 
legumes e etc. Também podem ser encontrados no meio ambiente, nas 
fontes de água e nos alimentos. Em particular, as bases podem alterar o pH 
de um sistema por neutralizarem os íons H+ presentes em uma solução. 
As bases mais conhecidas são a soda cáustica (hidróxido de sódio - NaOH), e 
o leite de magnésia (hidróxido de magnésio – Mg(OH)2). A primeira é muito 
empregada para desentupir os sistemas de escoamento de água das casas, 
e a segunda é um poderoso laxante. Devido a sua utilização, ambas devem 
ser manuseadas e administradas com cautela, pois uma é extremamente 
corrosiva e a outra pode levar uma pessoa à desidratação. As bases podem 
ser encontradas em algumas frutas, como caqui ou bananas verdes.
Figura 4.1 Bananas verdes.
Fonte: http://www.sxc.hu/
Aula 4 - Funções inorgânicas - 2a parte
Química IIe-Tec Brasil 172
Devido à nocividade, deve-se evitar exposição aos compostos químicos. 
Todo profissional que trabalha com produtos químicos de alta concentração, 
deve manter a atenção redobrada durante o manuseio, armazenamento 
e utilização. Deve exigir sempre o auxílio de alguém que verdadeiramente 
entende do assunto, pode ser da escola, da empresa, o professor responsável 
ou o técnico credenciado do laboratório para evitar acidentes. Procure 
sempre ser assistido em suas tarefas quando estiver lidando com produtos 
químicos.
Em caso de contato com a pele, lave com água corrente imediatamente! 
Evite o contato desta águacom outras porções de pele. Deixe a água correr 
livremente pela pele que entrou em contato com a base por cerca de quinze 
minutos. Em caso de ingestão, tomar refrigerante rico em ácidos. Nunca 
tente provocar o vômito! Se você regurgitar, a parte que foi queimada com 
a base, no momento da entrada, pode ser afetada também na saída, o que 
aumenta os danos sobre o tecido. 
4.1.1 Bases (Hidróxidos ou álcalis)
Definição de Arrhenius: Liberam como ânion exclusivamente OH- (Hidroxila 
ou Oxidrila).
I - Fórmula Geral: C(OH)x
Sofrem sempre com dissociação:
C(OH)x  Cx+ + xOH-
II - Propriedades:
•	 Sabor adstringente;
•	 Formam soluções eletrolíticas;
•	 Neutralizam ácidos.
III - Classificação:
As bases podem ser classificadas segundo os seguintes critérios.
a. Quanto ao número de hidroxilas
Monobases: apresentam uma hidroxila;
Dibases: apresentam duas hidroxilas;
Tribases: apresentam três hidroxilas;
Polibases: apresentam quatro ou mais hidroxilas.
Nocividade: caráter do que é 
nocivo, danoso, prejudicial.
e-Tec Brasil173Aula 4 - Funções inorgânicas - 2a parte
b. Quanto à força
É dada pelo grau de ionização:
α = moléculas dissociadas
 moléculas dissolvidas
Fortes: α  1 (Tende)
Fracos: α  0 (Tende)
c. Quanto à solubilidade
Solúveis: NH4OH, 1A, 2A. (Exceção Mg);
Insolúveis: As demais bases.
IV - Nomenclatura
Hidróxido de ___________________________
 (Nome do cátion)
Obs.: Se o cátion apresentar mais de um Nox deve-se expressá-lo em 
algarismo romano, ICO para Nox maior e OSO para Nox menor.
Ex.: Fe(OH)2 – Hidróxido de ferro II – (ferroso);
Ex.: Fe(OH)3 – Hidróxido de ferro III – (férrico).
Saiba mais Glossário
pH = Potencial hidrogeniônico, representa a concentração de íons H+ dissolvidos em uma 
solução.
Basicidade dos alimentos e 
acidez estomacal: Podemos 
encontrar bases em todos os 
alimentos que apresentam sabor 
adstringente (amarrento). No in-
terior do estômago temos ácido 
clorídrico (HCl) que em grande 
quantidade dá a queimação no 
mesmo, conhecida como azia. 
Para amenizar o sintoma, sugere-
se ingerir uma base fraca de leite 
de magnésia. No entanto, se a 
pessoa sente azia com muita fre-
quência, deve consultar um médi-
co, pois a azia não tratada pode 
conduzir a uma úlcera.
Acompanhe alguns vídeos com 
as utilizações de compostos bá-
sicos através dos seguintes links.
http://www.youtube.com/
watch?v=XnQxT9mp3bI
h t t p : / / w w w. y o u t u b e .
c o m / w a t c h ? v = 2 C 7 R _
siiUIg&feature=related
LiOH: hidróxido de lítio
NaOH: hidróxido de sódio
KOH: hidróxido de potássio
RbOH: hidróxido de rubídio
CsOH: hidróxido de césio
FrOH: hidróxido de frâncio
Be(OH)2: hidróxido de berílio
Mg(OH)2: hidróxido de magnésio
Família 1A: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Família 2A: Be. Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Ca(OH)2: hidróxido de cálcio
Sr(OH)2: hidróxido de estrôncio
Ba(OH)2: hidróxido de bário
Ra(OH)2: hidróxido de rádio
Al(OH)2: hidróxido de alumínio
NH4OH: hidróxido de amônio (amoníaco)
Química IIe-Tec Brasil 174
Resumo
Você aprendeu a:
•	 Reconhecer as bases pela observação de suas fórmulas moleculares.
•	 Separar as bases pelas suas propriedades.
•	 Classificar e nomear os compostos básicos.
Atividades de aprendizagem
Vamos fixar o que você acabou de aprender?
1. Defina corretamente uma base, segundo Arrhenius.
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Qual é a fórmula geral de uma base?
________________________________________________________________
3. Quais são as principais propriedades das bases?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
4. Como as bases podem ser classificadas?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
5. Quanto ao número de hidroxilas, as bases podem ser classificadas 
em:
________________________________________________________________
________________________________________________________________
6. Quanto à força, como as bases podem ser classificadas?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
7. Quanto à sua solubilidade, como as bases podem ser classificadas?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
e-Tec Brasil175Aula 4 - Funções inorgânicas - 2a parte
8. Complete corretamente a seguinte tabela, tendo por base a aula 
de hoje: 
Base Nome
Classificação – 
Quanto ao núme-
ro de hidroxilas 
Classificação – 
Quanto à solubi-
lidade (solúvel ou 
insolúvel)
LiOH Hidróxido de base
NaOH Hidróxido de base
KOH Hidróxido de base
RbOH Hidróxido de base
CsOH Hidróxido de base
FrOH Hidróxido de base
Be(OH)2 Hidróxido de base
Mg(OH)2 Hidróxido de base
Ca(OH)2 Hidróxido de base
Sr(OH)2 Hidróxido de base
Ba(OH)2 Hidróxido de base
Ra(OH)2 Hidróxido de base
Al(OH)3 Hidróxido de base
NH4OH Hidróxido de base
Química IIe-Tec Brasil 176
9. Complete a seguinte cruzada, com base na aula de hoje:
a) B
b) A
c) S
d) E
e) S
a. Classificação das bases que apresentam apenas uma hidroxila.
b. Grupo responsável pela basicidade dos compostos.
c. Os hidróxidos, ou bases, também podem ser chamados de ___________.
d. O sabor das bases é _____________.
e. O Mg (OH)2 é o hidróxido de magnésio (leite de magnésia), é uma dibase, 
é fraca (pois, podemos ingerir como laxante) e _______________.
e-Tec Brasil177Aula 5 - Funções inorgânicas - 3a parte
Na aula de hoje veremos que as funções inorgânicas são 
caracterizadas pelas colorações diferenciadas quando estão em 
contato com indicadores, também chamados de indicadores 
ácido-base. 
Ao final deste encontro você será capaz de reconhecer as colorações 
das soluções ácidas e das soluções básicas.
5.1 Indicadores ácido-base
Quando entramos em contato com as soluções que potencialmente podem 
ser reativas com nossa pele, resultando em queimaduras, podemos (sem 
inalar, pois os vapores podem ser corrosivos também) determinar sua acidez 
ou sua basicidade em função da utilização de indicadores. Os indicadores 
mais comuns são listados na Tabela 5.1, a seguir, onde podem ser vistas 
cores que revelam sua função inorgânica (ácida ou básica).
Indicador ácido-base Solução ácida/básica Coloração da solução
Fenolftaleína Ácida Incolor
Básica Rósea
Papel tornassol
(Azul)
Ácida Vermelho
Básica Azul
Papel tornassol
(Vermelho)
Ácida Vermelho
Básica Azul
Azul de bromotimol Ácida Amarelo
Básica Azul
Vermelho de metila Ácida Vermelho
Básica Amarelo
Tabela 5.1 - Colorações das soluções ácidas e básicas com os indicadores mais comuns.
Fonte: Elaborado pelo autor.
Em um experimento realizado em aula, foi utilizado um repolho roxo, como 
indicador ácido-base, que serviu para a dosagem da acidez e da basicidade 
das soluções cotidianas como: desinfetante, sabão em pó, sabonete, 
sabão em pedra, vinagre, solução de bicarbonato de sódio, detergente, 
Aula 5 - Funções inorgânicas - 3a parte
Química IIe-Tec Brasil 178
perfume, xampu, condicionador,desodorante, pasta de dente, ácido e base 
(comercializados em seu estado mais purificado) entre outros. A figura 5.1 
mostra as colorações das soluções cotidianas testadas. Os tubos de ensaio com 
as soluções mais avermelhadas contêm os produtos mais ácidos; enquanto 
que as soluções mais básicas geram as colorações mais esverdeadas. 
Figura 5.1 - Apresenta as colorações das soluções 
ácidas e básicas com o indicador de repolho roxo.
Fonte: Acervo do autor
Na figura 5.2, são apresentados alguns produtos para caracterizar as diversas 
colorações contidas no interior dos tubos de ensaio da figura 5.1.
Figura 5.2 - Mostra alguns produtos encontrados nas 
residências, usados no experimento do indicador ácido-base.
Fonte: Acervo do autor
Resumo
Agora você é capaz de:
•	 Reconhecer e diferenciar as colorações das soluções que podem ser 
ácidas ou básicas.
•	 Identificar e classificar as soluções enquanto ácidas ou básicas em função 
da utilização dos indicadores ácido-base.
Veja alguns interessantes experi-
mentos realizados com ácidos e 
bases pelos seguintes links.
http://www.youtube.com/wa
tch?v=fvR8AXAVlps&feature
=related
http://www.youtube.com/wa
tch?v=eRjZ_9YxCnk&feature
=related
http://www.youtube.com/wa
tch?v=mseVO6ml1XU&featu
re=related
e-Tec Brasil179Aula 5 - Funções inorgânicas - 3a parte
Atividades de aprendizagem
Mãos à obra!!
1. Por que é recomendada a utilização dos indicadores ácido-base, 
para definir o caráter de um sistema?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Complete a seguinte tabela com as corretas colorações dos indica-
dores ácido-base enquanto estiverem em contato com as soluções 
ácidas e básicas.
Indicador ácido-base Solução ácido-básica Coloração da solução
Fenolftaleína
Ácida
Básica
Papel tornassol
(Azul)
Ácida
Básica
Papel tornassol
(Vermelho)
Ácida
Básica
Azul de bromotimol
Ácida
Básica
Vermelho de metila
Ácida
Básica
e-Tec Brasil181Aula 6 - Funções inorgânicas - 4a parte
Na aula de hoje veremos mais uma função inorgânica, os sais. Em 
primeiro plano, estudaremos o reconhecimento destas estruturas, 
pela observação de suas fórmulas moleculares, suas propriedades, 
sua classificação e suas regras de nomenclatura.
Ao final deste encontro você será capaz de reconhecer não 
somente os sais, em função da fórmula molecular, mas também as 
propriedades, a classificação e a nomenclatura.
6.1 Funções Inorgânicas - Sais
Os sais pertencem a um grupo de compostos químicos que apresentam 
propriedades semelhantes, e este fato se deve ao arranjo estrutural da 
matéria. Estes compostos se encontram em pequenas quantidades até 
mesmo na água mineral que consumimos, a água do mar tem forte sabor 
salgado pela presença de NaCl (cloreto de sódio, nosso sal de cozinha) e 
outros inúmeros sais dissolvidos. Um sal muito utilizado é o bicarbonato de 
sódio (NaHCO3 – hidrogenocarbonato de sódio) para a cura de aftas e acidez 
estomacal conhecida como azia. 
Como vimos anteriormente, nas aulas de periodicidade química, devemos 
ter um cuidado extra com compostos que apresentam metais pesados, 
pois estes apresentam a característica de se acumular em nosso organismo. 
Além deste cuidado, o contato direto com produtos químicos concentrados 
pode conduzir a uma intoxicação e a posterior doenças. Sempre manuseie 
e armazene os produtos químicos nocivos com atenção, cuidado e 
preferencialmente sob supervisão. Em geral, o sal de cozinha é retirado das 
salinas. Em seguida, este sofre um processo de iodação, adição de iodo, 
pois é o principal veículo de consumo do 
ser humano (todos comem sal misturado 
aos alimentos comercializados). O consumo 
de iodo evita o bócio, também conhecida 
como papada, pois desenvolve a região 
do pescoço, deixando a pessoa com um 
papo. Usualmente o sal é apresentado à 
sociedade em saleiros, conforme Figura 6.1. 
Figura 6.1: Saleiros que 
armazenam o sal, muito 
utilizados e restaurantes.
Fonte: http://www.freepik.com/
Aula 6 - Funções inorgânicas - 4a parte
Química IIe-Tec Brasil 182
6.1.1 Sais
Definição: compostos que devem apresentar pelo menos um cátion 
diferente do H+ e pelo menos um ânion diferente de OH-.
I - Fórmula Geral: CxAy
Sofrem sempre dissociação:
CxAy  xCy+ + yAx-
II - Propriedades:
•	 Sabor salgado
•	 Formam soluções eletrolíticas
•	 Resultam da neutralização de ácidos com bases.
III - Classificação
Os sais podem ser classificados segundo alguns critérios.
a. Quanto ao nº de cátion e/ou ânions
a.1 Duplos (pelo cátion): apresentam dois cátions (NaLiCO3, KNaSO4,...);
a.2 Duplos (pelo ânion): apresentam dois ânions (CaFBr, AlFSO4,...);
b. Quanto aos íons
b.1 Normais: não apresentam H+ nem OH- (NaBr,...);
b.2 Ácidos: Apresentam um ou mais H+ na estrutura (NaHCO3,...). Gerados a 
partir de neutralização parcial por parte do ácido;
b.3 Básicos: Apresentam uma ou mais OH- na estrutura (MgOHI,...). Gerados 
a partir de neutralização parcial por parte da base;
b.4 Anidros: sem água de hidratação (NaCl, CaF2,...);
b.5 Hidratados: com água de hidratação (CuSO4 . H2O,...).
Os sais podem ser chamados de higroscópicos se estes tiverem a tendência 
de pegar água do meio em que se encontram. Se esta tendência for muito 
intensa são denominados de deliquescentes.
NaCl: cloreto de sódio
CaCO3: carbonato de cálcio
NaHCO3: bicarbonato de sódio
e-Tec Brasil183Aula 6 - Funções inorgânicas - 4a parte
IV - Nomenclatura
Ácido ghhhg Ânion
oso  ito
iço  ato
ídrico  eto
Resumo
Aprendemos nesta aula a:
•	 Reconhecer os sais pela observação de suas fórmulas moleculares
•	 Separar os sais de acordo com suas propriedades
•	 Classificar e nomear os compostos salinos.
Atividades de aprendizagem
Vamos fixar o conteúdo?
1. Defina corretamente um sal. 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Qual é a fórmula geral de um sal?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
3. Quais são as principais propriedades dos sais?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
___________________ de _______________________
(Nome do ânion) (Nome do cátion)
Obs.: Se o cátion apresentar mais de um Nox deve-se expressá-lo em 
algarismo romano, ICO para Nox maior e OSO para Nox menor.
Pb(Br)2 – Brometo de chumbo II – (plumboso);
Pb(Br)4 – Brometo de chumbo IV – (plúmbico).
Obs.: O nome do ânion pode ser facilmente determinado pela sua relação 
com o nome do ácido (pelas terminações).
Água do mar: Você sabia que 
a água do mar apresenta uma 
enorme quantidade de diversos 
tipos de sais dissolvidos? A mas-
sa da água do mar é 3,5% de 
sal. Em particular, Se pegarmos 
1 litro de água do mar, teremos 
cerca de 35g de sal, um deles é 
o sal de cozinha (NaCl) além de 
outros sais também dissolvidos. 
Dependendo do oceano podemos 
encontrar variações deste percen-
tual. Por exemplo, 1 litro da água 
do Mar Morto, contém aproxima-
damente 300g de sal dissolvido, 
cerca de dez vezes mais que o 
anterior citado. Este oceano é ali-
mentado pelo Rio Jordão e banha 
a Jordânia, Israel e a Cisjordânia.
Química IIe-Tec Brasil 184
4. Como os sais podem ser classificados?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
5. Quanto ao número decátions, como podemos classificar os sais?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
6. Quanto ao número de ânions, como podemos classificar os sais?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
7. Quanto ao número de íons, como podemos classificar os sais?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
8. O que são sais anidros? E hidratados?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
9. Complete a seguinte cruzada, com base na aula de hoje:
a) S
b) A
c) I
d) S
e) A
f) N
g) I
h) D
i) R
j) O
k) S
e-Tec Brasil185Aula 6 - Funções inorgânicas - 4a parte
a. Sabor dos sais.
b. Os sais são produtos resultantes da neutralização dos ácidos pelas 
___________.
c. Os sais, assim como os ácidos e as bases, são capazes de formar soluções 
que conduzem a corrente elétrica. Tais soluções são conhecidas como 
__________ .
d. Os sais que apresentam mais de um cátion ou mais de um ânion podem 
ser chamados de ______________.
e. As estruturas moleculares de compostos salinos que apresentam água 
de hidratação conferem a estes qual classificação?
f. Com relação à presença de íons, os sais podem ser classificados como 
ácidos, básicos ou _____________.
g. Quanto ao número de íons, os sais podem ser classificados como ácidos, 
neutros ou ______________.
h. Quando um sal é caracterizado por um forte (intenso caráter) higroscópico 
ele deve ser chamado de ______________.
i. O sal que tem facilidade de se dissolver com a água vaporizada, presente 
no ar atmosférico, pode ser chamado de _______________.
j. Os sais são produtos resultantes da neutralização dos hidróxidos com os 
___________.
k. Os sais podem ser duplos pelo ânion e também pelo ______________.
e-Tec Brasil 186
e-Tec Brasil187Aula 7 - Funções inorgânicas - 5a parte
Na aula de hoje concluiremos os estudos sobre as funções 
inorgânicas, com os óxidos. Primeiramente, investigaremos seu 
reconhecimento, por meio das estruturas moleculares, em seguida 
verificaremos a classificação e as regras de nomenclatura.
Ao final deste encontro você será capaz de reconhecer os óxidos, em 
função da fórmula molecular, da classificação e da nomenclatura.
7.1 Funções Inorgânicas - Óxidos
Os óxidos são substâncias químicas que apresentam propriedades muito 
variadas, não existe um padrão, uma regra, a ser seguido como foi observado 
anteriormente para os ácidos, as bases e os sais. Os compostos que não 
pertencem a estas funções são os demais, sempre binários contendo o 
oxigênio como elemento mais eletronegativo. Os óxidos estão presentes 
nos alimentos, nas bebidas, na atmosfera, etc. O óxido mais conhecido é o 
monóxido de di-hidrogênio (H2O – a água), que se destaca por ser insípida, 
inodora e incolor. Além de constituir grande parte dos seres vivos, bem por 
isso, ela é de grande importância para a manutenção da vida. Outro óxido 
muito conhecido é o dióxido de carbono (CO2 – gás carbônico), responsável 
pelo efeito estufa, é utilizado nos extintores e também é ingerido sob a 
forma de água gaseificada, nos refrigerantes. Outro óxido muito presente 
em nosso cotidiano é o óxido de ferro (FeO) apresentado na Figura 7.1. 
Eletronegativo: elemento que 
apresenta grande tendência de 
atrair elétrons, ou seja, é o ele-
mento que ficará negativo (ânion) 
depois da ligação química.
Insípida: substância que não 
apresenta sabor.
Inodora: substância que não 
apresenta cheiro.
Incolor: substância que não 
apresenta coloração.
Efeito estufa: fenômeno que 
ocorre na interface da atmosfe-
ra terrestre e o espaço sideral. A 
alta concentração do CO2 nesta 
região impede a saída do calor. 
Isto pode resultar em um aumen-
to nas temperaturas causando o 
derretimento das calotas polares 
(de gelo) e o consequente au-
mento no nível dos rios, mares, 
lagos e oceanos. 
Figura 7.1 - Apresenta a imagem do ferro que sofreu oxidação.
Fonte: Acervo do autor
Aula 7 - Funções inorgânicas - 5a parte
Química IIe-Tec Brasil 188
7.1.1 Óxidos
São compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. 
São produtos resultantes da neutralização dos ácidos pelos hidróxidos.
I - Fórmula Geral: CxOy
Onde o O da fórmula deve ser, obrigatoriamente, o oxigênio! Este deve ser 
o ânion da fórmula molecular, bem por isso encontra-se no final da fórmula.
II - Classificação:
Os óxidos podem ser classificados segundo alguns critérios.
a) Ácidos: reagem com H2O formando ácidos.
Neutralizam bases (SO3, CO2, NO2,...);
b) Básicos: reagem com H2O formando bases.
Neutralizam ácidos (CaO, BaO, MgO,...);
c) Anfóteros: neutralizam ácidos e bases (As2O3, Sb2O5, ZnO, PbO,...);
d) Neutros: não reagem com H2O, bases ou ácidos (CO, NO,...);
e) Duplos: constituídos por duas variedades de óxidos, formados pelo mesmo 
elemento químico (Fe3O4, CO3O4,...);
f) Peróxidos: substâncias na qual o oxigênio aparece com Nox = -1. (H, 1A, 
2A);
g) Superóxidos: substâncias na qual o oxigênio aparece com Nox = -1/2. (1A, 
2A).
III - Nomenclatura I
Óxido de ________________________
 (Nome do cátion)
Obs.: Se o cátion apresentar mais de um Nox deve-se expressá-lo em 
algarismo romano, ICO para Nox maior e OSO para Nox menor.
Composto binário: formado 
por apenas dois elementos quí-
micos.
Família 1A: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Família 2A: Be. Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Nox: Número de oxidação. Depen-
de da valência de um átomo, repre-
senta a exata carga de um átomo 
dentre de um composto. Por exem-
plo: se um átomo doa um elétron, 
assume uma carga +1, este é o seu 
Nox.
Ex.: FeO – Óxido de ferro II – (ferroso);
Ex.: Fe2O3 – Óxido de ferro III – (férrico).
IV - Nomenclatura II
e-Tec Brasil189Aula 7 - Funções inorgânicas - 5a parte
Resumo
Ao chegar neste ponto você tem capacidade de:
•	 Reconhecer os óxidos pela observação de suas fórmulas moleculares
•	 Separar os óxidos pela sua classificação
•	 Nomear corretamente os óxidos.
Atividades de aprendizagem
1. Defina corretamente um óxido. 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Qual é a fórmula geral de um óxido?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
3. Quais as classificações dos óxidos?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
4. Qual a principal característica de um peróxido? E de um superóxi-
do? 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
Mono
Di
Tri
...
Mono
Di
Tri
...
óxido de
(Nome do cátion)
Efeito estufa: Esteefeito é cau-
sado pela retenção do calor do 
planeta, em sua atmosfera. Em 
especial, a queima dos combus-
tíveis produz dióxido de carbono 
(CO2) que impede que o calor 
saia pela atmosfera, o que cau-
saria um aquecimento natural na 
Terra. O problema posterior a este 
aquecimento, é o derretimento 
das calotas polares de gelo, o 
que pode aumentar o nível dos 
oceanos que cobririam porções 
continentais não submersas.
Química IIe-Tec Brasil 190
5. Complete a seguinte cruzada, com base na aula de hoje:
a) Ó
b) X
c) I
d) D
e) O
f) S
g) Á
h) C
i) I
j) D
k) O
l) S
a. Funções inorgânicas que reagem com os ácidos dando origem a um sal e um óxido.
b. Tipo de óxido que apresenta o oxigênio com Nox = -1/2.
c. Os óxidos que reagem com água e dão origem a um ácido são classificados como 
óxidos __________.
d. Compostos constituídos por duas variedades de óxidos, formados pelo mesmo 
elemento químico, isso o classifica como óxido _____________.
e. Os óxidos que neutralizam os ácidos e as bases são classificados como __________.
f. Os óxidos que não reagem com água, ácido ou base podem ser chamados de 
_______.
g. Os óxidos que reagem com água e dão origem a um hidróxido são classificados como 
óxidos ___________.
h. O caso da água, não apresenta coloração, pode ser dito que esta substância é 
______.
e-Tec Brasil191Aula 7 - Funções inorgânicas - 5a parte
i. O óxido que não apresenta odor pode ser chamado de _________.
j. Tipo de óxido que apresenta o oxigênio com Nox = -1.
k. Os óxidos são definidos como compostos binários que apresentam o _______ como 
elemento mais eletronegativo.
l. Compostos formados por apenas dois elementos químicos.
e-Tec Brasil193Aula 8 - Balanceamento das esquações
Na aula de hoje veremos as equações químicas, cujo objetivo é 
descrever o que acontece com a matéria. Portanto, devemos 
conhecer seus elementos básicos. Veremos que é possível propor 
reagentes e produtos para novas sínteses, e compreenderemos a 
necessidade de acertar seus coeficientes.
Ao final deste encontro você será capaz de reconhecer os 
elementos das equações químicas, de propor reagentes e produtos 
para sínteses e de acertar devidamente seus coeficientes.
8.1 Balanceamento de equações
As equações químicas têm o objetivo de explicar o que se observa na natureza. 
Se esta explicação ocorrer de forma eficiente, podemos utilizá-las para prever 
mecanismos de reação e propor produtos para a reação de determinados 
compostos químicos. O objetivo do balanceamento é equilibrar os dois lados 
de uma equação, pois deve apresentar o mesmo número de átomos nos 
reagentes e nos produtos, como relaciona a Figura 8.1, que segue. 
Figura 8.1 Deve representar a necessidade 
de equilíbrio entre reagentes e produtos.
http://www.freepik.com/
8.1.1 Elementos básicos das equações químicas
Na seguinte equação, temos o ácido clorídrico reagindo com a soda cáustica, 
dando origem ao sal de cozinha e água:
HCl(aq.) + NaOH(aq.)  NaCl(aq.) + H2O(aq.)
Aula 8 - Balanceamento das equações
Química IIe-Tec Brasil 194
É importante que você perceba as informações que estão associadas nesta 
equação. Para tanto, observaremos o primeiro reagente: HCl(aq.). Note que aqui 
é apresentada a fórmula química da substância, seu estado físico subscrito 
(neste caso, aquoso = aq.). Estes estados físicos podem ser expressos por 
outros símbolos, como: sólido (s), líquido (l), gasoso (g) e vapor (v). Todos os 
símbolos sempre subscritos!
Se novamente observarmos a equação química acima, também perceberemos 
que os compostos químicos se encontram separados por sinais de mais (+). 
A seta () separa os reagentes dos produtos. Nesta equação os coeficientes 
são unitários (iguais a um), por isso não são descritos, porém os coeficientes 
devem sempre estar presentes nas equações. Pois, estes revelam as reais 
proporções entre as substâncias consumidas (os reagentes) e os novos 
compostos químicos gerados (os produtos).
8.2 Balanceamento de equações
Consiste em acertar os coeficientes da equação em questão, de modo 
que não sejam alterados os algarismos que expressam a atomicidade da 
substância. Lembre-se da Lei de Lavoisier que diz que: “Na natureza, nada 
se perde, nada se cria, tudo se transforma”. Seguindo esta Lei o número 
de átomos que estão nos reagentes e produtos deve ser o mesmo. Este 
balanceamento pode ser feito de duas formas: por tentativas (método direto) 
ou por oxirredução.
8.2.1 Balanceamento por tentativas
Regras Práticas:
1ª) Identificamos a espécie que apresenta maior atomicidade (maior número 
de átomos);
2ª) Atribuímos o coeficiente 1 para esta espécie (de maior atomicidade);
3ª) A partir deste coeficiente, podem-se determinar os outros, por tentativas;
4ª) Caso apareça algum coeficiente não inteiro, devemos multiplicar os 
outros coeficientes de modo que todos fiquem inteiros.
Ex.: Fe(s) + O2(g)  Fe2O3(s)
Observe que Fe2O3 é a espécie com maior atomicidade, portanto, seu 
coeficiente deve ser a unidade:
Fe(s) + O2(g)  1 Fe2O3(s)
Reagentes: substâncias que 
serão consumidas no decorrer da 
reação.
Produtos: substâncias que serão 
formadas no decorrer da reação.
e-Tec Brasil195Aula 8 - Balanceamento das esquações
Na sequência podemos balancear os outros coeficientes: 
2 Fe(s) + 3/2 O2(g)  1 Fe2O3(s)
Veja que um dos coeficientes é fracionário, portanto, devemos multiplicar 
todos os coeficientes pelo menor número inteiro de forma que todos os 
coeficientes fiquem inteiros. Neste caso o menor número é o dois:
4 Fe(s) + 3 O2(g)  2 Fe2O3(s)
Resumo
Ao chegar neste ponto você está apto a:
•	 Reconhecer os elementos básicos das equações químicas.
•	 Propor produtos e reagentes para a síntese de compostos químicos.
•	 Separar compostos químicos e balancear corretamente as equações.
•	 Operar as equações, transformando-as conforme a necessidade.
Atividades de aprendizagem 
Com seu esforço, nosso aprendizado ficará mais fácil!
1. Quais são os elementos presentes em uma equação química? 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Quais são as regras para o balanceamento por tentativas? 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
3. Balanceie corretamente as seguintes equações químicas:
a. HCl(aq.) + KOH(aq.)  KCl(aq.) + H2O(aq.)
b. HBr(aq.) + NaOH(aq.)  NaBr(aq.) + H2O(aq.)
c. HI(aq.) + Ca(OH)2(aq.)  CaI2(aq.) + H2O(aq.)
d. HF(aq.) + Al(OH)3(aq.)  AlF3(aq.) + H2O(aq.)
e. H2S(aq.) + LiOH(aq.)  Li2S(aq.) + H2O(aq.)
Química IIe-Tec Brasil 196
4. Observando as seguintes equações químicas, circule os reagentes e sublinhe 
os produtos, note que estas equações não estão balanceadas:
a) HCl(aq.) + KOH(aq.)  KCl(aq.) + H2O(aq.)
b) HBr(aq.) + NaOH(aq.)  NaBr(aq.) + H2O(aq.)
c) HI(aq.) + Ca(OH)2(aq.)  CaI2(aq.) + H2O(aq.)
5. Complete a seguinte cruzada, com base na aula de hoje:
a) E
b) Q
c) U
d) A
e) Ç
f) Ã
g) O
h) Q
i) U
j) Í
k) M
l) I
m) C
n) A
e-Tec Brasil197Aula 8 - Balanceamento das esquações
a. O acerto dos coeficientes de uma equação química também é chamado 
de ______.
b. O símbolo (l) representa qual estado físico.
c. Quando encontramos a espécie de maior atomicidade atribuímos a esta 
o coeficiente ___________.
d. O símbolo (v) representa qual estado físico.
e. O balanceamento ou acerto de coeficientespode ocorrer por tentativas 
ou por _____.
f. Toda equação química tem o objetivo de explicar o que acontece numa 
_______ que ocorre na natureza.
g. Espécies químicas que são geradas numa reação.
h. O símbolo (aq.) representa qual estado físico.
i. Os sinais de mais (+) e as setas (→) têm o objetivo de separar os compostos 
______.
j. Sólido, líquido, gasoso e vapor são exemplos de estados _______________.
k. Quando iniciamos um balanceamento, acerto de coeficientes, devemos 
primeiramente identificar a espécie química que apresenta a maior 
______________.
l. O símbolo (s) representa qual estado físico.
m. Quando temos uma equação química, o nosso objetivo é balancear 
apenas acertando seus __________________. 
n. Substâncias químicas que são formadas numa reação.
e-Tec Brasil199Aula 9 - Estequiometria - 1a parte
Nesta aula tomaremos como referência as equações químicas 
devidamente balanceadas. Entraremos em contato com as 
leis ponderais e volumétricas, que regem e dizem respeito às 
reações químicas que ocorrem e podem ser representadas pelas 
equações químicas, além da hipótese e o número de Avogadro. 
Posteriormente, investigaremos a referência de massa para um 
átomo e sua relação com a unidade grama. Ao final deste encontro 
você será capaz de relacionar a massa dos átomos e estendê-las 
a unidade de massa (o grama). Poderá reconhecer, interpretar e 
aplicar as leis ponderais e volumétricas e a hipótese e o número de 
Avogadro.
9.1 Unidade de Massa Atômica
Através de experimentos com o carbono, Avogadro relacionou o número de 
moléculas com sua massa em gramas. Utilizando como referência o isótopo 
12 do carbono. Pegando-se 1/12 do C12 têm-se então uma unidade de 
massa atômica e pegando-se 1 mol de unidades de massa atômica têm-se 1 
grama, é exatamente o que se refere o figura 9.1, que segue. O mol é uma 
quantidade de matéria sempre constante em número de entidades, segundo 
Avogadro (1 mol é equivalente a 6x1023 unidades de massa atômica). 
 6C
12 1/12 6C
12 
Figura 9.1 Esquema da massa atômica.
Fonte: Elaborado pelo autor
9.1.1 Exemplo 
Os elementos apresentam suas massas atômicas, que podem ser consultadas 
na tabela periódica. Estes dados servem para definir a massa molar de uma 
espécie atômica ou molecular. Se o caso for para uma espécie atômica, 
o próprio átomo apresenta a massa da espécie, enquanto que para uma 
molécula, temos a soma das massas dos átomos que constituem a espécie.
Aula 9 - Estequiometria - 1a parte
Química IIe-Tec Brasil 200
Massa atômica de um átomo:
Fe56, O16.
Fe: Isto implica em dizer que a massa de um mol de ferro apresenta um a 
massa de 56g. Pois, a espécie apresenta apenas um átomo.
Fe2O3: Isto implica em dizer que a massa de um mol de trióxido de diferro 
apresenta um a massa de 160g. Pois, a espécie apresenta dois átomos de 
ferro, cada um pesando 56g, além de três átomos de oxigênio, cada um 
pesando 16g. 
Fazemos a soma:
2 átomos de ferro (56g + 56g ) + 3 átomos de oxigênio (16g + 16g) = 160g.
9.2 Leis Ponderais e Volumétricas
•	 Lavoisier: nada se perde, nada se cria, tudo apenas se transforma. A 
massa em uma reação é sempre conservada.
•	 Proust: existem proporções constantes entre as massas dos reagentes e 
dos produtos.
•	 Gay-Lussac: existem relações de múltiplos entre os volumes dos reagentes 
e dos produtos.
9.3 Hipótese do Avogadro
1 mol = 22,4 L
Esta hipótese diz que gases condicionados sob a mesma pressão e 
temperatura apresentam o mesmo volume e a mesma quantidade de 
moléculas. Independentemente de sua massa. Desde que seja medido nas 
CNTP. 
n = 1 mol
T = 0º C = 273 K
P = 1atm = 760 mmHg
V = 22,4 L
Obs.: O número de Avogadro expressa a quantidade aproximada de átomos 
que constituem exatamente 1 mol de átomos condicionados em 0°C, 1atm 
e ocupando um volume de 22,4L. Este número equivale a 6,022x1023 
entidades. Estas entidades podem ser átomos ou moléculas, podendo ainda 
ser estendido para qualquer partícula, atômica ou não. O número pode ser 
arredondado para 6,02x1023 entidades, ou 6,0x1023 entidades = 6 x1023 
entidades.
CNTP: Condições normais de 
temperatura e pressão. T = 0°C 
e p = 1 atm.
e-Tec Brasil201Aula 9 - Estequiometria - 1a parte
Importante!
Lavoisier: nasceu em Paris na França (1743-1794). Autor da Lei da conservação 
das massas. Considerado o Pai da Química e descobridor do oxigênio.
Figura 9.2 Antoine Lavoisier
Fonte: http://scienceworld.wolfram.com
Joseph Louis Proust: nasceu em Angers na França (1754-1826). Autor da Lei 
das Proporções constantes. 
Figura 9.3 Joseph Louis Proust
Fonte: http://www.google.com.br
Química IIe-Tec Brasil 202
Joseph Louis Gay-Lussac: nasceu em Saint Leonard na França (1778-1850). 
Realizou o experimento da síntese da água, comprovando a formação de 
2mol de H2O a partir de 1mol de O2 e 2mol de H2.
Figura 9.4 Joseph Louis Gay-Lussac
Fonte: http://www.dec.ufcg.edu.br
Amedeo Avogadro: nasceu em Turim na Itália, (1776-1856). Publicou sua 
Hipótese em 1811, sendo compreendida apenas em 1860.
Figura 9.5 Amedeo Avogadro
Fonte:http://www.google.com.br
e-Tec Brasil203Aula 9 - Estequiometria - 1a parte
Resumo
Nesta aula você aprendeu a:
•	 Relacionar a massa de um átomo e o grama
•	 Reconhecer, interpretar e aplicar as leis ponderais e volumétricas da 
matéria, além da Hipótese e o número de Avogadro.
Atividades de aprendizagem
1. Qual é a referência de massa atômica? 
________________________________________________________________
________________________________________________________________
2. Quais são as Leis Ponderais e Volumétricas da matéria?
________________________________________________________________
________________________________________________________________
________________________________________________________________
3. O que diz a Hipótese de Avogadro? Qual é o número de Avoga-
dro?
________________________________________________________________
4. Complete a seguinte cruzada, com base na aula de hoje:
a) E
b) S
c) T
d) E
e) Q
f) U
g) I
h) O
i) M
j) E
k) T
l) R
m) I
n) A
Química IIe-Tec Brasil 204
a. Espécies químicas que compõe as fórmulas moleculares são os_____ 
químicos.
b. Dado extraído da tabela periódica e utilizado para definir a massa molar 
dos compostos químicos.
c. Espécies químicas que participam das equações químicas, são formados.
d. Compostos químicos que participam das equações químicas, antes da 
seta, são consumidos.
e. As _________ químicas representam o que acontece na natureza.
f. A ________ de massa atômica relaciona a massa de um átomo com a 
unidade grama.
g. A unidade de massa atômica tem como referência o ________ 12 do 
carbono.
h. As leis que regem a estequiometria são as Leis ________ e volumétricas 
da matéria.
i. As leis que regem a estequiometria são as Leis Ponderais e ___________ 
da matéria.
j. O fato da proposta de que uma quantidade fixa de átomos de uma 
substância apresentar o mesmo volume e número de partículas chama-
se _______ de Avogadro.
k. Nas CNTP, temos 0°C sendo a ______ do sistema.
l. 1atm representa a _____________.
m. Autor da lei que diz que na natureza nada se perde e nada se cria, tudo 
apenas se transforma.
n. Relacionado ao número 6x1023.
e-Tec Brasil205Aula 10 - Estequiometria - 2a parte
Nesta aula tomaremos como referência as equações químicas 
devidamente balanceadas, as Leis Ponderais e Volumétricas da 
matéria, a Hipótese de Avogadro e seu número, para relacionarmos 
aos reagentes e produtos das equações químicas. Verificaremos 
que as quantidades dos compostos químicos estão